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非金属元素及其重要化合物性质大汇合

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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+Cl2 2NaCl(产生白烟)
②Cu+Cl2 CuCl2(产生棕黄色的烟)
③2Fe+3Cl2 2FeCl3(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+Cl2 2HCl(发出苍白色火焰,有白雾生成)——可用于工业制盐酸

H2+Cl2

2HCl(会发生爆炸)——不可用于工业制盐酸

②2P+3Cl2 2PCl3(氯气不足;产生白雾)

2P+5Cl2 2PCl5(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)2 能生成 CaSO3,因能被 HClO 氧化。

②若向 Ca(ClO)2 溶液中通入 SO2 气体,不

(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 =
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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

漂白原理

氧化漂白

氧化漂白

化合漂白

吸附漂白

品红溶液 紫色石蕊

褪色 先变红后褪色

褪色 褪色

褪色 只变红不褪色

褪色 褪色

稳定性 4、氯气的制法 (1)实验室制法

稳定

稳定

不稳定

——

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 500?C—600?C)

总式: 2NaCl + H2SO4 (2)装置: 与制氯气的装置相似 (3)收集方法: 向上排空气法

Na2SO4 + 2HCl↑

(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:









状态



气(易液化) 液(易挥发) 固(易升华)

单质物 熔、沸点 理性质 颜色

淡黄绿色

熔、沸点逐渐升高

黄绿色

红棕色

紫黑色

密度

密度逐渐增大

X2 与 H2

条件

冷暗处

光照

加热

持续加热

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化合

程度

剧烈爆炸

爆炸

缓慢

化合同时分解

X2 与 H2O 化合

反应 程度

2F2+2H2O=4HF+O2 剧烈

缓慢

X2 + H2O = HX + HXO 微弱

极弱

水溶性

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

化合价

只有-1 价

有-1、+1、+3、+5、+7 等

含氧酸

化学式 强弱程度

无含氧酸

有 HXO、HXO2、HXO3、HXO4 等 同一价态的酸性依次减弱

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 + 2ClCl2 + 2I- = I2 + 2ClBr2 + 2I- = I2 + 2Br-
结论:氧化性:Cl2 > Br2 > I2; 还原性: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





汽油

四氯化碳

溶质

Br2 I2 密度

黄→橙 深黄→ 褐

橙 → 橙红 淡紫 → 紫红 比水轻

橙 → 橙红 淡紫→ 紫红
比水轻

橙→ 橙红 紫→ 深紫 比水重

(3)X-离子的检验

Cl-

Br-

+ AgNO3 + HNO3

I-

二、硫及其重要化合物的主要性质及用途

白色沉淀 浅黄色沉淀 黄色沉淀

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)

②与非金属反应


2Cu + S

Cu2S(黑色)

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③与化合物的反应

点燃

S+O2

SO2

S+H2 △ H2S(说明硫化氢不稳定)

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)

点燃
2H2S+3O2

2SO2+2H2O(O2 过量)

B.强还原性:常见氧化剂 Cl2、Br2、O2、Fe3+、HNO3、KMnO4 等,甚至 SO2 均可将 H2S 氧化成 S。
C.不稳定性:300℃以上易受热分解

③H2S 的水溶液叫氢硫酸,是二元弱酸。 3、硫的氧化物 (1)二氧化硫:
①SO2 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。 ②SO2 是酸性氧化物,能跟水反应生成亚硫酸,亚硫酸是中强酸。 ③SO2 有强还原性 常见氧化剂(见上)均可与 SO2 发生氧化一还原反应
如:SO2 + Cl 2 +2H2O == H2SO4 + 2HCl ④SO2 也有一定的氧化性 2H2S + SO2 == 3S↓ +2H2O ⑤SO2 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:Na2SO3 + H2SO4(浓) == Na2SO3 + H2O +SO2↑

或 Cu + 2H2SO4(浓)

CuSO4 + 2H2O + SO2↑

(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 SO2 与 CO2、SO3

SO2

CO2

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)

SO3 无色固体.熔点(16.8℃)

