高中化学非金属知识点
【高中化学】非金属元素化合物复习ppt
3 、氮气化学性质：
N2+3H2=2NH3 N2+O ===2NO N2+3Mg=Mg3N2 4、单质硅化学性质： Si+2F2==SiF4 Si+4HF==SiF4+2H2↑ 高温 Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑ Si+O2== SiO2
工业制硫酸
2H2SO4 2Na2SO4
SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
2、氮氧化物： 2NO+O2==2NO2 3NO2+H2O==2HNO3+NO
综合方程式：
4NO+3O2 +2H2O =4HNO3 4NO2+ O2 +2H2O =4HNO3
3、二氧化硅：
1：SiO2 + CaO == CaSiO3 2：SiO2 + NaOH ==Na2SiO3＋Ｈ2O ３：SiO2 与水不不反应，不与酸反应（HF外）
高温 2 放电
点燃
二、非金属氧化物主要化学性质：
1、二氧化硫：
（1）酸性氧化物：SO2 + H2O = H2SO3(亚硫酸)弱酸， （2）氧化性： 2H2S+SO2 == 3S +2H2O （3）还原性：
催化剂 加热
2SO2 + O2
2SO3 H2SO4
SO3 + H2O 2H2SO3+O2 2Na2SO3+O2
高中化学非金属及其化合物知识点
高中化学非金属及其化合物知识点高中化学非金属及其化合物知识点一、非金属的基本性质在化学中，非金属是指不具有金属特性的元素，如碳、氮、氧、硫、氢等。
非金属具有以下基本性质。
1.电负性大由于非金属原子的外层电子数量比金属多，且基态下外层电子通常处于不稳定状态，因此非金属原子对电子的亲和力非常强，具有较大的电负性。
2.不良导电由于其电子亲和力强，非金属原子能够很容易地吸收外部电子，但又由于其电子结构松散，因此不良导电。
3.易受氧化剂氧化非金属由于其电子结构不稳定，容易被氧化剂氧化。
例如硫化氢（H2S）与氧（O2）反应，可以发生氢氧化氧化反应生成硫酸（H2SO4）。
二、非金属化合物的分类1.酸性氧化物酸性氧化物是指在水中可与水形成酸的氧化物。
这类化合物的特点是含有更高的氧化态元素，能够和水反应形成酸性溶液。
例如，二氧化硫（SO2）在水中形成亚硫酸（H2SO3），亚硫酸的酸性可以中和碱性氧化物。
2.碱性氧化物碱性氧化物是指在水中可与水形成碱的氧化物。
这类化合物的特点是含有更低的氧化态元素，能够和水反应形成碱性溶液。
例如，钙氧化物（CaO）在水中形成氢氧化钙（Ca(OH)2），氢氧化钙的碱性可以中和酸性氧化物。
3.中性氧化物中性氧化物是指在水中无法形成酸碱反应的氧化物。
这类化合物的特点是在完全化合物的状态下，没有任何电荷转移，且在水中不会有任何反应。
例如，氧气（O2）即为中性氧化物。
4.卤素化合物卤素化合物是指非金属元素与卤素元素化合生成的化合物。
这类化合物在实验室中常用于进行化学反应和中和反应。
例如，氯化氢（HCl）是由氢气和氯气通过电解反应得来的。
5.含氧酸化物含氧酸化物是指非金属元素与氧元素化合生成的化合物，它们具有不同的物理和化学性质。
例如，硫酸（H2SO4）和硝酸（HNO3）是常见的含氧酸化物。
三、非金属物质的重要性非金属化合物广泛应用于工业、农业、医学和科学研究等领域。
以下是一些非金属物质的重要性。
高中化学——非金属及化合物知识点总结
高中化学——非金属及化合物知识点总结一、硅及其化合物（一）硅1、硅的存在和物理性质（1）存在：只以化合态存在，主要以SiO2和硅酸盐的形式存在于地壳岩层里，在地壳中含量居第二位。
（2）物理性质：晶体硅是一种灰黑色固体，具有金属光泽，硬而脆的固体，熔沸点较高，能导电，是良好的半导体材料。
2、硅的化学性质3、用途：制造半导体、计算机芯片、太阳能电池。
（二）CO2和SiO2的比较（三）硅酸及硅酸盐1、硅酸（1）物理性质：与一般的无机含氧酸不同，硅酸难溶于水。
（2）化学性质：①弱酸性：是二元弱酸，酸性比碳酸弱，与NaOH溶液反应的化学方程式为：②. 不稳定性：受热易分解，化学方程式为：（3）制备：通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得，如Na2SiO3溶液与盐酸反应：（4）用途：硅胶可用作干燥剂、催化剂的载体等。
2、硅酸盐定义：硅酸盐是由硅、氧、金属所组成的化合物的总称。
（1）硅酸盐结构复杂，一般不溶于水，性质很稳定。
通常用氧化物的形式来表示其组成。
例如：硅酸钠Na2SiO3（Na2O·SiO2），高岭石Al2Si2O5(OH)4（Al2O3·2SiO2·2H2O）。
书写顺序为：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。
注意事项：① 氧化物之间以“·”隔开；②计量数配置出现分数应化为整数。
（2）硅酸钠：Na2SiO3，其水溶液俗名水玻璃，是一种无色粘稠液体，是一种矿物胶，用作黏合剂和木材防火剂。
（四）常见无极非金属材料及其主要用途（五）总结提升1、硅（1）硅的非金属性弱于碳，但碳在自然界中既有游离态又有化合态，而硅却只有化合态。
（2）硅的还原性强于碳，但碳能还原SiO2产生，但Si能跟碱溶液作用放出（3）非金属单质跟碱溶液作用一般无H2H：2（4）非金属单质一般不跟非氧化性酸反应，但硅能跟氢氟酸反应。
（5）非金属单质一般为非导体，但硅为半导体。
2、二氧化硅（1）非金属氧化物的熔沸点一般较低，但SiO2的熔点却很高。
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。
高中化学非金属化合物知识点
高中化学非金属化合物知识点【篇一：高中化学非金属化合物知识点】非金属及其化合物一、常见物理性质：1、颜色：a、红色世界（1）基态：fe （红棕色）、fe(oh) （红褐色）、[fe(scn)] （深红棕色）、红色石蕊试纸、品红溶液。
在空气中久置的苯酚(红色) 化学变化：紫色石蕊在酸性溶液(ph＜5.0)中变红；润湿的蓝色石蕊试纸遇酸性气体(co s、hcl)变红；酚酞在碱性溶液中呈浅红色(8.2＜ph＜10.0)或红色(ph＞10)；甲基橙在酸性溶液(ph＜3.1)中呈红色；已经被二氧化硫褪色的品红溶液在加热时会出现红色。
b、橙色世界：（1）基态：浓溴水、甲基橙试剂、br )呈橙红色。
