高中化学非金属元素及其重要化合物性质

—

高中化学非金属元素及其重要化合物性质大汇合

一、氯及其重要化合物

氯气的性质及用途

1、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。

2、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）

如：①2Na＋Cl22NaCl（产生白烟）

②Cu＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟）

!

③2Fe＋3Cl22FeCl3（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

如：①H2＋Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸

H2＋Cl22HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸

②2P＋3Cl22PCl3（氯气不足；产生白雾）

2P＋5Cl22PCl5（氯气充足；产生白烟）磷在氯气中燃烧产生大量白色烟雾

（3）与水反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO

、

（4）与碱反应

Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（用于除去多余的氯气）

2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂粉精）

Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO（漂粉精的漂白原理）

注意：①若CO2过量则生成Ca(HCO3)2②若向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体,不能生成CaSO3，因能被HClO氧化。

（5）与某些还原性物质反应

如：①2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3

②2KI＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验）

~

③SO2＋X2＋2H2O = 2HCl + H2SO4（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，Cl2+ H2O = HCl + HClO (次氯酸)，大部分是以Cl2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：H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-；久置氯水则几乎是稀盐酸

①一元弱酸，比H2CO3弱

光

（2）HClO的基本性质②不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑

③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HClO Na2O2（H2O2）SO2活性炭

氧化漂白氧化漂白化合漂白吸附漂白

'

漂白原理

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

稳定不稳定——

稳定性*

稳定

4、氯气的制法

（1）实验室制法

药品及原理：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + 2H2O + Cl2↑

强调：MnO2跟浓盐酸在共热的条件下才反应生成Cl2，稀盐酸不与MnO2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 + 2H2O ==== 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 + H2SO4 NaHSO4 + HCl↑ (不加热或微热)

NaHSO4 + NaCl Na2SO4 + HCl↑ (加热到500oC—600oC)

总式: 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 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

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，但能腐蚀玻璃4HF + SiO2 == SiF4↑ + 2H2O；

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；CaX2中只有CaF2难溶。

3、卤素间的置换反应及X-离子的检验：

（1）Cl2 + 2Br- = Br2 + 2Cl-

Cl2 + 2I- = I2 + 2Cl-

Br2 + 2I- = I2 + 2Br-

结论：氧化性：Cl2 > Br2 > I2；还原性：I- > Br- > Cl-

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- + AgNO3 + HNO3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CS2（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。

①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）

2Na+S===Na2S （剧烈反应并发生爆炸）

2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）

Fe+S△ FeS（黑色）

@

2Cu + S △ Cu2S（黑色）

②与非金属反应

S+O2点燃 SO2

S+H2△ H2S（说明硫化氢不稳定）

③与化合物的反应

S+6HNO3（浓）△ H2SO4+6NO2↑+2H2O

S+2H2SO4（浓）△ 2SO2↑+2H2O

3S+6NaOH △ 2Na2S+Na2SO3+3H2O（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

①硫化氢的制取：

Fe+H2SO4（稀）=FeSO4+H2S↑（不能用浓H2SO4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。

②硫化氢的化学性质

A．可燃性： 2H2S+O2点燃 2S+2H2O（H2S过量）

2H2S+3O2点燃 2SO2+2H2O（O2过量）

'

SO 2 SO 2

CO 2 CO 2

B ．强还原性：常见氧化剂Cl 2、Br 2、O 2、Fe 3+

、HNO 3、KMnO 4等，甚至SO 2均可将H 2S 氧化成S 。 C ．不稳定性：300℃以上易受热分解 ③H 2S 的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。 3、硫的氧化物 （1）二氧化硫：

①SO 2是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。 ②SO 2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。

③SO 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 2SO 4 + 2HCl

④SO 2也有一定的氧化性 2H 2S + SO 2 == 3S ↓ +2H 2O

⑤SO 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）

⑥实验室制法：Na 2SO 3 + H 2SO 4(浓) == Na 2SO 3 + H 2O +SO 2↑ 或Cu + 2H 2SO 4(浓) CuSO 4 + 2H 2O + 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。

223

-

SO 2

CO 2 SO 3

主要物性 无色、有刺激性气体、易液化易溶于水(1:40) 无色、无气味气体能溶于水(1:1) 无色固体.熔点（℃）

与水反应

:

SO 2+H 2O H 2SO 3 中强酸

CO 2+H 2O H 2CO 2 弱酸 SO 3+H 2O==H 2SO 4(强酸)

与碱反应

Ca(OH)2 CaSO 3↓ Ca(HSO 3)2

-

清液 白 清液

Ca(OH)2 CaCO 3↓ Ca(HCO 3)2

清液 白↓ 清液

SO 3+Ca(OH)2==CaSO 4(微溶)

,

紫色石蕊 变红 变红

变红

品红

褪色

不褪色

不褪色

-

鉴定存在 能使品红褪色 又能使清石灰变浑浊 不能使品红褪色 但能使清石灰水变浑浊

氧化性

SO 2+2H 2S=2S ↓+2H 2O

-

CO 2+2Mg 点燃

2MgO+C

CO 2+C ＝ 2CO

还原性

有

无

、

与Na 2O 2作用

Na 2O 2+SO 2==Na 2SO 4

2Na 2O 2+2CO 2==2Na 2CO 3+O 2

2Na 2O 2+2SO 3==2NaSO 4+O 2↑

（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H 2SO 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。

高温

浓H 2SO 4

氧化性 Br 浓SO 氧化性Br 、S)+SO +H O 、△、△Al(或Fe) 冷足量Cu 、△足量Zn 、△Fe HBr(HI 、S)

SO +H O SO +CO +H O 钝化→运装浓SO CuSO +SO +H O ZnSO +SO 后有)+H O Fe +SO +H O

只表现强氧化性兼有酸性脱水性吸水性OH 去结晶水胆矾作干燥剂C+H O H +H O 糖等无水CuSO 中性气体无强还原性气体非碱性气体可干燥170(I 、S 、△

C 、△

Al(

或冷

、

足量Zn 、△

Fe 2+

HBr(HI 、H 2S)

SO 2+H 2O SO 2+CO 2+H 2O

钝化→运装浓H 2SO 4 CuSO 4+SO 2+H 2O

…

Fe 3++SO 2+H 2O 只表现强 氧化性

兼有 酸性

脱水性

吸水性 ?

去结晶水 胆矾 作干燥剂

C+H 2O

C 2H 4+H 2O

糖等

无水CuSO 4

- 中性气体 无强还原性气体 可干燥

1700

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 2O=H 2SO 3、2H 2SO 3+O 2=2H 2SO 4。总反应：232522224222Mn Fe Cu V SO H O O H SO ++++

++???????→、、、

)

硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O 2=2NO 2、3NO 2+H 2O=2HNO 3+NO 。

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：①直接引起人的呼吸系统疾病；②使土壤酸化，损坏森林；③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=CaSO 3，2CaSO 3+O 2=2CaSO 4；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773Ｋ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 2 4、硫酸

①稀H 2SO 4具有酸的一般通性，而浓H 2SO 4具有酸的通性外还具有三大特性： }

-

②SO 42—的鉴定（干扰离子可能有：CO 32-、SO 32-、SiO 32-、Ag ＋、PO 43－

等）：

"

待测液

澄清液

白色沉淀（说明待测液中含有SO 42-

离子）

③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──接触法 三阶段 SO 2制取和净化 SO 2转化为SO 3

SO 3吸收和H 2SO 4的生成 | 三方程

4FeS 2＋11O 2 2Fe 2O 3＋8SO 2

2SO 2＋O 2 2SO 3

《

△

SO 3＋H 2O=H 2SO 4

高温

催化剂

2、尾气处理： 氨水 ?????→?)

