2026届高考化学一轮复习清单 第四章 非金属及其化合物

第四章 第一节 富集在海水中的元素——氯 知识点总结 1、 学科网（北京）股份有限公司 一氯气的性质及应用 1、物理性质 颜色、状态 气味 密度 水溶性 毒性 黄绿色 气体 刺激性 气味 比空 气大 能溶 于水 有毒 2、化学性质 （1） 与金属反应：与变价金属反应生成高价金属氯化物。 ①与铁反应：2Fe＋3Cl2 2FeCl3。 ②与铜反应：Cu＋Cl2 CuCl2。 与H2反应：H2＋Cl2 2HCl（或光照）， 现象：燃烧时（安静燃烧发出苍白色火焰，瓶口有白雾）；光照时（剧烈反应发生爆炸，瓶口有白雾）。 （3） 与水反应：部分与水反应，离子反应方程式 Cl2＋H2O = H＋＋Cl－＋HClO。 （4） 与碱（NaOH）反应：离子方程式为 Cl2＋2OH－= Cl－＋ClO－＋H2O。 （5）与还原性无机化合物反应： ①与碘化钾溶液反应：Cl2＋2KI = 2KCl＋I2。 ②与SO2反应：Cl2+SO2+H2O=2HCl+H2SO4。 ③与FeCl2 溶液反应（离子方程式）： Cl2＋2Fe2+ =2Fe3++2Cl-。 二、次氯酸和次氯酸盐的性质 1、次氯酸 （1）不稳定性：2HClO 2HCl＋O2↑光照 氯水须现用现配，保存在棕色瓶中，置于冷暗处。 （2） 强氧化性： ①能将有色物质氧化为无色物质，有漂白性。 ②杀菌、消毒。 （3） 弱酸性：NaClO溶液中通入少量CO2，化学方程式为：2NaClO＋H2O＋CO2 = Na2CO3＋2HClO。 2、 Ca(ClO)2的性质 （1） Ca(ClO)2是漂白粉的有效成分，其漂白的原理是生成了HClO； （2） Ca(ClO)2水解显碱性；其水解的离子方程式为：ClO-+H2O⇋HClO+OH+； （3） 根据要求写出下列反应的化学方程式： ①漂白粉的制备原理 2Cl2＋2Ca(OH)2 = CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O； ②漂白粉的失效原因 Ca(ClO)2＋H2O＋CO2 = CaCO3↓＋2HClO，光照 2HClO 2HCl＋O2↑。 三、氯气的制法 1、实验室制法 （1） 反应原理： MnO2+4HCl(浓)MnO2+Cl2↑+2H2O （2） 浓盐酸表现的性质：还原性和酸性。 2、工业制法 化学方程式为： 2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑ 4、 卤素单质及其化合物的性质和用途 1、 卤素单质的性质 F2 Cl2 Br2 I2 颜色 浅黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色 状态 气体 气体 液体 固体 特性 无 无 易挥发 易升华 与水反应 2F2+2H2O= 4HF+O2 均能与水反应，X2＋H2O = HX＋HXO（X=Cl、Br、I） 2、 卤素单质及其化合物的特性及用途 有以下物质：①液溴②碘③氢氟酸④溴化银⑤碘化银，其中： （1） 不能用玻璃瓶保存的是：③； （2） 保存时需用水封，且不能用橡胶塞的是：①； （3） 能够使淀粉变蓝的是：②； （4） 可用作感光材料的是：④；其颜色是：淡黄色； （5） 可用于人工降雨的是：⑤；其颜色是：黄色。 五：卤素离子的检验方法 1、 AgNO3溶液和稀硝酸——沉淀法 白色沉 淀：含Cl- 淡黄色沉 淀：含Br- 无 变 化 无色 溶液 黄色沉 淀：含I- 2、 置换——萃取法 无色溶液混合液 有机层 红棕色或橙红色，含Br-呈 紫色或紫红色，含I- 有关反应的离子方程式为： Cl2+2Br-=Br2+2Cl- Cl2+2I-=I2+2Cl- 考点应用 1、 一、氯水的成分及性质 1、氯水成分的确定 氯水中存在以下三个平衡关系： （1） Cl2＋H2O ⇋HCl＋HClO （2） HClO ⇋H++ClO- （3） H2O ⇋H++OH- 根据以上三个平衡可知，氯水中存在三种分子，四种离子： 三分子（H2O、Cl2、HClO）， 四离子（H+、Cl-、ClO-、OH-） 2、 氯水性质的多重性 氯水的各种成分决定了它具有多重性质： （1） Cl2的氧化性，如： Cl2＋2FeCl2 =2FeCl3 （除去FeCl3溶液中的FeCl2）； Cl2+SO2+H2O=2HCl+H2SO4 （Cl2和SO21:1的混合物通入水中不在具有漂白性）。 （2） HCl的酸性和Cl-的性质： ①向NaHCO3溶液中加入氯水，有气泡产生就是利用了盐酸的酸性。 ②加入AgNO3溶液可以检验出氯水中的Cl-，现象是有白色沉淀生成。 （3） HClO的氧化性： ①在解释漂白性、杀菌消毒时，体现的是HClO的氧化性。 ②向氯水中滴加紫色石蕊试液，先变红（H+作用的结果），后褪色（HClO作用的结果）。 