高中非金属知识点总结.docx
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高中非金属知识点总结
非金属（氯、硫、氮、硅）
富集在海水中的元素-氯
知识点一.氯元素在自然界中的存在和氯气的物理性质
1．氯元素的存在
在自然界里，氯元素以化合态存在，游离态的氯只能通过人工方法而制得。
氯元素是最重要的“成盐元素”，主要以NaCl的形式存在于海水和陆地的盐矿中。
2．氯气的物理性质
氯气是一种黄绿色、具有强烈刺激性气味的有毒气体，在低温和加压情况下可以转化为液态（液氯）和固态。
氯气能溶于水，25°C时，1体积的水可以溶解2体积的氯气，所得水溶液称为氯水。
在实验室闻氯气气味时，应该用手轻轻在瓶口扇动，仅使极少量的氯气飘过鼻孔，如右图所示，闻其他气体的气味时也应采用这种方法。
知识点二.氯气的化学性质
1．与金属的反应
￥
大多数金属在点燃或灼热的条件下，都能与氯气发生反应生成氯化物。
对于有变价的金属元素和氯气发生反应时生成其高价氯化物。
如Fe与Cl2反应不管Fe是否过量都只能生成FeCl3。
Cl2+2Na
2NaCl剧烈燃烧，发出黄光，生成白色固体，放出大量的热
3Cl2+2Fe
2FeCl3火星四射，产生大量的褐色的烟
Cl2+Cu
CuCl2剧烈燃烧，集气瓶里充满棕黄色的烟
但在常温下干燥的氯气不与铁反应，所以可以将液氯储存在钢瓶里。
2．与非金属反应
H2+Cl2
2HCl。
现象：
氢气在氯气中安静燃烧，发出苍白色火焰，瓶口上方有白雾。
注意：
（1）光照H2和Cl2的混合气体时，会发生爆炸，因此工业生产是用点燃的方法来生产盐酸，绝对不能用光照的方法。
（2）工业盐酸呈黄色是因其中混有FeCl3。
拓展延伸：
}
3．与水反应
（1）氯气与水反应的情况
在常温下，溶于水中的部分Cl2与水发生反应，生成盐酸（HCl）和次氯酸（HClO）：
Cl2+H2O==HCl+HClO。
Cl2既被氧化又被还原，氧化剂、还原剂都是Cl2。
（2）次氯酸的重要性质
①强氧化性：
HClO中+1价Cl表现出很强的得电子能力，得电子还原成Cl－，其氧化性比Cl2还强。
HClO以其强氧化性杀死水中的病菌，起到消毒的作用，还能使染料和有机物质褪色而具有漂白作用。
②弱酸性：
HClO是一元弱酸，酸性比碳酸还弱，在水中只有少部分发生电离：
HClO
H++ClO－。
:
③不稳定性：
HClO只存在于水溶液中，在光照下易分解放出氧气：
2HClO
2HCl+O2↑。
4．与碱反应
Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O（可作漂白液，有效成分为NaClO）。
2Cl2+2Ca（OH）2==CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O。
漂白粉（或漂粉精）的有效成分均为Ca（ClO）2。
漂粉精的主要成分是次氯酸钙和氯化钙，其中有效成分是次氯酸钙。
次氯酸钙在酸性溶液中可以生成具有强氧化性的次氯酸，起到漂白、杀菌作用。
知识点三.氯水的成分和性质
氯水及液氯的区别
…
液氯
新制氯水
久置氯水
成分
Cl2
Cl2、HClO、H2O、H+、Cl－、ClO－、OH－
H+、Cl－、H2O
分类
@
纯净物
混合物
混合物
颜色
黄绿色
黄绿色
无色
性质
^
氧化性
酸性、氧化性、漂白性
酸性
知识点四.氯气的实验室制法
1．原理：
MnO2+4HCl（浓）
MnCl2+Cl2↑+2H2O
或：
2KMnO4+16HCl（浓）==2MnCl2+2KCl+5Cl2↑+8H2O
注：
若用KMnO4制Cl2，则不需加热。
2．（
3．发生装置：
固+液加热型
试剂：
饱和NaCl溶液浓H2SO4NaOH溶液
用途：
除HCl除水吸收尾气
3．净化：
将气体通过盛有饱和食盐水的洗气瓶
