第三部分：非金属单质及其化合物
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新教材知识分块探究（三）
―――苏教版新教材化学1
第三部分：非金属单质及其化合物
1．氯、溴、碘及其化合物
2．硫及其化合物
3．氮气及其化合物
4．硅及其化合物
一、氯、溴、碘及其化合物
1、氯气的制法
（1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。
原理：电解饱和食盐水。
装置：阳离子隔膜电解槽。
反应式：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑
(2)氯气的实验室制法
原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl-。常用的氧化剂有：MnO2、KMnO4、KClO3等。
反应式：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
2KMnO4 + 16HCl(浓) ＝2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2↑+ 8H2O
KClO3 + 6HCl（浓） == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O
装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。
收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。
验满：看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。
尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。
除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质； 干燥：用浓H2SO4 。
（3）中学实验室制H2、O2、Cl2的发生装置的比较
气体 反应物的状态 反应条件 装置或主要仪器 可适用的气体
H2 固体和液体反应 不加热 启普发生器或简易装置 H2S、CO2、SO2等
O2 固体或固体混合物 加热 大试管、铁架台、导管等 NH3、CH4等
Cl2 固体和液体或液体和液体 加热 圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯 HCl、HBr、HI等
2．Cl2、Br2、I2的物理性质的比较
气体 物理性质
Cl2 黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2），易液化，密度比空气大。
Br2 深红棕色液体，易挥发，有刺激性气味，有毒，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大，储存时要加水，水封，以防止挥发。
I2 紫黑色固体，有光泽，易升华，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大。
3．Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较
水 酒精 苯 汽油 四氯化碳
Cl2 黄绿色（新制） 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄――橙 橙――橙红 橙――橙红 橙――橙红 橙――橙红
I2 深黄――褐色 棕――深棕 浅紫――紫 紫――深紫 浅紫红－紫红
4．Cl2、Br2、I2的化学性质的比较
①与金属反应
2Na + Cl2 2NaCl,Cu + Cl2 CuCl2，2Fe + 3Cl2 2FeCl3，2Fe + 3Br2 2FeBr3，Fe + I2 FeI2。
②与氢气反应
反应物 反应方程式 反应条件 反应现象
H2与F2 H2 + F2 == 2HF 冷、暗 爆炸
H2与Cl2 H2 + Cl2＝＝ 2HCl 光照 爆炸
H2与Br2 H2 + Br2＝＝ 2 HBr 加热 反应
H2与I2 H2 + I2 2HI 持续加热 可逆反应
③与水的反应：
2F2 + 2H2O == 4HF + O2 X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、Br、I)
④与碱反应：Cl2、Br2、I2都容易与碱液反应，常用于除尾气、除杂质等。工业上利用这反应来制漂白粉，反应式是：2Cl2 + 2Ca(OH)2 == CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
漂白粉主要成分 漂白粉有效成分：Ca(ClO)2
⑤Cl2、Br2、I2相互置换：氧化性Cl2>Br2>I2，所以Cl2可以将Br2、I2置换出，Br2可以将I2置换出。
如:Cl2 +2NaBr == 2NaCl + Br2.
5．Cl-、Br-、I-的检验：（1）AgNO3─HNO3法
离子 选用试剂 实验现象及离子方程式
Cl- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + Cl- == AgCl↓ 白色沉淀
Br- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + Br- == AgBr↓ 浅黄色沉淀
I- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + I- == AgI↓ 黄色沉淀
（2）Br- 、I- 可以用氯水反应后加 CCl4 萃取的方法。
6．AgBr、AgI的感光性：它们都见光分解，AgBr用于感光底片的感光材料；AgI用于人工降雨。
二、硫及其化合物
1．硫的性质
（1）硫单质的物理性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8℃，沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。
（2）硫的化学性质：
①可燃性：S + O2 SO2 ②与氢气反应：H2 + S H2S ；
③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S；
④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）;
⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓) 3SO2 + 2H2O。
（3）硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。
2．硫化氢的性质
（1）硫化氢的物理性质：硫化氢是有臭鸡蛋味有毒气体，能溶于水，常温常压1:2.6溶于水。
（2）硫化氢的化学性质：
①可燃性：O2不足 2H2S + O2 2S + 2H2O, O2足量 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O .
②热分解：H2S H2 + S.
③和碱反应：H2S + 2NaOH == Na2S + 2H2O ,H2S + NaOH == NaHS + H2O.Na2S + H2S == 2NaHS.