c、黄色世界：（1）基态：工业盐酸(含有fe )、au、s（淡黄色）、na （淡黄色）、agbr（淡黄色）、agi、ag 、碘水(黄色)、三硝基甲苯(黄色)、蛋白质加浓硝酸（2）激发态：钠元素焰色呈黄色（3）化学变化：久置的浓硝酸因溶有自身分解产生的二氧化氮而变黄 d、绿色世界（1）基态：f （绿色）、cucl （浓溶液呈绿色）、 feso （浅绿色）（2）化学变化：fe (oh) （白色）——灰绿色——fe(oh) 世界：fefeo fe fescus ag 石墨(灰黑) f、蓝色世界（1）基态：cuso （晶体）、液氧、臭氧（2）化学变化：紫色石蕊在碱性溶液（ph＞8）中变蓝；润湿的红色石蕊试纸遇碱性气体变蓝；无水cuso oh燃烧火焰呈淡蓝色，co 燃烧火焰呈蓝色；在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，在纯氧中燃烧呈现明亮的蓝紫色火焰；淀粉遇 (aq)变蓝； cl 遇湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝。
g、紫色世界（1）基态：kmno )、紫色石蕊、碘单质呈紫黑色；（2）激发态：钾元素的焰色呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察）；（3）化学变化：升华生紫烟； nh 受热生紫烟；紫色石蕊在（5.0＜ph＜8.0）溶液中呈紫色。
h、白色世界（1）基态：hg、铝粉、大多数块状金属、pbso fe(oh) （不稳定）、mg (oh) al(oh) 中燃烧呈现苍白色火焰； nh hcl产生白烟； mg、al 在氧气中燃烧发出耀眼的白光；红磷在氯气中燃烧时产生白色烟雾；红磷在氧气中燃烧时产生白烟。
高中化学金属非金属知识点总结
高中化学金属非金属知识点总结常见金属的化学性质钠及其化合物钠是一种常见的金属元素，具有多种化学性质。
钠能够与氧气反应，在常温下生成白色的氧化钠，而在点燃时则会生成淡黄色的过氧化钠。
此外，钠还能够与卤素、硫磷氢等非金属直接发生反应，生成相应的化合物。
例如，钠与氯气反应可以生成氯化钠，而与硫磷氢反应则可以生成硫化钠。
但是，钠与硫化合时甚至会发生爆炸。
钠还能够与水反应，生成氢氧化钠和氢气。
由于此反应剧烈，能引起氢气燃烧，因此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卤化物中把金属置换出来。
但由于钠极易与水反应，因此不能用钠把居于金属活动性顺序钠之后的金属从其盐溶液中置换出来。
钠还能与酸溶液反应，但反应的结果取决于钠的量。
如果钠少量，则只能与酸反应，如钠与盐酸的反应；而如果钠过量，则优先与酸反应，然后再与酸溶液中的水反应。
此外，钠还能与盐溶液反应，生成氢氧化钠和相应的盐。
例如，将钠投入硫酸铜溶液中可以生成硫酸钠和氢氧化铜。
钠还能与某些有机物反应，如钠与乙醇反应可以生成氢气和乙醇钠。
总之，钠具有多种化学性质，可以广泛应用于工业和实验室中。
铝及其化合物铝是一种活泼的金属，它可以与氧气反应，生成Al2O3，同时放出大量热量。
铝还可以与非金属反应，例如与硫反应生成Al2S3.在热水中，铝缓慢地与水反应，生成Al(OH)3和氢气。
铝还可以与一些金属氧化物反应，例如与Fe3O4反应生成Fe和Al2O3.铝可以与酸反应，生成盐和氢气，但在浓硫酸和浓硝酸中，铝会钝化。
铝可以与盐反应，生成Ca(HCO3)2和NaCl。
铝还可以与碱反应，生成NaAlO2和H2O。
铝和水发生置换反应，生成Al(OH)3和氢气。
Al(OH)3可以溶解在强碱溶液中，生成NaAlO2和H2O。
氧化铝与酸反应，生成Al2(SO4)3和H2O。
氧化铝与碱反应，生成NaAlO2和H2O。
氢氧化铝可以与酸反应，生成AlCl3和H2O。
【人教版】高中化学必修1知识点总结：第四章非金属及其化合物
第四章非金属及其化合物课标要求
1.了解氯、氮、硫、硅等非金属及其重要化合物的主要性质
2.认识其在生产中的应用和对生态环境的影响。
要点精讲
一、本章知识结构框架
二、本章知识结构梳理
（一）硅及其化合物
1、二氧化硅和二氧化碳比较
2、硅以及硅的化合物的用途
（二）氯
1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比较
2、氯气的性质
（三）硫、氮
1、二氧化硫的性质
硫
硫黄晶体色黄，火山口处有埋藏。
二硫化碳去溶解，扔在河中水底淌。
无色有毒味刺激，易溶于水易液化。
二氧化硫
此气无色有毒性，容易液化坏环境。
与水与氧或漂白，反应都可逆进行。
2、浓硫酸和浓硝酸的性质
浓硫酸
硫酸稳定沸点高，制酸试剂多奇招。
加热与铜碳反应，强氧化性本领高。
硫酸吸水又脱水，干燥剂中大英豪。
碱性气体需回避，还原物质逃不掉。
硝酸
挥发分解都容易，金属反应无氢气。
能把碳硫来氧化，常温铁铝做容器。
3、氨气、氨水与铵盐的性质
氮气
性质稳定空气中，特殊条件也作用。
放电氧化续二度，有水硝酸也生成，
氨
气轻味臭易液化，液氨气化温骤下。
铵盐与碱共制取，混合一起把热加。
易溶于水成喷泉，氨成氨水弱碱显。
靠近盐酸白烟起，可制氮肥酸式盐。
高中化学知识点-常见非金属元素
合态，其主要以二氧化硅和硅酸盐的形式存在。对于碳、硅两元素，复习时应从以下几个方
面掌握。
1．树立物质转化思想
(1)理清知识主线
－4
0
＋2
＋4
C H4←―C―→ C O―→ C O2
－4
0
＋4
＋4
SiH4←―Si―→ SiO2(H2SiO3)
(2)形成网络构建
2．扫除易忘知识盲点 (1)硅元素位于元素周期表中金属与非金属的分界线附近，具有部分金属性，如①晶体硅具有 金属光泽和特殊导电性；②单质主要表现出还原性；③单质能和碱溶液反应生成氢气。 (2)工业上制备粗硅，是用过量的 C 和 SiO2 在高温下反应，由于 C 过量，生成的是 CO 而不 是 CO2，该反应必须在隔绝空气的条件下进行。 (3)氢氟酸不能用玻璃容器盛放；NaOH 溶液能用玻璃试剂瓶，但不能用玻璃塞。 (4)酸性氧化物一般能与水反应生成酸，但 SiO2 不溶于水；酸性氧化物一般不与酸作用，但 SiO2 能与 HF 反应。
(2015·江苏，4C) (5)硅胶可用作食品干燥剂(√)
(2015·全国卷Ⅱ，7A) (6)将气体通入澄清石灰水，溶液变浑浊，证明原气体是 CO2(×)
(2015·天津理综，2D) (7)可用磨口玻璃瓶保存 NaOH 溶液(×)
(2015·海南，7B) (8)SiO2 既能和 NaOH 溶液反应又能和氢氟酸反应，所以是两性氧化物(×)
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(5)硅酸盐大多难溶于水，常见可溶性硅酸盐是硅酸钠，其水溶液称为泡花碱或水玻璃，但却 是盐溶液。硅胶(mSiO2·nH2O)是一种很好的无毒干燥剂。 (6)H2CO3 的酸性大于 H2SiO3 的，所以有 Na2SiO3＋CO2(少量)＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3， 但高温下 Na2CO3＋SiO2==高=温==Na2SiO3＋CO2↑也能发生，原因可从两方面解释：①硅酸盐比 碳酸盐稳定；②从化学平衡角度，由高沸点难挥发的固体 SiO2 制得低沸点易挥发的 CO2 气体。 (7)硅、二氧化硅和硅酸盐的化学性质相对稳定，广泛用于制造各种材料，如硅——半导体材 料、太阳能电池帆板等；二氧化硅——光导纤维、其他光学材料、耐高温材料、耐磨材料、 饰品等，并用于生产新型陶瓷；硅酸盐——陶瓷、玻璃、水泥等传统无机非金属材料的主要 成分，作耐高温材料、防火材料，制造硅胶等。
