高中化学非金属元素及其重要化合物性质大汇合

1、高中化学非金属元素及其重要化合物性质一、氯及其重要化合物1、氯气的性质及用途、 物理性质：常温下，氯气是黄绿色、有刺激性、能溶于水、比空气重、易液化的有毒气体。 化学性质：氯气的化学性质很活泼的非金属单质。（ 1）与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成高价态） 2Na Cl 2 2NaCl （产生白烟）Cu Cl 2 CuCl 2 （产生棕黄色的烟）2Fe 3Cl 2 2FeCl 3（产生棕色的烟）注：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中。（ 2）与非金属反应H 2 Cl 2 2HCl （发出苍白色火焰，有白雾生成） 可用于工业制盐酸光照H 2 Cl 2或点燃 2HC

2、l （会发生爆炸） 不可用于工业制盐酸2P 3Cl 2 2PCl 3（氯气不足；产生白雾）2P 5Cl 2 2PCl 5（氯气充足；产生白烟）注：磷在氯气中燃烧产生大量白色烟雾。（ 3）与水反应： Cl 2 H2 O = HCl HClO（ 4）与碱反应Cl 2 2NaOH = NaCl NaClO H2 O（用于除去多余的氯气）2Cl 2 2Ca(OH) 2 = Ca(ClO) 2 CaCl 2 2H2 O（用于制漂粉精）Ca(ClO) 2 CO 2 H2O = CaCO 3 2HClO （漂粉精的漂白原理）注意： 1 若 CO 2 过量则生成Ca(HCO 3) 2。2 若向 Ca(ClO)

3、 2 溶液中通入SO 2 气体 ,不能生成 CaSO 3，因能被 HClO 氧化。（ 5）与某些还原性物质反应2FeCl 2 Cl 2 = 2FeCl 32KI Cl 2 = 2KCl + I 2（使湿润的淀粉 -KI 试纸变蓝色，用于氯气的检验）SO2X2 2H2O = 2HCl + H2 SO 4（ X Cl 、 Br 、I）3、氯水的成分及性质氯气溶于水得黄绿色的溶液氯水。在氯水中有少部分氯分子与水反应，Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO（次氯酸），大部分是以Cl 2 分子状态存在于水中。注意：（1）在新制的氯水中存在的微粒有：H2 O、 Cl 2 、 HClO 、H+、

4、 Cl -、ClO -、 OH -；久置氯水则几乎是稀盐酸。 一元弱酸，比H2CO 3 弱光照（ 2） HClO 的基本性质 不稳定， 2HClO 或加热 2HCl + O 2 强氧化性：漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色，故氯水可用作自来水消毒。（ 3）几种漂白剂的比较漂白剂HClONa2 O2SO 2活性炭（ H2O2）漂白原理氧化漂白氧化漂白化合漂白吸附漂白品红溶液褪色褪色褪色褪色紫色石蕊先变红后褪色褪色只变红不褪色褪色稳定性稳定稳定不稳定4、氯气的制法（ 1）实验室制法药品及原理： MnO 2 + 4HCl (浓 ) MnCl 2 + 2H 2O + Cl 2强调： MnO 2 跟

5、浓盐酸在共热的条件下才反应生成Cl 2 ，稀盐酸不与MnO 2 反应。收集方法：向上排空气法（或排和食盐水法）净化装置：用饱和食盐水除去HCl ，用浓硫酸干燥尾气处理：用碱液吸收（ 2）氯气的工业制法： （氯碱工业）通 电2NaCl + 2H 2O = 2NaOH + H2 + Cl2氯化氢的性质和实验室制法1、物理性质 : 无色、有刺激性气味的气体；极易溶于水(1:500) 其水溶液为盐酸。2、盐酸的化学性质 : ( 挥发性强酸的通性 )3、氯化氢的实验室制法(1) 药品及反应原理 :NaCl + H 2SO 4 NaHSO 4 + HCl 不(加热或微热 )NaHSO 4 + NaClNa

