第四章 非金属及其化合物

第一讲　碳、硅及无机非金属材料

考点1　碳、硅单质及其重要化合物的性质

一、碳、硅的单质

1．存在：自然界中碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素因有亲氧性，所以仅有化合态。碳单质主要有金刚石、石墨、C60等同素异形体，硅单质主要有晶体硅和无定形硅两大类。

2．碳、硅单质的结构、物理性质与用途的比较

3.碳、硅单质的化学性质

碳、硅在参与化学反应时，一般表现还原性。

碳

二、碳、硅的氧化物

1．CO的性质

(1)物理性质：无色无味的气体，难溶于水。能使人中毒的原因是其与人体中血红蛋白相结合，因缺氧而中毒。

(2)化学性质

①可燃性：2CO＋O22CO2。

②还原性：CO还原Fe2O3的反应为Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2。

2．二氧化碳与二氧化硅的比较

(1)物理性质

①熔、沸点：CO2的熔、沸点比SiO2的熔、沸点低。

②溶解性：CO2可溶于水，SiO2不溶于水。

(2)化学性质

(3)主要用途

CO2：化工原料、灭火剂。干冰用作制冷剂，人工降雨。

SiO2：制光学仪器、石英玻璃。水晶可制作饰品，常用来制造通讯材料光导纤维。

考点2　硅酸盐及无机非金属材料

一、硅酸和硅酸钠

1．硅酸(H2SiO3)

硅酸不溶于水，其酸性比碳酸弱，不能使紫色石蕊试液变红色。

(1)硅酸不稳定，受热易分解：H2SiO3SiO2＋H2O。

(2)硅酸能与碱溶液反应，如与NaOH溶液反应的化学方程式为H2SiO3＋2NaOH===Na2SiO3＋2H2O。

(3)硅酸在水中易聚合形成胶体。硅胶吸附水分能力强，常用作干燥剂。

2．硅酸钠(Na2SiO3)

(1)白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃(或泡花碱)，有黏性，水溶液显碱性。

(2)它能与酸性较硅酸强的酸反应，Na2SiO3溶液与下列两种物质反应的化学方程式分别为

与盐酸反应：Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。

与CO2(少量)反应：Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3。

(3)用途：黏合剂(矿物胶)，耐火阻燃材料。

二、硅酸盐和无机非金属材料

1．硅酸盐

(1)由硅、氧和金属元素组成的化合物的总称，是构成地壳岩石的主要成分。

(2)硅酸盐组成的表示

通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成，如硅酸钠(Na2SiO3)可表示为Na2O·SiO2，钾长石(KAlSi3O8)可表示为K2O·Al2O3·6SiO2。

2．无机非金属材料

(1)传统无机非金属材料，如水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料。

①常见硅酸盐材料比较

②玻璃生产中的两个重要反应：Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑；CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑。

(2)新型无机非金属材料，如高温结构陶瓷、光导纤维、生物陶瓷、压电陶瓷等。

第二讲　富集在海水中的元素——卤素

考点1　氯单质及其重要化合物的性质及应用

一、氯气

1．物理性质

(1)色、味、态：黄绿色有刺激性气味的气体。

(2)水溶性：能溶于水。

(3)毒性：有毒。

2．化学性质(未特别注明的填化学方程式)

(1)与金属反应

(2)与非金属反应

(3)与水反应：H2O＋Cl2 HCl＋HClO。

(4)与碱液反应

(5)与还原性物质反应

二、氯的重要化合物

1．次氯酸

(1)不稳定性：2HClO2HCl＋O2↑。

氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处。

(2)强氧化性

①能将有色物质氧化为无色物质，有漂白性。

②可用于杀菌、消毒。

(3)弱酸性

NaClO溶液中通入CO2，化学方程式为NaClO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HClO。

2．漂白粉

考点2　氯气的实验室制法

1．实验室制取、收集干燥纯净氯气的装置

2．验满方法

(1)将湿润的淀粉­碘化钾试纸靠近收集Cl2的瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满。

(2)将湿润的蓝色石蕊试纸靠近收集Cl2的瓶口，观察到试纸立即发生先变红后褪色的变化，则证明已集满。

考点3　卤素的性质及X－的检验

一、卤素的提取

1．氯的提取——氯碱工业

海水―→粗盐饱和食盐水

化学方程式为2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。

2．海水中提取溴

(1)流程

(2)发生反应的化学方程式

①2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2；

②Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4；

③2HBr＋Cl2===2HCl＋Br2。

3．海带中提取碘

(1)流程

(2)发生反应的离子方程式：Cl2＋2I－===I2＋2Cl－。

二、卤素的性质

1．溴、碘单质物理性质比较

2.氯、溴、碘单质化学性质比较

(1)与碱溶液反应：

如与NaOH溶液反应的化学方程式为2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O(X＝Cl、Br、I)。

