高中化学金属 非金属性质
高中化学 第三章 第一节《金属的化学性质》第一课时教材教法解析 新人教版必修1
高中化学新教材第三章第一节《金属的化学性质》第一课时教材教法分析1、课时安排 1课时（教材46页—50页）一、金属与非金属的反应；二、金属与酸和水的反应（钠和水的反应）2、教材内容分析①教材编写在第一章从实验学化学和第二章化学物质及其变化的基础上，本章开始学习具体的元素化合物知识。
包含以下内容：编者用宏观和微观的章图来展示金属及其化合物在生产、生活、科技发展中的应用，引入本章学习；从人类社会发展中，谈金属的重要作用；从青铜器、铁器、铝合金的发展，推动社会的发展和进步，引入本节学习。
引入并提出问题：金属单质与化合物的性质截然不同，从而引入钠、铝、铁、铜及其重要化合物知识的学习。
本节课主要学习金属与非金属、与水、与酸的反应，教材编写时将化学基本理论（物质的分类、氧化还原反应理论、离子反应理论）融入其中。
②教材内容前后关系、地位：初中知识——从实验学化学——化学物质及变化——金属及其化合物——非金属及其化合物这一章学习金属及其化合物的知识，下一章将要学习非金属及其化合物的知识。
要想了解物质世界，了解化学，就要从构成常见物质的元素知识开始。
通过这些知识的学习，既可以为前面所学的实验和理论知识补充感性认识的材料；又可以为在化学2中下册学习物质结构、元素周期律、化学反应与能量等等理论知识打下重要的基础；因此本章在全书中占有重要的地位，是高中阶段的重点之一。
从知识的深广度把握上，教师一定要注意与旧教材的区别，正确把握学习目标，严格按照必修1模块的标准进行教学，不要随意扩展、拔高。
教师一定要放弃过去“跑族式”的教学模式，在教学过程中注重引导和渗透研究物质的程序和方法。
新教材中对元素化合物知识讲述的内容看似零散，但是其中隐含着元素化合物知识的研究方法和思路，即以分类方法为线索、以实验、概念、原理为基础，呈现单质化合物应用的编排思想。
在教学过程中反复渗透、验证分类思想。
为了使学生对金属及其化合物有一个整体的了解，在内容的编排上对钠、铝、铁、铜的知识采用横向对比的方法，突出了个别物质的特性反应，从化合价来分析反应实质。
高中化学材料分类
高中化学材料分类
高中化学材料可以根据其化学性质和用途进行分类。
以下是一些常见的分类：
无机材料：这是指由无机化合物构成的材料，如金属、非金属、无机盐等。
无机材料在高中化学中占据重要地位，包括金属的性质、非金属的性质、无机盐的制备和性质等内容。
有机材料：这是指由有机化合物构成的材料，如石油产品、塑料、橡胶、纤维素等。
有机材料在高中化学中主要涉及有机化合物的结构、性质和合成等内容。
高分子材料：这是指由大量重复单元组成的材料，如塑料、橡胶、纤维等。
高分子材料在高中化学中通常涉及聚合反应和高分子化合物的性质等内容。
金属材料：这是指由金属元素构成的材料，如铁、铜、铝等。
金属材料在高中化学中涉及金属元素的性质、金属的提取和冶炼等内容。
矿石和矿矿物：这是指含有有用金属元素的矿石和矿物，如铁矿石、铜矿石、铝矿石等。
矿石和矿矿物在高中化学中涉及矿石的提取和冶
炼等内容。
这些是一些常见的高中化学材料分类，每个分类都有其特定的性质和用途，学习它们可以帮助我们更好地理解和应用化学知识。
高中化学新教材同步教案必修第一册第4章微专题7元素金属性非金属性强弱的比较
微专题7 元素金属性、非金属性强弱的比较1．金属性强弱的判断方法金属性是指金属元素在化学反应中失电子的能力，通常用如下两种方法判断其强弱：(1)根据金属单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度判断，置换出氢气越容易，则金属性越强。
(2)根据金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱判断，碱性越强，则金属元素的金属性越强。
2．非金属性强弱的判断方法非金属性是指非金属元素的原子得电子的能力，通常用如下两种方法判断：(1)根据非金属单质与H2化合的难易程度、生成气态氢化物的稳定性判断，越易化合，生成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强。
(2)根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断，酸性越强，则元素的非金属性越强。
跟踪训练1．已知铍(Be)的原子序数为4，下列关于铍及其化合物的叙述中正确的是()A．铍的金属性比镁强B．氯化镁的氧化性比氯化铍强C．氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D．单质铍易和冷水反应产生氢气答案 C解析Be位于第ⅡA族，金属性Be、Mg、Ca依次增强，A、B错，C正确；镁与冷水很难反应，Be与冷水更难反应，D错。
2．(2019·郑州高一期末)下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是()A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的氢气比1 mol B从酸中置换出的氢气多D．常温时，A能从水中置换出氢气而B不能答案 D解析选项A中只指出A、B两种元素原子的最外层电子数的多少，而没有指明它们的电子层数的多少，因而不能确定A、B金属的活泼性强弱，如Li的最外层电子数比Ca的少，但不如Ca活泼，A项错误；比较金属的活泼性强弱不能只根据电子层数的多少，如Na的电子层数比Cu的少，但Na比Cu活泼，B项错误；1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多，只能说明1 mol A失去电子数比1 mol B多，而金属的活泼性强弱与原子失电子数目的多少无关，C项错误；常温时，A能从水中置换出氢气而B不能，说明A易失去电子，则A金属的活泼性肯定比B金属的活泼性强，D项正确。
元素周期表中的金属与非金属性质
元素周期表中的金属与非金属性质元素周期表是描述化学元素性质的一种表格形式，按照原子序数、原子量和电子结构等排列。
其中，元素的金属与非金属性质是元素周期表中一大特征。
金属在元素周期表的左侧和中间位置，非金属则主要位于表的右上角。
一、金属的性质金属具有以下一些基本性质：1. 密度高：大部分金属的密度相对较高，例如铁、铜等；2. 导电性好：金属具有良好的电导性，可以传导电流；3. 导热性好：金属是良好的热导体，能够快速传导热量；4. 垂直延展性好：金属可被延展成细长的线和薄片，即具有良好的延展性；5. 铸造性好：金属可熔化后浇铸成各种形状；6. 强度高：金属通常具有较高的硬度和强度。
