化学方程式非金属Word格式文档下载.docx
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在加热时可与一些非金属和其他物质反应。
⏹硅与氟气反应:
Si+2F2=SiF4
硅与氢氟酸反应:
Si+4HF=SiF4↑+2H2↑
硅与强碱反应:
Si+2OH-+H2O=SiO32-+2H2↑
⏹硅与氧气反应:
Si+O2
SiO2
硅与氯气反应:
Si+2Cl2
SiCl4
硅与碳反应:
●硅的工业制法
制取粗硅:
SiO2+2C
Si+2CO↑
粗硅提纯:
SiCl4、SiCl4+2H2
Si+4HCl
2.二氧化硅
●用氢氟酸雕刻玻璃:
SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(氢氟酸不能放在玻璃试剂瓶中)
●SiO2与强碱反应:
SiO2+2OH-=SiO32-+H2O(由于Na2SiO3具有良好的黏性,所以不能用玻璃瓶塞装碱液。
但未进行磨砂处理的玻璃在常温下是不会被强碱腐蚀的)
●工业制玻璃:
SiO2+Na2CO3
Na2SiO3+CO2↑、SiO2+CaCO3
CaSiO3+CO2↑
●SiO2与过量C反应:
SiO2+3C(过量)
SiC+2CO
●SiO2与CaO反应:
SiO2+CaO
CaSiO3
SiO2与Na2O反应:
SiO2+Na2O
Na2SiO3
3.硅酸和硅酸盐
●虽然二氧化硅是硅酸的酸酐,但二氧化硅不能与水反应。
●硅酸与强碱反应:
H2SiO3+2OH-=SiO32-+2H2O
硅酸酸性极弱,比碳酸还弱,只能与强碱反应。
●硅酸受热分解:
H2SiO3
SiO2+H2O
●制取硅酸(原理:
强酸制弱酸):
⏹Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓
⏹Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓
⏹酸性强弱比较:
硝酸、硫酸、盐酸>亚硫酸>碳酸>硅酸、次氯酸
●硅酸盐易与酸发生反应:
SiO32-+CO2(少量)+H2O=H2SiO3↓+CO32-
SiO32-+2CO2(过量)+2H2O=H2SiO3↓+2HCO3-
SiO32-+2H+=H2SiO3↓
●原硅酸干燥:
H4SiO4=H2SiO3+H2O
硅酸凝胶经干燥脱水形成硅酸干胶,称为“硅胶”,可做干燥剂,也可以用作催化剂的载体。
三、氯(卤族元素)
1.氯气的制备
●实验室制备Cl2:
MnO2+4HCl(浓)
MnCl2+2Cl2↑+2H2O
没有浓盐酸时,可采用:
MnO2+2NaCl+3H2SO4(浓)
MnSO4+Cl2↑+2NaHSO4+2H2O
●工业制备Cl2(电解饱和食盐水):
2NaCl+2H2O
2NaOH+H2↑(阴极)+Cl2↑(阳极)
2NaCl
2Na(阴极)+Cl2↑(阳极)(该反应主要用来制金属钠)
2.氯气的化学性质
●Cl2与金属单质反应:
2Na+Cl2
2NaCl(黄色火焰、大量白烟)
Cu+Cl2
CuCl2(大量棕黄色的烟)
2Fe+3Cl2
2FeCl3(大量棕褐色的烟)
一般情况下,氯气与可变价金属反应,金属被氧化成较高的价态。
●Cl2与H2反应:
H2+Cl2
2HCl(苍白色火焰、白雾,工业制盐酸的反应)
2HCl(爆炸)
●Cl2与P反应:
2P+3Cl2(不足)
2PCl3
2P+5Cl2(充足)
2PCl5(白色烟雾)
●Cl2与水反应:
Cl2+H2O
H++Cl-+HClO(生成的次氯酸不稳定:
2HClO
2H++2Cl-+O2↑)
●Cl2与碱液反应:
Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O
3Cl2+6OH-
5Cl-+ClO3-+3H2O
●Cl2与盐溶液的反应:
S2-+Cl2=S↓+2Cl-
H2O+SO32-+Cl2=SO42-+2Cl-+2H+
Cl2+2Fe2+=2Cl-+2Fe3+
3Cl2+2Fe2++4Br-=Fe3++6Cl-+2Br2(足量氯气通入FeBr2溶液中)
●工业制漂白液(实验室用此反应吸收多余的Cl2):
