5.知识板块专题讲座之四——非金属元素专题复习 2005.10.23

化学辅导重点知识板块专题讲座之四——非金属元素专题复习2005.10.
【学习方法指导】
（一）
1.每族元素抓住代表物.重点讨论该元素的单质、氧化物、氢化物、酸、碱或盐等有关知识.
2.注意该族元素与其代表物在结构、性质上的相似性、递变性和特殊性.
3.研究结构应分三层次考虑.
(1)原子结构(价电子数、原子半径、核电荷数等)
(2)分子结构(主要指化学键的种类及牢固程度)
(3)晶体结构(构成微粒、微粒间的作用力、空间构型等)
4.理清下列关系.
5.元素化合物知识网络化
元素化合物的知识在中学化学教材中占有较重的比例,内容繁多锁碎,要尽可能以最佳的方法或方式来总结成网络图,主线明确、脉络清晰.
6.运用物质结构、元素周期律、氧化还原、化学平衡等理论加深理解某些元素化合物知识。

（二）
1、抓牢两条知识链
（1）金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。

（2）非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。

2、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据
（1）金属性强弱的实验标志
①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。

②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。

③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。

④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。

（2）非金属性强弱的实验标志
①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），气态氢化物越稳定，元素非金属性越强。

②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。

③相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。

【元素周期规律总结】
1、同周期元素“四增四减”规律
同周期元素从左至右：①原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；
②非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；③最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；④非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。

2、同主族元素“四增四减四相同”规律
（1）同主族元素从上到下：①电子层数逐渐增多，核对外层电子的引力逐渐减弱；②金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；③非金属气态氢化物的还原性逐渐增强，稳定性减弱；④最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。

（2）四相同：原子最外层电子数相同；最高正化合价、最低负化合价相同；最高价氧化物及其水化物通式相同；非金属气态氢化物通式相同。

3、“阴同稀阳上稀”规律
具有相同电子层结构的阴、阳离子，阴离子必位于与之有相同电子层结构的稀有气体元素的前面（与该稀有气体元素同周期），而阳离子位于该稀有气体元素的后一周期，再通过阴、阳离子所带电荷数即可确定其所处主族数。

4、“奇偶数”规律
元素的原子序数为奇（或偶）数，则其在周期表中所处主族序数及最高正化合价数必为奇（或偶）数。

若结合数学中“两奇数（或两偶数）的和或差必为偶数，奇数与偶数的和或差必为奇数”的规律，会给解题带来方便。

一、非金属元素在周期表中的位置及结构特点.
(1) 除H外,非金属元素均在“阶梯线”的右上方
(2) 非金属元素均在主族(稀有元素零族)
(3) 最外层电子数一般≥4(H、B除外)
(4) 原子半径比同周期金属半径小.(稀有元素除外)
二、非金属元素单质及其化合物的性质和递变规律
Ⅰ、非金属元素的化学性质（注意反应条件、现象、生成物的聚集状态）
Ⅱ、常见非全属单质的制取方法
1．电解法
①电解水溶液：如2NaCl ＋2H 2O 电解2NaOH ＋Cl 2↑＋H 2↑
②电解熔融物：如2KHF 2 电解F 2↑＋H 2↑＋2KF
2．分解法：如2KClO 3∆ MnO 22KCl ＋3O 2↑; 2H 2O 2
MnO 22H 2O ＋O 2↑;
CH 4 高温C ＋2H 2
3．置换法：如Cl 2＋2NaBr ＝2NaCl ＋Br 2 ; 2H 2S ＋O 2（不足）
点燃2H 2O ＋2S
4．氧化法：如MnO 2＋4HCl ∆MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O
4NaBr ＋3H 2SO 4＋MnO 2＝2Na 2SO 4＋MnSO 4＋2Br 2+3H 2O
2H 2S ＋SO 2＝3S ＋2H 2O
5．还原法：C＋H
2O高温CO＋H
2
， 2C＋ SiO
2
高温Si＋2CO↑
Zn＋2HCl＝ZnCl
2＋H
2
↑
（一）单质:
1.结构：除稀有气体外，非金属原子间以共价键结合，非金属单质的成键有明显的规律性.若它处在第N族,每个原子可提供8－N个价电子去和8－N个同种原子形成8－N个共价单键,可简称8－N规则;(H遵循2－N规则).
如ⅦA族单质:x－x;H的共价数为1,H－H,第ⅥA族的S,Se、Te共价单键数为8－6＝2,第ⅤA族的P、As共价单键数8－5＝3.但第二周期的非金属单质中N2、O2形成多键.
2.熔沸点与聚集态：（它们可以分为三类）
①小分子物质.如:H2、O2、N2、Cl2等,通常为气体,固体为分子晶体.
②多原子分子物质.如P4、S8、As等,通常为液态或固态.均为分子晶体,但熔、沸点因范
德华力较大而比①高,Br2、I2也属此类，一般易挥发或升华.
③原子晶体类单质,如金刚石、晶体硅和硼等,是非金属单质中高熔点“三角区”，通常为
难挥发的固体.
注意：非金属单质的晶体类型主要有2种：原子晶体和分子晶体。

