第五章 化工生产中的重要非金属元素教师版.docx
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第五章化工生产中的重要非金属元素教师版
第五章化工生产中的重要非金属元素
【网络构建】
【知识梳理】
一、硫及其化合物
1．S：
游离态的硫存在于火山口附近或地壳的岩层里。
俗称硫磺，是一种黄色晶体，硫不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。
（1）氧化性：
①和金属Fe+S
FeS（黑色）2Cu+S
Cu2S（黑色）
②和非金属S+H2
H2S
（2）还原性：
S+O2
SO2（在空气中燃烧火焰为淡蓝色），S＋2H2SO4（浓）
3SO2↑＋2H2O。
（3）S与NaOH溶液反应的化学方程式为3S＋6NaOH
2Na2S＋Na2SO3＋3H2O，该反应中硫既是氧化剂，又是还原剂，此反应可用于除去试管内黏附的S。
【特别提醒】
①硫与变价金属反应时，生成低价态金属硫化物（如Cu2S、FeS）。
②汞蒸气有毒，实验室里不慎洒落一些汞，可撒上硫粉进行处理。
2．SO2
二氧化硫是无色、有刺激气味的有毒气体，密度比空气大，易溶于水。
二氧化硫是形成酸雨的主要气体，排放到大气中有很大危害。
（1）酸性氧化物的通性
①与H2O反应：
SO2+H2O
H2SO3
②与碱反应：
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
SO2+Na2SO3+H2O=2NaHSO3
SO2+Ca（OH）2=CaSO3↓+H2O
SO2+CaSO3+H2O=Ca（HSO3）2
（CO2、SO2均可使澄清石灰水变浑浊）
③与碱性氧化物的作用：
SO2+CaO=CaSO3
④与某些盐反应：
SO2+2NaHCO3=Na2SO3+H2O+2CO2↑
（2）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，表现出双重性，但以还原性为主。
例：
SO2+2H2S=3S↓+2H2O——氧化性
SO2+I2+2H2O=H2SO4+2HI——还原性
SO2可使酸性KMnO4溶液褪色
SO2可以被O2、Cl2、Br2、I2、KMnO4、HNO3、Fe3+等所氧化
（3）特性：
漂白性
二氧化硫有漂白性，它能与某些有色物质化合生成不稳定的无色物质。
这种物质容易分解而使有色物质恢复原来的颜色。
因此，二氧化硫气体可使品红溶液褪色，加热后溶液又恢复原来的颜色。
小结所学的漂白剂及其漂白原理
漂白剂
漂白原理
活性炭
物理吸附
HClO、O3、H2O2
强氧化作用
SO2
结合生成不稳定的无色物质，加热又复色
【易错警示】
①SO2不能漂白酸碱指示剂，如只能使紫色的石蕊溶液变红，但不能使之退色。
②SO2的漂白性和还原性的区别：
SO2使品红溶液退色表现的是SO2的漂白性，加热后溶液颜色复原；SO2使酸性高锰酸钾溶液、溴水、氯水、碘水退色表现的是SO2的还原性，加热后溶液颜色不复原。
③SO2氧化性的表现：
SO2通入氢硫酸、硫化钠溶液中都会出现淡黄色沉淀，表现了SO2的氧化性。
（4）SO2实验室制法
①固体Na2SO3与较浓H2SO4反应
Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋H2O；
②铜与浓H2SO4混合加热
Cu＋2H2SO4（浓）
CuSO4＋SO2↑＋2H2O。
3．三氧化硫（SO3）
（1）物理性质
熔点16.8℃，沸点44.8℃，在常温下为
态，在标准状况下为
态。
（2）化学性质
反应
化学方程式
与水反应
SO3＋H2O===H2SO4（放出大量的热）
与氧化钙反应
SO3＋CaO===CaSO4
与氢氧化钠反应
SO3＋2NaOH===Na2SO4＋H2O
4．硫的氧化物的污染与治理
（1）来源：
含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼等。
（2）危害：
危害人体健康，形成酸雨（pH小于5.6）。
