2022年高中化学非金属及其化合物知识点.docx

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1、2022年高中化学非金属及其化合物知识点 学习就是如此奇妙，发觉其中的乐趣也是至关重要的。所以，恒久信任，学习对于每个人来说都应当是一种享受!下面给大家共享一些关于中学化学非金属及其化合物学问点，希望对大家有所帮助。 一、硅及其化合物Si 硅元素在地壳中的含量排其次，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。 硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第A族，硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。 1、单质硅(Si)： (1)物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。 (2)化学性质： 常温下化学性质不活泼

2、，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。 Si+2F2=SiF4 Si+4HF=SiF4+2H2 Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2 在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。 (3)用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。 (4)硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。 SiO2+2C=Si(粗)+2CO Si(粗)+2Cl2=SiCl4 SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl 2、二氧化硅(SiO2)： (1)SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO2干脆由原子构成，不存在单个SiO2分子。 (2)物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。 (3)化

3、学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应(氢氟酸除外)，能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应： 与强碱反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避开Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞)。 与氢氟酸反应SiO2的特性：SiO2+4HF=SiF4+2H2O(利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶)。 高温下与碱性氧化物反应：SiO2+CaOCaSiO3 (4)用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承

4、、玻璃和建筑材料等。 3、硅酸(H2SiO3)： (1)物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分实力强。 (2)化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能干脆由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：(强酸制弱酸原理) Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3 Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3+Na2CO3(此方程式证明酸性：H2SiO3 (3)用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。 4、硅酸盐 硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类许多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐

5、是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中简单变质： Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3(有白色沉淀生成) 传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。 硅酸盐由于组成比较困难，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物较活泼金属氧化物二氧化硅水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。 硅酸钠：Na2SiO3 Na2OSiO2 硅酸钙：CaSiO3 CaOSiO2 高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O32SiO22H2O 正长石：K

6、AlSiO3不能写成 K2O Al2O33SiO2，应写成K2OAl2O36SiO2 二、氯及其化合物 氯原子结构示意图为 ，氯元素位于元素周期表中第三周期第A族，氯原子最外电子层上有7个电子，在化学反应中很简单得到1个电子形成 Cl-，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在(主要以氯化物和氯酸盐)。 1、氯气(Cl2)： (1)物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。(氯气收集方法向上排空气法或者排饱和食盐水;液氯为纯净物) (2)化学性质：氯气化学性质特别活泼，很简单得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。 与金属反应(将

7、金属氧化成最高正价) Na+Cl2=点燃2NaCl Cu+Cl2=点燃CuCl2 2Fe+3Cl2=点燃2FeCl3(氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不生成FeCl2。) (思索：怎样制备FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2，铁跟盐酸反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成FeCl3，这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。) 与非金属反应 Cl2+H2 =点燃 2HCl(氢气在氯气中燃烧现象：宁静地燃烧，发出苍白色火焰) 将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。 燃烧：全部发光发热的猛烈化学反应都叫做燃烧，不肯定要有氧气参与。 Cl2与水反应 Cl2+H2O=HCl+HC

8、lO 离子方程式：Cl2+H2O=H+Cl+HClO 将氯气溶于水得到氯水(浅黄绿色)，氯水含多种微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(极少量，水微弱电离出来的)。 氯水的性质取决于其组成的微粒： (1)强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，试验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。 (2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不行逆。 (3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与NaHCO

9、3，CaCO3等反应。 (4)不稳定性：HClO不稳定光照易分解。 ，因此久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。 (5)沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl-)。自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。 Cl2与碱液反应： 与NaOH反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O) 与Ca(OH)2溶液反应：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O 此反应用来制漂白粉，漂

10、白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分为Ca(ClO)2。 漂白粉之所以具有漂白性，缘由是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO生成的HClO具有漂白性;同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO;NaClO同样具有漂白性，发生反应2NaClO+CO2+H2O=Na2CO3+2HClO; 干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl2+H2O=HCl+HClO。 漂白粉久置空气会失效(涉及两个反应)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO， ，漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置

11、空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成，含CO2和HCl杂质气体。 氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 2、Cl-的检验： 原理：依据Cl-与Ag+反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl-存在。 方法：先加稀硝酸酸化溶液(解除CO32-干扰)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl-存在。 三、硫及其化合物 1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，简单得到2个电子呈-2价或者与其他非金属元素结合成呈+4价、+6价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。(如火山口中的硫就以单质存在) 2、硫单质： 物质性质：俗称硫磺，淡黄

12、色固体，不溶于水，熔点低。 化学性质：S+O2 =点燃 SO2(空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色) 3、二氧化硫(SO2) (1)物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，密度比空气大，易液化。 (2)SO2的制备：S+O2 =点燃 SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2+H2O (3)化学性质：SO2能与水反应SO2+H2OH2SO3(亚硫酸，中强酸)此反应为可逆反应。 可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。(关键词：相同条件下) SO2为酸性氧化物，是亚硫酸(H2SO3)的酸酐，可与碱反应生成盐和水。 a、与NaOH溶液反应： SO2(少量)+2Na