4．干燥：
将气体通过盛有浓硫酸的洗气瓶
5．收集：
用向上排空气法或排饱和食盐水法。
6．尾气吸收：
用NaOH溶液吸收多余的氯气，防止污染空气。
；
7．验满方法
①将湿润的淀粉-KI试纸靠近盛Cl2的瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满。
②将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛Cl2的瓶口，观察到试纸先变红后褪色，则证明已集满。
知识点五.氯离子的检验
1．试剂：
稀硝酸、AgNO3溶液。
2．操作：
取待测液2mL加入试管中，先滴入少量稀硝酸，然后再滴入AgNO3溶液。
3．现象及结论：
产生白色沉淀，该溶液中含有Cl－。
4．原理：
Ag++Cl－==AgCl↓。
要点解释：
]
（1）加稀硝酸的目的是排除CO32－的干扰，因为Ag2CO3是可以溶于稀硝酸的白色不溶物。
因此，鉴定时可以将加试剂的顺序颠倒，即可以先加AgNO3，再加稀硝酸。
若生成不溶于稀硝酸的白色沉淀，同样可以证明溶液中有Cl－。
（2）不用稀盐酸、稀硫酸酸化，否则引入Cl－、SO42－产生干扰。
知识点六.成盐元素——卤素
1．卤素的原子结构
在元素周期表中，与氯元素处于同一纵行——第ⅦA族的元素还有氟（F）、溴（Br）、碘（I）、砹（At，人工合成元素）。
与氯元素一样，这些元素原子的最外电子层都有7个电子，都是典型的非金属元素。
由于第ⅦA族元素都能与Na、K、Ca、Mg等金属化合生成盐，所以统称为卤素（成盐元素）。
2．物理性质
F2
】
Cl2
Br2
I2
颜色
淡黄绿色
黄绿色
深红棕色
紫黑色
（
状态
气态
气态
液态
固态
水中溶解性
反应
可溶
*
可溶
微溶
熔沸点
Cl2、Br2、I2易溶于苯、CCl4、汽油等有机溶剂。
注意：
从溴水中萃取出Br2，可向其中加入苯，振荡、静置，溶液分两层，上层橙红色，下层为水层，近乎无色；从碘水中萃取I2，可向其中加入CCl4，振荡、静置，溶液分两层，上层（水层）近乎无色，下层为紫红色（已知苯的密度小于水的密度，CCl4的密度大于水的密度，且二者均不溶于水）。
3．卤素的化学性质
氯是第ⅦA族中的代表性元素。
氟、溴、碘的单质的化学性质与氯气相似，都具有氧化性，并随元素原子核电荷数的增大而逐渐减弱。
~
（1）与H2的反应：
H2+X2==2HX
氟气在冷暗处即可剧烈化合爆炸；氯气受光照或混合点燃时反应；溴加热时缓慢与H2化合；碘持续加热，缓慢化合，同时又分解。
（2）与H2O的反应，从F2→I2逐渐减弱：
F2：
2F2+2H2O===4HF+O2（剧烈）
Cl2：
Cl2+H2O===HCl+HClO
X2+H2O
HX+HXO（X为Br或I）
（3）与碱溶液反应：
X2+2NaOH==NaX+NaXO+H2O（X为Cl、Br、I，反应能力逐渐减弱）
【
（4）与金属反应，从F2→I2反应能力逐渐减弱。
常见金属Na、K、Mg、Al、Fe、Cu、Zn等均能与卤素单质反应。
如：
2Fe+3Br2==2FeBr3，Fe+I2
FeI2（I2的氧化性不强，与变价金属反应得低价盐）。
（5）卤素单质间的置换反应：
Cl2+2Br－==2Cl－+Br2；Cl2+2I－==2Cl－+I2；Br2+2I－==2Br－+I2。
氧化性：
Cl2＞Br2＞I2；还原性：
Cl－＜Br－＜I－。
硫及其氧化物、硫酸
知识点一.硫单质
1．硫在自然界中的的存在。
游离态的硫：
存在于火山口附近或地壳的岩层里。
化合态的硫：
主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。
如硫铁矿（FeS2）、黄铜矿（CuFeS2）、石膏（CaSO4·2H2O）等。
硫还存在于石油、天然气、煤等化石燃料中。
.