（3）治理：
燃煤脱硫，改进燃烧技术。
（4）硫酸型酸雨的形成途径有两个：
途径1：
空气中飘尘的催化作用，使2SO2＋O2
2SO3、SO3＋H2O===H2SO4。
途径2：
SO2＋H2O
H2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4。
5.浓硫酸
硫酸是一种强酸，其稀溶液具有酸的通性，但浓硫酸还具有三大特性：
（1）吸水性：
可做气体干燥剂。
（2）脱水性：
按水的组成比脱去有机物中的氢、氧元素，生成水。
浓硫酸对皮肤有强腐蚀性。
（3）强氧化性
①与非金属反应
2H2SO4（浓）+C
CO2↑+2H2O+2SO2↑
2H2SO4（浓）+S
3SO2↑+2H2O
②与不活泼金属反应
2H2SO4（浓）+Cu
CuSO4+2H2O+SO2↑
常温时，Fe、Al与浓硫酸作用，使金属表面生成致密氧化膜（钝化），可用铝槽车运输浓H2SO4。
③与化合物反应
2FeSO4+2H2SO4（浓）==Fe2（SO4）3+SO2↑+2H2O
【特别提醒】
①H2SO4是高沸点、难挥发性的强酸，利用这一性质可以制取HCl和HF：
H2SO4（浓）＋NaCl
NaHSO4＋HCl↑，CaF2＋H2SO4===CaSO4＋2HF↑。
②由“量变”引起的“质变”：
金属（如Cu、Zn等）与浓H2SO4反应时，要注意H2SO4浓度对反应产物的影响。
开始阶段产生SO2气体，随着反应的进行，H2SO4的浓度变小，最后变为稀H2SO4，Cu与稀H2SO4不反应，Zn与稀H2SO4反应生成H2而不是SO2。
（4）硫酸的用途：
①制取化肥、硫酸盐、挥发性酸。
②消除金属表面的氧化物。
（5）硫酸的工业制备三原理：
①4FeS2＋11O2
2Fe2O3＋8SO2（或S＋O2
SO2）。
②2SO2＋O2
2SO3。
③SO3＋H2O===H2SO4。
6、SO
的检验
检验SO
的正确操作方法：
被检液
取清液
有无白色沉淀产生（判断有无SO
）。
先加稀盐酸的目的是防止CO
、SO
、Ag＋干扰，再加BaCl2溶液，有白色沉淀产生。
整个过程中可能发生反应的离子方程式：
CO
＋2H＋===CO2↑＋H2O、SO
＋2H＋===SO2↑＋H2O、Ag＋＋Cl－===AgCl↓、Ba2＋＋SO
===BaSO4↓。
二、氮及其化合物
1．氮的固定
（1）自然固氮：
根瘤菌固氮、雷电固氮；
（2）人工固氮：
合成氨工业。
2．氮气
氮气占空气体积的78%左右。
（1）物理性质：
无色无味气体，密度比空气略小，难溶于水。
（2）化学性质
①3Mg＋N2
Mg3N2；
②N2＋3H2
2NH3；
③N2＋O2
2NO。
3．NO和NO2
（1）氮有多种价态的氧化物，氮元素从＋1～＋5价都有对应的氧化物，如N2O、NO、N2O3、NO2（或N2O4）、N2O5，其中属于酸性氧化物的是N2O3、N2O5。
（2）NO和NO2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
略大于空气
大于空气
熔沸点
低
低
溶解性
不溶于水
易溶于水并反应
毒性
有毒
有毒
化学性质
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
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
实验室制法
3Cu+8HNO3（稀）=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3（浓）=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O
（3）氮氧化物对环境的污染及防治
1）常见的污染类型
①光化学烟雾：
NOx在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生了一种有毒的烟雾。
②酸雨：
NOx排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面。