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
●工业制漂粉精(Cl2通入石灰乳中):
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
●漂白液、漂白粉、漂粉精起作用:
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
NaClO+HCl=NaCl+HClO
●漂白液、漂白粉、漂粉精长时间露置在空气中,失效:
第一步:
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO、2NaClO+CO2+H2O=Na2CO3+2HClO
第二步:
HCl+O2↑
3.液氯和氯水的比较
液氯
新制氯水
久置氯水
成分
Cl2
Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、H2O、OH-
H+、Cl-、H2O
分类
纯净物
混合物
颜色
黄绿色
浅黄绿色
无色
性质
氧化性
酸性、强氧化性、漂白性
酸性(相当于稀盐酸)
●HClO见光易分解:
2H++2Cl+O2↑
●次氯酸的酸性不能使指示剂变色。
4.氯离子的检验:
加入硝酸酸化的AgNO3溶液,如果产生不溶于稀硝酸的沉淀,说明有Cl-存在(Ag++Cl-=AgCl↓)。
注意:
当溶液中含有SO32-、SO42-时,要先加入Ba(NO3)2溶液除去它们,因为大量Ag2SO4也是不溶于稀硝酸的白色沉淀。
5.卤素
●卤素单质与H2反应:
H2+F2=2HF(F2在冷暗处即可剧烈化合爆炸)
2HCl(强光照射或混合点燃时爆炸)
H2+Br2
2HBr(Br2缓慢与H2化合)
H2+I22HI(I2持续加热,缓慢化合,同时又分解)
氧化性:
F2>Cl2>Br2>I2
●卤素单质与H2O反应:
⏹2F2+2H2O=4H++4F-+O2(反应剧烈)
⏹X2+H2O=2H++X-+XO-(X=Cl、Br、I,Br2和I2与水反应缓慢)
●卤素单质与碱溶液反应(X=Cl、Br、I,反应能力逐渐减弱):
X2+2OH-=X-+XO-+H2O
3X2+6OH-
5X-+XO3-+3H2O
●卤素单质间的置换反应:
⏹Cl2+2Br-=2Cl-+Br2
⏹Cl2+2I-=2Cl-+I2(可用湿润的淀粉碘化钾试纸检验Cl2)
⏹Br2+2I-=2Br-+I2
⏹还原性:
I->Fe2+>Br->Cl-
●卤素互化物(实例:
IBr、IBr3、BrF5、IF7)与水反应(不是氧化还原反应):
IBr+H2O=HBr+HIO
●卤素互化物在很多反应中都是强氧化剂,如IBr+2H2O+SO2=HBr+HI+H2SO4
●拟卤素(实例:
氰(CN)2、硫氰(SCN)2、氧氰(OCN)2)
与金属反应的实例:
2Fe+3(SCN)2=2Fe(SCN)3
与碱反应的实例:
(CN)2+2OH-=CN-+CNO-+H2O(歧化反应)
四、硫
1.硫单质
●硫燃烧:
S+O2
SO2
●硫与氢气反应:
S+H2H2S
●硫与金属反应:
⏹2Na+S
Na2S(研磨后爆炸)
⏹Mg+S
MgS、2Al+3S
Al2S3、Fe+S
FeS、2Cu+S
Cu2S
⏹Hg+S=HgS(水银泄漏时要撒硫粉。
水银和硫粉在常温下即可反应)
⏹一般情况下,硫与可变价金属反应,金属被氧化成较低的价态。
●硫与NaOH溶液反应:
3S+6NaOH
2Na2S+Na2SO3+3H2O(用碱液洗掉粘在试管上的S)
●黑火药爆炸:
S+2KNO3+3C
K2S+3CO2↑+N2↑(氧化剂是S和KNO3,还原剂是C)
2.二氧化硫和亚硫酸盐
●实验室制备SO2:
Na2SO3+H2SO4(较浓)
Na2SO4+SO2↑+H2O
使用较浓硫酸的目的是使原料利用充分。
●SO2溶于水:
SO2+H2O
H2SO3
●SO2是酸性氧化物:
⏹SO2+2NaOH(过量)=Na2SO3+H2O(实验室吸收SO2)
SO2+NaOH(少量)=NaHSO3
⏹SO2+Na2O=Na2SO3、SO2+CaO=CaSO3