2．硫的物理性质。
单质硫的颜色是黄色，俗称硫磺，非常脆，容易粉碎；熔点比较低，稍微受热，就会熔化成液体；硫蒸气的颜色也是黄色；硫单质的溶解性比较特殊：
不溶于水，微溶于酒精
3．硫的化学性质
1氧化性：
与绝大多数金属反应
Fe+S
FeS2Cu+S
Cu2S（与变价金属生成低价金属）
与非金属反应：
H2+S
H2S（H2S是一种臭鸡蛋气味的有毒气体，有强还原性。
）
②还原性：
与氧气发生反应
|
硫在空气中燃烧发出淡蓝色的火焰，在氧气中燃烧发出蓝紫色的火焰。
化学方程
式：
S+O2
SO2
③自身氧化还原反应
3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O（洗去试管上残留的硫单质）
知识点二.SO2的性质
（一）二氧化硫的物理性质
状态：
气体颜色：
无色气味：
有刺激性 沸点：
－10℃
毒性：
有毒密度：
比空气大
溶解度：
易溶于水在常温、常压下，1体积水大约能溶解40体积的SO2。
（二）二氧化硫的化学性质
从物质分类角度入手，SO2是一种重要的酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性。
1．与CO2相似,SO2具有酸性氧化物的通性
名称
:
CO2
SO2
与H2O反应
CO2+H2O
H2CO3
SO2+H2O
H2SO3
与碱反应
CO2+2NaOH→Na2CO3+H2O
CO2+NaOH→NaHCO3
\
CO2+Ca（OH）2→CaCO3↓+H2O
SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O
SO2+NaOH→NaHSO3
SO2+Ca（OH）2→CaSO3↓+H2O
与盐反应
CO2+CaCO3+H2O→a（HCO3）2
CaSO3+SO2+H2O→Ca（HSO3）2
（CO2,SO2均可使澄清石灰水变浑浊）
SO2+2NaHCO3=Na2SO3+H2O+2CO2↑（亚硫酸酸性强于碳酸）
2．SO2具有氧化性和还原性
SO2中的S元素化合价为+4价，处于中间价态，既有氧化性、也有还原性，但以还原性为主。
①氧化性：
（黄色沉淀）
②还原性：
SO2＋X2＋2H2O=H2SO4＋2HX（Cl2、Br2、I2、KMnO4、FeCl3）
|
SO2＋Cl2＋2H2O=H2SO4＋2HCl
5SO2+2KMnO4+2H2O=K2SO4+2MnSO4+2H2SO4
SO2可以被H2O2、Na2O2、HNO3、O3等多种强氧化剂所氧化
3．SO2的特性：
漂白性：
漂白品红、毛、丝、草帽。
4． SO2可以与有色的有机物生成不稳定的无色化合物，受热又可以分解得到原物质，因此SO2漂白作用不持久。
漂白性的比较
把Cl2和SO2混合用于漂白，能否增强漂白效果？
为什么？
（三）SO2的污染
酸雨：
空气中SOX和NOX随雨水下降成为酸雨，pH<5.6
知识点三.硫化氢（H2S）
（
1．物理性质：
通常为有臭鸡蛋气味的无色气体，有毒
②硫化氢的化学性质
A可燃性：
2H2S+O2
2S↓+2H2O（H2S在空气中不完全燃烧）
2H2S+3O2
2SO2+2H2O（H2S在空气中完全燃烧，并伴有淡蓝色火焰
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。
久置于空气中的氢硫酸溶液因空气中氧气氧化会产生淡黄色沉淀物，因此氢硫酸一般现配现用
.
