硅及其化合物
一,、硅
1．硅的存在和物理性質
⑴ 存在：只以化合態(tài)存在,，主要以SiO2和硅酸鹽的形式存在于地殼巖層里，在地殼中含量居第二位,。
⑵ 物理性質：晶體硅是一種灰黑色固體,，具有金屬光澤，硬而脆的固體,，熔沸點較高,，能導電，是良好的半導體材料 ,。
2. 硅的化學性質
⑴ 與單質（O2,、F2）反應
⑵ 與酸（HF）反應 Si+4HF = SiF4↑+2H2↑
⑶ 與強堿（如NaOH）溶液反應Si+2NaOH +H2O == Na2SiO3+2H2↑
3．用途：制造半導體、計算機芯片,、太陽能電池,。
二,、CO2和SiO2的比較
三、硅酸及硅酸鹽
1. 硅酸
⑴ 物理性質：與一般的無機含氧酸不同,，硅酸難溶于水,。
⑵ 化學性質：
①. 弱酸性：是二元弱酸，酸性比碳酸弱,，與NaOH溶液反應的化學方程式為：
H2SiO3+2NaOH== Na2SiO3+2H2O。
②. 不穩(wěn)定性：受熱易分解,，化學方程式為：H2SiO3 H2O+ SiO2,。
⑶ 制備：通過可溶性硅酸鹽與其他酸反應制得，如Na2SiO3溶液與鹽酸反應：
Na2SiO3+2HCl== H2SiO3↓+2NaCl
⑷ 用途：硅膠可用作干燥劑,、催化劑的載體等,。
2. 硅酸鹽
定義：硅酸鹽是由硅、氧,、金屬所組成的化合物的總稱,。
⑴硅酸鹽結構復雜，一般不溶于水,，性質很穩(wěn)定,。通常用氧化物的形式來表示其組成。
例如：硅酸鈉Na2SiO3（Na2O·SiO2）,，高嶺石Al2Si2O5(OH)4（Al2O3·2SiO2·2H2O）,。
書寫順序為：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水。
注意事項：
① 氧化物之間以“· ”隔開,；
②計量數(shù)配置出現(xiàn)分數(shù)應化為整數(shù),。
例如：鉀長石KAlSi3O8不能寫成
K2O·Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2,。
⑵硅酸鈉：Na2SiO3,，其水溶液俗名水玻璃，是一種無色粘稠液體,，是一種礦物膠,，用作黏合劑和木材防火劑。
四,、常見無極非金屬材料及其主要用途
傳統(tǒng)的無極非金屬材料
【總結提升】
1．硅
(1) 硅的非金屬性弱于碳,，但碳在自然界中既有游離態(tài)又有化合態(tài)，而硅卻只有化合態(tài),。
(2) 硅的還原性強于碳,，但碳能還原SiO2：SiO2+2C 
2CO↑+Si 。
(3) 非金屬單質跟堿溶液作用一般無H2產生,，但Si能跟堿溶液作用放出H2：Si+2NaOH+H2O====Na2SiO3+2H2↑,。
(4) 非金屬單質一般不跟非氧化性酸反應,，但硅能跟氫氟酸反應。
(5) 非金屬單質一般為非導體,，但硅為半導體,。
2. 二氧化硅
(1) 非金屬氧化物的熔沸點一般較低，但SiO2的熔點卻很高,。
(2) 酸性氧化物一般不跟酸反應,，但SiO2能跟氫氟酸反應。
3. 硅酸
(1) 無機酸一般易溶于水,，但H2SiO3難溶于水,。
(2) H2CO3的酸性強于H2SiO3，所以有Na2SiO3+CO2+H2O==== H2SiO3↓+Na2CO3,，但在高溫下Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑能發(fā)生是因為生成的CO2容易揮發(fā),。
氯及其化合物
一、氯氣Cl2
1．物理性質：
常溫,、常壓下,，氯氣是是黃綠色、有刺激性氣味的氣體,；有毒,，密度比空氣大；常溫,、常壓下的溶解度為1:2,，易液化。
2．化學性質：
（1）與金屬單質反應：
a．與Na反應：
現(xiàn)象：產生白煙,。
現(xiàn)象：產生棕黃色的煙,。
現(xiàn)象：產生棕色的煙。
注：常溫下干燥的氯氣或液氯不與鐵反應,，所以液氯通常儲存在鋼瓶中
（2）與非金屬單質反應：
a .與氫氣反應：
現(xiàn)象：發(fā)出蒼白色火焰,，瓶口有白霧生成。
注：H2＋Cl22HCl（會發(fā)生爆炸）——不可用于工業(yè)制鹽酸
（3）與水反應
溶于水的氯氣部分與水反應Cl2+H2O ?HCl+HClO
（Cl2＋H2O ? H++ Cl- ＋HClO）
