高中化學非金屬及其化合物知識點
學習就是如此美妙，發(fā)覺其中的樂趣也是至關重要的。所以，永遠相信，學習對于每個人來說都應該是一種享受!下面給大家分享一些關于高中化學非金屬及其化合物知識點，希望對大家有所幫助。
一、硅及其化合物Si
硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有游離態(tài)的硅，只有以化合態(tài)存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。
硅的原子結構示意圖為，硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族，硅原子最外層有4個電子，既不易失去電子又不易得到電子，主要形成四價的化合物。
1、單質硅(Si)：
(1)物理性質：有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高，硬度大。
(2)化學性質：
①常溫下化學性質不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應。
Si+2F2=SiF4
Si+4HF=SiF4↑+2H2↑
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
②在高溫條件下，單質硅能與O2和Cl2等非金屬單質反應。
(3)用途：太陽能電池、計算機芯片以及半導體材料等。
(4)硅的制備：工業(yè)上，用C在高溫下還原SiO2可制得粗硅。
SiO2+2C=Si(粗)+2CO↑
Si(粗)+2Cl2=SiCl4
SiCl4+2H2=Si(純)+4HCl
2、二氧化硅(SiO2)：
(1)SiO2的空間結構：立體網狀結構，SiO2直接由原子構成，不存在單個SiO2分子。
(2)物理性質：熔點高，硬度大，不溶于水。
(3)化學性質：SiO2常溫下化學性質很不活潑，不與水、酸反應(氫氟酸除外)，能與強堿溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與堿性氧化物反應：
①與強堿反應：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住，打不開，應用橡皮塞)。
②與氫氟酸反應[SiO2的特性]：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(利用此反應，氫氟酸能雕刻玻璃;氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應用塑料瓶)。
③高溫下與堿性氧化物反應：SiO2+CaOCaSiO3
(4)用途：光導纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鐘、儀器軸承、玻璃和建筑材料等。
3、硅酸(H2SiO3)：
(1)物理性質：不溶于水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強。
(2)化學性質：H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應制?。?強酸制弱酸原理)
Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓
Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3(此方程式證明酸性：H2SiO3
(3)用途：硅膠作干燥劑、催化劑的載體。
4、硅酸鹽
硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數難溶于水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花堿，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：
Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成)
傳統(tǒng)硅酸鹽工業(yè)三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。
硅酸鹽由于組成比較復雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前后原子個數守恒原則配置系數。
硅酸鈉：Na2SiO3 Na2O·SiO2
硅酸鈣：CaSiO3 CaO·SiO2
高嶺石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O
正長石：KAlSiO3不能寫成 K2O· Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2
二、氯及其化合物
氯原子結構示意圖為
，氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學反應中很容易得到1個電子形成
Cl-，化學性質活潑，在自然界中沒游離態(tài)的氯，氯只以化合態(tài)存在(主要以氯化物和氯酸鹽)。
1、氯氣(Cl2)：
(1)物理性質：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶于水。(氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水;液氯為純凈物)
(2)化學性質：氯氣化學性質非?；顫?，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及堿反應。
①與金屬反應(將金屬氧化成最高正價)
Na+Cl2===點燃2NaCl
Cu+Cl2===點燃CuCl2
2Fe+3Cl2===點燃2FeCl3(氯氣與金屬鐵反應只生成FeCl3，而不生成FeCl2。)
(思考：怎樣制備FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，鐵跟鹽酸反應生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應生成FeCl3，這說明Cl2的氧化性強于鹽酸，是強氧化劑。)
②與非金屬反應
Cl2+H2 ===點燃 2HCl(氫氣在氯氣中燃燒現象：安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色火焰)
將H2和Cl2混合后在點燃或光照條件下發(fā)生爆炸。
燃燒：所有發(fā)光發(fā)熱的劇烈化學反應都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。
③Cl2與水反應
Cl2+H2O=HCl+HClO
離子方程式：Cl2+H2O=H++Cl—+HClO
將氯氣溶于水得到氯水(淺黃綠色)，氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(極少量，水微弱電離出來的)。
氯水的性質取決于其組成的微粒：
(1)強氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質反應。