,(222等含O N SO (NH 4)2

SO 3

??→?42SO H (NH 4)2

SO 4

+ SO 2

↑ NH 4HSO 3

氧族元素

1、氧族元素比较： 原子半径 O ＜S ＜Se ＜Te 单质氧化性 O 2＞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 H 2O ＞H 2S ＞H 2Se ＞H 2Te 沸点 H 2O ＞H 2Te ＞H 2Se ＞H 2S （水反常） 最高价含氧酸酸性 H 2SO 4＞H 2SeSO 4＞H 2TeO 4 2、O 2和O 3比较222

电解

MnO 2

电子式 H: O: H H: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

2H 2O 2H 2↑+O 2↑ ！

不稳定

2H 2O 2 2H 2O+O 2↑ 氧化性

较弱（遇强还原剂反应） 2Na+2H 2O==2NaOH+H 2↑ 较强（遇还原剂反应） SO 2+H 2O 2===H 2SO 4

'

还原性 较弱

（遇极强氧化剂反应） 2F 2+2H 2O===4HF+O 2 较强

（遇较强氧化剂反应）

2MnO 4—+5H 2O 2+6H +==2Mn 2+

+5O 2↑+8H 2O 作用

（

饮用、溶剂等

氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等

H 2S+H 2SO 4(浓)

S↓+SO 2

↑+H 2O

SO 3+2NaHSO 3==Na 2SO 4+2SO 2+H 2O 《

3CuSO 4 3CuO+2SO 2↑+SO 3↑+O 2↑ 6FeSO 4+3Br 2══2Fe 2（SO 4）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： . ①与H 2O 反应：NH 3 + H 2O NH 3·H 2O NH 4+

+ OH -

，

溶液呈弱碱性，氨水的成份为：NH 3 、 H 2O 、NH 3·H 2O 、NH 4+ 、 OH -、H +

，氨水易挥发；

②与酸反应：NH 3 + HCl = NH 4Cl NH 3 + HNO 3 = NH 4NO 3 与挥发性酸反应有白烟生成 ③还原性（催化氧化）：

4NH 3 + 5O 2 ＝ 4NO + 6H 2O （N 为-3价，最低价态，具有还原性）

￥

（4）实验室制法 Ca （OH ）2 + 2NH 4Cl CaCl 2 + 2NH 3↑ + 2H 2O ，

工业?法：N 2与H 2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

催化剂

△

（2）化学性质：①受热分解： NH 4HCO 3

NH 3↑ + H 2O + CO 2↑ NH 4Cl

NH 3↑+ HCl ↑

②与碱反应： NaOH + NH 4Cl

NaCl + NH 3↑ + H 2O

￥

3．氮气（N 2）

（1）分子结构：电子式为∶N ┇┇N ∶，结构式为N ≡N ，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H 2、O 2、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）N 2中N 元素0价，为N 的中间价态，既有氧化性又有还原性 ①与H 2反应： N 2 + 3H 2 2NH 3 ②与O 2反应： N 2 + O 2 ＝ 2NO

③与活泼金属反应： N 2 +3 Mg ＝ Mg 3N 2 （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

N 2O 无色气体 较不活泼 NO

无色气体

}

活泼，不溶于水

N 2O 3（亚硝酸酐） 无色气体， 蓝色液体（-20℃） 常温极易分解为NO 、NO 2 NO 2 红棕色气体

较活泼，与水反应 N 2O 4

· 无色气体 较活泼，受热易分解

N 2O 5（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①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） N 2O 4（无色）（平衡体系）；3NO 2 + H 2O ＝ 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。②制法：NO ： 3Cu + 8HNO 3（稀）＝ 3Cu （NO 3）2 + 2NO ↑ + 4H 2O （必须用排水法收集NO ）；NO 2：Cu + 4HNO 3（浓）＝ Cu （NO 3）2 + 2NO 2↑ + 2H 2O （必须用排空气法收集NO 2） : （3）氮的氧化物溶于水的计算：

①NO 2或NO 2与N 2（非O 2）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。

②NO 2和O 2的混合气体溶于水时由4NO 2 + O 2 + 2H 2O = 4HNO 3进行计算，当体积比V （NO 2）：V （O 2）=4：1时，恰好反应；>4：1时，NO 2过量，剩余NO ；<4：1时，O 2过量，剩余O 2。

③NO 和O 2同时通入水中时，由4NO + 3O 2 + 2H 2O = 4HNO 3进行计算，原理同②方法。④NO 、NO 2、O 2

高温、高压

催化剂

【

点燃

的混合气体通入水中，先按①求出NO 的体积，再加上混合气体中NO 的体积再按③方法进行计算。

（4）氮的氧化物（NO 、NO 2）对环境的影响：

①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。

②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N02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 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： ①具有酸的通性，

②浓硝酸不稳定性：4HNO 3 ＝ 4NO 2↑+ O 2↑ + 2H 2O

③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 （NO 3）2 + 2NO 2↑ + 2H 2O ；

@

3Cu + 8HNO 3（稀）＝ 3Cu （NO 3）2 + 2NO ↑ + 4H 2O ； 3Ag + 4HNO 3（稀）＝ 3AgNO 3 + NO ↑ + 2H 2O ； 常温下浓硝酸使铁、铝钝化。

b.与非金属反应：C + 4HNO 3（浓）＝ CO 2 ↑+ 4NO 2↑ + 2H 2O 。

c.与其他还原剂反应,如H 2S 、SO 2、Fe 2+

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：

①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）；

②工业制法：氨的催化氧化法，4NH 3 + 5O 2 ＝ 4NO + 6H 2O ； 2NO + O 2 ＝ 2NO 2；

3NO 2 + H 2O ＝ 2HNO 3 + NO ；

尾气处理：NO 2 + NO + 2NaOH ＝ 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18—2）

光或热

催化剂 △ 点燃 点燃 △

（2）化学性质：①C + O 2 ＝ CO 2 ②2C + O 2 ＝ 2CO ③C+4HNO 3（浓）＝CO 2↑+ 4NO 2↑

+ 2H 2O ④ C + 2CuO ＝ 2Cu + CO 2↑⑤ C + CO 2 ＝ 2CO ⑥ 2C + SiO 2 ＝ Si + 2CO ↑

2．碳的氧化物（CO 、CO 2）性质的比较：（表18—3）

—

2．二氧化硅与二氧化碳的对比：

， 高温 △

、

3．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：①常温Si + 2F 2 = SiF 4 ；Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2 ；Si + 2NaOH + H 2O = Na 2SiO 3 + 2H 2↑

②加热：Si + O 2 ＝ SiO 2； Si + 2Cl 2 ＝ SiCl 4 ；Si + 2H 2 ＝ SiH 4 。 .