高中化学非金属及其化合物知识点
高中化学非金属及其化合物知识点学习就是如此美妙，发觉其中的乐趣也是至关重要的。
所以，永远相信，学习对于每个人来说都应该是一种享受!下面给大家分享一些关于高中化学非金属及其化合物知识点，希望对大家有所帮助。
一、硅及其化合物Si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。
硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA 族，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)：(1)物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。
(2)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=SiF4Si+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。
(3)用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。
(4)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=SiCl4SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl2、二氧化硅(SiO2)：(1)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。
(2)物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。
(3)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)。
高中化学必修一非金属及其化合物
第1页 共29页第四章非金属及其化合物［特色特性记一记］1. 特殊的存在形式： C —金刚石、石墨、 C 602 •特殊的用途：Si ――半导体材料、太阳能 电池板 SiO 2――光导纤维H 2SiO 3――硅胶可作干燥剂Na 2SiO 3(水玻璃)一一黏合剂、耐火阻燃材料 3.特殊的表示方法：硅酸盐可以用氧化物的 形式表示 如 Na 2SiO 3^Na 2O ・SiO 24 .特殊的性质：(1) Si 与NaOH 溶液的反应：Si + 2NaOH + H 2O===Na 2SiO 3+ 2出匸(2) SiO 2 能溶于氢氟酸：SiO 2+ 4HF===SiF 4 f + 2H 2O (3) H 2CO 3的酸性强于 H 2SQ 3：Na 2SQ 3 + H 2O + CO 2===Na 2CO 3 + H 2SiO 3 J高温(4) 粗硅的制备：SiO 2+ 2C=====Si + 2CO f考点一 I 碳、硅单质及其氧化物的性质基础送分型 ----- 自主学习1.—碳 硅原子结构示意图(+14J 2 84在兀素周期表中的位置第二周期 IV A 族第三周期 VA 族单质的结构金刚石：空间网状结构晶体硅：与金刚石类似的空间弟—P碳』圭及无机非金属材料务 ］” 丁評磯.桂单能;■!丼肘逵■化合抽的主爱社吨绘应呵. 要厶了禅晅、畦单质及总左凄化會转廿坏境號论豹憑响［循着图示想一想］a. 与氢氟酸反应的化学方程式： Si + 4HF===SiF/+ 2H ?丄；b.与 Na0H 溶液反应的化学方程式： Si + 2Na0H + H ?0===Na 2Si03+ 2H ?f;c. 与。
2反应：Si + 02====S i0?。
3.二氧化硅与二氧化碳的比较石墨：层状结构网状结构 兀素在自然界中的存在形式既有游离态又有化合态只有化合态（1）碳、硅的物理性质和用途（用短线连接起来）:提示: 趾皿软'能导电•可制电极 n 柞吸附剂、脱色剂 、，熔点商、硬度大-制帅品" 和切削工具 ■ 丿5.擀克鬲*半导休材料和制" 光电池的材料禺具冇特殊籍构.可能成曲 新熨僅化剂或催化剂载体 ____________________________ *（2）碳、硅的化学性质:CO 2^iO 2UC码（不足｝ 常温下不活按充足）a .与02的反应（用化学方程式表示）:02不足：2C + 02点==2C0 ; 02充足：C + 02点燃==02。
【高中化学】高中化学非金属氧化物知识点总结
【高中化学】高中化学非金属氧化物知识点总结非金属氧化物非金属氧化物1、低价态的还原性：2so2+o2==2so32so2+o2+2h2o===2h2so4（这是大气中SO2的缓慢环境化学反应）so2+cl2+2h2o===h2so4+2hclso2+br2+2h2o==h2so4+2hbrso2+i2+2h2o===h2so4+2hiso2+no2==so3+no2no+o2===2no2no+no2+2naoh==2nano2（用于制硝酸工业中吸收尾气中的no和no2）2co+o2==2co2co+cuo===cu+co23co+fe2o3==2fe+3co2co+h2o===co2+h22.氧化性：so2+2h2s===3s+2h2oso3+2ki==k2so3+i2no2+2ki+h2o===no+i2+2koh（用淀粉碘化钾溶液无法识别溴蒸汽和NO2）4no2+h2s===4no+so3+h2o2no2+cu==4cuo+n2co2+2mg===2mgo+c（二氧化碳不能用于扑灭由镁、钙、钡、钠引起的火灾）高中数学，K等）sio2+2h2===si+2h2osio2+2mg==2mgo+si3、与水的作用:so2+h2o==h2so3so3+h2o===h2so43no2+h2o==2hno3+non2o5+h2o===2hno3p2o5+h2o==2hpo3p2o5+3h2o===2h3po4（P2O5易吸水，可用作气体干燥剂p2o5+3h2so4(浓)===2h3po4+3so3)co2+h2o==h2co34、与碱性物质的作用:so2+2nh3+h2o==（nh4）2so3so2+(nh4)2so3+h2o===2nh4hso3（这是硫酸装置回收SO2的反应。
首先用氨吸收SO2，然后用H2SO4处理：2nh4hso3+H2SO4==（NH4）2SO4+2H2O+2so2。
生成的硫酸铵用作肥料，SO2作为原料气回收） so2+ca(oh)2===caso3+h2o（清澈的石灰水不能用于识别SO2和CO2。
高中化学非金属元素及其重要化合物性质
