非金属元素及其重要化合物

非金属元素及其重要化合物

一、氯及其重要化合物

氯气的性质及用途

1、物理性质：常温下，氯气是黄绿色、有刺激性、能溶于水、比空气重、易液

化的有毒气体。

2、化学性质：氯气的化学性质很活泼的非金属单质。

（1）与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成高价态）

①2Na＋Cl22NaCl（产生白烟）

②Cu＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟）

③2Fe＋3Cl22FeCl3（产生棕色的烟）

注：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中。（2）与非金属反应

①H2＋Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸

H2＋Cl22HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸

②2P＋3Cl22PCl3（氯气不足；产生白雾）

2P＋5Cl22PCl5（氯气充足；产生白烟）磷在氯气中燃烧产生大量白色烟雾（3）与水反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO

（4）与碱反应 Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（用于除去多余的氯气）2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂粉精）

Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO（漂粉精的漂白原理）

注意：①若CO2过量则生成Ca(HCO3)2②若向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体,不能生成CaSO3，因能被HClO氧化。

①2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3

（5）与某些还原性物质反应（氧化性）

②2KI＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验）

③SO2＋X2＋2H2O = 2HCl + H2SO4（X＝Cl、Br、I）(卤素元素)

3、氯水的成分及性质

氯气溶于水得黄绿色的溶液----氯水。在氯水中有少部分氯分子与水反应，Cl2 + H2O = HCl + HClO (次氯酸)，大部分是以Cl2分子状态存在于水中。

注意：（1）在新制的氯水中存在的微粒有：H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-；久置氯水则几乎是稀盐酸

①一元弱酸，比H2CO3弱

光

（2）HClO的基本性质：②不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑

③强氧化性；

漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色，

故氯水可用作自来水消毒。

（3）几种漂白剂的比较

SO2活性炭

漂白剂HClO Na2O2

（H2O2）

漂白原

氧化漂白氧化漂白化合漂白吸附漂白

理

品红溶

褪色褪色褪色褪色

液

紫色石蕊先变红后褪

色

褪色只变红不

褪色

褪色

稳定性稳定稳定不稳定——4、氯气的制法

（1）实验室制法

药品及原理：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + 2H

2O + Cl2

↑

强调：MnO2跟浓盐酸在共热的条件下才反应生成Cl2，稀盐酸不与MnO2反应。收集方法：向上排空气法（或排和食盐水法）

净化装置：用饱和食盐水除去HCl，用浓硫酸干燥

尾气处理：用碱液吸收

（2）氯气的工业制法：（氯碱工业）

通电

2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑

氯化氢的性质和实验室制法

1、物理性质: 无色、有刺激性气味的气体；极易溶于水 (1:500)其水溶液为盐酸。

2、盐酸的化学性质: (挥发性强酸的通性)

3、氯化氢的实验室制法

(1)药品及反应原理:

NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl↑ (不加热或微热)（稀硫酸）

NaHSO4 + NaCl Na2SO4 + HCl↑ (加热到500oC—600oC)

总式: 2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl↑

(2)装置: 与制氯气的装置相似

(3)收集方法: 向上排空气法

(4)检验方法: 用湿润的蓝色石蕊试纸是否变红或用玻璃棒蘸浓氨水靠近是否有白烟产生（HCl+NH3·H2O=NH4Cl+H2O)

(5)尾气处理: 用水吸收(倒扣漏斗)

卤族元素

1、卤素及化合物的性质比较:

