高中非金属知识点总结Word文档格式.docx
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知识点三.氯水的成分和性质
氯水及液氯的区别
液氯
新制氯水
久置氯水
成分
Cl2
Cl2、HClO、H2O、H+、Cl-、ClO-、OH-
H+、Cl-、H2O
分类
纯净物
混合物
颜色
黄绿色
无色
性质
氧化性
酸性、氧化性、漂白性
酸性
知识点四.氯气的实验室制法
1.原理:
MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O
或:
2KMnO4+16HCl(浓)==2MnCl2+2KCl+5Cl2↑+8H2O
注:
若用KMnO4制Cl2,则不需加热。
2.发生装置:
固+液加热型
试剂:
饱和NaCl溶液
浓H2SO4
NaOH溶液
用途:
除HCl
除水
吸收尾气
3.净化:
将气体通过盛有饱和食盐水的洗气瓶
4.干燥:
将气体通过盛有浓硫酸的洗气瓶
5.收集:
用向上排空气法或排饱和食盐水法。
6.尾气吸收:
用NaOH溶液吸收多余的氯气,防止污染空气。
7.验满方法
1将湿润的淀粉-KI试纸靠近盛Cl2的瓶口,观察到试纸立即变蓝,则证明已集满。
2将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛Cl2的瓶口,观察到试纸先变红后褪色,则证明已集满。
知识点五.氯离子的检验
1.试剂:
稀硝酸、AgNO3溶液。
2.操作:
取待测液2mL加入试管中,先滴入少量稀硝酸,然后再滴入AgNO3溶液。
3.现象及结论:
产生白色沉淀,该溶液中含有Cl-。
4.原理:
Ag++Cl==AgCl↓。
要点解释:
(1)加稀硝酸的目的是排除CO32-的干扰,因为Ag2CO3是可以溶于稀硝酸的白色不溶物。
因此,鉴定时可以将加试剂的顺序颠倒,即可以先加AgNO3,再加稀硝酸。
若生成不溶于稀硝酸的白色沉淀,同样可以证明溶液中有Cl-。
(2)不用稀盐酸、稀硫酸酸化,否则引入Cl-、SO42-产生干扰。
知识点六.成盐元素——卤素
1.卤素的原子结构
在元素周期表中,与氯元素处于同一纵行——第ⅦA族的元素还有氟(F)、溴(Br)、碘(I)、砹(At,人工合成元素)。
与氯元素一样,这些元素原子的最外电子层都有7个
电子,都是典型的非金属元素。
由于第ⅦA族元素都能与Na、K、Ca、Mg等金属化合生成盐,所以统称为卤素(成盐元素)。
2.物理性质
F2
Br2
I2
淡黄绿色
深红棕色
紫黑色
状态
气态
液态
固态
水中溶解性
反应
可溶
微溶
熔沸点
逐渐升高
Cl2、Br2、I2易溶于苯、CCl4、汽油等有机溶剂。
从溴水中萃取出Br2,可向其中加入苯,振荡、静置,溶液分两层,上层橙红
色,下层为水层,近乎无色;
从碘水中萃取I2,可向其中加入CCl4,振荡、静置,溶液分
两层,上层(水层)近乎无色,下层为紫红色(已知苯的密度小于水的密度,CCl4的密度大于水的密度,且二者均不溶于水)。
3.卤素的化学性质
氯是第ⅦA族中的代表性元素。
氟、溴、碘的单质的化学性质与氯气相似,都具有氧化性,并随元素原子核电荷数的增大而逐渐减弱。
(1)与H2的反应:
H2+X2==2HX氟气在冷暗处即可剧烈化合爆炸;
氯气受光照或混合点燃时反应;
溴加热时缓慢与
H2化合;
碘持续加热,缓慢化合,同时又分解。
(2)与H2O的反应,从F2→I2逐渐减弱:
F2:
2F2+2H2O===4HF+O2(剧烈)
Cl2:
Cl2+H2O===HCl+HClO
X2+H2OHX+HXO(X为Br或I)
(3)与碱溶液反应:
X2+2NaOH==NaX+NaXO+H2O(X为Cl、Br、I,反应能力逐渐减弱)