3.导电性：
非金属一般属于非导体,金属是良导体,而锗、硅、砷、硒等属于半导体.但半导体与导体不同之一是导电率随温度升高而增大.
4.化学活性及反应：
③非金属一般为成酸元素,难以与稀酸反应；固体非金属能被氧化性酸氧化.
5.从同一物质制法（同组物质鉴别）的多样性，诱导学生的创新思维。

高三复习时，可对反应原理迁移和拓宽，诱导学生的创新思维。

如：
（1）氨气的制备：传统的制法是：铵盐＋强碱氨气，属：固＋固气型。

高三复习时，学生已具备化学平衡知识，知道氨水中存在如下平衡：恰当提出问题：若能使这个连锁平衡左移，能否以浓氨水为原料制备氨气呢？
（2）如何使用简便方法鉴别浓H2SO4和稀H2SO4？
根据稀、浓H2SO4的物理、化学性质的差别，如密度、溶于水放热、吸水性、脱水性、强氧化性、导电性等：
①滴在纸上②溶于水③等体积放在天平上称量④与Cｕ反应⑤与铝或铁反应⑥与NaBr或NaI ⑦与K2S或Na2S ⑧滴在装浓HCl的试管中⑨滴在胆矾晶体上⑩滴在蔗糖上11、滴在NaCl固体上12、滴在蓝色石蕊试纸上13、等体积的水中滴入相同滴数的两种硫酸，检验导电性等
（二）非金属氢化物
1、分子结构：
ⅣA族的通式为RH4，正四面体结构，非极性分子
ⅤA族的通式为RH3，三角锥形
ⅥA族的通式为H2R，V型均为极性分子
ⅦA族的通式为HR，直线型
2、物理性质：固态时均为分子晶体，其熔沸点都较低，常温下水为液体，其余均为气体。

3、化学性质：
非金属元素原子跟氢原子通过共价键形成气态氢化物，一般来说，元素的非金属性越强，跟氢化合能力越强，生成的气态氢化物越稳定。

因此气态氢化物的稳定性是元素非金属性强弱的重要标志之一。

非金属氢化物具有还原性，表现在可以与O2、Cl2、Fe3+，氧化性酸，强氧化剂反应。

（三）非金属氧化物的通性：
⑴除SiO2是原子晶体外，其他大部分非金属氧化物固态时都是分子晶体，所以它们的熔沸点由于晶体类型的不同而差别较大。

⑵许多非金属的低价氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等，不能随便排放到大气中。

⑶非金属氧化物大都为酸性氧化物（酸酐），如相对应的含氧酸易溶于水的话，则氧化物易与水化合；反之水化反应难于进行或不发生反应。

NO2不是酸酐。

⑷不成盐氧化物CO、NO不溶于水，不与碱反应生成盐和水。

⑸酸性氧化物和碱性氧化物在固态时反应，通常要加热或高温下才能反应。

⑹酸性氧化物可与碱溶液反应生成盐和水。

（四）非金属含氧酸的通性：
非金属含氧酸都是共价化合物，固态时是分子晶体；常温下为固体的有磷酸和硅酸；上述含氧酸中不溶于水的只有硅酸，其余都溶于水。

1、含氧酸的酸性：
一般情况下元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强（F、O除外），HNO3>H3PO4
对于同种非金属元素形成的不同含氧酸，其非金属的价态越高，酸性越强，H2SO4>H2SO3
要证明酸性强弱的顺序，可用“强酸制弱酸”的规律
Na2SiO3+CO2+2H2O==H4SiO4↓+Na2CO3
2、含氧酸的热稳定性：
难挥发性含氧酸受热难分解，如H2SO4和H3PO4
不稳定的有HNO3、HClO（受热或见光分解放出O2）H2CO3
H2SO3（常温下易分解，生成氧化物和水）
3、含氧酸的强氧化性：
某些含氧酸具有强氧化性，如浓H2SO4，浓、稀HNO3，HClO等。