氟氯溴碘

单质物理性质

状态气气（易液化）液（易挥

发）

固（易升

华）熔、沸

点

熔、沸点逐渐升高

颜色淡黄绿色黄绿色红棕色紫黑色密度密度逐渐增大

X2与H2化合条件冷暗处光照加热持续加热程度剧烈爆炸爆炸缓慢化合同时

分解

X2与H2O化合反应2F2+2H2O=4HF+O2X2 + H2O = HX + HXO

程度剧烈缓慢微弱极弱

水溶性反应生成氢氟

酸

水溶性依次减小，有机溶剂中溶解性

依次增大

化合

价

只有-1价有-1、+1、+3、+5、+7等

含氧酸化学式无含氧酸有HXO、HXO2、HXO3、HXO4等强弱程

度

同一价态的酸性依次减弱

卤化银

颜色AgF（白）AgCl（白）AgBr（淡

黄）

AgI（黄）水溶性易溶均难溶，且溶解度依次减小

感光性难分解见光均易分解，且感光性逐渐增强

2、卤素元素的有关特性：

（1）F2遇水发生置换反应，生成HF并放出O2。

（2）HF是弱酸、剧毒，但能腐蚀玻璃4HF + SiO2 == SiF4↑ + 2H2O；

HF由于形成分子间氢键相互缔合，沸点反常的高。

（3）溴是唯一的液态非金属，易挥发，少量的液溴保存要用水封。

（4）碘易升华，遇淀粉显蓝色；碘的氧化性较弱，它与变价金属反应时生成低价化合物。

（5）AgX中只有AgF溶于水，且不具有感光性；CaX2中只有CaF2难溶。

3、卤素间的置换反应及X-离子的检验：

（1）Cl2 + 2Br- = Br2 + 2Cl-

Cl2 + 2I- = I2 + 2Cl-

Br2 + 2I- = I2 + 2Br-

结论：氧化性：Cl2 > Br2 > I2；还原性：I- > Br- > Cl-

（2）溴和碘在不同溶剂中所生成溶液（由稀到浓）的颜色变化

溶

剂

溶质

水苯汽油四氯化碳

Br2 黄→

橙橙→橙红橙→橙红橙→橙

红

I2深黄→

褐淡紫→紫

红

淡紫→紫

红

紫→深

紫

密度比水轻比水轻比水重（3）X-离子的检验

Cl- Agcl 白色沉淀

Br- + AgNO3 + HNO3 AgBr 浅黄色沉淀 I- AgI 黄色沉淀

二、硫及其重要化合物的主要性质及用途

1、硫

（1）物理性质：硫为淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2（用于洗去试管壁上的硫）；硫有多种同素异形体：如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。（2）化学性质：硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。

①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）

2Na+S=Na2S （剧烈反应并发生爆炸）

2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）

Fe+S△ FeS（黑色）

2Cu + S △ Cu2S（黑色）

②与非金属反应

S+O2点燃 SO2

S+H2△ H2S（说明硫化氢不稳定）(可逆反应)

③与化合物的反应

S+6HNO3（浓）△ H2SO4+6NO2↑+2H2O

S+2H2SO4（浓）△ 2SO2↑+2H2O

3S+6NaOH △ 2Na2S+Na2SO3+3H2O（用热碱溶液清洗硫）

（3）用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。

2、硫的氢化物

①硫化氢的制取：

Fe+H2SO4（稀）=FeSO4+H2S↑（不能用浓H2SO4或硝酸，因为H2S具有强还原性）——H2S是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，密度比空气略大。

②硫化氢的化学性质

A．可燃性： 2H2S+O2点燃 2S+2H2O（H2S过量）

2H2S+3O2点燃 2SO2+2H2O（O2过量）

B．强还原性：常见氧化剂Cl2、Br2、O2、Fe3+、HNO3、KMnO4等，甚至SO2均可将H2S氧化成S。

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。

3、硫的氧化物

（1）二氧化硫：

①SO2是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。

②SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。

③SO2有强还原性常见氧化剂（见上）均可与SO2发生氧化一还原反应

如：SO2 + Cl 2 +2H2O == H2SO4 + 2HCl

④SO2也有一定的氧化性2H2S + SO2 == 3S↓ +2H2O

⑤SO2具有漂白性，能跟有色有机化合物生成无色物质（可逆、非氧化还原反应）

⑥实验室制法：Na2SO3 + H2SO4(浓) == Na2SO3 + H2O +SO2↑

或Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + 2H2O + SO2↑

（2）三氧化硫：是一种没有颜色易挥发的晶体；具有酸性氧化物的通性，遇水剧烈反应生成硫酸并放出大量的热。

（3）比较SO2与CO2、SO3

SO2CO2SO3

SO 2

SO 2

CO 2

CO 2

主要物性

无色、有刺激性气体、易液化易溶于水(1:40)

无色、无气味气体能溶于水(1:1)