知识点四.SO2制备、鉴定、干燥、除杂、用途
1．SO2制备
①反应原理：
Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
说明：
此反应是应用强酸制弱酸，但由于SO2易溶于水（1∶40），所以Na2SO3应选用固体，而H2SO4宜选用较浓的溶液。
实验中常使用溶质的质量分数为60%左右的硫酸，也可用浓硫酸。
2
制备装置：
固体和液体不加热制备气体的装置
3净化干燥装置：
盛放浓硫酸的洗气瓶
④收集方法：
向上排空气法或排饱和NaHSO3溶液
2．SO2的鉴定：
通入品红溶液褪色，加热后又恢复原色。
湿润的蓝色石蕊试纸---变红。
3．SO2的干燥：
浓H2SO4。
4．吸收SO2尾气：
可选用酸性高锰酸钾溶液或碱液等。
5．SO2的用途：
制H2SO4、漂白剂、杀菌、消毒。
6SO2（CO2）））
）CO2（SO2））
{
知识点五.SO3
1．物理性质：
三氧化硫又名硫酸酐，是一种无色易挥发的固体，熔点16.83oC，沸点44.8oC。
2．化学性质：
是H2SO4的酸酐；S元素为+6价，处于最高价态，只有氧化性。
与水反应，放热：
SO3+H2O=H2SO4
CaO+SO3=CaSO4
Ca（OH）2+SO3=CaSO4+H2O
3．工业上制取硫酸的原理：
S→SO2→SO3→H2SO4
SO3+H2O=H2SO4
知识点六.SO2与CO2性质对比
）
SO2
CO2
元素化合价
+4（中间价态）
+4（最高正价）
物理
性质
气味
，
有刺激性气味
无味
毒性
有毒
无毒
溶解性
…
易溶（体积比1∶40）
可溶（体积比1∶1）
化学
性质
与水的反应
SO2+H2O
H2SO3
CO2+H2O
H2CO3
~
与碱的反应
Ca（OH）2+SO2==CaSO3↓+H2O
CaSO3+SO2+H2O==Ca（HSO3）2
Ca（OH）2+CO2==CaCO3↓+H2O
CaCO3+CO2+H2O==Ca（HCO3）2
与碱性氧化物反应
SO2+CaO==CaSO3
—
CO2+CaO==CaCO3
与NaHCO3溶液
反应
不反应
弱氧化性
SO2+2H2S==3S↓+2H2O
~
CO2+C
2CO
还原性
二氧化硫能被酸性高锰酸钾、氯水、溴水、碘水等氧化剂氧化
无
漂白性
有，不稳定
…
无
对环境的影响
形成酸雨
引起温室反应
鉴别
①利用二氧化硫的还原性，用酸性高锰钾溶液或溴水看是否褪色鉴别
②利用二氧化硫的漂白性，用品红溶液鉴别
知识点七.硫酸
—
1．硫酸的物理性质
纯硫酸是无色油状的液体，难挥发，沸点高，密度大，能与水以任意比互溶，溶解时放出大量的热。
2．硫酸的化学性质
（1）.吸水性：
H2SO4＋nH2O＝＝H2SO4·nH2O
〖注意〗“水”可以是混合气体中的水蒸气，也可以是结晶水合物中的结晶水！
（
浓H2SO4
2）.脱水性：
浓硫酸可以使有机化合物中的H、O元素按H2O的组成从有机物中“脱离”出来，结合成水分子。
如：
C12H22O11（蔗糖）＝＝12C＋11H2O，所以浓硫酸对有机物有强烈的腐蚀作用。
※如果皮肤上不慎沾上浓硫酸，正确的处理方法是。
（
3.强氧化性：
△
a冷的浓硫酸使Fe、Al等金属表面生成一层致密的氧化物薄膜而钝化。
△
b活泼性在H以后的金属也能反应（Pt、Au除外）Cu+H2SO4（浓）====CuSO4+SO2↑+2H2O
c与非金属反应：
C+2H2SO4（浓）====CO2↑+2SO2↑+2H2O
d能与其他还原性物质反应
氮及其氧化物、硝酸
、
知识点一.氮气
氮元素存在形态：
空气中含大量N2，是工业生产中N2的主要来源。
1．物理性质：
无色、无味的气体，密度比空气略小，在水中溶解度很小（体积比=1：