Cu、Zn等均能与卤素单质反应。
如:
2Fe+3Br2==2FeBr3,Fe+I2△FeI2(I2的氧化性不强,与变价金属反应得低价盐)。
(5)卤素单质间的置换反应:
Cl2+2Br==2Cl+Br2;
Cl2+2I==2Cl+I2;
Br2+2I==2Br+I2。
氧化性:
Cl2>
Br2>
I2;
还原性:
Cl-<
Br-<
I-。
硫及其氧化物、硫酸
知识点一.硫单质
1.硫在自然界中的的存在。
游离态的硫:
存在于火山口附近或地壳的岩层里。
化合态的硫:
主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。
如硫铁矿(FeS2)、黄铜矿(CuFeS2)、石膏(CaSO4·
2H2O)等。
硫还存在于石油、天然气、煤等化石燃料中。
2.硫的物理性质。
单质硫的颜色是黄色,俗称硫磺,非常脆,容易粉碎;
熔点比较低,稍微受热,就会熔化成液体;
硫蒸气的颜色也是黄色;
硫单质的溶解性比较特殊:
不溶于水,微溶于酒精
3.硫的化学性质
1氧化性:
与绝大多数金属反应
Fe+S△FeS2Cu+S△Cu2S(与变价金属生成低价金属)
△
与非金属反应:
H2+SH2S(H2S是一种臭鸡蛋气味的有毒气体,有强还原性。
)
2还原性:
与氧气发生反应硫在空气中燃烧发出淡蓝色的火焰,在氧气中燃烧发出蓝紫色的火焰。
化学方程式:
S+O2点燃SO2
3自身氧化还原反应
3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O(洗去试管上残留的硫单质)知识点二.SO2的性质
(一)二氧化硫的物理性质
状态:
气体颜色:
无色气味:
有刺激性沸点:
-10℃毒性:
有毒密度:
比空气大
溶解度:
易溶于水在常温、常压下,1体积水大约能溶解40体积的SO2。
二)二氧化硫的化学性质
从物质分类角度入手,SO2是一种重要的酸性氧化物,具有酸性氧化物的通性。
1.与CO2相似,SO2具有酸性氧化物的通性
名称
CO2
SO2
与H2O反应
CO2+H2OH2CO3
SO2+H2OH2SO3
CO2+2NaOH→Na2CO3+H2O
SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O
与碱反应
CO2+NaOH→NaHCO3
SO2+NaOH→NaHSO3
CO2+Ca(OH)2→CaCO3↓+H2O
SO2+Ca(OH)2→CaSO3↓+H2O
与盐反应
CO2+CaCO3+H2O→a(HCO3)2
CaSO3+SO2+H2O→Ca(HSO3)2
(CO2,SO2均可使澄清石灰水变浑浊)
SO2+2NaHCO3=Na2SO3+H2O+2CO2↑(亚硫酸酸性强于碳酸)
2.SO2具有氧化性和还原性
SO2中的S元素化合价为+4价,处于中间价态,既有氧化性、也有还原性,但以还原
性为主。
①氧化性:
(黄色沉淀)
②还原性:
SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX(Cl2、Br2、I2、KMnO4、FeCl3)
SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
5SO2+2KMnO4+2H2O=K2SO4+2MnSO4+2H2SO4
SO2可以被H2O2、Na2O2、HNO3、O3等多种强氧化剂所氧化
3.SO2的特性:
漂白性:
漂白品红、毛、丝、草帽。
SO2可以与有色的有机物生成不稳定的无色化合物,受热又可以分解得到原物质,因此
SO2漂白作用不持久。
漂白性的比较
把Cl2和SO2混合用于漂白,能否增强漂白效果?
