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高中化学必修一
第四章非金属及其化合物

无机非金属材料的主角——硅

二氧化硅SiO₂

存在

SiO₂的存在形式有结晶形和无定形两大类，水晶、玛瑙的主要成分是结晶的二氧化硅

结构

SiO₂晶体是由Si和O按原子数之比为1：2的比例组成的立体网状结构的晶体。每个硅
原子周围结合4个O原子，每个O周围结合2个Si原子

物理性质

熔点高；硬度大；不溶于水

用途

①沙子是基本的建筑材料

②纯净的SiO₂是现代光学及光纤制品的基本原料，可以制作光导纤维

③石英和玛瑙制作饰物和工艺品

④实验室中使用石英坩埚

硅酸H₂SiO₃

物理性质

硅酸是一种难溶于水的白色胶状物

化学性质

弱酸性

向Na₂SiO₃溶液中通入CO₂，生成白色沉淀

Na₂SiO₃+CO₂+H₂O=Na₂CO3+H₂SiO₃↓

H₂SiO₃酸性比H₂CO₃酸性弱

不稳定性

H₂SiO₃不稳定，受热易分解

H₂SiO₃=加热=H₂O+SiO₂

制备

Na₂SiO₃溶液中加入盐酸

Na₂SiO₃+2HCl=2NaCl+ H₂SiO₃（胶体）

存在及用途

浓度小且边加边振荡时，形成硅酸溶胶（胶体）；浓度大时，形成硅酸凝胶

硅胶

硅酸凝胶经干燥脱水得到的硅酸干凝胶，称为“硅胶”，具有很强的吸水性，常用作
干燥剂或催化剂的载体

富集在海水中的元素——氯

单质

物理性质

黄绿色有毒、有刺激性气味，密度比空气大，易液化称液氯，可溶于水

氯元素自然界以化合态存在(NaCl)

化学性质

与金属单质反应(生成最高价)