与水反应 与碱反应

SO2+H2O

H2SO3 中强酸

SO2 Ca(OH)2 清液

CaSO3↓ SO2 Ca(HSO3)2



清液

CO2+H2O

H2CO2 弱酸

Ca(OH)2 CO2 CaCO3↓ CO2

Ca(HCO3)2

清液

白↓ 清液

SO3+H2O==H2SO4(强酸) SO3+Ca(OH)2==CaSO4( 微溶)

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紫色石蕊 品红 鉴定存在
氧化性

变红 褪色 能使品红褪色 又能使清石灰变浑浊 SO2+2H2S=2S↓+2H2O

还原性 与 Na2O2 作用

有 Na2O2+SO2==Na2SO4

变红 不褪色 不能使品红褪色 但能使清石灰水变浑浊

点燃

CO2+2Mg高温

2MgO+C

CO2+C = 2CO



2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2

变红 不褪色
2Na2O2+2SO3==2NaSO4 +O2↑

(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 SO2、NOx(NO、NO2)是酸雨形成的主要起始 物,因为大气中的 SO2 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 H2SO4,而 NO 被空气中氧气氧化为 NO2,NO2 直接溶于水形成 HNO3,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:2SO2+O2=2SO3、SO3+H2O=H2SO4;液相反应:
SO2+H2O=H2SO3、2H2SO3+O2=2H2SO4。总反应: 2SO2 ? 2H2O ? O2 ???????? Mn2?、Fe3?、Cu2?、V5? 2H2SO4

硝酸型酸雨的形成过程为:2NO+O2=2NO2、3NO2+H2O=2HNO3+NO。 引起硫酸型酸雨的 SO2 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 SO2,这种方法称为“钙基固
硫”,其反应方程式为:SO2+CaO=CaSO3,2CaSO3+O2=2CaSO4;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 SO2 , 其 反 应 方 程 式 为 :
SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O,SO2+CaCO3=CaSO3+CO2,2CaSO3+O2=2CaSO4。在冶金工业的烟道废气中,
常混有大量的 SO2 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:SO2+2CO==S+CO2 4、硫酸
①稀 H2SO4 具有酸的一般通性,而浓 H2SO4 具有酸的通性外还具有三大特性:

C+H2O 糖等

C2H4+H2O

C2H5OH 1700

脱水性

无水

去结晶水
CuSO4 胆矾

吸水性

作干燥剂
中性气体 可干燥 无强还原性气体
非碱性气体

浓 H2SO4

氧化性

S、△
SO2+H2O

只表现强

C、△ SO2+CO2+H2O
HBr(HI、H2S)

氧化性

Al(或 Fe) 冷

C+H2O

糖等 脱水性

S、△ C、△

SO2+H2O SO2+CO2+H2O

只表现强 氧化性

C2H4+H2O

C2H5OH 1700

无水

去结晶水 CuSO4 胆矾

吸水性

作干燥剂 中性气体 可干燥 无强还原性气体
钝B化r2→运装浓 H2S(OI24 非碱性气体

浓 H2SO4

氧化性

HBr(HI、H2S) Br2(I2、S)+SO2+H2O

Al(或 Fe) 冷

钝化→运装浓 H2SO4

足量 Cu、△ CuSO4+SO2+H2O
足量 Zn、△ZnSO4+SO2(后有 H2)+H2O

Fe2+

Fe3++SO2+H2O

兼有 酸性



足量 Cu、△ S)+SO2+H2O CuSO4+SO2+H2O
足量 Zn、△ZnSO4+SO2(后有 H2)+H2O Fe2+ Fe3++SO2+H2O

兼有 酸性

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②SO42—的鉴定(干扰离子可能有:CO32-、SO32-、SiO32-、Ag+、PO43-等):

待测液

澄清液

白色沉淀(说明待测液中含有 SO42-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

1、生产过程:

三阶段 三方程

SO2 制取和净化
4FeS2+11O2 高温 2Fe2O3+8SO2

SO2 转化为 SO3 2SO2+O2 催化剂 2SO3


SO3 吸收和 H2SO4 的生成 SO3+H2O=H2SO4

三设备 有 关 原 理
设备中 排出的 气体
说明

沸腾炉
矿石粉碎,以增大矿石与 空气的接触面,加快反应
速率
炉气:SO2.N2.O2.矿尘(除 尘).砷硒化合物(洗涤).
H2O 气(干燥)…… 净化气:SO2.N2.O2 矿尘.杂质:易使催化剂 “中毒” H2O 气:腐蚀设备、影响生 产

