高考专题之非金属元素及其化合物.docx
《高考专题之非金属元素及其化合物.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高考专题之非金属元素及其化合物.docx（20页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。
高考专题之非金属元素及其化合物
卤素及其化合物
一、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：
2Na＋Cl22NaCl（产生白烟）
Cu＋Cl2
CuCl2（产生棕黄色的烟）
2Fe＋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：
H2＋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
2P＋3Cl2
2PCl3（氯气不足；产生白雾）
2P＋5Cl2
2PCl5（氯气充足；产生白烟）
（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）
（5）与某些还原性物质反应
如：
2FeCl2＋Cl2=2FeCl3
2KI＋Cl2=2KCl+I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验）
SO2＋Cl2＋2H2O=2HCl+H2SO4
（6）与某些有机物反应
如：
CH4＋Cl2CH3Cl+HCl（取代反应）
CH2=CH2＋Cl2→CH2ClCH2Cl（加成反应）
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-；久置氯水则几乎是盐酸溶液
①一元弱酸，比H2CO3弱
（2）HClO的基本性质②不稳定，2HClO===2HCl+O2↑
③强氧化性；
④漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色。
（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
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：
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。
仪器装置：
发生装置---收集装置---吸收装置
实验步骤：
检密—装药—固定—加热—收集
收集方法：
向上排空气法（或排饱和食盐水法）
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）
2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
二、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+NaClNa2SO4+HCl↑（加热到500ºC—600ºC）
总反应式:
2NaCl+H2SO4Na2SO4+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）
三、卤族元素
1．卤素及化合物的性质比较:
氟
氯
溴
碘
单质物理性质
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
X2与H2化合
条件
冷暗处
光照
加热
持续加热
程度
剧烈爆炸
爆炸
缓慢
化合同时分解
X2与H2O化合
反应
2F2+2H2O=4HF+O2
X2+H2O=HX+HXO
程度
剧烈
缓慢
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
无含氧酸
有HXO、HXO2、HXO3、HXO4等
强弱程度
同一价态的酸性依次减弱
卤化银
颜色
AgF（白）
AgCl（白）
AgBr（淡黄）
AgI（黄）
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；CaF2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-
（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
溶质
水
苯
汽油
四氯化碳
Br2
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-+AgNO3+HNO3浅黄色沉淀
I-黄色沉淀
硫及其硫的化合物
一、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。
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+3SAl2S3（制取Al2S3的唯一途径）