与非金属单质反应

与H₂O反应

与碱反应

漂白液

漂白粉

制备

原理

MnO₂+4HCI(浓)=(加热)=MnCl₂+CI₂↑+2H₂O

装置

产生装置

除杂装置

收集装置

尾气处理装置

化合物

氧化物

酸

HCl

酸性

HCIO

不稳定易分解

弱酸性，可使湿润石蕊试纸先变红后褪色

强氧化性

漂白性

Cl₂、HClO、H₂O(3分子)
H¯、Cl¯、ClO¯、OH¯(4离子）

HCIO₄

自然界中酸性最强的无机酸

硫和氮的氧化物

硫

硫单质

物理性质

淡黄色固体，难溶于水，可溶于酒精，易溶于CS₂，熔沸点都很低

化学性质

氧化性

与绝大多数金属反应

Fe+S=加热=FeS

2Cu+S=加热=Cu₂S

与非金属

H₂+S=加热=H₂S

H₂S是一种臭鸡蛋气味的有毒气体，有强还原性

还原性：与氧气发生反应

S+O₂=点燃=SO₂

硫在空气中燃烧发出淡蓝色的火焰，在氧气中燃烧发出蓝紫色的火焰

自身氧化还原反应

3S+6NaOH=2Na₂S+Na₂SO₃+3H₂O

SO₂的性质

物理性质

状态：气体

颜色：无色

气味：有刺激性

沸点：-10℃

毒性：有毒

密度：比空气大

溶解度：易溶于水，在常温、常压下，1体积水大约能溶解40体积的SO₂

化学性质

是一种重要的酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性

与H₂O反应

SO₂+H₂O=H₂SO₃（亚硫酸，二元中强酸，只能存在于水中）

与碱反应

SO₂+2NaOH=Na₂SO₃+H₂O

SO₂+NaOH=NaHSO₃

与碱性氧化物的作用

SO₂+Na₂O=Na₂SO₃

与某些盐反应

SO₂+2NaHCO₃=Na₂SO₃+H₂O+2CO₂↑

SO₂可以被H₂O₂、Na₂O₂、HNO₃、O₃等多种强氧化剂所氧化

SO₂的污染

酸雨

空气中SOx和NOx随雨水下降成为酸雨，pH<5.6

SO₂的制备

Na₂SO₃+H₂SO₄=Na₂SO₄+SO₂↑+H₂O

收集方法

向上排空气法或排饱和NaHSO₃溶液

SO₂的鉴定

通入品红溶液褪色，加热后又恢复原色

湿润的蓝色石蕊试纸——变红

SO₂的干燥

浓H₂SO₄

吸收SO₂尾气

可选用酸性高锰酸钾溶液或碱液等

SO₂的用途

制H₂SO₄、漂白剂、杀菌、消毒

SO₃

物理性质

三氧化硫又名硫酸酐，是一种无色易挥发的固体，熔点16.83℃，沸点44.8℃

化学性质

H₂SO₄的酸酐；S元素为+6价，处于最高价态，只有氧化性

与水反应，放热

SO₃+H₂O=H₂SO₄

CaO+SO₃=CaSO₄

Ca(OH)₂+SO₃=CaSO₄+H₂O

工业上制取硫酸

S→SO₂→SO₃→H₂SO₄

SO₃+H₂O=H₂SO₄

SO₂和CO₂

气体

SO₂

CO₂

物理性质

气味

有刺激性气味

无味

毒性

有毒

无毒

溶解性

易溶（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

Ca(OH)₂+SO₂=CaSO₃↓+H₂O

Ca(OH)₂+CO₂=CaCO₃↓+H₂O

CaSO₃+SO₂+H₂O=Ca(HSO₃)₂

CaCO₃+CO₂+H₂O=Ca(HCO₃)₂

与碱性氧化物反应

SO₂+CaO=CaSO₃

CO₂+CaO=CaCO₃

与NaHCO₃溶液

反应

不反应

弱氧化性

SO₂+2H₂S=3S↓+2H₂O

CO₂+C=加热=2CO

还原性

二氧化硫能被酸性高锰酸钾、氯水、
溴水、碘水等氧化剂氧化

无

漂白性

有，不稳定

无

对环境的影响

形成酸雨

引起温室效应

鉴别

利用二氧化硫的还原性，用酸性高锰钾溶液或溴水看是否褪色鉴别

利用二氧化硫的漂白性，用品红溶液鉴别

氮

氮气

物性

氮的固定

自然固氮

生物固氮／高能固氮

人工固氮

合成氨／仿生固氮

与镁反应

重要氧化物

物性

与O₂

NO₂

物性

与H₂O

氨气

物性

喷泉实验

化性

与H₂O／酸／催化氧化

铵盐

物性

化性

受热不稳定：NH₄HCO₃/NH₄CI

与碱反应

固态：实验室制氨气

溶液：离子反应

常温／加热

铵盐的检验

硝酸

物性

化性

强酸性

不稳定性

见光或受热分斛

强氧化性

金属：Al

硝酸根的检验

非金属：C

氮的氧化物溶于水的有关计算

讨论法

电子守恒法

硝酸与金属反应的计算规律

电子守恒

N守恒

溶液中电荷守恒

人类对环境的污染

大气污染：光化学烟雾／酸雨

水体污染：水体富营养化

氨硝酸硫酸

氨的性质

氨的固定

概念

将游离态的氨转变为氮的化合物

类型

①人工固氮

工业合成氨：N₂+3H₂↔2NH₃

②自然固氮

雷雨发庄稼

N₂+O₂=2NO
2NO+O₂=2NO₂
3NO₂+H₂O=2HNO₃+NO

③生物固氮

如豆科植物的根瘤苗能够将空气中的氮转化为含氮化合物而促进自身生长

④化学模拟生物固氮

利用化学方法模拟固氮酶的作用，在温和条件下将氮转变为氨

氨的物理性质

①颜色

无色

②气味

刺激性

③溶解性

极易溶于水(1:700)

④是否易液化

易液化

氨的化学性质

①与水反应

②与酸反应(呈现碱性)

③弱还原性

铵盐

概念

由NH₄⁺和酸根离子构成的化合物

物理性质

都是晶体，都易溶于水，常伴有吸热现象

化学性质

受热易分解

热分解情兄与对应的酸有关。一般非氧化性酸的铵盐热分解产物为NH₃与对应酸。
氧化性酸的铵盐热分解比较复杂产物有N₂或其氧化物出现

NH₄NO₃=加热=N₂O↑+2H₂O
NH₄NO₂=加热=N₂↑+2H₂O
(NH₄)₂Cr₂O₇=加热=N2↑+Cr₂O₃+4H₂O

铵盐受热一会放出氨气，但不是都放出氨气。如NH₄NO₃受热到一定程度会发生
爆炸，产生多种气体的混合气

与碱反应

铵盐会和强碱溶液在加热条件下反应生成NH₃

NH₄⁺+OH⁻=加热=NH₃ +H₂O

NH₄⁺的检验

实验操作

取侍捡物少许，向其中加入NaOH溶液，加热后若产生能使显润的红色石蕊试纸
变蓝的气体，则一定含NH₄⁺

反应原理

NH₄⁺+OH⁻=加热=NH₃↑+H₂O

氨气的实验室制法

方法1：铵盐与碱共热

①原埋

NH₄CI与Ca(OH)₂固体共热产生氨：2NH₄Cl+Ca(OH)₂=CaCl₂+2NH3↑+2H₂O

②装置

“固+固”，加热型反应装置，包括试管、酒精灯等

③收集

氨气易溶于水，密度比空气

用向下排空气法收集

④检验

用湿润的红色石蕊试纸(变蓝)或蘸有浓盐酸的玻璃棒接近试管口(有白烟)