为什么?
三)SO2的污染酸雨:
空气中SOX和NOX随雨水下降成为酸雨,pH<
5.6
知识点三.硫化氢(H2S)
1.物理性质:
通常为有臭鸡蛋气味的无色气体,有毒
②硫化氢的化学性质
A可燃性:
2H2S+O22S↓+2H2O(H2S在空气中不完全燃烧)
2H2S+3O22SO2+2H2O(H2S在空气中完全燃烧,并伴有淡蓝色火焰
B.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。
久置于空气中的氢硫酸溶液因空气中氧气氧化会产生淡黄色沉淀物,因此氢硫酸一般现
配现用
知识点四.SO2制备、鉴定、干燥、除杂、用途
1.SO2制备
①反应原理:
Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+H2O
说明:
此反应是应用强酸制弱酸,但由于SO2易溶于水(1∶40),所以Na2SO3应选用
固体,而H2SO4宜选用较浓的溶液。
实验中常使用溶质的质量分数为60%左右的硫酸,也
可用浓硫酸。
2
制备装置:
固体和液体不加热制备气体的装置
③净化干燥装置:
盛放浓硫酸的洗气瓶
4收集方法:
向上排空气法或排饱和NaHSO3溶液
2.SO2的鉴定:
通入品红溶液褪色,加热后又恢复原色。
湿润的蓝色石蕊试纸---变红。
3.SO2的干燥:
浓H2SO4。
4.吸收SO2尾气:
可选用酸性高锰酸钾溶液或碱液等。
5.SO2的用途:
制H2SO4、漂白剂、杀菌、消毒。
6SO2(CO2)))
)CO2(SO2))
知识点五.SO3
三氧化硫又名硫酸酐,是一种无色易挥发的固体,熔点16.83oC,沸点
44.8oC。
2.化学性质:
是H2SO4的酸酐;
S元素为+6价,处于最高价态,只有氧化性。
与水反应,放热:
SO3+H2O=H2SO4
CaO+SO3=CaSO4
Ca(OH)2+SO3=CaSO4+H2O
3.工业上制取硫酸的原理:
S→SO2→SO3→H2SO4
SO3+H2O=H2SO4
知识点六.SO2与CO2性质对比
元素化合价
+4(中间价态)
+4(最高正价)
物
理性质
气味
有刺激性气味
无味
毒性
有毒
无毒
溶解性
易溶(体积比1∶40)
可溶(体积比1∶1)
化
学性质
与水的反应
SO2+H2OH2SO3
与碱的反应
Ca(OH)2+SO2==CaSO3↓+H2O
CaSO3+SO2+H2O==Ca(HSO3)2
Ca(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O
CaCO3+CO2+H2O==Ca(HCO3)2
与碱性氧化物
SO2+CaO==CaSO3
CO2+CaO==CaCO3
与NaHCO3溶
液
不反应
弱氧化性
SO2+2H2S==3S↓+2H2O
CO2+C2CO
还原性
二氧化硫能被酸性高锰酸钾、氯
水、溴水、碘水等氧化剂氧化
无
漂白性
有,不稳定
对环境的影响
形成酸雨
引起温室反应
鉴别
①利用二氧化硫的还原性,
②利用二氧化硫的漂白性,
用酸性高锰钾溶液或溴水看是否褪色鉴别
用品红溶液鉴别
知识点七.硫酸
1.硫酸的物理性质纯硫酸是无色油状的液体,难挥发,沸点高,密度大,能与水以任意比互溶,溶解时放出大量的热。
2.硫酸的化学性质
(1).吸水性:
H2SO4+nH2O==H2SO4·
nH2O
〖注意〗“水”可以是混合气体中的水蒸气,也可以是结晶水合物中的结晶水!
