必修一专题234.docx

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必修一专题234

专题2从海水中获得的化学物质

第一单元氯、溴、碘及其化合物

一、氯气的生产原理

（一）氯气的工业制法

（1）原料：

饱和食盐水。

（2）原理：

2NaCl+2H2O

2NaOH+H2↑+Cl2↑（在阳极生成黄绿色的氯气，阴极生成氢气）

（二）氯气的实验室制法

（1）原理：

　MnO2＋4HCl（浓）

MnCl2＋Cl2↑十2H2O

（2）装置：

用“固+液

气体”

（3）除杂：

制得的Cl2中含有氯化氢杂质，通常用饱和食盐水洗气，如要制取干燥的Cl2，可以用浓硫酸作干燥剂以除去水蒸气。

（4）收集：

向上排空气法或排饱和食盐水收集。

（5）尾气处理：

氯气有毒，为防止其污染空气，必须加以吸收，一般用NaOH溶液吸收多余的Cl2。

Cl2＋2NaOH

NaCl＋NaClO（次氯酸钙）＋H2O

二、氯气的性质

（一）认识氯气的物理性质

（1）Cl2在通常状况下是一种黄绿色的气体。

氯气的密度比空气大，能溶于水。

（2）有强烈的刺激性气味，有毒。

（闻Cl2的气味时应掌握正确的方法：

用手在集气瓶口轻轻扇动，使极少量的Cl2飘入鼻孔，这也是在化学实验中闻气体气味的基本方法。

）

（二）氯气的化学性质

Cl2是很活泼的非金属单质，具有很强的氧化性，能氧化大多数的金属和非金属。

（1）氯气与金属的反应：

　　2Na＋Cl2

2NaCl

　　现象：

剧烈燃烧，有白烟（NaCl小颗粒）生成。

　　Cu＋Cl2

CuCl2

　　现象：

红热的铜丝剧烈燃烧，生成棕黄色烟（CuCl2小颗粒），溶于水呈浅绿色。

逐渐加水稀释则经历浅绿

蓝绿

浅蓝的颜色变化。

　　2Fe＋3Cl2

2FeCl3

　　现象：

铁丝燃烧，生成棕褐色的烟（FeCl3小颗粒），溶于水得棕黄色溶液。

　　说明：

①氯气是强氧化剂，与变价金属（如Fe、Cu等）反应，生成物为高价金属的氯化物（如FeCl3、CuCl2）。

Fe与Cl2作用不生成FeCl2。

　　②硫与Fe、Cu反应，生成低价金属硫化物。

Cl2的非金属性比S的非金属性强。

　　③干燥的Cl2不与Fe反应，所以液态Cl2可用钢瓶盛装。

（2）氯气与非金属的反应：

　H2＋Cl2

2HCl

　　纯净的H2在Cl2中安静燃烧，火焰呈苍白色，有白雾。

点燃或光照氢气和氯气的混合气体，会发生爆炸。

说明：

固体小颗粒分布于气体中的现象叫烟，液体小液滴分布于气体中的现象叫雾。

故打开浓盐酸、浓硝酸的瓶盖，瓶口产生白雾。

（3）氯气与水的反应：

Cl2＋H2O＝HCl＋HClO

在新制氯水中含有分子H2O、Cl2、HClO，含有离子H＋、Cl－、ClO－、OH－（水可电离出H＋和OH－）。

生成物中的HClO有三条主要性质：

①弱酸性：

酸性比H2CO3还要弱；

②强氧化性：

HClO中氯元素的化合价为＋1价，因此它具有很强的氧化性，可以用作漂白剂和自来水的杀菌消毒剂；

③不稳定性：

HClO不稳定，见光受热可以发生分解反应。

2HClO

2HCl＋O2↑。

　　所以久置的氯水中含有H2O分子和H＋、Cl－、OH－离子，相当于稀盐酸。

通常所用的氯水是新制氯水，在化学实验中经常作为Cl2的代用品。

氯水和液氯是不同的，前者是混合物，而后者是纯净物。

（4）氯气与碱的反应：

　　Cl2通入NaOH溶液：

Cl2＋2NaOH

NaCl＋NaClO＋H2O

　　反应的离子方程式：

Cl2＋2OH－

Cl－＋ClO－＋H2O

　　工业上制漂白粉：

2Cl2＋2Ca（OH）2

CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O

　　漂白粉的有效成分是Ca（ClO）2，主要成分是Ca（ClO）2和CaCl2。

漂白原理：

Ca（ClO）2＋2HCl

CaCl2＋2HClO

　　Ca（ClO）2＋H2O＋CO2

CaCO3↓＋2HClO

漂白粉失效的原因：

Ca（ClO）2＋H2O＋CO2

CaCO3↓＋2HClO

2HClO

2HCl＋O2↑

（5）Cl－的检验：

与AgNO3溶液反应，生成不溶于稀HNO3的白色沉淀，

AgNO3+NaCl＝AgCl↓+NaNO3

三、溴、碘的提取

（一）溴碘的物理性质

1.溴（Br2）：

深红棕色的液体，刺激性气味，易挥发，强腐蚀性，在水中溶解度小，易溶于有机溶剂。

2.碘（I2）：

紫黑色固体，易升华，在水中溶解度小，易溶于有机溶剂。

（二）Br2的提取

（1）

流程：

（2）

化学反应原理：

Cl2+2KBr＝2KCl+Br2

（三）I2的提取

（1）流程：

（2）化学反应原理Cl2+2KI＝2KCl+I2

四、氧化还原反应

（一）氧化还原反应中的概念间的关系

口诀：

升（化合价升高）失（失电子）氧（被氧化，发生氧化反应）还（做还原剂，本身具有还原性），降（化合价降低）得（得电子）还（被还原，发生还原反应）氧（做氧化剂，本身具有氧化性）。

