高中化学非金属元素及其重要化合物性质.docx
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高中化学非金属元素及其重要化合物性质
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：
2Na＋Cl2
2NaCl（产生白烟）
Cu＋Cl2
CuCl2（产生棕黄色的烟）
2Fe＋3Cl2
2FeCl3（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：
H2＋Cl2
2HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸
H2＋Cl2
2HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸
2P＋3Cl2
2PCl3（氯气不足；产生白雾）
2P＋5Cl2
2PCl5（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：
2FeCl2＋Cl2=2FeCl3
2KI＋Cl2=2KCl+I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验）
SO2＋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+H2SO4
NaHSO4+HCl↑（不加热或微热）
NaHSO4+NaCl
Na2SO4+HCl↑（加热到500oC—600oC）
总式:
2NaCl+H2SO4
Na2SO4+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。
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+3S
Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）
Fe+S△FeS（黑色）
2Cu+S△Cu2S（黑色）
与非金属反应
S+O2点燃SO2
S+H2△H2S（说明硫化氢不稳定）
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
Ca（OH）2CaSO3↓Ca（HSO3）2
清液白清液
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==2Na2CO3+O2
2Na2O2+2SO3==2NaSO4+O2↑
（4）酸雨的形成和防治
酸雨的形成是一个十分复杂的大气化学和大气物理过程。
酸雨中含有硫酸和硝酸等酸性物质，其中又以硫酸为主。
从污染源排放出来的SO2、NOx（NO、NO2）是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的SO2在光照、烟尘中的金属氧化物等的作用下，经氧化、溶于水等方式形成H2SO4，而NO被空气中氧气氧化为NO2，NO2直接溶于水形成HNO3，造成了雨水pH值降低，便形成了酸雨。
硫酸型酸雨的形成过程为：
气相反应：
2SO2+O2=2SO3、SO3+H2O=H2SO4；液相反应：
SO2+H2O=H2SO3、2H2SO3+O2=2H2SO4。
总反应：
硝酸型酸雨的形成过程为：
2NO+O2=2NO2、3NO2+H2O=2HNO3+NO。
引起硫酸型酸雨的SO2人为排放主要是化石燃料的燃烧、工业尾气的排放、土法炼硫等。
引起硝酸型酸雨的NOx人为排放主要是机动车尾气排放。
酸雨危害：
①直接引起人的呼吸系统疾病；②使土壤酸化，损坏森林；③腐蚀建筑结构、工业装备，电信电缆等。
酸雨防治与各种脱硫技术：
要防治酸雨的污染，最根本的途径是减少人为的污染物排放。
因此研究煤炭中硫资源的综合开发与利用、采取排烟脱硫技术回收二氧化硫、寻找替代能源、城市煤气化、提高燃煤效率等都是防止和治理酸雨的有效途径。
目前比较成熟的方法是各种脱硫技术的应用。
在含硫矿物燃料中加生石灰，及时吸收燃烧过程中产生的SO2，这种方法称为“钙基固硫”，其反应方程式为：
SO2+CaO=CaSO3，2CaSO3+O2=2CaSO4；也可采用烟气脱硫技术，用石灰浆液或石灰石在烟气吸收塔内循环，吸收烟气中的SO2，其反应方程式为：
SO2+Ca（OH）2=CaSO3+H2O，SO2+CaCO3=CaSO3+CO2，2CaSO3+O2=2CaSO4。
在冶金工业的烟道废气中，常混有大量的SO2和CO，它们都是大气的污染物,在773Ｋ和催化剂（铝矾土）的作用下，使二者反应可收回大量的硫黄，其反应原理为：
SO2+2CO==S+CO2
4、硫酸
①稀H2SO4具有酸的一般通性，而浓H2SO4具有酸的通性外还具有三大特性：
②SO42—的鉴定（干扰离子可能有：
CO32-、SO32-、SiO32-、Ag＋、PO43－等）：
待测液
澄清液
白色沉淀（说明待测液中含有SO42-离子）
③硫酸的用途：
制过磷酸钙、硫酸铵、硫酸铜、硫酸亚铁、医药、炸药，用于铅蓄电池，作干燥剂、制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等。
5、硫酸的工业制法──接触法
1、生产过程:
三阶段
SO2制取和净化
SO2转化为SO3
SO3吸收和H2SO4的生成
三方程
高温
4FeS2＋11O2
2Fe2O3＋8SO2
催化剂
2SO2＋O2
2SO3
△
SO3＋H2O=H2SO4
三设备
沸腾炉
接触室
吸收塔
有
关
原
理
矿石粉碎,以增大矿石与空气的接触面，加快反应速率
逆流原理（热交换器）目的:
冷热气体流向相反，冷的SO2、O2、N2被预热，而热的SO3、SO2、O2、N2被冷却.