①同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强
②氧化性:同种元素低价强于高价含氧酸
如: HClO＞HClO3＞HClO4(稀)； HNO2＞HNO3(稀) ；H2SO3＞H2SO4(稀)；
4、含氧酸的命名：
高某酸：HMnO4 HClO4
(正）酸：H2MnO4 HClO3 H2SO4 H3PO4
亚某酸：H2MnO3 HClO2 H2SO3 H3PO3
次某酸：HClO H2SO2 H3PO2
（五）卤化物:易水解。

如 PCl3＋3H2O＝H3PO3＋3HCl； SiCl4＋3H2O＝H2SiO3＋4HCl
BCl3＋3H2O＝H3BO3＋3HCl； BrF5＋3H2O＝HBrO3＋5HF
利用此法可制得氢卤酸和含氧酸
（六）含氧酸盐
从它们的⑴溶解性、⑵稳定性、⑶与酸碱的反应、⑷氧化还原性、⑸鉴别等方面掌握（1）、溶解性：
钾钠铵硝水中溶盐酸除去亚汞银硫酸铅钡水不溶
①微溶物：Ca(OH)2，CaSO4，Ag2SO4，MgCO3
②CuS，Ag2S，PbS，HgS不溶水，不溶于稀H2SO4或稀HCl；FeS不溶于H2O但溶于酸。

③正盐溶解度一般小于酸式盐CaCO3<Ca(HCO3)2Ca3(PO4)2<Ca(H2PO4)2但Na2CO3>NaHCO3
（2）、各种盐的性质：常见的6种非金属知识主线：
气态氢化物单质氧化物氧化物对应水化物相应含氧酸盐
HCl Cl2 HClO NaClO
H2S S SO2 SO3 H2SO3H2SO4 Na2SO3Na2SO4 NH3N2 NO NO2HNO3NaNO3
PH3P P2O5HPO3H3PO4Ca3(PO4)2
CH4 C CO CO2H2CO3CaCO3
S i H4S I S i O2H4S i O4H2S i O3Na2S i O3 （七）元素非金属性的强弱规律：
1.常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序： F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si 、H：
2.元素的非金属性与非金属单质活泼性是并不完全一致的：如元素的非金属性O＞Cl， N ＞Br；而单质的活泼性：O2< Cl2，N2<Br2。

3.比较非金属性强弱的八条依据
（1）元素在周期表中的相对位置
①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，如F＞O＞N＞C＞B；Cl＞S＞P＞S i等。

②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，如F＞Cl＞Br＞I；O＞S＞Se；N＞P＞As等。

（2）非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强。

如F2、Cl2、Br2、I2与H2化合由易到难，所以，非金属性F＞Cl＞Br＞I。

（3）气态氢化物的越稳定，非金属性越强，如稳定性HF＞H2O＞HCl＞NH3＞HBr＞HI＞H2S＞PH3，所以非金属性F＞O＞Cl＞N＞Br＞I＞S＞P。

（4）最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性越强，如酸性HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2CO3＞H4SiO4，则非金属性Cl＞S＞P＞C＞Si。

（5）非金属性强的元素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质。

如2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑；O2＋4HCl＝2H2O＋2Cl2（地康法制Cl2）；Cl2+2NaBr＝2NaCl+Br2；3Cl2＋2NH3＝N2＋6HCl；Cl2+H2S＝S＋2HCl。

（6）非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。

常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，则非金属性S＜I＜Br＜Cl＜F。

（7）与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强，如Cu+Cl2CuCl2；2Cu+S Cu2S，说明非金属性Cl＞S。

（8）几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱，如HClO、HClO3中，氯元
素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。

（八）典型非金属元素单质及其化合物的物理性质归纳
物理性质差别较大，重点应掌握：
色：白磷（白色蜡状），硫（淡黄），氟（浅绿），氯气（黄绿），溴（红棕），碘（紫黑），二氧化氮
（红棕色气体），浓硝酸（黄 NO2溶其中），硅酸（白色粉末），原硅酸（白色胶状）。