高中化学非金属元素及其重要化合物性质大汇合一、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）如：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）与非金属反应如：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.（5）与某些还原性物质反应如：①2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3②2KI＋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）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）几种漂白剂的比较漂白剂HClO Na2O2（H2O2）SO2活性炭漂白原理氧化漂白氧化漂白化合漂白吸附漂白品红溶液褪色褪色褪色褪色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 + 2H2O + 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)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(5)尾气处理: 用水吸收(倒扣漏斗)卤族元素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-白色沉淀Br- + AgNO3 + HNO3浅黄色沉淀I-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 SO2SO 2 SO 2CO 2 CO 2S+H 2 △H 2S③与化合物的反应S+6HNO 3（浓）△H 2SO 4+6NO 2↑+2H 2OS+2H 2SO 4（浓） △2SO 2↑+2H 2O3S+6NaOH △2Na 2S+Na 2SO 3+3H 2O （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+H 2SO 4（稀）=FeSO 4+H 2S ↑（不能用浓H 2SO 4或硝酸,因为H 2S 具有强还原性） ——H 2S 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： 2H 2S+O 2点燃2S+2H 2O （H 2S 过量） 2H 2S+3O 2点燃2SO 2+2H 2O （O 2过量）B ．强还原性：常见氧化剂Cl 2、Br 2、O 2、Fe 3+、HNO 3、KMnO 4等,甚至SO 2均可将H 2S 氧化成S. C ．不稳定性：300℃以上易受热分解 ③H 2S 的水溶液叫氢硫酸,是二元弱酸. 3、硫的氧化物 （1）二氧化硫：①SO 2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. ②SO 2是酸性氧化物,能跟水反应生成亚硫酸,亚硫酸是中强酸. ③SO 2有强还原性 常见氧化剂（见上）均可与SO 2发生氧化一还原反应 如：SO 2 + Cl 2 +2H 2O == H 2SO 4 + 2HCl④SO 2也有一定的氧化性 2H 2S + SO 2 == 3S ↓ +2H 2O⑤SO 2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：Na 2SO 3 + H 2SO 4(浓) == Na 2SO 3 + H 2O +SO 2↑或Cu + 2H 2SO 4(浓) CuSO 4 + 2H 2O + SO 2↑（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SO 2与CO 2、SO 3SO 2CO 2SO 3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（℃）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==CaSO 4(微溶)紫色石蕊 变红 变红 变红 品红褪色不褪色不褪色浓H 2SO 4氧化性 Br (I 、S 、△ C 、△Al(或冷足量Cu 、△ 足量Zn 、△Fe2+HBr(HI 、H 2S)SO 2+H 2OSO 2+CO 2+H 2O 钝化→运装浓H 2SO 4CuSO 4+SO 2+H 2OZnSO 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 2OC 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 2OCO 2+2Mg 点燃2MgO+CCO 2+C ＝ 2CO还原性 有无与Na 2O 2作用Na 2O 2+SO 2==Na 2SO 42Na 2O 2+2CO 2==2Na 2CO 3+O 22Na 2O 2+2SO 3==2NaSO 4+O 2↑（4）酸雨的形成和防治酸雨的形成是一个十分复杂的大气化学和大气物理过程.酸雨中含有硫酸和硝酸等酸性物质,其中又以硫酸为主.从污染源排放出来的SO 2、NO x （NO 、NO 2）是酸雨形成的主要起始物,因为大气中的SO 2在光照、烟尘中的金属氧化物等的作用下,经氧化、溶于水等方式形成H 2SO 4,而NO 被空气中氧气氧化为NO 2,NO 2直接溶于水形成HNO 3,造成了雨水pH 值降低,便形成了酸雨.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.引起硫酸型酸雨的SO 2人为排放主要是化石燃料的燃烧、工业尾气的排放、土法炼硫等.引起硝酸型酸雨的NOx 人为排放主要是机动车尾气排放.酸雨危害：①直接引起人的呼吸系统疾病；②使土壤酸化,损坏森林；③腐蚀建筑结构、工业装备,电信电缆等.酸雨防治与各种脱硫技术：要防治酸雨的污染,最根本的途径是减少人为的污染物排放.因此研究煤炭中硫资源的综合开发与利用、采取排烟脱硫技术回收二氧化硫、寻找替代能源、城市煤气化、提高燃煤效率等都是防止和治理酸雨的有效途径.目前比较成熟的方法是各种脱硫技术的应用.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.