非金属与金属元素化合物知识复习

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：①2Na＋Cl2 2NaCl（产生白烟）②Cu＋Cl2③2Fe＋3Cl2

2FeCl3（产生棕色的烟）

CuCl2（产生棕黄色的烟）

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：①H2＋Cl2 H2＋Cl2②2P＋3Cl2

2HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸 2HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸 2PCl3（氯气不足；产生白雾）2P＋5Cl2

2PCl5（氯气充足；产生白烟）

（3）与水反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO （4）与碱反应

Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（用于除去多余的氯气） 2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂粉精） Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO（漂粉精的漂白原理） （5）与某些还原性物质反应 如：①2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3

②2KI＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验） ③SO2＋Cl2＋2H2O = 2HCl + H2SO4 （6）与某些有机物反应

如：①CH4＋Cl2 CH3Cl + HCl（取代反应） ②CH2=CH2＋Cl2 → CH2ClCH2Cl（加成反应） 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-；久置氯水则几乎是盐酸溶液

① 一元弱酸，比H2CO3弱 （2）HClO的基本性质 ② 不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑ ③ 强氧化性；

④ 漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色。

4．氯气的制法

（1）实验室制法

加热 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。 仪器装置：发生装置---收集装置---吸收装置 实验步骤：检密—装药—固定—加热—收集 收集方法：向上排空气法 （或排饱和食盐水法） 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 三、卤族元素

1．卤素及化合物的性质比较: 状态 单质物理性质 熔、沸点 颜色 密度 X2与H2化合 X2与H2O化合 水溶性 化合价 含氧酸 化学式 强弱程度 颜色 卤化银 水溶性 感光性 反应生成氢氟酸 只有-1价 无含氧酸 AgF（白） 易溶 难分解 水溶性依次减小，有机溶剂中溶解性依次增大 有-1、+1、+3、+5、+7等 有HXO、HXO2、HXO3、HXO4等 同一价态的酸性依次减弱 AgCl（白） AgBr（淡黄） AgI（黄） 条件 程度 反应 程度 冷暗处 剧烈爆炸 2F2+2H2O=4HF+O2 剧烈 缓慢 淡黄绿色 氟 气 氯 气（易液化） 溴 液（易挥发） 碘 固（易升华） 熔、沸点逐渐升高 黄绿色 红棕色 紫黑色 密度逐渐增大 光照 爆炸 加热 缓慢 持续加热 化合同时分解 X2 + H2O = HX + HXO 微弱 极弱 均难溶，且溶解度依次减小 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；CaF2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 Br2 I2 密 度 （3）X-离子的检验

水 苯 汽 油 四氯化碳 黄 → 橙 深黄→ 褐 橙 → 橙红 淡紫 → 紫红 比 水 轻 橙 → 橙红 淡紫→ 紫红 比 水 轻 橙→ 橙红 紫→ 深紫 比 水 重 Cl- 白色沉淀

Br- + AgNO3 + HNO3 浅黄色沉淀 I- 黄色沉淀

一、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）

加热 2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）

加热 Fe+S FeS（黑色）

加热 2Cu + S Cu2S（黑色） ②与非金属反应

点燃 S+O2 SO2

S+H2 H2S（说明硫化氢不稳定）

③与化合物的反应

加热 S+6HNO3（浓） H2SO4+6NO2↑+2H2O

加热 S+2H2SO4（浓） 2SO2↑+2H2O

加热 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：当nH2S/nO2≥2/1

时，2H2S+O2 点燃 2S+2H2O（H2S过量） 点燃 当nH2S/nO2≤2/3时，2H2S+3O2 2SO2+2H2O（O2过量）

当

2nH2S2时，两种反应物全部反应完，而产物既有硫又有SO2 3nO2B．强还原性：常见氧化剂Cl2、Br2、Fe3+、HNO3、KMnO4等，甚至SO2均可将H2S氧化。 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 + Cl 2 +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。

