化学必修一第四单元非金属及其化合物知识点总结材料

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文档大全第四单元非金属及其化合物

一、硅及其化合物

硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。

硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。

1、单质硅（Si）：

⑴物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。

⑵化学性质：

①常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。

Si＋2F2＝SiF4 Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑ Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑

②在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。

Si＋O2SiO2 Si＋2Cl2SiCl4

⑶用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。

⑷硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。

SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4 SiCl4＋2H2＝Si(纯)＋

4HCl 2、二氧化硅（SiO2）：

⑴ SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。

⑵物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。

⑶化学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

①与强碱反应：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。

②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。

③高温下与碱性氧化物反应：SiO2＋CaOCaSiO3

⑷用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

3、硅酸（H2SiO3）：

⑴物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

⑵化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：（强酸制弱酸原理）

Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓ Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式证明酸性：H2SiO3＜H2CO3）

⑶用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

4、硅酸盐

硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气

中容易变质：Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉淀生成）

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

硅酸钠：Na2SiO3 Na2O·SiO2硅酸钙：CaSiO3 CaO·SiO2

高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O

正长石：KAlSiO3不能写成 K2O· Al2O3·3SiO2，应写成K2O·Al2O3·6SiO2高温

高温

高温

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文档大全⑴传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

普通玻璃：原料：碳酸钠、石灰石和石英。

主要反应：SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2↑,

SiO2 + CaCO3

CaSiO3 + CO2↑（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）。

主要成分：Na2O·CaO·SiO2。工业生产中根据需要制成各种特制玻璃。如钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃等。

水泥：原料：黏土，石灰石。普通硅酸盐水泥的主要成分：

2CaO ·SiO2,3CaO ·SiO2 ,3CaO ·Al2O3。

二、氯及其化合物

（一）氯气 Cl2

根据氯原子结构示意图，氯原子最外电子层上有7个电子，在化学反应中很容易得到1个电子形成Cl－，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐）。

1、氯气（Cl2）：

⑴物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。（氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物）

⑵化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。

①与金属反应（将金属氧化成最高正价）

Na＋Cl2===点燃2NaCl Cu＋Cl2===点燃CuCl2 2Fe＋3Cl2===点燃2FeCl3（氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不生成FeCl2。）（思考：怎样制备FeCl2？Fe ＋2HCl＝FeCl2＋H2↑，铁跟盐酸反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成FeCl3，这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。）

②与非金属反应

Cl2＋H2 ===点燃 2HCl（氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰）

将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。

燃烧定义：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。

③Cl2与水反应

Cl2＋H2O＝HCl＋HClO 离子方程式：Cl2＋H2O＝H＋＋Cl—＋HClO

将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色），氯水含多种微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl－、ClO－，H+、OH－(极少量，水微弱电离出来的)。

氯水的性质取决于其组成的微粒：

1）强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯

气能与KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。

2）漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。

3）酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与NaHCO3，CaCO3等反应。

4）不稳定性：HClO不稳定光照易分解。↑，因此久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。

5）沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl－）。

自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。

④Cl2与碱液反应：高温

高温

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文档大全与NaOH反应：Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O Cl2＋2OH－＝Cl－

＋ClO－＋H2O 与Ca(OH)2溶液反应：2Cl2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O 此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分为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；同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO；NaClO同样具有漂

白性，发生反应2NaClO＋CO2＋H2O==Na2CO3+2HClO；干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl2＋H2O＝HCl ＋HClO

漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HClO，↑，漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成，含CO2和HCl杂质气体。

⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。

2、Cl－的检验：

原理：根据Cl－与Ag＋反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl－存在。

方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO32－干扰）再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl－存在。

3、氯气的制法

（1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。

原理：电解饱和食盐水。

2

2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑

(2)氯气的实验室制法

原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl-。常用的氧化剂有：MnO2、KMnO4、KClO3等。反应式：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O

2KMnO4 + 16HCl(浓) ＝2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2↑+ 8H2O KClO3 + 6HCl（浓）== KCl + 3Cl2↑+ 3H2O

装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。

收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。

验满：用湿润的淀粉碘化钾试纸。

尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。

除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质；干燥：用浓H2SO4。

（3）中学实验室制H2、O2、Cl2的发生装置的比较

气体反应物的状态反应条件装置或主要仪器可适用的气体

H2 固体和液体反应不加热启普发生器或简易装置 H2S、CO2、SO2等

O2固体或固体混合物加热大试管、铁架台、导管等 NH3、CH4等

Cl2固体和液体或液体和液体加热圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯 HCl、HBr、HI等