自然界中无游离态的硅

工业上用焦炭在电炉中还原二氧化硅制取粗硅：SiO 2 + 2C ＝ Si + 2CO ↑

（2）硅酸（H 2SiO 3或原硅酸H 4SiO 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”，是一种矿物胶。盛水玻璃的试剂瓶要使用橡胶塞。能与酸性较强的酸反应：Na 2SiO 3 + 2HCl ＝ H 2SiO 3↓(白)+ 2NaCl ；

Na 2SiO 3 + CO 2 + H 2O ＝H 2SiO 3↓+ Na 2CO 3

4．水泥、玻璃和陶瓷等硅酸盐产品的主要化学成分、生产原料及其用途

! 硅酸盐材料是传统的无机非金属材料：玻璃、水泥、各种陶瓷等都是以黏土、石英和长石等为原料生

:陶瓷生产的一般过程：混合→成型→干燥→烧结→冷却→陶瓷，随着现代科学技术的发展，一些具有特殊结构、特殊功能的新型无机非金属材料如高温结构陶瓷、生物陶瓷、压电陶瓷等相继被生产出来。 5、常见的无机非金属材料、金属材料与复合材料的比较（表18—7） △ △

高温 高温

&

6、碳的氧化物对大气的污染

1．二氧化碳：

随着工业化程度的提高以及世界范围内人工采伐林木量的增加，森林面积锐减，大气中的二氧化碳浓度逐渐增加。由于二氧化碳对从地表射向太空的长波特别是红外辐射有强烈的吸收作用，从而部分阻碍了地球向太空辐射能量。这就会使地球表面温度升高、两极冰川融化、海平面上升，人们把这种二氧化碳所产生的效应称为温室效应。为了减缓大气中二氧化碳浓度的增加，要控制工业上二氧化碳的排放量并大量植树造林。

2．一氧化碳：人们常说的煤气中毒就是一氧化碳导致的，它是一种无色无味难溶于水的气体，极易与人体内的血红蛋白结合从而使人缺氧窒息死亡。它是水煤气的成分之一，含碳燃料的不充分燃烧会产生一氧化碳。是一种严重的大气污染物。

五、常见气体的制备

1．气体的发生装置

一般根据反应物状态和反应条件设计气体发生装置，通常气体的发生装置有如下几种（见下图）

2．常见气体的收集装置

）

￥

3．常见气体制备原理，装置选择

气体

反应原理

发生装置 收集装置 注意事项

H 2

较活泼金属（Zn ）与稀强酸（如H 2SO 4，HCl 但勿用HNO 3或浓H 2SO 4）的置换反应

C a 或c

①用长颈漏斗时要液封

②制SO 2（Na 2SO 3粉末）、NO 2（剧烈放热多）、C 2H 2（CaC 2遇H 2O 粉化）不能用启普发生器

③制CO 2不用H 2SO 4（因CaSO 4微溶）

④制H 2S 不能用硝酸或浓H 2SO 4（防氧化）

CO 2

C b

H 2S

FeS 与盐酸或稀硫酸进行复分解反应

C b

SO 2 无水Na 2SO 3粉末与中等浓度H 2SO 4进行复分解反应

B b

NO 2

Cu 和浓HNO 3

B b

C 2H 2

电石与水进行反应

B a

Cl 2

E 或D b 或a

①排水法完毕应先撤导管后撤火 ②反应物都是液体要加碎瓷片防爆沸

③制乙烯要控制温度在170℃ ④集Cl 2可用排饱和食盐水

HCl 食盐与浓H 2SO 4（不挥发性酸与挥发性酸的盐）进行复分解反应

E 或D b NO

E 或D a C 2H 4

F

a

气体

反应原理

!

发生装置

收集装置 注意事项

O 2

A a 或b

共同点： ~

①气密性的检查 ②试管口稍向下倾斜

③若用排水法，做完实验先撤导管，后撤酒精灯 不同点：

收集氨气仪器要干燥

CH 4

无水CH 3COONa 和碱石灰共热

A a 或c

NH 3

A c

4．尾气的处理装置

具有毒性或污染性的尾气必须进行处理，常用处理尾气装置，如图7—7。

5．气体的净化和干燥：一般常用的有洗气瓶、干燥管、U形管和双通加热管几种。

6．防堵塞安全装置（如图7—9）

7．防倒吸安全装置（见图7—10）

高中化学必修一无机物推断知识点

高中化学必修一无机物 推断知识点 Company number：【WTUT-WT88Y-W8BBGB-BWYTT-19998】

高化学必修一“无机推断” 一、常见的突破口： 抓住题目的突破口，是解决无机推断题的关键。题目中的突破口可能是显性的，也可能是隐性的。显性的突破口通常是指物质特殊的物理、化学性质、用途以及一些特征的反应现象；而隐性的突破口则往往是一些特殊的反应类型或者物质之间的转化关系。 1、物质颜色 2、物质状态 固体状态：SO3液态单质：Br2、Hg； 液态化合物：H2O、H2O2、H2SO4、HNO3等；气态单质：H2、N2、O2、F2、Cl2等； 气态化合物：C、N、S的氢化物及氧化物等。 3、反应现象或化学性质 （1）焰色反应：黄色—Na；紫色（钴玻璃）—K。

（2）与燃烧有关的现象：火焰颜色：苍白色：H2在Cl2中燃烧；(淡)蓝色：H2、CH4、CO等在空气中燃烧； 黄色：Na在Cl2或空气中燃烧；烟、雾现象：棕（黄）色的烟：Cu或Fe在Cl2中燃烧；白烟：Na在Cl2或P在空气中燃烧；白雾：有HX等极易溶于水的气体产生；白色烟雾：P在中燃烧。 Cl 2 （3）沉淀特殊的颜色变化：白色沉淀变灰绿色再变红褐色：Fe(OH)2→Fe(OH)3； 白色沉淀迅速变棕褐色：AgOH→Ag2O。 （4）使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体：NH3； （5）能使品红溶液褪色加热后又复原的气体：SO2；(不恢复的是Cl2、NaClO、Ca（ClO）2等次氯酸盐、氯水、过氧化钠、过氧化氢、活性碳) （6）在空气中迅速由无色变成红棕色的气体：NO； （7）使淀粉溶液变蓝的物质：I2；使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝：Cl2、Br2、FeCl3、碘水等（8）能漂白有色物质的淡黄色固体：Na2O2； （9）在空气中能自燃的固体：P4； （10）遇SCN-变红色、OH-产生红褐色沉淀的离子：Fe3+； （11）不溶于强酸和强碱的白色沉淀：AgCl、BaSO4； （12）遇Ag+生成不溶于硝酸的白色、浅黄色、黄色沉淀的离子分别是：Cl-、Br-、I-。（13）可溶于NaOH的白色沉淀：Al(OH)3、H2SiO3；SiO2金属氧化物中Al2O3； （14）可溶于HF的酸性氧化物：SiO2；非金属单质：Si （15）能与NaOH溶液反应产生气体的单质：Al、Si、；化合物：铵盐； （16）能与浓硫酸、铜片共热产生红棕色气体的是：硝酸盐； （17）通入二氧化碳产生白色胶状沉淀且不溶于任何强酸的离子：SiO32-；通CO2变浑浊：石灰水（过量变清）、Na2SiO3、饱和Na2CO3、NaAlO2 （18）溶液中加酸产生的气体可能是：CO2、SO2、H2S；

