高中化學非金屬及其化合物知識點精品多篇

硫及其化合物 篇一

1、硫元素的存在：硫元素最外層電子數爲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遊離態又有化合態。（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，不溶於水，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，易溶於水，密度比空氣大，易液化。

(2)SO2的製備：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）此反應爲可逆反應。

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爲酸性氧化物，是亞硫酸(H2SO3)的酸酐，可與鹼反應生成鹽和水。

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與鹼反應：

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溶液中先有白色沉澱生成，後沉澱消失，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鑑別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，因爲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氣體混合後作用於有色溶液，漂白效果將大大減弱。）

④SO2的弱氧化性：如2H2S+SO2=3S↓+2H2O（有黃色沉澱生成）

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：純的硫酸爲無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶（稀釋濃硫酸要規範操作：注酸入水且不斷攪拌）。質量分數爲98%（或18.4mol/l）的硫酸爲濃硫酸。不揮發，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、溼存水和氣體中的水蒸氣，可作乾燥劑，可乾燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來乾燥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緻密氧化膜，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，常溫下可以用鐵製或鋁製容器盛放濃硫酸和濃硝酸。

（3）硫酸的用途：乾燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫藥等。

氮及其化合物 篇二

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），不溶於水。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、易溶於水，並與水反應：

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，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發煙硝酸”，常用濃硝酸的質量分數爲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）後褪色（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爲1︰2;反應②還原劑與氧化劑物質的量之比爲3︰2。

常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化，（說成不反應是不妥的），加熱時能發生反應：

當溶液中有H+和NO3-時，相當於溶液中含HNO3，此時，因爲硝酸具有強氧化性，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）因發生氧化還原反應而不能大量共存。（有沉澱、氣體、難電離物生成是因發生複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，極易溶於水，1體積水可以溶解700體積的氨氣（可做紅色噴泉實驗）。濃氨水易揮發出氨氣。

（2）氨氣的化學性質：

a. 溶於水溶液呈弱鹼性：

生成的一水合氨NH3·H2O是一種弱鹼，很不穩定，受熱會分解：

氨氣或液氨溶於水得氨水，氨水的密度比水小，並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溶於水呈鹼性，所以可以用溼潤的紅色石蕊試紙檢驗氨氣的存在，因濃鹽酸有揮發性，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）氨氣的實驗室製法：

①原理：銨鹽與鹼共熱產生氨氣

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. 溼潤的紅色石蕊試紙（NH3是唯一能使溼潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體）

b. 蘸濃鹽酸的玻璃棒（產生白煙）

⑤乾燥：用鹼石灰（NaOH與CaO的混合物）或生石灰在乾燥管或U型管中乾燥。不能用CaCl2、P2O5、濃硫酸作乾燥劑，因爲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通常用鹼石灰乾燥。

⑥吸收：在試管口塞有一團溼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；二是吸收多餘的氨氣，防止污染空氣。

（4）氨氣的用途：液氨易揮發，汽化過程中會吸收熱量，使得周圍環境溫度降低，因此，液氨可以作製冷劑。

4、銨鹽

銨鹽均易溶於水，且都爲白色晶體（很多化肥都是銨鹽）。

（1）受熱易分解，放出氨氣：

（2）乾燥的銨鹽能與鹼固體混合加熱反應生成氨氣，利用這個性質可以製備氨氣：

(3)NH4+的檢驗：樣品加鹼混合加熱，放出的氣體能使溼的紅色石蕊試紙變藍，則證明該物質會有NH4+。

硅及其化合物Si 篇三

硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有遊離態的硅，只有以化合態存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。

硅的原子結構示意圖爲，硅元素位於元素週期表第三週期第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）硅的製備：工業上，用C在高溫下還原SiO2可製得粗硅。

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，不溶於水。

（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），能與強鹼溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與鹼性氧化物反應：

①與強鹼反應：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高溫下與鹼性氧化物反應：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、玻璃和建築材料等。

3、硅酸(H2SiO3)：

（1）物理性質：不溶於水的白色膠狀物，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，其酸酐爲SiO2，但SiO2不溶於水，故不能直接由SiO2溶於水製得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應制取：（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：硅膠作乾燥劑、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，大多數難溶於水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花鹼，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↓（有白色沉澱生成）

傳統硅酸鹽工業三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸鹽由於組成比較複雜，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。氧化物前係數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前後原子個數守恆原則配置係數。

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

氯及其化合物 篇四

氯原子結構示意圖爲

，氯元素位於元素週期表中第三週期第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，在自然界中沒遊離態的氯，氯只以化合態存在（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，易溶於水。（氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水；液氯爲純淨物）

（2）化學性質：氯氣化學性質非常活潑，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及鹼反應。

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：怎樣製備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的氧化性強於鹽酸，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，發出蒼白色火焰）

將H2和Cl2混合後在點燃或光照條件下發生爆炸。

燃燒：所有發光發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

將氯氣溶於水得到氯水（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）。

氯水的性質取決於其組成的微粒：

（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）不穩定性：HClO不穩定光照易分解。

，因此久置氯水（淺黃綠色）會變成稀鹽酸（無色）失去漂白性。

（5）沉澱反應：加入AgNO3溶液有白色沉澱生成（氯水中有Cl-）。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配製以下溶液如KI、KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質。

④Cl2與鹼液反應：

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，漂白粉的主要成分爲Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分爲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，因爲氯水含HClO;NaClO同樣具有漂白性，發生反應2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;

乾燥的氯氣不能使紅紙褪色，因爲不能生成HClO，溼的氯氣能使紅紙褪色，因爲氯氣發生下列反應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+反應生成不溶於酸的AgCl沉澱來檢驗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，如有白色沉澱生成，則說明有Cl-存在。