6、 2SO 4 + HCl 加(热到 500oC 600oC)总式 :2NaCl + H 2SO 4 Na 2SO 4 + 2HCl (2) 装置 : 与制氯气的装置相似(3) 收集方法 : 向上排空气法(4) 检验方法 : 用湿润的蓝色石蕊试纸是否变红或用玻璃棒蘸浓氨水靠近是否有白烟产生(5) 尾气处理 : 用水吸收 (倒扣漏斗 )卤族元素1、卤素及化合物的性质比较:单质物理性质X2 与 H2化合X2 与H2O 化合水溶性化合价氟氯溴碘状态气气（易液化）液（易挥发）固（易升华）熔、沸点熔、沸点逐渐升高颜色淡黄绿色黄绿色红棕色紫黑色密度密度逐渐增大条件冷暗处光照加热持续加热程度剧烈爆炸爆炸缓慢化

7、合同时分解反应2F 2+2H 2O=4HFX2 + H 2 O = HX + HXO+O 2程度剧烈缓慢微弱极弱反应生成氢氟酸水溶性依次减小，有机溶剂中溶解性依次增大只有 -1 价有 -1、 +1 、+3 、 +5、 +7 等化学式无含氧酸有 HXO 、 HXO 2、 HXO 3、 HXO 4 等含氧酸强弱程同一价态的酸性依次减弱度颜色AgF （白）AgCl （白）AgBr（淡黄）AgI （黄）卤化银水溶性易溶均难溶，且溶解度依次减小感光性难分解见光均易分解，且感光性逐渐增强2、卤素元素的有关特性：（ 1） F2 遇水发生置换反应，生成HF 并放出 O2 。（ 2） HF 是弱酸、剧毒，但能腐

8、蚀玻璃4HF + SiO 2 = SiF 4 + 2HO；HF 由于形成分子间氢键相互缔合，沸点反常的高。（ 3）溴是唯一的液态非金属，易挥发，少量的液溴保存要用水封。（ 4）碘易升华，遇淀粉显蓝色；碘的氧化性较弱，它与变价金属反应时生成低价化合物。（ 5） AgX 中只有 AgF 溶于水，且不具有感光性；CaX 2 中只有 CaF 2 难溶。3、卤素间的置换反应及X-离子的检验：（ 1） Cl 2 + 2Br - = Br 2 + 2Cl -Cl 2 + 2I - = I 2 + 2Cl -Br 2 + 2I -= I 2 + 2Br -结论：氧化性： Cl 2 Br 2 I 2； 还原性：

9、 I- Br - Cl -（ 2）溴和碘在不同溶剂中所生成溶液（由稀到浓）的颜色变化溶剂水苯汽 油四氯化碳溶质Br 2黄 橙橙 橙红橙 橙红橙 橙红I2深黄 褐淡紫 紫红淡紫 紫红紫 深紫密度比 水 轻比 水 轻比 水 重（ 3） X-离子的检验Cl -白色沉淀Br -+ AgNO 3 + HNO 3浅黄色沉淀I-黄色沉淀二、硫及其重要化合物的主要性质及用途1、硫（ 1）物理性质：硫为淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于 CS 2 （用于洗去试管壁上的硫） ；硫有多种同素异形体：如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。（ 2）化学性质：硫原子最外层6 个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。与金属反应（

10、与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）2Na+S=Na 2 S （剧烈反应并发生爆炸） 与非金属反应与化合物的反应2Al+3SFe+S 2Cu + SS+O 2S+H 2Al 2 S3 （制取 Al 2S3 的唯一途径） FeS （黑色） Cu 2 S（黑色）点燃SO 2 H2 S（说明硫化氢不稳定）S+6HNO 3（浓）H2 SO 4+6NO 2 +2HOS+2H 2 SO 4（浓）2SO 2 +2HO3S+6NaOH2Na 2 S+Na 2SO 3+3H 2O（用热碱溶液清洗硫）（ 3）用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。2、硫的氢化物 硫化氢的制取：Fe+H 2SO

11、 4（稀） =FeSO 4 +H2 S（不能用浓 H2 SO 4 或硝酸，因为H2S 具有强还原性） H2S 是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，密度比空气略大。 硫化氢的化学性质A可燃性： 2H 2S+O 2点燃2S+2H 2O（ H2 S 过量）2H2 S+3O 2点燃2SO 2+2H 2O（O2 过量）强还原性：常见氧化剂 Cl 2、 Br 2、O2 、 Fe3+ 、HNO 3 、 KMnO 4 等，甚至 SO 2 均可将 H2S 氧化成 S。C不稳定性： 300 以上易受热分解 H2S 的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。3、硫的氧化物（ 1）二氧化硫： SO 2 是无色而有刺激性气味