(2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強氧化性，一般在應用其漂白和消毒時，應考慮HClO，HClO的強氧化性將有色物質氧化成無色物質，不可逆。
(3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應。
(4)不穩(wěn)定性：HClO不穩(wěn)定光照易分解。
，因此久置氯水(淺黃綠色)會變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。
(5)沉淀反應：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl-)。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質。
④Cl2與堿液反應：
與NaOH反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O)
與Ca(OH)2溶液反應：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O
此反應用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。
漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性;同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HClO;NaClO同樣具有漂白性，發(fā)生反應2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;
干燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HClO，濕的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發(fā)生下列反應Cl2+H2O=HCl+HClO。
漂白粉久置空氣會失效(涉及兩個反應)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO，
，漂白粉變質會有CaCO3存在，外觀上會結塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質氣體。
⑤氯氣的用途：制漂白粉、自來水殺菌消毒、農藥和某些有機物的原料等。
2、Cl-的檢驗：
原理：根據Cl-與Ag+反應生成不溶于酸的AgCl沉淀來檢驗Cl-存在。
方法：先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32-干擾)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則說明有Cl-存在。
三、硫及其化合物
1、硫元素的存在：硫元素最外層電子數為6個，化學性質較活潑，容易得到2個電子呈-2價或者與其他非金屬元素結合成呈+4價、+6價化合物。硫元素在自然界中既有游離態(tài)又有化合態(tài)。(如火山口中的硫就以單質存在)
2、硫單質：
①物質性質：俗稱硫磺，淡黃色固體，不溶于水，熔點低。
②化學性質：S+O2 ===點燃 SO2(空氣中點燃淡藍色火焰，純氧中藍紫色)
3、二氧化硫(SO2)
(1)物理性質：無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶于水，密度比空氣大，易液化。
(2)SO2的制備：S+O2 ===點燃 SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
(3)化學性質：①SO2能與水反應SO2+H2OH2SO3(亞硫酸，中強酸)此反應為可逆反應。
可逆反應定義：在相同條件下，正逆方向同時進行的反應。(關鍵詞：相同條件下)
②SO2為酸性氧化物，是亞硫酸(H2SO3)的酸酐，可與堿反應生成鹽和水。
a、與NaOH溶液反應：
SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O (SO2+2OH-=SO32-+H2O)
SO2(過量)+NaOH=NaHSO3(SO2+OH-=HSO3-)
b、與Ca(OH)2溶液反應：
SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3↓(白色)+H2O
2SO2(過量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3) 2 (可溶)
對比CO2與堿反應：
CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3↓(白色)+H2O
2CO2(過量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3) 2 (可溶)
將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實驗現象相同，所以不能用石灰水來鑒別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這說法是對的，因為SO2是有刺激性氣味的氣體。
③SO2具有強還原性，能與強氧化劑(如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等)反應。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，顯示了SO2的強還原性(不是SO2的漂白性)。
(催化劑：粉塵、五氧化二釩)
SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(將SO2氣體和Cl2氣體混合后作用于有色溶液，漂白效果將大大減弱。)
④SO2的弱氧化性：如2H2S+SO2=3S↓+2H2O(有黃色沉淀生成)
⑤SO2的漂白性：SO2能使品紅溶液褪色，加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗SO2的存在。
⑥SO2的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產硫酸等。
4、硫酸(H2SO4)
(1)濃硫酸的物理性質：純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶(稀釋濃硫酸要規(guī)范操作：注酸入水且不斷攪拌)。質量分數為98%(或18.4mol/l)的硫酸為濃硫酸。不揮發(fā)，沸點高，密度比水大。
(2)濃硫酸三大性質：吸水性、脫水性、強氧化性。
①吸水性：濃硫酸可吸收結晶水、濕存水和氣體中的水蒸氣，可作干燥劑，可干燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來干燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五種氣體。