无色固体.熔点（16.8℃）

与水反应 SO 2+H 2O H 2SO 3 中强酸 CO 2+H 2O H 2CO 2 弱酸 SO 3+H 2O==H 2SO 4(强酸) 与碱反应

Ca(OH)2 CaSO 3↓ Ca(HSO 3)2

清液 白 清液

Ca(OH)2 CaCO 3↓

Ca(HCO 3)2 清液 白↓ 清液

SO 3+Ca(OH)2==C

aSO 4(微溶) 紫色石蕊 变红 变红 变红

品红

褪色

不褪色

不褪色 鉴定存在

能使品红褪色 又能使清石灰变浑浊

不能使品红褪色 但能使清石灰水变浑浊

氧化性 SO 2+2H 2S=2S ↓+2H 2O CO 2+2Mg 点燃 2MgO+C CO 2+C ＝ 2CO

还原性

有

无

高温

浓H 2SO 4 氧化性 Br 浓SO 氧化性Br 、S)+SO +H O 、△、△Al(或Fe) 冷足量Cu 、△HBr(HI 、S)

SO +H O SO +CO +H O 钝化→运装浓SO 只表现强氧化性脱水性吸水性OH 去结晶水胆矾C+H O H +H O 糖等无水CuSO 170(I 、S 、△

C 、△

Al(或Fe) 冷

足量Cu 、△

足量Zn 、△

Fe 2+

HBr(HI 、H 2S)

SO 2+H 2O SO 2+CO 2+H 2O

钝化→运装浓H 2SO 4 CuSO 4+SO 2+H 2O

ZnSO 4+SO 2(后有H 2)+H 2O Fe 3++SO 2+H 2O

只表现强 氧化性

兼有

酸性

脱水性

吸水性 C 2H 5OH

去结晶水

胆矾

作干燥剂

C+H 2O

C 2H 4+H 2O 糖等

无水CuSO 4

中性气体 无强还原性气体

非碱性气体

可干燥 1700

与Na 2O 2作用 Na 2O 2+SO 2==Na 2SO 4 2Na 2O 2+2CO 2==2Na 2CO 3+O 2

2Na 2O 2+2SO 3==2N aSO 4+O 2↑

硫酸型酸雨的形成过程为：气相反应：2SO 2+O 2=2SO 3、SO 3+H 2O=H 2SO 4；液相反

应：SO 2+H 2O=H 2SO 3、2H 2SO 3+O 2=2H 2SO 4。总反应：232522224222Mn Fe Cu V

SO H O O H SO +

+

+

+

++???????→

、、、

硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O 2=2NO 2、3NO 2+H 2O=2HNO 3+NO 。

在含硫矿物燃料中加生石灰，及时吸收燃烧过程中产生的SO 2，这种方法称为“钙基固硫”，其反应方程式为：SO 2+CaO=CaSO 3，2CaSO 3+O 2=2CaSO 4；也可采用烟气脱硫技术，用石灰浆液或石灰石在烟气吸收塔内循环，吸收烟气中的SO 2，其反应方程式为：SO 2+Ca(OH)2=CaSO 3+H 2O ，SO 2+CaCO 3=CaSO 3+CO 2，2CaSO 3+O 2=2CaSO 4。 4、硫酸

①稀H 2SO 4具有酸的一般通性，而浓H 2SO 4具有酸的通性外还具有三大特性：

②SO42—的鉴定（干扰离子可能有：CO32-、SO32-、SiO32-、Ag＋、PO43－等）：

待测液澄清液白色沉淀（说明待测液中含有SO42-离子）5、硫酸的工业制法──接触法

1、生产过程:

三阶

段SO2制取和净化SO2转化为SO3

SO3吸收和H2SO4的生

成

三方

程4FeS2＋11O2

2Fe2O3＋8SO22SO2＋O2

2SO3

△

SO3＋H2O=H2SO4

三设

备

沸腾炉接触室吸收塔有

关原理矿石粉碎,以增大

矿石与空气的接触

面，加快反应速率

逆流原理(热交换

器)目的: 冷热气

体流向相反，冷的

SO2、O2、N2被预热，

而热的SO3、SO2、O2、

N2被冷却.

逆流原理(98.3%的

浓硫酸从塔顶淋下，

气体由下往上，流向

相反，充分接触，吸

收更完全)

设备中排出的气炉气:SO2.N2.O2.矿

尘(除尘).砷硒化

合物(洗涤). H2O气

(干燥)……

SO2、O2、N2、SO3

尾气：SO2及N2、O2

不能直接排入大气

中

高温催化剂

体 净化气:SO 2.N 2.O 2

说 明

矿尘.杂质:易使催化剂“中毒”

H 2O 气:腐蚀设备、影响生产

反应条件—— 理论需要：低温、高压、催化剂；实际应用：400℃～500℃、常压、催化剂

实际用98.3%的浓硫

酸吸收SO 3,以免形成

酸雾不利于气体三氧化硫被进一步吸收

2、尾气处理： 氨水 ?????→?)