高中化学元素关系图

硫（S）元素关系图 重要关系： ○9H2S→S：SO2、Cl2、Ca(ClO)2、Br2、I2、KMnO4、K2Cr2O7、KNO3、H2O、Fe3+、O2、浓H2SO4 ○21SO2→SO42-：H2O2、X2、HNO3、KMnO4、Ca(ClO)2、Na2O2 ○22H2SO4(浓)→SO2：Cu、C、S、P、HBr、HI、H2S ○23SO32-→SO42-：Cl2、Br2、I2、O2、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、H2O2、Na2O2 ○1Na2S+CuSO4====Na2SO4+CuS↓○2H2S+CuSO4====CuS↓+H2SO4 ○3Na2S+H2SO4(稀)====Na2SO4+H2S↑○4H2S+2NaOH====Na2S+2H2O ○5Na2S+FeSO4====FeS↓+Na2SO4○6FeS+H2SO4(稀)====FeSO4+H2S↑○72H2S+3O点燃2H2O+2SO2 ○8S+H2△H2S ○9H2S+Cl2====2HCl+S↓ 2H2S+SO2====3S↓+2H2O H2S+Br2====2HBr+S↓ H2S+I2====2HI+S↓ 5H2S+2KMnO4+3H2SO4====5S↓+K2SO4 +2MnSO4+8H2O 3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4====3S↓+K2SO4 +Cr2(SO4)3+7H2O 3H2S+2HNO3（稀）====3S↓+2NO↑+2H2O H2S+H2O2====S↓+2H2O H2S+2FeCl3====S↓+2FeCl2+2HCl 2H2S+O2====2S↓+2H2O H2S+H2SO4（浓）====SO2↑+S↓+2H2O 2H2S+Ca(ClO)2====2S↓+CaCl2+2HCl ○10S+2Cu△Cu2S ○11Na2S2O3+2HCl====2NaCl+S↓+SO2↑+H2O ○12S+O SO2 ○133SO2+2Na2S====3S↓+2Na2SO3 ○14H2SO3+2H2S====3H2O+3S↓

化学中各元素性质

各元素性质 各元素性质 序号符 号 中 文 读 音 原子 量 外层电 子 常见 化合 价 分类英文名英文名音标其它 1H氢轻11s11、-1主/非/ 其 Hydrogen['haidr?d??n]最轻 2He氦害41s2主/非/ 稀 Helium['hi:li?m]最难液化 3Li锂里72s11主/碱Lithium['liθi?m]活泼 4Be铍皮92s22主/碱 土 Beryllium[be'rili?m]最轻碱土金属元素 5B硼朋10.82s2 2p13主/类Boron['b?:r?n]硬度仅次于金刚石的非金属元素 6C碳探122s2 2p22、4、 -4 主/非/ 其 Carbon['kɑ:b?n]硬度最高 7N氮蛋142s2 2p3-3 1 2 3 4 5 主/非/ 其 Nitrogen['naitr?d??n] 空气中含量最多的元 素 8O氧养162s2 2p4-2、-1、2主 / 非 / 其 Oxygen['?ksid??n]地壳中最多 9F氟福192s2 2p5-1主 / 非 / 卤 Fluorine['flu?ri:n] 最活泼非金属，不能 被氧化 10Ne氖乃202s2 2p6主 / 非 / 稀 Neon['ni:?n] 稀有 气体 11Na钠那233s11主Sodium['s?udi?m]活泼

/碱 12Mg镁每243s22主 / 碱 土 Magnesium[mæɡ'ni:zi?m] 轻金 属之 一 13Al铝吕273s2 3p13主 / 金 / 其 Aluminum[,ælju'minj?m] 地壳 里含 量最 多的 金属 14Si硅归283s2 3p24主 / 类 Silicon['silik?n] 地壳 中含 量仅 次于 氧 15P磷林313s2 3p3-3、3、5主 / 非 / 其 Phosphorus['f?sf?r?s] 白磷 有剧 毒 16S硫留323s2 3p4-2、4、6主 / 非 / 其 Sulfur['s?lf?] 质地 柔 软， 轻。 与氧 气燃 烧形 成有 毒的 二氧 化硫 17Cl氯绿35.53s2 3p5-1、1、3、 5、7 主 / 非 / 卤 Chlorine['kl?:ri:n] 有毒 活泼

(完整版)高中化学必修一无机物推断知识点

高化学必修一“无机推断” 一、常见的突破口： 抓住题目的突破口，是解决无机推断题的关键。题目中的突破口可能是显性的，也可能是隐性的。显性的突破口通常是指物质特殊的物理、化学性质、用途以及一些特征的反应现象；而隐性的突破口则往往是一些特殊的反应类型或者物质之间的转化关系。 固体状态：SO3液态单质：Br2、Hg； 液态化合物：H2O、H2O2、H2SO4、HNO3等；气态单质：H2、N2、O2、F2、Cl2等； 气态化合物：C、N、S的氢化物及氧化物等。 3、反应现象或化学性质 （1）焰色反应：黄色—Na；紫色（钴玻璃）—K。 （2）与燃烧有关的现象：火焰颜色：苍白色：H2在Cl2中燃烧；(淡)蓝色：H2、CH4、CO 等在空气中燃烧；黄色：Na在Cl2或空气中燃烧；烟、雾现象：棕（黄）色的烟：Cu或Fe在Cl2中燃烧；白烟：Na在Cl2或P在空气中燃烧；白雾：有HX等极易溶于水的气体产生；白色烟雾：P在Cl2中燃烧。 （3）沉淀特殊的颜色变化：白色沉淀变灰绿色再变红褐色：Fe(OH)2→Fe(OH)3； 白色沉淀迅速变棕褐色：AgOH→Ag2O。 （4）使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体：NH3； （5）能使品红溶液褪色加热后又复原的气体：SO2；(不恢复的是Cl2、NaClO、Ca（ClO）2等次氯酸盐、氯水、过氧化钠、过氧化氢、活性碳) （6）在空气中迅速由无色变成红棕色的气体：NO； （7）使淀粉溶液变蓝的物质：I2；使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝：Cl2、Br2、FeCl3、碘水等 （8）能漂白有色物质的淡黄色固体：Na2O2； （9）在空气中能自燃的固体：P4； （10）遇SCN-变红色、OH-产生红褐色沉淀的离子：Fe3+； （11）不溶于强酸和强碱的白色沉淀：AgCl、BaSO4； （12）遇Ag+生成不溶于硝酸的白色、浅黄色、黄色沉淀的离子分别是：Cl-、Br-、I-。 （13）可溶于NaOH的白色沉淀：Al(OH)3、H2SiO3；SiO2金属氧化物中Al2O3； （14）可溶于HF的酸性氧化物：SiO2；非金属单质：Si （15）能与NaOH溶液反应产生气体的单质：Al、Si、；化合物：铵盐； （16）能与浓硫酸、铜片共热产生红棕色气体的是：硝酸盐； （17）通入二氧化碳产生白色胶状沉淀且不溶于任何强酸的离子：SiO32-；通CO2变浑浊：石灰水（过量变清）、Na2SiO3、饱和Na2CO3、NaAlO2

高中化学元素周期表教案

高中化学元素周期表 教案 Revised on November 25, 2020

通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣 教学方法：通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学，进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。 教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律；元素原子的结构、性质、位置之间的关系。 教学过程： [新课引入] 初中我们学过了元素周期律，谁还记得元素周期律是如何叙述的吗[学生活动] 回答元素周期律的内容即：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。 [过渡]对！这样的叙述虽然很概括，但太抽象。我们知道元素周期律是自然界物质的结构和性质变化的规律。既然是规律，我们只能去发现它，应用它，而不能违反它。但是，我们能否找到一种表现形式，将元素周期律具体化呢经过多年的探索，人们找到了元素周期表这种好的表现形式。元素周期表就是元素周期表的具体表现形式，它反映了元素之间的相互联系的规律。它是人们的设计，所以可以这样设计，也可以那样设计。历史上本来有“表”的雏形，经过漫长的过程，现在有了比较成熟，得到大家公认的表的形式。根据不同的用途可以设计不同的周期表，不同的周期表有不同的编排原则，大家可以根据以下原则将前18号元素自己编排一个周期表。 [多媒体展示]元素周期表的编排原则： 1．按原子序数递增顺序从左到右排列； 2．将电子层数相同的元素排列成一个横行；

