第四章 非金属及其化合物
元素 自然存在 单质 物 理 性 质 氯 化合态 氯气 黄绿色气体，强烈刺激性气味 25℃，1体积水约可溶解2体积Cl2； 氯气在饱和食盐水中溶解度小 氮 游离、化合态 氮气 硅 化合态 晶体硅 灰黑色固体 有金属光泽 硬度大 不溶于水 硫 游离、化合态 硫 黄色固体粉末 不溶于水 微溶于酒精 易溶于二硫化碳 无色无味气体 通常情况下，1体积水中溶解0.02体积氮气 氯Cl ⑴氯原子的结构示意图：
⑵氯气制法：MnCl2 +4HCl (浓)加热MnCl2 +2H2O+Cl2↑ 2KMnO4+16HCl (浓)==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
⑶氯气的氧化性
①与绝大多数金属反应，生成高价金属氯化物
2Na+Cl2点燃2NaCl（剧烈燃烧，火焰为黄色，产生大量白烟）
Cu+Cl2点燃CuCl2（剧烈燃烧，生成棕色烟，加少量水得绿色溶液，稀释得蓝色溶液） 2Fe+3Cl2点燃2FeCl3（剧烈燃烧，生成棕色烟，加水得棕黄色溶液） ②与非金属反应，得非金属氯化物。
H2+Cl2点燃2HCl （苍白色火焰，产生白雾）H2+Cl2光照2HCl （发生爆炸，产生白雾） ③与还原性化合物发生氧化还原反应 SO2 +Cl2+2H2O= H2SO4+2HCl
Cl2+Na2SO3+H2O=2HCl+Na2SO4（可用Na2SO3除去溶液中的余氯） 2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl—
2I—+Cl2=2I2+2Cl—（检验Cl2，用KI淀粉试纸，变蓝）
⑷氯气与水反应，生成盐酸和次氯酸。Cl2+H2O HCl+HClO
I 氯水的形成：Cl2通入水中，得到氯水。一部分Cl2溶于水，一部分Cl2与水反应。 II 氯水的成分：H2O、Cl2、HClO、H+、Cl—、ClO—、OH—。 III 新制氯水、久置氯水和液氯的比较 物质类别 粒子种类 保存方法 新制氯水 混合物 H2O、Cl2、HClO、H+、Cl—、ClO—、OH- 棕色瓶、阴凉处 久置氯水 混合物 H2O、H+、Cl—、OH— — 液氯 纯净物 Cl2 低温密闭 ⑸与碱反应，生成氯化物、次氯酸盐和水。
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（漂白液的有效成分是NaClO） 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O（制漂白粉） 【延伸】漂白液、漂白粉的制备、使用和保存：
① 制备原理：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O，Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 次氯酸盐比次氯酸稳定
主要成分：CaCl2、Ca(ClO)2；有效成分：Ca(ClO)2。若Cl2和Ca(OH)2反应充分，并使Ca(ClO)2
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成为主要成分，则得到漂粉精。
②使用原理：
漂白粉、漂粉精本身并无漂白性，使用时要将比较稳定的Ca(ClO)2转化为不稳定但具有强氧化性、漂白性的HClO，因此使用漂粉精必须提供酸性环境。如：
NaClO+ HCl=HClO+ NaCl或2NaClO+CO2+H2O=Na2CO3+2HClO
Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO或Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO ③保存方法：密封存放于避光干燥处。 ⑹次氯酸（HClO）
①HClO是一元弱酸，酸性比H2CO3还弱，弱电解质。
②HClO不稳定：2HClO光照2HCl+O2↑。
③HClO有强氧化性。因而有杀菌、漂白性：能使染料和有机色质等褪色，Cl2能用作自来水的消毒剂
④HClO与碱发生中和反应（因为：HClO有强氧化性）:HClO+NaOH=NaClO+ H2O 【比较】过氧化钠、次氯酸、二氧化硫和活性炭的漂白作用 漂白原理 变化类型 可逆性 过氧化钠 Na2O2将有色物质氧化成无色物质 化学变化 不可逆 次氯酸 HClO将有色物质氧化成无色物质 化学变化 不可逆 二氧化硫 SO2与某些有色物质化合生成不稳定的无色物质 化学变化 可逆 活性炭 活性炭吸附有色物质 物理变化 可逆 硫S ⑴二氧化硫(SO2)
①物理性质：无色气体，有刺激性气味，密度比空气大，易液化(沸点为：-10℃)，易溶于水(常温常压下，1体积水约能溶解40体积的二氧化硫)，有毒。 ②化学性质
I 具有酸性氧化物的通性
SO2+H2OH2SO3(可逆反应，H2SO3为中强酸，可使石蕊试液变红) SO2+CaO=CaSO3