接触室 逆流原理(热交换器)目的: 冷热气体流向相反,冷的 SO2、O2、N2 被预热,而热 的 SO3、SO2、O2、N2 被冷却.
SO2、O2、N2、SO3
反应条件—— 理论需要:低温、高压、 催化剂;实际应用: 400℃~500℃、常压、催 化剂

吸收塔 逆流原理(98.3%的浓硫酸 从塔顶淋下,气体由下往 上,流向相反,充分接触,
吸收更完全)
尾气:SO2 及 N2、O2 不能直接排入大气中
实际用 98.3%的浓硫酸吸收 SO3,以免形成酸雾不利于气 体三氧化硫被进一步吸收

2、尾气处理: 氨水 ?S?O2 (?含N?2 ,O2??等)? (NH4)2SO3 ?H?2S?O4 ? (NH4)2SO4+ SO2↑

NH4HSO3

氧族元素

1、氧族元素比较: 原子半径 O<S<Se<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>H2S>H2Se>H2Te 沸点 最高价含氧酸酸性 H2SO4>H2SeSO4>H2TeO4 2、O2 和 O3 比较

O2

颜色

无色

H2O>H2Te>H2Se>H2S(水反常)
O3 气态—淡蓝色

气味



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 (不易氧化 Ag、Hg 等)

极强(O3+2KI+H2O==2KOH+I2+O2) (易氧化 Ag、Hg 等不活泼金属)

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漂白性 稳定性



高压放电

3O2

2O3

相互关系

3、比较 H2O 和 H2O2

电子式

H2O H: O: H

有(极强氧化性—作消毒剂和脱色剂)
2O3===3O2 常温:缓慢 加热:迅速
臭氧和氧气是氧的同素异形体
H2O2 H:O:O:H

化学键 分子极性 稳定性 氧化性 还原性
作用

极性键



稳定

电解
2H2O

2H2↑+O2↑

较弱(遇强还原剂反应)

2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 较弱

(遇极强氧化剂反应)

2F2+2H2O===4HF+O2 饮用、溶剂等

极性键和非极性键 有 不稳定 2H2O2 MnO2 2H2O+O2↑ 较强(遇还原剂反应)
SO2+H2O2===H2SO4 较强 (遇较强氧化剂反应) 2MnO4—+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O 氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等

S↓+SO2↑+H2O

H2S+H2SO4( 浓 )

SO3+2NaHSO3==Na2SO4+2SO2+H2O

3CuSO4

3CuO+2SO2↑+SO3↑+O2↑

6FeSO4+3Br2══2Fe2(SO4)3+2FeBr3

三、氮及其重要化合物的主要性质

1.氨气(NH3):

(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 H2O 反应:NH3 + H2O

NH3·H2O

NH4+ + OH-,

溶液呈弱碱性,氨水的成份为:NH3 、 H2O、NH3·H2O、NH4+ 、 OH-、H+,氨水易挥发;

②与酸反应:NH3 + HCl = NH4Cl NH3 + HNO3 = NH4NO3 与挥发性酸反应有白烟生成

③还原性(催化氧化):

4NH3 + 5O催2 化=剂 4NO + 6H2O(N 为-3 价,最低价态,具有还原性)


(4)实验室制法 Ca(OH)2 + 2NH4Cl

CaCl2 + 2NH3↑ + 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

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(1)物理性质:白色晶体,易溶于水 (2)化学性质:①受热分解: NH4HCO3

NH3↑ + H2O + CO2↑

NH4Cl

NH3↑+ HCl↑

②与碱反应: NaOH + NH4Cl

NaCl + NH3↑ + H2O

3.氮气(N2) (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

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)N2 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 H2 反应:

N2 + 3H2 高温、高压2NH3

②与 O2 反应:

N2

+

O2

= 2NO
放电

催化剂
③与活泼金属反应: N2 +3 Mg点=燃 Mg3N2 (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



种类
N2O NO N2O3(亚硝酸酐) NO2 N2O4 N2O5(硝酸酸酐)

