高中化学非金属元素及其重要化合物性质.doc
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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
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。
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+H2SO4NaHSO4+HCl↑（不加热或微热）
NaHSO4+NaClNa2SO4+HCl↑（加热到500ºC—600ºC）
总式:
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）
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；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-
（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
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+3SAl2S3（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）
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+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+H2OH2CO2弱酸
SO3+H2O==H2SO4（强酸）
与碱反应
SO2
SO2
Ca（OH）2CaSO3↓Ca（HSO3）2
清液白清液
CO2
CO2
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
高温
CO2+2Mg点燃2MgO+C
CO2+C ＝2CO
还原性
有
无
与Na2O2作用
Na2O2+SO2==Na2SO4
2Na2O2+2CO2==2Na2
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