⑤棉花团的作用

防止试管内的NH₃与试管外的空气形成对流，以便收集到较为纯净的氨

⑥注意事项

不能用NH₄NO₃跟Ca(OH)₂反应制氨气

硝酸铵受撞击、加热易爆炸，且产物与温度有关，
可能产生NH₃，N₂，N₂O，NO

不能用NaOH、KOH代替Ca(OH)₂

NaOH，KOH是强碱，具有吸湿性（潮解）易结块，
不易与铵盐混合充分接触反应

KOH、NaOH具有强腐蚀性在加热情况下，对玻璃仪
器有腐蚀作用

用试管收集氨气要堵棉花

NH₃分子微粒直径小，易与空气发生对流，堵棉花目的是防止
NH₃与空气对流，确保收集纯净的氨气；减少NH3对空气的污染

实验室制NH₃除水蒸气用碱石灰，
而不采用浓H₂SO₄和固体CaCl₂

浓H₂SO₄与NH₃反应生成(NH₄)₂SO₄，NH₃与CaCl₂反应能生成
CaCl₂·8NH₃（八氨合氯化钙）

CaCl₂+8NH₃= CaCl₂·8NH₃

方法2：浓氨水中加固态碱性物质

①原理

向浓氨水中加入固态碱性物质，消耗浓氨水中的水，同时反应放热，促进NH₃·H₂O
分解产生氨

NH₃·H₂O=加热=NH₃↑+H₂O

固态碱性物质：CaO、NaOH、碱石灰等

②装置

“固+液”型反应装置

③收集、检验

方法3：加热浓氨水

原理

NH₃·H₂O=加热=NH₃↑+H₂O

硫酸

稀硫酸的性质
——酸的通性

①紫色石蕊试液变红色，无色酚酞试液下变色

②与沽泼金属反应

③与碱性氧化物反应

④与碱反应

⑤与某些盐反应

浓硫酸的特性

①吸水性

①将一瓶浓硫酸敞口放置在空气中其质量将增加，密度将减小，浓度降低，体积变大

②干燥剂和洗气装置。浓硫酸可以干燥中性和酸性气体
中性气体：CO、氧气、氮气和所有的稀有气体；
酸性气体：HCl气体、二氧化碳、二氧化疏、氯气等

①浓硫酸不能用作碱性、性气体(例如氢气)的洗气转置，
因为浓疏酸与氨气反应

②浓硫酸不可干燥溴化氢、碘化氢、硫化氢等还原性气体

③浓硫酸实际上不能干燥二氧化疏，因力二氧化硫易溶于浓硫酸

④硫酸不能干燥二氧化氮，因为NO₂溶于浓硫酸生成亚硝基硫酸等一些物质

②脱水性

按水的组成比脱去某些有机物中的氢、氧元素，使有机物脱水
如使纸张、棉花、木材、蔗糖等有机物脱水炭化(变黑)

有水则吸，无水则脱

③强氧化性

①与绝大多数金属反应

冷的浓H₂SO₄使Fe、Al等金属钝化

②与非金属反应

硫酸的用途

①重要的化工原料和化学实验室中必备的重要试剂

②工业上制化肥、农药、炸药和染料等

③用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸等

SO₄²⁻的检验

①正确操作

待测液→盐酸酸化→取清夜→BaCl₂溶液→白色沉淀，即可确定存在硫酸根离子

②理论解释

①先加稀盐酸的目的是排除CO₃²⁻、SO₃²⁻、Ag⁺等离子的干扰

②再加BaCl₂溶液，有白色沉淀产生，BaSO₄既准溶于水，又难溶于酸

SO₄²⁻+Ba²⁺→BaSO₄↓

硝酸

化学性质

①具有酸的通性

①与指示剂作用

稀硝酸能使紫色石蕊试液由紫色变为红色

浓硝酸使紫色石蕊先变红(H⁺的作用)后褪色(强氧化性)

②与碱性氧化物反应

③与碱反应

④与某些盐反应

②不稳定性

①硝酸在受热或光照下易发生分解反应

硝酸越浓越容易分解

②浓硝酸呈黄色的原因

硝酸分解生成的NO₂溶解在硝酸中

③硝酸的保存

硝酸保存在棕色(防光)试剂瓶中，置于冷暗处，不能用橡胶塞(橡胶塞易被氧化)

③强氧化性

①与金属反应

HNO₃几乎能与所有的金属(除金、铂外)发生氧化还原反应，冷的浓硝酸使铁、铝发生钝化

②与非金属反应

③与某些还原物质反应

④氧化某些有机物

硝酸的用途

重要的化学原料和化学试剂，在工业上用于制化肥、农药、炸药和染料等

高中化学必修一第四章

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