（4）與堿反應：
a. 與氫氧化鈉反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
(Cl2+2OH–=Cl–+ClO–+H2O)
b. 與氫氧化鈣反應：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
(Cl2+2OH–=Cl–+ClO–+H2O)
漂白粉的成分是：CaCl2和Ca(ClO)2,。有效成分是：Ca(ClO)2,。
漂白原理：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO；
漂白粉失效：2HClO=2HCl+O2↑ （見光易分解）,。
（5）氯氣與還原性物質反應：
① 與NaBr：Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2
② 與FeBr2：(少量)：3Cl2 + 2FeBr2 = 2FeCl3 + 2Br2
③ 與SO2混合通入水中：Cl2+SO2+2H2O = H2SO4+2HCl
（Cl2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2Cl–）
與Na2SO3反應：Cl2＋SO32－＋H2O=SO42-－＋2Cl－＋2H+
【拓展提升】
氯水成分的復雜性和多樣性
1．反應原理及成分（三分四離：三種分子和四種離子）
Cl2+H2O?HCl+HClO
HCl=H++Cl-
HClO ? H++ClO-
2HClO2HCl+O2↑
H2O ? H++OH-
新制氯水中,，主要存在的分子有三種：Cl2、H2O,、HClO,；離子有四種：H+、Cl-,、
ClO-,、OH-,。
2．氯水的性質
氯水在與不同物質發(fā)生反應時，表現(xiàn)出成分的復雜性和氯水性質的多樣性,。
提示：
（1）氯水通常密封保存于棕色試劑瓶中（見光或受熱易分解的物質均保存在棕色試劑瓶中）,；
（2）Cl2使?jié)駶櫟乃{色石蕊試紙先變紅,，后褪為白色,。
3．影響Cl2+H2O?HCl+HClO平衡移動的因素
（1）當加入可溶性氯化物時，c（Cl-）增大,，平衡左移,，因此可用排飽和食鹽水法——降低Cl2的溶解度來收集Cl2,，也可用飽和食鹽水除去Cl2中的雜質HCl。
（2）當加濃鹽酸時,，c（H+）和c（Cl-）都增大，平衡左移,，因此可用次氯酸鹽和濃鹽酸作用來制取Cl2或測漂白粉中的“有效氯”,；當加入CaCO3和Na2CO3時，c（H+）減少,，平衡右移,，可使氯水中c（HClO）增大，增強漂白的作用,。
（3）當加入堿時,，c（H+）和c（HClO）都減少，平衡右移,，實驗室經(jīng)常用濃強堿吸收未反應完的Cl2,，用于工業(yè)制漂白粉和漂白液。
（4）氯水光照后,，因HClO分解,，平衡右移，故氯水須避光貯存,，最好現(xiàn)用現(xiàn)制,，否則久置的氯水就會成為鹽酸。
4．漂白劑漂白原理比較：
5．氯氣的制備
⑴ 實驗室制法：
① 原理：
MnO2 + 4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 ↑+ 8H2O
② 主要裝置：固+液氣
③ 收集方法：向上排空氣法或排飽和食鹽水的方法,。
④ 除雜方法：用飽和食鹽水除去HCl,。
⑤ 干燥：濃H2SO4。
⑥ 驗滿：濕潤的淀粉碘化鉀試紙放到集氣瓶口,，變藍,。
⑦ 檢驗：使?jié)駶櫟牡矸鄣饣浽嚰堊兯{。
⑧ 尾氣處理：用NaOH溶液吸收尾氣,。
⑵ 工業(yè)制法：
原理：2NaCl + 2H2O2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑
6．用途：制鹽酸,、漂白粉,、消毒殺菌、農藥等,。
二,、鹵族元素
包括氟(F)、氯(C1),、溴(Br),、碘(I)和放射性元素砹(At)。在自然界中鹵素無游離態(tài),，都是以化合態(tài)形式存在,。
1. 鹵族元素的原子結構和性質遞變
2. 鹵素單質的物理性質：
3. 鹵素單質的化學性質：
(1) 鹵素單質與H2的反應
(2) 鹵素單質與水的反應．
① 2F2 + 2H2O ＝4HF + O2(置換反應)