在冶金工业的烟道废气中,常混有大量的SO 2和CO,它们都是大气的污染物,在773Ｋ和催化剂(铝矾土)的作用下,使二者反应可收回大量的硫黄,其反应原理为：SO 2+2CO==S+CO 2 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：②SO 42—的鉴定（干扰离子可能有：CO 32-、SO 32-、SiO 32-、Ag ＋、PO 43－等）： 待测液澄清液白色沉淀（说明待测液中含有SO 42-离子） ③硫酸的用途：制过磷酸钙、硫酸铵、硫酸铜、硫酸亚铁、医药、炸药,用于铅蓄电池,作干燥剂、制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等. 5、硫酸的工业制法──接触法 1、生产过程:三阶段 SO 2制取和净化 SO 2转化为SO 3 SO 3吸收和H 2SO 4的生成 三方程 4FeS 2＋11O 22Fe 2O 3＋8SO 22SO 2＋O 22SO 3△SO 3＋H 2O=H 2SO 4三设备 沸腾炉接触室吸收塔有 关矿石粉碎,以增大矿石与空气的接触面,加快反应逆流原理(热交换器)目的: 冷热气体流向相反,冷的逆流原理%的浓硫酸从塔顶淋下,气体由下往上,流向相反,高温高温催化剂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 3、比较H 2O 和H 2O 22F 2+2H 2O===4HF+O 22MnO 4—+5H 2O 2+6H +==2Mn 2++5O 2↑+8H 2O 作用饮用、溶剂等氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等H 2S+H 2SO 4(浓)S↓+SO 2↑+H 2OSO 3+2NaHSO 3==Na 2SO 4+2SO 2+H 2O3CuSO 4 3CuO+2SO 2↑+SO 3↑+O 2↑ 6FeSO 4+3Br 2══2Fe 2（SO 4）3+2FeBr 3 三、氮及其重要化合物的主要性质1．氨气（NH 3）：（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H 2O 反应：NH 3 + H 2ONH 3·H 2ONH 4+ + OH -,溶液呈弱碱性,氨水的成份为：NH 3 、 H 2O 、NH 3·H 2O 、NH 4+、 OH -、H +,氨水易挥发；②与酸反应：NH 3 + HCl = NH 4Cl NH 3 + HNO 3 = NH 4NO 3 与挥发性酸反应有白烟生成 ③还原性（催化氧化）：4NH 3 + 5O 2 ＝ 4NO + 6H 2O （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 3NH 3↑ + H 2O + CO 2↑ NH 4ClNH 3↑+ HCl ↑②与碱反应： NaOH + NH 4ClNaCl + NH 3↑ + H 2O3．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 22NH 3 ②与O 2反应： N 2 + O 2 ＝ 2NO③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. 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N 2O无色气体较不活泼催化剂△ 高温、高压催化剂 放电点燃（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.（4）氮的氧化物（NO、NO2）对环境的影响：①氮氧化物是形成光化学烟雾和酸雨的一个重要原因,同时也可造成水体污染.汽车尾气中的氮氧化物（燃料在发动机内高温燃烧时,空气中的氮气与氧气反应生成的）与碳氢化合物经紫外线照射发生反应生成形成的一种有毒的烟雾,称为光化学烟雾.光化学烟雾具有特殊气味,刺激眼睛、伤害植物并使大气能见度降低.另外,氮氧化物与空气中的水反应生成硝酸和亚硝酸,是酸雨的成分.大气中氮氧化物主要来源于化石燃料的燃烧、汽车尾气和植物体的焚烧,以及农田土壤和动物排泄物中含氮化合物的转化.因此必须减少氮氧化物的排放,控制进入大气、陆地和海洋的含氮的氧化物.在工业上含氮氧化物的尾气吸收常用以下反应：NO2 + NO + 2NaOH ＝2NaNO2 + H2O,既可以回收尾气,生成的亚硝酸盐又是重要的化工原料.②除人工合成的含氯（如氟利昂）、含溴的物质是造成臭氧层破坏的元凶外,汽车尾气、超音速飞机排出的废气、工业废气等含有大量的氮氧化物（如N0和N02等）,也可以破坏掉大量的臭氧分子,从而造成臭氧层的破坏.5．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↑ + 2H2O③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,NaNO3（固）+ H2SO4（浓）NaHSO4 + HNO3↑（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,4NH3 + 5O2＝ 4NO + 6H2O；2NO + O2＝ 2NO2；3NO2 + H2O ＝ 2HNO3 + NO；尾气处理：NO2 + NO + 2NaOH ＝ 2NaNO2 + H2O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 + O2＝ CO2②2C + O2＝ 2CO ③C+4HNO3（浓）＝CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O ④ 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）氧化物一氧化碳二氧化碳物理性质无色无味气体、有毒、难溶于水,能与人体中血红蛋白迅速结合,是一种严重的大气污染物无色略带酸味气体,无毒,能溶于水,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、Fe2O3、H2O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↑ + H2OCaCO3 + 2HCl ＝ CaCl2 + H2O + CO2↑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 + CO2＝ 2CO （高温） 2CO + O2＝ 2CO2（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SiO2CO2晶体类型原子晶体分子晶体物理性质硬度大、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CO2 + H2O H2CO3②与酸反应SiO2 + 4HF = SiF4↑+ 2H2O 不反应③与碱反应SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O盛碱液的试剂瓶用橡皮塞CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O或CO2 + NaOH = 2NaHCO3④与盐反应SiO2 + Na2CO3 ＝Na2SiO3 + CO2↑Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3↓ +2HClO催化剂△点燃点燃△高温高温△浓硫酸△高温高温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 + 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 34．