二、金属的常见例子元素周期表中有多种金属元素，以下是一些常见的金属及其特点：1. 铁（Fe）：常用的金属之一，具有较高的硬度和强度，广泛应用于建筑、汽车和机械制造等方面；2. 铝（Al）：密度轻、导电性好、耐腐蚀，常用于航空工业和建筑领域；3. 铜（Cu）：具有良好的导电性和导热性，广泛应用于电线、管道和电路等；4. 锌（Zn）：能够与酸反应生成氢气，通常用于镀层和制备合金；5. 铅（Pb）：密度较高，具有良好的延展性和韧性，常用于电池和建筑材料。
三、非金属的性质非金属具有以下一些基本性质：1. 密度低：相对于金属，非金属的密度较低，例如氧气、氮气等；2. 导电性差：非金属通常是较差的电绝缘体，不导电；3. 导热性差：非金属的导热性一般较差，不如金属传导热量迅速；4. 脆性强：非金属的硬度和韧性较差，易于断裂。
四、非金属的常见例子元素周期表中也有多种非金属元素，以下是一些常见的非金属及其特点：1. 氢（H）：是元素周期表中最轻的元素，常用于氢气填充及化学反应中；2. 氧（O）：氧气是非金属氧的常见表现形式，广泛存在于自然界中，是生物呼吸过程中的必需元素；3. 氮（N）：氮气是非金属氮的常见形式，占据空气中的绝大部分，用于工业制氨等；4. 碳（C）：是生物体中的重要元素，形成许多复杂的有机化合物；5. 硫（S）：具有刺激性气味，常用于制作药品和肥料。
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物
高中化学知识点总结：非金属元素及其化合物（一）非金属元素概论1．非金属元素在周期表中的位置在目前已知的112种元素中，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。
F是非金属性最强的元素。
2．非金属元素的原子结构特征及化合价（1）与同周期的金属原子相比，最外层电子数较多，次外层都是饱和结构（2、8或18电子结构）。
（2）与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。
（3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）‘对应负价以绝对值等于8–主族序数。
如S、N、C1等还呈现变价。
3．非金属单质（1）组成与同素异形体非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体；双原子分子的H2、O2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶体的金刚石，晶体硅等。
同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨等。
（2）聚集状态及晶体类型常温下有气态（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。
常温下是气钵，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。
4．非金属的氢化物（1）非金属氢化物的结构特点①IVA—RH4正四面体结构，非极性分子；VA—RH3三角锥形，极性分子；VIA—H2R为“V”型，极性分子；VIIA—HR直线型，极性分子。
②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，其余都是气体。
（2）非金属气态氢化物的稳定性一般的，非金属元素的非金属性越强，生成的气态氢化物越稳定。
因此，气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。
（3）非金属氢化物具有一定的还原性如：NH3：H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、浓H2 SO4氧化等等。
5．最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。
高中化学非金属元素及其重要化合物性质大汇合
非金属元素及其重要化合物性质一、碳、硅元素的单质及重要化合物的主要性质、制法及应用的比较1．碳单质：△点燃点燃（1）物理性质：碳元素形成的同素异形体由于碳原子的排列方式不同，导致物理性质有较大的差别。
（见表18—2）高温高温△（2）化学性质：①C + O2 ＝CO2 ②2C + O2 ＝2CO ③C+4HNO3（浓）＝CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O④ C + 2CuO ＝2Cu + CO2↑⑤ C + CO2 ＝2CO ⑥ 2C + SiO2 ＝ Si +2CO↑2．碳的氧化物（CO、CO2）性质的比较：（表18—3）2．二氧化硅与二氧化碳的对比：3．硅、硅酸及硅酸盐:（1）硅：单质硅有晶体硅和无定形硅两种。
晶体硅为原子晶体，灰黑色、有金属光泽、硬度大而脆、熔沸点高。
导电性介于导体和绝缘体之间，是常用的半导体材料。
化学性质：①常温Si + 2F2 = SiF4 ；Si + 4HF = SiF4 + 2H2 ；Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑△②加热：Si + O2 ＝ SiO2； Si + 2Cl2 ＝ SiCl4 ；Si + 2H2 ＝ SiH4 。
自然界中无游离态的硅工业上用焦炭在电炉中还原二氧化硅制取粗硅：SiO2 + 2C ＝Si + 2CO↑（2）硅酸（H2SiO3或原硅酸H4SiO4）：难溶于水的弱酸，酸性比碳酸还弱。
（3）硅酸钠：溶于水，其水溶液俗称“水玻璃”，是一种矿物胶。
盛水玻璃的试剂瓶要使用橡胶塞。
能与酸性较强的酸反应：Na2SiO3 + 2HCl ＝H2SiO3↓(白)+ 2NaCl；Na2SiO3 + CO2 + H2O ＝H2SiO3↓+ Na2CO34．水泥、玻璃和陶瓷等硅酸盐产品的主要化学成分、生产原料及其用途硅酸盐材料是传统的无机非金属材料：玻璃、水泥、各种陶瓷等都是以黏土、石英和长石等为原料生产的硅酸盐制品，比较如下陶瓷生产的一般过程：混合→成型→干燥→烧结→冷却→陶瓷，随着现代科学技术的发展，一些具有特殊结构、特殊功能的新型无机非金属材料如高温结构陶瓷、生物陶瓷、压电陶瓷等相继被生产出来。
5-1 金属的性质-讲义-下学期上海市高中化学沪科版(2020)必修第二册
第5章金属及其化合物5.1金属的性质一、金属的物理性质1．金属元素在元素周期表中的位置在元素周期表中，没有金属元素的族是第ⅦA族和0族，全为金属元素的族是第ⅡA族，全部副族（ⅠB~ⅦB）和Ⅷ族。
2．共同的性质①金属光泽②良好导电性、导热性③良好的延性、展性④韧性好、能弯曲。
