高考化学常见无机物的性质与应用
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SO2(过量)＋NaOH＝NaHSO3 对比CO2与碱反应：CO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaCO3↓(白色)+H2O
2CO2(过量)＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶) 将SO2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与 CO2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO2和 CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是 对的，因为SO2是有刺激性气味的气体。 b、SO2将通入酚酞变红的溶液，溶液颜色褪去，体现了SO2和水反应生 成亚硫酸，是酸性氧化物的性质，而不是漂白性，SO2不能漂白指示 剂。 ③SO2具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧 气等）反应。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，显示了SO2的强还 原性（不是SO2的漂白性）。
二、比较元素非金属性强弱的依据
1． 依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化 物的稳定性。与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定， 其非金属性越强。
2． 依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元素的非 金属性越强。
3． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加， 非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增 加，非金属性逐渐减弱。
H2O==CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性；同样，氯水也具有漂白
性，因为氯水含HClO；NaClO同样具有漂白性，干燥的氯气不能使红纸
褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列
反应Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝
物。
⑵氯的特性 1、氯气（Cl2）：黄绿色的有毒气体，液氯为纯净物
化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂， 能与金属、非金属、水以及碱反应。 ①与金属反应（将金属氧化成最高正价）：Na＋Cl2点燃===2NaCl Cu＋Cl2点燃===CuCl2 注意：2Fe＋3Cl2点燃===2FeCl3（氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不 生成FeCl2。）（铁跟盐酸反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成FeCl3， 这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。） ②与非金属反应
常见无机物及其应用
一、比较元素金属性强弱的依据
金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱（需要吸收能量）的性质 金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
1． 在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情 况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2． 常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与 酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如FeCl2、 Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。 ④Cl2与碱液反应：与NaOH反应：
与Ca(OH)2溶液反应：
此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为
，有效成
分为
。
重点：漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2＋CO2＋
1 卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处 就可与H2化合爆炸。
2 卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：X2 ＋H2O＝＝＝ HX＋ HXO（I2与水反应极弱），但F2与H2O反应却是：2F2＋2H2O＝＝＝ 4HF＋O2
3 氟无正价，其他都有正价
4 HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃； 5 CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合
红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛 有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡 胶）。
（4）碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯 碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素 弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。
金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加， 金属性逐渐增强。 7． 依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料 的金属性。 8． 依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电 的阳离子，其元素的金属性弱。 9． 气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其 金属性越强。
负来判断。如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是 O>Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F>O
三、几种常见非金属单质及其化合物
(一)卤族元素 1、卤族元素主要性质的递变性（从F→I） ⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； 颜色：Cl2、氯水——黄绿色 F2——淡黄绿色气体 Br2——深红棕色 液体
发，沸点高，密度比水大。
（2）浓硫酸三大性质：
①吸水性：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥
剂，可干燥H2、O2、SO2、CO2等气体，但不Baidu Nhomakorabea以用来干燥NH3、H2S气
Se、Te均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为： －2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO2和 RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢 化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于 水形成无氧酸，都具有还原性。
反应
(黄)色
（6）I2的检验：试剂：淀粉溶液 现象：溶液变蓝色 Br- 、I- 的检验：试剂：AgNO3溶液和稀硝酸 现象：产生浅黄色沉淀（含Br-）；黄色沉淀（含I-）
例：NaBr + AgNO3 ＝ AgBr↓ + NaNO3 NaI + AgNO3 ＝ AgI↓+ NaNO3
(二)氧族元素
1、氧族元素的相似性和递变性 最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，
2、硫单质：①物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点 低。
②化学性质：S+O2 点燃=== SO2（空气中点燃淡蓝色火焰， 纯氧中为蓝紫色） 3、二氧化硫（SO2） （1）物理性质：易溶于水，有毒气体，易液化。 （3）化学性质： ①SO2能与水反应：亚硫酸为中强酸，此反应为可逆反应。
可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。（关键 词：相同条件下） ②SO2为酸性氧化物，可与碱反应生成盐和水。 a、与NaOH溶液反应：SO2(少量)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O
CaCO3↓＋2HClO，
↑，漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置空气中的漂 白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成，含CO2和HCl杂质气体。 ⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料 等。 ⑥Cl－的检验： 原理：根据Cl－与Ag＋反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl－存在。 方法：先加硝酸化溶液（排除CO32-、SO32-干扰），再滴加AgNO3溶液， 如有白色沉淀生成，则说明有Cl－存在。 ⑦氯气的实验室制法：
（5）溴和碘的化学性质 ＞ Br ＞ I
实验
元素非金属性（氧化性）强弱顺序：Cl
实验现象
化学方程式
氯水与溴化钾溶液的 溶液由无色变为橙黄 2KBr+Cl2=2KCl+Br2
反应
色
氯水与碘化钾溶液的 溶液由无色变为黄褐 2KI +Cl2=2KCl+I2
反应
(黄)色
溴水与碘化钾溶液的 溶液由无色变为黄褐 2KI+Br2=2KBr+I2
4． 非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强 的置换非金属性弱的。
5． 非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物 的，其非金属性强。
6． 气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，
其非金属性越强。 7． 依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正
质
原理 与有色物质化合生成不与水生成HClO，HClO具有
稳定的无色物质 漂白性，将有色物质氧化
成无色物质
加热 能恢复原色（无色物质
不能复原
分解）
⑥SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。
4、硫酸（H2SO4）
（1）浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意