12、的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。 SO 2 是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。 SO 2 有强还原性 常见氧化剂（见上）均可与 SO 2 发生氧化一还原反应如： SO 2 + Cl 2 +2H 2O = H 2 SO 4 + 2HCl SO 2 也有一定的氧化性2H2 S + SO 2 = 3S +2H2O SO 2 具有漂白性，能跟有色有机化合物生成无色物质（可逆、非氧化还原反应） 实验室制法： Na2 SO 3 + H 2 SO 4( 浓 )= Na 2SO 3 + H 2 O +SO 2 或 Cu + 2H 2SO 4( 浓 )CuSO 4 + 2H 2O

13、 + SO 2 （ 2）三氧化硫：是一种没有颜色易挥发的晶体；具有酸性氧化物的通性，遇水剧烈反应生成硫酸并放出大量的热。（ 3）比较 SO 2 与 CO 2、 SO 3SO 2CO 2SO 3主 要 物无色、有刺激性气体、 易液化易溶于无色、无气味气体能溶于水无 色 固 体 . 熔 点性水(1:40)(1:1)（ 16.8 ）与 水 反SO 2+H 2OH2 SO 3中强酸CO 2+H 2OH2CO 2弱SO 3 +H 2O=H 2SO 4 (应酸强酸 )与 碱 反SO+Ca(OH)=CaSO2SO2CO2CO 232应Ca(OH)SO 4 (微溶 )2)CaSO 3 Ca(OH) 2CaCO

14、 3Ca(HSO32Ca(HCO3)2清液白清清液白 清液液紫 色 石变红变红变红蕊品红褪色不褪色不褪色鉴 定 存能使品红褪色不能使品红褪色在又能使清石灰变浑浊但能使清石灰水变浑浊氧化性SO 2+2H 2S=2S +2H 2OCO 2+2Mg点燃2MgO+C高温CO 2+C 2CO还原性有无与Na 2O2+SO 2=Na 2 SO 42Na 2O2+2CO 2 =2Na 2 CO 32Na 2O2 +2SO 3=2Na 2O2+O 2NaSO 4+O 2作用（ 4）酸雨的形成和防治酸雨的形成是一个十分复杂的大气化学和大气物理过程。酸雨中含有硫酸和硝酸等酸性物质，其中又以硫酸为主。从污染源排放出

15、来的SO 2、NO x（ NO 、NO 2）是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的 SO 2 在光照、烟尘中的金属氧化物等的作用下，经氧化、溶于水等方式形成H2 SO 4 ，而 NO 被空气中氧气氧化为NO 2， NO 2 直接溶于水形成HNO 3，造成了雨水pH 值降低，便形成了酸雨。硫酸型酸雨的形成过程为：气相反应：2SO 2+O 2=2SO 3 、 SO 3+H 2O=H 2SO 4；液相反应：SO 2 +H 2 O=H 2 SO 3、 2H 2SO 3+O 2=2H2SO 4。总反应： 2SO2H O OMn2 、Fe3 、Cu2 、V52H SO22224硝酸型酸雨的形成过程为：2NO

16、+O2=2NO2、 3NO2+HO=2HNO+NO 。23引起硫酸型酸雨的 SO 2 人为排放主要是化石燃料的燃烧、工业尾气的排放、 土法炼硫等。 引起硝酸型酸雨的 NOx 人为排放主要是机动车尾气排放。酸雨危害： 直接引起人的呼吸系统疾病；使土壤酸化，损坏森林；腐蚀建筑结构、工业装备，电信电缆等。酸雨防治与各种脱硫技术：要防治酸雨的污染，最根本的途径是减少人为的污染物排放。因此研究煤炭中硫资源的综合开发与利用、采取排烟脱硫技术回收二氧化硫、寻找替代能源、城市煤气化、提高燃煤效率等都是防止和治理酸雨的有效途径。目前比较成熟的方法是各种脱硫技术的应用。在含硫矿物燃料中加生石灰，及时吸收燃烧过程中