Fe+SFeS（黑色）
2Cu+SCu2S（黑色）
与非金属反应
S+O2SO2
S+H2H2S（说明硫化氢不稳定）
与化合物的反应
S+6HNO3（浓）H2SO4+6NO2↑+2H2O
S+2H2SO4（浓）2SO2↑+2H2O
3S+6NaOH2Na2S+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：
当
≥2/1时，2H2S+O22S+2H2O（H2S过量）
当
≤2/3时，2H2S+3O22SO2+2H2O（O2过量）
当
时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有SO2
B．强还原性：
常见氧化剂Cl2、Br2、Fe3+、HNO3、KMnO4等，甚至SO2均可将H2S氧化。
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+Cl2+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
SO3
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（16.8℃）
与水反应
SO2+H2OH2SO3中强酸
CO2+H2OH2CO3弱酸
SO3+H2O==H2SO4（强酸）
与碱反应
Ca（OH）2CaSO3↓Ca（HSO3）2
清液白清液
Ca（OH）2CaCO3↓
Ca（HCO3）2
清液白↓清液
SO3+Ca（OH）2==CaSO4（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
SO2+2H2S=2S↓+2H2O
CO2+2Mg=2MgO+C
CO2+C=2CO
还原性
有
无
与Na2O2作用
Na2O2+SO2==Na2SO4
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
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。
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：
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。
三、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
最高价含氧酸酸性H2SO4＞H2SeSO4＞H2TeO4
2．O2和O3比较
O2
O3
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
（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）
漂白性
无
有（极强氧化性—作消毒剂和脱色剂）
稳定性
＞
3O22O32O3===3O2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H2O和H2O2
H2O
H2O2
电子式
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
2H2O2H2↑+O2↑
不稳定
2H2O22H2O+O2↑
氧化性
较弱（遇强还原剂反应）
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
较强（遇还原剂反应）
SO2+H2O2===H2SO4
还原性
较弱
（遇极强氧化剂反应）
2F2+2H2O===4HF+O2
较强
（遇较强氧化剂反应）
2MnO4—+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O
作用
饮用、溶剂等
氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等
氮及其氮的化合物
2.氮的循环:
3.氮及其化合物的衍变关系：
NH3←N2→NO→NO2→HNO3→NH4NO3→NH3
NH3·H2O
NH4+、OH－
4.氮氧化物
①各种价态氮氧化物：
（N2O）、
（NO）、
（N2O3）、
（NO2、N2O4）、
（N2O5），其中N2O3和N2O5分别是HNO2和HNO3的酸酐。
气态的氮氧化物几乎都是剧毒性物质，在太阳辐射下还会与碳氢化物反应形成光化学烟雾。
②NO和NO2性质比较
NO：
一种无色气体，难溶于水，不成盐氧化物。
常温下，极易被氧化为NO2：
2NO+O2=2NO2
NO2：
一种有刺激性气味的红棕色气体,溶于水后与水反应：
3NO2+H2O==2HNO3+NO
5．硝酸的重要特性：
强氧化性①浓、稀硝酸在与活泼或不活泼金属发生反应时，硝酸中
被还原，一般不产生氢气。