13、OH=Na2SO3+H2O (SO2+2OH-=SO32-+H2O) SO2(过量)+NaOH=NaHSO3(SO2+OH-=HSO3-) b、与Ca(OH)2溶液反应： SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3(白色)+H2O 2SO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3) 2 (可溶) 对比CO2与碱反应： CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3(白色)+H2O 2CO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3) 2 (可溶) 将SO2渐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消逝，与CO2渐渐通入Ca(OH)2溶液试验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO2和CO2。能

14、使石灰水变浑浊的无色无味的气体肯定是二氧化碳，这说法是对的，因为SO2是有刺激性气味的气体。 SO2具有强还原性，能与强氧化剂(如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等)反应。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，显示了SO2的强还原性(不是SO2的漂白性)。 (催化剂：粉尘、五氧化二钒) SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(将SO2气体和Cl2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减弱。) SO2的弱氧化性：如2H2S+SO2=3S+2H2O(有黄色沉淀生成) SO2的漂白性：SO2能使品红溶液褪色，加热会复原原来的颜色。用此可以检验SO2的存在。 SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒

15、、生产硫酸等。 4、硫酸(H2SO4) (1)浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以随意比互溶(稀释浓硫酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌)。质量分数为98%(或18.4mol/l)的硫酸为浓硫酸。不挥发，沸点高，密度比水大。 (2)浓硫酸三大性质：吸水性、脱水性、强氧化性。 吸水性：浓硫酸可汲取结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥剂，可干燥H2、O2、SO2、CO2等气体，但不行以用来干燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五种气体。 脱水性：能将有机物(蔗糖、棉花等)以水分子中H和O原子个数比21脱水，炭化变黑。 强氧化性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性(+6价硫体现了

16、强氧化性)，能与大多数金属反应，也能与非金属反应。 a. 与大多数金属反应(如铜)：2H2SO4 (浓)+Cu=CuSO4+2H2O+SO2 (此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ) b. 与非金属反应(如C反应)：2H2SO4(浓)+C=CO2 +2H2O+SO2 (此反应浓硫酸表现出强氧化性 ) 留意：常温下，Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化。 浓硫酸的强氧化性使很多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻挡了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓

17、硝酸。 (3)硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 四、氮及其化合物 1、氮的氧化物：NO2和NO N2+O2 =高温或放电 2NO，生成的一氧化氮很不稳定： 2NO+O2 = 2NO2 一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒(与CO中毒原理相同)，不溶于水。是空气中的污染物。 二氧化氮：红棕色气体(与溴蒸气颜色相同)、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3NO2+H2O=2HNO3+NO，此反应中NO2既是氧化剂又是还原剂。以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。 2、硝酸(HNO3)： (1)硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有

18、刺激性气味的油状液体。低沸点(83)、易挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾状。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”，常用浓硝酸的质量分数为69%。 (2)硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红(H+作用)后褪色(浓硝酸的强氧化性)。用此试验可证明浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放出氢气，通常浓硝酸产生NO2，稀硝酸产生NO，如： Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 反应还原剂与氧化剂物质的量之比为12;反应还原剂与氧化剂物质

19、的量之比为32。 常温下，Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化，(说成不反应是不妥的)，加热时能发生反应： 当溶液中有H+和NO3-时，相当于溶液中含HNO3，此时，因为硝酸具有强氧化性，使得在酸性条件下NO3-与具有强还原性的离子如S2-、Fe2+、SO32-、I-、Br-(通常是这几种)因发生氧化还原反应而不能大量共存。(有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。) 3、氨气(NH3) (1)氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于水，1体积水可以溶解700体积的氨气(可做红色喷泉试验)。浓氨水易挥发出氨气。 (2)氨气的化学性质： a.

20、 溶于水溶液呈弱碱性： 生成的一水合氨NH3H2O是一种弱碱，很不稳定，受热会分解： 氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶质是NH3，而不是NH3H2O。 氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3H2O、NH4+、OH、H+(极少量，水微弱电离出来)。 喷泉试验的原理：是利用气体极易被一种液体汲取而形成压强差，使气体容器内压强降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成漂亮的“喷泉”。 喷泉试验胜利的关键： (1)气体在汲取液中被汲取得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI、NO2用水汲取，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH

21、溶液汲取等。 (2)装置的气密性要好。 (3)烧瓶内的气体纯度要大。 b. 氨气可以与酸反应生成盐： NH3+HCl=NH4Cl NH3+HNO3=NH4NO3 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 因NH3溶于水呈碱性，所以可以用潮湿的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，假如有大量白烟生成，可以证明有NH3存在。 (3)氨气的试验室制法： 原理：铵盐与碱共热产生氨气 装置特点：固+固气体，与制O2相同。 收集：向下排空气法。 验满： a. 潮湿的红色石蕊试纸(NH3是唯一能使潮湿的红色石蕊试纸变蓝的气体) b. 蘸浓盐酸的玻璃棒(产生

22、白烟) 干燥：用碱石灰(NaOH与CaO的混合物)或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl28NH3。P2O5、浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。 汲取：在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，便利收集氨气;二是汲取多余的氨气，防止污染空气。 (4)氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会汲取热量，使得四周环境温度降低，因此，液氨可以作制冷剂。 4、铵盐 铵盐均易溶于水，且都为白色晶体(许多化肥都是铵盐)。 (1)受热易分解，放出氨气： (2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这特性质可以制备氨气： (3)NH4+的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有NH4+。 中学化学非金属及其化合物学问点第14页 共14页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页第 14 页 共 14 页