（二）氧化还原反应中电子转移（或得失）的表示方法

双线桥法：

表示同种元素在反应前后得失电子的情况。

（三）氧化还原反应中的守恒

1.化合价降低总数＝化合价升高总数

2.失去电子总数＝得到电子总数

3.得（失）电子总数＝化合价降低（升高）总数

4.遵循质量守恒，反应前后相同元素的原子个数相等。

（四）氧化还原反应性质的传递规律

氧化性：

氧化剂>氧化产物

还原性：

还原剂>还原产物

（五）价态规律

同种元素：

最高价时―――只具有氧化性

最低价时―――只具有还原性

中间价时―――既有氧化性又有还原性

（六）四种基本反应类型与氧化还原反应的关系

第二单元钠、镁及其化合物

一、钠的原子结构及性质

结构

钠原子最外层只有一个电子，化学反应中易失去电子而表现出强还原性。

物理性质

质软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低。

化学

性质

与非金

属单质

钠在常温下切开后表面变暗：

4Na+O2=2Na2O（灰白色）

点燃

钠在氯气中燃烧，黄色火焰，白烟：

2Na+Cl2====2NaCl

与

化合物

与水反应，现象：

浮、游、球、鸣、红2Na＋2H2O=2NaOH+H2↑

与酸反应，现象与水反应相似，更剧烈，钠先与酸反应，再与水反应。

与盐溶液反应：

钠先与水反应，生成NaOH，H2，再考虑NaOH与溶液中的盐反应。

如：

钠投入CuSO4溶液中，有气体放出和蓝色沉淀。

2Na+2H2O+CuSO4===Cu（OH）2↓+Na2SO4+H2↑

700~800oC

与某些熔融盐：

4Na+TiCl4========4NaCl+Ti

存在

自然界中只能以化合态存在

保存

煤油或石蜡中，使之隔绝空气和水

制取

通电

2NaCl（熔融）====2Na+Cl2↑

用途

1、钠的化合物2、钠钾合金常温为液体，用于快中子反应堆热交换剂

3、作强还原剂4、作电光源

二、碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较

碳酸钠（Na2CO3）

碳酸氢钠（NaHCO3）

俗名

纯碱、苏打

小苏打

溶解性

易溶（同温下，溶解度大于碳酸氢钠）

易溶

热稳定性

稳定

2NaHCO3△Na2CO3+CO2↑+H2O↑

碱性

碱性（相同浓度时，碳酸钠水溶液的PH比碳酸氢钠的大）

碱性

与

酸

盐酸

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑

NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑

碳酸

Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3

不能反应

与

碱

NaOH

不能反应

NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

Ca（OH）2

Na2CO3+Ca（OH）2=CaCO3↓+2NaOH

产物与反应物的量有关

三、镁的性质

物理性质

银白色金属，密度小，熔沸点较低，硬度较小，良好的导电导热性

化学性质

与O2

点燃

2Mg+O2====2MgO

与其他

非金属

点燃

点燃

Mg+Cl2====MgCl2，3Mg+N2====Mg3N2

与氧化物

点燃

2Mg+CO2====2MgO+C

与水反应

Mg+2H2O

Mg（OH）2↓+H2↑

与酸