(二) 氯、溴、碘

1．Cl2、Br2、I2的物理性质的比较

气体物理性质

Cl2黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2），易液化，密度比空气大。

Br2深红棕色液体，易挥发，有刺激性气味，有毒，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大，储存时要加水，水封，以防止挥发。

I2紫黑色固体，有光泽，易升华，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大。通电

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2．Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较

3．Cl2、Br2、I2的化学性质的比较

①与金属反应

2Na + Cl2

2NaCl,Cu + Cl2

CuCl2，2Fe + 3Cl2 2FeCl3，2Fe + 3Br2 2FeBr3，Fe + I2 FeI2。

②与氢气反应

反应物反应方程式反应条件反应现象

H2与F2 H2 + F2 == 2HF冷、暗爆炸

H2与Cl2 H2 + Cl2＝＝ 2HCl 光照爆炸

H2与Br2 H2 + Br2＝＝ 2 HBr 加热反应

H2与I2 H2 + I2? 2HI

持续加热可逆反应

③与水的反应：

2F2 + 2H2O == 4HF + O2 X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、Br、I)

④ Cl2、Br2、I2相互置换：氧化性Cl2>Br2>I2，所以Cl2可以将Br2、I2置换出，Br2可以将I2置换出。如:Cl2 +2NaBr

== 2NaCl + Br2.

4．Cl-、Br-、I-的检验

⑴ AgNO3─HNO3法

离子选用试剂实验现象及离子方程式

Cl- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + Cl- == AgCl↓白色沉淀

Br- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + Br- == AgBr↓浅黄色沉淀

I-

AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + I- == AgI↓黄色沉淀

⑵ Br-、I-可以用氯水反应后加CCl4萃取的方法。

5．AgBr、AgI的感光性

它们都见光分解，AgBr用于感光底片的感光材料；AgI用于人工降雨。

三、硫及其化合物

（一）硫

1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，容易得到2个电子呈－2价或者与其他非金属元素结合成呈＋4价、＋6价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。（如火山口中的硫就以单质存在）

2、硫单质：

⑴物质性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8℃，沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。

⑵化学性质：

①可燃性：S+O2===点燃 SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色）

②与氢气反应：H2 + S

H2S ；

③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S

FeS, 2Cu + S Cu2S；

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点燃

点燃

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文档大全④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）;

⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓)

3SO2 + 2H2O。

（二）二氧化硫（SO 2）

⑴物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水（1:40），密度比空气大，易液化。

⑵ SO2的制备：S+O2===点燃 SO2或Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O ⑶化学性质：

① SO2能与水反应SO2+H2OH2SO3（亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化), 此反应为可逆反应。可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。

② SO2为酸性氧化物，是亚硫酸（H2SO3）的酸酐，可与碱反应生成盐和水。

a、与NaOH溶液反应：SO2(少量)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O SO2＋2OH－＝SO32－＋H2O

SO2(过量)＋NaOH＝NaHSO3 SO2＋OH－＝HSO3－

b、与Ca(OH)2溶液反应：SO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaSO3↓(白色)＋H2O

2SO2(过量)＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶)

对比CO2与碱反应：CO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaCO3↓(白色)+H2O

2CO2(过量)＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶)

将SO2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与CO2逐渐通入

Ca(OH)2溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO2和CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是对的，因为SO2是有刺激性气味的气体。

③ SO2具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等）反应。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，显示了SO2的强还原性（不是SO2的漂白性）。（催化剂：粉尘、五氧化二钒）

SO2＋Cl2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl（将SO2气体和Cl2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减弱。）

④SO2的弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成）

⑤ SO2的漂白性：SO2能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此可以检验SO2的存在。

漂白的物质漂白某些有色物质使湿润有色物质褪色

原理与有色物质化合生成不稳定的无色物质与水生成HClO，HClO具有漂白性，将有色物质氧化成无色物质

加热能恢复原色（无色物质分解）不能复原

⑥SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。

4、SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH

就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。

5、酸雨的防治：

⑴最主要是控制污染源。主要途径有：

①开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。△

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文档大全②利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO + SO2== CaSO3,CaO + H2O == Ca(OH)2,SO2 + Ca(OH)2 ==CaSO3 +H2O,2CaSO3 + O2 == 2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。

③加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO2 + 2NH3 + H2O == (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O== NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 == 2(NH4)2SO4, 2NH4HSO3 + O2 == 2NH4HSO4.(它们是氮肥)

④积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技