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O(SO2+NaOH=NaHSO3） Na2SO3+H2O+SO2 =2NaHSO3 SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O CaSO3+H2O+SO2 =Ca(HSO3)2 II 既具有氧化性又具有还原性，以还原性为主 a．显示还原性
2SO2+O2
2SO3(可逆反应，用于工业制H2SO4)
SO2+X2+2H2O=2HX+H2SO4(X=Cl、Br、I) (使碘水、溴水褪色) SO2+NO2=SO3+NO SO2+H2O2=H2SO4 3SO2+2HNO3+2H2O=3H2SO4+2NO
—
SO2+2Fe3++2H2O=SO42+2Fe2++4H+
5SO2+2MnO4—+2H2O=5SO42—+2Mn2++4H+（使高锰酸钾溶液褪色） b．显示氧化性 SO2+2H2S=3S+2H2O
III 漂白性：使品红溶液褪色，加热又恢复原来颜色(可逆性)；SO2不能使紫色石蕊试液褪色；SO2、Cl2以1:1混合无漂白性(SO2+Cl2+H2O= H2SO4+2HCl) ⑵三氧化硫（SO3）
①溶于水生成硫酸：SO2+O2 2SO3 SO3+ H2O= H2SO4（工业制硫酸）
②与碱性氧化物或碱反应生成硫酸盐：SO3 +CaO=CaSO4 SO3 +Ca(OH)2= CaSO4+H2O ⑶硫酸（H2SO4）
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现象或反应 NaCl+H2SO4(浓)=NaHSO4+HCl↑ NaNO3+H2SO4(浓)=NaHSO4+HNO3↑ 高沸点物质制低沸点物质 使石蕊试液变红 Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑ Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O 2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O BaCl2+H2SO4=BaSO4↓+2HCl Ca3(PO4)2+3H2SO4=2H3PO4+3CaSO4 Ca3(PO4)2+2H2SO4=2CaSO4+Ca(H2PO4)2 敞口放置的浓硫酸一段时间后质量增加 C12H22O1112C+11H2O 体现性质 高沸点 酸性 实际应用 实验室制备HCl、HNO3等 检验H2SO4的酸性 实验室制H2 酸的通性金属除锈、生产硫酸盐等 中和碱、生产硫酸盐等 SO42-的检验，生产磷酸、磷肥 干燥剂，但不能干燥NH3、H2S、HI、HBr 使有机物炭化或作脱水剂 吸水性 脱水性 酸性 C+2H2SO4(浓)△CO2↑+SO2↑+2H2O S+2H2SO4(浓)△CO2↑+SO2↑+2H2O 2P+5H2SO4(浓)△2H3PO4+ 5SO2↑+2H2O Cu+2HSO(浓)△CuSO+2HO +SO↑ 24422Zn+2H2SO4(浓)=ZnSO4+SO2↑+2H2O H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2↑+2H2O 铁、铝在冷浓硫酸中“钝化” —5Fe2++MnO4+8H+=5Fe3++Mn2++4H2O 强氧化性铁、铝制容器可以贮运浓硫酸 【延伸】①浓硫酸易溶于水并放出大量的热，故稀释浓硫酸时“酸入水且搅拌”。
②常见干燥剂：五氧化二磷、无水氯化钙、硅胶、碱石灰。
酸化剂 配制酸性KMnO4溶液 氮N ⑴氮气的稳定性
由于分子结构很稳定，导致通常情况下，氮气的化学性质不活泼，很难与其它物质发生化学反应。但在一定条件下可以发生如下反应：
N2+3H2
2NH3（工业合成氨） N2+O2???2NO
放电⑵二氧化氮（NO2）
NO在空气中易与氧气化合生成NO2：NO+O2=2HNO3+NO ①物理性质：红棕色有刺激性气味的有毒气体，比空气重。 ②二氧化氮与水的反应（工业制HNO3）：3NO2+H2O=2HNO3+NO 4NO2+2H2O+O2=4HNO3 4NO+2H2O+3O2=4HNO3 ⑶氨(NH3）
①物理性质：氨气是无色有刺激性气味的气体，密度比空气小，易液化(沸点较高)，极易溶于水(常温常压下，1体积水约能溶解700体积的氨气)，氨水浓度越大，密度越小。
②实验室制法：NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O+2NH3↑，固热装置，Ca(OH)2，不用NaOH、KOH(易潮解，腐蚀玻璃) ③化学性质：
a)NH3+H2O NH3·H2O NH4?OH NH3+H+=NH4+
注意：I 氨水的成分：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4＋、OH－、H+（极少量）。
II 氨水的不稳定性：受热容易逸出NH3。可以用于实验室制备少量氨气。
加热NH3·H2O(浓)???H2O(浓)+CaO = Ca(OH)2+NH3↑ ?NH3↑+H2O或NH3·