3、 Cl2＋H2O ⇋HCl＋HClO平衡移动的应用 向氯水中加入的物质 浓度变化 平衡移动的方向 应用 可溶性氯化物 c（Cl-）增大c（HClO）减小 左移 ①用饱和食盐水除Cl2中的HCl ②用排饱和食盐水法收集Cl2 盐酸 c（H+）和c（Cl-）增大 左移 洁厕剂和“84”消毒液不宜混用 NaOH c（H+）减小 右移 用NaOH吸收多余的Cl2 光照 c（HClO） 减小 右移 氯水应避光保存或现用现配 碳酸钙 c（HClO） 增大 右移 制取次氯酸浓度较大的氯水 4、 液氯、新制氯水、久置氯水的比较 液氯 新制氯水 久置氯水 分类 纯净物 混合物 混合物 颜色 黄绿色 浅黄绿色 无色 性质 氧化性 酸性、氧化性、漂白性 酸性 离粒子种类 Cl2 Cl2、HClO、H2O、H+、Cl-、ClO-、OH- H2O、H+、 Cl-、OH- 注意： （1） 久置氯水成分与性质分析：氯水中存在Cl2＋H2O ⇋HCl＋HClO，久置氯水中因HClO见光分解，随着HClO的消耗，最后成为盐酸，久置氯水酸性增强，无漂白性。 （2） 氯水的保存：密封保存在棕色试剂瓶中，并放在阴暗处。 （3） Cl2尽管有较强的氧化性，但没有漂白性，氯水具有漂白性的原因是Cl2与水反应生成的HClO具有强氧化性，使有色物质被氧化而褪色。 （4） 氯水能导电，但氯水是混合物，液氯是单质，它们既不是电解质，也不是非电解质。 （5） 离子共存问题：Fe2+、I-、S2-、HS-、SO32-、等在水中应发生氧化还原反应不能大量共存。 二、氯气的实验室制法和性质实验 1、氯气的实验室制法 （1）实验原理：MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2↑+2H2O。若无MnO2，可以用KMnO4、K2Cr2O7、KClO3等氧化剂代替，反应不需要加热，如2KMnO4+16HCl(浓)=2MCl2+2KCl+5Cl2↑+8H2O （2）实验装置： ·装置特点：固体+液体气体 ·净化方法：用饱和食盐水除去HCl，再用浓硫酸 除去水蒸气 ·收集方法： a.Cl2的密度比空气大，可用向上排空气法收集 b.能溶于水，在饱和食盐水中的溶解度较小， 可用排饱和食盐水法收集。 ·尾气处理：多余的Cl2排放到空气中会造成环境污 染，须用强碱溶液（如NaOH溶液）吸收 （3） 验满方法： ①将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近盛Cl2的瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满。 ②将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛Cl2的瓶口，观察到试纸先变红后褪色，则证明已集满。 ③实验室制取Cl2时，常常根据集气瓶中气体的颜色判断是否集满。 2、 氯气的性质实验 常见实验形式如图所示 A B C D E F G 装置 试剂 实验现象 实验目的 A 浓硫酸 无 验证干燥的氯气无漂白作用，湿润的氯气有漂白作用 B 干燥的红布条 无明显变化 C 湿润的红布条 红布条褪色 D FeCl2溶液 溶液由浅绿色变棕黄色 验证氯气具有强氧化性，可与金属及还原性化合物反应 E 淀粉KI溶液 溶液变蓝色 F 铁粉 产生棕色烟 G NaOH溶液 无 吸收多余的氯气 注意： （1） 注意氯气的尾气吸收试剂的选择。实验室制取氯气时，常用NaOH溶液吸收多余的氯气，也可以用Na2SO3溶液或Na2CO3溶液，但不能用澄清石灰水，因为Ca(OH)2的溶解度小，澄清石灰水中Ca(OH)2的含量少，吸收不完全。 （2） 制取氯气时要缓缓加热，温度过高会导致HCl大量挥发。 （3） 注意盐酸的浓度对反应的影响。制取Cl2所用的盐酸为浓盐酸，稀盐酸与MnO2不反应。随着反应的进行，浓盐酸变为稀盐酸，反应停止。 3、 卤素单质化学性质的相似性和递变性 相似性 递变性（F→I） 与金属反应 2Fe+3X22FeX3（X=F、Cl、Br），Fe+I2FeI2 单质的氧化性：F2>Cl2>Br2>I2 与H2反应 H2+X2=2HF（X=F、Cl、Br、I） 反应剧烈程度逐渐减弱，反应条件越来越复杂，HX稳定性：HF>HCl>HBr>HI 与H2O反应 X2+H2O=HX+HXO（X=Cl、Br、I） 反应进行的程度逐渐减弱 与碱反应 X2+2NaOH=NaX+NaXO+H2O（X=F、Cl、Br、I） 卤素间的置换反应 Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2 Cl2+2KI=2KCl+I2 Br2+2KI=2KBr+I2 单质氧化性：Cl2>Br2>I2 第四章 第二节 硫及其重要化合物 知识点总结 2、 学科网（北京）股份有限公司 一、硫单质的主要性质及应用 1、硫元素的存在形态 游离态—火山口附近或地壳的岩层里。