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）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、常见的无机非金属材料、金属材料与复合材料的比较（表18—7）△ △高温 高温6、碳的氧化物对大气的污染1．二氧化碳：随着工业化程度的提高以及世界范围内人工采伐林木量的增加,森林面积锐减,大气中的二氧化碳浓度逐渐增加.由于二氧化碳对从地表射向太空的长波特别是红外辐射有强烈的吸收作用,从而部分阻碍了地球向太空辐射能量.这就会使地球表面温度升高、两极冰川融化、海平面上升,人们把这种二氧化碳所产生的效应称为温室效应.为了减缓大气中二氧化碳浓度的增加,要控制工业上二氧化碳的排放量并大量植树造林.2．一氧化碳：人们常说的煤气中毒就是一氧化碳导致的,它是一种无色无味难溶于水的气体,极易与人体内的血红蛋白结合从而使人缺氧窒息死亡.它是水煤气的成分之一,含碳燃料的不充分燃烧会产生一氧化碳.是一种严重的大气污染物.五、常见气体的制备1．气体的发生装置一般根据反应物状态和反应条件设计气体发生装置,通常气体的发生装置有如下几种（见下图）23．常见气体制备原理,装置选择气体 反应原理发生装置 收集装置注意事项H 2 较活泼金属（Zn ）与稀强酸（如H 2SO 4,HCl 但勿用HNO 3或浓H 2SO 4）的置换反应C a 或c①用长颈漏斗时要液封②制SO 2（Na 2SO 3粉末）、NO 2（剧烈放热多）、C 2H 2（CaC 2遇H 2O 粉化）不能用启普发生器③制CO 2不用H 2SO 4（因CaSO 4微溶）④制H 2S 不能用硝酸或浓H 2SO 4（防氧化）CO 2 C bH 2S FeS 与盐酸或稀硫酸进行复分解反应 C bSO 2 无水Na 2SO 3粉末与中等浓度H 2SO 4进行复分解反应 B bNO 2 Cu 和浓HNO 3 B bC 2H 2 电石与水进行反应 B aCl 2 E 或D b 或a ①排水法完毕应先撤导管后撤火 ②反应物都是液体要加碎瓷片防爆沸③制乙烯要控制温度在170℃ ④集Cl 2可用排饱和食盐水HCl食盐与浓H 2SO 4（不挥发性酸与挥发性酸的盐）进行复分解反应E 或D b NO E 或DaC 2H 4F a4．尾气的处理装置具有毒性或污染性的尾气必须进行处理,常用处理尾气装置,如图7—7.5．气体的净化和干燥：一般常用的有洗气瓶、干燥管、U 形管和双通加热管几种. 6．防堵塞安全装置（如图7—9） 7．防倒吸安全装置（见图7—10）O 2A a 或b 共同点：①气密性的检查 ②试管口稍向下倾斜③若用排水法,做完实验先撤导管,后撤酒精灯 不同点：收集氨气仪器要干燥CH 4无水CH 3COONa 和碱石灰共热Aa 或cNH 3 A c。
高中化学必修一非金属知识点总结
2Na＋Cl2 ===(点燃) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃) 2FeCl3Cu＋Cl2===(点燃) CuCl2Cl2＋H2 ===(点燃) 2HCl 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。
燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。
燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。
Cl2的用途：①自来水杀菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照) 2HCl＋O2 ↑1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。
其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。
次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。
②制漂白液、漂白粉和漂粉精制漂白液Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分NaClO比HClO稳定多,可长期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O③与有机物反应，是重要的化学工业物质。
④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品八、氯离子的检验使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（CO32－、SO32－）HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO3 ↓＋2NaNO3Ag2CO3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2OCl－＋Ag＋== AgCl ↓九、二氧化硫制法（形成）：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末）S＋O2 ===(点燃) SO2物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：40体积比）化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇热会变回原来颜色。
这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2SO2＋H2O = H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。
高中化学第四章 非金属及其化合物知识点总结
第四章 非金属及其化合物第一讲 碳、硅及无机非金属材料考点1 碳、硅单质及其重要化合物的性质一、碳、硅的单质1．存在：自然界中碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素因有亲氧性，所以仅有化合态。
碳单质主要有金刚石、石墨、C 60等同素异形体，硅单质主要有晶体硅和无定形硅两大类。
2．碳、硅单质的结构、物理性质与用途的比较碳、硅在参与化学反应时，一般表现还原性。