H2S溶于水得氢硫酸溶液，是二元弱酸，易挥发，具有强还原性。在空气中久置会变浑浊。
④强还原性：如：2H2S + SO2 == 3S + 2H2O,H2S + Cl2 == S↓ + 2HCl(Br2、I2也同样发生类似得反应),
H2S + 2FeCl3 == 2FeCl2 + S↓ + 2HCl,H2S + H2SO4(浓) == S + SO2 ↑+ 2H2O等反应。
⑤和一些盐溶液反应生成既难溶于水有难溶于酸沉淀:H2S + CuSO4 == CuS(黑) ↓+ H2SO4;
H2S + 2AgNO3 == 2HNO3 + Ag2S(黑)↓;H2S + Pb(NO3)2 == PbS(黑)↓ + 2HNO3.
（3）硫化氢的实验室制法：
反应式：FeS + 2HCl == FeCl2 + H2S↑, 装置：与制氢气的装置相同。验满:用湿润的硝酸铅或醋酸铅试纸,变黑即是.
注意：酸的选用只能是非强氧化性酸；尾气用碱液吸收。
3．二氧化硫的性质
（1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。
（2）二氧化硫的化学性质：
①酸性氧化物的通性：H2O + SO2 H2SO3(亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),
SO2 + 2NaOH == Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH == NaHSO3,SO2 + Na2SO3 ＋ H2O == 2NaHSO3.SO2 + CaO == CaSO3.
②氧化性：SO2 + 2H2S == 3S + 2H2O;
③还原性：2SO2 + O2 2SO3,SO2 + Cl2 + 2H2O ==H2SO4 + 2HCl(Br2、I2也同样有类似的反应)，5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O == K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4等反应。
④漂白性：SO2能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。
(3)SO2的实验室制法：Na2SO3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2↑+ H2O.
(4)SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。当PH降至5.0以下，鱼类一般不能正常生长，加之水底淤泥中的有毒金属遇酸溶解，更加速水生生物的死亡。同样，酸雨也使土壤酸化，影响和破坏土壤微生物的数量和群落结构，抑制了土壤中有机物的分解和氮的固定，淋洗与土壤粒子结合的钙、镁、锌等营养元素，使土壤贫瘠化，导致生长在这里的植物逐渐退化。因此酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。含酸性物质的空气能使认得呼吸道疾病加重。酸雨中含有甲醛、丙烯酸等对人的眼睛有强烈的刺激作用。硫酸雾和硫酸盐雾的毒性比SO2要高10倍，其微粒可侵入人体的深部组织，引起肺水肿和肺硬化等疾病而导致死亡。当空气中含0.8mg·L-1 的硫酸雾时，就会使人难受致病。还有人们饮用酸化的水或酸化的鱼类等，使一些重金属元素通过食物链逐渐在人体内积累而导致危害。
（5）酸雨的防治：
1）最主要是控制污染源。主要途径有：
①开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。
②利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO + SO2== CaSO3,CaO + H2O == Ca(OH)2,SO2 + Ca(OH)2 ==CaSO3 +H2O,2CaSO3 + O2 == 2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。
③加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO2 + 2NH3 + H2O == (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O== NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 == 2(NH4)2SO4, 2NH4HSO3 + O2 == 2NH4HSO4.(它们是氮肥)
④积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。
2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。
3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。
4．SO3的性质：SO3是无色的晶体，熔点12.8℃，极易于水反应，同时放出大量的热。SO3 + H2O == H2SO4.
5．H2SO4的性质
(1)物理性质：纯的H2SO4是无色粘稠状液体，沸点338℃，难挥发，浓度高于98％的又称“发烟硫酸”，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO3分子在空气中形成了酸雾。浓硫酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。
（2）化学性质：
①稀硫酸的性质：酸的通性。
②浓硫酸的特性：a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。
b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。
c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），
如：Cu + 2H2SO4（浓） CuSO4 + SO2↑+ 2H2O；
加热时也可以于某些非金属反应，如：C + 2H2SO4（浓） CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O等。
（3）H2SO4 的工业制法(接触法)：
①流程：S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；进入接触室进行催化氧化生成SO3；将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4.
②设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。
接触室：接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能量而设计。
吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3％的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。
③主要反应式：S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O2 2SO3,
SO3 + H2O == H2SO4.
④尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3·H2O == (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2 + H2O == 2 NH4HSO3.