态：白磷（蜡状），三氧化硫（针状晶体），浓硫酸（粘稠），硅酸（粉末），原硅酸（胶状）。

味：有刺激性气味的气体（F2、Cl2、HX、SO2、NO2、NH3），硫化氢（臭鸡蛋气味）。

可升华的物质：（I2，干冰，红磷）。

有毒的物质：气体（F2，Cl2，HF，SO2，H2S，NO，NO2，CO），液体（HPO3，Br2），固体(P4，NaNO2，
I2(毒性小），KCN)；有机中常见的有CH3OH,HCHO，。

溶解性：（在水中）氨气（1：700），氯化氢（1：500），二氧化硫（1：40），硫化氢（1：2.6），二
氧化碳（1：1），氯气（1：2）；硫磺不溶于（水），微溶于（酒精），易溶于（CS2）；白磷不溶于水，
易溶于（CS）；溴碘易溶于（有机溶剂）。

熔点沸点：原子晶体>离子晶体>分子晶体
另外：沸点①金刚石<石墨②P4自燃（40℃）
导电性：①石墨可导电②C60+K超导③Si半导体
在自然界中无游离态：S P Cl2（S火山口有游离态）
注：不能用浓H2SO4干燥H2S，HBr，HI，NH3。

HI： NaI+H3PO4(浓) ==NaH2PO4 + HI
制HI时只能微热，只能生成NaH2PO4（HI不稳定）。

H3PO4（无毒）HPO3（剧毒）2NO+2CO=N2+2CO2（汽车尾气处理）
（九）典型非金属元素单质及其化合物的特殊性
⑴SO2：漂白性，与有色物质化合成无色不稳定物质
⑵NO2：遇热水颜色加深（2NO2N2O4）
⑶CO2注意以下反应：
①Ca(ClO)2+CO2+H2O
②Na2SiO3 + CO2 + H2O
③NaAlO2+CO2+H2O
④Na 2CO 3+CO 2+H 2O ⑤Na 2O 2+CO 2
⑥CaCl 2+CO 2 不反应，但通入NH 3后可得CaCO 3↓
⑦ 苯酚钠+ CO 2 +H 2O + NaHCO 3 （不能生成Na 2CO 3）
（4）NO “明星分子” 扩张血管 免疫 增强记忆
危害：与血红蛋白结合成NO 血红蛋白；破坏O 3层；酸雨
（5）NO 2与Br 2蒸气鉴别 ①H 2O ②CCl 4 ③AgNO 3 ④封闭放入冷、热水 （6）SiO 2+4HF →SiF 4↑+2H 2O
SiO 2 + 2NaOH ==Na 2SiO 3 + H 2O （盛碱液不用玻璃塞，酸式滴定管不能装碱液） （6）SiO 2用途： ①制光导纤维 ②制玻璃原料
（十）相似性和递变性：
如：、、都有氧化性，且氧化性渐弱，其中和的氧化性更靠近一些．一般情况下能氧化的物质也能被氧化．
Cl Br I Br Cl Cl Br 2222222
三、晶体类型及空间结构：
1、晶体类型：
原子晶体：金刚石，金刚砂（SiC ），硅，二氧化硅 分子晶体：绝大部分非金属单质，气态氢化物（含水），非金属氧化物，纯净的含氧酸。

石墨是混合型晶体。

2
空间网状结构；局部为正四面体结构；C —C 键夹角109°28′；相邻的C 原子间构成6元环且这个环上的6个C 原子不共面；
层状结构，层内原子间形成平面正六边形结构，层与层间以范德瓦尔斯力结合；
四个磷原子构成正四面体结构，P 、P 间键角为60°； 形分子，两O 、H 键间的夹角为104.5°；
三角锥形结构，N 原子位于三角锥形的锥顶，三个H 位于锥底，N —H 键间的夹角为107°18′；
正四面体结构，C 原子位于四面体的中心，4个H 原子位于正四面体的4个顶点，C —H 键间的夹角为109°28′；
直线型结构， O C O 。

