非金属元素及化合物知识点总结[1]

的电子式为，结构式为+3H22NH 该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理．+ O22NO自然界中硝酸盐的形成过程]+O22NO2P2) 2PCl) 2PCl白磷红磷O2H2NO22P22NH22PH2的电子式为，结构式为，氨分子的结构为三角锥形，－NH4NO + 6H2说明 这一反应叫做氨的催化氧化(或叫接触氧化)，是工业上制硝酸的反应原理之一．(4)氨气的用途：①是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；②是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；③用作冰机中的致冷剂．[铵盐]铵盐是由铵离子(NH 4＋)和酸根阴离子组成的化合物．铵盐都是白色晶体，都易溶于水．(1)铵盐的化学性质：①受热分解．固态铵盐受热都易分解．根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下三种情况：a ．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。

例如：NH 4Cl(固) NH 3↑+ HCl ↑ NH 3 + HCl ＝NH 4Cl (试管上端又有白色固体附着)又如：(NH 4)2CO 32NH 3↑+ H 2O + CO 2↑ NH 4HCO 3NH 3↑+ H 2O + CO 2↑b ．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中．如：(NH 4)2SO 4NH 4HSO 4 + NH 3↑ (NH 4)3PO 4H 3PO 4 + 3NH 3↑c ．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出．例如：NH 4NO 3N 2O ↑+ 2H 2O ②跟碱反应——铵盐的通性．固态铵盐 + 强碱(NaOH 、KOH)−→−∆无色、有刺激性气味的气体−−−−−−→−湿润的红色石蕊试纸试纸变蓝色．例如：(NH 4)2SO 4+2NaOH Na 2SO 4 + 2NH 3↑+ 2H 2ONH 4NO 3+NaOH NaNO 3 + NH 3↑+ H 2O说明：a ．若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：NH 4＋+ OH －NH 3↑+ H 2O b ．若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示为：NH 4＋+ OH －＝NH 3· H 2O c ．若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示．(2)氮肥的存放和施用．铵盐可用作氮肥．由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效．[铵盐(NH 4＋)的检验] 将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH 溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐(NH 4＋)．[氨气的实验室制法](1)反应原理：固态铵盐[如NH 4Cl 、(NH 4)2SO 4等]与消石灰混合共热：2NH 4Cl+Ca(OH)2CaCl 2 + 2NH 3↑+ 2H 2O(2)发生装置类型：固体+固体−→−∆气体型装置(与制O 2相同)．(3)干燥方法：常用碱石灰(CaO 和NaOH 的混合物)作干燥剂．不能用浓H 2SO 4、P 2O 5等酸性干燥剂和CaCl 2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应(CaCl 2与NH 3反应生成CaCl 2·8NH 3)．(4)收集方法：只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制得的氨气不纯．(5)验满方法；①将湿润的红色石蕊试纸接近集气瓶口，若试纸变蓝色，则说明氨气已充满集气瓶；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近集气瓶口，有白烟产生，说明氨气已充满集气瓶．注意①制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易发生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯．②消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用．③NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥．④实验室制取氨气的另一种常用方法：将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热．有关反应的化学方程式为：CaO + NH3·H2O Ca(OH)2 + NH3↑加烧碱的作用是增大溶液中的OH－浓度，促使NH3·H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制Cl2、HCl气体的装置相同．3．硝酸[硝酸](1)物理性质：①纯硝酸是无色、易挥发(沸点为83℃)、有刺激性气味的液体．打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生．(与盐酸相同)②质量分数为98％以上的浓硝酸挥发出来的HNO3蒸气遇空气中的水蒸气形成的极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象”．因此，质量分数为98％以上的浓硝酸通常叫做发烟硝酸．(2)化学性质：①具有酸的一些通性．例如：CaCO3 + 2HNO3(稀)＝Ca(NO3)2 + CO2↑+ H2O(实验室制CO2气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替)②不稳定性．HNO3见光或受热发生分解，HNO3越浓，越易分解．硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黄色．有关反应的化学方程式为：4HNO32H2O + 4NO2↑+O2↑③强氧化性：不论是稀HNO3还是浓HNO3，都具有极强的氧化性．HNO3浓度越大，氧化性越强．其氧化性表现在以下几方面：a．几乎能与所有金属(除Hg、Au外)反应．当HNO3与金属反应时，HNO3被还原的程度(即氮元素化合价降低的程度)取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱．对于同一金属单质而言，HNO3的浓度越小，HNO3被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多．一般反应规律为：金属+ HNO3(浓) →硝酸盐+ NO2↑ + H2O金属+ HNO3(稀) →硝酸盐+ NO↑ + H2O较活泼的金属(如Mg、Zn等) + HNO3(极稀) →硝酸盐+ H2O + N2O↑(或NH3等)金属与硝酸反应的重要实例为：3Cu + 8HNO3(稀) ＝3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色(无色的NO被空气氧化为红棕色的NO2)。