Mg+2HCl=MgCl2+H2↑

与盐溶液反应

Mg+Cu2+＝Mg2++Cu

制取

MgCl2+Ca（OH）2=Mg（OH）2↓+CaCl2Mg（OH）2+2HCl=MgCl2+2H2O

通电

HCl

MgCl2•6H2O====MgCl2+6H2O↑MgCl2（熔融）=====Mg＋Cl2↑

用途

1、镁合金－密度小，硬度和强度都较大2、氧化镁－优质耐高温材料

四、侯氏制碱法（由氯化钠制备碳酸钠）

向饱和食盐水中通入足量氨气至饱和，然后在加压下通入CO2，利用NaHCO3溶解度较小，析出NaHCO3，将析出的NaHCO3晶体煅烧，即得Na2CO3。

NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3+NH4Cl

2NaHCO3

Na2CO3+CO2↑+H2O↑

五、电解质和非电解质

（1）电解质与非电解质的比较

电解质

非电解质

定义

溶于水或熔化状态下能导电的化合物

溶于水和熔化状态下都不能导电的化合物

物质种类

大多数酸、碱、盐，部分氧化物

大多数有机化合物，CO2、SO2、NH3等

能否电离

能

不能

实例

H2SO4、NaOH、NaCl、HCl等

酒精，蔗糖，CO2，SO3等

（2）电解质的导电

①电解质的电离：

电解质在溶液里或熔化状态下离解成自由移动的离子的过程叫做电离。

②电解质的导电原理：

阴、阳离子的定向移动。

③电解质的导电能力：

自由移动的离子的浓度越大，离子电荷越多，导电能力越强。

（3）注意：

电解质和非电解质均指化合物而言，单质、混合物都不能称为电解质或非电解质。

六、强电解质和弱电解质

强电解质

弱电解质

定义

在水溶液里全部电离成离子的电解质

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质

电离程度

完全

少部分

溶质微粒

离子

分子、离子（少数）

电离方程式

用“═”

用“

”

实例

H2SO4、HNO3、HCl、KOH、NaOH、NaCl、KCl等强酸、强碱和大部分盐

NH3·H2O、CH3COOH、H2CO3等弱酸、弱碱和H2O

七、离子方程式

（1）离子方程式的书写方法

写——写出反应的化学方程式；

拆——把易溶于水，易电离的物质拆成离子形式

删——将不参加反应的离子从方程式两端删去。

查——检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等。

注意事项：

①难溶物质、难电离的物质、易挥发物质、单质、非电解质、氧化物均保留化学式。

②不在水溶液中反应的离子反应，不能写离子方程式。

如：

固体与固体反应（实验室用Ca（OH）2固体和NH4Cl固体反应制NH3）。

再如：

浓硫酸、浓H3PO4与固体之间反应不能写离子方程式。

③氨水作为反应物写NH3·H2O；作为生成物，若加热条件或浓度很大，可写NH3（标“↑”号），否则一般写NH3·H2O。

④有微溶物参加或生成的离子反应方程式书写时：

a.若生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。

如Na2SO4溶液中加入CaCl2溶液：

Ca2++SO42－＝CaSO4↓

b.若反应物中有微溶物参加时，分为两种情况，其一澄清溶液，写离子符号。

如CO2通入澄清石灰水中：

CO2+2OH－＝CaCO3↓+H2O；其二悬浊液，应写成化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：