,(222等含O N SO (NH 4)2SO 3 ??

→?42SO H (NH 4)2SO 4+ SO 2↑ NH 4HSO 3 氧族元素

1、氧族元素比较： 原子半径 O ＜S ＜Se ＜Te 单质氧化性 O 2＞S ＞Se ＞

Te

单质颜色 无色 淡黄色 灰色 银白色 单质状态 气体 固体 固体 固体

氢化物稳定性 H 2O ＞H 2S ＞H 2Se ＞H 2Te 沸点 H 2O ＞H 2Te ＞H 2Se ＞H 2S （水反常）

最高价含氧酸酸性 H 2SO 4＞H 2SeSO 4＞H 2TeO 4 2、O 2和O 3比较

O 2 O 3

颜色 无色 气态—淡蓝色 气味 无

刺激性特殊臭味

水溶性

臭氧密度比氧气的大

高压放电

电解

MnO

2 密度 臭氧比氧气易溶于水

氧化性

强

（不易氧化Ag 、Hg 等） 极

强

（O 3+2KI+H 2O==2KOH+I 2+O 2）

（易氧化Ag 、Hg 等不活泼金

属）

漂白性

无

有（极强氧化性—作消毒剂和

脱色剂）

稳定性

3O 2 2O 3 2O 3===3O 2 常温：缓慢 加热：迅速

相互关系

臭氧和氧气是氧的同素异形体

3、比较H 2O 和H 2O 2 H 2O H 2O 2 电子式 H: O: H H:O:O:H

化学键

极性键

极性键和非极性键 分子极性 有 有 稳定性

稳定 2H 2O 2H 2↑+O 2↑

不稳定 2H 2O 2 2H 2O+O 2↑ 氧化性

较弱（遇强还原剂反应）

2Na+2H 2O==2NaOH+H 2

较强（遇还原剂反应） SO 2+H 2O 2===H 2SO 4

↑

还原性较弱

（遇极强氧化剂反

应）

2F2+2H2O===4HF+O2较强

（遇较强氧化剂反应）2MnO4—+5H

2O2

+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O

作用饮用、溶剂等氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂

等

H2S+H2SO4(浓)S↓+SO2↑+H2O

SO3+2NaHSO3==Na2SO4+2SO2+H2O

3CuSO4 3CuO+2SO2↑+SO3↑+O2↑

6FeSO4+3Br2══2Fe2（SO4）3+2FeBr3

三、氮及其重要化合物的主要性质

1．氨气（1）分子结构：由极性键形成的三角锥形的极性分子，N原子有一对孤对电子；（2）物理性质：无色、刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水，常温常压下1体积水能溶解700体积的氨气，易液化（可作致冷剂）（3）化学性质：①与H2O反应：NH

3 + H2

O NH3·H2O NH4+ + OH-，溶液呈弱碱性，氨水的成份为：NH3、 H2O、NH3·H2O、NH4+、 OH-、H+，氨水易挥发；②与酸反应：NH3 + HCl = NH4Cl NH3 + HNO3 = NH4NO3与挥发性酸反应有白烟生成③还原性（催化氧化）：

4NH3 + 5O2＝ 4NO + 6H2O（N为-3价，最低价态，具有还原性）

（4）实验室制法 Ca （OH ）2 + 2NH 4Cl CaCl 2 + 2NH 3↑ + 2H 2O ，

工业?法：N 2与H 2在高温高压催化剂条件下合成氨气 2．铵盐

（1）物理性质：白色晶体，易溶于水 （2）化学性质：①受热分解： NH 4HCO 3

NH 3↑ + H 2O + CO 2↑ NH 4Cl

NH 3↑+ HCl ↑

②与碱反应： NaOH + NH 4Cl

NaCl + NH 3↑ + H 2O

3．氮气（N 2）

（1）分子结构：电子式为∶N ┇┇N ∶，结构式为N ≡N ，氮氮叁键键能大，分子结构稳

定，化学性质不活泼。

（2）物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，难溶于水，空气中约占总体积的78%。

（3）化学性质：常温下性质稳定，可作保护气；但在高温、放电、点燃等条件下能与H 2、O 2、IIA 族的Mg 、Ca 等发生化学反应，即发生氮的固定（将空气中的氮气转变为含氮化合物的过程，有自然固氮和人工固氮两种形式）N 2中N 元素0价，为N 的中间价态，既有氧化性又有还原性