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：

S、△

C+H2O 糖等 脱水性 170 SO2+H2O SO2+CO2+H2O Br2(I2、S)+SO2+H2O

只表现强 氧化性

C、△

C2H5OH CH+HO 0242

HBr(HI、H2S)

浓H2SO4 氧化性 Al(或Fe)

冷 无水CuSO4 去结晶水 胆矾 吸水性 钝化→运装浓H2SO4 CuSO4+SO2+H2O

兼有

足量Cu、△ 足量Zn、△

中性气体 可干燥 无强还原性气体

非碱性气体

作干燥剂 ZnSO4+SO2(后有H2)+H2O 酸性

3+

Fe2+ Fe+SO2+H2O

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

三、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 最高价含氧酸酸性 H2SO4＞H2SeSO4＞H2TeO4 2.氮的循环:

3.氮及其化合物的衍变关系：

NH3 ←N2 →NO→NO2→HNO3→NH4NO3→NH3

4.氮氧化物

①各种价态氮氧化物：N（N2O）、N（NO）、N（N2O3）、N（NO2、N2O4）、N（N2O5），其中N2O3和N2O5

分别是HNO2和HNO3的酸酐。气态的氮氧化物几乎都是剧毒性物质，在太阳辐射下还会与碳氢化物反应形成光化学烟雾。

②NO和NO2性质比较

NO：一种无色气体，难溶于水，不成盐氧化物。常温下，极易被氧化为NO2：2NO+O2=2NO2 NO2：一种有刺激性气味的红棕色气体,溶于水后与水反应：3NO2+H2O==2HNO3+NO ③氮氧化物溶于水计算方法

涉及的可能相关化学反应方程式分别为：3NO2+H2O=2HNO3+NO、4NO+3O2+2H2O=4HNO3、4NO2+O2+2H2O=4HNO3、NO2+NO+O2+H2O=2HNO3。

NO与NO2混合气体溶于水：反应最后得到的气体是NO，其体积=V（NO）+1/3V（NO2） NO与O2的混合气体溶于水：

若V（NO）∶V（O2）=4∶3，则容器内无气体剩余，水可充满容器。 若V（NO）∶V（O2）>4∶3，则容器内剩余气体为过量的NO。 若V（NO）∶V（O2）<4∶3，则容器内剩余气体为过量的O2。 NO2与O2的混合气体溶于水：

若V（NO2）∶V（O2）=4∶1，则容器内无气体剩余，水可充满容器。

若V（NO2）∶V（O2）>4∶1，则NO2过量，容器内剩余气体为的NO，体积为过量的NO2的1/3。 若V（NO2）∶V（O2）<4∶1，则O2过量，容器内剩余气体为过量的O2。 NO2、NO与O2三种气体溶于水：

若V（NO2）∶V（NO）∶V（O2）=1∶1∶1，则容器内无气体剩余，水可充满容器。 若按1∶1∶1反应后，仍有某两种或一种气体多余可按前面思路进行判断。 5．硝酸的重要特性：强氧化性

①浓、稀硝酸在与活泼或不活泼金属发生反应时，硝酸中N被还原，一般不产生氢气。

512NH3·H2O

NH4+、OH

－

345②浓、稀硝酸与活泼金属反应时，N被还原，所得产物可以是N（NO2）、N（NO）、N（N2O）、N（N2）

或N（NH3），鉴于反应复杂，中学对活泼金属与浓、稀硝酸的反应不做要求。

354210③浓、稀硝酸与金属铜的反应：Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O、3Cu+8HNO3(稀)=3Cu-

(NO3)2+2NO↑+4H2O。以上反应中，硝酸表现出氧化性同时还表现出酸性。其他不活泼金属类似于铜与浓、稀硝酸反应。注意：一定量的浓硝酸与足量的铜发生反应时，硝酸会由浓变稀，往往得到的是NO和NO2的混合气体。