Ca（OH）2+CO32－＝CaCO3↓+2OH－

c.常见的微溶物有：

Ca（OH）2、CaSO4、MgCO3、Ag2SO4、MgSO3。

⑤酸式盐参加的离子反应，书写离子方程式时，弱酸的酸式根一律不拆。

如NaHCO3和HCl反应：

HCO3－+H+＝H2O+CO2↑；强酸的酸式根HSO4－一般情况下要拆开。

⑥遵守质量守恒和电荷守恒：

离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平阴、阳离子所带的电

荷数。

如：

FeSO4溶液中通入Cl2不能写成Fe2++Cl2＝Fe3++2Cl－，必须写成2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－。

⑦必须要考虑反应物间的适量与过量、少量的问题。

（2）离子方程式的意义

离子方程式不仅可以表示：

①一定物质间的某个反应；而且可以表示：

②所有同一类型的离子反应。

（3）离子方程式正误判断

①看反应能否写离子方程式。

如不在溶液中进行的化学反应不能写离子方程式。

②看表示各物质的化学式是否正确。

尤其注意是否把有些弱电解质写成了离子的形式。

③看电荷是否守恒。

如FeCl3溶液加Fe粉，不能写成Fe3++Fe＝2Fe2+。

④看是否漏掉了某些反应。

如，CuSO4溶液与Ba（OH）2溶液的反应，若写成：

Ba2++SO42－=BaSO4↓，则漏掉了Cu2++2OH－＝Cu（OH）2↓的反应。

⑤看产物是否符合事实。

如Na投入CuSO4溶液中，若写成2Na+Cu2+＝2Na++Cu，则不符合事实。

⑥看反应物是否满足定量的配比关系。

（4）离子共存问题

离子共存是指离子之间不能发生离子反应，离子不能共存的条件：

①生成沉淀，即结合生成难溶性或微溶性物质而不能大量共存。

②产生气体，如结合生成CO2、NH3、SO2等气体不能大量共存。

③生成难电离的物质，如H2O、H2S、H2SiO3、H2CO3等。

④发生氧化还原反应，如Fe3+和I－等。

专题三从矿物到基础材料

第一单元从铝土矿到铝合金

一、从铝土矿中提取铝

（一）氧化铝（Al2O3）

氧化铝是一种高沸点（2980℃）、高熔点（2054℃）、高硬度的白色化合物，常用作耐火材料。

刚玉的主要成分是α－氧化铝，硬度仅次于金刚石。

1.与碱的反应（与强碱NaOH）

Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+H2O

2.与强酸的反应（H2SO4）

Al2O3+3H2SO4＝Al2（SO4）3+3H2O

3.两性氧化物：

既可以与酸反应又可以与碱反应生成盐和水的氧化物。

知识拓展

1.偏铝酸钠（NaAlO2）的性质

（1）往偏铝酸钠溶液中通入CO2NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+NaHCO3

产生白色絮状沉淀，通入过量的CO2，沉淀不溶解。

（2）往偏铝酸钠溶液中加HClNaAlO2+HCl+H2O=Al（OH）3↓+NaCl

Al（OH）3+3HCl＝AlCl3+3H2O

加入少量盐酸，生成白色絮状沉淀，继续加入盐酸至过量，白色沉淀溶解。

2.氯化铝（AlCl3）的性质

（1）往氯化铝溶液中通入氨气

AlCl3+3NH3+3H2O=Al（OH）3↓+3NH4Cl

产生白色絮状沉淀，通入过量的NH3，沉淀不溶解。

（2）往氯化铝溶液中逐滴加氢氧化钠溶液

AlCl3+3NaOH＝Al（OH）3↓+3NaCl

Al（OH）3+NaOH＝NaAlO2+2H2O

加入少量NaOH溶液，产生白色絮状沉淀，继续加入NaOH溶液至过量，白色沉淀溶解。

（二）铝土矿中提取铝

制取金属铝的流程图如下：

流程图中所涉及到的化学反应：

1.Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+H2O

2.NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+NaHCO3

3.2Al（OH）3

Al2O3+3H2O

4.2Al2O34Al+3O2↑