3．把最外层电子数相同的元素排列成一列（按电子层递增顺序）。 [过渡]如果按上述原则将现在所知道的元素都编排在同一个表中，就是我们现在所说的元素周期表，现在我们一同研究周期表的结构。 [指导阅读]大家对照元素周期表阅读课本后，回答下列问题。 1．周期的概念是什么 2．周期是如何分类的每一周期中包含有多少元素。 3．每一周期有什么特点 4．族的概念是什么 5．族是如何分类的主族和副族的概念是什么，包括哪些列，如何表示 6．各族有何特点 [教师归纳小结] [板书] 一、元素周期表的结构 1、横行--周期 ①概念 ②周期分类及各周期包含元素的个数。 ③特点 a．周期序数和电子层数相同；

非金属元素的化学性质

非金属元素的化学性质 写出下列反应的离子方程式，不能写离子方程式的写出化学方程式。 1、Si与NaOH溶液：； 2、粗硅的制备及提纯：； 3、玻璃的雕刻：； 4、H2SiO3的制备：； 5、H2SiO3受热分解：； 6、实验室制备氯气：； 7、Cl2与NaOH溶液：； 8、漂白粉的制备：； 9、漂白粉的漂白原理：； 10、漂白粉的失效原理：； 11、HClO的不稳定性：； 12、氯水与KI溶液反应：； 13、向氯水中通入SO2：； 14、Cl2分别与Fe、Cu反应：； 15、S与Cu反应：； 16、S与NaOH反应：； 17、H2S与Cl2：； 18、SO2与NaOH溶液：； 19、除去CO2中混有的SO2杂质：； 20、SO2与氢硫酸：； 21、SO2与酸性KMnO4溶液：； 22、SO2与O2反应：； 23、酸雨的形成过程：； 24、HClO溶液与Na2SO3溶液反应：； 25、C与浓H2SO4溶液反应：； 26、C与浓HNO3溶液反应：； 27、H2S与浓H2SO4溶液反应：； 28、Cu与浓H2SO4溶液：； 29、Cu与浓HNO3溶液反应：； 30、Cu与稀HNO3溶液反应（实验室制NO）：； 31、少量的Fe与稀HNO3溶液：； 32、过量的Fe与稀HNO3溶液：； 33、工业合成氨：； 34、实验室制备NH3：； 35、氨的催化氧化：； 36、NO与O2：； 37、NO2与水：； 38、NO与O2溶于水：； 39、NO2与O2溶于水：； 40、硝酸的分解：； 41、NH3与水反应：； 42、NH3与盐酸：； 43、NH4HCO3受热分解：； 44、NH4Cl受热分解：；

元素周期律(化学性质)

元素周期律 物质熔、沸点高低的判断 1.根据物质在相同条件下的状态。一般熔、沸点：固＞液＞气， 如：碘单质>汞>CO 2 2.同一主族单质的熔点基本上是越向下金属熔点渐低；而非金属单质熔点、沸点渐高。 3.在原子晶体中和离子晶体中，子半径之和越小，熔沸点越高。反之越低。 如熔点：金刚石（C—C）＞碳化硅（Si—C）＞晶体硅（Si—Si）。 如熔点：KF＞KCl＞KBr＞KI，CaO＞KCl。 4.分子晶体中，分子晶体分子间作用力越大（相对原子质量越大）熔沸点越高，反之越低。（具有氢键的分子晶体，熔沸点反常地高，如：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S）。 5.组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸 点越高。如：CH 4＜SiH 4 ＜GeH 4 ＜SnH 4 。 6.同分异构体：链烃及其衍生物的同分异构体随着支链增多，熔沸点降低。如： CH 3(CH 2 ) 3 CH 3 (正)＞CH 3 CH 2 CH(CH 3 ) 2 (异)＞(CH 3 ) 4 C(新)。 非金属性强弱判断 1．同周期中，由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱； 2．依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性越强，其元素的非金属性也越强；3．依据其气态氢化物的稳定性：稳定性越强，非金属性越强； 4．与氢气化合的条件：条件要求越低，非金属性越强； 5．与盐溶液之间的置换反应（以强制弱）； 6．与同种物质反应，观察产物的化合价； 例：2Cu＋S =Cu 2S Cu＋Cl 2 =CuCl 2 所以，Cl的非金属性强于S。 金属性强弱判断 1．同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；同主族中，从上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强； 2．依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱：碱性越强，其元素的金属性也越强；3．依据金属活动顺序表（极少数例外）； 4．常温下与水、酸反应的剧烈程度；越剧烈，金属性越强。 5．用电化学的方法，在原电池中为负极的金属性强； 6．与盐溶液之间的置换反应以及高温下与金属氧化物间的置换反应（以强制弱）；7．金属阳离子得电子能力越强，金属性越弱。；

高中化学无机物除杂总结

除杂问题专题 除杂题除杂选择试剂的原则是：不增、不减、不繁。 气体的除杂（净化）：气体除杂的原则：不引入新的杂质不减少被净化气体的量 注意的问题： 需净化的气体中含有多种杂质时，除杂顺序：一般先除去酸性气体，如：氯化氢气体，CO2、SO2等，水蒸气要在最后除去。 （2）除杂选用方法时要保证杂质完全除掉，如：除CO2最好用NaOH不用Ca(OH)2溶液，因为Ca（OH）2是微溶物，石灰水中Ca（OH）2浓度小，吸收CO2不易完全。 （3）除杂装置与气体干燥相同。 典型例题 （1）H2、CO2的化学性质。 （2）SO42-的特性。 评析：①利用H2、CO2的性质不同，加以鉴别。 如H2有还原性而CO2没有，将气体分别通入灼热的CuO加以鉴别。 CuO+H2Cu+H2O 或利用H2有可燃性而CO2不燃烧也不支持燃烧，将气体分别点燃加以鉴别。 或利用CO2的水溶液显酸性而H2难溶于水，将气体分别通入紫色石蕊试液加以鉴别。CO2使紫色石蕊试液变红而H2不能。 ②属于除杂质问题，加入试剂或选用方法要符合三个原则：（1）试剂与杂质反应，且使杂质转化为难溶物质或气体而分离掉；（2）在除杂质过程中原物质的质量不减少；（3）不能引入新杂质。