①与H 2反应： N 2 + 3H 2 2NH 3 ②与O 2反应： N 2 + O 2 ＝ 2NO

③与活泼金属反应： N 2 +3 Mg ＝ Mg 3N 2

（4）氮气的用途：化工原料；液氮是火箭燃烧的推进剂；还可用作医疗、保护气等。

催化剂 △

高温、高压

催化剂 放电

点燃

4．氮的氧化物

（1）氮的氧化物简介：氮元素有+1、+2、+3、+4、+5五种正价态，对应有六种氧化物

种类色态化学性质

N2O 无色气体较不活泼

NO 无色气体活泼，不溶于水

N2O3（亚硝酸酐）无色气体，蓝色液体

（-20℃）常温极易分解为NO、NO2

NO2红棕色气体较活泼，与水反应

N2O4无色气体较活泼，受热易分解

N2O5（硝酸酸酐）无色固体气态时不稳定，易分

解

（2）NO和NO2的重要性质和制法①性质：2NO + O2＝ 2NO2（易被氧气氧化,无色

气体转化为红棕色）；2NO2 （红棕色） N2O4（无色）（平衡体系）；3NO2+ H2O ＝ 2HNO3 + NO （工业制硝酸）；NO + NO2 + 2NaOH ＝ 2NaNO2 + H2O（尾气吸收）； NO2有较强的氧化性,能使湿润的KI淀粉试纸变蓝。②制法：NO： 3Cu + 8HNO3（稀）＝ 3Cu（NO3）2 + 2NO↑ + 4H2O（必须用排水法收集NO）；NO2：Cu + 4HNO3（浓）＝ Cu（NO3）2 + 2NO2↑ + 2H2O （必须用排空气法收集NO2）

（3）氮的氧化物溶于水的计算：

①NO2或NO2与N2（非O2）的混合气体溶于水可依据3NO2 + H2O ＝ 2HNO3 + NO利用气体体积变化差值进行计算。

②NO2和O2的混合气体溶于水时由4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3进行计算，当体积比V（NO2）：V（O2）=4：1时，恰好反应；>4：1时，NO2过量，剩余NO；<4：1时，O2过量，剩余O2。

③NO和O2同时通入水中时，由4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3进行计算，原理同②方法。④NO、NO2、O2的混合气体通入水中，先按①求出NO的体积，再加上混合气体中NO的体积再按③方法进行计算。

硝酸(HNO3)