⏹SO2+Na2CO3=Na2SO3+CO2
SO2+Na2CO3+H2O=2NaHSO3
⏹将SO2缓慢通入到澄清石灰水中至过量,先生成白色沉淀,后沉淀缓慢消失。
这个现象和CO2是一样的:
SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O,CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO3)2
●体现SO2的氧化性的反应:
SO2+2H2S=3S↓+2H2O(接触后立刻反应)
●SO2主要体现还原性:
⏹SO2与SO3之间的转化:
2SO2+O22SO3
⏹2H2O+SO2+X2=4H++SO42-+2X-(X=Cl、Br、I)
SO2能使氯水、溴水、碘水褪色。
等物质的量(等体积)的SO2与Cl2通入到品红溶液中,由于二者发生反应所以不会使品红溶液褪色。
⏹5SO2+2MnO4-+2H2O=5SO42-+2Mn2++4H+(SO2能使KMnO4溶液褪色)
⏹SO2+2H2O+2Fe3+=SO42-+2Fe2++4H+
●亚硫酸、亚硫酸盐有还原性:
⏹2H2SO3+O2=4H++2SO42-、2SO32-+O2=2SO42-
⏹SO32-+Cl2+H2O=SO42-+2Cl-+2H+
●SO2与Na2S溶液的反应:
SO2+S2-+H2O=H2S↑+SO32-(强酸制弱酸)
如果SO2过量,那么还有SO2+2H2S=3S↓+2H2O
●SO2的净化回收:
⏹回收制硫酸:
2SO2+O22SO3、SO3+H2O=H2SO4
⏹用碱液吸收:
SO2+2NH3·
H2O=(NH4)2SO3+H2O
SO2+NaOH=NaHSO3
3.三氧化硫
●SO3和水反应:
SO3+H2O=H2SO4(放热、反应不可逆)
●SO3和Na2O反应:
SO3+Na2O=Na2SO4
●SO3与NaOH溶液反应:
SO3+NaOH=Na2SO4+H2O
●SO3与Na2CO3反应:
SO3+Na2CO3=Na2SO4+CO2↑
●SO3和CaO反应:
SO3+CaO=CaSO4
●SO3与Ca(OH)2溶液反应:
SO3+Ca(OH)2=CaSO4+H2O
4.硫酸盐
●生石膏变熟石膏:
2(CaSO4·
2H2O)
2CaSO4·
H2O+3H2O
●硫酸铜晶体受热分解(蓝变白):
CuSO4·
5H2O
CuSO4+5H2O
用无水硫酸铜检验水蒸气(白变蓝):
CuSO4+5H2O=CuSO4·
●检验SO42-:
先加入稀盐酸(除去CO32-、SO32-等离子的干扰),然后加入BaCl2溶液,如果产生白色沉淀,说明有SO42-:
Ba2++SO42-=BaSO4↓
五、氮、氨和铵盐
1.氮气
●N2和O2反应:
N2+O2
2NO或N2+O2
2NO
●N2与Mg反应:
N2+3Mg
Mg3N2
●N2与H2反应:
N2+3H22NH3
2.氮的氧化物
●NO与O2反应:
2NO+O2=2NO2
●氮的氧化物溶于水:
⏹3NO2+H2O=2HNO3+NO
⏹4NO2+O2+2H2O=4HNO3
⏹4NO+3O2+2H2O=4HNO3
●氮的氧化物与氨气反应:
⏹6NO+4NH3=5N2+6H2O
⏹6NO2+8NH3=7N2+12H2O
●实验室制备NO2:
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
●实验室制备NO:
3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
●NO、NO2的净化回收:
⏹NO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O
⏹2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3+H2O
●酸雨的形成:
⏹SO2+H2O=H2SO3、2H2SO3+O2=2H2SO4
2.氨和铵盐
●工业合成氨:
●NH3与水发生反应:
NH3+H2O
NH3·
H2O(NH3+H2O
NH4++OH-)
●NH3·
H2O受热易分解:
H2O
NH3↑+H2O