將F2通入某物質的水溶液中，F(xiàn)2先跟H2O反應．如將F2通入NaCl的水溶液中,，同樣發(fā)生上述反應,，等。
② X2 + H2O = HX + HXO (X＝C1,、Br,、I)．
(3) 鹵素單質間的置換反應．2NaBr + C12(新制、飽和) = 2NaCl + Br2
2Br- + C12 = 2C1- + Br2
4. 鹵素離子的檢驗方法
(1)AgNO3溶沉淀法
未知溶液,，加AgNO3溶液和稀HNO3,，生成白色沉淀原溶液中含有C1-；產生淺黃色沉淀原溶液中含有Br-,；產生黃色沉淀,，原溶液中含有I-。
(2) 置換—萃取法
未知溶液,，加適量新制飽和氯水,，振蕩，再加入CCl4振蕩,，下層呈紅棕色說明原溶液中含有Br-,；下層呈紫色，說明原溶液中含有I-,。
【拓展提升】
鹵素及其化合物的特性和用途
(1) 氟
① 無正價和含氧酸,、非金屬性最強，F(xiàn)－的還原性最弱,。
② 與H2反應在暗處即爆炸,。
③ 2F2＋2H2O = 4HF＋O2。
④ HF是弱酸,，能腐蝕玻璃,，保存在鋁制器皿或塑料瓶中；有毒，在HX中沸點最高,。
(2) 溴
① Br2是深紅棕色液體,，易揮發(fā)
② Br2易溶于有機溶劑。
③ 盛溴的試劑瓶中加水,，進行水封,，保存液溴不能用橡膠塞。
(3) 碘
① I2遇淀粉變藍色,。
② I2加熱時易升華,。
③ I2易溶于有機溶劑。
④ 食用鹽中加入KIO3可防治甲狀腺腫大,。⑤I2與Fe反應產生Fe I2,，其他鹵素單質生成FeX2。
(4) 鹵化銀
① AgF易溶于水,，AgCl白色不溶于水,，AgBr淡黃色不溶于水，AgI黃色不溶于水,。AgCl,、AgBr、AgI也不溶于稀硝酸,。
② 除AgF外，均有感光性,，其中AgBr作感光材料,，可用于照相。
③ AgI可用于人工降雨,。
硫及其化合物
一,、硫
1. 硫在自然界的存在：
（1）游離態(tài)：硫單質俗稱硫磺，主要存在于火山噴口附近或地殼的巖層里,。
（2）化合態(tài)：主要以硫化物和硫酸鹽的形式存在,。有關的化學式為：硫鐵礦FeS2、黃銅礦CuFeS2,、生石膏CaSO4·2H2O,、芒硝Na2SO4·10H2O 。
2. 物理性質：
淡黃色固體,，不于水,，可溶于酒精，易溶于CS2（用于洗滌沾有硫的容器） ,，熔沸點都很低,。
3. 硫的化學性質
① 氧化性：
與絕大多數(shù)金屬反應：
② 還原性：
與氧氣發(fā)生反應
S＋O2SO2
與強氧化劑反應濃HNO3反應
③ 自身氧化還原反應 3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3 +3H2O
二、二氧化硫和三氧化硫
1. 二氧化硫
（1）物理性質
（2）化學性質
① 酸性氧化物---亞硫酐
a．二氧化硫與水反應 ：
使紫色石蕊試液變紅.
b．二氧化硫與堿的反應
SO2少量：SO2 + 2 NaOH == Na2SO3 + H2O ,；SO2過量：SO2 + NaOH == NaHSO3
[SO2 + 2 NaOH == Na2SO3 + H2O,；Na2SO3 + H2O + SO2 == 2NaHSO3 ]
c．與堿性氧化物反應
SO2+CaO==CaSO3
② 二氧化硫的氧化性：
SO2+2H2S === 3S↓ + 2H2O
③ 二氧化硫的還原性
b．與鹵素單質反應：
SO2 + Br2 + 2 H2 O = H2 SO4 + 2HBr
SO2 + Cl2 + 2 H2 O = H2 SO4 + 2HCl
c．與某些強氧化劑的反應：
2KMnO4 + 2H2O+ 5SO2 === K2SO4 +2MnSO4 + 2H2SO4
④ 漂白性 品紅溶液中通入SO2,， 再回熱變?yōu)榧t色。
⑤ 用途：制H2SO4 ,；作漂白劑,；殺菌，消毒,。
2. 三氧化硫
（1）物理性質：又名硫酸酐,，是一種無色易揮發(fā)的晶體，溶點16.80C,，沸點44.80C,，標況下為固體。
（2）化學性質：具有酸的氧化物的通性,，與水反應放出大量的熱,，具有較強的氧化性。
3. 硫的氧化物對大氣的污染;
酸雨的pH小于5.6,。
三,、硫酸
1. 物理性質：難揮發(fā)；與水以任意比例互溶,，溶解時可放出大量熱,。