3．常见金属的特性①颜色：大多为银白色，铜呈紫红色、金呈黄色；②状态：常温下大多为固体，汞为液体；③密度差别很大：金为19.3g/cm3，铝为2.7 g/cm3；④导电性差异很大：银为100，铅仅为7.9；⑤熔点差别大：钨为3410℃，锡仅为232℃；⑥硬度差别大：铬为9，铅仅为1.5。
3．合金知识（1）合金：是由两种或两种以上的金属（或金属和非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。
合金是混合物，合金中至少含有一种金属。
（2）生铁（含碳量为2%～4.3%）和钢（含碳量为0.03%～2%）都是铁合金。
因含碳量不同合金的性能不同，含碳量越大，硬度越大；含碳量越低，韧性越好。
（3）黄铜、青铜、焊锡、硬铝、18K黄金、18K白金、钛合金等也是常见的合金。
（4）合金的性能与组成合金的各成分的性能不同。
合金的硬度比组成它们的纯金属的硬度大，合金的熔点比组成它们的纯金属的熔点低。
【要点诠释】①金属的用途要从不同金属的各自不同的性质以及价格、资源、美观、便利、回收等各方面考虑。
如银的导电性（100）比铝的导电性（61）大很多，但电线一般用铝制而不用银制。
因为铝的密度（2.7 g/cm3）比银的密度(10.5 g/cm3)小，价格比银低很多，资源比银丰富得多。
②合金的硬度、强度、抗腐蚀性等一般都好于组成它们的纯金属。
二、金属元素的原子结构1．金属的原子结构特点金属元素原子的最外层电子数比同周期非金属元素原子的少，一般少于4。
【要点诠释】①碱金属元素原子的核外电子排布与其化学性质的关系Li，Na，K，Rb，Cs，Fr锂，钠，钾，铷，铯，钫Li: Na: K:非常活泼的金属。
高中化学金属非金属知识点总结
常见金属的化学性质一．钠及其化合物钠⑴钠的化学性质错误!与氧气反应在常温时 4Na＋O2＝2Na2O 白色在点燃时2Na＋O2=Na2O2淡黄色错误!.钠能跟卤素.硫磷氢等非金属直接发生反应生成相应化合物,如 2Na+Cl2＝2NaCl 2Na＋S＝Na2S硫化钠跟硫化合时甚至发生爆炸;2Na+Br2=2NaBr溴化钠溴化钠可以做镇定剂错误!钠跟水的反应2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑钠由于此反应剧烈,能引起氢气燃烧,所以钠失火不能用水扑救,必须用干燥沙土来灭火;钠具有很强的还原性,可以从一些熔融的金属中把金属置换出来;由于钠极易与水反应,所以不能用钠把居于顺序钠之后的金属从其盐溶液中置换出来;错误!钠与酸溶液反应钠与酸溶液的反应涉及到钠的量,如果钠少量,只能与酸反应,如钠与盐酸的反应：2Na+2HCl=2NaCl+H2↑如果钠过量,则优先与酸反应,然后再与酸溶液中的水反应错误!钠与盐反应a将钠投入盐溶液中,钠先会和溶液中的水反应,生成的氢氧化钠如果能与盐反应则继续反应;如将钠投入硫酸铜溶液中： 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+CuOH2↓b与熔融盐反应这类反应多数为置换反应,常见于金属冶炼工业中,如 4Na+TiCl4熔融=4NaCl+Ti条件为高温Na+KCl=K+NaCl条件为高温★钠与熔融盐反应不能证明金属活动性的强弱错误!钠与有机物反应钠还能与某些有机物反应,如钠与乙醇反应：2Na+2C2H5OH→2CH3CH2ONa+H2↑生成物为氢气和乙醇钠⑵钠化学方程式⑴与非金属单质: 2Na＋H2＝高温＝2NaH 4Na＋O2＝2Na2O 白色固体 2Na＋O2=点燃=Na2O2 淡黄色粉末⑵与金属单质; 不反应⑶与水: 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ ⑷与酸: 2Na+2HCl=2NaCl+H2↑⑸与碱; 不反应与碱溶液反应⑹与盐; ①4Na+TiCl4=高温=4NaCl+Ti 6Na+2NaNo2=高温=N2↑+4Na2ONa+KCl=高温=K↑+NaCl ②2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+CuOH2↓ 或2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3↑＋H2O ⑺与氧化物: 4Na+CO2=点燃=2Na2O+C↓⒉氧化钠⑴化学性质①与水的反应Na2O+H2O—→2NaOH②与二氧化碳反应 Na2O+CO2--->Na2CO3③与酸反应Na2O+ＨＣｌ＝NaCl＋H2O⑵合成方法Na2CO3碳酸钠—△→ Na2O＋CO2⒊过氧化钠①与最高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应,生成盐,放出氧气,例：2NaO＋2CO══ 2NaCO＋O↑ 2NaO＋2SO══ 2NaSO+ O↑②与次高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应,生成盐,但不放出氧气,如：NaO＋CO ══ NaCO NaO＋SO══ NaSO③与水反应,生成氧气：2NaO+2HO ══ 4NaOH + O↑,反应放热制作Na2O+O2＝Na2O2⒋碳酸钠①其水溶液呈碱性,能与酸产生一定反应;Na2CO3+ 2HCl ==== 2NaCl + H2O + CO2↑酸过量 Na2CO3+ HCl ==== NaCl + NaHCO3碳酸钠过②Na2CO3与碱反应; Na2CO3+ CaOH2==== CaCO3↓+ 2NaOH Na2CO3与NaOH不反应;③Na2CO3与盐反应; Na2CO3+ BaCl2==== 2NaCl + BaCO3↓3Na2CO3+ Al2SO43+ 3H2O==== 2AlOH3↓+ 3Na2SO4+ 3CO2↑④Na2CO3转化为NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3NaCl + CO2 + NH3 + H2O ==== NaHCO3↓+ NH4Cl⒌碳酸氢钠与酸NaHCO+HCl ==== NaCl + HO + CO↑与碱反应aNaHCO+NaOH ==== NaCO+ HOb与CaOH反应：要分过量和少量; 少量：NaHCO+ CaOH==== CaCO+ NaOH + HO过量：2NaHCO+ CaOH==== NaCO+ CaCO+ 2HO①双水解与AlCl双水解：3NaHCO+ AlCl==== AlOH↓+ 3CO+ 3NaCl与AlSO4双水解：Al SO4+6NaHCO==3NaSO4+2Al OH↓+6CO↑②与盐反应2NaHCO+ CaCl==== CaHCO+ 2NaCl③受热分解：2NaHCO==△== NaCO+ HO + CO↑二．