逆流原理（98.3%的浓硫酸从塔顶淋下，气体由下往上，流向相反，充分接触，吸收更完全）
设备中排出的气体
炉气:
SO2.N2.O2.矿尘（除尘）.砷硒化合物（洗涤）.H2O气（干燥）……
净化气:
SO2.N2.O2
SO2、O2、N2、SO3
尾气：
SO2及N2、O2
不能直接排入大气中
说明
矿尘.杂质:
易使催化剂“中毒”
H2O气:
腐蚀设备、影响生产
反应条件——
理论需要：
低温、高压、催化剂；实际应用：
400℃～500℃、常压、催化剂
实际用98.3%的浓硫酸吸收SO3,以免形成酸雾不利于气体三氧化硫被进一步吸收
2、尾气处理：
氨水
（NH4）2SO3
（NH4）2SO4+SO2↑
NH4HSO3
氧族元素
1、氧族元素比较：
原子半径O＜S＜Se＜Te单质氧化性O2＞S＞Se＞Te
单质颜色无色淡黄色灰色银白色单质状态气体固体固体固体
氢化物稳定性H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te 沸点 H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S（水反常）
最高价含氧酸酸性H2SO4＞H2SeSO4＞H2TeO4
2、O2和O3比较
O2
O3
颜色
无色
气态—淡蓝色
气味
无
刺激性特殊臭味
水溶性
臭氧密度比氧气的大
密度
臭氧比氧气易溶于水
氧化性
强
（不易氧化Ag、Hg等）
极强（O3+2KI+H2O==2KOH+I2+O2）
（易氧化Ag、Hg等不活泼金属）
漂白性
无
有（极强氧化性—作消毒剂和脱色剂）
稳定性
3O22O32O3===3O2常温：
缓慢
加热：
迅速
相互关系
臭氧和氧气是氧的同素异形体
3、比较H2O和H2O2
H2O
H2O2
电子式
H:
O:
H
H:
O:
O:
H
化学键
极性键
极性键和非极性键
分子极性
有
有
稳定性
稳定
2H2O2H2↑+O2↑
不稳定
2H2O22H2O+O2↑
氧化性
较弱（遇强还原剂反应）
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
较强（遇还原剂反应）
SO2+H2O2===H2SO4
还原性
较弱
（遇极强氧化剂反应）
2F2+2H2O===4HF+O2
较强
（遇较强氧化剂反应）
2MnO4—+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O
作用
饮用、溶剂等
氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等
H2S+H2SO4（浓）
S↓+SO2↑+H2O
SO3+2NaHSO3==Na2SO4+2SO2+H2O
3CuSO4
3CuO+2SO2↑+SO3↑+O2↑
6FeSO4+3Br2══2Fe2（SO4）3+2FeBr3
三、氮及其重要化合物的主要性质
1．氨气（NH3）：
（1）分子结构：
由极性键形成的三角锥形的极性分子，N原子有一对孤对电子；
（2）物理性质：
无色、刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水，常温常压下
1体积水能溶解700体积的氨气，易液化（可作致冷剂）
（3）化学性质：
①与H2O反应：
NH3+H2O
NH3·H2O
NH4++OH-，
溶液呈弱碱性，氨水的成份为：
NH3、H2O、NH3·H2O、NH4+、OH-、H+，氨水易挥发；
②与酸反应：
NH3+HCl=NH4ClNH3+HNO3=NH4NO3与挥发性酸反应有白烟生成
③还原性（催化氧化）：
催化剂
△
4NH3+5O2＝4NO+6H2O（N为-3价，最低价态，具有还原性）
（4）实验室制法Ca（OH）2+2NH4Cl
CaCl2+2NH3↑+2H2O，
工业?