稀釋濃硫酸的方法是：把濃硫酸沿器壁慢慢注入水里，并邊加加攪拌,。
2. 濃硫酸的特性：
吸水性：常用作干燥劑,，但不能干燥NH3、H2S,、HBr,、HI。
脫水性：將有機物中的氫氧原子以2：1比例脫去,，如使蔗糖碳化,。
強氧化性;鐵、鋁遇濃硫酸鈍化,。
與銅反應：
Cu +2H2SO4CuSO4 + SO2 ↑+2H2O
與碳反應：
3. SO42-的檢驗（干擾離子可能有：CO32-,、SO32-、SiO32-,、Ag＋,、PO43－等）：
待測液 ，加過量鹽酸酸化,，變?yōu)槌吻逡?，再加BaCl2溶液，有白色沉淀生成，說明待測液中含有SO42-離子,。
四,、氧族元素：
1．氧族元素比較：
原子半徑 O＜S＜Se＜Te
單質氧化性 O2＞S＞Se＞Te
單質顏色 無色 淡黃色 灰色 銀白色
單質狀態(tài) 氣體 固體 固體 固體
氫化物穩(wěn)定性 H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te
最高價含氧酸酸性 H2SO4＞H2SeSO4＞H2TeO4
2．O2和O3比較：
3．比較H2O和H2O2
氮及其化合物
一、氮氣
1. 氮氣的分子結構
N2電子式：,，結構式為N≡N,。
由于N2分子中的N≡N鍵很牢固，所以通常情況下,，氮氣的化學性質穩(wěn)定,、不活潑。
2. 物理性質：是一種無色無味的氣體,，密度比空氣略小,，難溶于水。
3. 氮氣的化學性質：常溫下氮氣很穩(wěn)定,，很難與其它物質發(fā)生反應,，但這種穩(wěn)定是相對的，在一定條件下（如高溫,、放電等）,，也能跟某些物質（如氧氣、氫氣等）發(fā)生反應,。
⑴ N2的氧化性：
與H2化合生成NH3 該反應是一個可逆反應,，是工業(yè)合成氨的原理。
② 鎂條能在N2中燃燒 N2 + 3Mg ==== Mg3N2（金屬鎂,、鋰均能與氮氣反應）
Mg3N2易與水反應：Mg3N2 + 6H2O === 3Mg(OH)2 + 2NH3↑
鎂條在空氣中點燃發(fā)生的反應有：
⑵ N2與O2化合生成NO：
N2 + O22NO
在閃電或行駛的汽車引擎中會發(fā)生以上反應,。
4．氮氣的用途：
⑴ 合成氨，制硝酸,；
⑵ 代替稀有氣體作焊接金屬時的保護氣，以防止金屬被空氣氧化,；
⑶ 在燈泡中填充氮氣以防止鎢絲被氧化或揮發(fā),；
⑷ 保存糧食、水果等食品,，以防止腐爛,；
⑸ 醫(yī)學上用液氮作冷凍劑，以便在冷凍麻醉下進行手術,；
⑹ 利用液氮制造低溫環(huán)境,，使某些超導材料獲得超導性能。
5．制法：
⑴ 實驗室制法：加熱NH4Cl飽和溶液和NaNO2晶體的混合物,。
NaNO2 + NH4Cl === NaCl + N2↑+ 2H2O
⑵ 工業(yè)制法：
6．氮的固定：游離態(tài)氮轉變?yōu)榛蠎B(tài)氮的方法,。
自然固氮 → 閃電時，N2 轉化為NO
生物固氮 → 豆科作物根瘤菌將N2 轉化為化合態(tài)氮
工業(yè)固氮 → 工業(yè)上用N2 和H2合成氨氣
二、氮的氧化物
各種價態(tài)氮氧化物：（N2O）,、（NO）,、（N2O3）、（NO2,、N2O4）,、（N2O5），其中N2O3和N2O5分別是HNO2和HNO3的酸酐,。氣態(tài)的氮氧化物幾乎都是劇毒性物質,，在太陽輻射下還會與碳氫化物反應形成光化學煙霧。
1．NO,、NO2性質：
2．NO,、NO2的制取：
⑴ 實驗室NO可用Cu與稀HNO3反應制?。?/span>
3Cu＋8HNO3（?。?Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O，由于NO極易與空氣中的氧氣作用,，故只能用排水法收集,。
⑵ 實驗室NO2可用Cu與濃HNO3反應制取：
Cu＋4HNO3（濃）＝Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O,，由于NO2可與水反應,，故只能用排空氣法收集。
3．2NO2?N2O4 △H<0 的應用
4．有關NO,、NO2,、O2的混合氣體和水反應的計算
基本反應：3NO2+H2O=2HNO3+NO
2NO+O2=2NO2
4NO2+O2+2H2O=4HNO3
4NO+3O2+2H2O=4HNO3