铝及其化合物⒈铝⑴化学性质与氧气反应铝粉可燃铙4Al+3O2=2Al2O3发强白光实验和非金属反应：2Al+3S＝Al2S3和热水反应：2Al+6H2O2AlOH3+3H2↑反应缓慢和较不活动金属氧化物反应：3Fe3O4+8A＝l9Fe+4Al2O3⑤和酸反应：在常温下浓硫酸和浓硝酸可使铝钝化;盐酸和稀硫酸可跟铝发生置换反应,生成盐并放出氢气;2Al+6H2O=2AlCl3+3H2↑2Al+3H2SO4稀=Al2SO43+3H2↑和盐溶液反应：2Al+3HgNO32=3Hg+2AlNO33⑥和碱溶液反应：主要和NaOH、KOH强碱溶液反应,可看做是碱溶液先溶解掉铝表面氧化铝保护膜 Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O 实验铝和水发生置换反应：2Al+6H2O=2AlOH3+3H2↑AlOH3溶解在强碱溶液中,AlOH3+NaOH=NaAlO2+2H2O一般可用下列化学方程式或离子方程式表示这一反应2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑ 2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑注：1.铝和不活动金属氧化物主要是难熔金属氧化物如Cr2O3、V2O5以及Fe2O3等的混合物,都叫铝热剂,在反应中铝做还原剂;反应过程放大量热,可将被还原的金属熔化成液态2.铝在加热时可以跟浓硫酸或硝酸反应,情况较复杂不做要求⒉氧化铝与酸反应：Al2O3+3H2SO4＝Al2SO43+3H2OAl2O3是两性氧化物与碱反应：Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+H2O⒊氢氧化铝①与酸反应：AlOH3+3HCl＝AlCl3+3H2O与碱反应: AlOH3+NaOH＝NaAlO2+2H2O受热分解2AlOH3△2O3+3H2O⑵制作：溶性铝盐和氨水反应来制备AlOH3AlCl3＋3NH3·H2O＝AlOH3↓＋3NH4Cl AlCl3＋3NH3·H2O＝AlOH3↓＋3NH4＋Al2SO43＋6NH3·H2O＝2 AlOH3↓＋3NH42SO4 Al3＋＋3NH3·H2O＝AlOH3↓＋3NH4＋二．铁及其化合物①铁与非金属单质反应：2Fe+3Cl2点燃2FeCl3 Fe+S△2△FeI23Fe+2O2点燃Fe3O4 2Fe+3Br2＝2FeBr3②铁与水反应：3Fe+4H2Og 高温Fe3O4+4H2③铁与酸反应：Fe+H2S＝FeS+H2↑2Fe+6H2SO4浓＝Fe2SO43+3SO2↑+6H2O Fe+H2SO4稀＝FeSO4+H2↑ Fe+6HNO3浓＝FeNO33+3NO2↑+3H2OFe+4HNO3＝FeNO33+NO↑+2H2O 8Fe+30HNO3＝8FeNO33+3N2O↑+15H2O 10Fe+36HNO3＝10FeNO33+3N2↑+18H2O 8Fe+30HNO3＝8FeNO33+3NH4NO3+9H2O Fe+2HCl＝FeCl2+H2↑②铁与盐反应：2FeCl3+Fe＝3FeCl2实验Fe+CuCl2＝FeCl2+Cu Fe+SnCl4＝FeCl2+SnCl2Fe+CH3COO2Cu＝Cu+CH3COO2Fe⒉氧化亚铁⑴化学性质：①与氧气反应：6FeO+O2△2Fe3O4②与活泼金属反应：3FeO+2Al△2O3+3Fe③与氧化性酸反应：FeO+4HNO3＝FeNO33+NO2↑+2H2O④与酸反应：FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2OFeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O⑤分解：FeO在低于575℃的条件下具有热不稳定性,可以歧化生成和Fe3O4：4 FeO → Fe + Fe3O4⑥与非金属单质反应：Si + 2 FeO → SiO2 + 2 Fe Mn + FeO → MnO + Fe2 P + 5 FeO → P2O5 + 5 Fe⑵制作：在隔绝空气条件下加热草酸亚铁制得：FeC2O4=FeO+CO+CO2⒊氧化铁⑴化学性质：①稳定,溶于盐酸、稀硫酸生成+3价：Fe2O3 + 6HCl=2FeCl3+3H2O②高温下被CO、H2、Al、C、Si等还原：Fe2O3+2Al 高温Al2O3+2FeFe2O3+3CO △2Fe+3CO2⑵制作：①4Fe+6H20+3O2=4FeOH32FeOH3△2O3+3H2O③腐蚀：在潮湿的空气中,钢铁表面吸附了一层薄薄的水膜,这层水膜里含有少量的H+和OH-,还溶解了氧气,结果在钢铁表面形成了一层电解质溶液,它跟钢铁里的铁和少量的碳因钢铁不纯恰好形成无数微小的原电池;在这些原电池里,铁是负极,碳是正极;铁失去电子而被氧化：负极：2Fe-4e-=2Fe2+正极：2H2O+O2+4e-=4OH-电化学腐蚀是造成钢铁腐蚀的主要原因;在此之后继续反应：Fe2+2OH-=FeOH24FeOH2+O2+2H2O=4FeOH32FeOH3+n H2O=2Fe2O3·nH2O+3H2O在初中的化学里,可用盐酸HCl来除铁锈; 方程式为：Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O⒋四氧化三铁⑴化学性质：①氧化与氧气反应：4Fe3O4+O2=6Fe2O3条件是高温②在高温下可与还原剂H2、CO、Al,C等反应：3Fe3O4+8Al=4Al2O3+9FeFe3O4+4CO=3Fe+4CO2Fe3O4+4H2=3Fe+4H2O③二氧化氮和灼热的反应生成四氧化三铁和氮气：2NO2+3Fe=Fe3O4+N2条件是高温④水蒸汽和炽热的铁反应生成四氧化三铁：4H2Og+3Fe=高温=Fe3O4+4H2⑤和酸反应：Fe3O4+8HCl浓=2FeCl3+FeCl2+4H2O⑵制作：①铁丝在氧气中燃烧②细铁丝在空气中加热到500℃也会燃烧生成四氧化三铁：③铁在高温下与水蒸气反应：3Fe + 4H2O g= Fe3O4 + 4H2③通过FeCl2与FeCl3加氨水共沉淀制的⒌氢氧化亚铁⑴化学性质：氧化①：4FeOH2 + + 2 = 4②：4FeOH2+O2===加热===2Fe2O3+4H2O 隔氧环境⑵制作：在试管里注入少量新制备的溶液,再向其中滴入几滴煤油,用胶头滴管吸取氢氧化钠溶液,将滴管尖端插入试管里溶液液面下,逐滴滴入氢氧化钠溶液,观察现象; 另外,为使氢氧化亚铁的制备成功,先将硫酸亚铁溶液加热,除去溶解的氧气;滴入溶液到硫酸亚铁溶液中有白色絮状沉淀生成;白色沉淀放置一段时间,振荡后迅速变成灰绿色,最后变成红褐色; 白色沉淀： FeOH2；灰绿色沉淀：Fe6SO42OH4O3一种氧基配合物；红褐色沉淀：FeOH3实验⒍氢氧化铁⑴化学性质：①受热分解：2FeOH3==加热==Fe2O3+3H2O②与非氧化性酸：FeOH3 + 3H+氢离子 = Fe3+铁离子 +3H2O③氢氧化铁是两性氧化物,以碱性为主,新制得的氢氧化铁能溶于强碱：FeOH3 + KOH = KFeO2 + 2H2O⑵氢氧化铁胶体的制作：①步骤：a取1个小烧杯,加入25mL蒸馏水,将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾;b向沸水中逐滴加入5~6滴饱和氯化铁溶液;c继续煮沸至溶液呈红褐色,停止加热;③方程式：FeCl3＋3H2O＝FeOH3＋3HCl一般我们认为浓稀之间的界线是6mol/L;常见非金属物质物理性质物质物理性质硅单质与碳相似,单质硅也有晶体和无定型两种;晶体硅的结构与金刚石类似,它是带有金属光泽的灰黑色固体,熔点高1470℃,硬度大有脆性是良好的半导体材料二氧化硅其存在形态有结晶形石英晶体水晶玛瑙和无定形两大类,统称硅石;不溶於水熔沸点很高坚硬纯净的二氧化硅晶体无色透明;硅酸溶解度很小,逐渐聚合形成胶体溶液,当归酸浓度较但是,则形成软而透明的,胶冻状的硅酸凝胶;硅酸凝胶经乾燥脱水后得到多孔的硅酸干凝胶,称为“硅胶”;硅胶多孔,吸附水分能力强;硅酸钠可溶於水,有很高的熔点,其水溶液俗称水玻璃氯气黄绿色是一种有强烈刺激性气味的有毒气体,在低温和加压的条件下可以转变为液态称为液氯和固态,溶於水一体机水溶解两体积氯气,密度比空气大;次氯酸仅存在于溶液中,浓溶液呈黄色显色有变化是因为反应Cl2+H2O=HCIO+HCl是可逆反应,在不同状态下平衡状态也不同,显黄绿色是因为溶有氯气的原因,稀溶液无色,有非常刺鼻的气味次氯酸钠钙微黄色溶液有刺激性气味熔沸点较低硫单质俗称硫磺淡黄色固体,易研成粉末,导热性和导电性都差;性松脆,不溶于水,微溶於酒精,易溶于二硫化碳二氧化硫无色,有刺激性气味的有毒气体,密度比空气大,容易液化,易溶於水三氧化硫无色透明油状液体,有强刺激性臭味,密度比空气大,易挥发一氧化氮无色无味气体,难溶於水,密度比空气大二氧化氮红棕色,有刺激性气味的有毒气体,密度比空气大,易液化,易溶於水;因此,在闪电时,大气中常有少量NO2产生,并随雨水落下;五氧化二氮无色柱状结晶体,均微溶于水,水溶液呈酸性;溶于热水时生成硝酸;熔点℃,易升华,易分解易潮解氨气无色,有刺激性气味的气体,极易溶於水且溶解得快;在常温下,一体积水大约可溶解700体积氨气,氨气的水溶液叫做氨水不稳定,受热易分解成氨和水;浓硫酸无色粘稠的油状液体,不挥发,有吸水性可做乾燥剂,有脱水性可使有机物碳化,强腐蚀性氮气无色无味无嗅的气体,通常无毒,密度比空气小. 在生产中,通常采用黑色钢瓶盛放氮气;浓稀硝酸无色液体,有挥发性,在空气里会生成白雾,有刺激性气味,强腐蚀性浓浓HNO3中因溶有HNO3分解产生的NO2而呈黄色;98％的硝酸称为‘发烟”硝酸亚硫酸无色透明液体,具有二氧化硫的窒息气味,易分解,溶于水,密度比空气大氢气世界上已知最轻的气体,无色无味,密度很小,难溶於水常见非金属及其化合物的化学性质及制法一. 硅及其化合物⒈硅⑴化学性质：①与单质反应: Si + O2 == SiO2,条件：加热 Si + 2F2 == SiF4Si + 2Cl2 == SiCl4,条件：高温 Si+C △金刚砂②与氧化性酸反应: 只与氢氟酸反应Si + 4HF == SiF4↑ + 2H2↑③不与其它氧化物反应；④与碱反应：Si + 2OH- + H2O == SiO32- + 2H2↑如NaOH⑵错误!法：SiCl4+2H2△Si纯+4HClSiO2+2C=Si+2CO↑⒉二氧化硅⑴化学性质：①与酸反应：只与氢氟酸反应SiO2 ＋4HF = SiF4↑ ＋ 2H2O②与碱性氧化物：SiO2 ＋ CaO =高温 CaSiO3③二氧化硅能溶于浓热的强碱溶液：SiO2 ＋ 2NaOH = Na2SiO3 ＋ H2O盛碱的试剂瓶不能用玻璃塞而用橡胶塞的原因④在高温下,二氧化硅能被碳、镁、铝还原：SiO2＋2C＝高温Si＋2CO↑⑤与盐反应：SiO2+Na2CO3高温Na2SiO3+CO2 SiO2+CaCO3高温CaSiO3+CO2⑵制法：Si+O2=SiO2⒊硅酸⑴化学性质①不稳定性H2SiO3==加热==H2O+SiO2②制法：Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3↓ 强酸换弱酸实验工业上采用硫酸法;即将硅酸钠与硫酸反应生成硅溶胶,经凝聚、洗涤、干燥和浓盐酸浸泡,再经洗涤、干燥而得;⒋硅酸钠①与酸反应：Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3↓ 强酸换弱酸制取硅酸胶体⑵硅酸钠制法：①nSiO2＋2NaOH→Na20·nSiO2+H2O②nSiO2＋Na2CO3→Na2O·nSiO2+CO2↑③Na2SO4+4C→Na2S+4CO↑nSiO2+Na2S+3/2O2→Na2O·nSiO2+SO2↑⒌氯气⑴化学性质①与金属反应：2Na+Cl2=点燃=2NaCl现象：钠在氯气里剧烈燃烧,产生大量的白烟;Cu+Cl2=点燃=CuCl2现象：红热的铜丝在氯气里剧烈燃烧,瓶里充满棕黄色的烟,加少量水后,溶液呈蓝绿色;2Fe+3Cl2=点燃=2FeCl3现象：铁丝在氯气里剧烈燃烧,瓶里充满棕色烟,加少量水后,溶液呈黄色;注：氯气具有强氧化性,一定条件下可与除Pt、Au外所有金属反应,而与Fe、Cu等变价金属反应则生成高价金属氯化物常温下,干燥氯气或液氯不与铁反应,所以可用钢瓶储存氯气;②与非金属反应：a与氢气的反应H2+Cl2=点燃=2HCl工业制盐酸方法实验现象：H在Cl中安静地燃烧,发出苍白色火焰,瓶口处出现白雾;H2+Cl2=光照=2HCl现象：见光爆炸,有白雾产生;b与磷的反应2P+3Cl2=点燃=2PCl3液体农药,雾2P+5Cl2=点燃=2PCl5固体农药,烟现象：产生白色烟雾c与其他非金属的反应实验证明,在一定条件下,氯气还可与S、C、Si等非金属直接化合③与水反应：在该反应中,氧化剂是Cl,还原剂是也是Cl2,在水中有汽化现象;化学方程式是：Cl＋HO＝HCl＋HClO这是可逆反应实验④与碱反应：Cl＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O 漂白液3Cl2+6KOH热、浓＝5KCl+KClO3+3H2O2Cl＋2CaOH2＝CaCl＋CaClO＋2H2O 漂白粉上述两反应中,Cl作氧化剂和还原剂,有汽化现象;⑤与盐反应：⑥Cl＋2FeCl＝2FeCl⑦与气体反应：Cl的化学性质比较活泼,容易与多种可燃性气体发生反应;如：H、CH等;⑧其他反应：Cl2+PCl3PCl5 5Cl2+I2+6H2O＝2HIO3+10HClCl2+H2S＝2HCl+S↓ Cl2+H2O2＝2HCl+O2⑧与酸反应：Cl2+H2S＝2HCl+S↓ Cl2+SO2+2H2O＝H2SO4+2HClCl2+H2SO3+H2O＝H2SO4+2HCl⑵制作：a工业生产中用直流电电解饱和食盐水法来制取氯气：2NaCl＋2HO＝通电H↑＋Cl↑＋2NaOHb实验室通常用氧化HCl或的方法来制取氯气,常见的氧化剂有：MnO、KCrO7、KMnO、KClO、CaClO2,发生的反应分别是：实验6.