(2)氧化性

①都能与金属反应生成金属卤化物，如与钠反应的化学方程式为2Na＋X2===2NaX(X＝Cl、Br、I)。

②氯、溴、碘单质的氧化性强弱顺序是Cl2>Br2>I2，阴离子的还原性强弱顺序是Cl－<Br－<I－。

Cl2能从Br－的溶液中置换出Br2，其离子方程式为Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2；同理，Br2能置换I2，其离子方程式为Br2＋2I－===2Br－＋I2。

③与一些还原性离子反应，如Br2与SO、Fe2＋反应的离子方程式分别为Br2＋SO＋H2O===2Br－＋SO＋2H＋，2Fe2＋＋Br2===2Fe3＋＋2Br－。

三、卤素离子的检验

1．AgNO3溶液——沉淀法

未知液生成

2．置换——萃取法

未知液有机层

3．氧化——淀粉法检验I－

未知液蓝色溶液，表明有I－

第三讲　硫及其重要化合物

考点1　硫及其氧化物的性质及应用

一、硫单质

1．自然界中硫的存在形态

2．物理性质

颜色状态：黄色晶体。

溶解性：水中不溶，酒精中微溶，CS2中易溶。

3．化学性质

二、硫的氧化物

1．二氧化硫

(1)物理性质

色、味、态：无色、有刺激性气味的气体；水溶性：易溶于水；毒性：有毒。

(2)化学性质

②氧化性(如与H2S溶液反应)：SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O(生成淡黄色沉淀)

③还原性

④漂白性：SO2可使品红溶液褪色，加热后，溶液由无色变为红色

2．三氧化硫

(1)物理性质

在标准状况下，SO3为无色晶体(填色态)。

(2)化学性质

3．硫的氧化物对大气的污染

(1)来源：含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼等。

(2)危害：危害人体健康，形成酸雨(pH小于5.6)。

(3)治理：燃煤脱硫，改进燃烧技术。

(4)硫酸型酸雨的形成途径有两个：

途径1：2SO2＋O22SO3、SO3＋H2O===H2SO4。

途径2：SO2＋H2O H2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。

考点2　H2SO4的性质及SO的检验

1．浓硫酸的物理性质及腐蚀性

(1)挥发性：难挥发。

(2)溶解性：浓H2SO4与水以任意比互溶，溶解时可放出大量的热；浓H2SO4稀释的方法是将浓H2SO4沿烧杯内壁缓缓倒入水中，并不断用玻璃棒搅拌。

(3)浓硫酸对人体皮肤有强烈的腐蚀作用。如果不慎在皮肤上沾上少量浓硫酸时，处理方法是立即用大量水冲洗，然后涂上NaHCO3溶液。

2．硫酸是强电解质，写出稀硫酸与下列物质反应的离子方程式：

(1)铁：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑；

(2)MgO：MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O；

(3)Ba(OH)2：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O；

(4)Na2SO3：SO＋2H＋===H2O＋SO2↑；

(5)BaCl2：Ba2＋＋SO===BaSO4↓。

3．浓H2SO4的特性

(1)填写下表

(2)分别写出浓硫酸与Cu、C反应的化学方程式：

Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O、C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。

(3)常温下，铁、铝遇浓H2SO4发生钝化，可用铝槽车运输浓H2SO4。

4．SO的检验

检验SO的正确操作方法：被检液取清液观察有无白色沉淀产生(判断有无SO)。

先加稀盐酸的目的是防止CO、SO、Ag＋干扰，再加BaCl2溶液，有白色沉淀产生，说明有SO，可能发生反应的离子方程式：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O、SO＋2H＋===SO2↑＋H2O、Ag＋＋Cl－===AgCl↓、Ba2＋＋SO===BaSO4↓。注意盐酸和BaCl2溶液的顺序不可颠倒。