比互溶（稀释浓硫酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌）。不挥
核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外 层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐 渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐 减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气 态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。 2.硫及其化合物 1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，容易 得到2个电子呈－2价或者与其他非金属元素结合成呈＋4价、＋6价化合 物。
反应原理：MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+2H2O； 发生装置：圆底烧瓶、分液漏斗等； 除杂：用饱和食盐水吸收HCl气 体；用浓H2SO4吸收水； 收集：向上排空气法收集(或排饱和食盐水法)； 检验：使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝； 尾气处理：用氢氧化钠溶液吸 收尾气。
⑶溴的特性 溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生
（催化剂：粉尘、五氧化二钒）
（将SO2气体和Cl2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减
弱。）
④SO2的弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成）
⑤SO2的漂白性：SO2能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此
可以检验SO2的存在。
SO2
Cl2
漂白的物 漂白某些有色物质 使湿润有色物质褪色
Cl2＋H2 点燃=== 2HCl（氢气在氯气中燃烧现象：安静燃烧，发出 苍白色火焰） 将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。 ③Cl2与水反应：离子方程式中，应注意次氯酸是弱酸，要写成化学式 而不能拆开。 重点：将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色），氯水含七种微粒，其中有 。 氯水的性质取决于其组成的微粒： （1）强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯 气，如氯水中的氯气能FeCl2反应。 （2）漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性，一般在应用其 漂白和消毒时，应考虑HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物 质，不可逆。 （3）酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与 NaHCO3，CaCO3等反应。 （4）不稳定性：次氯酸见光易分解，久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸 (无色)失去漂白性。 （5）沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl－）。
3． 依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金 属性越强。
4． 依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不 活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是 先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复 分解反应。
5． 依据金属活动性顺序表（极少数例外）。 6． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，
I2——紫黑色固体 ⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑶与H2化合，与H2O反应由易到难； ⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强； ⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱； ⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。 2、卤化氢
均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。 ⑴氟化氢（HF）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸， 有剧毒，能腐蚀玻璃。 ⑵氯化氢（HCl）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯 酸，俗称盐酸，强酸 ⑶溴化氢（HBr）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸， 酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴 （Br2）。 ⑷碘化氢（HI）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢 溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。 3、卤素及其化合物主要特性 ⑴氟及其化合物的特殊性质
2CO2(过量)＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶) 将SO2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与 CO2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO2和 CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是 对的，因为SO2是有刺激性气味的气体。 b、SO2将通入酚酞变红的溶液，溶液颜色褪去，体现了SO2和水反应生 成亚硫酸，是酸性氧化物的性质，而不是漂白性，SO2不能漂白指示 剂。 ③SO2具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧 气等）反应。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，显示了SO2的强还 原性（不是SO2的漂白性）。
二、比较元素非金属性强弱的依据
1． 依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化 物的稳定性。与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定， 其非金属性越强。
2． 依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元素的非 金属性越强。
3． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加， 非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增 加，非金属性逐渐减弱。
H2O==CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性；同样，氯水也具有漂白
性，因为氯水含HClO；NaClO同样具有漂白性，干燥的氯气不能使红纸
褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列
反应Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝
物。
⑵氯的特性 1、氯气（Cl2）：黄绿色的有毒气体，液氯为纯净物
化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂， 能与金属、非金属、水以及碱反应。 ①与金属反应（将金属氧化成最高正价）：Na＋Cl2点燃===2NaCl Cu＋Cl2点燃===CuCl2 注意：2Fe＋3Cl2点燃===2FeCl3（氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不 生成FeCl2。）（铁跟盐酸反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成FeCl3， 这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。） ②与非金属反应
常见无机物及其应用
一、比较元素金属性强弱的依据
金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱（需要吸收能量）的性质 金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
1． 在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情 况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2． 常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与 酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如FeCl2、 Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。 ④Cl2与碱液反应：与NaOH反应：
与Ca(OH)2溶液反应：
此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为
，有效成
分为
。
重点：漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2＋CO2＋
1 卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处 就可与H2化合爆炸。
2 卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：X2 ＋H2O＝＝＝ HX＋ HXO（I2与水反应极弱），但F2与H2O反应却是：2F2＋2H2O＝＝＝ 4HF＋O2
3 氟无正价，其他都有正价
4 HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃； 5 CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合
红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛 有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡 胶）。
（4）碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯 碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素 弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。
