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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

，

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。

(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＋2CSi(粗)＋2CO↑

Si(粗)＋2Cl₂SiCl₄

SiCl₄＋2H₂Si(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＋CaOCaSiO₃

(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N_A2SiO₃，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

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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。

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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

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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CO₃^2－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^－＝SO₃^2－＋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)。

(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。

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：

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S^2-、Fe^2＋、SO₃^2－、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：

生成的一水合氨NH₃·H₂O是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：

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：

(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：

(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^＋。