在混合物中加入BaC l2，与H2SO4生成白色沉淀，过滤后将其除去，同时生成物是HC l，没有引入新的离子。 答案： 2．下列各选项中的杂质，欲用括号内物质除去,其中能达到目的的是( ) A CO中混有少量CO2(澄清石灰水) B CO2中混有少量氯化氢气体(NaOH溶液) C O2中混有少量H2 (灼热氧化铜) D N2中混有少量O2(白磷) 分析: A 澄清石灰水能吸收CO2,不能吸收CO ,可到达目的. B CO2与HCl都和NaOH反应,故不能达到目的. C O2和H2混合二者体积比不知道，通过灼热氧化铜可能爆炸,不能达到目的. D 白磷自燃且生成物为固体，除去O2,能达到目的. 回答除杂问题,一定要全面分析,既要除去杂质,又要使主要成分(被净化的气体)不变质。答案: A D 3．实验室配制氯化钠溶液，但氯化钠晶体里混入了少量硫酸钠和碳酸氢铵，设计一组实验，配制不含杂质的氯化钠溶液。 提示：本题为除杂问题的实验设计，这样的问题一般要遵循“甲中有乙，加丙去乙，可产生甲，但不能产生丁”的原则。 答案：将不纯的氯化钠晶体溶于适量的蒸馏水中，滴加稍过量的Ba(OH)2溶液，使SO42 －及CO 32－（原HCO 3 －与OH－反应后生成）完全沉淀。再续加稍过量的Na 2 CO3溶液，以 除去过量的Ba2＋。过滤，保留滤液在滤液中，滴加稀盐酸至溶液呈中性（用PH试纸控制），得不含杂质的氯化钠溶液。 分析：为了除去杂质NH4HCO3和Na2SO4，一般可提出两个实验方案：第一方案是利用NH4HCO3受热（35℃以上）易分解成气态物质的特性，先加热氯化钠晶体除掉NH4HCO3，再加Ba2＋除掉SO42－；第二方案是用Ba(OH)2同时除掉两种杂质，这种方法简便，“一举两得”，故优先选用。 具体操作步骤如下：①将不纯的氯化钠晶体溶于适量的蒸馏水中，滴加稍过量的Ba(OH)2溶液，使SO42－及CO32－（原HCO3－与OH－反应后生成）完全沉淀。 检验Ba(OH)2是否过量的方法：取少量滤液，滴几滴Na2SO4或稀H2SO4，如产生白色浑浊或沉淀，则表示Ba(OH)2已过量。 ②再续加稍过量的Na2CO3溶液，以除去过量的Ba2＋离子。过滤，保留滤液。 检验Na2CO3是否过量的方法，取少量滤液，滴加几滴HCl，如产生气泡则表示Na2CO3已过量。 ③在②之滤液中，滴加稀HCl至溶液呈中性（用PH试纸控制），就可得纯氯化钠溶液。 4、工业上制备纯净的氯化锌时，将含杂质的氧化锌溶于过量的盐酸，为了除去氯化铁杂

各元素物理化学性质

各元素物理化学性质 序号符 号 中 文 读音 原子 量 外层 电子 常见化 合价 分类英文名英文名音标其它 1 H 氢轻 1 1s1 1、-1 主/非 /其 Hydrogen ['haidr?d??n] 最轻 2 He 氦害 4 1s2 主/非 /稀 Helium ['hi:li?m] 最难液化 3 Li 锂里7 2s1 1 主/碱Lithium ['liθi?m] 活泼 4 Be 铍皮9 2s2 2 主/碱 土 Beryllium [be'rili?m] 最轻碱土金属元素 5 B 硼朋10.8 2s2 2p1 3 主/类Boron ['b?:r?n] 硬度仅次于金刚石 的非金属元素 6 C 碳探12 2s2 2p2 2、4、-4 主/非 /其 Carbon ['kɑ:b?n] 沸点最高 7 N 氮蛋14 2s2 2p3 -3 1 2 3 4 5 主/非 /其 Nitrogen ['naitr?d??n] 空气中含量最多的 元素 8 O 氧养16 2s2 2p4 -2、-1、2 主/非 /其 Oxygen ['?ksid??n] 地壳中最多 9 F 氟福19 2s2 2p5 -1 主/非 /卤 Fluorine ['flu?ri:n] 最活泼非金属，不能 被氧化 10 Ne 氖乃20 2s2 2p6 主/非 /稀 Neon ['ni:?n] 稀有气体 11 Na 钠那23 3s1 1 主/碱Sodium ['s?udi?m] 活泼 12 Mg 镁每24 3s2 2 主/碱 土 Magnesium [mæɡ'ni:zi?m] 轻金属之一 13 Al 铝吕27 3s2 3p1 3 主/金 /其 Aluminum [,ælju'minj?m] 地壳里含量最多的 金属 14 Si 硅归28 3s2 3p2 4 主/类Silicon ['silik?n] 地壳中含量仅次于 氧 15 P 磷林31 3s2 3p3 -3、3、5 主/非 /其 Phosphorus ['f?sf?r?s] 白磷有剧毒 16 s 硫留32 3s2 3p4 -2、4、6 主/非 /其 Sulfur ['s?lf?] 质地柔软，轻。与氧 气燃烧形成有毒的 二氧化硫 17 Cl 氯绿35.5 3s2 3p5 -1、1、3、 5、7 主/非 /卤 Chlorine ['kl?:ri:n] 有毒活泼 18 Ar 氩亚40 3s2 3p6 主/非 /稀 Argon ['ɑ:ɡ?n] 稀有气体，在空气中 含量最多的稀有气 体 19 K 钾假39 4s1 1 主/碱Potassium [p?'tæsj?m] 活泼，与空气或水接触发生反应，只能储存在煤油中 20 Ca 钙盖40 4s2 2 主/碱 土 Calcium ['kælsi?m] 骨骼主要组成成分

高中化学有机化合物知识点总结整理

高中化学有机物知识点总结 一、重要的物理性质 1．有机物的溶解性 （1）难溶于水的有：各类烃、酯、绝大多数高聚物、高级的（指分子中碳原子数目较多的，下同）醇、醛、羧酸等。 （2）易溶于水的有：低级的[一般指N(C)≤4]醇、醛、羧酸及盐、氨基酸及盐、单糖、二糖。 （3）具有特殊溶解性的： ①乙醇是一种很好的溶剂，既能溶解许多无机物，又能溶解许多有机物。 ②乙酸乙酯在饱和碳酸钠溶液中更加难溶，同时饱和碳酸钠溶液还能通过反 应吸收挥发出的乙酸，溶解吸收挥发出的乙醇，便于闻到乙酸乙酯的香味。 ③有的淀粉、蛋白质可溶于水形成胶体 ．．。蛋白质在浓轻金属盐（包括铵盐）溶液中溶解度减小，会析出（即盐析，皂化反应中也有此操作）。 ④线型和部分支链型高聚物可溶于某些有机溶剂，而体型则难溶于有机溶剂。2．有机物的密度 小于水的密度，且与水（溶液）分层的有：各类烃、酯（包括油脂） 3．有机物的状态[常温常压（1个大气压、20℃左右）] （1）气态： ①烃类：一般N(C)≤4的各类烃注意：新戊烷[C(CH3)4]亦为气态 ②衍生物类： 一氯甲烷（ ．．．．，沸点为 ．．．HCHO ．．．）． ．．．．-．21℃ ．．．-．24.2℃ ．．．．．）．甲醛（ ．．．．．CH ．．3．Cl．．，．沸点为 （2）液态：一般N(C)在5～16的烃及绝大多数低级衍生物。如，己烷CH3(CH2)4CH3甲醇CH3OH 甲酸HCOOH 乙醛CH3CHO ★特殊： 不饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如植物油脂等在常温下也为液态（3）固态：一般N(C)在17或17以上的链烃及高级衍生物。如，石蜡C12以上的烃 饱和程度高的高级脂肪酸甘油酯，如动物油脂在常温下为固态 4．有机物的颜色 ☆绝大多数有机物为无色气体或无色液体或无色晶体，少数有特殊颜色 ☆淀粉溶液（胶）遇碘（I2）变蓝色溶液； ☆含有苯环的蛋白质溶胶遇浓硝酸会有白色沉淀产生，加热或较长时间后，沉淀变黄色。 5．有机物的气味 许多有机物具有特殊的气味，但在中学阶段只需要了解下列有机物的气味：☆甲烷无味 ☆乙烯稍有甜味(植物生长的调节剂) ☆液态烯烃汽油的气味 ☆乙炔无味 ☆苯及其同系物芳香气味，有一定的毒性，尽量少吸入。