④浓硝酸与碳的反应：C+4HNO3（浓）CO 2↑+NO2↑+2H2O。硝酸只表现出氧化性。

⑤在浓硝酸中滴加几滴石蕊试液、微热，先变红、后褪色，说明浓硝酸的酸性及氧化性。

⑥冷的浓硝酸在常温下使铁、铝等活泼金属发生钝化(在其表面因氧化生成一层致密的氧化膜)。常温时，常把．．．浓硝酸存放在铁质、铝质密闭容器里。但若加热，则会剧烈反应。

⑦王水：浓硝酸与浓盐酸的混合物，其体积比为1:3。可溶解金、铂、钛等金属。 6.氨、液氨、氨水、铵之间的区别：

氨：无色有刺激性气味的气体，比空气轻。氨分子是一种呈三角锥形的极性分子，极易溶于水，易液化。液氨是氨气液化的产物，仍然是氨分子，属纯净物。

氨水是氨气的水溶液，是混合物：NH3+H2ONH3·H2O

NH4++OH-。氨水中微粒有：NH3、H2O、NH3·H2O、

NH4+、OH—、极少量的H+。氨水浓度越大，密度越小。

铵（NH4+）是带一个单位正电荷的离子，不能单独存在，只能在铵盐或氨水中与阴离子共存。凡是含NH4+的盐叫铵盐，铵盐易溶于水。铵盐不稳定，加热易分解。 ＋

+氨与铵可相互转化：NH3 － NH4，NH4与强碱反应放出NH3,

＋

＋H

＋OH

7.NH4的检验方法：

①检验固态铵盐不必加热，只需取少量晶体与石灰拌和有氨的特殊气味即可； ②若是铵盐溶液，为了使更多的NH3放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝，则必须加热。 ③铵盐溶液与强碱溶液反应的离子方程式有三种写法：

a、浓溶液不加热写成：NH4++OH—=NH3＋H2O；b、稀溶液不加热写成NH4++OH—== NH3·H2O；c、不论浓、稀，只要加热则写成：NH4++OH- △ +

NH3↑+H2O。

Na2SO4+2NH3↑+2H2O。实验室常用加热铵盐和碱的混合物制

铵盐与碱共热都能产生氨气：(NH4)2SO4+NaOH

取氨气，反应生成的氨气用湿润的红色石蕊试纸检验。

8.光化学烟雾

氮氧化物（NOx）和碳氢化合物（HC）在大气环境中受到强烈的太阳紫外线照射后，发生复杂的化学反应，主要生成光化学氧化剂（主在是O3）及其他多种复杂的化合物，这是一种新的二次污染物，统称为光化学烟雾。光化学烟雾主要发生在阳光强烈的夏、秋季节。

1.本考点知识结构

2.碳族元素

①碳族元素的特征：碳族元素原子最外层电子数为4，既不容易失去电子，又不容易得到电子，易形成共价键，难形成离子键。碳族元素形成的单质在同周期中硬度最大，熔沸点最高(如金刚石、晶体硅)。

②碳族元素的化合价：碳族元素的主要化合价有+2，+4，其中铅+2价稳定，其余元素+4价稳定。

③碳族元素的递变规律：从上到下电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引能力减弱，失电子的能力增强，从上到下由非金属递变为金属的变化非常典型。其中碳是非金属，锡、铅是金属，硅、锗是半导体材料。

④碳族元素在自然界里的存在：自然界里碳有游离态和化合态两种；硅在地壳里无游离态，主要以含氧化合物的形式存在。

⑤几种同素异形体：碳：金刚石、石墨、C60、C70等；硅：晶体硅，无定形硅。 3.碳

在常温下碳很稳定，只在高温下能发生反应，通常表现为还原性。 ①燃烧反应

②与某些氧化物的反应：C＋CO2

C＋H2O2C+SiO2

③与氧化性酸反应：C＋2H2SO4（浓）

C＋4HNO3（浓）

4.CO

不溶于水，有毒(CO和血红蛋白结合，使血红蛋白无法和O2结合，而使细胞缺氧引起中毒)，但由于CO无色无味因此具有更大的危险性。

①可燃性

②还原性：CO+CuO5.CO2

直线型（O＝C＝O）非极性分子，无色能溶于水，密度大于空气，可倾倒，易液化。固态CO2俗称干冰，能升华，常用于人工降雨。实验室制法：CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋CO2↑＋H2O。