(4)硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。
6．几种常见的硫酸盐
（1）CaSO4：自然界中是石膏(CaSO4·2H2O)的形式存在，加热到150℃时会失去部分结晶水，生成熟石膏(2CaSO4·H2O)。用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。
（2）BaSO4：重晶石，既难溶于水也难溶于酸，不容易被X射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。
(3)FeSO4：FeSO4·7H2O俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂和颜料的原料。
三、氮气及其化合物
1．氮气的性质
（1）物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。
（2）化学性质：通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气。但在一定条件下可发生反应。
①放电条件下与氧气反应：N2 + O2 2NO,
②在一定条件下,与H2反应:N2 + 3H2 2NH3 (工业合成氨的主要反应,也是人工固氮的方法。）自然固氮主要是雷雨和豆科植物的根瘤菌的固氮。
③与金属反应：3Mg + N2 Mg3N2,
2．氮的氧化物
（1）NO是无色无味的有毒气体,微溶于水,在空气中易被氧化为NO2。2NO + O2 == 2NO2.在有氧气的条件下,NO和O2混合气被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O == 4HNO3.
(2)NO2：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应：3NO2 + 2H2O == 2HNO3 + NO↑ .
在有氧气的条件下：4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.
另外，NO和NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO2 + 2NaOH == 2NaNO2 + H2O.
（3）NO、NO2的污染：大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的排放等，大气中的NO、NO2不仅可以形成硝酸型酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。因此要严格控制氮的氧化物的排放。
3．氨的性质
（1）氨的物理性质：无色有刺激性味的气体，极易溶于水（1:700），易液化。
（2）氨的化学性质：
①与水反应：NH3 + H2O NH3·H2O NH4+ + OH-,氨溶于水后，大部分氨分子与水反应生成一水合氨分子，一小部分一水合氨分子电离成铵根和氢氧根，因此氨水显碱性。可用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）来检验氨气的存在。
②易与酸反应：NH3 + H+ （强酸） == NH4+,可用浓盐酸来检验氨气的存在，有白烟现象。
③催化氧化：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O(是工业生产硝酸的基础反应)。
另外，氨气可与氯气反应：3Cl2 + 2NH3 == N2 + 6HCl，氨气足够时：3Cl2 + 8NH3 == N2 + 6NH4Cl。
（3）氨气的实验室制法：常用NH4Cl和Ca(OH)2的固体混和加热，
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O。也可用向浓氨水中加CaO或NaOH固体制氨气。
如：NH3·H2O ＋ CaO ＝＝ Ca(OH)2 + NH3 ↑
4．硝酸的性质
（1）物理性质：纯的硝酸是无色，易挥发的液体，常见的浓硝酸浓度一般是69％左右，浓硝酸久置变黄色，是因为硝酸见光分解产生的二氧化氮溶在其中。
（2）化学性质：①见光分解：4HNO3 4NO2 ↑+ O2 ↑+ 2H2O.
②酸的通性。但是金属与硝酸反应无氢气放出。
③强氧化性： A．常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化；
B．与金属反应：Cu + 4HNO3 (浓)== Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O,
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O。
C．与非金属反应：C + 4HNO3(浓) CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O.
另外：硝酸具有很强的腐蚀性。
（3）硝酸的工业制法：
流程：氨气的催化氧化NO进一步氧化生成NO2用水吸收生成硝酸。
设备：①氧化炉：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O，进一步氧化：2NO + O2 == 2NO2.
②吸收塔：用水吸收：4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.
尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。
四．硅及其化合物
1．硅：（1）结构：硅晶体的结构类似金刚石，是正四面体的空间网状结构。硬度大，熔沸点高。导电性介于导体和绝缘体之间。是良好的半导体材料。
（2）化学性质：通常情况下性质较稳定。在一定条件下可发生一些反应。
①高温下，与氧气、氯气反应：Si + O2 SiO2, Si + 2Cl2 SiCl4.
②常温与碱反应：Si + 2NaOH + 2H2O == Na2SiO3 + 2H2↑。
③常温与单质氟反应：Si + 2F2 == SiF4.
