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非金属及其化合物知识点总结

一、硅及其化合物 Si

硅元素在地壳中的含量排第二,在自然界中没有游离态的硅,只有以化合态存在的硅,常见的是二氧化硅、硅酸盐等。

硅的原子结构示意图为

非金属及其化合物知识点总结

硅元素位于元素周期表第三周期第Ⅳa族,硅原子最外层有4个电子,既不易失去电子又不易得到电子,主要形成四价的化合物。

1、单质硅(Si):

(1)物理性质:有金属光泽的灰黑色固体,熔点高,硬度大。

(2)化学性质:

①常温下化学性质不活泼,只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。

Si+2F2=SiF4

Si+4HF=SiF4↑+2H2

Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2

②在高温条件下,单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。

非金属及其化合物知识点总结

(3)用途:太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。

(4)硅的制备:工业上,用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。

SiO2+2C非金属及其化合物知识点总结Si(粗)+2CO↑

Si(粗)+2Cl2非金属及其化合物知识点总结SiCl4

SiCl4+2H2非金属及其化合物知识点总结Si(纯)+4HCl

2、二氧化硅(SiO2):

(1)SiO2的空间结构:立体网状结构,SiO2直接由原子构成,不存在单个SiO2分子。

(2)物理性质:熔点高,硬度大,不溶于水。

(3)化学性质:SiO2常温下化学性质很不活泼,不与水、酸反应(氢氟酸除外),能与强碱溶液、氢氟酸反应,高温条件下可以与碱性氧化物反应:

①与强碱反应:SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性,所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液,避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住,打不开,应用橡皮塞)。

②与氢氟酸反应[SiO2的特性]:SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(利用此反应,氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放,应用塑料瓶)。

③高温下与碱性氧化物反应:SiO2+CaO非金属及其化合物知识点总结CaSiO3

(4)用途:光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

3、硅酸(H2SiO3):

(1)物理性质:不溶于水的白色胶状物,能形成硅胶,吸附水分能力强。

(2)化学性质:H2SiO3是一种弱酸,酸性比碳酸还要弱,其酸酐为SiO2,但SiO2不溶于水,故不能直接由SiO2溶于水制得,而用可溶性硅酸盐与酸反应制取:(强酸制弱酸原理)

Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3

Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3(此方程式证明酸性:H2SiO3<H2CO3)

(3)用途:硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

4、硅酸盐

硅酸盐:硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多,大多数难溶于水,最常见的可溶性硅酸盐是NA2SiO3,Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃,又称泡花碱,是一种无色粘稠的液体,可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质:

Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)

传统硅酸盐工业三大产品有:玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂,常用氧化物的形式表示:活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则:除氧元素外,其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

硅酸钠:Na2SiO3 Na2O·SiO2

硅酸钙:CaSiO3 CaO·SiO2

高岭石:Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O

正长石:KAlSiO3不能写成 K2O· Al2O3·3SiO2,应写成K2O·Al2O3·6SiO2

二、氯及其化合物

氯原子结构示意图为

非金属及其化合物知识点总结

氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族,氯原子最外电子层上有7个电子,在化学反应中很容易得到1个电子形成Cl,化学性质活泼,在自然界中没游离态的氯,氯只以化合态存在(主要以氯化物和氯酸盐)。

1、氯气(Cl2):

(1)物理性质:黄绿色有刺激性气味有毒的气体,密度比空气大,易液化成液氯,易溶于水。(氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水;液氯为纯净物)

(2)化学性质:氯气化学性质非常活泼,很容易得到电子,作强氧化剂,能与金属、非金属、水以及碱反应。

①与金属反应(将金属氧化成最高正价)

Na+Cl2===点燃2NaCl

Cu+Cl2===点燃CuCl2

2Fe+3Cl2===点燃2FeCl3(氯气与金属铁反应只生成FeCl3,而不生成FeCl2。)

(思考:怎样制备FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑,铁跟盐酸反应生成FeCl2,而铁跟氯气反应生成FeCl3,这说明Cl2的氧化性强于盐酸,是强氧化剂。)

②与非金属反应

Cl2+H2===点燃2HCl(氢气在氯气中燃烧现象:安静地燃烧,发出苍白色火焰)

将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。

燃烧:所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧,不一定要有氧气参加。

③Cl2与水反应

Cl2+H2O=HCl+HClO

离子方程式:Cl2+H2O=H+Cl+HClO

将氯气溶于水得到氯水(浅黄绿色),氯水含多种微粒,其中有H2O、Cl2、HClO、Cl、H、OH(极少量,水微弱电离出来的)。

氯水的性质取决于其组成的微粒:

