高二化学常见非金属元素单质及其重要化合物

高二化学常见非金属元素单质及其重要化合物内容摘要：

SO 4 将有机物里的氢、氧原子按 2 ∶ 1 的个数比脱去生成水的性质。 例如： C 12 H 22 O 11 ―― →浓 H 2 SO 412C ＋ 1 1H 2 O HCOOH ―― →浓 H 2 SO 4CO ↑ ＋ H 2 O ③ 强氧化性 常温下， Fe 、 Al 遇浓 H2SO4会发生钝化。 但热的浓H2SO4能氧化大多数金属 ( 除金、铂外 ) 、非金属单质及一些还原性化合物。 例如： Cu ＋ 2H2SO4( 浓 ) ==== =△CuS O4＋ SO2↑ ＋ 2H2O C ＋ 2H2SO4( 浓 ) ==== =△CO2↑ ＋ 2SO2↑ ＋ 2H2O 2HI ＋ H2SO4( 浓 ) == =I2＋ SO2↑ ＋ 2H2O 在这些氧化还原反应中，硫酸的还原产物一般为 SO2。 ④ 难挥发性 H 2 SO 4 ( 浓 ) ＋ 2N aC l ==== =△Na 2 SO 4 ＋ 2HCl ↑ H 2 SO 4 ( 浓 ) ＋ Na NO 3 ==== =微热Na HS O 4 ＋ HNO 3 ↑ 根据此性质可制挥发性酸。 • (4)重要的硫酸盐 • ①一些含结晶水的硫酸盐叫做矾 • 应了解胆矾 (CuSO45H2O)、绿矾(FeSO47H2O)、皓矾 (ZnSO47H2O)、明矾[KAl(SO4)212H2O]等的化学式、性质及用途。 • ②不称为 “ 某矾 ” 的重要硫酸盐有： • 芒硝 (Na2SO410H2O)、石膏 (CaSO42H2O)、重晶石 (天然 BaSO4)等。 石膏用于制作模型、石膏绷带，生产水泥等；硫酸钡用作 X射线透视肠胃的内服药剂 (钡餐 )、生产白色颜料等。 • 温馨提示： BaCO BaCl2等钡盐有毒。 BaCO3切不可用做 “ 钡餐 ”。 BaCO3虽然不溶于水，但它溶于酸。 在人的胃中BaCO3与胃酸反应生成 Ba2＋ 而使人中毒。 4 ． 氮及其化合物 ( 1 ) 氮及其氧化物 ① 氮气及其性质 N2的电子式为：N ⋮⋮ N，结构式为 NN。 N2的化学性质不活泼，其原因是 NN 键能很大，很牢固。 在一定条件下，N2可与某些非金属反应，例如： N2＋ 3H2高温、高压催化剂2 N H3；可与某些金属反应，例如： N2＋ 3 M g ==== =点燃Mg3N2；氮的固定是指将空气中的 N2转化成含氮化合物的过程。 • ② 氮的氧化物 • 氮元素有＋ ＋ ＋ ＋ ＋ 5五种正价态，对应有 N2O、 NO、 N2O NO N2O N2O5六种氧化物，其中 N2O3和 N2O5分别是 HNO2和HNO3的酸酐。 • NO为无色有毒气体，不溶于水，极易与 O2反应：2NO＋ O2===2NO2， NO被氧化，颜色由无色变为红棕色。 实验室制法： 3Cu＋8HNO3(稀 )===3Cu(NO3)2＋ 4H2O＋ 2NO↑； NO只能用排水法收集，不能用排空气法。 NO 2 是红棕色有刺激性气味的有毒气体，极易与水反应： 3N O 2 ＋ H 2 O == =2H NO 3 ＋ NO。 NO 2 自身结合成无色的N 2 O 4 ： 2N O 2 N 2 O 4 Δ H 0 ，实验室制法 ： Cu ＋4HNO 3 ( 浓 ) == =C u ( NO 3 ) 2 ＋ 2H 2 O ＋ 2N O 2 ↑ ； NO 2 只能用向上排空气法，不能用排水法收集。 • (2)氨水的组成及性质 • ①组分 • 三种分子： NH NH3H2O、 H2O；三种离子： NH4＋ 、OH－ 、 H＋ ；粒子浓度大小顺序为： c(NH3H2O)c(OH－ )c(NH4＋ )c(H＋ )。 • ②性质 • 容易挥发，盛浓氨水的试剂瓶瓶口常有白雾产生，久置溶液质量减轻，浓度变小。 • 氨水质量分数越大，其密度越小，因此质量分数为 x%的氨水与质量分数为 3x%的氨水等体积混合后，所得氨水的质量分数小于 2x%。 氨水中存在如下平衡： NH 3 ＋ H 2 O NH 3 H 2 O NH 4＋＋ OH－，氨水呈碱性。 氨水是很好的沉淀剂，能使 Mg2 ＋、 Al3 ＋、 Fe2 ＋、 Fe3＋、 Cu2 ＋、 Zn2 ＋转变为氢氧化物沉淀，其中 Ag OH 、Cu(OH) 2 、 Z n ( OH) 2 等沉淀能溶于过量氨水，生成络离子。 ③ 涉及氨水的离子方程式的书写 氨水作反应物，用分子式 NH3H2O 表示，如： Al3 ＋＋ 3N H3H2O == =A l ( OH)3↓ ＋ 3N H4＋； 生成氨水时，若反应物中浓溶液或在加热条件下，用下式表示： NH4＋＋ OH－==== =△NH3↑ ＋ H2O ； 生成氨水时，若反应物为稀溶液且不加热，用下式表示： NH4＋＋ OH－== =N H3H2O (3) 氨气的制法 ① 实验室制法 原理：铵盐与碱共热，产生氨气。 