④常温与氢氟酸反应：Si + 4HF == SiF4 + 2H2↑。
（3）工业生产、提纯硅：生产：SiO2 + 2C Si (粗硅) + 2CO↑。
提纯：Si + 2Cl2 SiCl4,SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl(纯硅)。
高纯度硅广泛用于电子工业的集成电路。
2．二氧化硅
（1）自然界存在的二氧化硅有许多形式：较纯的水晶；主要成分是二氧化硅的石英；还有含杂质较多的沙等。天然的SiO2 也叫硅石。
（2）SiO2的结构；类似金刚石，因此硬度大，熔沸点高，耐磨耐腐蚀。常温下仅与强碱、单质氟和氢氟酸反应。SiO2 + 2NaOH == Na2SiO3 + H2O,SiO2 + 2F2 == SiF4 + O2 , SiO2 + 4HF == SiF4 + 2H2O。
3．硅酸盐及硅酸盐产品
（1）自然界中有丰富的硅酸盐矿物。如地壳质量的92％是硅酸盐和二氧化硅。
硅酸盐组成复杂，可用氧化物的形式表示：Na2SiO3 （硅酸钠）Na2O·SiO2,MgSiO3 （镁橄榄石）MgO·SiO2,ZrSiO4 （锆石）ZrO2·SiO2 ,Al2SiO5 （红柱石）Al2O3·SiO2,钙铝石榴子石：3CaO·Al2O3·3SiO2等。硅酸盐的硬度大，耐磨耐腐蚀，耐高温。
硅酸盐改写为氧化物的规律：
①各元素的化合价不能变；
②除氧外，其余元素都写成其相应的氧化物形式，物质中各原子的个数比不能变；
③一般是金属氧化物写在前，非金属氧化物写在后。
（2）传统的硅酸盐产品：有玻璃、水泥、陶瓷和砖瓦等。
普通玻璃：原料：碳酸钠、石灰石和石英。主要反应：SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2↑,
SiO2 + CaCO3 CaSiO3 + CO2↑（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）。
主要成分：Na2O·CaO·SiO2 。工业生产中根据需要制成各种特制玻璃。如钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃等。
水泥：原料：黏土，石灰石。普通硅酸盐水泥的主要成分：2CaO ·SiO2,3CaO ·SiO2 ,3CaO ·Al2O3。
陶瓷是我国古代人民的智慧结晶，我国是世界上最早掌握制陶技术的国家。CHINA就是陶瓷的意思。
（3）信息材料――光导纤维：它的主要成分是SiO2，是目前应用最广的信息材料，它有信息传输大，信号准确，便于铺设，耐磨耐腐蚀，试用寿命长等优点。一条通常的光缆可以同时传输十亿门电话的信号。
（4）分子筛：
许多硅酸盐具有多孔的结构,孔的大小与一般分子的大小相当,而且组成不同的硅酸盐的孔径不同.因此这些硅酸盐具有筛分分子的作用,人们把它们称为分子筛(molecular sieve).
如组成为Na2O·Al2O3·2SiO2·nH2O的铝硅酸盐,其中有许多笼状空穴和通道.这种结构使它很容易可逆地吸收或失去水及其他小分子,如二氧化碳、氨、甲醇、乙醇等，但它不能吸收那些大得不能进入空穴地分子。因此它可用于吸水、分离气体、吸附有毒气体等作用。
分子筛常用于分离、提纯气体或液体混合物。作干燥剂、离子交换剂、催化剂、催化剂载体、净化水、净化空气、防毒器械、食品保鲜、电子产品处理、石油化工等方面。
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三、非金属单质及其化合物
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第三部分：非金属单质及其化合物
1．氯、溴、碘及其化合物
2．硫及其化合物
3．氮气及其化合物
4．硅及其化合物
一、氯、溴、碘及其化合物
1、氯气的制法
（1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。
原理：电解饱和食盐水。
装置：阳离子隔膜电解槽。
反应式：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑
(2)氯气的实验室制法
原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl-。常用的氧化剂有：MnO2、KMnO4、KClO3等。
反应式：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
2KMnO4 + 16HCl(浓) ＝2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2↑+ 8H2O
KClO3 + 6HCl（浓） == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O
装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。
收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。
验满：看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。
尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。
除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质； 干燥：用浓H2SO4 。
（3）中学实验室制H2、O2、Cl2的发生装置的比较
气体 反应物的状态 反应条件 装置或主要仪器 可适用的气体
H2 固体和液体反应 不加热 启普发生器或简易装置 H2S、CO2、SO2等
O2 固体或固体混合物 加热 大试管、铁架台、导管等 NH3、CH4等
Cl2 固体和液体或液体和液体 加热 圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯 HCl、HBr、HI等
2．Cl2、Br2、I2的物理性质的比较
气体 物理性质
Cl2 黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2），易液化，密度比空气大。