二、铝的性质及应用

（一）铝的存在

自然界中铝以化合态存在。

铝的主要存在形式有：

铝土矿（Al2O3·nH2O），铝元素占地壳总量的7.45％，是地壳中含量最多的金属元素。

（二）铝的性质

1.物理性质

铝有良好的导电性（居金属第三，最好的是银），传热性和延展性。

铝合金强度高，密度小，易成型，有较好的耐腐蚀性。

2.化学性质

（1）与酸反应：

一般与强酸反应（例如盐酸；稀硫酸等）

2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑

（2）与碱反应：

一般与强碱反应（例如：

NaOH；KOH；Ba（OH）2等）

2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2↑

（3）与浓硝酸、浓硫酸的反应：

在常温下，铝遇到浓硝酸、浓硫酸会在铝表面生成致密的氧化膜而发生钝化；在加热的条件下可以发生反应。

（4）与某些盐溶液反应：

铝的金属活动性比较强，可以跟不少的金属盐溶液发生置换反应

（如：

CuCl2、AgNO3等）

2Al+3CuCl2＝3Cu+2AlCl3

（5）与某些金属氧化物反应（铝热反应）

Fe2O3+2Al

2Fe+Al2O3

（铝热反应用途①冶炼稀有金属②野外焊接铁轨。

）

（三）铝的应用

1.用于电器设备和做高压电缆

2.是重要的反光材料

3.野外焊接铁轨

4.铝合金是制造飞机的理想材料。

三、规律总结

第二单元铁、铜的获取及应用

一、从自然界获取铁和铜

1.铁的冶炼

①原料：

铁矿石、焦炭、空气、石灰石

②反应器：

炼铁高炉

③反应原理：

用还原剂将铁从其化合物中还原出来

④工艺流程：

从高炉下方鼓入空气与焦炭反应产生一氧化碳并放出大量的热

⑤生铁：

含碳量2%~4.5%钢：

含碳量<2%

2.铜的制备

①电解精冶铜的原理是让粗铜作阳极，失去电子变为Cu2+，用铜棒作阴极，在阴极上即可得精铜。

②湿法炼铜是指在溶液中将铜置换出来。

③生物炼铜是利用细菌将矿石分化得铜。

二、铁、铜及其化合物的应用

（一）铁、铜的物理性质

铁是一种金属光泽的银白色金属，质软，有良好导电、导热性、延展性。

粉末为黑色，属于重金属，黑色金属，常见金属。

铁能被磁铁吸引，抗腐性强。

铜是一种有金属光泽的紫红色金属，有良好的导电、导热性，良好的延展性，粉末为紫红色，铜属于重金属，有色金属，常见金属。

（二）铁、铜的化学性质

1.铁的化学性质

（1）与非金属反应

（铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物）

（2）与酸反应

①与非氧化性酸：

②氧化性酸：

常温下遇浓硫酸、浓硝酸会发生钝化，而加热时剧烈反应。

（3）与某些盐溶液反应

Fe＋Cu2＋

Fe2＋＋Cu

Fe＋2Fe3＋

3Fe2＋

（4）铁的存在

铁在自然界中分布较广。

在地壳中含量约5%，仅次于铝。

分布在地壳中的铁均以化合态存在，游离态的铁只能在陨石中得到。

常见的铁矿石有：

磁铁矿（

）、赤铁矿（

）等。

2.铜的化学性质

（1）与非金属单质反应

Cu＋Cl2

CuCl2（红棕色的烟）

2Cu＋S=Cu2S（硫化亚铜）

（2）与某些盐溶液反应

Cu＋2AgNO3=2Ag＋Cu（NO3）2

Cu＋2FeCl3=CuCl2＋2FeCl2

（3）与强氧化性的物质反应

3Cu＋8HNO3（稀）=3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O

Cu＋4HNO3（浓）=Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O

Cu＋2H2SO4（浓）=3CuSO4＋SO2↑＋2H2O

（三）Fe2+和Fe3+的相互转化

1.Fe2+→Fe3+：

Fe2+与强氧化剂（如Cl2、Br2、O2、HNO3、KMnO4、浓H2SO4、H2O2等）反应时，被氧化为Fe3+

2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl－