②脫水性：能將有機物(蔗糖、棉花等)以水分子中H和O原子個數比2︰1脫水，炭化變黑。
③強氧化性：濃硫酸在加熱條件下顯示強氧化性(+6價硫體現了強氧化性)，能與大多數金屬反應，也能與非金屬反應。
a. 與大多數金屬反應(如銅)：2H2SO4 (濃)+Cu===△CuSO4+2H2O+SO2 ↑
(此反應濃硫酸表現出酸性和強氧化性 )
b. 與非金屬反應(如C反應)：2H2SO4(濃)+C===△CO2 ↑+2H2O+SO2 ↑
(此反應濃硫酸表現出強氧化性 )
注意：常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發(fā)生鈍化。
濃硫酸的強氧化性使許多金屬能與它反應，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫酸時，因表面被濃硫酸氧化成一層致密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內層金屬的進一步反應。這種現象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常溫下可以用鐵制或鋁制容器盛放濃硫酸和濃硝酸。
(3)硫酸的用途：干燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫(yī)藥等。
四、氮及其化合物
1、氮的氧化物：NO2和NO
N2+O2 ========高溫或放電 2NO，生成的一氧化氮很不穩(wěn)定： 2NO+O2 == 2NO2
一氧化氮：無色氣體，有毒，能與人血液中的血紅蛋白結合而使人中毒(與CO中毒原理相同)，不溶于水。是空氣中的污染物。
二氧化氮：紅棕色氣體(與溴蒸氣顏色相同)、有刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應：
3NO2+H2O=2HNO3+NO，此反應中NO2既是氧化劑又是還原劑。以上三個反應是“雷雨固氮”、“雷雨發(fā)莊稼”的反應。
2、硝酸(HNO3)：
(1)硝酸物理性質：純硝酸是無色、有刺激性氣味的油狀液體。低沸點(83℃)、易揮發(fā)，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發(fā)煙硝酸”，常用濃硝酸的質量分數為69%。
(2)硝酸的化學性質：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊試液變紅色，濃硝酸遇紫色石蕊試液先變紅(H+作用)后褪色(濃硝酸的強氧化性)。用此實驗可證明濃硝酸的氧化性比稀硝酸強。濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑，能氧化大多數金屬，但不放出氫氣，通常濃硝酸產生NO2，稀硝酸產生NO，如：
①Cu+4HNO3(濃)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
②3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
反應①還原劑與氧化劑物質的量之比為1︰2;反應②還原劑與氧化劑物質的量之比為3︰2。
常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發(fā)生鈍化，(說成不反應是不妥的)，加熱時能發(fā)生反應：
當溶液中有H+和NO3-時，相當于溶液中含HNO3，此時，因為硝酸具有強氧化性，使得在酸性條件下NO3-與具有強還原性的離子如S2-、Fe2+、SO32-、I-、Br-(通常是這幾種)因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。(有沉淀、氣體、難電離物生成是因發(fā)生復分解反應而不能大量共存。)
3、氨氣(NH3)
(1)氨氣的物理性質：無色氣體，有刺激性氣味、比空氣輕，易液化，極易溶于水，1體積水可以溶解700體積的氨氣(可做紅色噴泉實驗)。濃氨水易揮發(fā)出氨氣。
(2)氨氣的化學性質：
a. 溶于水溶液呈弱堿性：
生成的一水合氨NH3·H2O是一種弱堿，很不穩(wěn)定，受熱會分解：
氨氣或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水濃度越大密度越小，計算氨水濃度時，溶質是NH3，而不是NH3·H2O。
氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4+、OH—、H+(極少量，水微弱電離出來)。
噴泉實驗的原理：是利用氣體極易被一種液體吸收而形成壓強差，使氣體容器內壓強降低，外界大氣壓把液體壓入氣體容器內，在玻璃導管尖嘴處形成美麗的“噴泉”。
噴泉實驗成功的關鍵：
(1)氣體在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI、NO2用水吸收，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。
(2)裝置的氣密性要好。
(3)燒瓶內的氣體純度要大。
b. 氨氣可以與酸反應生成鹽：
①NH3+HCl=NH4Cl
②NH3+HNO3=NH4NO3
③ 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
因NH3溶于水呈堿性，所以可以用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗氨氣的存在，因濃鹽酸有揮發(fā)性，所以也可以用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近集氣瓶口，如果有大量白煙生成，可以證明有NH3存在。
(3)氨氣的實驗室制法：
①原理：銨鹽與堿共熱產生氨氣
②裝置特點：固+固氣體，與制O2相同。
③收集：向下排空氣法。
④驗滿：
a. 濕潤的紅色石蕊試紙(NH3是唯一能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍的氣體)
b. 蘸濃鹽酸的玻璃棒(產生白煙)
⑤干燥：用堿石灰(NaOH與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、濃硫酸作干燥劑，因為NH3能與CaCl2反應生成CaCl2·8NH3。P2O5、濃硫酸均能與NH3反應，生成相應的鹽。所以NH3通常用堿石灰干燥。
⑥吸收：在試管口塞有一團濕的棉花其作用有兩個：一是減小氨氣與空氣的對流，方便收集氨氣;二是吸收多余的氨氣，防止污染空氣。
(4)氨氣的用途：液氨易揮發(fā)，汽化過程中會吸收熱量，使得周圍環(huán)境溫度降低，因此，液氨可以作制冷劑。
4、銨鹽
銨鹽均易溶于水，且都為白色晶體(很多化肥都是銨鹽)。
(1)受熱易分解，放出氨氣：
(2)干燥的銨鹽能與堿固體混合加熱反應生成氨氣，利用這個性質可以制備氨氣：
(3)NH4+的檢驗：樣品加堿混合加熱，放出的氣體能使?jié)竦募t色石蕊試紙變藍，則證明該物質會有NH4+。
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