色态 无色气体 无色气体 无色气体, 蓝色液体(-20℃) 红棕色气体 无色气体 无色固体

化学性质 较不活泼 活泼,不溶于水 常温极易分解为 NO、NO2 较活泼,与水反应 较活泼,受热易分解 气态时不稳定,易分解

(2)NO 和 NO2 的重要性质和制法①性质:2NO + O2 = 2NO2(易被氧气氧化,无色

气体转化为红棕色);2NO2 (红棕色)

N2O4(无色)(平衡体系);3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO

(工业制硝酸);NO + NO2 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O(尾气吸收); NO2 有较强的氧化性,能

使湿润的 KI 淀粉试纸变蓝。②制法:NO: 3Cu + 8HNO3(稀)= 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

(必须用排水法收集 NO);NO2:Cu + 4HNO3(浓)= Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O (必须用

排空气法收集 NO2)

(3)氮的氧化物溶于水的计算:

①NO2 或 NO2 与 N2(非 O2)的混合气体溶于水可依据 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO 利用气

体体积变化差值进行计算。

②NO2 和 O2 的混合气体溶于水时由 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 进行计算,当体积比 V(NO2):

V(O2)=4:1 时,恰好反应;>4:1 时,NO2 过量,剩余 NO;<4:1 时,O2 过量,剩余 O2。

③NO 和 O2 同时通入水中时,由 4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3 进行计算,原理同②方法。

④NO、NO2、O2 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

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再按③方法进行计算。 (4)氮的氧化物(NO、NO2)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:NO2 + NO + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O,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(HNO3) (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:4HN光O3或=热4NO2↑+ O2↑ + 2H2O 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 + 4HNO3(浓)= Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O ; 3Cu + 8HNO3(稀)= 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O; 3Ag + 4HNO3(稀)= 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O ; 常温下浓硝酸使铁、铝钝化。
b.与非金属反应:C + 4HNO3(浓)= CO2 ↑+ 4NO2↑ + 2H2O 。 c.与其他还原剂反应,如 H2S、SO2、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: ①实验室制法:硝酸盐与浓硫酸微热,

NaNO3(固)+ H2SO4(浓)

NaHSO4 + HNO3↑

(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,4NH3 + 5催O2化剂= 4NO + 6H2O;
2NO + O2 =△ 2NO2; 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO; 尾气处理:NO2 + NO + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O 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) (2)化学性质:①C + O2 点=燃 CO2 ②2C + O2点=燃 2CO ③C+4HNO3(浓)=△CO2↑+ 4NO2↑

+ 2H2O



C

+

2CuO

△=

2Cu

+

CO2↑⑤

C

+

高温
CO2 = 2CO



2C

+

SiO2 高=温Si

+

2CO↑

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2.碳的氧化物(CO、CO2)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, 无色略带酸味气体,无毒,能溶于水,固

能与人体中血红蛋白迅速结合, 态时俗称“干冰”。 是产生温室效应的气

是一种严重的大气污染物

体之一。

1. 可燃性

1. 不能燃烧

化学性质

2. 还原性:(CuO、Fe2O3、H2O 反应) 2. 与 C、Mg 等反应,表现氧化性

3. 不成盐氧化物

3. 酸性氧化物(与碱反应)

浓硫酸

实验室制法

HCOOH

——→


CO↑

+

H2O

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑

收集方法 检验方法
用途 相互转化

排水法

向上排空气法

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杯

使澄清石灰水变浑浊

燃料、化工原料

化工原料、灭火等

C + CO2 = 2CO (高温) 2CO + O2 = 2CO2(点燃)

2.二氧化硅与二氧化碳的对比:

物质

二氧化硅

化学式 晶体类型
物理性质 ①与水反应

SiO2 原子晶体 硬度大、熔沸点高、常温下为固 体、不溶于水
不反应

②与酸反应 化

SiO2 + 4HF = SiF4↑+ 2H2O

学 ③与碱反应 SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O



盛碱液的试剂瓶用橡皮塞

高温

质 ④与盐反应 SiO2 + Na2CO3 =Na2SiO3 + CO2↑

⑤与碱性氧 化物反应

高温
SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2↑
高温
SiO2 + CaO = CaSiO3

二氧化碳

CO2 分子晶体 熔沸点低,常温下为气体,微溶
于水

CO2 + H2O

H2CO3

不反应
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O 或 CO2 + NaOH = 2NaHCO3 Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3↓ + 2HClO CO2 + Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3