3
四、氢气、水：
（一）氢气:
常温不很活泼,大多需高温(点燃)或用催化剂.高温下,是很好的还原剂.
（二）水
1、水参与的反应
3、水处理：
①除去悬浮物:用明矾或FeCl3；
②脱色去味:用活性炭；
③杀菌消毒:用液氯、ClO2、漂白粉、Na2FeO4、CuSO4；
④硬水软化:煮沸法、药剂法、离子交换法想一想:每种方法的原理是什么?分属何
种变化?
五、常见的6种非金属知识体系
非金属元素单质的结构，按元素周期表，大致有以下划分：
非金属元素的化合价：
非金属元素一般都有变价：除最高正价和负价可以由原子核外电子排布推导之外，有的非金属元素的其它正化合价也需要特别的记忆．例如：
S：+4 ；N：+1、+2、+3、+4 ；P：+3 ；Cl：+1、+3、+5
（一）常见的6种非金属知识主线：
（1）抓元素知识与理论的结合点，发挥理论的指导作用
（2）抓非金属及其化合物知识主线，建立知识体系
气态氢化物 单质 氧化物 氧化物对应水化物 相应含氧酸盐
HCl Cl 2 HClO NaClO
H 2S S SO 2 SO 3 H 2SO 3 H 2SO 4 Na 2
SO 3 Na 2SO 4 NH 3 N 2 NO NO 2 HNO 3 NaNO 3 PH 3 P P 2O 5
HPO 3 H 3PO 4 Ca 3(PO 4)2 CH 4 C CO CO 2 H 2CO 3 CaCO 3
S i H 4 S I S i O 2 H 4S i O 4 H 2S i O 3 Na 2S i O 3 （3）抓氧化－还原反应规律，突出非金属知识的重难点
（HCl ） （
Cl 2） （HClO ） （HClO 2）（HClO 3）（HClO 4）
（H 2S ） （S ） （SO 2） （H 2SO 4）
（NH 3） （N 2） （NO ） （NO 2）（HNO 3）
（CH 4） （C ） （CO ） （CO 2） （4）抓酸碱反应的规律，揭示反应的实质
CO 2 ===== H 2CO 3 ===== NaHCO 3 ===== Na 2CO 3 SO 2 ===== H 2SO 3 ===== NaHSO 3 ===== Na 2SO 3 H 2S ===== H 2S ===== NaHS ===== Na 2S
（二）各主族元素的一般性质：
I ．卤素：
（1）氯及其化合物：
氯为卤素元素中的代表元素，通过对氯元素性质的了解，可知卤族元素的主要性质，相关的化学方程式要掌握：
（2）氟及其化合物的特殊性：
①氟元素无正价，在化合物中只显-1价。