金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加， 金属性逐渐增强。 7． 依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料 的金属性。 8． 依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电 的阳离子，其元素的金属性弱。 9． 气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其 金属性越强。
负来判断。如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是 O>Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F>O
三、几种常见非金属单质及其化合物
(一)卤族元素 1、卤族元素主要性质的递变性（从F→I） ⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； 颜色：Cl2、氯水——黄绿色 F2——淡黄绿色气体 Br2——深红棕色 液体
发，沸点高，密度比水大。
（2）浓硫酸三大性质：
①吸水性：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥
剂，可干燥H2、O2、SO2、CO2等气体，但不Baidu Nhomakorabea以用来干燥NH3、H2S气
Se、Te均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为： －2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO2和 RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢 化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于 水形成无氧酸，都具有还原性。
反应
(黄)色
（6）I2的检验：试剂：淀粉溶液 现象：溶液变蓝色 Br- 、I- 的检验：试剂：AgNO3溶液和稀硝酸 现象：产生浅黄色沉淀（含Br-）；黄色沉淀（含I-）
例：NaBr + AgNO3 ＝ AgBr↓ + NaNO3 NaI + AgNO3 ＝ AgI↓+ NaNO3
(二)氧族元素
1、氧族元素的相似性和递变性 最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，
2、硫单质：①物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点 低。
②化学性质：S+O2 点燃=== SO2（空气中点燃淡蓝色火焰， 纯氧中为蓝紫色） 3、二氧化硫（SO2） （1）物理性质：易溶于水，有毒气体，易液化。 （3）化学性质： ①SO2能与水反应：亚硫酸为中强酸，此反应为可逆反应。
可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。（关键 词：相同条件下） ②SO2为酸性氧化物，可与碱反应生成盐和水。 a、与NaOH溶液反应：SO2(少量)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O
CaCO3↓＋2HClO，
↑，漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置空气中的漂 白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成，含CO2和HCl杂质气体。 ⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料 等。 ⑥Cl－的检验： 原理：根据Cl－与Ag＋反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl－存在。 方法：先加硝酸化溶液（排除CO32-、SO32-干扰），再滴加AgNO3溶液， 如有白色沉淀生成，则说明有Cl－存在。 ⑦氯气的实验室制法：
（5）溴和碘的化学性质 ＞ Br ＞ I
实验
元素非金属性（氧化性）强弱顺序：Cl
实验现象
化学方程式
氯水与溴化钾溶液的 溶液由无色变为橙黄 2KBr+Cl2=2KCl+Br2
反应
色
氯水与碘化钾溶液的 溶液由无色变为黄褐 2KI +Cl2=2KCl+I2
反应
(黄)色
溴水与碘化钾溶液的 溶液由无色变为黄褐 2KI+Br2=2KBr+I2
4． 非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强 的置换非金属性弱的。
5． 非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物 的，其非金属性强。
6． 气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，
其非金属性越强。 7． 依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正
质
原理 与有色物质化合生成不与水生成HClO，HClO具有
稳定的无色物质 漂白性，将有色物质氧化
成无色物质
加热 能恢复原色（无色物质
不能复原
分解）
⑥SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。
4、硫酸（H2SO4）
（1）浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意
比互溶（稀释浓硫酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌）。不挥
核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外 层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐 渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐 减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气 态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。 2.硫及其化合物 1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，容易 得到2个电子呈－2价或者与其他非金属元素结合成呈＋4价、＋6价化合 物。
反应原理：MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+2H2O； 发生装置：圆底烧瓶、分液漏斗等； 除杂：用饱和食盐水吸收HCl气 体；用浓H2SO4吸收水； 收集：向上排空气法收集(或排饱和食盐水法)； 检验：使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝； 尾气处理：用氢氧化钠溶液吸 收尾气。
⑶溴的特性 溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生
（催化剂：粉尘、五氧化二钒）
（将SO2气体和Cl2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减
弱。）
④SO2的弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成）
⑤SO2的漂白性：SO2能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此
可以检验SO2的存在。
SO2
Cl2
漂白的物 漂白某些有色物质 使湿润有色物质褪色
Cl2＋H2 点燃=== 2HCl（氢气在氯气中燃烧现象：安静燃烧，发出 苍白色火焰） 将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。 ③Cl2与水反应：离子方程式中，应注意次氯酸是弱酸，要写成化学式 而不能拆开。 重点：将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色），氯水含七种微粒，其中有 。 氯水的性质取决于其组成的微粒： （1）强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯 气，如氯水中的氯气能FeCl2反应。 （2）漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性，一般在应用其 漂白和消毒时，应考虑HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物 质，不可逆。 （3）酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与 NaHCO3，CaCO3等反应。 （4）不稳定性：次氯酸见光易分解，久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸 (无色)失去漂白性。 （5）沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl－）。
3． 依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金 属性越强。
4． 依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不 活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是 先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复 分解反应。
5． 依据金属活动性顺序表（极少数例外）。 6． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，
I2——紫黑色固体 ⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑶与H2化合，与H2O反应由易到难； ⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强； ⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱； ⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。 2、卤化氢
均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。 ⑴氟化氢（HF）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸， 有剧毒，能腐蚀玻璃。 ⑵氯化氢（HCl）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯 酸，俗称盐酸，强酸 ⑶溴化氢（HBr）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸， 酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴 （Br2）。 ⑷碘化氢（HI）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢 溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。 3、卤素及其化合物主要特性 ⑴氟及其化合物的特殊性质