2NH4Cl ＋ Ca( OH )2==== =△CaC l2＋ 2NH3↑ ＋ 2H2O 装置：固 — 固反应加热装置，发生装置与制取氧气的相似，如下图。 • 收集：由于氨气易溶于水，密度比空气小，所以只能用向下排空气法。 • 检验： (变蓝 )； b.蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口 (产生白烟 )。 • 棉花团的作用：在收集 NH3的试管口放置一团松软的干棉花，是为了防止试管内的NH3与试管外的空气形成对流，在较短时间内收集到较为纯净的氨气。 • 温馨提示： 制取 NH3宜用 NH4Cl，不宜用(NH4)2SO NH4HCO NH4NO3等。 • 消石灰不能用 KOH或 NaOH代替，因后两者易吸湿，易结块，不利于产生 NH3，且高温下腐蚀试管。 • 干燥氨气不能用 P2O5和浓 H2SO4，也不能用无水CaCl2(8NH3＋ CaCl2===CaCl28NH3)，通常用碱石灰干燥氨气。 • 欲快速制 NH3可将浓氨水滴入 NaOH固体或生石灰中，其装置如下图所示。 ② 工业制法 N2＋ 3H2高温、高压催化剂2 N H3 ( 4 ) 铵盐 大多为无色晶体，易溶于水。 铵盐均能水解，离子方程式为 NH4＋＋ H2O NH3H2O ＋ H＋；均与碱反应，离子方程式 NH4＋＋ OH－== = N H3H2O( 或 NH4＋＋ OH－==== =△NH3↑ ＋H2O) ；受热易分解，例如： NH4Cl ==== =△NH3↑ ＋ HC l ↑。 • (5)硝酸 • ①物理性质 • 纯硝酸是无色有刺激性气味、易挥发的液体，与水以任意比互溶， 98%以上的硝酸叫做发烟硝酸。 浓盐酸也是挥发性酸，浓硫酸、浓磷酸是不挥发性酸。 • ②化学性质 • a．酸性 • HNO3===H＋ ＋ NO3－ ，表现酸的通性使石蕊试液变红。 b ．不稳定性 浓硝酸显黄色，是因为 HNO 3 分解产生的 NO 2 溶解在硝酸中，说明浓硝酸具有不稳定性，化学方程式为4HNO 3 ==== =△ 或光4N O 2 ↑ ＋ O 2 ↑ ＋ 2H 2 O ，因此，实验室保存硝酸时，必须用棕色瓶，且放置于冷暗处。 • c．强氧化性 • 浓、稀硝酸都具有很强的氧化性与铜反应的化学方程式为 • Cu＋ 4HNO3(浓 )===Cu(NO3)2＋ 2NO2↑＋ 2H2O • 3Cu＋ 8HNO3(稀 )===3Cu(NO3)2＋ 2NO↑＋4H2O • 铁、铝遇冷浓硝酸发生钝化，足量硝酸与变价金属、非金属反应，均生成高价化合物。 • 浓硝酸与木炭共热： C ＋ 4HNO 3 ( 浓 ) ==== =△4N O 2 ↑ ＋ 2H 2 O ＋ CO 2 ↑ 稀硝酸与 少量铁： Fe ＋ 4HNO 3 == =F e ( NO 3 ) 3 ＋ NO ↑ ＋ 2H 2 O 稀硝酸与足量铁： 3F e ＋ 8HNO 3 == =3F e ( N O 3 ) 2 ＋ 2N O ↑ ＋ 4H 2 O • 方法归纳 拓展思维 活学活用 • 1． 卤素性质规律方法 • (1)相似性 • 卤素的相似性，由氯气及其化合物的性质，能推出卤素的相似性。 • (2)递变性 • ①卤素单质都具有较强的氧化性，但氧化性 F2Cl2Br2I2。 • ②卤离子都具有还原性，但还原性 F－ Cl－ Br－ I－。 • ③卤化氢的水溶液都具有酸性，但酸性：HIHBrHClHF(递变性 )。 • ④在具体的反应中， X2能和 H2化合，但化合难易程度及条件不同。 ( 3) 递变性连接着特殊性 ① HX 的熔沸点： HCl 、 HB r 、 HI 的熔沸点随着相对分子质量的增大而增大，但相对分子质量最小的 HF ( 分子间存在氢键 ) 的熔沸点最高。 ② Ag X 的溶解性： Ag Cl 、 Ag Br 、 Ag I 难溶于水，且溶解度依次减小，而 Ag F 能溶于水。 ③ X2与 H2O 反应： Cl Br I2能与水反应生成 HX 、HXO ，反应式为 X2＋ H2O HX ＋ HXO ；而氟与水剧烈反应生成 O2，反应式为 2F2＋ 2H2O == =4HF ＋ O2。 • 2．卤素的检验方法 • (1)氯气为黄绿色、有刺激性气味，并可使某些潮湿的有色物质褪色。 氯气具有强氧化性，可使湿润的碘化钾淀粉试纸呈现蓝色，因此可用于检验氯气的存在。 • (2)利用碘单质能使淀粉溶液呈现蓝色可用于检验碘单质的存在。 • (3)AgCl、 AgBr、 AgI都不溶于稀硝酸，且颜色逐渐加深，分别为白色、浅黄色、黄色，所以，可用 HNO3酸化的AgNO3溶液来检验 Cl－ 、 Br－ 、 I－ 的存在。 • (4)利用卤素单质间置换反应和有机溶剂萃取的方法来检验卤素单质。 3 ．。