①酸性氧化物一—酸酐

CO2＋Cu，CO+H2O(g)

CO2+H2O

2CO；C＋2CuO

CO2↑＋2Cu；

CO＋H2O（CO、H2的混合气体叫水煤气）； Si+2CO↑

CO2↑＋2SO2↑＋2H2O； CO2↑＋4NO2↑＋2H2O

Ca(OH)2＋CO2＝CaCO3↓＋H2O(用于检验CO2) ②氧化性：CO2＋C6.碳酸盐

①溶解性：Ca(HCO3)2>CaCO3；Na2CO3>NaHCO3。

②热稳定性：Na2CO3>CaCO3；碱金属正盐>碱金属酸式盐: Na2CO3>NaHCO3。 ③相互转化：碳酸正盐7.硅

①硅在地壳中只有化合态，没有游离态。其含量在地壳中居第二，仅次于氧，是构成矿物和岩石的主要成分。

②晶体硅是灰黑色，有金属光泽，硬而脆的固体，是半导体，具有较高的硬度和熔点。

③硅的化学性质不活泼，常温下，只能与氟气、氢氟酸及强碱溶液反应:Si+2F2＝SiF4、Si+4HF＝SiF4+2H2↑、Si+2NaOH+H2O＝Na2SiO3+2H2↑；在加热条件下，能与氧气、氯气等少数非金属单质化合：Si＋O2

④制备：在电炉里用碳还原二氧化硅先制得粗硅：SiO2＋2C

SiO2。

碳酸酸式盐(除杂用)

2CO；2Mg＋CO2

2MgO＋C

Si＋2CO↑，将制得的粗硅，再与C12反应后，

SiCl4、 SiCl4+2H2

Si+4HCl。

蒸馏出SiCl4，然后用H2还原SiCl4可得到纯硅。有关的反应为：Si十2C12

⑤硅在高新技术中的应用：高纯硅可作半导体材料，晶体硅还可做光电转换材料及制作DNA芯片为代表的生物工程芯片。

8.SiO2

①SiO2为原子晶体，是一种坚硬难熔的固体，硬度、熔点都很高。而CO2通常状况下是气体，固体熔点很低。其差别在于晶体类型不同。CO2是分子晶体，故熔点很低。

②二氧化硅的化学性质很稳定，不能跟酸(氢氟酸除外)发生反应。由于它是一种酸性氧化物，所以能跟碱性氧化物或强碱反应。

SiO2+CaOCaSiO3、SiO2+2NaOH＝Na2SiO3+H2O(碱溶液不能在使用磨口玻璃塞的试剂瓶中) ③二氧化硅是一种特殊的酸性氧化物。

a．酸性氧化物大都能直接跟水化合生成酸，但二氧化硅却不能直接跟水化合，它的对应水化物(硅酸)只能用相应的可溶性硅酸盐跟盐酸作用制得：首先让SiO2和NaOH（或Na2CO3）在熔化条件下反应生成相应的硅酸钠：SiO2＋2NaOH