实验室通常用此反应制取NO气体．Cu + 4HNO3(浓) ＝Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生．此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体．b．常温下，浓HNO3能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜．因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应．(与浓硫酸相似)c．浓HNO3与浓盐酸按体积比1∶3配制而成的混合液叫王水．王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au．　一、硫及其化合物转化关系图　二　1．与氧气有关的反应 （1）有氧气参加的反应方程式 ①与绝大多数金属单质作用 4Na+O2=2Na2O ②与绝大多数非金属单质作用 ③与非还原性化合物作用 2NO+O2=2NO2 4FeS2+11O22Fe2O2+8SO2 ④与有机物作用 ⑤在空气中易被氧化而变质的物质 a.氢硫酸或可溶性硫化物：2H2S+O2=2S↓+2H2O b.亚硫酸及其可溶性盐2H2SO3+O2=2H2SO4，2Na2SO4+O2=2Na2SO4 c.亚铁盐、氢氧化亚铁4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 d.苯酚 e.氢碘酸及其可溶性碘化物4HI+O2=2H2O+2I2 ⑥吸氧腐蚀　（如：铁生锈） 负极：2Fe—4e—=2Fe2+ 正极：O2+4e—+2H2O=4OH—Fe2++2OH—=Fe(OH) 2 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O （2）生成氧气的反应方程式S H② 　②⑨ 2FeCl　SO Na　2Na化合物的形式存在⑤几种同素异形体：碳：金刚石、石墨、C 60、C 70等；硅：晶体硅，无定形硅2.碳 在常温下碳很稳定，只在高温下能发生反应，通常表现为还原性。

①燃烧反应②与某些氧化物的反应：CuCO CuO C COCO C 22;222+↑−→−+−−→−+∆高温（CO 、H 2的混合气体叫水煤气）；O H CO O H C 22+−−→−+高温↑+−−→−+2CO Si SiO 2C 2电炉③与氧化性酸反应：C ＋2H 2SO 4（浓）CO 2↑＋2SO 2↑＋2H 2O ；−→−∆C ＋4HNO 3（浓）CO 2↑＋4NO 2↑＋2H 2O−→−∆3.CO不溶于水，有毒(CO 和血红蛋白结合，使血红蛋白无法和O 2结合，而使细胞缺氧引起中毒)，但由于CO 无色无味因此具有更大的危险性。

①可燃性②还原性：CO+CuO CO 2＋Cu ，CO+H 2O(g)CO 2+H 2O−→−∆4.CO 2直线型（O ＝C ＝O ）非极性分子，无色能溶于水，密度大于空气，可倾倒，易液化。

固态CO 2俗称干冰，能升华，常用于人工降雨。

实验室制法：CaCO 3＋2HCl ＝CaCl 2＋CO 2↑＋H 2O 。

①酸性氧化物一—酸酐Ca(OH)2＋CO 2＝CaCO 3↓＋H 2O(用于检验CO 2)②氧化性：CO 2＋C 2CO ；2Mg ＋CO 22MgO ＋C−−→−高温−−→−点燃5.碳酸盐①溶解性：Ca(HCO 3)2>CaCO 3；Na 2CO 3>NaHCO 3。

②热稳定性：Na 2CO 3>CaCO 3；碱金属正盐>碱金属酸式盐: Na 2CO 3>NaHCO 3。

③相互转化：碳酸正盐碳酸酸式盐(除杂用)6.硅①硅在地壳中只有化合态，没有游离态。

其含量在地壳中居第二，仅次于氧，是构成矿物和岩石的主要成分。

②晶体硅是灰黑色，有金属光泽，硬而脆的固体，是半导体，具有较高的硬度和熔点。

③硅的化学性质不活泼，常温下，只能与氟气、氢氟酸及强碱溶液反应:Si+2F 2→SiF 4、Si+4HF →SiF 4+2H 2↑、Si+2NaOH+H 2O →Na 2SiO 3+2H 2↑；在加热条件下，能与氧气、氯气等少数非金属单质化合：Si ＋O 2SiO 2。

−→−∆④制备：在电炉里用碳还原二氧化硅先制得粗硅：SiO 2＋2C Si ＋2CO↑，将制得的−−→−高温粗硅，再与C12反应后，蒸馏出SiCl 4，然后用H 2还原SiCl 4可得到纯硅。

有关的反应为：Si 十2C12SiCl 4、 SiCl 4+2H 2Si+4HCl 。