考点3　硫及其化合物的相互转化

1．含硫物质间的转化

2．含硫物质的连续氧化

硫元素

3．从氧化还原反应的角度定位硫及其化合物间的转化

(1)相邻价态的同种元素的微粒间不发生氧化还原反应，如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。

(2)当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态，即台阶式升降。可用如图表示：

如：H2O2O3

(3)相同价态硫的转化是通过酸、碱反应实现的，如：

写出②、③、④反应的化学方程式：

②H2SO3＋2NaOH===Na2SO3＋2H2O；

③Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋H2O＋SO2↑；

④Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3。

(4)典型的归中反应

2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O；

2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O。

第四讲　氮及其重要化合物

考点1　氮气及氮的氧化物

1．氮气

写出有关化学方程式：

①3Mg＋N2Mg3N2；

②N2＋3H22NH3；

③N2＋O22NO。

2．氮的氧化物

氮有多种价态的氧化物：N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等。

完成下表中NO和NO2的比较：

3.氮氧化物对环境的污染及防治

(1)常见的污染类型

①光化学烟雾：NOx在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾。

②酸雨：NOx排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面。

③破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。

④NO与血红蛋白结合使人中毒。

(2)常见的NOx尾气处理方法

①碱液吸收法

2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O

NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O

NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n(NO2)≥n(NO)，一般适合工业尾气中NOx的处理。

②催化转化法

在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)或NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2，一般适用于汽车尾气的处理)。

考点2　氨和铵盐

1．氨气

(1)氨的分子结构和物理性质

(2)化学性质(填化学方程式)

(3)实验室制取

→2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O

→固体＋固体气体(与用KClO3和MnO2或KMnO4制O2的装置相同)

→用碱石灰干燥

→向下排空气法

→

→收集时，一般在管口塞一团棉花，可减小NH3与空气的对流速度，收集到纯净的NH3

(4)氨的用途

化工原料，用于制硝酸、铵盐、纯碱、尿素，用作制冷剂。

2．铵盐

(1)

(2)NH的检验

考点3　硝酸的性质及应用

1．物理性质

色味态：无色有刺激性气味液体；挥发性：易挥发。

水溶性：与水以任意比互溶；发烟硝酸：质量分数在98%以上的硝酸。

2．化学性质

(1)不稳定性：4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。

(2)强氧化性

①与金属反应

a．与除Au、Pt外大部分金属反应

浓硝酸与铜反应：Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O；

稀硝酸与铜反应：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O。

b．常温下浓硝酸使Fe、Al钝化。

②与非金属反应

浓硝酸与炭反应：C＋4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O。

③与某些还原性化合物(如Fe2＋、SO等形成的化合物)反应。

(3)与有机物反应

①硝化反应(与C6H6反应)：C6H6＋HNO3C6H5NO2＋H2O。

②颜色反应：某些蛋白质遇到浓硝酸时变黄色。

考点4　氮及其化合物性质的综合运用

1．氮及其化合物的转化

写出各转化关系的化学方程式或离子方程式：

①NH3·H2ONH3↑＋H2O；

②NH3＋H2O NH3·H2O；

③NH3＋H＋===NH_；

④NH＋OH－NH3↑＋H2O；

⑤4NH3＋3O22N2＋6H2O(或4NH3＋6NO5N2＋6H2O)；

⑥N2＋3H22NH3；

⑦N2＋O22NO；

⑧6NO＋4NH35N2＋6H2O；

⑨2NO＋O2===2NO2；

⑩3NO2＋H2O===2HNO3＋NO；

⑪3NO2＋H2O===2HNO3＋NO；

⑫4HNO3(浓)＋Cu===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O；

⑬3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O；

⑭；

⑮N2O4 2NO2；

⑯2NO2 N2O4；

⑰NO2＋NO＋2OH－===2NO＋H2O；

⑱3Mg＋N2Mg3N2。

2．含氮物质的化合价变化及规律

(1)氮元素间的歧化和归中

歧化——同一元素的化合价在同一反应中既升高又降低。

归中——同一元素高价态和低价态生成中间价态。

歧化：3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。

归中：6NO＋4NH35N2＋6H2O。

(2)含氮物质的连续氧化

NH3NONO2HNO3

N2NONO2HNO3。

高中化学第四章 非金属及其化合物知识点总结