Na2SiO3＋H2O，SiO2＋Na2CO3

Na2SiO3＋CO2，然后用酸与硅酸钠作用制得硅酸：Na2SiO3+2HCl

===H2SiO3+2NaCl。

b．酸性氧化物一般不跟酸作用，但二氧化硅却能跟氢氟酸起反应：SiO2+4HF＝SiF4+2H2O(氢氟酸不能盛放在玻璃容器中)。

④光导纤维：从高纯度的SiO2或石英玻璃熔融体中，拉出的直径约100μm的细丝，称为石英玻璃纤维，这种纤维称为光导纤维。光纤通信是一种新技术，它将光信号在光导纤维中进行全反射传播，取代了电信号在铜线中的传播，达到两地通信的目的。光纤通信优点：信息传输量大，每根光缆可同时通过10亿路电话；原料来源广；质量轻，每千米27克；不怕腐蚀，铺设方便；抗电磁干扰，保密性好。

⑤石英、水晶及其压电效应

石英的主要成分是SiO2,可用来制造石英玻璃。石英晶体中有时含有其他元素的化合物,它们以溶解状态存在于石英中,呈各种颜色。。纯净的SiO2晶体叫做水晶,它是六方柱状的透明晶体,是较贵重的宝石。水晶或石英在受压时能产生一定的电场,这种现象被称为“压电效应”。后来这种“压电效应”被应用在电子工业及钟表工业和超声技术上。。

9．硅酸和硅胶

①硅酸：硅酸有多种形式，如H4SiO4、H2SiO3、H2Si2O5等。一般用通式xSiO2·yH2O表示，由于“H2SiO3”分子式最简单，习惯采用H2SiO3作为硅酸的代表。

②硅酸酸性比碳酸还弱，由下列反应可证明：Na2SiO3+CO2+H2O＝H2SiO3↓+Na2CO3

③硅胶：刚制得的硅酸是单个小分子，能溶于水，在存放过程中，它会逐渐失水聚合，形成各种多硅酸，接着就形成不溶于水，但又暂不从水中沉淀出来的“硅溶胶”。如果向硅溶胶中加入电解质，则它会失水转为“硅凝胶”。把硅凝胶烘干可得到“硅胶”。烘干的硅胶是一种多孔性物质，具有良好的吸水性。而且吸水后还能烘干重复使用，所以在实验室中常把硅胶作为作为干燥剂。

10.硅及其化合物的“反常”

①Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：SiO2＋2C

Si＋2CO↑

②非金属单质跟碱液作用一般无H2放出，但Si却放出H2：Si+2NaOH+H2O＝Na2SiO3+2H2↑ ③非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，但Si能与HF作用：Si+4HF＝SiF4+2H2↑ ④非金属单质大多为非导体，但Si为半导体。

⑤SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接将它与水作用制备H2SiO3。 ⑥酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2+4HF＝SiF4+2H2O ⑦无机酸一般易溶于水，但H2SiO3难溶于水。

⑧因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通人CO2能发生下列反应：Na2SiO3+CO2+ H2O＝H2SiO3↓+Na2CO3，但在高温下SiO2+Na2CO3

Na2SiO3+CO2↑也能发生。

⑨Na2SiO3的水溶液称水玻璃，但它与玻璃的成分大不相同，硅酸钠水溶液(即水玻璃)称泡花碱，但它却是盐的溶液，并不是碱溶液。

11.硅酸盐

①硅酸盐是构成地壳岩石的主要成分，其结构复杂，组成可用氧化物的形式表示。例如：硅酸钠Na2SiO3(Na2O·SiO2)；镁橄榄石Mg2SiO4(2MgO·SiO2)；高岭石Al2(Si2O5)(OH)4(A12O3·2SiO2·2H2O)

②云母、滑石、石棉、高岭石等，它们都属于天然的硅酸盐。

③人造硅酸盐：主要有玻璃、水泥、各种陶瓷、砖瓦、耐火砖、水玻璃以及某些分子筛等。

④硅酸盐制品性质稳定，熔点较高，难溶于水，有很广泛的用途。最简单硅酸盐是硅酸钠，其水溶液俗称水玻璃，是一种矿物胶，可作粘合剂，防腐剂。

12.水泥、玻璃、陶瓷

①普通水泥的主要成分是硅酸三钙（3CaO·SiO2）、硅酸二钙（2CaO·SiO2）和铝酸三钙（3CaO·Al2O3），水泥具有水硬性，水泥、沙子和碎石的混合物叫混凝土。