次氯酸⑴化学性质：见光分解: HClO=HCl+O2↑条件:光照⑵制法：实验室制法：由次氯酸钙与二氧化碳或草酸作用后过滤可得高纯滤液;高中课本制法:二氧化锰与浓盐酸加热制取氯气氯酸钾与浓盐酸反应制备氯气再与水作用Cl2 + H2O == HCl + HClO工业制法：由氯气、四氯化碳·水与氧化汞共摇荡后蒸馏而得;⒎次氯酸钠钙⑴化学性质：⑵制法：①次氯酸钙和碳酸钠溶液反应：CaClO2+Na2CO3 = CaCO3沉淀+2NaClO②氢氧化纳溶液中通氯气：Cl2+Ca2NaOH＝NaCl+NaClO+H2O⒏硫⑴化学性质①与金属反应：S+Fe △△Cu2S 3S+2Al△Al2S3 S+Zn△S+2Na＝Na2S爆炸②与非金属反应：S+H2△H2S 2S+C△CS2③与氧气反应：S + O==点燃== SO④与酸反应：S+6HNO3浓＝H2SO4+6NO2↑+2H2O3S+4HNO3稀＝3SO2↑+4NO↑+2H2O S+2H2SO4浓＝3SO2↑+2H2O⑤与碱反应：3S+6NaOH △2Na2S+Na2SO3+3H2O⑥与盐反应：S+NaSO==Δ== NaSOSNaSO学名;硫代硫酸钠⑵制作：⒐二氧化硫⑴化学性质①与气体反应：2SO2+O2 === 2SO3加热,V2O5做催化剂,可逆SO2+NO2＝SO3+NO与酸反应：2H2S+SO2 === 3S↓+2H2O Cl2+SO2+2H2O＝H2SO4+2HCl②与非金属单质和水反应：2SO2+O2+2H2O＝2H2SO4 SO2+Cl2+2H2O＝H2SO4+2HClSO2+Br2+2H2O＝H2SO4+2HBr SO2+I2+2H2O＝H2SO4+2HI③与碱反应：SO2+＝NH42SO3 SO2+CaOH2＝CaSO3↓+H2O不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2.可用品红鉴别 2NaOH+SO2少量＝Na2SO3+H2O NaOH+SO2足量＝NaHSO3④与活泼金属氧化物反应：CaO＋SO2====CaSO3 2CaSO3＋O2====2CaSO4加热⑤与盐反应：Na2SO2+SO2+H2O === 2NaHSO3 SO2+NH42SO3+H2O＝2NH4HSO3⑵制作：在实验室里,常用亚硫酸钠跟浓硫酸起反应制取二氧化硫;化学方程式是：Na2SO3+H2SO4浓==Na2SO4+H2O+SO2↑制气装置是用固体粉末与液体反应制取气体的仪器装置参看初中卷使用固体和液体药品制备气体的仪器装置;二氧化硫易溶于水,密度比空气大,收集二氧化硫是用向上排空气集气法;⒑三氧化硫⑴化学性质：①与水反应：SO3l + H2Ol = H2SO4l +88 kJ mol1这个反应进行得非常迅速,而且是放热反应;在大约~340 °C以上时, 硫酸、三氧化硫和水才可以在平衡浓度下共存;②三氧化硫也与二氯化硫发生反应来生产很有用的试剂——亚硫酰氯;SO3 + SCl2 →SOCl2 + SO2③三氧化硫还可以与碱类发生反应,生成硫酸盐及其它物质,如SO3+2NaOH →Na2SO4+H2O④与活泼金属氧化物反应：SO3+MgO＝MgSO4SO3+Na2O＝Na2SO4⑤与盐反应：SO3+2KI＝K2SO3+I2⑵制取：在实验室中三氧化硫可以通过的两步高温分解来制备：脱水： 2NaHSO4 -315°C→ Na2S2O7 + H2O热分解： Na2S2O7 -460°C→ Na2SO4 + SO3⒒亚硫酸：⑴化学性质：①与卤族元素和水反应：H2SO3+X2+H2O＝H2SO4+2HXX表示Cl2、Br2、I2②与氧气反应：2H2SO3+O2＝2H2SO4③与强氧化剂反应：H2SO3+H2O2＝H2SO4+H2O5H2SO3+2KMnO4＝2MnSO4+K2SO4+2H2SO4+3H2O④与弱酸反应：2H2SO3+2H2S＝3S↓+2H2O⑤与盐反应：H2SO3+2FeCl3+H2O＝H2SO4+2FeCl2+2HCl⑥分解：H2SO3＝H2O+SO2↑⑵制取：溶于水所形成的二氧化硫水合物SO2·хH2O被称作亚硫酸;⒒硫酸⑴化学性质①稀硫酸A与活泼金属反应：Zn+H2SO4＝ZnSO4+H2↑ Fe+H2SO4＝FeSO4+H2↑Mg+H2SO4＝MgSO4+H2↑ 2Al+3H2SO4＝Al2SO43+3H2↑B与活泼金属氧化物反应：MgO+H2SO4＝MgSO4+H2O Al2O3+3H2SO4＝Al2SO43+3H2OC可与所含酸根离子对应酸酸性比离子弱的盐反应,生成相应的硫酸盐和弱酸D可与碱反应生成相应的硫酸盐和水F加热条件下可催化蛋白质、二糖和多糖的水解②浓硫酸:A与金属反应：a常温下,浓硫酸能使铁、铝等;b加热时,浓硫酸可以与除金、铂之外的所有金属反应,生成高价金属硫酸盐,本身一般被还原成SO2 Cu + 2H2SO4浓 ==加热== CuSO4 + SO2↑+ 2H2O2Fe + 6H2SO4浓==== Fe2SO43 + 3SO2↑ + 6H2O在上述反应中,硫酸表现出了强氧化性和酸性;c更非金属反应：热的浓硫酸可将碳、硫、磷等非金属单质氧化到其高价态的氧化物或含氧酸,本身被还原为SO2;在这类反应中,浓硫酸只表现出氧化性;C + 2H2SO4浓 ==加热== CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2OS + 2H2SO4浓==== 3SO2↑ + 2H2O2P + 5H2SO4浓==== 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2Od与其他还原性物质反应：浓硫酸具有强氧化性,实验室制取H2S、HBr、HI等还原性气体不能选用浓硫酸;H2S + H2SO4浓==== S↓ + SO2↑ + 2H2O2HBr + H2SO4浓==== Br2↑ + SO2↑ + 2H2O2HI + H2SO4浓==== I2↑ + SO2↑ + 2H2Of难挥发性酸制易挥发性酸：NaCl固+H2SO4浓====NaHSO4+HCl↑ 常温2NaCl固+H2SO4浓====Na2SO4+2HCl↑ 加热Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2↑再如,利用与浓硫酸可以制氯化氢气体;g与碱反应：制,如、等2NH3+H2SO4====NH42SO4Ca3PO42+2H2SO4====2CaSO4+CaH2PO42h与亚硫酸盐反应稳定性: Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2↑i与氧化物反应：P2O5+3H2SO4浓＝2H3PO4+3SO3j与盐反应：H2SO4浓+CaF2＝CaSO4+2HF↑ H2SO4浓+NaCl △NaHSO4+HCl↑H2SO4浓+2NaCl Na2SO4+2HCl H2SO4浓+NaNO3△NaHSO4+HNO3↑3H2SO4浓+Ca3PO42＝3CaSO4+2H3PO4 2H2SO4浓+Ca3PO42＝2CaSO4+C a H2PO42⑵制法：错误!