CO2 + Na2O = Na2CO3

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 + 2F2 = SiF4 ;Si + 4HF = SiF4 + 2H2 ;Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑





高温

②加热:Si + O2 = SiO2; Si + 2Cl2 = SiCl4 ;Si + 2H2 = SiH4 。

自然界中无游离态的硅
高温
工业上用焦炭在电炉中还原二氧化硅制取粗硅:SiO2 + 2C = Si + 2CO↑

(2)硅酸(H2SiO3 或原硅酸 H4SiO4):难溶于水的弱酸,酸性比碳酸还弱。

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(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:Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓(白)+ 2NaCl;
Na2SiO3 + CO2 + H2O =H2SiO3↓+ Na2CO3

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

石等为原料生产的硅酸盐制品,比较如下(表 18—6)

硅酸盐产品

水泥

玻璃

原料

石灰石、黏土

纯碱、石灰石、石英

反应原理

发生复杂的物理化学变化(不 作要求)

SiO2 + Na2CO3 高=温Na2SiO3 + CO2↑
高温
SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2↑

主要设备

水泥回转窑

玻璃窑

主要成分

3CaO·SiO2、2CaO·SiO2、 3CaO·Al2O3

Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

反应条件

高温

高温

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)

材料 涵义 主要成分 特性
品种示例

无机非金属材料 以黏土、石英和长石等 为原料生产的硅酸盐制

各种硅酸盐的混合物
抗腐蚀、耐高温、硬度 大耐磨损,新型无机非 金属材料还具有电学、 光学特性、生物功能等
玻璃、水泥、各种陶瓷 (粘土质陶瓷、高温结 构陶瓷、生物陶瓷、压 电陶瓷等)、光导纤维

金属材料

复合材料

两种或两种以上性质不

金属及其合金

同的材料经特殊加工而

而制成的

各种金属及硅等少量非 金属

由基体(黏结作用)和 增强体(骨架作用)组


耐酸碱、化学稳定性好、

强度高、坚韧塑性好、

易于成型、有良好的延 密度小、强度高、韧性

好、耐高温、导电导热

展性、导电性、导热性,

热性能好;性能保持原

合金抗腐蚀性强

材料特点又优于原材料

生产生活中的复合材料

(玻璃钢:玻璃纤维增

强树脂基复合材料、碳 黑色金属材料(铁、铬、 纤维:碳纤维增强树脂 锰及它们的合金):钢
基复合材料); 铁;有色金属材料(铁、 铬、锰以外的金属及合 航空航天中的复合材料
(飞机、火箭:纤维增 金):金、银、铜及合金
强金属基复合材料;航

天飞机:纤维增强陶瓷

基复合材料)

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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)

固态反应物加热产生气体

有液体反应物不加热产生气体

有液体反应物加热产生气体

2.常见气体的收集装置
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气体

反应原理

O2 无水 CH3COONa 和碱石灰共热
CH4

NH3

发生装置 收集装置

注意事项

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

A

a或c

完实验先撤导

管,后撤酒精灯

不同点:

收集氨气仪器要

干燥

A

c

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

H2

较活泼金属(Zn)与稀强酸(如 H2SO4,HCl 但勿用 HNO3 或浓 H2SO4)的置换反应

C

CO2

C

FeS 与盐酸或稀硫酸进行复分解反应

H2S

C

SO2 无水 Na2SO3 粉末与中等浓度 H2SO4 进行复分解反应

B

Cu 和浓 HNO3

NO2

B

电石与水进行反应

C2H2

B

a或c

①用长颈漏斗时

要液封

b

②制

SO2

( Na2SO3 粉

b

末)、NO2(剧烈 放 热 多 )、 C2H2

( CaC2 遇 H2O

粉化)不能用启普

b 发生器

③ 制 CO2 不 用

H2SO4 ( 因

b

CaSO4 微溶)

④制 H2S 不能用

硝酸或浓 H2SO4

(防氧化)

a

Cl2

E或D

HCl

食盐与浓 H2SO4(不挥发性酸与挥发性酸的盐)进行复分 解反应

E或D

NO

E或D

b或a b

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 Cl2 可用排 饱和食盐水

a

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C2H4

F

a

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)

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