一般卤素有多种含氧酸，而氟没有含氧酸． ②氟的氧化性很强，不仅能与所有金属反应，还能跟稀有气体中氪、
氙等反应，生成氪、氙的氟化物，如、等．而且，氟单质与XeF K F 424
水不发生歧化反应（），而是剧烈反应，生成和．
X +H O =HX +HXO HF O 222
③一般氢卤酸均为强酸，而氢氟酸却是弱酸，但HF 却能腐蚀玻璃，
4HF +SiO =SiF +2H O 242↑，所以氢氟酸保存在塑料瓶中．
④一般卤化氢随分子量增大而熔、沸点渐高，而氟化氢分子量不大，溶、沸点却高
于卤化氢．
⑤一般难溶于水，而却溶于水；一般能溶于水，而却难溶于水．
AgX AgF CaX CaF 22
（3）碘的特殊性：
①卤素中，只有碘能升华，能使淀粉变蓝．
②、在水中分别呈浅黄绿色、橙色，在、苯中只是颜色加深．而在不同溶剂中有多种颜色，如在水中呈浅褐色；在酒精及溶液中呈棕褐色；在、苯、等中呈紫色；在汽油中呈
Cl Br CCl I I KI CCl CS 2242242 紫红色．
II ．硫：
1S F Cl Br I S 3S +6KOH
2K S +K SO +3H O
22
222232．：硫单质的氧化性较弱，同卤族元素比较，氧化性：＞＞＞＞会发生歧化反应：△
．
和充足）或同时生成（与氢硫酸反应）、生成不充足或（成反应会有三种情况：生：具有较强还原性，与．2222222SO S O SO O O S O S H 2 特性：弱酸（氢硫酸）可以制强酸
等可发生此反应）
、（↓+
+24242Ag Pb S O +H CuS =CuS O +S H ↑
（较浓）：实验室制法：．△
224242322SO +O H +SO Na SO H +SO Na SO 3 以还原性为主，具有漂白性
4 4FeS +11O 2Fe O +8SO 22232．工业制硫酸：煅烧
−→−−
SO +H O =H SO 3224
注意：①的吸收用的浓硫酸（防止生成酸雾）SO 98.3%3
②尾气处理：用浓氨水吸收，·再与酸作用：↑以使循环使用
SO +NH H O =NH HSO HSO +H =H O +SO SO 23243
3-+222III ．
氮族：
（1）氮及其化合物：
①氨氧化法制硝酸：△
催化剂
4NH +5O =======4NO +6H O
2NO +O =2NO 3NO +H O =2HNO +NO
32222
223
②常用于计算的氮氧化物反应：
4NO +O +2H O =4HNO 4NO +3O +2H O =4HNO 2223223
（2）磷及其化合物：
①白磷的分子结构：正四面体结构，键角60° ②磷酸：（三元酸）偏磷酸：亚磷酸：（二元酸）次磷酸：（一元酸）
H PO HPO H PO H PO 3433332
IV ．碳族：
（1）碳及其化合物：
（2）硅及其化合物：
①硅单质的特性：
非金属单质一般不与弱酸反应，而硅却能与反应：↑↑
HF Si +4HF =SiF +2H 42
硅的还原性比碳强，而碳在高温下却能从中还原出：↑
高温
SiO Si SiO +2C
Si +2CO 22
非金属单质一般与强碱反应不生成，而硅却能：↑
H Si +2NaOH +H O =Na SiO +2H 22232
②硅的化合物：
酸性氧化物一般不与酸反应，而却能与氢氟酸反应：↑SiO SiO +4HF =SiF +2H O
2242
非金属氧化物一般是分子晶体，而是原子晶体无机酸一般易溶于水，而、却难溶于水
SiO H SiO H SiO 24423
六、典型含氧酸的性质
主要掌握硫酸、亚硫酸、硝酸、磷酸、硅酸、碳酸、次氯酸；
主要掌握的性质：①酸性比较、②酸通性、③稳定性、④氧化性、⑤还原性、⑥特殊性等方面
1、H 2SO 4
⑴与金属反应：Fe + 2H + — (2)与金属氧化物反应：
⑶与碱反应：OH —
+ H + — ⑷与盐反应：Na 2CO 3 + H +
⑸稳定性：很稳定
⑹氧化性： 浓H 2SO 4—— 强氧化性
① Al 、Fe 常温钝化是化学反应 ② 与金属反应
③ 与非金属反应 ④ 与还原性化合物反应 ⑺特殊性：脱水性 吸水性
⑻工业制备：接触法 （硫酸的产量是恒量无机化学工业的标准） 备注：
①浓H 2SO 4可干燥：NO ，NO 2，CO ，H 2，SO 2 ②吸水放热，稀释时要把酸加入水中 ③高、强、稳
浓H 2SO 4制：HF ，HCl ，HNO 3，H 3PO 4， C 2H 4 稀H 2SO 4制：H 2S
2、H 2SO 3
⑴与金属反应：Mg+2H 2SO 3=Mg(HSO 3)2+H 2↑ ⑵与碱性氧化物反应：Na 2O + H 2SO 3 —— ⑶与碱反应：
⑷与盐反应：NaHCO 3 + SO 2 + H 2O —— 用于除杂：CO 2(SO 2) ⑸稳定性： 常温不稳定
⑹氧化性（H+）：
⑺还原性：
H2SO3 + O2（或Cl2/ Br2/ I2）—H2SO4+（HCl/HBr/HI）
备注：二氧化硫有漂白性
3、HNO3
⑴与金属反应：一般不放出H2
⑵与碱性氧化物反应：Fe3O4+ HNO3——Fe(NO3)3+NO2↑+H2O
注意HNO3的强氧化性
⑶与碱反应：H++ OH－= H2O
HNO3+Fe(OH)2 ——
⑷与盐反应：HNO3 + FeS或（Na2SO3）
⑸不稳定性：4HNO3 2H2O + 4NO2↑+O2↑
⑹强氧化性：浓、稀都有强氧化性
①Fe、Al遇浓、冷硝酸钝化
②HNO3（浓）+ C / S ——
③Cu+HNO3（稀）——NO（计算多）
HNO3（浓）——NO2（N守恒）
Fe与硝酸反应时要特别注意Fe 的量的多少。