实验室制法：可以用加强热,用冰水混合物+U型管冷凝即可,用NaOH吸收SO2,理论可得%的H2SO4关键在于吸收;错误!工业制法：1.燃烧硫或高温处理,制取二氧化硫S+O2=点燃SO24FeS2+11O2=高温8SO2+2Fe2O32.接触氧化为三氧化硫 2SO2+O2=△,V2O52SO3该反应为可逆反应3.用%硫酸吸收 SO3+H2SO4=H2S2O74.加水 H2S2O7+H2O=2H2SO4⒓氮气：⑴化学性质：①与某些气体反应：N2+3H2催化剂高温高压2NH3 N2+O22NO②与金属反应：N2+3Mg 点燃Mg3N2 N2+6Na＝2Na3N⑵制法：实验室制法制备少量氮气的基本原理是用适当的氧化剂将氨或铵盐氧化,最常用的是如下几种方法：a加热亚硝酸铵的溶液：343kNH4NO2 ===== N2↑+ 2H2Ob亚硝酸钠与氯化铵的饱和溶液相互作用：NH4Cl + NaNO2 === NaCl + 2 H2O + N2↑c将氨通过红热的氧化铜： 2 NH3+ 3 CuO === 3 Cu + 3 H2O + N2↑d氨与溴水反应：8 NH3 + 3 Br2 aq === 6 NH4Br + N2↑e重铬酸铵加热分解：NH42Cr2O7===N2↑+Cr2O3+4H2O⒔一氧化氮：⑴化学性质：①与氧气反应：2NO+O2＝2NO2②与氨气反应：6NO+4NH3催化剂△5N2+6H2O③与氢氧化钠反应:NO+NO2+2NaOH＝2NaNO2用于制硝酸工业中吸收尾气中NO和NO2⑵制法：实验室制备少量氮气的基本原理是用适当的氧化剂将氨或铵盐氧化,最常用的是如下几种方法：⑴加热亚硝酸铵的溶液：343kNH4NO2 ===== N2↑+ 2H2O⑵亚硝酸钠与氯化铵的饱和溶液相互作用：NH4Cl + NaNO2 === NaCl + 2 H2O + N2↑⑶将氨通过红热的氧化铜： 2 NH3+ 3 CuO === 3 Cu + 3 H2O + N2↑⑷氨与溴水反应：8 NH3 + 3 Br2 aq === 6 NH4Br + N2↑⑸重铬酸铵加热分解：NH42Cr2O7===N2↑+Cr2O3+4H2O⒕二氧化氮⑴化学性质①自身反应：2NO2 ==== N2O4,正反应是放热;②与水反应：3NO2+H2O＝2HNO3+NO二氧化氮溶于水后并不会完全反应,所以会有少量二氧化氮分子存在,为黄色.③与其他气体反应：NO+NO2+2NaOH＝2NaNO2用于制硝酸工业中吸收尾气中的NO和NO26NO+4NH3催化剂△5N2+6H2O4NO2+H2S＝4NO+SO3+H2ONO2+SO2＝SO3+NO④与盐反应：NO2+2KI+H2O＝NO+I2+2KOH不能用淀粉KI溶液鉴别溴蒸气和NO2⑵制法：闪电也可以产生NO2,在闪电时,由于空气中电场极强,空气分子被撕裂而导电,雷电电流通过时产生大量的热,使已经呈游离状态的空气成分N2、O2结合;N2+O2===2NO,NO进一步与空气中O2反应,生成NO2 2NO+O2===2NO2,NO2与云结合成HNO3,3NO2+H2O=2HNO3+NO,与雨水一起落下,成为天然;⒖五氧化二氮⑴化学性质： N2O5+H2O＝2HNO3⑵制法：2NO2+O3=N2O5+O2 或4HNO3+2P2O5=2N2O5+4HPO3⒗硝酸⑴化学性质①稀硝酸a与金属反应：3Cus+ 8HNOaq—→ 3CuNO3aq+2NOg+4H2OlFes+ 4HNOaq——→ FeNO3aq+ NOg+ 2H2Olb与碱反应：c与氢化物反应：3 H2S +2 HNO3稀＝3 S↓+2NO +4 H2O HI,HBrd与盐反应：3 Na2S +8 HNO3稀＝6 NaNO3 +2 NO↑ +3 S↓ +4 H2O3 Na2SO3 +2 HNO3稀＝3 Na2SO4 +2 NO↑ + H2O说明：a．：浓硝酸＞稀硝酸；②浓硝酸A不稳定性：4HNO3＝光或加热2H2O + O2↑ + 4NO2↑浓硝酸因溶解由分解产生的NO2而呈黄色,常将浓硝酸盛放在棕色试剂瓶中避光,且放置于冷暗处;B强氧化性a.与绝大部分金属反应不产生H2Cu + 4HNO3浓＝2H2O +CuNO32 + 2NO2↑3Cu+ 8HNO3稀＝4H2O +3CuNO32+2NO↑b. 与非金属反应C + 4HNO3浓＝加热△2H2O + CO2↑ + 4NO2↑S + 6HNO3浓＝加热△2H2O + H2SO4 + 6NO2↑P + 5HNO3浓＝加热△H2O + H3PO4 + 5NO2↑在反应中,非金属被氧化成最高价氧化物或其对应的含氧酸;c.使铝铁钝化常温下,冷的浓硝酸能使Fe,Al等钝化;C消化反应; 最为常见的硝化反应是苯的硝化Ph-H+HO-NO—→ Ph-NO+H2OD酯化反应：3nHNO+ C6H7O2OH3n ——→ C6H7O2O-NO23n + 3nH2OE酸的通性：a跟指示剂反应 b与活泼金属反应金属活动性顺序表中氢以前的金属生成盐和氢气 c与一些金属氧化物反应生成盐和水 d与碱反应中和反应生成盐和水 e 与一些盐反应生成新的盐和新的酸⑵制取：⑴实验室制法NaNO3+ H2SO4＝加热△NaHSO4+ HNO3⑵工业上制法4NH3 + 5O2 ＝Pt△6H2O + 4NO 2NO + O2 = 2NO2工业上制时要不停通入氧气3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO NO循化氧化吸收 4NO+3O2+2H2O=4HNO34NO2+O2+2H2O=4HNO3⒘氨气⑴化学性质：①与水反应：NH3+H2O NH3·H2O NH4++OH 氨水在中学化学实验中三应用①用蘸有浓氨水的玻璃棒检验HCl等气体的存在；②实验室用它与铝盐溶液反应制氢氧化铝；③配制银氨溶液检验有机物分子中醛基的存在;②跟酸反应2NH3+H2SO4===NH42SO4 3NH3+H3PO4===NH43PO4NH3+CO2+H2O===NH4HCO3 2NH3+SO2+H2O＝NH42SO3反应实质是氨分子中氮原子的孤对电子跟溶液里具有空轨道的氢离子通过而结合成离子晶体;若在水溶液中反应,离子方程式为：8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl 黄绿色褪去,产生白烟反应实质：2NH3+3Cl2===N2+6HCl NH3+HCl===NH4Cl 总反应式：8NH3+3Cl2===N2+6NH4Cl③在纯氧中燃烧: 4NH3+3O2=2N2+6H2O④与非金属单质：2NH3+3Cl2＝N2+6HCl 8NH3+3Cl2＝N2+6NH4Cl⑤与非金属氧化物反应：4NH3+6NO 催化剂△5N2+6HO用氨清除NO⑥与金属氧化物：2NH3+3CuO △2+3H2O⑦与盐反应：NH3+NaCl+H2O+CO2＝NaHCO3↓+NH4Cl侯氏制碱法⑵制作：①工业制法：工业上氨是以哈伯法通过N2和H2在高温高压和存在下直接化合而制成：工业上制氨气高温高压N2g+3H2g========2NH3g可逆反应催化剂△rHθ =mol错误!