(2).脱水性:
浓硫酸可以使有机化合物浓中H2的SO4H、O元素按H2O的组成从有机物中“脱离”出来,结合成水分子。
如:
C12H22O11(蔗糖)==12C+11H2O,所以浓硫酸对有机物有强烈的腐蚀作用。
※如果皮肤上不慎沾上浓硫酸,正确的处理方法是
。
3.强氧化性:
a冷的浓硫酸使Fe、Al等金属表面生成一层致密的氧化物薄膜而钝化。
b活泼性在H以后的金属也能反应(Pt、Au除外)
Cu+H2SO4(浓)====CuSO4+SO2↑+2H2O
c与非金属反应:
C+2H2SO4(浓)====CO2↑+2SO2↑+2H2O
d能与其他还原性物质反应
氮及其氧化物、硝酸
知识点一.氮气氮元素存在形态:
空气中含大量N2,是工业生产中N2的主要来源。
无色、无味的气体,密度比空气略小,在水中溶解度很小(体积比=1:
0.02),在压强
为101KPa下,氮气在—195.8℃时变成无色液体,氮气分子在—209.9℃时变成雪花状固体。
(液氮做冷却液)
1)通常状况下很难与其它物质发生化学反应
2)在一定条件下,能与一些物质发生化学反应
1与H2反应:
2与某些金属反应:
3Mg+N2Mg3N2
3与O2反应:
在通常情况下,与O2不发生反应,但在放电或高温的条件下能与O2
直接化合生成NO。
放电或高温
N2+O22NO(闪电、汽车引擎中发生的反应)
NO为无色无味有毒的难溶于水的气体,NO很容易在常温下与空气中的O2化合,生成NO2。
2NO+O2==2NO2,NO2为红棕色、有刺激性气味,有毒的气体,易溶于水并发生反应:
3NO2+H2O=2HNO3+NO(注意现象)
NO、NO2为大气污染物3.工业制法:
(1)分离液态空气:
2)耗氧法:
4.用途:
工业原料,合成氨,制化肥,HNO3,保护气,致冷剂
5.氮的固定
(1)定义:
把大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程称为固氮。
(2)氮的同定的途径
1生物固氮
2大气同氮(自然界主要的固氮方式)
闪电时,大气中的氮转化为氮的氧化物,经降水生成极稀的硝酸(硝态氮肥),渗入土壤被植物根系吸收。
N2+O2放电2NO
2NO+O2→2NO2
3NO2+H2O→2HNO3+NO(NO为不成盐氧化物,NO2不是酸性氧化物,不是HNO3酸酐)
知识点二.二氧化氮和一氧化氮的比较
NO
NO2
物理性质
色态味
无色、无味、气体
红棕色、刺激性气味、气体
密度
密度略大于空气
密度比空气大
很低
低,易液化
不溶
易溶
化学性质
与水
3NO2+H2O=2HNO3+NONO2既是氧化剂,又是还原剂
与碱
2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2ONO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O
2NO+2CO=2CO2+N2
2NO2+2KI=I2+2KNO2
2NO+O2=2NO2可使KMnO4褪色
可使KMnO4褪色
与O2混合,通入水中
4NO+3O2+2H2O=4HNO3
4NO2+O2+2H2O=4HNO3
实验室制取
3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2
+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
收集方法
排水法
向上排空气法
知识点四.氨和铵盐
1.氨的性质
(1)物理性质:
色、气味的体,密度比空气,溶于水,
易液化,液氨汽化时吸收大量的热,因此液氨可作制冷剂。
喷泉实验:
1实验原理:
如右图所示,圆底烧瓶中充满NH3,由于氨极易溶于水,挤
压胶头滴管,少量的水即可溶解大量的氨(1:
700),导致烧瓶内压强减小,在外界大气压作用下使烧杯中滴有酚酞的水压入烧瓶,形成美丽的红色喷泉。
2实验现象:
产生红色喷泉,这是因为氨溶于水后形成碱性溶液,遇酚酞显红色。
3喷泉实验成败的关键:
a.烧瓶、预先吸液的滴管及长直玻璃管的外部都要干燥;
b.气体要充满圆底烧瓶;
c.瓶塞要严密,不漏气,止水夹要夹紧。
4说明问题:
a.氨极易溶于水.b.氨气的水溶液显碱性
(2)化学性质:
1与水反应——水溶液叫。
NH3十H20。
氨溶于水中,大部分与水结合生成一水合氨(NH3.H20),一水合氨小部分发生电离生成
NH4+和OH-,故氨水显性。
氨水中有哪些微粒,其溶质是什么?