③破坏臭氧层：
NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。
④NO与血红蛋白结合使人中毒。
2）常见的NOx尾气处理方法
①碱液吸收法
2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O
NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n（NO2）≥n（NO）。
一般适合工业尾气中NOx的处理。
②催化转化法：
在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体（N2），或NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体（N2和CO2）。
一般适用于汽车尾气的处理。
4．氨气（NH3）
1）氨的分子结构和物理性质
电子式
密度
气味
水溶性
比空气小
强烈刺激性气味
极易溶于水（1∶700）
2）氨的化学性质
（1）与酸反应
NH3+HCl=NH4Cl（白烟）
NH3+HNO3=NH4NO3（白烟）
2NH3+H2SO4=（NH4）2SO4
（2）与水反应：
氨气是无色有刺激气味的气体，极易溶于水并发生反应，常温下，1体积水大约可溶解700体积氨气。
实验室可以用氨气做喷泉实验。
氨的水溶液是氨水，
NH3+H2O
NH3·H2O
NH4++OH－ （NH3·H2O是弱碱）
所以，氨水中的微粒共有六种：
分子：
NH3·H2O、H2O、NH3；离子：
NH4+、OH－、H+
（3）还原性：
在催化剂作用下氨气可以被氧化成一氧化氮：
，
因此，氨经一系列反应可以得到硝酸：
NH3
NO
NO2
HNO3
此外，氨还可与Cl2反应：
8NH3+3Cl2=2N2+6NH4Cl（氨过量，常用于检验氯气管道的泄漏）
3）氨气的实验室制法
①原理：
2NH4Cl+Ca（OH）2
CaCl2+2NH3↑+2H2O
②装置：
固－固反应加热装置（同制O2）
③干燥：
碱石灰（或固体NaOH、固体CaO）
（不能用浓H2SO4、CaCl2干燥，因CaCl2与NH3反应：
CaCl2+8NH3=CaCl2·8NH3）
④收集：
向下排空气法收集
⑤验满：
用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）或蘸有浓HCl的玻璃棒接近瓶口（产生白烟）。
⑥尾气吸收：
水（防止倒吸）
5．铵盐
（1）铵盐都是离子化合物，都易溶于水
（2）铵盐的化学性质
①不稳定性，受热易分解
NH4Cl
NH3↑+HCl↑（用于除去或分离铵盐）
NH4HCO3
NH3↑+H2O+CO2↑
②与碱反应NH4++OH－
NH3↑+H2O（用于NH4+的检验）
③NH3与NH4+的相互转化
6．硝酸
1）物理性质
硝酸是无色易挥发的液体，有刺激性气味。
2）化学性质
（1）酸的通性：
（石蕊、金属、碱、碱性化合物、某些盐）
（2）不稳定性
4HNO3（浓）
2H2O＋4NO2↑＋O2↑（是久置浓硝酸呈黄色的原因，浓硝酸应保存在棕色瓶中，并置于阴凉处）。
（2）强氧化性
硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越大，氧化性越强。
①与金属单质的反应：
a．与活泼金属反应无氢气放出。
b．Al、Fe钝化：
常温浓硝酸可使铝、铁钝化，但加热能和它们剧烈的发生化学反应。
Al+6HNO3（浓）
Al（NO3）3+3NO2↑+3H2O
c．不活泼金属
Cu+4HNO3（浓）=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3（稀）=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
②与非金属单质的反应：
C+4HNO3（浓）
CO2↑+4NO2↑+2H2O
③与化合物的反应：
如可使下列变化发生
Fe2+→Fe3+；SO32-→SO42-；I-→I2