非金属元素及其化合物的知识点总结

龙文教育学科老师个性化教案

2HClO 光照 或加热 2HCl + O2↑ 5．Br2 、I2在不同溶剂中的颜色 水苯或汽油四氯化碳 Br 2黄～橙橙～橙 红 橙～橙 红 I2深黄～褐淡紫～紫 红紫～深紫 6．置换反应 Cl2 + 2NaBr = Br2+ 2NaCl Br2 + 2KI = I2 + 2KBr ∴氧化性 Cl2 ＞Br2 ＞I2 7．I2遇淀粉溶液后，溶液呈蓝色 I- 氧化剂——————→ I2 三．氮 1．氮的氧化物 NO：无色气体、有毒（同CO）、难溶与水 NO2：红棕色气体、有毒、与水反应 反应：2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO 2．有关NO与O2或NO2与O2混合通入水中，液面上升一定高度时用的方程式 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 4NO+ 3O2 + 2H2O = 4HNO3 3．硝酸 物理性质无色液体、有刺激性气味、能以任意比溶于水 化学性质 酸的通性 强 氧 化 性 与金属氧化 物 3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO↑+ 5H2O 与金属 3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+2NO↑+ 4H2O Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 +2NO2↑+ 2H2O 与非金属 C + 4HNO3(浓) △ CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O 不稳定性4HNO 3 光照 或加热 4NO2↑+ O2↑+ H2O 4．氨 ( NH3 ) 物理性质无色气体、有刺激性气味、密度小于空气、1:700 溶于水 化学性质 与H2O NH3 + H2O NH3·H2O NH4++ OH-与酸NH3 + HCl = NH4Cl 氨的 催化氧化 4NH3 + 5O2 催化剂 加热 4NO + 6H2O 实验室制取原 理NH4+ + OH-△ NH3↑+ H2O

高中有机化学中各种官能团的性质

高中有机化学中各种官能团的性质 1。卤化烃：官能团，卤原子在碱的溶液中发生“水解反应”，生成醇在碱的醇溶液中发生“消去反应”，得到不饱和烃 2。醇：官能团，醇羟基能与钠反应，产生氢气能发生消去得到不饱和烃（与羟基相连的碳直接相连的碳原子上如果没有氢原子，不能发生消去）能与羧酸发生酯化反应能被催化氧化成醛（伯醇氧化成醛，仲醇氧化成酮，叔醇不能被催化氧化） 3。醛：官能团，醛基能与银氨溶液发生银镜反应能与新制的氢氧化铜溶液反应生成红色沉淀能被氧化成羧酸能被加氢还原成醇 4。酚，官能团，酚羟基具有酸性能钠反应得到氢气酚羟基使苯环性质更活泼，苯环上易发生取代，酚羟基在苯环上是邻对位定位基能与羧酸发生酯化 5。羧酸，官能团，羧基具有酸性（一般酸性强于碳酸）能与钠反应得到氢气不能被还原成醛（注意是“不能”）能与醇发生酯化反应 6。酯，官能团，酯基能发生水解得到酸和醇 醇、酚：羟基(-OH)；伯醇羟基可以消去生成碳碳双键，酚羟基可以和NaOH反应生成水，与Na2CO3反应生成NaHCO3，二者都可以和金属钠反应生成氢气 醛：醛基(-CHO)；可以发生银镜反应，可以和斐林试剂反应氧化成羧基。与氢气加成生成羟基。 酮：羰基(＞C=O)；可以与氢气加成生成羟基 羧酸：羧基(-COOH)；酸性，与NaOH反应生成水，与NaHCO3、Na2CO3反应生成二氧化碳 硝基化合物：硝基(-NO2)； 胺：氨基(-NH2). 弱碱性 烯烃：双键（＞C=C＜）加成反应。 炔烃：三键（-C≡C-）加成反应 醚：醚键（-O-）可以由醇羟基脱水形成 磺酸：磺基（-SO3H）酸性，可由浓硫酸取代生成 腈：氰基（-CN） 酯: 酯 (-COO-) 水解生成羧基与羟基，醇、酚与羧酸反应生成 注: 苯环不是官能团，但在芳香烃中，苯基(C6H5-)具有官能团的性质。苯基是过去的提法，现在都不认为苯基是官能团

高中化学无机物颜色知识点

高中化学无机物颜色知识点 卤族： 固体：I2 紫黑；ICl 暗红；ICl3 橙；I2O5 白；IBr 暗灰；IF3 黄色. 液体：Br2 红棕；BrF3 浅黄绿；IBr3 棕；Cl2O6暗红；Cl2O7 无色油状；HClO4 无色粘稠状；（SCN）2 黄色油状；（SCN）n 砖红色固体. 气体：F2 浅黄；Cl2 黄绿；I2（g）紫；BrF 红棕；BrCl 红；Cl2O 黄红；ClO2 黄色. 氧族： 固体：S 淡黄；Se 灰,褐；Te 无色金属光泽；Na2S,（NH4）2S,K2S,BaS 白,可溶；ZnS 白；MnS 肉红；FeS 黑；PbS 黑；CdS 黄；Sb2S3 橘红；SnS 褐色；HgS 黑（沉淀）,红（朱砂）；Ag2S 黑；CuS 黑；Na2S2O3 白；Na2S2O4 白；SeO2 白,易挥发；TeO2 白,加热变黄；H2TeO3 白；PoO2 低温黄（面心立方）,高温红（四方）；SO3 无色；SeO3 无色易潮解；TeO3 橙色；H6TeO6 无色. 液体：H2O 无色；纯H2O2 淡蓝色粘稠；CrO（O2）2（aq）蓝；纯H2SO4 无色油状；SO4^2-（aq）无色；SeO2（l）橙；TeO2（l）深红. 气体：O2 无色；O3 低浓度无色,高浓度淡蓝；S2（g）黄,

上浅下深；H2S 无色；SO2 无色；H2Se 无色；H2Te 无色. 卤化硫（未注明者均为无色）： Liquid：SF6；S2F10；SCl4 淡黄；SCl2 红；S2Cl2；S2Br2 红. Gas：SF4；SF2；S2F2. 卤砜、卤化亚砜、卤磺酸： Liquid：SOCl2 白色透明；SO2Cl2 无色发烟. 氮族： Solid：铵盐无色晶体；氮化金属白；N2O3 蓝色（低温）；N2O5 白；P 白,红,黑；P4O6 白；P4O10 白；PBr3 黄；PI3 红；PCl5 无色；P4Sx 黄；H4P2O7 无色玻璃状；H3PO2 白；As 灰；As4O6 白；AsI3 红；As4S4 红（雄黄）；As4S6 黄（雌黄）；As4S10 淡黄；Sb 银白；Sb4S6 橙；Sb4S10 橙；Sb4O6 白（锑白,颜料）SbX3（X<>I）白；SbI3 红；Sb4S6 黑；Sb4S10 橙黄；Bi 银白略显红；Bi2O5 红棕；BiF3 灰白；BiCl3 白；BiBr3 黄；Bi4S6 棕黑. Liquid：N2H4 无色；HN3 无色；NH2OH 无色；发烟硝酸红棕；NO3^-（l）无色；王水浅黄,氯气味；硝基苯黄色油状；氨合电子（液氨溶液）蓝；PX3 无色；纯H3PO4 无色粘稠状；AsX3（X<>I）无色；. Gas：N2 无色；NH3 无色；N2O 无色甜味；NO 无色；NO2 红棕；PH3 无色；P2H6 无色；AsH3 无色；SbH3 无色；BiH3