(1)强氧化性:Cl2是新制氯水的主要成分,实验室常用氯水代替氯气,如氯水中的氯气能与KI,KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。

(2)漂白、消毒性:氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性,一般在应用其漂白和消毒时,应考虑HClO,HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质,不可逆。

(3)酸性:氯水中含有HCl和HClO,故可被NaOH中和,盐酸还可与NaHCO3,CaCO3等反应。

(4)不稳定性:HClO不稳定光照易分解。

非金属及其化合物知识点总结

因此久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。

(5)沉淀反应:加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl)。自来水也用氯水杀菌消毒,所以用自来水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。

④Cl2与碱液反应:

与NaOH反应:Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH=Cl+ClO+H2O)

与Ca(OH)2溶液反应:2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O

此反应用来制漂白粉,漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2,有效成分为Ca(ClO)2

漂白粉之所以具有漂白性,原因是:Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性;同样,氯水也具有漂白性,因为氯水含HClO;NaClO同样具有漂白性,发生反应2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;

干燥的氯气不能使红纸褪色,因为不能生成HClO,湿的氯气能使红纸褪色,因为氯气发生下列反应Cl2+H2O=HCl+HClO。

漂白粉久置空气会失效(涉及两个反应):

Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO

非金属及其化合物知识点总结

漂白粉变质会有CaCO3存在,外观上会结块,久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成,含CO2和HCl杂质气体。

⑤氯气的用途:制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。

2、Cl的检验:

原理:根据Cl与Ag反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl存在。

方法:先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32干扰)再滴加AgNO3溶液,如有白色沉淀生成,则说明有Cl存在。

三、硫及其化合物

1、硫元素的存在:硫元素最外层电子数为6个,化学性质较活泼,容易得到2个电子呈-2价或者与其他非金属元素结合成呈+4价、+6价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。(如火山口中的硫就以单质存在)

2、硫单质

①物质性质:俗称硫磺,淡黄色固体,不溶于水,熔点低。

②化学性质:S+O2 ===点燃SO2(空气中点燃淡蓝色火焰,纯氧中蓝紫色)

3、二氧化硫(SO2)

(1)物理性质:无色、有刺激性气味有毒的气体,易溶于水,密度比空气大,易液化。

(2)SO2的制备:S+O2 ===点燃SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O

(3)化学性质:①SO2能与水反应SO2+H2OH2SO3(亚硫酸,中强酸)此反应为可逆反应。

可逆反应定义:在相同条件下,正逆方向同时进行的反应。(关键词:相同条件下)

②SO2为酸性氧化物,是亚硫酸(H2SO3)的酸酐,可与碱反应生成盐和水。

a、与NaOH溶液反应:

SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O (SO2+2OH=SO32+H2O)

SO2(过量)+NaOH=NaHSO3(SO2+OH=HSO3)

b、与Ca(OH)2溶液反应:

SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3↓(白色)+H2O

2SO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3)2(可溶)

对比CO2与碱反应:

CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3↓(白色)+H2O

2CO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3)2(可溶)

将SO2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成,后沉淀消失,与CO2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验现象相同,所以不能用石灰水来鉴别SO2和CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳,这说法是对的,因为SO2是有刺激性气味的气体。

③SO2具有强还原性,能与强氧化剂(如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等)反应。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色,显示了SO2的强还原性(不是SO2的漂白性)。

非金属及其化合物知识点总结(催化剂:粉尘、五氧化二钒)

SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(将SO2气体和Cl2气体混合后作用于有色溶液,漂白效果将大大减弱。)

④SO2的弱氧化性:如2H2S+SO2=3S↓+2H2O(有黄色沉淀生成)

⑤SO2的漂白性:SO2能使品红溶液褪色,加热会恢复原来的颜色。用此可以检验SO2的存在。


SO2

Cl2

漂白的物质

漂白某些有色物质

使湿润有色物质褪色

原理

与有色物质化合生成不稳定的无色物质

与水生成HClO,HClO具有漂白性,将有色物质氧化成无色物质

加热

能恢复原色(无色物质分解)

不能复原

⑥SO2的用途:漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。

4、硫酸(H2SO4)

(1)浓硫酸的物理性质:纯的硫酸为无色油状粘稠液体,能与水以任意比互溶(稀释浓硫酸要规范操作:注酸入水且不断搅拌)。质量分数为98%(或18.4mol/L)的硫酸为浓硫酸。不挥发,沸点高,密度比水大。

(2)浓硫酸三大性质:吸水性、脱水性、强氧化性。

①吸水性:浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气,可作干燥剂,可干燥H2、O2、SO2、CO2等气体,但不可以用来干燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五种气体。