2与酸反应生成铵盐:
NH3+HCl→
NH3+HNO3→
2NH3+H2S04→与非挥发性酸接触反应,与挥发性酸相遇就产生
3催化氧化:
方程式为:
【注意】a.通常状况下,氨在氧气中不反应。
b.反应条件:
催化剂(如铂)、加热。
c.该反应放热d.该反应是工业上制硝酸的基础。
进行氧化还原分析。
3.铵盐
铵盐“三解”
(1)铵盐的溶解:
铵盐都易溶于水。
(2)铵盐的热解:
1NH4Cl
2NH4HCO3
③(NH4)2CO3
4特殊反应并发生氧化还原反应:
如NH4NO3,不要求反应,会配平就行。
(3)铵盐的碱解:
任何铵盐遇碱共热都产生,这既是实验室制的方法,也用于的检验。
课件展示的化学方程式,请写出铵盐与碱液加热时反应的离子方程
思考:
此性质有什么用途?
如何检验铵盐?
实验室制法方程式
(2)装置:
同制的装置
(3)收集:
向排空气法(塞一团棉花—以防止氨气与空气对流,确保收集到纯净
的氨气,同时可以吸收多余的氨气,防止污染环境。
(4)检验.用试纸;
用蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口。
(5)干燥:
用干燥,既不能用酸性干燥剂H2SO4,、P2O5,也不能用无水CaCl2,
因为CaCl2与NH3反应。
铵跟离子的检验方式?
5.氨的用途
(1)作制冷剂;
(2)制氮肥;
(3)制硝酸;
(4)制纯碱;
(5)在有机合成工业中作原料。
知识点五.硝酸
1.物理性质:
是一种无色的、易挥发、有刺激性气味的液体。
2.化学性质:
①强酸性:
HNO3=H++NO3-(具有酸的通性)
②不稳定性:
4HNO3光或=热4NO2↑+O2↑+2H2O
3强氧化性:
3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
C+4HNO3(浓)=CO2↑+4NO2↑+2H2O
3.保存方法:
细口棕色试剂瓶,冷暗处。
无机非金属材料的主角-硅
知识点一.硅
1.硅的化学性质。
(硅的存在状态--化合态)在常温下,硅的化学性质不活泼,不与O2、Cl2、H2SO4、HNO3等反应,但可与氟气、氢
氟酸和强碱反应。
①硅和氟气反应:
Si+2F2==SiF4。
②硅和氢氟酸反应:
Si+4HF==SiF4↑+2H2↑。
3硅和氢氧化钠溶液反应:
Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑。
4
2.硅的工业制法。
硅在氧气中加热:
Si+O2△SiO2。
SiO2+2CSi(粗硅)+2CO↑(注意产物)
3.晶体硅的用途。
用来制造半导体器件,制成太阳能电池、芯片和耐酸设备等。
知识点二.二氧化硅
硬度大、熔点高,难溶于水。
①酸性氧化物的通性:
SiO2是酸性氧化物,是H2SiO3的酸酐,但不溶于水:
SiO2+CaOCaSiO3
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(Na2SiO3是强的粘合剂)
②弱氧化性:
SiO2+2CSi+2CO↑
3特性:
SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O仅和酸中的HF反应,HF为弱酸,流程工艺中的常
见滤渣,不是两性氧化物
选择常考点:
(A
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