0.02），在压强为101KPa下，氮气在—195.8℃时变成无色液体，氮气分子在—209.9℃时变成雪花状固体。
（液氮做冷却液）
2．化学性质：
（1）通常状况下很难与其它物质发生化学反应
（2）在一定条件下，能与一些物质发生化学反应
①与H2反应：
②与某些金属反应：
3Mg+N2
Mg3N2
③与O2反应：
在通常情况下，与O2不发生反应，但在放电或高温的条件下能与O2直接化合生成NO。
N2+O2
2NO（闪电、汽车引擎中发生的反应）
NO为无色无味有毒的难溶于水的气体，NO很容易在常温下与空气中的O2化合，生成NO2。
2NO+O2==2NO2，NO2为红棕色、有刺激性气味，有毒的气体，易溶于水并发生反应：
3NO2+H2O=2HNO3+NO（注意现象）
NO、NO2为大气污染物
3．工业制法：
（1）分离液态空气：
（2）耗氧法：
4．用途：
工业原料，合成氨，制化肥，HNO3，保护气，致冷剂
，
5．氮的固定
（1）定义：
把大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程称为固氮。
（2）氮的同定的途径
①生物固氮
②大气同氮（自然界主要的固氮方式）
闪电时，大气中的氮转化为氮的氧化物，经降水生成极稀的硝酸（硝态氮肥），渗入土壤被植物根系吸收。
N2+O2
2NO
2NO+O2→2NO2
|
3NO2+H2O→2HNO3+NO（NO为不成盐氧化物，NO2不是酸性氧化物，不是HNO3酸酐）
知识点二.二氧化氮和一氧化氮的比较
NO
NO2
物
理
性
质
\
色态味
无色、无味、气体
红棕色、刺激性气味、气体
密度
密度略大于空气
密度比空气大
—
熔沸点
很低
低，易液化
溶解性
不溶
易溶
化
，
学
性质
毒性
有毒
有毒
与水
不反应
|
3NO2+H2O=2HNO3+NO
NO2既是氧化剂，又是还原剂
与碱
不反应
2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O
NO＋NO2＋2NaOH=2NaNO2+H2O
氧化性
？
2NO+2CO=2CO2+N2
2NO2+2KI=I2+2KNO2
还原性
2NO+O2=2NO2
可使KMnO4褪色
可使KMnO4褪色
与O2混合，通入水中
：
4NO+3O2+2H2O=4HNO3
4NO2+O2+2H2O=4HNO3
实验室制取
3Cu+8HNO3（稀）===3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3（浓）===Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O
*
收集方法
排水法
向上排空气法
知识点四.氨和铵盐
1．氨的性质
（1）物理性质：
色、气味的体，密度比空气，溶于水，易液化，液氨汽化时吸收大量的热，因此液氨可作制冷剂。
喷泉实验：
①实验原理：
如右图所示，圆底烧瓶中充满NH3，由于氨极易溶于水，挤压胶头滴管，少量的水即可溶解大量的氨（1:
700），导致烧瓶内压强减小，在外界大气压作用下使烧杯中滴有酚酞的水压入烧瓶，形成美丽的红色喷泉。
<
②实验现象：
产生红色喷泉，这是因为氨溶于水后形成碱性溶液，遇酚酞显红色。
③喷泉实验成败的关键：
a．烧瓶、预先吸液的滴管及长直玻璃管的外部都要干燥；
b．气体要充满圆底烧瓶；c．瓶塞要严密，不漏气，止水夹要夹紧。
④说明问题：
a．氨极易溶于水．b．氨气的水溶液显碱性
（2）化学性质：
①与水反应——水溶液叫。
NH3十H20⇄⇄。
.
氨溶于水中，大部分与水结合生成一水合氨（NH3.H20），一水合氨小部分发生电离生成NH4+和OH-，故氨水显性。
氨水中有哪些微粒，其溶质是什么?