实验室制备:实验室,氨常用与碱作用或利用氮化物易水解的特性制备：△2NH4Cl固态 + CaOH2固态===2NH3↑+ CaCl2 + 2H2OLi3N + 3H2O === LiOH + NH3↑a不能用NH4NO3跟CaOH2反应制氨气因为NH4NO3是氧化性铵盐,加热时低温生成NH3和HNO3,随着温度升高,硝酸的强氧化性发挥作用使生成的氨进一步被氧化生成和氮的氧化物,所以不能用NH4NO3跟CaOH2反应制氨气;b实验室制NH3不能用NaOH、KOH代替CaOH2因为NaOH、KOH是强碱,具有吸湿性潮解易结块,不易与铵盐混合充分接触反应;又KOH、NaOH具有强腐蚀性在加热情况下,对玻璃仪器有腐蚀作用,所以不用NaOH、KOH代替CaOH2制NH3;c用试管收集氨气为什么要堵棉花因为NH3分子微粒直径小,易与空气发生对流,堵棉花目的是防止NH3与空气对流,确保收集纯净;d实验室制NH3除水蒸气为什么用碱石灰,而不采用浓H2SO4和固体CaCl2因为浓H2SO4与NH3反应生成NH42SO4NH3与CaCl2反应能生成CaCl2·8NH3八氨合氯化钙CaCl2+8NH3==CaCl2·8NH3e实验室快速制得氨气的方法用浓氨水加固体NaOH或加热浓氨水。
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常见金属的化学性质
一．钠及其化合物
1．钠
①与氧气反应：
在常温时4Na＋O2＝2Na2O（白色）
在点燃时2Na＋O2=Na2O2(淡黄色)(实验)
(比较)钠能跟卤素、硫、磷、氢、等非金属直接发生反应生成相应化合物,如2Na+Cl2＝2NaCl、2Na＋S＝Na2S(硫化钠)（跟硫化合时甚至发生爆炸。
）2Na+Br2=2NaBr(溴化钠）（溴化钠可以做镇定剂）钠跟水的反应2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑(实验)
★钠由于此反应剧烈，能引起氢气燃烧，所以钠失火不能用水扑救，必须用干燥沙土来灭火。
钠具有很强的还原性，可以从一些熔融的金属中把金属置换出来。
由于钠极易与水反应，所以不能用钠把居于顺序钠之后的金属从其盐溶液中置换出来。
②钠与酸溶液反应钠与酸溶液的反应涉及到钠的量，如果钠少量，只能与酸反应，如钠与盐酸的反应：2Na+2HCl=2NaCl+H2↑；如果钠过量，则优先与酸反应，然后再与酸溶液中的水反应
③钠与盐反应
a将钠投入盐溶液中，钠先会和溶液中的水反应，生成的氢氧化钠如果能与盐反应则继续反应。
如将钠投入硫酸铜溶液中：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2↓
b与熔融盐反应：这类反应多数为置换反应，常见于金属冶炼工业中，如4Na+TiCl4（熔融）=4NaCl+Ti（条件为高温）Na+KCl=K+NaCl（条件为高温）
★钠与熔融盐反应不能证明金属活动性的强弱
⒉氧化钠
①与水的反应：
Na2O+H2O—→2NaOH
②与二氧化碳反应Na2O+CO2--->NaCO3
③与酸反应Na2O+HCI＝NaCl＋H2O
Na2O合成方法Na2CO3（碳酸钠）—△→Na2O＋CO2
3.过氧化钠
①与最高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应，生成盐，放出氧气，
例：2Na2O2＋2CO₂══2Na₂CO₃＋O₂↑2Na2O2＋2SO₃══2Na₂SO₄+O₂↑
②与次高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应，生成盐，但不放出氧气，
如：Na2O2＋CO══Na₂CO₃2Na2O2＋SO₂══Na2SO₄
③与水反应，生成氧气：2Na2O2+2H2O══4NaOH+O₂↑，反应放热
Na2O2制备:Na2O+O2＝Na2O2
⒋碳酸钠
①其水溶液呈碱性，能与酸产生一定反应。
Na2CO3+2HCl====2NaCl+H2O+CO2↑（酸过量）Na2CO3+HCl====NaCl+NaHCO3（酸钠不足）
②Na2CO3与碱反应。
Na2CO3+Ca(OH)2====CaCO3↓+2NaOH Na2CO3与NaOH不反应
③Na2CO3与盐反应Na2CO3+BaCl2====2NaCl+BaCO3↓【碳酸钡白色沉淀，不溶于水(难溶于水)，但可溶于酸】3Na2CO3+Al2(SO4)3+3H2O====2Al(OH)3↓+3Na2SO4+3CO2↑【氢氧化铝白色沉淀，不溶于水，可溶于酸】
④Na2CO3转化为NaHCO3:Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3
NaHCO3制取:NaCl+CO2+NH3+H2O====NaHCO3↓+NH4Cl
⒌碳酸氢钠
①与酸反应NaHCO₃+HCl====NaCl+H₂O+CO₂↑
②与碱反应
A与NaOH反应:NaHCO₃+NaOH====Na2CO3+H2O
B与Ca(OH)₂反应要分过量和少量
少量：NaHCO₃+Ca(OH)₂====CaCO₃+NaOH+H2O
过量：2NaHCO₃+Ca(OH)₂====Na2CO3+CaCO₃+2H2O
③双水解
与AlCl₃双水解：3NaHCO₃+AlCl₃====Al(OH)₃↓+3CO₂+3NaCl
与Al₂(SO4)₃双水解：Al₂(SO4)₃+6NaHCO₃==3Na₂SO4+2Al(OH)₃↓+6CO₂↑
④与盐反应2NaHCO₃+CaCl₂====Ca(HCO₃)₂+2NaCl
⑤受热分解：2NaHCO₃==△==Na₂CO₃+H₂O+CO₂↑
制备Na2CO3+CO₂+H₂O====2NaHCO₃
2、氧化铝
4.四氧化三铁
5、氢氧化亚铁
常见非金属及其化合物的化学性质及制法
一、硅及其化合物
1、硅
10、硫酸
11、氮气
12、一氧化氮
13、二氧化氮
14、硝酸
15、氮气
16、氢气。