非金属元素及其化合物的知识点总结-(绝对好)

龙文教育学科老师个性化教案 教师学生姓名上课日期 学科化学年级高三教材版本浙教版 学案主题非金属及其化合物的性质 课时数量 （全程或具体时 间） 第（ 7 ）课 时 授课时段 教学目标 教学内容 氮硫的性质 个性化学习问 题解决 针对该知识点的应用性比较大设计教学！ 教学重 点、难点 该部分知识点的计算类以及实用性很强要好好把握！ 教学过程 非金属及其化合物 一．硅 1．相关反应 Si 物理性质 晶体硅：灰黑色固体、金属光泽熔点高、 硬而脆 化学 性质 与非金属反应Si + O 2 △ SiO2 与氢氟酸反应Si + 4HF = SiF4↑+ 2H2↑ 与强碱溶液反 应 Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑ 粗硅工业制取SiO2 + 2C 高温 Si + 2CO↑ SiO2 物理性质熔点高、硬度大、纯净的晶体俗称水晶 化 学 性 质 与氢氟酸反应SiO2 + 4HF = SiF4↑+ 2H2O 与强碱溶液反应SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O 与盐反应 SiO2 + Na2CO3 高温 Na2SiO3 + CO2↑ SiO2 + CaCO3 高温 CaSiO3 + CO2↑ H2SiO3 物理性质白色沉淀 化学 性 质 与强碱溶液反应H2SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 +2H2O 加热H 2SiO3 △ H2O + SiO2 实验室制取原理Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓+ 2NaCl 2．三大传统无机非金属材料 水泥玻璃陶瓷原料石灰石黏土纯碱、石灰石、石英（过量）黏土设备水泥回转窑玻璃窑 原理复杂的物理化学变化 SiO2 + Na2CO3 高温 Na2SiO3 + CO2↑ SiO2 + CaCO3 高温 CaSiO3 + CO2↑成分 硅酸二钙2CaO·SiO2硅酸三钙 3CaO·SiO2 Na2SiO3 CaSiO3 SiO2

高考化学常见无机物的性质与应用

常见无机物及其应用 一、比较元素金属性强弱的依据 金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱（需要吸收能量）的性质 金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质 1． 在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。 2． 常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。 3． 依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。 4． 依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是 先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复 分解反应。 5． 依据金属活动性顺序表（极少数例外）。 6． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加， 金属性逐渐增强。 7． 依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。 8． 依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。 9． 气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。 二、比较元素非金属性强弱的依据 1． 依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定， 其非金属性越强。 2． 依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元素的非金属性越强。 3． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增 加，非金属性逐渐减弱。 4． 非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强的置换非金属性弱的。 5． 非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物的，其非金属性强。 6． 气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，

高中化学无机知识点总结

俗名：无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 食盐：NaCl 小苏打：NaHCO3 （大苏打：Na2S2O3）石灰石、大理石：CaCO3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O）生石灰：CaO 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物）重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 绿矾：FeSO4·7H2O 明矾：KAl (SO4)2·12H2O（用作净水，）皓矾：ZnSO4·7H2O 胆矾矾CuSO4·5H2O 干冰：CO2 泻盐：MgSO4·7H2O 双氧水：H2O2 硅石、石英：SiO2 刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3 磁铁矿：Fe3O4 黄铁矿、硫铁矿：FeS2 菱铁矿：FeCO3 铜绿、孔雀石Cu2 (OH)2CO3 赤铜矿：Cu2O 波尔多液（杀菌剂）：Ca (OH)2和CuSO4 石硫合剂：Ca (OH)2和S 过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4 重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO和H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡绿色光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分：氯仿：CHCl3 电石：CaC2 电石气：C2H2 (炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛 HCHO 福尔马林：35—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸 HCOOH 葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。 二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。 Fe2+——浅绿色 Fe3O4——黑色晶

高中化学元素周期表和元素题型归纳

元素周期律和元素周期表习题 知识网络 中子N 原子核 质子Z 原子结构 ： 电子数（Z 个）核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质） 元素周期律 ②、原子半径的周期性变化 ③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外） 如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li Na +>Mg 2+>Al 3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe 2+>Fe 3+ ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③单质的还原性 ④互相置换反应 非金属性强弱 ③ （1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 （2）周期序数=核外电子层数 （3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F 无正价，O 一般也无正价） （4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8 巩固练习 一、原子或离子半径大小比较 1．比较下列微粒的半径大小 ① 比较Na 原子与Mg 原子的原子半径大小 元素的金属性 或非金属性强 弱的判断依据 决定原子呈电中性 编排依据 X) (A Z 七 主七副 零 和八 三长三短一不全

高中化学 非金属元素及其重要化合物

非金属元素及其重要化合物 一、非金属通论 1、结构和位置 （1）非金属元素在周期表中的位置 在目前已知的112种元素中，非金属有16种（外加6种稀有气体元素）。除氢外，非金属元素地都位于周期表的。H元素在。为非金属性最强的元素。 （2）非金属元素的原子结构特征及化合价 ①与同周期的金属原子相比较最外层电子数（一般为4~7个，H为1个，He为2个，B为3个），次外层都是饱和结构（2、8、或18电子结构）。 ②与同周期的金属原子相比较，非金属原子核电荷数，原子半径，化学反应中易电子，表现性。 ③最高正价等于，对应最低负价等于； 如S、N、Cl等还呈现变价。 2、非金属单质 （1）几种重要固态非金属单质的结构和物理性质

（2）重要气、液态非金属单质的结构和物理性质 （3）结构与单质的化学性质

（1）原理：化合态的非金属有正价态或负价态。 0R R ne n ??→?- ++，0 R R ne n ??→?- -- （2）方法： ① 氧化剂法，如： ② 还原剂法，如： ③ 热分解法，如： ④ 电解法，如： ⑤ 物理法，如： 4、非金属气态氢化物 （1）分子构型与物理性质 ⅣA ——RH 4 结构， 分子；ⅤA ——RH 3 ， 分子； ⅥA ——H 2R ， 分子； ⅦA ——HR ， 分子。 固态时均为 晶体，熔沸点较 ，常温下 是液体，其余都是气体。

（2）化学性质 ①稳定性及水溶液的酸碱性 非金属元素原子跟氢原子通过共价键形成气态氢化物，一般元素的非金属性越强，跟氢化合能力越，生成的气态氢化物越。 ②还原性 a．与O2：NH3→NO，H2S→SO2（或S），HCl→Cl2。 b．与Cl2：H2S→S，HBr→Br2，NH3→N2。 c．与Fe3+：H2S→S，HI→I2。 d．与氧化性酸：H2S+H2SO4（浓）→，HBr、HI分别与浓硫酸及硝酸反应 e．与强氧化剂：H2S、HCl等可与酸性KMnO4作用。（3）非金属氢化物的制取 ①单质与H2化合（工业上）：例如等，PH3、SiH4、H2S等也能通过化合反应生成，但比较困难，一般由其他方法制备。 ②复分解法（实验室）：例如： ③其他方法：例如： 5、非金属氧化物