②制玻璃的主要原料是纯碱、石灰石和石英，主要反应是：SiO2+Na2CO3

SiO2+CaCO3

Na2SiO3+CO2↑、

CaSiO3+CO2↑，玻璃是无固定熔点的混合物。加入氧化钴后的玻璃呈蓝色，加入氧化亚铜后的玻璃

呈红色，普通玻璃一般呈淡绿色，这是因为原料中混有二价铁的缘故。

③制造陶瓷的主要原料是黏土，黏土的主要成分：Al2O3·2SiO2·2H2O。 13.无机非金属材料

无机非金属材料包含除传统陶瓷外的各种性能优异的精细陶瓷：耐高温的二氧化锆（ZrO2）陶瓷、高熔点的氮化硅（Si3N4）和碳化硅（SiC）陶瓷；透明的氧化铝、砷化镓（GaAs）、硫化锌（ZnS）、硒化锌（ZnSe）、氟化镁（MgF2）、氟化钙（CaF2）等氧化物或非氧化物陶瓷；生物陶瓷；超细微粉体粒子制造的纳米陶瓷等。

一.本章知识结构体系及要注意的几点问题

1. Na2O的稳定性要小于Na2O2，所以Na2O在加热情况下与O2反应变成Na2O2

2. NaHCO3溶解度Na2CO3溶解度，所以向饱和Na2CO3溶液中通CO2会析出NaHCO3晶体 3. NaHCO3受热易分解，Na2CO3则不易

4. 有时向Na2O2固体上滴加酚酞试液，开始变红，后来褪色，那是因为Na2O2的强氧化性和漂白作用 5. 将Na2CO3溶液逐滴加入稀盐酸中，马上就会释放出气体。

Na2CO3+2HCL=2NaCL+H2O+CO2↑，而将稀盐酸逐滴加入Na2CO3溶液中则开始无气泡，后来产生气泡。Na2CO3+HCL=NaHCO3+NaCL NaHCO3+HCL=NaCL+H2O+CO2↑可利用这种正反滴加来鉴别盐酸与Na2CO3

6. NaOH与NaHCO3不能共存，无论混溶于水或加热，首先考虑二者之间的反应 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 7. 向Na2CO3与NaOH的混合溶液中逐滴滴加稀盐酸，首先考虑HCL+NaOH=NaCL+H2O再考虑5 8. 碱金属从Li→Rb熔沸点逐渐降低

9. 焰色反应为物理变化而不是化学变化，它体现了元素的性质

10. 将Na2CO3转变为NaHCO3，可采取持续不断的通入CO2气体的方法Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3，NaHCO3

转变为Na2CO3可采取加热的方法，也可以采取滴加适量NaOH的方法NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

11. Na2O2的电子式 Na+[:O:O:]2-Na+其中O的化合价为-1价 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑ 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑

均为自身的氧化还原反应，而Na2O2+SO2=Na2SO4则为Na2O2与SO2间的氧化还原反应

12. 将NaHCO3加热时，固体质量的减少并不单为CO2，而为CO2与H2O的质量之和，所以可利用2NaHCO3=N2CO3+H2O+CO2↑

168 106 62 m1 m2 ⊿m 对应成比例来解决具体问题.

