高中化学非金属元素及其重要化合物性质.docx

1、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： 2NaCl22NaCl（产生白烟）CuCl2CuCl2（产生棕黄色的烟）2Fe3Cl22FeCl3（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： H2Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）可用于工业制盐酸 H2Cl22HCl（会发

2、生爆炸）不可用于工业制盐酸2P3Cl22PCl3（氯气不足；产生白雾）2P5Cl22PCl5（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：Cl2H2O = HClHClO（4）与碱反应Cl22NaOH = NaClNaClOH2O（用于除去多余的氯气）2Cl22Ca(OH)2 = Ca(ClO)2CaCl22H2O（用于制漂粉精）Ca(ClO)2CO2H2O = CaCO32HClO（漂粉精的漂白原理）注意：若CO2过量则生成Ca(HCO3)2 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： 2FeCl2C

3、l2 = 2FeCl32KICl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验）SO2X22H2O = 2HCl + H2SO4（XCl、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 一元弱酸，比H2CO3弱 光 （2）HClO的基本性质 不稳定，2HClO = 2HCl + O2 强氧化性； 漂白、杀菌能力

4、，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HClONa2O2（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 +

5、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500oC600oC) 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

6、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+O2X2 + 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A

7、gF（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

8、+ 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

9、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+3SAl2S3（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+2H2OS+2H2SO4（浓） 2SO2+2H2O3S+6NaOH 2Na2S+Na2SO3+3H2O（

10、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。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H2S的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。3、硫的氧化物（1）

11、二氧化硫：SO2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。SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。SO2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 + Cl 2 +2H2O = H2SO4 + 2HClSO2也有一定的氧化性 2H2S + SO2 = 3S +2H2OSO2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） 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

12、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、SO3SO2CO2SO3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+H2O H2SO3 中强酸CO2+H2O H2CO2 弱酸SO3+H2O=H2SO4(强酸)与碱反应Ca(OH)2 CaSO3 Ca(HSO3)2清液 白 清液Ca(OH)2 CaCO3 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

13、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+CCO2+C 2CO还原性有无与Na2O2作用Na2O2+SO2=Na2SO42Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O22Na2O2+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

14、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：直接引起人的呼吸系统疾病；使土壤酸化，损坏森林；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

15、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

16、和CO，它们都是大气的污染物,在773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+CO24、硫酸稀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： SO42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）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SO3SO3吸收和H2SO4的生成三方程高温4F

17、eS211O2 2Fe2O38SO2催化剂2SO2O2 2SO3SO3H2O=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.O2SO2、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”H2

18、O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：400500、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 OSSeTe 单质氧化性 O2SSeTe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 H2OH2SH2SeH2Te沸点H2OH2TeH2SeH2S（水反常）最高价含氧酸酸性 H2SO4H2SeSO4H2TeO42、O2和O3比较O2O3颜色无色气态淡蓝色气味无

19、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 3O2 2O3 2O3=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H2O2H2OH2O2电子式H: O: HH: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2H2O 2H2+O2不稳定2H2O2 2H2O+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

20、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+H2OSO3+2NaHSO3=Na2SO4+2SO2+H2O3CuSO4 3CuO+2SO2+SO3+O26FeSO4+3Br22Fe2（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70

21、0体积的氨气，易液化（可作致冷剂）（3）化学性质：与H2O反应：NH3 + H2O NH3H2ONH4+ + OH-，溶液呈弱碱性，氨水的成份为：NH3 、 H2O、NH3H2O、NH4+ 、 OH-、H+，氨水易挥发；与酸反应：NH3 + HCl = NH4Cl NH3 + HNO3 = NH4NO3 与挥发性酸反应有白烟生成还原性（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 + 2NH4ClCaCl2 + 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

22、色晶体，易溶于水（2）化学性质：受热分解： NH4HCO3 NH3 + H2O + CO2 NH4Cl NH3+ HCl与碱反应： NaOH + NH4Cl NaCl + NH3 + H2O3氮气（N2）（1）分子结构：电子式为NN，结构式为NN，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，

23、为N的中间价态，既有氧化性又有还原性放电与H2反应： N2 + 3H2 2NH3 与O2反应： N2 + O2 2NO与活泼金属反应： N2 +3 Mg 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、NO2NO2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）

24、NO和NO2的重要性质和制法性质：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。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：NO2或NO

25、2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。NO2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。NO和O2同时通入水中时，由4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3进行计算，原理同方法。NO、NO2、O2的混合气体通入水中，先按求出NO的体积，再加上混合气体中NO的体积再按方法进行计算。（4）氮的氧化物（NO、NO2）对环境的影响：氮氧化物是形成光化学烟雾和酸雨的一个

26、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

27、，生成的亚硝酸盐又是重要的化工原料。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：光或热具有酸的通性，浓硝酸不稳定性：4HNO3 4NO2+ O2 + 2H2O 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

28、 + 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：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）；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