法：
N2与H2在高温高压催化剂条件下合成氨气
2．铵盐
（1）物理性质：
白色晶体，易溶于水
（2）化学性质：
①受热分解：
NH4HCO3
NH3↑+H2O+CO2↑
NH4Cl
NH3↑+HCl↑
②与碱反应：
NaOH+NH4Cl
NaCl+NH3↑+H2O
3．氮气（N2）
（1）分子结构：
电子式为∶N┇┇N∶，结构式为N≡N，氮氮叁键键能大，分子结构稳
定，化学性质不活泼。
（2）物理性质：
纯净的氮气是无色无味的气体，难溶于水，空气中约占总体积的78%。
（3）化学性质：
常温下性质稳定，可作保护气；但在高温、放电、点燃等条件下能与H2、O2、IIA族的Mg、Ca等发生化学反应，即发生氮的固定（将空气中的氮气转变为含氮化合物的过程，有自然固氮和人工固氮两种形式）N2中N元素0价，为N的中间价态，既有氧化性又有还原性
放电
①与H2反应：
N2+3H2
2NH3②与O2反应：
N2+O2＝2NO
③与活泼金属反应：
N2+3Mg＝Mg3N2
（4）氮气的用途：
化工原料；液氮是火箭燃烧的推进剂；还可用作医疗、保护气等。
4．氮的氧化物
（1）氮的氧化物简介：
氮元素有+1、+2、+3、+4、+5五种正价态，对应有六种氧化物
种类
色态
化学性质
N2O
无色气体
较不活泼
NO
无色气体
活泼，不溶于水
N2O3（亚硝酸酐）
无色气体， 蓝色液体（-20℃）
常温极易分解为NO、NO2
NO2
红棕色气体
较活泼，与水反应
N2O4
无色气体
较活泼，受热易分解
N2O5（硝酸酸酐）
无色固体
气态时不稳定，易分解
（2）NO和NO2的重要性质和制法①性质：
2NO+O2＝2NO2（易被氧气氧化,无色
气体转化为红棕色）；2NO2（红棕色）
N2O4（无色）（平衡体系）；3NO2+H2O＝2HNO3+NO（工业制硝酸）；NO+NO2+2NaOH＝2NaNO2+H2O（尾气吸收）；NO2有较强的氧化性,能使湿润的KI淀粉试纸变蓝。
②制法：
NO：
3Cu+8HNO3（稀）＝3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O（必须用排水法收集NO）；NO2：
Cu+4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O（必须用排空气法收集NO2）
（3）氮的氧化物溶于水的计算：
①NO2或NO2与N2（非O2）的混合气体溶于水可依据3NO2+H2O＝2HNO3+NO利用气体体积变化差值进行计算。
②NO2和O2的混合气体溶于水时由4NO2+O2+2H2O=4HNO3进行计算，当体积比V（NO2）：
V（O2）=4：
1时，恰好反应；>4：
1时，NO2过量，剩余NO；<4：
1时，O2过量，剩余O2。
③NO和O2同时通入水中时，由4NO+3O2+2H2O=4HNO3进行计算，原理同②方法。
④NO、NO2、O2的混合气体通入水中，先按①求出NO的体积，再加上混合气体中NO的体积再按③方法进行计算。
（4）氮的氧化物（NO、NO2）对环境的影响：
①氮氧化物是形成光化学烟雾和酸雨的一个重要原因，同时也可造成水体污染。
汽车尾气中的氮氧化物（燃料在发动机内高温燃烧时，空气中的氮气与氧气反应生成的）与碳氢化合物经紫外线照射发生反应生成形成的一种有毒的烟雾，称为光化学烟雾。
光化学烟雾具有特殊气味，刺激眼睛、伤害植物并使大气能见度降低。
另外，氮氧化物与空气中的水反应生成硝酸和亚硝酸，是酸雨的成分。
大气中氮氧化物主要来源于化石燃料的燃烧、汽车尾气和植物体的焚烧，以及农田土壤和动物排泄物中含氮化合物的转化。
因此必须减少氮氧化物的排放，控制进入大气、陆地和海洋的含氮的氧化物。
在工业上含氮氧化物的尾气吸收常用以下反应：
NO2+NO+2NaOH＝2NaNO2+H2O，既可以回收尾气，生成的亚硝酸盐又是重要的化工原料。
②除人工合成的含氯（如氟利昂）、含溴的物质是造成臭氧层破坏的元凶外，汽车尾气、超音速飞机排出的废气、工业废气等含有大量的氮氧化物（如N0和N02等），也可以破坏掉大量的臭氧分子，从而造成臭氧层的破坏。
5．硝酸（HNO3）
（1）物理性质：
无色、刺激性气味、易挥发液体，能与水以任意比例互溶，常用浓硝
酸的质量分数大约为69%。
（2）化学性质：
硝酸为强酸，具有以下性质：
光或热
①具有酸的通性，
②浓硝酸不稳定性：
4HNO3＝4NO2↑+O2↑+2H2O
③强氧化性：
无论浓稀硝酸均具有强氧化性，与金属反应时不能放出氢气。
a.与金属反应：
Cu+4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O；
3Cu+8HNO3（稀）＝3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O；
3Ag+4HNO3（稀）＝3AgNO3+NO↑+2H2O；
常温下浓硝酸使铁、铝钝化。
b.与非金属反应：
C+4HNO3（浓）＝CO2↑+4NO2↑+2H2O。
c.与其他还原剂反应,如H2S、SO2、Fe2+等。
d.与有机物反应:
硝化反应、酯化反应、与蛋白质发生颜色反应（黄色）等。
（3）制法：
①实验室制法：
硝酸盐与浓硫酸微热，
NaNO3（固）+H2SO4（浓）
NaHSO4+HNO3↑
催化剂
△
（不能强热，因硝酸不稳定。
也不能用稀硫酸，无法生成气体）；
②工业制法：
氨的催化氧化法，4NH3+5O2＝4NO+6H2O；
2NO+O2＝2NO2；
3NO2+H2O＝2HNO3+NO；
尾气处理：
NO2+NO+2NaOH＝2NaNO2+H2O
四、碳、硅元素的单
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