（3）与有机物反应
①硝化反应（与苯反应）：
＋HNO3（浓）
＋H2O；
②显色反应：
含有苯基的蛋白质遇到浓硝酸时变黄色。
【易错警示】
1）HNO3与金属反应一般不能产生H2。
2）还原产物一般为HNO3（浓）→NO2，HNO3（稀）→NO；很稀的硝酸还原产物也可能为N2O、N2或NH4NO3。
3）硝酸与金属反应时既表现氧化性又表现酸性。
4）涉及HNO3的离子反应常见的易错问题
①忽视NO
在酸性条件下的强氧化性。
在酸性条件下NO
不能与Fe2＋、I－、SO
、S2－等还原性较强的离子大量共存。
②在书写离子方程式时，忽视HNO3的强氧化性，将氧化还原反应简单地写成复分解反应。
3）硝酸工业制法的反应原理
①NH3在催化剂作用下与O2反应生成NO：
4NH3＋5O2
4NO＋6H2O。
②NO进一步氧化生成NO2：
2NO＋O2===2NO2。
③用水吸收NO2生成HNO3：
3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。
4）硝酸的保存
①保存硝酸：
棕色瓶（避光）、玻璃塞（橡胶塞易被氧化）、阴凉处（防热）。
②存放的浓硝酸中，因分解产生的NO2溶于HNO3而使其呈黄色。
与工业盐酸中因含Fe3＋而呈黄色易混。
三、无机非金属材料
1．硅单质
地壳中含量最高的两种元素分别是氧和硅。
硅是一种亲氧元素，在自然界中它总是与氧相互化合，硅主要以熔点很高的氧化物及硅酸盐的形式存在。
硅原子结构和碳原子结构相似。
硅元素是构成岩石与许多矿物的基本元素，碳元素是构成有机物的必要元素。
（1）硅的性质：
还原性为主
常温下与F2、HF、NaOH反应；加热时能与H2化合生成不稳定的氢化物SiH4，加热时还能与Cl2、O2化合分别生成SiCl4、SiO2。
涉及的化学方程式如下：
①与非金属单质反应
②与氢氟酸反应：
Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑。
③与NaOH溶液反应：
Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑。
（2）硅的制取：
①制取粗硅：
工业上，用焦炭在电炉中还原SiO2得到含有少量杂质的粗硅：
SiO2＋2C
Si＋2CO↑。
②粗硅提纯：
Si＋2Cl2
SiCl4，SiCl4＋2H2
Si＋4HCl。
【特别提醒】①用焦炭还原SiO2，产物是CO而不是CO2。
②粗硅中含碳等杂质，与Cl2反应生成的SiCl4中含有CCl4等杂质，经过分馏提纯SiCl4后，再用H2还原，得到高纯度硅。
（3）硅的用途：
①良好的半导体材料；②太阳能电池；③计算机芯片。
2．二氧化硅
（1）酸性氧化物的通性
SiO2+CaO
CaSiO3
SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O（盛放碱性溶液的试剂瓶不能用玻璃塞）
SiO2不溶于水，与水不反应
（2）氧化性：
SiO2+2C
Si+2CO
（3）SiO2和HF反应：
SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O（特性），玻璃中含有SiO2，可以用HF来刻蚀玻璃。
盛放氢氟酸不能用玻璃瓶，可以用塑料瓶。
（4）SiO2用途：
天然二氧化硅有结晶形和无定形两大类，统称硅石。
它的硬度较大，熔点较高。
以SiO2为主要成分的沙子是基本的建筑材料。
纯净的SiO2是现代光学及光纤制品的基本原料（光导纤维的成分是二氧化硅）。
石英、玛瑙（成分SiO2）用于制作饰物和工艺品。
注意：
（1）SiO2中硅元素为＋4价，是Si元素的最高价态，具有较弱的氧化性能与C在高温下反应。
（2）SiO2是酸性氧化物，H2SiO3的酸酐，与水不反应，硅酸只能用相应的可溶性硅酸盐与酸反应制得。
（3）实验室中，盛放Na2SiO3溶液、NaOH溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，要用橡胶塞。