王水：浓硝酸和浓盐酸按体积比1∶3混合，强氧化性，能氧化Pt、Au。

⑺制备：
实验室：NaNO3 + H2SO4 ==NaHSO4 + HNO3↑（温度不能太高，只能生成NaHSO4）工业：NH3→NO→NO2→HNO3
备注：制得稀HNO3，用Mg(NO3)2或H2SO4（浓）吸水制得浓硝酸。

4、H3PO4（晶体）
⑴与碱反应：H3PO4 + NaOH ——
碱的量不同则反应方程式不同，分三步：
⑵稳定性：稳定
⑶氧化性（H+ 弱氧化性）：
⑷特殊性：吸湿性。

（易潮解的物质还有：CaCl2、固体NaOH、MgCl2）
⑸制备：工业：Ca3(PO4)2+3H2SO4==3CaSO4+2H3PO4
若Ca3(PO4)2与H2SO4按1∶2混合反应则生成普钙，不得与草木灰混用。

实验室：P→P2O5→H3PO4H3PO4用于制HBr、HI
5、H2SiO3
⑴与碱反应：H2SiO3 + OH－→
⑵稳定性：H2SiO3SiO2 + H2O
⑶特殊性：不溶于水
⑷制备：Na2SiO3 + CO2 + H2O →也可用盐酸制硅酸
稳定性比较：H4SiO4<H2SiO3<SiO2
6、H2CO3
⑴与碱反应：H2CO3+NaOH——Na2CO3或（NaHCO3）
⑵与盐反应：体现CO2的本质
⑶不稳定性：H2CO3 H2O+CO2
7、HClO
⑴与碱反应：HClO+OH－——
⑵稳定性：2HClO 2HCl+O2↑
⑶氧化性：
⑷特殊性：漂白
⑸制备：Ca(ClO)2+CO2+H2O
也可用HCl（稀）制HClO
若用浓HCl与次氯酸钙反应可得Cl2
练习：
1.将水加入到下列物质中能发生反应,且有气体产生的是( )
①NaH ②Na2O2③Na2S ④Mg3N2⑤Al2S3 ⑥CaC2 ⑦NH4HCO3
A.①②⑤⑥⑦
B.①②④⑤⑥
C.①③④⑤
D.①②⑤⑥
2.下列物质中,导电性能最差的是( )
A.石墨
B.KCl溶液
C.石英砂
D.熔化的NaHSO4
3.两份质量都是Ng的硫粉,分别与足量的氢气、氧气完全反应,混合反应后的生成物,使之充分反应,可析出硫的质量是(单位:g)( )
A.2N
B.1.5N
C.N
D.0.5N
4.一种无色气体X能被灼热的炭还原成另一种无色气体Y，Y与炽热的Fe2O3反应生成Fe和 X，则X、Y按顺序分别是( )
A.CO、CO2
B.H2、CO
C.H2O、H2
D.CO2、CO
5.已知氢化钠与水反应放出氢气.现有氢化钠和铝粉的混合物mg,与足量水充分反应后,收集到的气体为ng,试回答:
(1)若充分反应后得到只含一种物质的水溶液时,该物质是________;则原混合物中氢化钠与铝粉的物质的量之比为________,质量比为________.
(2)当物质的量之比:NaH:Al≤_______时,铝粉质量为_______;
当物质的量之比:NaH:Al＞_______时,铝粉的质量为________.
6.已知氧化铜在高温下可发生分解：4CuO2Cu2O＋O2,生成的Cu2O也能被H2
还原为Cu.
(1)若将10g CuO在高温下部分分解后，再通入氢气使剩余固体全部还原成铜,消耗0.225g H2,则原氧化铜的分解率是多少?
(2)若将mg CuO在高温下部分分解后,再通入ng H2,即可使剩余固体全部还原成铜,则原氧化铜的分解率是多少?n的取值范围是多少？
(3)仍取mg CuO.并保持(2)的分解率不变,假设通入H2后固体被还原是按
的顺序进行的,以x表示通入H2的质量(单位:g),试填写下表
5.(1)NaAlO2; 1:1,8:9 (2)1:1 (m－4.8n)g 1:1 (36n－3m)g
6.解析 (1)设CuO的分解率为α
0.125(1－α) 0.125(1－α) 0.0625α 0.0625α
0.125(1－α)＋0.0625α＝0.1125 α＝20%
(2)同理可得
注意:因原固体CuO部分分解，且最后固体成分有两种，故x的取值范围只能是开区间.。