形态 化合态—主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。 2、硫单质的物理性质 俗称 颜色状态 溶解性 水 酒精 CS2 硫磺 黄色晶体 不溶 微溶 易溶 3、硫单质的化学性质 S＋FeFeSS与Fe 与金属反应 S＋CuCu2SS与Cu S与H2 氧化性 还原性 0 S S＋H2H2SS与O2 S＋O2 SO2与非金属反应 二、硫的氧化物的性质及其应用 1、二氧化硫 （1）物理性质： 颜色 气味 毒性 密度 溶解性 无色 刺激性 有毒 比空气大 易溶于水 （2） 化学性质： 少量SO2 2NaOH+SO2＝Na2SO3+H2O 酸性氧化物的通性 （如与NaOH反应） NaOH+SO2＝NaHSO3足量SO2 氧化性 （如与H2S溶液反应） 2H2S＋SO2=3S↓＋2H2OSO2 O2 2SO2＋O22SO3还原性 SO2＋Cl2＋2H2O = H2SO4＋2HCl漂白性 Cl2 可使品红溶液等有机色质褪色，生成不稳定的化合物 将二氧化硫分别通入下列溶液中，产生的现象与其体现的性质如下： 溶液 石蕊试液 加有酚酞的氢氧化钠溶液 KMnO4酸性溶液 溴水 品红溶液 现象 变红 褪色 褪色 褪色 褪色 SO2性质 溶于水显酸性 溶于水显酸性 还原性 还原性 漂白性 （3） SO2对大气的污染与防治： ①来源：化石燃料的燃烧及含硫矿石的冶炼。 ②危害：污染大，危害人体健康，形成酸雨。 形成酸雨的反应过程 H2O O2 SO3 H2SO4SO2 O2 H2O H2SO3 H2SO4 ③防治：开发新能源、燃煤除硫、处理工业废气。 2、 三氧化硫 （1） SO3的物理性质：熔点16.8℃，沸点44.8℃，在常温下为液态，在标准状况下为固态。 （2） SO3的化学性质：具有酸性氧化物的通性。 ①与水反应：SO3＋H2O = H2SO4 ②与氧化钙反应：SO3＋CaO = CaSO4 ③与氢氧化钠反应：SO3＋2NaOH= Na2SO4＋H2O 三、硫酸的性质及其应用 1、硫酸的物理性质 （1）浓硫酸为无色、黏稠的油状液体、难挥发。能以任意比与水互溶，稀释浓硫酸的方法是：将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中并不断搅拌。 （2）浓硫酸对人体皮肤有强烈的腐蚀作用。如果不慎在皮肤上沾上少量浓硫酸时，处理方法是：立即用大量水冲洗，然后涂上3%—5%的Na2CO3溶液。 2、浓硫酸的化学性质 （1）稀硫酸具有酸的通性：硫酸是一种二元强酸，在水溶液中的电离方程式为H2SO4=2H++SO42-，能与酸碱指示剂、金属、碱性氧化物、碱、盐等物质发生反应。 （2）浓硫酸的特性： —吸水性：常用作干燥剂，但不能干燥NH3、H2S、HI等 浓 —脱水性：将有机物中的H、O以2:1比例脱去，如使蔗糖变黑 硫 Fe、Al常温遇浓硫酸钝化Cu 酸 —强氧化性 2H2SO4(浓)+CuCuSO4+SO2↑+2H2OC 2H2SO4(浓)+CCO2 ↑ +2SO2↑+2H2O 考点应用 一、硫的转化 1、硫元素的化合价与氧化性、还原性之间的关系 最低化合价 中间价态，既有氧化性 最高化合价只有 只有还原性 又有还原性 氧化性 2、硫及其化合物之间的转换规律 （1）不同价态的硫是通过氧化还原反应规律联系的，相同价态的硫是通过酸碱反应规律联系的。 （2）当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态，即台阶式升降，如 升高2价 H2S+H2SO4(浓)S↓+SO2↑+2H2O降低2价 （3） 相邻价态的粒子不发生氧化还原反应：如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。 （4） 当硫元素的高价态粒子与低价态粒子反应时，一般生成中间价态，如 2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O 2Na2S+Na2SO3+3H2SO4=3Na2SO4+3S↓+3H2O （5）含硫物质的连续氧化： 注意（1）除硫元素以外中学阶段常见的符合转化关系的还有： 氮元素 钠元素 碳元素 （2） S2-和SO32-可共存，只有在酸性环境中才发生反应：2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O （3） 含+6价硫的化合物不一定都有强氧化性，如浓硫酸具有氧化性，而稀硫酸、硫酸盐中的硫元素均不表现氧化性。 