原因是玻璃中含有SiO2，与NaOH溶液反应生成Na2SiO3，Na2SiO3溶液有很强的黏合性，能将玻璃塞和玻璃瓶黏合在一起，久之不能打开。
（4）氢氟酸能与SiO2反应，故氢氟酸不能盛放在玻璃瓶中，而应存放在塑料瓶中。
3．硅酸和硅酸盐
1）硅酸
（1）物理性质
硅酸的溶解度小，新制备的硅酸为透明、胶冻状，干燥硅胶多孔，吸水性和吸附性强。
（2）化学性质
①弱酸性：
酸性比碳酸弱，与NaOH溶液反应的化学方程式为H2SiO3＋2NaOH===Na2SiO3＋2H2O。
②不稳定性：
受热易分解，反应的化学方程式为
H2SiO3
SiO2＋H2O。
（3）制备：
通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得，如Na2SiO3溶液与盐酸反应：
Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3（胶体）。
（4）用途：
硅胶可用作干燥剂、催化剂的载体等。
2）硅酸盐
①白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃，有黏性，水溶液显碱性。
②与酸性较硅酸强的酸反应：
a．与盐酸反应的化学方程式：
Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。
b．与CO2水溶液反应的化学方程式：
Na2SiO3＋H2O＋CO2===Na2CO3＋H2SiO3↓。
③用途：
黏合剂（矿物胶），耐火阻燃材料。
（3）硅酸盐组成的表示
通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成。
如硅酸钠（Na2SiO3）可表示为Na2O·SiO2，石棉（CaMg3Si4O12）可表示为CaO·3MgO·4SiO2。
注意：
①Na2SiO3的水溶液是一种黏合剂，是制备硅胶和木材防火剂等的原料；Na2SiO3易与空气中的CO2、H2O反应，要密封保存。
②可溶性碳酸盐、硅酸盐的水溶液呈碱性，保存该溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。
4.硅酸盐材料
陶瓷
玻璃
水泥
原料
黏土
纯碱、石灰石、石英
主要原料:
石灰石、黏土；辅助原料:
适量的石膏等
生产设备
陶窑
玻璃熔炉
水泥回转
主要生产过程
原料经高温烧结而成，发生复杂的物理化学变化
原料经混合、粉碎，在玻璃窑中熔融，发生复杂的物理和化学变化而制得。
Na2CO3＋SiO2
Na2SiO3＋CO2↑；
CaCO3＋SiO2
CaSiO3＋CO2↑
原料与其他辅料经混合、研磨后在水泥回转窑中煅烧，发生复杂的物理和化学变化，加入适量石膏调节水泥硬化速率，再磨成细粉即得。
主要成分
成分复杂
硅酸钠（Na2SiO3）、硅酸钙（CaSiO3）、二氧化硅（SiO2）
硅酸三钙（3Ca・SiO2）、硅酸二钙（2CaO・SO2）、铝酸三钙（3CaO・Al2O3）
性能
熔点高、硬度大、耐腐蚀、性质稳定
透光性好、硬度大、无固定熔点
過水逐渐变硬（水硬性）、硬化后性质稳定
主要用途
建筑材料、绝缘材料、日用器皿、卫生洁具等
建筑材料、各种器皿、光学仪器等
大量用于建筑、水利、道路等工程中
5、新型无机非金属材料
新型材料
成分
性能
主要应用
晶体硅
硅原子，硅原子以共价键连接，结构类似金刚石
导电性介于导体和绝缘体之间
半导体材料、计算机芯片、太阳电池等
二氧化硅
硅原子、氧原子，其基本结构单元为硅氧四面体（如下图甲所示），硅氧四面体通过氧原子相互连接为空间的网状结构
性质稳定、透光性好
光导纤维、玻璃仪器、装饰品等
新型陶瓷
碳化硅、氮化硅、金属氧化物等高温结构陶瓷；氧化铝、氧化钇等透明陶瓷；YBa2Cu3O7-δ、Bi2Sr2Ca2Cu3O10、Tl2Ba2Ca2Cu3O10等超导陶瓷
分别具有光学、热学、电学、磁学等方面的特性
分别用于激光、火箭发动机、压电陶瓷（点火器）、磁浮技术、人工关节等
石墨烯
一个碳原子直径厚度的单层石墨
电阻率低、热导率高、具有很高的强度