Br2 深红棕色液体，易挥发，有刺激性气味，有毒，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大，储存时要加水，水封，以防止挥发。
I2 紫黑色固体，有光泽，易升华，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大。
3．Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较
水 酒精 苯 汽油 四氯化碳
Cl2 黄绿色（新制） 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄――橙 橙――橙红 橙――橙红 橙――橙红 橙――橙红
I2 深黄――褐色 棕――深棕 浅紫――紫 紫――深紫 浅紫红－紫红
4．Cl2、Br2、I2的化学性质的比较
①与金属反应
2Na + Cl2 2NaCl,Cu + Cl2 CuCl2，2Fe + 3Cl2 2FeCl3，2Fe + 3Br2 2FeBr3，Fe + I2 FeI2。
②与氢气反应
反应物 反应方程式 反应条件 反应现象
H2与F2 H2 + F2 == 2HF 冷、暗 爆炸
H2与Cl2 H2 + Cl2＝＝ 2HCl 光照 爆炸
H2与Br2 H2 + Br2＝＝ 2 HBr 加热 反应
H2与I2 H2 + I2 2HI 持续加热 可逆反应
③与水的反应：
2F2 + 2H2O == 4HF + O2 X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、Br、I)
④与碱反应：Cl2、Br2、I2都容易与碱液反应，常用于除尾气、除杂质等。工业上利用这反应来制漂白粉，反应式是：2Cl2 + 2Ca(OH)2 == CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
漂白粉主要成分 漂白粉有效成分：Ca(ClO)2
⑤Cl2、Br2、I2相互置换：氧化性Cl2>Br2>I2，所以Cl2可以将Br2、I2置换出，Br2可以将I2置换出。
如:Cl2 +2NaBr == 2NaCl + Br2.
5．Cl-、Br-、I-的检验：（1）AgNO3─HNO3法
离子 选用试剂 实验现象及离子方程式
Cl- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + Cl- == AgCl↓ 白色沉淀
Br- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + Br- == AgBr↓ 浅黄色沉淀
I- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + I- == AgI↓ 黄色沉淀
（2）Br- 、I- 可以用氯水反应后加 CCl4 萃取的方法。
6．AgBr、AgI的感光性：它们都见光分解，AgBr用于感光底片的感光材料；AgI用于人工降雨。
二、硫及其化合物
1．硫的性质
（1）硫单质的物理性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8℃，沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。
（2）硫的化学性质：
①可燃性：S + O2 SO2 ②与氢气反应：H2 + S H2S ；
③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S；
④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）;
⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓) 3SO2 + 2H2O。
（3）硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。
2．硫化氢的性质
（1）硫化氢的物理性质：硫化氢是有臭鸡蛋味有毒气体，能溶于水，常温常压1:2.6溶于水。
（2）硫化氢的化学性质：
①可燃性：O2不足 2H2S + O2 2S + 2H2O, O2足量 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O .
②热分解：H2S H2 + S.
③和碱反应：H2S + 2NaOH == Na2S + 2H2O ,H2S + NaOH == NaHS + H2O.Na2S + H2S == 2NaHS.
H2S溶于水得氢硫酸溶液，是二元弱酸，易挥发，具有强还原性。在空气中久置会变浑浊。
④强还原性：如：2H2S + SO2 == 3S + 2H2O,H2S + Cl2 == S↓ + 2HCl(Br2、I2也同样发生类似得反应),
H2S + 2FeCl3 == 2FeCl2 + S↓ + 2HCl,H2S + H2SO4(浓) == S + SO2 ↑+ 2H2O等反应。
⑤和一些盐溶液反应生成既难溶于水有难溶于酸沉淀:H2S + CuSO4 == CuS(黑) ↓+ H2SO4;
H2S + 2AgNO3 == 2HNO3 + Ag2S(黑)↓;H2S + Pb(NO3)2 == PbS(黑)↓ + 2HNO3.
（3）硫化氢的实验室制法：
反应式：FeS + 2HCl == FeCl2 + H2S↑, 装置：与制氢气的装置相同。验满:用湿润的硝酸铅或醋酸铅试纸,变黑即是.
注意：酸的选用只能是非强氧化性酸；尾气用碱液吸收。
3．二氧化硫的性质
（1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。
（2）二氧化硫的化学性质：
①酸性氧化物的通性：H2O + SO2 H2SO3(亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),
SO2 + 2NaOH == Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH == NaHSO3,SO2 + Na2SO3 ＋ H2O == 2NaHSO3.SO2 + CaO == CaSO3.