二、二氧化硫和二氧化碳性质的比较和鉴别 SO2 CO2 物理性质 颜色气味 无色、有刺激性气味 无色、无味 毒性 有毒 无毒 溶解性 易容（体积比1:40） 可溶（体积比1:1） 化学性质 与水的反应 SO2+H2O⇋H2SO3 CO2+H2O⇋H2CO3 与碱的反应 SO2气体通入澄清石灰水中，先生成沉淀，当气体过量时沉淀由溶解：Ca(OH)2+SO2＝CaSO3↓+H2O，CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO3)2 CO2气体通入澄清石灰水中，先生成沉淀，当气体过量时沉淀由溶解：Ca(OH)2+CO2＝CaCO3↓+H2O，CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2 化学性质 与碱性氧化物反应 SO2＋CaO = CaSO3 CO2＋CaO CaCO3 弱氧化性 2H2S＋SO2=3S↓＋2H2O CO2+C2CO 还原性 能被酸性高锰酸钾、氯水、溴水、碘水等氧化剂氧化 无 漂白性 能与某些有色物质生成不稳定的无色物质而使其褪色 无 对环境的影响 形成酸雨，直接危害人体健康 引起温室效应 鉴别 ①利用二氧化硫的还原性，用酸性高锰酸钾溶液或溴水鉴别 ②利用二氧化硫的漂白性，用品红溶液鉴别 注意： （1） CO2中的碳元素处于最高价，因而只具有氧化性（CO2→CO，CO2→C）。SO2中的硫元素处于中间价态，因而既具有氧化性，又具有还原性。 （2） 除去CO2中的SO2气体，可将混合气体通入酸性KMnO4溶液或溴水中，也可通入饱和的NaHCO3溶液（H2SO3的酸性大于H2CO3）。 （3） 不能用澄清石灰水鉴别CO2和SO2，因为二者均能使澄清石灰水变浑浊。 三、浓硫酸与稀硫酸的比较及SO42-的检验 1、浓、稀硫酸的鉴别方法 浓硫酸 稀硫酸 物理性质 加水 放出大量热 无明显现象 状态 黏稠状液体 黏稠度较小 密度 用手掂分量：相同体积时，浓硫酸密度大（1.84g/ml），质量大很多 稀硫酸密度较小，质量较轻 化学性质 铁片 因铁被钝化无明显现象 产生大量气泡 铜片（加热） 有气泡产生，溶液变蓝 无明显现象 白纸 立即变黑 无明显现象 胆矾 蓝色变为白色 无颜色变化 石蕊试液（微热） 先变红然后红色消失 变红色 2、硫酸与金属反应 （1）常温下浓硫酸使Fe、Al钝化，如加热或将浓硫酸稀释，则可以继续反应。 （2）浓硫酸与活泼金属（如Zn）反应，开始产生SO2（加热），硫酸浓度变小后，产生H2。 （3）浓硫酸与不活泼金属（如Cu）反应，开始产生SO2（加热），浓度变小后，稀硫酸不再与Cu反应。如1molCu与含2molH2SO4的浓硫酸充分反应，生成的SO2小于1mol。 （4）浓硫酸在与金属的反应中既表现氧化性又表现酸性，硫酸在与非金属的反应中只表现氧化性。 3、SO42-的检验 （1）检验SO42-时要防止其他离子的干扰： ①Ag+干扰：先用盐酸酸化，能防止Ag+干扰，因为Ag++Cl-=AgCl↓。 ②CO32-、SO32-干扰：因为BaCO3、BaSO3也是白色沉淀，与BaSO4白色沉淀所不同的是这些沉淀能溶于强酸中。因此检验SO42-时，必须用酸酸化（不能用HNO3、H2SO4酸化）。例如：BaCO3+2H+=H2O+CO2↑+Ba2+。所用钡盐不能用Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下，SO32-、HSO3-、SO2等会被溶液中的NO3-氧化为SO42-，从而得出错误的结论。 （2） 正确操作： 注意： （1） 注意硫酸的氧化性：浓硫酸中主要存在H2SO4分子，氧化性主要由H2SO4分中硫表现，还原产物是二氧化硫，具有强氧化性。稀硫酸中不存在H2SO4分子，因而无强氧化性，但电离产生的H+具有氧化性，只能氧化比较活泼的金属（如Zn等）而发生置换反应，还原产物为氢气。所以，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因不同，氧化能力有强弱之别，还原的产物也不相同。 （2） 检验SO42-时，慎选酸化用酸：用于酸化的酸只能用稀盐酸，不能用稀硫酸或稀硝酸，若有SO32-，可溶性钡盐也不能选择Ba(NO3)2，因为在酸性条件下，NO3-会把SO32-氧化而对检验造成干扰。 第四章 第三节 氮及其重要化合物 知识点总结 3、 学科网（北京）股份有限公司 一、氮的单质及其氧化物 1、氮在自然界中的存在与转换 （1） 氮元素的存在与氮的固定： 游离态—N2（大气中，体积分数约0.78） 氮元素 氮的固定—分为自然固氮和人工固氮 化合态——动植物体内、土壤和水体中 （2） 氮气的物理性质：无色无味气体，密度比空气略小，难溶于水。 （3） 氮气的化学性质： ①与氧气反应（放电或高温）：N2+O2 2NO 导致汽车尾气中产生氮的氧化物和雷电固氮。 ②与氢气反应：N2+3H22NH3。 （工业合成氨反应原理） 2、 氮的氧化物 （1） N2O、NO、NO2、N2O4、N2O3、N2O5等，其中属于酸性氧化物的是N2O3、N2O5。 （2） NO和NO2的比较： NO NO2 颜色 无色 红棕色 毒性 有毒 有毒 溶解性 不溶于水 易溶于水 与O2反应 2NO＋O2 = 2NO2 与H2O反应 3NO2＋H2O = 2HNO3＋NO 对人体、环境的影响 ①与血红蛋白结合，使人中毒 ②转化成NO2形成酸雨、光化学烟雾 形成酸雨、光化学烟雾 二、氨、铵盐 1、氨的物理性质 无色有刺激性气味的气体，密度比水小，易液化，极易溶于水（1:700）。 2、 氨的化学性质 （1） 还原性： 与氧气反应：4NH3+5O24NO+6H2O。 （2） 与酸反应： 与氯化氢反应：NH3+HCl＝NH4Cl 现象：产生白烟。 应用：用于NH3与挥发性酸的互相检验。 （3）与水反应：NH3 + H2ONH3·H2O，NH3·H2ONH4+ + OH－ 氨的水溶液叫氨水，呈弱碱性。 3、 氨的实验室制法 2NH4Cl + Ca(OH)2CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O 4、氨的用途 化工原料，用于制硝酸、铵盐、纯碱、尿素，用作制冷剂。 5、铵盐 （1）物理性质：都是无色或白色晶体，易溶于水。 （2）化学性质： ①不稳定性： a、 NH4Cl受热分解：NH4ClNH3+HCl b、 NH4HCO3受热分解：NH4HCO3NH3↑+H2O+CO2↑ ②与碱反应： 铵盐与碱溶液反应的离子方程式： a、 在稀溶液中不加热：NH4+ + OH－=NH3·H2O， b、 加热时或浓溶液：NH4+ + OH－ NH3↑+ H2O （3） NH4+的检验： 三、硝酸 1、物理性质 硝酸是无色、易挥发的液体，有刺激性气味，与水以任意比例混溶。 1、 化学性质 （1） 不稳定性： ①反应：4HNO34NO2↑+O2↑+2H2O ②市售浓硝酸呈黄色的原因是：硝酸分解生成的NO2溶解在硝酸里。 ③硝酸保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处，不能用橡胶塞。 （2） 强氧化性：硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越大氧化性越强。 ①与金属反应： 稀硝酸与铜反应： 8HNO3（稀）+3Cu＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O， 浓硝酸与铜反应： 4HNO3(浓)+Cu＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O。 ②与非金属反应： 如浓硝酸与C的反应为： 4HNO3(浓)+C CO2↑+4NO2↑+2H2O ③与还原性化合物反应： 硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2+等还原性物质。 如稀硝酸与FeSO4溶液反应的离子方程式为：3Fe2++4H++NO3-=3Fe3++NO↑+2H2O。 （3） 与有机物反应： ①硝化反应（与C6H6反应）： ②颜色反应：蛋白质遇到浓硝酸时变黄色。 3、 用途 化工原料，用于制化肥、染料、炸药等。 3、 人类活动对氮的循环和环境的影响 1、含氮物质的来源及其危害 化石燃料燃烧 氮 与碳氢化合物发生反应 产生温室气体 植物体燃烧 产物 氧 危害 光化学烟雾 土壤和动物排泄物 化 与水反应生成硝酸和亚硝酸 含氮化合物的转化 物 形成酸雨 工业废水危害 水体富营养化 农业废水 2、 减少人类活动对氮循环和环境的影响措施 （1）开发新能源，减少化石燃料的燃烧。 （2）保护森林，植树绿化。 考点应用 2、 一、氨气的实验室制法 1、加热固态铵盐和碱的混合物 （1） 反应原理： 2NH4Cl + Ca(OH)2CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O （2）装置：“固体+固体气体”（与用KClO3和MnO2或用KMnO4制O2的装置相同）。 （3）干燥：用碱石灰（NaOH和CaO固体的混合物）。 （4）验满方法： ①将湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝； ②将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，有白烟产生。 （5） 收集：用向下排空气法收集，收集时，一般在管口塞一团棉花球，可减小NH3与空气的对流速度，收集到纯净的NH3。 2、 加热浓氨水 （1） 反应原理： NH4·OH NH3↑+ H2O （2） 装置（如图）： 3、 浓氨水中加入固态碱性物质 （1） 反应原理：浓氨水中存在以下平衡： NH3+ H2O⇋NH3·H2O⇋NH4+ + OH－，加入固态碱性物质（如CaO、NaOH、碱石灰等），使平衡逆向移动，同时反应放出热，促进NH3·H2O的分解。 （2）装置（如图）： 拓展：氨气实验室制法的注意事项 a.