?? 3
b)NH3·H2O与AgOH、Cu(OH) 2生成可溶的络合物氢氧化二氨和银Ag(NH4) 2OH、氢氧化四氨合铜Cu(NH4) 4(OH) 2
Ag++NH3·H2O=AgOH↓+ NH4+ AgOH+2NH3·H2O=[Ag(NH3) 2] ++ OH－+2H2O c)NH3具有还原性：2NH3+3Cl2=N2+6HCl 8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl
6NOx+4xNH3=(3+2x)N2+6xH2O 4NH3+5O2=4NO+6H2O
⑷铵盐 物理性质 都是晶体，都易溶于水 ①受热易分解 a)非氧化性酸根铵盐受热分解生成氨气和对应的酸 NH△△4ClNH3↑+HCl↑，NH4HCO3NH3↑+H2O↑+CO2↑ 化学性质 b)氧化性酸根铵盐受热发生氧化还原反应，不产生氨气 5NH△4NO34N2+2 HNO3+9H2O ②与碱反应生成氨 NH4++OH — =NH3↑+H2O（浓溶液中）， NH4++OH —=NH3·H2O（稀溶液中）（检验NH4+） ⑸硝酸HNO3 物理性质 无色、易挥发（沸点83℃）→刺激性气味； 密度大于水，能与水以任意比互溶（不会出现分层现象）。 ①稀硝酸使石蕊试液变红，浓硝酸最终使石蕊试液褪色； 酸②能与金属反应，但无氢气放出； 的通③能与金属氧化物反应，生成盐和水，但FeO等例外； 性④能与金属氢氧化物反应，生成盐和水，但Fe(OH) 2等例外； ⑤能与某些盐反应，生成新酸和新盐，但FeCO3、Na2SO3等例外。 ①氧化几乎所有金属（除Ag、Pt外）： a)与活动性顺序表中排在H前的金属反应生成对应的盐、NO2和水 Fe+4HNO3 =Fe(NO3) 3+2NO2↑+2H2O（浓稀HNO3都将Fe氧化到三价） b)与活动性顺序表中排在H后的金属反应，浓硝酸生成对应的盐、NO2和水，稀硝酸生成对应的盐、NO和水 化Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 学3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 性强（冷浓硝酸使铁、铝“钝化”） 质 氧化②浓硝酸氧化部分非金属，生成对应的最高价含氧酸、NO2和水： 性C+4HNO 3(浓)=CO2↑+4NO2↑+2H2O S+6HNO3(浓)加热H2SO4+6NO2↑+2H2O P+5HNO3(浓)加热H3PO4+5NO2↑+H2O ③氧化一些具有较强还原性的化合物： H2S→S，HI→I2，HBr→Br2； SO2→H2SO4，FeO→Fe3+； Fe(OH)2→Fe3+； S 2—→S，I—→I2，Br—→Br2，SO32—→SO42—，Fe2+→Fe3+。 不稳定性 4HNO34NO2↑+O2↑+2H2O（硝酸越浓，越容易分解） 硅Si
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⑴硅(Si)
①物理性质：晶体硅单质为灰黑色固体，有金属光泽，硬度大，不溶于水 ②化学性质
Si +2F2=SiF4↑ Si+4HF= SiF4↑+ H2↑ Si+2KOH+H2=K2SiO3+2H2↑
Si+O2加热SiO2 Si+2H2高温SiH4 Si+C高温SiC 3Si+2N2高温Si3N4 ③制取
粗硅的制取：SiO2+2C高温Si+2CO↑（石英砂与焦炭混合） 由粗硅制高纯硅：Si(粗)+ Cl2加热SiCl4 SiCl4+2H2高温Si+4HCl ⑵二氧化硅（SiO2） 物理性质 由原子构成，每个硅原子周围连接4个氧原子 熔、沸点高，硬度大，水晶为无色透明晶体，不溶于水 酸性氧化物的通性：①SiO2+CaO高温CaSiO3 ②SiO2+2NaOH=Na2SiO3+ H2O 化学性质 ③SiO2+CaCO3弱氧化性：SiO2+2CSi+2CO↑ 特性：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O ⑶硅酸（H2SiO3） 硅酸是比碳酸更弱的酸，在水中的溶解度很小 H2SiO3+2NaOH= Na2SiO3 +2H2O
Na2SiO3+H2O +CO2 = Na2CO3+ H2SiO3↓ Na2SiO3 +2HCl=2NaCl+ H2SiO3↓ ⑷硅酸盐
硅酸盐是由硅、氧和金属元素等组成的化合物的总称，在自然界中分布很广。硅酸盐是一大类结构复杂的固态物质，大多不溶于水，化学性质很稳定。通常用SiO2和金属氧化物的组合形式表示其组成，如：硅酸钠(Na2O·SiO2)、石棉(CaO·3MgO·SiO2)、蛇纹石(3 MgO·2SiO2·2H2O)
最简单的硅酸盐是Na2SiO3，可溶于水，其水溶液俗称水玻璃，是制备硅胶和木材防火剂等的原料。
高温高温CaSiO3+CO2↑ 非金属元素及其化合物之间的转换关系 ⑴氯及其化合物之间转化关系
⑵氮及其化合物之间转化关系
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