17、产生的SO 2，这种方法称为 “钙基固硫 ”，其反应方程式为： SO 2+CaO=CaSO332=2CaSO4，2CaSO +O；也可采用烟气脱硫技术，用石灰浆液或石灰石在烟气吸收塔内循环，吸收烟气中的SO 2，其反应方程式为：SO 2+Ca(OH) 2 =CaSO 3+H 2O，SO 2 +CaCO 3=CaSO 3 +CO 2 ， 2CaSO 3+O 2=2CaSO 4。在冶金工业的烟道废气中，常混有大量的SO 2和 CO ，它们都是大气的污染物 ,在 773 和催化剂 (铝矾土 )的作用下， 使二者反应可收回大量的硫黄，其反应原理为： SO 2+2CO=S+CO 24、硫酸 稀 H2SO

18、 4 具有酸的一般通性，而浓H2SO 4 具有酸的通性外还具有三大特性：S、SO2+H2 O只表现强糖等C+H 2OC、SO2+CO2 +H2O氧化性脱水性HBr(HI 、H2 S)C2 H5OH、SO +H O只表现强C+HO糖等、SO +CO +H O氧化性242O脱水性HBr(HI、 S)H +HOOHO170氧化性或Br、 S)+SO +H无水去结晶水浓SOAl( 冷Fe) 钝化运装浓SOCH+H0浓 H 2SO4Al( 或 Fe)CuSO胆矾吸水性足量Cu 、CuSO +SO +H O兼有(I、Br 非碱性气体足量Zn、170氧化性作干燥剂FeZnSO +SO 后有)+H O 酸性中

19、性气体可干燥Fe +SO +H O无强还原性气体去结晶水冷钝化运装浓 H2SO4无水 CuSO4吸水性足量 Cu、胆矾兼有CuSO4 +SO2+H 2O足量 Zn 、作干燥剂ZnSO4+SO2 (后有 H2)+H 2O 酸性2 2-、SO 32- Fe2+2-、3+ Ag、243等）：中4性气的体鉴定（干扰离子可能有：CO 3、 SiO 32 SO可干燥Fe +SO +HPO待测液无强还原性气体澄清液白色沉淀（说明待测液中含有SO 42-离子）非碱性气体 硫酸的用途：制过磷酸钙、硫酸铵、硫酸铜、硫酸亚铁、医药、炸药，用于铅蓄电池，作干燥剂、制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等。5、硫酸的工业制法接触

20、法1、生产过程 :三阶段 SO 2 制取和净化三方程4FeS 11O 高温222Fe 2O3 8SO 2SO 2 转化为 SO 3SO 3 吸收和 H2SO 4 的生成2SO2催化剂SO 3 H2O=H 2SO 4O22SO3三设备沸腾炉接触室吸收塔有逆流原理 ( 热交换器 ) 目逆流原理 (98.3% 的浓硫酸矿石粉碎 ,以增大矿石与的:冷热气体流向相反，关从塔顶淋下，气体由下往空气的接触面，加快反冷的 SO2 、O2、 N2 被预原上，流向相反，充分接触，应速率热，而热的 SO 3、 SO 2、理吸收更完全 )O2 、 N2 被冷却 .设备中炉气 :SO2.N 2 .O2.矿尘(除尘 ).

21、砷硒化合物 (洗尾气： SO 2及 N2、 O2排出的SO 2、 O2、 N2、SO 3涤 ). H 2O 气 (干燥 ) 不能直接排入大气中气体净化气 :SO 2.N 2.O 2矿尘 .杂质 : 易使催化剂反应条件 实际用98.3% 的浓硫酸吸“中毒 ”理论需要：低温、高压、收 SO 3,以免形成酸雾不利说明H2O 气:腐蚀设备、影响催化 剂 ； 实 际 应 用 ：于气体三氧化硫被进一步生产400 500 、常压、吸收催化剂SO( 含N,O 等 )H2SO2、尾气处理：氨水222(NH 4)2SO 34(NH 4)2SO 4+ SO 2NH 4HSO 3氧族元素1、氧族元素比较：原子半径O