实验室用固体铵盐于碱共热制NH3时，不能使用NH4HCO3、NH4NO3及NaOH固体，因为NH4HCO3受热分解产生CO2，使制得的NH3不纯；NH4NO3受热时易发生爆炸；NaOH容易吸水结块，不利于NH3的产生和逸出且加热条件下NaOH容易腐蚀玻璃。 b.干燥氨气时不能选用酸性干燥剂，如浓硫酸、P2O5等，也不能选用无水CaCl2，因为它们均能与NH3发生反应，通常选用碱石灰。 c.吸收氨气（或HCl）时要注意防止倒吸。 可用于吸收氨气（或HCl）并能防倒吸的常用装置为： 二、硝酸的强氧化性及应用 1、硝酸与非金属单质的反应 硝酸与非金属单质反应时非金属单质一般被氧化为最高价氧化物或其对应的水化物，硝酸只表现氧化性，完全转化为还原产物。 如：4HNO3(浓)+C CO2↑+4NO2↑+2H2O 6HNO3(浓)+S H2SO4+6NO2↑+2H2O 2、 硝酸与金属反应的一般规律 （1） 硝酸与金属反应一般不产生氢气。 （2） 浓硝酸+金属→硝酸盐+NO2+2H2O， 稀硝酸+金属→硝酸盐+NO+2H2O， 稀硝酸也可能被还原为N2、N2O、NH3和NH4NO3等。 （3） 硝酸与金属反应时既表现氧化性又表现酸性。 （4） 浓硝酸反应时，铁过量，氧化产物为Fe2+；铁不足，氧化产物为Fe3+；二者的量在一定范围内，可能生成Fe2+和Fe3+的混合物。 注意：硝酸有强氧化性，在具体应用中要注意如下几个方面： （1） 浓硝酸使紫色石蕊试液先变红后褪色。 （2） 硝酸能够与几乎所有的金属反应（除Au、Pt外），但不生成氢气；与变价金属反应时，金属能够被氧化为最高价态。 （3） 硝酸与具有还原性的盐（如Na2SO3、NaI等）、碱性氧化物、碱，以及其他还原剂反应时，优先发生氧化还原反应。 （4） 硝酸与其他非氧化性酸不同，硝酸还能够与一些具有还原性的酸（如H2S、HBr、HI、H2SO3等）、酸性氧化物（如SO2等）发生氧化还原反应。 （5） 分析离子共存的问题时要注意隐含的硝酸，即酸性条件的硝酸盐溶液，H+和NO3-共存时相当于稀硝酸，有较强的氧化性。 三、喷泉实验 1、喷漆形成的原理 容器内外存在较大的压强差，在这种压强差的作用下，使液体通过尖嘴管喷涌。 2、 分类 （1） 负压型：即接纳喷起液体空间压强低于大气压，而待喷液体与大气想通，通常是容器内气体极易溶于水或容器内气体易与溶液中的溶质发生化学反应。 （2） 正压型：即接纳喷起液体的空间与大气相通，而待喷液体所受压强高于大气压，通常是容器内的液体由于受热挥发（如浓盐酸、浓氨水、酒精灯）或由于发生化学反应，容器内产生大量气体。如喷雾器、人造喷泉、火山喷发等。 3、常见的喷泉实验装置 喷泉实验的本质是形成压强差而引发液体上喷，为此可设计多种不同的装置和采用不同的操作（如使气体溶于水、热敷、生成气体、发生气体体积减小的反应等）来使喷泉产生。 装置Ⅱ：挤压气球，即可使少量的溶液沿导管进入烧瓶中，导致大量的NH3溶解，烧瓶内形成负压而产生喷泉。 装置Ⅲ：去掉了胶头滴管。打开止水夹，用手（或热毛巾等）捂热烧瓶，氨气受热膨胀，使氨气通过导管与水接触，即产生喷泉。（开放性问题，或用浸冰水的毛巾“冷敷”烧瓶，使水进入烧瓶，烧瓶内氨气溶于水） 装置Ⅳ：在锥形瓶中加入能产生气体的物质，使锥形瓶内气体的压强明显增大，将液体压入烧瓶而产生喷泉。 装置Ⅴ：在水槽中加入使水温度升高的物质，使锥形瓶内酒精因升温而挥发，锥形瓶内气体压强增大而产生喷泉。 装置Ⅵ：烧瓶中通入H2S（或SO2），然后通入SO2（或H2S），现象为有淡黄色粉末状物质生成，烧瓶内壁附有水珠，NaOH溶液喷到烧瓶内。 装置Ⅶ：打开1处的止水夹并向烧瓶中通入少量HCl气体后关闭止水夹，再打开2处止水夹。观察到先产生白烟，生成固体NH4Cl，烧瓶内气压降低形成喷泉。 装置Ⅷ：先挤压胶头滴管，再打开a、b活塞，然后打开c活塞，可产生双喷泉现象。 注意：喷泉实验成功的关键： ①盛气体的烧瓶必须干燥； ②气体要充满烧瓶； ③烧瓶不能漏气（实验前应先检查装置的气密性）； ④所用气体能大量溶于所用液体或气体与液体快速反应。 对于“负压型喷泉”只要气体易溶于吸收剂，均可做喷泉实验，吸收剂可以是水，也可以是酸液、碱液等。 Ⅶ Ⅷ 第四章 第四节 无机非金属材料的主角——硅 知识点总结 4、 学科网（北京）股份有限公司 一、碳、硅单质的主要性质及应用 1、碳、硅单质的主要性质及应用 （1） 碳：既有游离态又有化合态。 （2） 硅：只有化合态。在自然界中的含量占第二位。 2、 碳、硅单质的物理性质和用途（用短线连接） 金刚石 质软、能导电。可作电极 石墨 作吸附剂，脱色剂 C60 熔点高、硬度大。 制饰品和切割工具 活性炭 熔点高。半导体材料和 制光电池的材料 晶体硅 具有特殊结构。