碳⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧与O 2反应⎩⎪⎨⎪⎧O 2（足量）：C ＋O 2=====点燃CO 2O 2（不足）：2C ＋O 2=====点燃2CO 与氧化物反应⎩⎪⎨⎪⎧CuO ：2CuO ＋C=====△2Cu ＋CO 2↑（冶炼金属）SiO 2：SiO 2＋2C=====高温Si ＋2CO ↑（制取粗硅）H 2O ：C ＋H 2O （g ）=====高温CO ＋H 2（制取水煤气）与强氧化性酸反应⎩⎪⎨⎪⎧浓H 2SO 4：C ＋2H 2SO 4（浓）=====△CO 2↑＋2SO 2↑＋2H 2O 浓HNO 3：C ＋4HNO 3（浓）=====△CO 2↑＋4NO 2↑＋2H 2O 二、碳、硅的氧化物 1．CO 的性质(1)物理性质：无色无味的气体，难溶于水。
能使人中毒的原因是其与人体中血红蛋白相结合，因缺氧而中毒。
(2)化学性质①可燃性：2CO ＋O 2=====点燃2CO 2。
②还原性：CO 还原Fe 2O 3的反应为Fe 2O 3＋3CO=====高温2Fe ＋3CO 2。
2．二氧化碳与二氧化硅的比较 (1)物理性质①熔、沸点：CO 2的熔、沸点比SiO 2的熔、沸点低。
②溶解性：CO 2可溶于水，SiO 2不溶于水。
(2)化学性质CO 2＋H 2OH 2CO 3CO 2：化工原料、灭火剂。
干冰用作制冷剂，人工降雨。
SiO 2：制光学仪器、石英玻璃。
水晶可制作饰品，常用来制造通讯材料光导纤维。
考点2 硅酸盐及无机非金属材料一、硅酸和硅酸钠 1．硅酸(H 2SiO 3)硅酸不溶于水，其酸性比碳酸弱，不能使紫色石蕊试液变红色。
高中化学课堂备课非金属的氧化性与还原性
高中化学课堂备课非金属的氧化性与还原性高中化学课堂备课：非金属的氧化性与还原性一、引言在化学课堂上，我们经常研究金属元素的氧化性与还原性。
然而，我们也不能忽视非金属元素在这方面的重要性。
本文将重点讨论非金属元素的氧化性与还原性，分析其特点和应用。
二、非金属的氧化性1. 定义和特点氧化性指的是物质与氧气或其他氧化剂发生反应，失去电子的倾向。
非金属元素的氧化性通常较强，因为它们的原子具有较高的电负性，倾向接受电子，与氧气反应形成氧化物。
2. 示例反应举例来说，氯气（Cl2）与钠金属（Na）反应，产生氯化钠（NaCl）。
在反应中，氯气接受了钠金属的电子，发生了氧化反应。
3. 应用与意义非金属元素的氧化性在生活和工业中具有重要应用价值。
例如，氯气广泛用于消毒和水处理过程中。
通过理解和掌握非金属元素的氧化性，我们可以更好地应用它们来实现各种化学反应和工艺。
三、非金属的还原性1. 定义和特点还原性指的是物质与还原剂发生反应，获得电子的倾向。
与氧化性相反，非金属元素通常具有较弱的还原性，因为它们倾向于释放电子，与较电负性的物质发生反应。
2. 示例反应举例来说，氯气（Cl2）与氢气（H2）反应，产生盐酸氢气（HCl）。
在反应中，氯气释放了电子，发生了还原反应。
3. 应用与意义非金属元素的还原性在许多化学过程中具有重要作用。
例如，氢气常用作还原剂，参与金属的提取和还原反应。
通过研究非金属元素的还原性，我们可以更好地理解其在化学反应和工业中的应用。
四、非金属元素的氧化性与还原性实验1. 氯气实验通过实验，我们可以直观地观察非金属元素的氧化性和还原性。
例如，可以使用氯气进行实验。
将氯气通入含有淀粉溶液的试管中，观察溶液颜色的变化。
氯气会氧化淀粉，使其由无色转变为蓝色。
2. 氢气实验另一个实验是使用氢气来观察非金属元素的还原性。
将一小块干燥的氯化铜加热，然后将氢气通入试管中。
氢气可以还原氯化铜，使其由蓝色转变为红色。
五、总结非金属元素的氧化性和还原性对于理解化学反应和应用化学知识具有重要意义。
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高中化学非金属知识点高中化学非金属知识点三篇化学非金属篇一：高中化学——非金属及其化合物我的专题非金属及其化合物1.（09年山东理综·10）下列氯的说法正确的是A．Cl2具有很强的氧化性，在化学反应中只能作氧化剂37B．若35 17Cl、17若Cl为不同的核素，有不同的化学性质学科C．实验室制备Cl2，可用排放和食盐水集气法收集D．1.12LCl2含有1.7NA个质子（NA 表示阿伏伽德罗常数）答案：C2.（09年宁夏理综·7）将22.4L某气态氮氧化合物与足量的灼热铜粉完全反应后，气体体积11.2L（体积均在相同条件下测定），则该氮氧化合物的化学式为 A．NO2 答案：A3.（09年广东理基·22）下列关于硅单质及其化合物的说法正确的是①硅是构成一些岩石和矿物的基本元素②水泥、玻璃、水晶饰物都是硅酸盐制品③高纯度的硅单质广泛用于制作光导纤维④陶瓷是人类应用很早的硅酸盐材料A．①② 答案：C4. （08年海南化学·13）下图表示某固态单质A及其化合物之间的转化关系（某些产物和反应条件已略去）。
化合物B在常温常压下为气体，B和C的相对分子质量之比为4︰5，化合物D是重要的工业原料B．②③C．①④D．③④B．N2O2C．N2OD．N2O4（1）写出A在加热条件下与H2反应的化学方程式_______________________________。
（2）写出E与A的氢化物反应生成A的化学方程式___________________________。
（3）写出一个由D生成B的化学方程式____________________________________。
（4）将5 mL0.10 mol·L—1的E溶液与10 mL0.10 mol·L—1的NaOH溶液混合。
①写出反应的离子方程式__________________________________________；②反应后溶液的pH ____7（填“大于”、“小于”或“等于”），理由是；③加热反应后的溶液，其pH_____（填“增大”、“不变”或“减小”），理由是_______________。
答案．（8分）（1）H2+S △2S（写成可逆反应也正确）（2）H2SO3 + 2H2S=3S + 3H2O （3）C+2H2SO4+SO2↑+ 2H2O等）（4）①H2SO3 +2OH = SO32 + 2H2O－－△CO2 ↑+2SO2 ↑+2H2O（合理答案也给分如Cu+ 2H2SO4 △CuSO4②大于Na2SO3溶液中SO32-发生水解使溶液显碱性③增大升高温度促进Na2SO3溶液的水解【知识动脉】知识框架1．氯气及其化合物相互转化关系PCl3、PCl2点燃②O2NaOHAgClNaCl32．硫及其化合物相互转化关系O,燃烧3SO4BaCl2H2O22H22SO43．氮及其化合物相互转化关系O ,催化剂,NH4高温高压①浓酸,Cu②见光或△③C浓H2SO432O++ OHNH4点燃△3·3N224O24．硅及其化合物之间的相互转化关系一、氯及化合物（一）氯气1. 氯原子结构示意图：核外电子排布式：在周期表中位置：2. 氯气性质 (1 )物理性质：（完成下列方程式）（2）化学性质：与非金属的反应（在氢气中燃烧）与金属的反应（Fe、Cu）与水的反应与碱的反应（NaOH、Ca(OH)2）与盐的反应（Na2SO3、FeCl2、NaBr） 3. 制备及应用工业制法：（电解饱和食盐水）实验室制法：（浓盐酸与二氧化锰加热）【例1】：(1)现有一瓶饱和氯水倒扣于水槽中，当日光照射到盛有氯水的装置时，可观察到平底烧瓶内有气泡产生，放置一段时间后，溶液颜色变浅，产生上述现象的原因是(请用相关的`反应方程式和简要文字说明)。