22、SSe Te单质氧化性O2 S Se Te单质颜色无色淡黄色灰色银白色单质状态气体固体固体 固体氢化物稳定性H2O H2 S H2Se H2Te沸点H2O H2Te H2 Se H2S（水反常）最高价含氧酸酸性H2 SO 4 H2SeSO 4 H2 TeO 42、 O2 和 O3 比较O2O3颜色无色气态 淡蓝色气味无刺激性特殊臭味水溶性臭氧密度比氧气的大密度臭氧比氧气易溶于水氧化性强极强（ O3+2KI+H2O=2KOH+I 2+O 2）（不易氧化 Ag 、 Hg 等）（易氧化 Ag 、 Hg 等不活泼金属）漂白性无有（极强氧化性 作消毒剂和脱色剂）稳定性高压放电3O 22O 32O 3=3

23、O 2常温：缓慢加热：迅速相互关系臭氧和氧气是氧的同素异形体3 、比较 H2 O 和 H2O2H2OH2O2电子式H: O: HH:O:O:H化学键极性键极性键和非极性键分子极性有有稳定性稳定电解不稳定MnO 22H 2O2H2 +O22H2O22H 2O+O 2氧化性较弱（遇强还原剂反应）较强（遇还原剂反应）2Na+2H 2O=2NaOH+H 2SO 2+H 2O2=H 2 SO 4还原性较弱较强（遇极强氧化剂反应）（遇较强氧化剂反应）2F2 +2H 2 O=4HF+O 22MnO 4+5H 2O2+6H +=2Mn 2+ +5O 2 +8H2O作用饮用、溶剂等氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂

24、等H2S+H 2SO 4( 浓 )S+SO 2 +H2OSO 3+2NaHSO 3=Na 2SO 4 +2SO 2+H 2O3CuSO 43CuO+2SO 2 +SO3 +O26FeSO 4+3Br 2 2Fe（ SO4 ） 3+2FeBr 3三、氮及其重要化合物的主要性质1 氨气（ NH 3）：（ 1）分子结构：由极性键形成的三角锥形的极性分子，N 原子有一对孤对电子；（ 2）物理性质：无色、刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水，常温常压下1 体积水能溶解 700体积的氨气，易液化（可作致冷剂）（ 3）化学性质： 与 H2O 反应： NH 3 + H 2ONH 3 H2 ONH 4+

25、+ OH -，溶液呈弱碱性，氨水的成份为：NH 3 、 H2O、 NH3 H2O、 NH 4+ 、 OH -、 H+ ，氨水易挥发； 与酸反应： NH 3 + HCl = NH4ClNH3 + HNO 3 = NH 4 NO3 与挥发性酸反应有白烟生成 还原性（催化氧化） ：催化剂2O（ N 为-3 价，最低价态，具有还原性）4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H（ 4）实验室制法Ca（ OH ）2 + 2NH 4 ClCaCl 2 + 2NH 3 + 2H2O，工业 ? 法： N2 与 H2 在高温高压催化剂条件下合成氨气2 铵盐（ 1）物理性质：白色晶体，易溶于水（ 2）化学性质： 受

26、热分解：NH 4 HCO 3NH 3 + H2 O + CO 2 与碱反应：NH 4 Cl NaOH + NH4 ClNH 3 + HCl NaCl + NH3+ H2O3 氮气（N2）（ 1）分子结构：电子式为 N N，结构式为 NN，氮氮叁键键能大，分子结构稳定，化学性质不活泼。（ 2）物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，难溶于水，空气中约占总体积的78% 。（ 3）化学性质：常温下性质稳定，可作保护气；但在高温、放电、点燃等条件下能与H2 、O2、IIA 族的 Mg 、 Ca 等发生化学反应，即发生氮的固定（将空气中的氮气转变为含氮化合物的过程，有自然固氮和人工固氮两种形式） 与 H2

27、 反应：N2 + 3H 2N2 中N 元素2NH 30 价，为 N 的中间价态，既有氧化性又有还原性 与 O2 反应：N2 + O 2 2NO放电高温、高压点燃 与活泼金属反应：N2 +3 Mg Mg 3 N2催化剂（ 4）氮气的用途：化工原料；液氮是火箭燃烧的推进剂；还可用作医疗、保护气等。4 氮的氧化物（ 1）氮的氧化物简介：氮元素有+1 、+2 、 +3、 +4 、+5 五种正价态，对应有六种氧化物种 类色 态化学性质N2 O无色气体较不活泼NO无色气体活泼，不溶于水N2 O3（亚硝酸酐）无色气体，蓝色液体（ -20 ）常温极易分解为 NO 、 NO 2NO 2红棕色气体较活泼，与水反应