Ⅳ.典型例题

例1.写出钠和氯化铁溶液反应的化学方程式和现象，并标出电子转移方向和总数。

【解析】根据钠与硫酸铜溶液反应过程可写出此反应方程式：

例2. 下列各步反应中，A为金属，B为淡黄色固体，且每一物质均含A元素

钠浮游溶液面上，熔成小球，嘶嘶作响放出无色气体，钠球逐渐消失，溶液中产生红褐色沉淀。

1. 镁的知识主线

写出A、B、C、D、E、F的化学式及有关化学方程式。

上图的1～13中的有关化学方程式如下： ① 2Mg+O2=2MgO

② 3Mg+N2 === Mg3N2

点燃

③ Mg+Cl2 ==== MgCl2、Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ ④ MgCl2 电解==== Mg+Cl2↑ ⑤ MgO+H2O === Mg(OH)2

△

⑥ Mg(OH)2 === MgO+H2O ⑦ Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O ⑧ MgCl2+2NaOH=Mg(OH)2↓+2NaCl ⑨ MgCO3===MgO+CO△ 2↑

△ ⑩ MgCO3+H2O===Mg(OH)2+CO2↑

△ 熔融 点燃

⑪ ⑫ ⑬

Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑ Mg(OH)2+H2SO4=MgSO4+2H2O MgSO4+2NaOH=Mg(OH)2↓+Na2SO4

2. 铝的知识主线

上图1～12的有关化学方程式如下： ① 4Al + 3O2 =2Al2O3

熔融

② 2Al2O3 ==== 4Al +3O2↑ 电解 ③ 2Al + 6HCl = 2AlCl3 +3H2↑

④ 2Al + 2NaOH + 6H2O= 2Na[Al(OH)4] +3H2↑

⑤ 2Al(OH)加热3 ====Al2O3 + 3H2O

⑥ Al2O3 +6HCl =2AlCl3 + 3H2O

⑦ AlCl3 +3NH3·H2O + Al(OH)3↓ +3NH4Cl ⑧ Al(OH)3 +3HCl = AlCl3 + 3H2O

⑨ Na[Al(OH)] + CO2 = Al(OH)3↓ + NaHCO3 ⑩ Al(OH)3 +NaOH = NA[Al(OH)4]

⑪ 2KAl(SO4)2 + 6NH3·H2O = 2Al(OH)3↓ + K2SO4 +3(NH4)2SO4

Ⅲ.教材精讲：

知识主线： 单质 Fe 氧化物 FeO Fe2O3 Fe3O4 Cu Cu2O CuO 氧化物对应水化物 Fe(OH)2 Fe9OH)3 Cu(OH)2 相应盐 FeSO4 FeCl3 CuCl2,CuSO4 抓Fe. Fe(OH)2. Fe(OH)3. Cu(OH)2. Fe3+ . Fe2+ . Cu2+.的特性。 1．铁的氧化物的比较

化学式 俗称 色态 价态 水溶性 与酸的反应 FeO — 黑色粉末 +2 不溶 Fe2O3 铁红 红棕色粉末 +3 不溶 Fe3O4 磁性氧化铁 黑色晶体 1/3正2价，2/3正3价 不溶 Fe3O4+8H+===Fe2++2Fe3++4H2O FeO+2H+===Fe2++H2O Fe2O3+6H+===2Fe3+遇氧化性酸生成Fe3+ +3H2O 盐 与CO的反应 高温 FexOy+yCO===xFe+yCO2 2．Fe2+ 和Fe3+ 的比较

水合离子颜色 氧化还原性 水解性 与碱的反应

3．Fe（OH）2与Fe（OH）3的比较

Fe（OH）2 Fe（OH）3 Fe2+ 浅绿色 既有氧化性，又有还原性 Fe3+ 棕黄色 只有氧化性 +3+ +Fe2+ +2H2O←→Fe（OH）2+2H Fe+3H2O←→Fe（OH）3+3H Fe2+ +2OH—=== Fe（OH）2 ↓ Fe3+ +3OH—=== Fe（OH）3 ↓ 颜色状态 水溶性 稳定性 白色固体 不溶 易氧化为Fe（OH）3，空气中加热得不到FeO Fe（OH）2+2H+=== Fe2+ +3H2O 在隔绝O2的条件下Fe2+与碱反应 红褐色固体 不溶 较稳定： ∆ Fe（OH）3== Fe2O3+3H2O Fe（OH）3+3H+=== Fe3+ +3H2O Fe3+与碱反应 与酸的反应 制法 4.铁三角：

注：（1）一般是指Zn .Al .CO. H2. 等还原剂。 （2）是指H+. S. I2. Cu2+. Fe3+.等氧化剂.