②与酸反应生成铵盐：
NH3+HCl→
NH3+HNO3→
2NH3+H2S04→
与非挥发性酸接触反应，与挥发性酸相遇就产生
③催化氧化：
方程式为：
~
【注意】a.通常状况下，氨在氧气中不反应。
b.反应条件：
催化剂（如铂）、加热。
c.该反应放热d.该反应是工业上制硝酸的基础。
进行氧化还原分析。
3.铵盐
铵盐“三解”
（1）铵盐的溶解：
铵盐都易溶于水。
（2）铵盐的热解：
①NH4Cl
！
②NH4HCO3
③（NH4）2CO3
④特殊反应并发生氧化还原反应：
如NH4NO3，不要求反应，会配平就行。
（3）铵盐的碱解：
任何铵盐遇碱共热都产生，这既是实验室制的方法，也用于的检验。
课件展示的化学方程式，请写出铵盐与碱液加热时反应的离子方程式。
思考:
此性质有什么用途?
如何检验铵盐？
4．氨的制法
（1）工业制法方程式
@
实验室制法方程式
（2）装置：
同制的装置
（3）收集：
向排空气法（塞一团棉花—以防止氨气与空气对流，确保收集到纯净的氨气，同时可以吸收多余的氨气，防止污染环境。
（4）检验．用试纸；用蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口。
（5）干燥：
用干燥，既不能用酸性干燥剂H2SO4,、P2O5，也不能用无水CaCl2，因为CaCl2与NH3反应。
铵跟离子的检验方式？
5．氨的用途
（1）作制冷剂；
（2）制氮肥；（3）制硝酸；（4）制纯碱；（5）在有机合成工业中作原料。
'
知识点五.硝酸
1.物理性质：
是一种无色的、易挥发、有刺激性气味的液体。
2.化学性质：
①强酸性：
HNO
=H
+NO
（具有酸的通性）
②不稳定性：
4HNO
4NO
↑+O
↑+2H
O
③强氧化性：
3Cu+8HNO
（稀）=3Cu（NO
）
+2NO↑+4H
O
Cu+4HNO
（浓）=Cu（NO
）
+2NO
↑+2H
O
】
C+4HNO
（浓）=CO
↑+4NO
↑+2H
O
3.保存方法：
细口棕色试剂瓶，冷暗处。
无机非金属材料的主角-硅
知识点一.硅
1.硅的化学性质。
（硅的存在状态--化合态）
在常温下，硅的化学性质不活泼，不与O2、Cl2、H2SO4、HNO3等反应，但可与氟气、氢氟酸和强碱反应。
①硅和氟气反应：
Si+2F2==SiF4。
②硅和氢氟酸反应：
Si+4HF==SiF4↑+2H2↑。
"
③硅和氢氧化钠溶液反应：
Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑。
④硅在氧气中加热：
Si+O2
SiO2。
2.硅的工业制法。
SiO2＋2C
Si（粗硅）＋2CO↑（注意产物） 3.晶体硅的用途。
用来制造半导体器件，制成太阳能电池、芯片和耐酸设备等。
知识点二.二氧化硅
1.物理性质：
硬度大、熔点高，难溶于水。
2.化学性质：
①酸性氧化物的通性：
SiO2是酸性氧化物，是H2SiO3的酸酐，但不溶于水：
SiO2+CaO
CaSiO3SiO2+2NaOH＝Na2SiO3+H2O（Na2SiO3是强的粘合剂）②弱氧化性：
SiO2+2C
Si+2CO↑
③特性：
SiO2＋4HF=SiF4↑＋2H2O仅和酸中的HF反应，HF为弱酸，流程工艺中的常见滤渣，不是两性氧化物
*
选择常考点：
（A）由于玻璃的成分中含有SiO2，故实验室盛放碱液的试剂瓶用橡皮塞而不用玻璃塞。
（注意磨砂玻璃）
（B）未进行磨砂处理的玻璃，在常温下是不易被强碱腐蚀的，故盛放碱液可以用玻璃瓶（不能用玻璃塞）。
（C）因为氢氟酸腐蚀玻璃，与玻璃中的SiO2反应，所以氢氟酸既不能用玻璃塞、也不能用玻璃瓶保存，而应保存在塑料瓶或铅皿中。
3.用途：
①SiO2是制造光导纤维的主要原料。
选择常考点 ②石英制作石英玻璃、石英电子表、石英钟等。
4.SiO2与CO2化学性质的比较（不是所有酸酐都溶于水并和水反应SiO2，也不是和水反应生成
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