②浓、稀硝酸与活泼金属反应时，
被还原，所得产物可以是
（NO2）、
（NO）、
（N2O）、
（N2）或
（NH3），鉴于反应复杂，中学对活泼金属与浓、稀硝酸的反应不做要求。
③浓、稀硝酸与金属铜的反应：
Cu+4HNO3（浓）=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O、3Cu+8HNO3（稀）=3Cu-
（NO3）2+2NO↑+4H2O。
以上反应中，硝酸表现出氧化性同时还表现出酸性。
其他不活泼金属类似于铜与浓、稀硝酸反应。
注意：
一定量的浓硝酸与足量的铜发生反应时，硝酸会由浓变稀，往往得到的是NO和NO2的混合气体。
④浓硝酸与碳的反应：
C+4HNO3（浓）
CO2↑+NO2↑+2H2O。
硝酸只表现出氧化性。
⑤在浓硝酸中滴加几滴石蕊试液、微热，先变红、后褪色，说明浓硝酸的酸性及氧化性。
⑥冷的浓硝酸在常温下使铁、铝等活泼金属发生钝化（在其表面因氧化生成一层致密的氧化膜）。
常温时，常把浓硝酸存放在铁质、铝质密闭容器里。
但若加热，则会剧烈反应。
⑦王水：
浓硝酸与浓盐酸的混合物，其体积比为1:
3。
可溶解金、铂、钛等金属。
6.氨、液氨、氨水、铵之间的区别：
氨：
无色有刺激性气味的气体，比空气轻。
氨分子是一种呈三角锥形的极性分子，极易溶于水，易液化。
液氨是氨气液化的产物，仍然是氨分子，属纯净物。
氨水是氨气的水溶液，是混合物：
NH3+H2O
NH3·H2O
NH4++OH-。
氨水中微粒有：
NH3、H2O、NH3·H2O、NH4+、OH—、极少量的H+。
氨水浓度越大，密度越小。
铵（NH4+）是带一个单位正电荷的离子，不能单独存在，只能在铵盐或氨水中与阴离子共存。
凡是含NH4+的盐叫铵盐，铵盐易溶于水。
铵盐不稳定，加热易分解。
氨与铵可相互转化：
NH3NH4＋，NH4+与强碱反应放出NH3,
7.NH4+的检验方法：
①检验固态铵盐不必加热，只需取少量晶体与石灰拌和有氨的特殊气味即可；
②若是铵盐溶液，为了使更多的NH3放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝，则必须加热。
③铵盐溶液与强碱溶液反应的离子方程式有三种写法：
a、浓溶液不加热写成：
NH4++OH—=NH3＋H2O；b、稀溶液不加热写成NH4++OH—==NH3·H2O；c、不论浓、稀，只要加热则写成：
NH4++OH-
NH3↑+H2O。
铵盐与碱共热都能产生氨气：
（NH4）2SO4+NaOH
Na2SO4+2NH3↑+2H2O。
实验室常用加热铵盐和碱的混合物制取氨气，反应生成的氨气用湿润的红色石蕊试纸检验。
碳族元素
2.碳族元素
②碳族元素的化合价：
碳族元素的主要化合价有+2，+4，其中铅+2价稳定，其余元素+4价稳定。
⑤几种同素异形体：
碳：
金刚石、石墨、C60、C70等；硅：
晶体硅，无定形硅。
3.碳
在常温下碳很稳定，只在高温下能发生反应，通常表现为还原性。
①燃烧反应
②与某些氧化物的反应：
C＋CO2
2CO；C＋2CuO
CO2↑＋2Cu；
C＋H2O
CO＋H2O（CO、H2的混合气体叫水煤气）；
2C+SiO2
Si+2CO↑
③与氧化性酸反应：
C＋2H2SO4（浓）
CO2↑＋2SO2↑＋2H2O；
C＋4HNO3（浓）
CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
4.CO
不溶于水，有毒（CO和血红蛋白结合，使血红蛋白无法和O2结合，而使细胞缺氧引起中毒），但由于CO无色无味因此具有更大的危险性。
①可燃性
②还原性：
CO+CuO
CO2＋Cu，CO+H2O（g）
CO2+H2O
5.CO2
直线型（O＝C＝O）非极性分子，无色能溶于水，密度大于空气，可倾倒，易液化。
固态CO2俗称干冰，能升华，常用于人工降雨。
实验室制法：
CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋CO2↑＋H2O。
①酸性氧化物一—酸酐
Ca（OH）2＋CO2＝CaCO3↓＋H2O（用于检验CO2）
②氧化性：
CO2＋C
2CO；2Mg＋CO2
2MgO＋C
6.碳酸盐
①溶解性：
Ca（HCO3）2>CaCO3；Na2CO3>NaHCO3。
②热稳定性：
Na2CO3>CaCO3；碱金属正盐>碱金属酸式盐:
Na2CO3>NaHCO3。
③相互转化：
碳酸正盐
碳酸酸式盐（除杂用）
7.硅
①硅在地壳中只有化合态，没有游离态。
其含量在地壳中居第二，仅次于氧，是构成矿物和岩石的主要成分。
②晶体硅是灰黑色，有金属光泽，硬而脆的固体，是半导体，具有较高的硬度和熔点。
③硅的化学性质不活泼，常温下，只能与氟气、氢氟酸及强碱溶液反应:
Si+2F2＝SiF4、Si+4HF＝SiF4+2H2↑、Si+2NaOH+H2O＝Na2SiO3+2H2↑；在加热条件下，能与氧气、氯气等少数非金属单质化合：