②脱水性:能将有机物(蔗糖、棉花等)以水分子中H和O原子个数比2︰1脱水,炭化变黑。

③强氧化性:浓硫酸在加热条件下显示强氧化性(+6价硫体现了强氧化性),能与大多数金属反应,也能与非金属反应。

a. 与大多数金属反应(如铜):2H2SO4 (浓)+Cu===ΔCuSO4+2H2O+SO2(此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性)

b. 与非金属反应(如C反应):2H2SO4(浓)+C===ΔCO2 ↑+2H2O+SO2(此反应浓硫酸表现出强氧化性)

注意:常温下,Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化。

浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应,但在常温下,铝和铁遇浓硫酸时,因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜,这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化,所以,常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。

(3)硫酸的用途:干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。

四、氮及其化合物

1、氮的氧化物:NO2和NO

N2+O2========高温或放电2NO,生成的一氧化氮很不稳定:2NO+O2 == 2NO2

一氧化氮:无色气体,有毒,能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒(与CO中毒原理相同),不溶于水。是空气中的污染物。

二氧化氮:红棕色气体(与溴蒸气颜色相同)、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水,并与水反应:

3NO2+H2O=2HNO3+NO,此反应中NO2既是氧化剂又是还原剂。以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。

2、硝酸(HNO3):

(1)硝酸物理性质:纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点(83℃)、易挥发,在空气中遇水蒸气呈白雾状。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”,常用浓硝酸的质量分数为69%。

(2)硝酸的化学性质:具有一般酸的通性,稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色,浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红(H作用)后褪色(浓硝酸的强氧化性)。用此实验可证明浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂,能氧化大多数金属,但不放出氢气,通常浓硝酸产生NO2,稀硝酸产生NO,如:

①Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

②3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为1︰2;反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为3︰2。

常温下,Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化,(说成不反应是不妥的),加热时能发生反应:

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当溶液中有H和NO3时,相当于溶液中含HNO3,此时,因为硝酸具有强氧化性,使得在酸性条件下NO3与具有强还原性的离子如S2-、Fe2+、SO32、I、Br(通常是这几种)因发生氧化还原反应而不能大量共存。(有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。)

3、氨气(NH3)

(1)氨气的物理性质:无色气体,有刺激性气味、比空气轻,易液化,极易溶于水,1体积水可以溶解700体积的氨气(可做红色喷泉实验)。浓氨水易挥发出氨气。

(2)氨气的化学性质:

a. 溶于水溶液呈弱碱性:

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生成的一水合氨NH3·H2O是一种弱碱,很不稳定,受热会分解:

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氨气或液氨溶于水得氨水,氨水的密度比水小,并且氨水浓度越大密度越小,计算氨水浓度时,溶质是NH3,而不是NH3·H2O。

氨水中的微粒:H2O、NH3、NH3·H2O、NH4、OH、H(极少量,水微弱电离出来)。

喷泉实验的原理:是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差,使气体容器内压强降低,外界大气压把液体压入气体容器内,在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。

喷泉实验成功的关键:

(1)气体在吸收液中被吸收得既快又多,如NH3、HCl、HBr、HI、NO2用水吸收,CO2、SO2,Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。

(2)装置的气密性要好。

(3)烧瓶内的气体纯度要大。

b. 氨气可以与酸反应生成盐:

①NH3+HCl=NH4Cl

②NH3+HNO3=NH4NO3

③2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4

因NH3溶于水呈碱性,所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在,因浓盐酸有挥发性,所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口,如果有大量白烟生成,可以证明有NH3存在。

(3)氨气的实验室制法:

①原理:铵盐与碱共热产生氨气

②装置特点:固+固气体,与制O2相同。

③收集:向下排空气法。

④验满:

a. 湿润的红色石蕊试纸(NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体)

b. 蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟)

⑤干燥:用碱石灰(NaOH与CaO的混合物)或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂,因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3。P2O5、浓硫酸均能与NH3反应,生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。

⑥吸收:在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个:一是减小氨气与空气的对流,方便收集氨气;二是吸收多余的氨气,防止污染空气。

(4)氨气的用途:液氨易挥发,汽化过程中会吸收热量,使得周围环境温度降低,因此,液氨可以作制冷剂。

4、铵盐

铵盐均易溶于水,且都为白色晶体(很多化肥都是铵盐)。

(1)受热易分解,放出氨气:

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(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气,利用这个性质可以制备氨气:

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(3)NH4的检验:样品加碱混合加热,放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝,则证明该物质会有NH4

(责任编辑:化学自习室)
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