(2)在氯水中存在多种分子和离子，也可以通过实验的方法加以确定。
下列说法错误的是A．加入含有NaOH的酚酞试液，红色褪去，说明有H离子存在B．加入有色布条后，有色布条褪色，说明有HClO分子存在C．氯水呈浅黄绿色，且有刺激性气味，说明有C12分子存在D．加入硝酸酸化的AgNO3溶液产生白色沉淀，说明有Cl—离子存在解析与评价：根据氯水中存在的7种微粒、溶解平衡和化学平衡的角度去分析。
要注意到Cl2无漂白性，氯水有漂白性的原因是氯水中存在HClO分子。
(1)氯气溶于水时发生反应Cl2+H2O2HClO HCl+HClO，光照时＋2HCl+O2↑，产生气体，同时使氯气与水反应的平衡向正反应方向移动，消耗Cl2，使溶液颜色变浅。
(2)在氯水中加入NaOH溶液，红色褪去的原因是由于HClO的强氧化性而漂白，可以用下列实验加以验证，在褪色后的溶液中再加入NaOH溶液，发现溶液仍为无色。
答案：(1)氯气溶于水时发生反应Cl2+H2OHCl+HClO，光照时2HClO2HCl+O2↑，产生气体，同时使氯气与水反应的平衡向正反应方向移动，消耗Cl2，使溶液颜色变浅（2）、A【变式训练1】浓H2SO4和KClO3反应生成具有爆炸性的黄绿色气体ClO2，反应的方程式如下：KClO3+H2SO4==KHSO4+HClO3，3HClO3==HClO4+H2O+2ClO2，2ClO2==Cl2+2O2(1)ClO2也能像Cl2一样在强碱(如NaOH)溶液中发生反应，其化学方程式是____________。
(2)设计一个实验确定ClO2分解产物中O2与Cl2的体积比为2∶1：_____________________。
答案：⑴6ClO2+6NaOH==NaCl+5NaClO3+3H2O(2)用排饱和食盐水法收集一试管气体，倒扣于NaOH溶液中，振荡一会儿，观察试管中所剩气体占试管总体积的分数。
解析：此题是一道信息给予题，考查的知识点是卤素与碱的反应和实验设计。
由于Cl2与NaOH反应的化学方程式是：Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O，信息提供：“ClO2也像Cl2一样在强碱溶液中反应”，但在ClO2中，氯元素为+4价，歧化后的价态变化较大。
由于Cl2能与碱液反应而O2不能，可用碱液吸收法测定Cl2和O2的体积。
例2.（09年天津理综·9）（18分）海水是巨大的资源宝库，在海水淡化及综合利用方面，天津市位居全国前列。
从海水中提取食盐和溴的过程如下：（1）请列举海水淡化的两种方法：、。
（2）将NaCl溶液进行电解，在电解槽中可直接得到的产品有H2、、、或H2、。
（3）步骤Ⅰ中已获得Br2，步骤Ⅱ中又将Br2还原为Br，其目的为。
（4）步骤Ⅱ用SO2水溶液吸收Br2，吸收率可达95％，有关反应的离子方程式为，由此反应可知，除环境保护外，在工业生产中应解决的主要问题是（5）某化学研究性小组为了解从工业溴中提纯溴的方法，查阅了有关资料，Br2的沸点为59℃。
微溶于水，有毒性和强腐蚀性。
他们参观生产过程后，了如下装置简图：请你参与分析讨论：①图中仪器B的名称：。
②整套实验装置中仪器连接均不能用橡胶塞和橡胶管，其原因是。
③实验装置气密性良好，要达到提纯溴的目的，操作中如何控制关键条件：。
④C中液体产生颜色为。
为除去该产物中仍残留的少量Cl2，可向其中加入NaBr溶液，充分反应后，再进行的分离操(转载于: :化学非金属)作是。
答案：（1）蒸馏法、电渗析法、离子交换法及其其他合理答案中的任意两种（2）Cl2NaOH NaClO （3）富集溴元素（4）Br2＋SO2＋2H2O=4H＋SO4＋2Br 强酸对设备的严重腐蚀（5）①冷凝管②Br2腐蚀橡胶③控制温度计b的温度，并收集59℃的馏分④深红棕色分液（或蒸馏）（二）氯的化合物（HCl、HClO）1. 盐酸：物理性质：化学性质：（具备酸的通性）能使指示剂变色：与活泼金属反应：与碱反应：与盐反应： 2. 次氯酸及次氯酸盐（HClO）电子式：性质：弱酸性（用方程式解释）：不稳定性（用方程式解释）：＋2??化学非金属篇二：高中化学金属非金属知识点总结常見金属的化学性质一．钠及其化合物钠⑴钠的化学性质1与氧气反应在常溫时4Na＋O2＝2Na2O （白色）オァ在点燃时オ2Na＋O2=Na2O2(淡黃色)2.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）（溴化钠可以做鎮定剂）3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卤化物中把金属置换出来。
由于钠极易与水反应，所以不能用钠把居于金属活动性顺序钠之后的金属从其盐溶液中置换出来。
4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5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)2b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6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＝2NaH4Na＋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↑+4Na2O Na+KCl=高温=K↑+NaCl ②2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ 2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2或2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3↑＋H2O ⑺与氧化物: 4Na+CO2=点燃=2Na2O+C⒉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--->Na2CO3 ③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：2Na?O?＋2CO?══ 2Na?CO?＋O?↑ 2Na?O?＋2SO?══ 2Na?SO?+ 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：Na?O?＋CO ══ Na?CO? Na?O?＋SO?══ Na?SO?③与水反应，生成氧气：2Na?O?+2H?O ══ 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。