●NH3与CuO反应:
2NH3+3CuO
3Cu+N2+3H2O
●NH3与Cl2反应:
⏹2NH3+3Cl2(过量)=N2+6HCl
⏹8NH3(过量)+3Cl2=N2+6NH4Cl
●NH3与HCl、HNO3气体接触产生白烟:
NH3+HCl=NH4Cl、NH3+HNO3=NH4NO3
●NH3与酸反应生成盐:
NH3+H+=NH4+
●铵盐受热不稳定:
⏹NH4Cl
NH3↑+HCl↑
⏹NH4HCO3
NH3↑+CO2↑+H2O↑
⏹NH4NO3、(NH4)2SO4受热也会分解,但是不产生NH3。
●铵盐与强碱共热:
NH4++OH-
H2O+NH3↑(不加热时:
NH4++OH-=NH3·
H2O)
●NH3转化为NO(NH3与O2反应):
4NH3+5O2
4NO+6H2O
●实验室制备NH3:
①加热熟石灰与氯化铵的固体:
Ca(OH)2+2NH4Cl
CaCl2+2NH3↑+2H2O
②加热NH4HCO3或(NH4)2CO3固体,然后将产生的气体通过碱石灰:
NH4HCO3
NH3↑+H2O↑+CO2↑
(NH4)2CO3
2NH3↑+H2O↑+CO2↑
③加热浓氨水以快速制氨气:
④将浓氨水与氢氧化钠固体或碱石灰混合:
一方面利用氢氧化钠固体或碱石灰溶于水时放热,使氨水里的氨气逸出;
另一方面OH-的浓度增加,使氨水中的平衡向左移动。
六、硫酸和硝酸
●工业制取硫酸:
①4FeS2+11O2
2Fe2O3+8SO2
②2SO2+O22SO3
③SO3+H2O=H2SO4
尾气吸收:
SO2+2NH3+H2O=(NH4)2SO3、(NH4)2SO3+H2SO4=(NH4)2SO4+SO2↑+H2O
污水净化(用石灰乳中和):
Ca(OH)2+H2SO4=CaSO4↓+2H2O
●浓硫酸具有脱水性:
C12H22O11
12C+11H2O
HCOOH
CO↑+H2O
●浓硫酸具有强氧化性:
Cu+2H2SO4(浓)
CuSO4+SO2↑+2H2O
H2S+H2SO4(浓)=S↓+SO2↑+2H2O或H2S+3H2SO4(浓)
4SO2↑+2H2O
2FeO+4H2SO4=Fe2(SO4)3+4H2O+SO2↑
2HI+H2SO4(浓)=I2+SO2↑+2H2O
2HBr+H2SO4(浓)=Br2+SO2↑+2H2O
●锌和浓稀硫酸的反应:
Zn+2H2SO4(浓)
ZnSO4+SO2↑+2H2O
Zn+H2SO4(稀)=ZnSO4+H2↑
需要注意的是,过量的锌和浓硫酸反应,反应一段时间后产生的气体会由SO2变为H2;
过量的铜和浓硫酸反应,一段时间后反应会停止,因为铜和稀硫酸不反应。
●制备HCl气体(利用浓硫酸的难挥发性):
2NaCl+H2SO4(浓)
Na2SO4+2HCl↑
制取HNO3气体:
NaNO3+H2SO4(浓)
NaHSO4+HNO3↑
●Al、Fe可以存放冷的浓硫酸和浓硝酸,因为它们在硫酸和硝酸中钝化(发生复杂的氧化还原反应,生成一层致密的氧化膜阻止继续反应)。
●只有存在大量H+时,NO3-才体现强氧化性。
●工业制硝酸:
①N2+3H22NH3
②4NH3+5O2
③2NO+O2=2NO2
④3NO2+H2O=2HNO3+NO
●硝酸不稳定:
4HNO3
4NO2↑+O2↑+2H2O
4NO2↑+O2↑+2H2O(由于NO2溶于水,所以硝酸经光照后会变成黄色)
●浓、稀硝酸都有强氧化性:
3FeO+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O
Fe(不足)+4HNO3(稀)
Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
3Fe(过量)+8HNO3(稀)
3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O(提示:
这是两个反应的总式)
4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O
七、计算
1.氮的氧化物溶于水的计算
①NO、NO2的混合气体溶于水,剩余气体为NO,剩余气体的体积V=V原(NO)+V生成(NO)。