28、N2 O4无色气体较活泼，受热易分解N2 O5（硝酸酸酐）无色固体气态时不稳定，易分解（ 2） NO 和 NO 2 的重要性质和制法 性质： 2NO + O 2 2NO 2 （易被氧气氧化 ,无色气体转化为红棕色） ；2NO 2 （红棕色）N2O4（无色）（平衡体系）；3NO 2 + H 2 O 2HNO 3 + NO（工业制硝酸）； NO + NO 2 + 2NaOH 2NaNO 2 + H 2O（尾气吸收）； NO 2 有较强的氧化性 ,能使湿润的 KI 淀粉试纸变蓝。 制法： NO ： 3Cu + 8HNO 3（稀） 3Cu （ NO 3）2 + 2NO + 4H2O（必须用排水法收集

29、NO ）； NO 2：Cu + 4HNO 3（浓） Cu （NO 3 ）2 + 2NO 2 + 2HO （必须用排空气法收集 NO 2 ）（ 3）氮的氧化物溶于水的计算： NO 2 或 NO 2 与 N2（非 O2）的混合气体溶于水可依据3NO 2 + H 2O 2HNO 3 + NO 利用气体体积变化差值进行计算。 NO 2 和 O2 的混合气体溶于水时由4NO 2 + O2 + 2H 2O = 4HNO 3 进行计算，当体积比 V（ NO 2）：V（ O2）=4 ： 1 时，恰好反应； 4 ： 1 时， NO 2 过量，剩余 NO ； 4： 1 时， O2 过量，剩余O2。 NO 和 O2

30、 同时通入水中时， 由 4NO + 3O 2 + 2H2 O = 4HNO 3 进行计算，原理同 方法。 NO 、 NO 2 、O2 的混合气体通入水中， 先按 求出 NO 的体积，再加上混合气体中 NO 的体积再按 方法进行计算。（ 4）氮的氧化物（ NO 、 NO 2）对环境的影响： 氮氧化物是形成光化学烟雾和酸雨的一个重要原因，同时也可造成水体污染。汽车尾气中的氮氧化物（燃料在发动机内高温燃烧时，空气中的氮气与氧气反应生成的）与碳氢化合物经紫外线照射发生反应生成形成的一种有毒的烟雾，称为光化学烟雾。光化学烟雾具有特殊气味，刺激眼睛、伤害植物并使大气能见度降低。另外，氮氧化物与空气中的水反

31、应生成硝酸和亚硝酸，是酸雨的成分。大气中氮氧化物主要来源于化石燃料的燃烧、汽车尾气和植物体的焚烧，以及农田土壤和动物排泄物中含氮化合物的转化。因此必须减少氮氧化物的排放，控制进入大气、陆地和海洋的含氮的氧化物。在工业上含氮氧化物的尾气吸收常用以下反应：NO 2 + NO + 2NaOH 2NaNO 2 + H 2O，既可以回收尾气，生成的亚硝酸盐又是重要的化工原料。 除人工合成的含氯（如氟利昂）、含溴的物质是造成臭氧层破坏的元凶外，汽车尾气、超音速飞机排出的废气、 工业废气等含有大量的氮氧化物（如 N0 和 N0 2 等），也可以破坏掉大量的臭氧分子，从而造成臭氧层的破坏。5 硝酸 (HNO

32、3)（ 1）物理性质：无色、刺激性气味、易挥发液体，能与水以任意比例互溶，常用浓硝酸的质量分数大约为 69% 。（ 2）化学性质：硝酸为强酸，具有以下性质： 具有酸的通性，光或热 浓硝酸不稳定性： 4HNO 3 4NO 2 + O2 + 2HO 强氧化性：无论浓稀硝酸均具有强氧化性，与金属反应时不能放出氢气。a. 与金属反应： Cu + 4HNO 3（浓）Cu （ NO3 ） 2 + 2NO 2 + 2HO ；3Cu + 8HNO 3 （稀）3Cu （NO 3 ） 2 + 2NO + 4H2O；3Ag + 4HNO 3 （稀）3AgNO 3 + NO + 2H2 O ；常温下浓硝酸使铁、铝钝化

