高中化学非金属元素及其重要化合物性质Word格式.doc

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褪色

紫色石蕊

先变红后褪色

只变红不褪色

稳定性

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+H2SO4NaHSO4+HCl↑（不加热或微热）

NaHSO4+NaClNa2SO4+HCl↑（加热到500º

C—600º

C）

总式:

2NaCl+H2SO4Na2SO4+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

剧烈

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

AgF（白）

AgCl（白）

AgBr（淡黄）

AgI（黄）

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

I2

深黄→褐

淡紫→紫红

淡紫→紫红

紫→深紫

密度

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。

①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）

②与非金属反应

S+O2点燃SO2

S+H2△H2S（说明硫化氢不稳定）

③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

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

SO2

Ca（OH）2CaSO3↓Ca（HSO3）2

清液白清液

CO2

Ca（OH）2CaCO3↓

Ca（HCO3）2

清液白↓清液

SO3+Ca（OH）2==CaSO4（微溶）

变红

品红

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：

浓H2SO4

氧化性

Br2（I2、S）+SO2+H2O

S、△

C、△

Al（或Fe）

冷

足量Cu、△

足量Zn、△

Fe2+

HBr（HI、H2S）

SO2+H2O

SO2+CO2+H2O

钝化→运装浓H2SO4

CuSO4+SO2+H2O

ZnSO4+SO2（后有H2）+H2O

Fe3++SO2+H2O

只表现强

氧化性

兼有

酸性

脱水性

吸水性

C2H5OH

去结晶水

胆矾

作干燥剂

C+H2O

C2H4+H2O

糖等

无水CuSO4

中性气体

无强还原性气体

非碱性气体

可干燥

1700

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

4FeS2＋11O2　　　

2Fe2O3＋8SO2

催化剂

2SO2＋O22SO3

△

SO3＋H2O=H2SO4

三设备

沸腾炉

接触室

吸收塔

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

无色

气态—淡蓝色

气味

刺激性特殊臭味

臭氧密度比氧气的大

臭氧比氧气易溶于水

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

有（极强氧化性—作消毒剂和脱色剂）

高压放电

3O22O32O3===3O2常温：

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

O:

H

化学键

极性键

极性键和非极性键

分子极性

电解

2H2O2H2↑+O2↑

MnO2

2H2O22H2O+O2↑

较弱（遇强还原剂反应）

2Na+2H2O==2NaOH+H2↑

较强（遇还原剂反应）

SO2+H2O2===H2SO4

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

3CuSO43CuO+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+H2ONH3·

H2ONH4++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）：

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，

工业㓡法：

N2与H2在高温高压催化剂条件下合成氨气

2．铵盐

白色晶体，易溶于水

①受热分解：

NH4HCO3NH3↑+H2O+CO2↑

NH4ClNH3↑+HCl↑

②与碱反应：

NaOH+NH4ClNaCl+NH3↑+H2O

3．氮气（N2）

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。

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%。

高温、高压

催化剂

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+3H22NH3②与O2反应：

N2+O2＝2NO

点燃

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

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

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；

<

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