②NO2和O2的混合气体溶于水:
③NO和O2的混合气体溶于水:
④NO和O2的混合气体溶于水,根据混合气体中N、O原子个数进行判断:
2.电子守恒法:
当NO2或NO转化为HNO3时要失去电子,若上述两种气体与O2混合,O2得电子,且根据得失电子数必然相等(化合价变化数相等)。
3.“喷泉实验”实验完毕后,无论进入多少液体,溶液中溶质的物质的量浓度都是
HCl+H2O、NH3+H2O、NO2+H2O:
(0.045mol/L)
NO2+O2+H2O:
当
时为
(0.036mol/L)
NO+O2+H2O:
(0.026mol/L)
4.一般的溶液浓度越大,密度越大。
而氨水正好相反,即浓度越大,密度越小。
5.硝酸与金属反应的计算:
(1)铁与稀HNO3的反应规律
①Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
②3Fe+8HNO3=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
上述反应可以认为先发生反应①,若Fe有剩余则发生2Fe(NO3)3+Fe=3Fe(NO3)2(③);
合并①、③即可得反应②。
所以,无论是反应①还是反应②,被还原的HNO3皆占参与反应的HNO3的
。
(2)常用方法
①电子守恒:
硝酸与金属反应属于氧化还原反应,N原子得到的电子数等于金属原子失去的电子数。
②原子守恒:
硝酸与金属反应时,一部分以NO3-的形式存在,一部分转化为还原产物,这两部分中N的物质的量与反应消耗的HNO3中的N的物质的量相等。
即:
n(总的HNO3)=n(起酸性作用的NO3-)+n(起氧化剂作用的N原子)+n(剩余HNO3)
③利用离子方程式计算:
硝酸与H2SO4混合液跟金属的反应,当金属足量时,不能用HNO3与金属反应的化学方程式计算,应该用离子方程式计算,因为生成的硝酸盐的NO3-借助H+仍能继续与金属反应。
计算时要将量不足的物质代入到方程式中。
八、推断
1.特殊物质的化学性质:
①遇水显碱性的气体:
NH3
②可溶于氢氟酸的酸性氧化物:
③和强碱溶液反应生成H2的单质:
Al、Si
④既可溶于强酸溶液,又可溶于强碱溶液的水化物:
Al(OH)3等
2.特殊物质的物理性质:
①有色气体:
F2(淡黄绿色)、Cl2(黄绿色)、NO2(红棕色)、溴蒸气(红棕色)
②无色但在空气中显红棕色的气体:
NO
③有刺激性气味的气体:
NH3、NO2、SO2、Cl2等
④有臭鸡蛋气味的气体:
H2S
⑤在水中溶解度最大的气体:
NH3(1:
700)
⑥银白色、有金属光泽的液体:
Hg、Na-K合金
⑦深红棕色的液态纯净物:
Br2
⑧I2易升华。
3.有色溶液:
Fe2+(淡绿色)、氯水(淡绿色)、(蓝色)Cu2+、(棕黄色)Fe3+、(紫色)MnO4-
溴水是橙色,溴在有机溶剂中是橙红色;
碘水是褐色,碘在有机溶剂中是紫红色。
4.需要催化剂的反应:
2KClO3
2KCl+3O2↑、4NH3+5O2
N2+3H22NH3、2SO2+O22SO3
5.置换反应的实例:
(1)按元素的性质划分
(2)按元素在周期表中的位置划分,同族元素单质间的置换与不同族元素单质间的置换。
a.同主族元素单质间的置换
Na+KCl
NaCl+K↑、2Na+2H2O=2NaOH+H2↑、2H2S+O2=2S+2H2O、2C+SiO2
Si+2CO↑、Cl2+2HI=2HCl+I2……
b.不同主族元素单质间的置换
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑、2Mg+CO2
2MgO+C、2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑、
2F2+2H2O=4HF+O2、H2S+Cl2=S+2HCl、3Cl2+8NH3=6NH4Cl+N2……
6.CO、N2的相对分子质量都是28;
CO2、N2O的相对分子质量都是44;
Al(OH)3、Na2O2、Na2S的相对分子质量都是78。
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