（1）物理性质：无色、刺激性气味、易挥发液体，能与水以任意比例互溶，常用浓硝

酸的质量分数大约为69%。

（2）化学性质：硝酸为强酸，具有以下性质：

①具有酸的通性，

光或热

②浓硝酸不稳定性：4HNO3 ＝ 4NO2↑+ O2↑ + 2H2O

③强氧化性：无论浓稀硝酸均具有强氧化性，与金属反应时不能放出氢气。

a.与金属反应：Cu + 4HNO3（浓）＝ Cu（NO3）2 + 2NO2↑ + 2H2O ；

3Cu + 8HNO3（稀）＝ 3Cu（NO3）2 + 2NO↑ + 4H2O；

3Ag + 4HNO3（稀）＝ 3AgNO3 + NO↑ + 2H2O ；

常温下浓硝酸使铁、铝钝化。

b.与非金属反应：C + 4HNO3（浓）＝ CO2↑+ 4NO2↑ + 2H2O 。

c.与其他还原剂反应,如H2S、SO2、Fe2+等。

d.与有机物反应:硝化反应、酯化反应、与蛋白质发生颜色反应（黄色）等。 （3）制法：

①实验室制法：硝酸盐与浓硫酸微热，

NaNO 3（固）+ H 2SO 4（浓）

NaHSO 4 + HNO 3↑

（不能强热，因硝酸不稳定。也不能用稀硫酸，无法生成

气体）；

②工业制法：氨的催化氧化法，4NH 3 + 5O 2 ＝ 4NO + 6H 2O ；

2NO + O 2 ＝ 2NO 2； 3NO 2 + H 2O ＝ 2HNO 3 + NO ；

尾气处理：NO 2 + NO + 2NaOH ＝ 2NaNO 2 + H 2O

四、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：

（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）

（2）化学性质：①C + O 2 ＝ CO 2 ②2C + O 2 ＝ 2CO ③C+4HNO 3（浓）＝CO 2

↑+ 4NO 2↑+ 2H 2O

④ C + 2CuO ＝ 2Cu + CO 2↑⑤ C + CO 2 ＝ 2CO ⑥ 2C + SiO 2 ＝ Si + 2CO

↑

2．碳的氧化物（CO 、CO 2）性质的比较： 氧化物

一氧化碳

二氧化碳

物理性质 无色无味气体、有毒、难无色略带酸味气体，无毒，能

催化剂

△

点燃

点燃

△

高温

高温 △

溶于水，能与人体中血红蛋白迅速结合，是一种严重的大气污染物 溶于水，固态时俗称“干冰”。 是产生温室效应的气体之一。

化学性质 1．

可燃性

2． 还原性：（CuO 、Fe 2O 3、H 2O 反应） 3． 不成盐氧化物

1．

不能燃烧

2．

与C 、Mg 等反应，表现

氧化性 3． 酸性氧化物（与碱反应）

实验室制法

HCOOH ——→ CO ↑ + H 2O

CaCO 3 + 2HCl ＝ CaCl 2 + H 2O + CO 2↑

收集方法

排水法

向上排空气法

检验方法 点燃后在火焰上分别罩

上干燥的烧杯和沾有澄清石灰水的烧杯

使澄清石灰水变浑浊

用途 燃料、化工原料

化工原料、灭火等 相互转化 C + CO 2 ＝ 2CO （高温） 2CO + O 2 ＝ 2CO 2（点燃）

2．二氧化硅与二氧化碳的对比：

物 质 二氧化硅 二氧化碳 化学式 SiO 2 CO 2 晶体类型

原子晶体

分子晶体

浓硫酸 △

物理性质

硬度大、熔沸点高、常温

下为固体、不溶于水

熔沸点低，常温下为气

体，微溶于水

化 学 性 质 ①与水反

应

不反应

CO 2 + H 2O

H 2CO 3

②与酸反

应 SiO 2 + 4HF = SiF 4↑+ 2H 2O

不反应

③与碱反应

SiO 2 + 2NaOH = Na 2SiO 3 + H 2O

盛碱液的试剂瓶用橡皮塞

CO 2 + 2NaOH = Na 2CO 3 + H 2O 或

CO 2 + NaOH = 2NaHCO 3

④与盐反应

SiO 2 + Na 2CO 3 ＝Na 2SiO 3 + CO 2↑

SiO 2 + CaCO 3 ＝ CaSiO 3 + CO 2↑

Ca(ClO)2 + CO 2 + H 2O = CaCO 3↓ + 2HClO CO 2 + Na 2CO 3 + H 2O =

2NaHCO 3 ⑤与碱性氧化物反应

SiO 2 + CaO ＝ CaSiO 3

CO 2 + Na 2O ＝ Na 2CO 3

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

高温 高温

高温

的半导体材料。化学性质：①常温Si + 2F 2 = SiF 4 ；Si + 4HF = SiF 4 + 2H 2 ；Si + 2NaOH + H 2O = Na 2SiO 3 + 2H 2↑

②加热：Si + O 2 ＝ SiO 2； Si + 2Cl 2 ＝ SiCl 4 ；Si + 2H 2 ＝ SiH 4 。 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：SiO 2 + 2C ＝ Si + 2CO ↑ （2）硅酸（H 2SiO 3或原硅酸H 4SiO 4）：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：Na 2SiO 3 + 2HCl ＝ H 2SiO 3↓(白)+ 2NaCl ； Na 2SiO 3 + CO 2 + H 2O ＝H 2SiO 3↓+ Na 2CO 3

4．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（表18—6） 硅酸盐产品 水 泥 玻 璃

原 料 石灰石、黏土

纯碱、石灰石、石英

反应原理

发生复杂的物理化学变化（不作要求） SiO 2 + Na 2CO 3 ＝Na 2SiO 3 + CO 2↑

SiO 2 + CaCO 3 ＝ CaSiO 3 + CO 2↑

主要设备

水泥回转窑

玻璃窑

△

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高温

高温

高温

高温