33、。b. 与非金属反应： C + 4HNO 3（浓）CO 2 + 4NO2 + 2HO 。c. 与其他还原剂反应,如 H2 S、 SO 2、 Fe2+ 等。d. 与有机物反应 :硝化反应、酯化反应、与蛋白质发生颜色反应（黄色）等。（ 3）制法： 实验室制法：硝酸盐与浓硫酸微热，NaNO 3（固） + H 2SO 4（浓）NaHSO 4 + HNO 3（不能强热，因硝酸不稳定。也不能用稀硫酸，无法生成气体）；工业制法：氨的催化氧化法， 4NH催化剂3 + 5O 2 4NO + 6H 2O；2NO + O22 2NO；3NO2+ H O 2HNO3+ NO ；2尾气处理： NO 2 + NO + 2

34、NaOH 2NaNO 2 + H 2O四、碳、硅元素的单质及重要化合物的主要性质、制法及应用的比较1 碳单质：（ 1）物理性质：碳元素形成的同素异形体由于碳原子的排列方式不同，导致物理性质有较大的差别。（见表 182）点燃点燃（ 2）化学性质： C + O 2 CO 2 2C + O 2 2CO C+4HNO 3（浓） CO 2 + 4NO2 高温高温 Si + 2CO + 2H 2 O C + 2CuO 2Cu + CO2 C + CO 2 2CO 2C + SiO 22碳的氧化物（ CO 、CO 2）性质的比较：（表 18 3）氧化物一氧化碳二氧化碳物理性质无色无味气体、 有毒、难溶于水，

35、无色略带酸味气体，无毒，能溶于水，能与人体中血红蛋白迅速结合，固态时俗称 “干冰 ”。 是产生温室效应是一种严重的大气污染物的气体之一。1可燃性1不能燃烧化学性质 2还原性：（ CuO 、Fe 2O3、H2 O2与 C、Mg 等反应，表现氧化性反应）3酸性氧化物（与碱反应）3不成盐氧化物实验室制法浓硫酸CaCO 3 +2HCl CaCl 2+ H2 O +HCOOH CO + H2OCO 2收集方法排水法向上排空气法检验方法点燃后在火焰上分别罩上干燥的烧杯和沾有澄清石灰水的烧使澄清石灰水变浑浊杯用途燃料、化工原料化工原料、灭火等相互转化C + CO 2 2CO （高温）2CO + O22 2C

36、O （点燃）2二氧化硅与二氧化碳的对比：物 质二氧化硅二氧化碳化学式SiO 2CO 2晶体类型原子晶体分子晶体物理性质硬度大、 熔沸点高、 常温下为固熔沸点低，常温下为气体， 微溶体、不溶于水于水 与水反应不反应CO 2 + H 2OH2CO 3化 与酸反应SiO 2 + 4HF = SiF4 + 2HO不反应学 与碱反应SiO 2 +2NaOH=Na2 SiO 3+CO 2 + 2NaOH = Na 2CO 3+性H2OH2O 或质盛碱液的试剂瓶用橡皮塞CO 2 + NaOH = 2NaHCO3SiO 2 +高温 Na 2SiO 3+Ca(ClO) 2 + CO 2 +H2O= 与盐反应Na

37、2 CO 3CO 2CaCO 3 + 2HClOCO 2 + Na2 CO 3 + H2O =高温2NaHCO 3SiO 2 +CaCO 3 CaSiO 3+CO 2 与碱性氧高温CO 2 + Na 2O Na2CO 3化物反应SiO 2 + CaO CaSiO 33硅、硅酸及硅酸盐:（ 1）硅：单质硅有晶体硅和无定形硅两种。晶体硅为原子晶体，灰黑色、有金属光泽、硬度大而脆、熔沸点高。导电性介于导体和绝缘体之间，是常用的半导体材料。化学性质： 常温 Si + 2F 2= SiF 4 ； Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2 ； Si + 2NaOH + H 2O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 高温 SiH 4。 加热： Si + O 2 SiO 2； Si + 2Cl2 SiCl 4 ；Si + 2H 2自然界中无游离态的硅高温SiO 2+ 2C工业上用焦炭在电炉中还原二氧化硅制取粗硅： Si + 2CO （ 2）硅酸（ H2SiO 3 或原硅酸 H4SiO 4 ）：难溶于水的弱酸，酸性比碳酸还弱。（ 3）硅酸钠：溶于水，其水溶液俗称“水玻璃 ”，是一