应用于光电器件、超级电容器、电池和复合材料等方面
碳纳米管
石墨片层卷成的直径纳米级的管状物
比表面积大，具有高的强度和优良的电学性质
生产复合材料、电池和传感器等
【重难点讲解】
1、具有漂白作用的物质，按其漂白原理可分为三类：
（1）氧化型：
即漂白剂本身是一种强氧化剂，它可以将有机色质内部的“生色团”（实际上是一种特殊化学键）破坏掉而使之失去原有的颜色，这种漂白是彻底的，不可逆的。
此类物质有：
HClO、Na2O2、浓HNO3、H2O2等强氧化性物质。
（2）加合型：
即漂白剂与有机色质内部的“生色团”发生反应，使有机色质失去原有的颜色。
但是，如果受热或其他一些因素的影响，漂白剂从有机色质中脱离，使之又恢复原有的颜色。
这种漂白是可逆的、不彻底的，如：
SO2使品红溶液褪色，加热时又恢复原有颜色。
（3）吸附型：
有些物质的固体疏松、多孔、具有较大的表面积，可以吸附一些其他有色物质而使之失去原来颜色。
如活性炭，此过程为物理过程。
注意：
①漂白是指使有机色质褪色，漂白剂不一定能使无机色质（如KMnO4、CuSO4·5H2O等）褪色，即使能使无机色质褪色，也不称漂白作用（如SO2使KMnO4溶液褪色）。
②二氧化硫不能漂白酸碱指示剂。
能氧化酸碱指示剂而使指示剂褪色的常见物质主要有Cl2（HClO）、浓HNO3及Na2O2
，它们会使酸碱指示剂溶液先显色后褪色。
2.SO2和CO2的比较
（1）SO2和CO2都是酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性特别是与澄清的石灰水反应极为相似，一般不用此反应区别CO2与SO2，而利用SO2的漂白性、还原性和氧化性，选择试剂如品红、H2S、Cl2、Br2、I2、H2O2、KMnO4（H＋）等试剂。
（2）除去CO2中的SO2不能选用品红溶液，可利用SO2的还原性选择KMnO4（H＋）溶液、溴水、H2O2等氧化剂，或用饱和NaHCO3溶液NaHCO3＋SO2NaHSO3＋CO2↑。
检验SO2可以用品红溶液。
（3）检验混合气体中既有CO2，又有SO2的方法是：
依次通入品红溶液溴水（或酸性KMnO4溶液等氧化剂溶液）品红溶液澄清石灰水。
3、有关NO、NO2、O2与H2O作用的计算
（1）有关化学反应方程式
3NO2＋H2O=2HNO3＋NO①
4NO2＋O2＋2H2O=4HNO3②
4NO＋3O2＋2H2O=4HNO3③
2NO＋O2=2NO2④
（2）不同情况及剩余气体的体积
序号
气体
反应
剩余气体
剩余气体的体积
1
NO2
①
NO
V（NO2）/3
2
NO2、NO
①
NO
V（NO）+V（NO2）/3
3
NO2+O2
[V（NO2）/V（O2）]=4:
1
②
无
0
[V（NO2）/V（O2）]<4:
1
②
NO
V（O2）-V（NO2）/4
[V（NO2）/V（O2）]>4:
1
①②
NO
[V（NO2）-4V（O2）]/3
4
NO+O2
[V（NO）/V（O2）]=4:
3
③
无
0
[V（NO）/V（O2）]<4:
3
③
NO
V（NO）-4V（O2）/3
[V（NO）/V（O2）]>4:
3
③
O2
V（O2）-3V（NO2）/4
3.NO2、NO、O2三者组成的混合气体溶于水：
a．先按①反应后，再据表Ⅳ进行计算。
b．先按④反应后，再据表Ⅲ进行计算。
技巧：
NO2＋O2和4NO＋3O2从组成上均相当于2N2O5的组成，即上述两种情况中的总反应式都与N2O5＋H2O2HNO3等效。
这不仅是记忆上述二式的方法，也为上述问题的解法提供了新的思路。
即利用混合气体中的N、O原子个数比进行分析判断。
N∶O
4.硅及其化合物的“特性”小结
（1）硅的“特性”
①非金属单质一般为非导体（石墨能导电），硅的晶体是良好的半导体材料。
②Si的还原性大于C，但C能在高温下还原出Si：
SiO2（石英砂）＋2C（焦炭）
Si（粗硅）＋2CO↑。
③非金属单质跟碱作用一般无H2放出，
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