Si＋O2
SiO2。
④制备：
在电炉里用碳还原二氧化硅先制得粗硅：
SiO2＋2C
Si＋2CO↑，将制得的粗硅，再与C12反应后，蒸馏出SiCl4，然后用H2还原SiCl4可得到纯硅。
有关的反应为：
Si十2C12
SiCl4、SiCl4+2H2
Si+4HCl。
⑤硅在高新技术中的应用：
高纯硅可作半导体材料，晶体硅还可做光电转换材料及制作DNA芯片为代表的生物工程芯片。
8.SiO2
①SiO2为原子晶体，是一种坚硬难熔的固体，硬度、熔点都很高。
而CO2通常状况下是气体，固体熔点很低。
其差别在于晶体类型不同。
CO2是分子晶体，故熔点很低。
②二氧化硅的化学性质很稳定，不能跟酸（氢氟酸除外）发生反应。
由于它是一种酸性氧化物，所以能跟碱性氧化物或强碱反应。
SiO2+CaO
CaSiO3、SiO2+2NaOH＝Na2SiO3+H2O（碱溶液不能在使用磨口玻璃塞的试剂瓶中）
③二氧化硅是一种特殊的酸性氧化物。
a．酸性氧化物大都能直接跟水化合生成酸，但二氧化硅却不能直接跟水化合，它的对应水化物（硅酸）只能用相应的可溶性硅酸盐跟盐酸作用制得：
首先让SiO2和NaOH（或Na2CO3）在熔化条件下反应生成相应的硅酸钠：
SiO2＋2NaOH
Na2SiO3＋H2O，SiO2＋Na2CO3
Na2SiO3＋CO2↑，然后用酸与硅酸钠作用制得硅酸：
Na2SiO3+2HCl===H2SiO3+2NaCl。
b．酸性氧化物一般不跟酸作用，但二氧化硅却能跟氢氟酸起反应：
SiO2+4HF＝SiF4+2H2O（氢氟酸不能盛放在玻璃容器中）。
④光导纤维：
从高纯度的SiO2或石英玻璃熔融体中，拉出的直径约100μm的细丝，称为石英玻璃纤维，这种纤维称为光导纤维。
光纤通信是一种新技术，它将光信号在光导纤维中进行全反射传播，取代了电信号在铜线中的传播，达到两地通信的目的。
光纤通信优点：
信息传输量大，每根光缆可同时通过10亿路电话；原料来源广；质量轻，每千米27克；不怕腐蚀，铺设方便；抗电磁干扰，保密性好。
⑤石英、水晶及其压电效应
石英的主要成分是SiO2,可用来制造石英玻璃。
石英晶体中有时含有其他元素的化合物,它们以溶解状态存在于石英中,呈各种颜色。
。
纯净的SiO2晶体叫做水晶,它是六方柱状的透明晶体,是较贵重的宝石。
水晶或石英在受压时能产生一定的电场,这种现象被称为“压电效应”。
后来这种“压电效应”被应用在电子工业及钟表工业和超声技术上。
。
9．硅酸和硅胶
①硅酸：
硅酸有多种形式，如H4SiO4、H2SiO3、H2Si2O5等。
一般用通式xSiO2·yH2O表示，由于“H2SiO3”分子式最简单，习惯采用H2SiO3作为硅酸的代表。
②硅酸酸性比碳酸还弱，由下列反应可证明：
Na2SiO3+CO2+H2O＝H2SiO3↓+Na2CO3
③硅胶：
刚制得的硅酸是单个小分子，能溶于水，在存放过程中，它会逐渐失水聚合，形成各种多硅酸，接着就形成不溶于水，但又暂不从水中沉淀出来的“硅溶胶”。
如果向硅溶胶中加入电解质，则它会失水转为“硅凝胶”。
把硅凝胶烘干可得到“硅胶”。
烘干的硅胶是一种多孔性物质，具有良好的吸水性。
而且吸水后还能烘干重复使用，所以在实验室中常把硅胶作为作为干燥剂。
10.硅及其化合物的“反常”
①Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：
SiO2＋2C
Si＋2CO↑
②非金属单质跟碱液作用一般无H2放出，但Si却放出H2：
Si+2NaOH+H2O＝Na2SiO3+2H2↑
③非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，但Si能与HF作用：
Si+4HF＝SiF4+2H2↑
④非金属单质大多为非导体，但Si为半导体。
⑤SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接将它与水作用制备H2SiO3。
⑥酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：
SiO2+4HF＝SiF4+2H2O
⑦无机酸一般易溶于水，但H2SiO3难溶于水。
⑧因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通人CO2能发生下列反应：
Na2SiO3+CO2+
H2O＝H2SiO3↓+Na2CO3，但在高温下SiO2+Na2CO3
Na2SiO3+CO2↑也能发生。
⑨Na2SiO3的水溶液称水玻璃，但它与玻璃的成分大不相同，硅酸钠水溶液（即水玻璃）称泡花碱，但它却是盐的溶液，并不是碱溶液。
11.硅酸盐
①硅酸盐是构成地壳岩石的主要成分，其结构复杂，组成可用氧化物的形式表示。
例如：
硅酸钠Na2SiO3（Na2O·SiO2）；镁橄榄石Mg2SiO4（2MgO·SiO2）；高岭石Al2（Si2O5）
升级会员 