可能成为 新型催化剂或催化剂载体 3、 碳和硅的化学性质——还原性 C+O2CO2与O2 反应 O2（足量） 2C+O22COFe2O3 O2（不足） 3C+2Fe2O33CO2↑+4Fe SiO2 与氧化 物反应 2C+SiO2Si+2CO↑浓硫酸 碳 C+2H2SO4(浓) CO2↑+SO2↑+2H2O与强氧化 性酸反应 C+4HNO3(浓) 浓硝酸 CO2↑+4NO2↑+2H2O O2：Si+O2SiO2与非金属 单质反应 F2：Si+2F2=SiF4 Cl2：Si+2Cl2SiCl4Si 与氢氟酸反应：Si+4HF=SiF4↑+2H2↑ 二、碳、硅的重要化合物主要性质及用途 1、CO2与SiO2的比较 物质 SiO2 CO2 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 与水反应 不反应 CO2+H2O⇋H2CO3 与酸反应 SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O 不反应 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=NaHCO3 与盐反应 SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑ SiO2+CaCO3CaSiO3+CO2↑ CO2+Ca(ClO)2+H2O=CaCO3↓+2HClO、CO2+Na2CO3+H2O=2NaHCO3↓ 与碱性氧化物反应 SiO2+CaO CaSiO3 CO2+Na2O Na2CO3 与碳反应 SiO2+2C Si+2CO↑ CO2+C2CO 用途 制光学仪器、石英玻璃、常用来制造通讯材料光导纤维 化工原料、灭火剂。干冰用作制冷剂，人工降雨 2、 硅酸 硅酸难溶于水，其酸性比碳酸弱，硅酸不能使紫色石蕊试液变红色。 （1） 硅酸不稳定，受热易分解：H2SiO3SiO2+H2O。 （2） 硅酸能与碱溶液反应，如与NaOH溶液反应的化学方程式为H2SiO3+2NaOH=Na2SiO3+2H2O。 （3） 硅酸在水中易聚合形成胶体，硅胶有很强的吸水能力，常用作干燥剂。 3、 硅酸盐 （1） Na2SiO3水溶液俗称水玻璃，常用于制作黏合剂、防腐剂和耐火材料。 （2） 硅酸钠溶液在空气中易变质，反应的化学反应方程式为Na2SiO3+H2O+CO2=Na2CO3+H2SiO3↓。 （3） 硅酸盐组成的表示：通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成（顺序为碱性氧化物·两性氧化物·酸性氧化物·水）：如硅酸钠（Na2SiO3）可表示为Na2O·SiO2，石棉（CaMg3Si4O12）可表示为CaO·3MgO·4SiO2。 4、 常见无机非金属材料的生产用途 2、 硅酸盐材料 （3） 三种硅酸盐工业生产比较： 水泥 玻璃 陶瓷 生产原料 石灰石、黏土 纯碱、石灰石和石英 黏土 主要设备 水泥回转窑 玻璃窑 陶瓷窑 生产条件 高温 （4） 主要用途：陶瓷、玻璃、水泥是主要建材，也广泛应用于生活中。 2、 特殊功能的含硅物质 （1）碳化硅具有金刚石结构，可用作磨料。 （2）含硅元素4%的硅钢具有导磁性。 （3）硅橡胶具有既耐高温又耐低温的性质。 考点应用 3、 一、硅及其化合物的特殊性质 1、硅单质的特殊性 （1）Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：SiO2+2CSi+2CO↑ （1） 非金属单质跟碱液作用一般无H2放出，但Si与碱液作用却放出H2：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑ （3）非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，但Si能与HF作用：Si+4HF=SiF4↑+2H2↑ （4）非金属单质大多为非导体，但Si为半导体。 2、含硅化合物的特殊性 （1）SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接与水作用制备H2SiO3。 （2）酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O （3）无机酸一般易溶于水，但H2SiO3难溶于水。 （4）因H2CO3酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通入CO2能发生下列反应：Na2SiO3+CO2+H2O= H2SiO3↓+Na2CO3，但在高温下也能发生以下反应 SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑。 注意： （1） 不要混淆硅和二氧化硅的用途： 用作半导体材料的是晶体硅而不是SiO2，用于制作光导纤维的是SiO2而不是硅。 （2）不要混淆常见含硅物质的成分： ①计算机芯片的成分是晶体硅而不是SiO2。 ②水晶、石英、玛瑙等主要成分是SiO2，而不是硅酸盐。 ③传统无机非金属材料陶瓷、水泥、玻璃的主要成分是硅酸盐。 第四章 第五节 海水资源的开发利用 环境保护与绿色化学 知识点总结 5、 学科网（北京）股份有限公司 一、海水资源的综合利用 1、海水资源的利用 （1） 海水的淡化海水资源的利用 直接利用海水进行循环冷却 （2） 海水淡化的方法和原理 淡化方法 原理 蒸馏法 将海水加热蒸发气化，然后将蒸汽冷凝而得到蒸馏水 电渗析法 利用阴、阳离子交换膜对水中阴、阳离子的选择透过性，在外加直流电场作用下，使水中的一部分离子转移到另一部分水中而达到除盐的目的 离子交换法 用阳离子交换树脂和阴离子交换树脂除去海水中的阴、阳离子得到去离子水的方法 2、海水化学资源的综合利用 （1）氯碱工业：电解食盐水的化学方程式为2NaCl+2H2O 2NaOH+Cl2↑+H2↑ （2）海水提镁：先将海水中的镁富集，再电解熔融氯化镁。 最后一步反应：MgCl2（熔融） Mg+Cl2↑。 （3） 海水提溴：先将海水中的溴富集，再通过氧化还原反应将溴提取出来。最后一步反应：2Br-+Cl2=Br2+2Cl-。 3、 海水其他资源的开发利用 （1） 从海水中提取核能开发的重要原料：铀和重水。 （2） 潮汐能、波浪能时有待开发的新型能源。 二、环境保护与绿色化学 1、环境问题的含义 主要是指由于人类不合理地开发和利用自然资源而造成的生态环境破坏，以及工农业生产和人类生活所造成的环境污染。 2、 常见的环境污染 污染类型 主要污染物 污染物主要来源 酸雨（pH<5.6） SO2 化石燃料的燃烧 光化学烟雾 氮氧化物和碳氢化合物 汽车尾气 臭氧空洞 NOx和氟氯烃 冰箱制冷剂 温室效应 二氧化碳 化石燃料的燃烧 白色污染 废旧塑料 废弃塑料制品 赤潮和水华 含磷、氮较高的废水 农业、生活废水 居室污染 甲醛、苯、甲苯、氡 建筑、装修材料 3、 环境保护 （1） 空气质量日报：主要包括“空气污染指数”“空气质量级别”“首要污染物”。目前计入的污染物主要是二氧化硫、二氧化氮和可吸入颗粒物。 （2） 三废污染：是指废水、废气、废渣。 （3） 环保措施：回收利用、达标排放、研制可降解塑料等无污染的新材料等。 4绿色化学 （1）核心：利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境造成的污染。 （2）特征：①采用无毒、无害的原料；②在无毒、无害的条件（包括催化剂、溶剂）下进行；③产品应该是环境友好的；④具有理想的“原子经济性”，即反应具有高选择性、极少副产物，甚至实现“零排放”。 （3）原子经济性：原子经济性可用原理利用率来衡量，其定义可表示为。 ①CH2=CH2+Br2→CH2—CH2 Br Br ② 上述两反应的原子利用率为100%的是①，其特点为：反应物中的原子全部转化为期望的最终产物。原子经济性的反应有两个显著优点：一是最大限度地利用了原料，而是最大限度地减少了废物的排放。 考点应用 一、海水资源的综合利用 1、 氯碱工业 （1） 生产流程： 造纸、玻璃、 肥皂、纺织等 烧碱 漂白剂 蒸发 过滤 饱和 NaCl溶液 冶炼金属 合成农药等 盐酸 氯气 氢气 精制 电 解 粗盐 海水 （2） 产物及其用途 阴极产物是NaOH和H2，阳极产物是Cl2。产物可用于制备盐酸、纯碱、农药和漂白剂等。 2、 海水提镁 （1） 生产流程：水 煅烧 石灰乳 CaO 贝壳 Mg(OH)2 过滤 引入 海水 沉淀池 HCl 循环 + Mg MgCl2·6H2O 盐酸、浓缩 Cl2 电解 MgCl2 脱水 （2） 基本步骤及主要反应： ①制熟石灰： CaCO3CaO+CO2↑，CaO+H2O=Ca(OH)2。 ②沉淀：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓。 ③酸化：Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O。 ④蒸发结晶：析出MgCl2·6H2O。 ⑤脱水：在氯化氢环境中使MgCl2·6H2O脱水制得无水氯化镁。 ⑥电解：电解熔融氯化镁制得镁。 3、海水提溴 （1）生成流程 含Br2的空气 空气吹出 含Br2的海水 硫酸酸化 氯气置换 提取 粗盐 苦卤 海水 粗氨水 液溴 冷凝 分离 溴蒸气 蒸馏 氯气 氧化 溴水混合物 SO2吸收 吸收液 （2） 主要反应： 2Br-+Cl2 = 2Cl-+Br2 SO2＋Br2＋2H2O = 4H++SO4＋2Br- 注意： （1） 注意在海水中镁、溴和碘都以化合态形式存在且含量较低，需要先富集再提取，提取过程中要通过发生氧化还原反应获得它们的单质。 （2） 提取海水中NaCl、镁、溴、碘的过程中要用到结晶、过滤、萃取和分液等实验操作，要注意这些操作的使用条件和操作方法的规范性。 （3） 海水中铀和重水的提取，潮汐能、波浪能的开发对于新能源的开发具有重要意义。 1 学科网（北京）股份有限公司 $