2.Fe3+→Fe2+：

Fe3+与还原剂（如Zn、Fe、Cu、S2－、I－、H2S等）反应时，被还原成Fe2+

Fe＋2Fe3＋=3Fe2＋

Cu＋2Fe3＋=Cu2+＋2Fe2+

S2－＋2Fe3＋=S↓＋2Fe2+

2I－＋2Fe3＋=I2＋2Fe2+

（四）Fe3＋的检验

1.KSCN法：

加入KSCN呈血红色的是Fe3+溶液，而Fe2+的溶液无此现象，这是鉴别Fe2+和Fe3+最常用、最灵敏的方法。

Fe3＋＋3SCN－

Fe（SCN）3（红色）

2.碱液法：

可加入碱液，Fe3＋有红褐色沉淀生成，Fe2＋先生成白色沉淀，然后变成灰绿色，最后变成红褐色。

Fe3＋＋3OH－

Fe（OH）3↓（红褐色）

　　Fe2＋＋2OH－

Fe（OH）2↓（白色）

　　4Fe（OH）2＋O2＋2H2O

4Fe（OH）3

（五）规律总结

三、钢铁的腐蚀

（一）金属腐蚀的本质：

M－ne－=Mn+

（二）钢铁的腐蚀

1.化学腐蚀：

金属跟周围的物质接触直接发生化学反应而引起的腐蚀。

（次要）

2.电化学腐蚀：

钢铁不是纯净的铁，通常含有少量的碳杂质。

金属在电解质溶液中发生原电池反应而引起的腐蚀，伴有电流。

（主要）

（三）金属的防护

（1）喷涂保护。

（2）改变结构。

（3）涂加更活泼的金属，通过牺牲涂加的金属来防护。

（4）连接电源负极，使铁不失去电子，这是最有效的保护。

第三单元含硅矿物与信息材料

一、硅

1.硅的存在

硅以化合态存在于自然界，硅元素主要存在于地壳的各种矿物和岩石里，硅有晶体硅和无定形硅两种同素异形体，含量丰富，居地壳元素第二位。

2.物理性质

晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体，熔点和沸点都很高，硬度也很大，晶体硅的导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体。

3.化学性质

（1）很稳定，常温下不与O2、Cl2、浓HNO3、浓H2SO4等反应。

（2）加热时表现出还原性：

Si＋O2

SiO2。

（3）常温时，和强碱溶液反应：

Si＋2NaOH＋H2O=Na2SiO3＋2H2↑

（4）常温时，与F2、HF反应

Si＋2F2=SiF4

Si＋4HF=SiF4↑＋2H2↑

4.硅的重要用途

作为良好的半导体材料，硅可用来制集成电路、晶体管、硅整流器、太阳能电池等，主要用于电子工业。

5.高纯硅的工业制法

（1）2C＋SiO2

Si+2CO↑（制粗硅）

（2）Si＋2Cl2

SiCl4（液态）

（3）SiCl4＋2H2

Si＋4HCl（精硅）

二、二氧化硅

1.SiO2的存在

SiO2广泛存在于自然界中，与其他矿物共同构成了岩石，天然二氧化硅也叫硅石，是一种坚硬难熔的固体。

2.物理性质

硬度大、熔点高、不导电、不溶于水。

天然的二氧化硅分为晶体和无定形两大类。

3.化学性质

二氧化硅十分稳定，属于酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性，能与碱性氧化物、碱或碳酸盐等发生反应，不与水、酸（除HF外）发生反应，能耐高温、耐腐蚀。

（1）与强碱反应：

SiO2＋2NaOH=Na2SiO3+H2O

硅酸钠是极少溶于水的硅酸盐中的一种，硅酸钠的水溶液俗称“水玻璃”，是建筑行业经常使用的一种黏合剂，还可用作肥皂填料、木材防火剂及防腐剂等。

（2）与HF反应

SiO2＋4HF=SiF4↑＋2H2O

由于玻璃中含有大量的SiO2，SiO2与HF（溶液）反应很迅速，所以氢氟酸可用于雕刻玻璃。

同时氢氟酸不用玻璃容器制备和贮存。

（3）与碱性氧化物反应

CaO+SiO2

CaSiO3（炼铁高炉的造渣反应）

（4）与碳酸盐反应

Na2CO3+SiO2

Na2SiO3+CO2↑

CaCO3+SiO2

CaSiO3+CO2↑

4.二氧化硅的结构：

二氧化硅晶体坚硬，耐磨，熔沸点高的原因是二氧化硅的结构是空间立体网状结构。

该空间构形类似于金刚石，具有高硬度，高熔沸点特征。

天然产透明的二氧化硅晶体俗称水晶。

水晶为无色透明的六棱柱状。