（3）（5）是指Cl2. Br2. O2. HNO3. KMnO4等氧化剂. （4）一般是指Fe. Cu. HI. H2S.等还原剂. （6）是指Zn. Al. CO. H2. 等还原剂。

根据铁三角有关（1）---(6)的化学方程式如下。 (1)FeCl2+Zn=ZnCl2+Fe 3FeCl2+2Al=2AlCl3+3Fe

△ △

FeO+CO===Fe+CO2 FeO+H2===Fe+H2O

△ △

+2+

(2)Fe+2H=Fe+H2↑ Fe+S===FeS Fe+I2===FeI2 Fe+Cu2+=Fe2++Cu Fe+2Fe3+=3Fe2+ (3)2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-

2Fe2++Br2=2Fe3++2Br-

4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3

3Fe2++4H++NO3-=3Fe3++NO↑+2H2O 5Fe2++MnO4-+8H+=Mn2++5Fe3++4H2O (4) 2Fe3++Cu=Cu2++2Fe2+ Fe3++Fe=3Fe2+ 2Fe3++2I-=2Fe2++I2↓ 2Fe3++H2S=2Fe2++S↓+2H+

(5)2Fe+3Cl2===2FeCl3 2Fe3++Br2==2FeBr3

高温

Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O 4Fe+3O2(纯)====2Fe2O3

3+

2+

3+

3+

点燃 高温

(6) 2Fe+3Zn（足）=3Zn2Fe Fe+Al=Al+Fe Fe2O3+2Al===Al2O3+2Fe Fe2O3+3CO====2Fe+3CO2

加热 加热

Fe2O3+3H2====2Fe+3H2O

5.检验Fe3+.常用方法有：

（1）向未知溶液滴入少量KSCN溶液呈血红色。 （2）向未知溶液滴入少量苯酚溶液呈紫色。 （3）向未知溶液中滴入少量NaOH溶液呈红褐色。

6.检验Fe+.是向未知溶液滴入少量KSCN溶液呈无色，继续滴入少量氯水呈血红色。

7.下列是铜及化合物的知识网络 有关1～17的化学方程式.如下：

1.

2Cu+S ==== Cu2S

△

2.Cu+2H2SO4(浓) ===== CuSO4+SO2↑+H2O

3. CuSO4+Zn ==== ZnSO4+ Cu CuSO4+Fe ==== FeSO4+ Cu

电解

4. CuCl2+Fe ==== FeCl2+ Cu CuCl2 ===== Cu+Cl2

点燃

5. Cu+Cl2 ===== CuCl2

6. 2Cu+O2+H2O+CO2 ===== Cu2(OH)2CO3

△

7. Cu2(OH)2CO3 ===== 2CuO+CO2↑+H2O↑

△

8. 2Cu+O2 ==== 2CuO △ △

9. CuO+CO ==== Cu+CO2 CuO+H2 ==== Cu+H2O 10. Cu(NO3)2+Zn ==== Zn(NO3)2+Cu

11. 3Cu+8HNO3 (稀) ==== 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 12. CuO+2HNO3 ==== Cu(NO3)2+H2O

△

13. 2Cu( NO3)2 ==== CuO+4NO2↑+O2↑

14. Cu(NO3)2+2NaOH ==== Cu(OH)2↓+2NaNO3 15. Cu(OH)2+2HNO3 ==== Cu(NO3)2+2H2O

△

16. 2 Cu(OH)2+R-CHO—→R- COOH+ Cu2O↓+2H2O

△

17. Cu(OH)2 ==== CuO+H2O