第五章 化工生产中的重要非金属元素学生版.docx
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第五章化工生产中的重要非金属元素学生版
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