②氧化性：SO2 + 2H2S == 3S + 2H2O;
③还原性：2SO2 + O2 2SO3,SO2 + Cl2 + 2H2O ==H2SO4 + 2HCl(Br2、I2也同样有类似的反应)，5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O == K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4等反应。
④漂白性：SO2能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。
(3)SO2的实验室制法：Na2SO3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2↑+ H2O.
(4)SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。当PH降至5.0以下，鱼类一般不能正常生长，加之水底淤泥中的有毒金属遇酸溶解，更加速水生生物的死亡。同样，酸雨也使土壤酸化，影响和破坏土壤微生物的数量和群落结构，抑制了土壤中有机物的分解和氮的固定，淋洗与土壤粒子结合的钙、镁、锌等营养元素，使土壤贫瘠化，导致生长在这里的植物逐渐退化。因此酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。含酸性物质的空气能使认得呼吸道疾病加重。酸雨中含有甲醛、丙烯酸等对人的眼睛有强烈的刺激作用。硫酸雾和硫酸盐雾的毒性比SO2要高10倍，其微粒可侵入人体的深部组织，引起肺水肿和肺硬化等疾病而导致死亡。当空气中含0.8mg·L-1 的硫酸雾时，就会使人难受致病。还有人们饮用酸化的水或酸化的鱼类等，使一些重金属元素通过食物链逐渐在人体内积累而导致危害。
（5）酸雨的防治：
1）最主要是控制污染源。主要途径有：
①开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。
②利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO + SO2== CaSO3,CaO + H2O == Ca(OH)2,SO2 + Ca(OH)2 ==CaSO3 +H2O,2CaSO3 + O2 == 2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。
③加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO2 + 2NH3 + H2O == (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O== NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 == 2(NH4)2SO4, 2NH4HSO3 + O2 == 2NH4HSO4.(它们是氮肥)
④积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。
2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。
3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。
4．SO3的性质：SO3是无色的晶体，熔点12.8℃，极易于水反应，同时放出大量的热。SO3 + H2O == H2SO4.
5．H2SO4的性质
(1)物理性质：纯的H2SO4是无色粘稠状液体，沸点338℃，难挥发，浓度高于98％的又称“发烟硫酸”，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO3分子在空气中形成了酸雾。浓硫酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。
（2）化学性质：
①稀硫酸的性质：酸的通性。
②浓硫酸的特性：a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。
b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。
c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），
如：Cu + 2H2SO4（浓） CuSO4 + SO2↑+ 2H2O；
加热时也可以于某些非金属反应，如：C + 2H2SO4（浓） CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O等。
（3）H2SO4 的工业制法(接触法)：
①流程：S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；进入接触室进行催化氧化生成SO3；将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4.
②设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。
接触室：接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能量而设计。
吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3％的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。
③主要反应式：S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O2 2SO3,
SO3 + H2O == H2SO4.
④尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3·H2O == (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2 + H2O == 2 NH4HSO3.
(4)硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。
6．几种常见的硫酸盐
（1）CaSO4：自然界中是石膏(CaSO4·2H2O)的形式存在，加热到150℃时会失去部分结晶水，生成熟石膏(2CaSO4·H2O)。用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。
（2）BaSO4：重晶石，既难溶于水也难溶于酸，不容易被X射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。
(3)FeSO4：FeSO4·7H2O俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂和颜料的原料。
三、氮气及其化合物
1．氮气的性质
（1）物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。
（2）化学性质：通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气。但在一定条件下可发生反应。
①放电条件下与氧气反应：N2 + O2 2NO,
②在一定条件下,与H2反应:N2 + 3H2 2NH3 (工业合成氨的主要反应,也是人工固氮的方法。）自然固氮主要是雷雨和豆科植物的根瘤菌的固氮。
③与金属反应：3Mg + N2 Mg3N2,
2．氮的氧化物
（1）NO是无色无味的有毒气体,微溶于水,在空气中易被氧化为NO2。2NO + O2 == 2NO2.在有氧气的条件下,NO和O2混合气被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O == 4HNO3.
(2)NO2：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应：3NO2 + 2H2O == 2HNO3 + NO↑ .
在有氧气的条件下：4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.
另外，NO和NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO2 + 2NaOH == 2NaNO2 + H2O.
（3）NO、NO2的污染：大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的排放等，大气中的NO、NO2不仅可以形成硝酸型酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。因此要严格控制氮的氧化物的排放。
3．氨的性质
（1）氨的物理性质：无色有刺激性味的气体，极易溶于水（1:700），易液化。
（2）氨的化学性质：
①与水反应：NH3 + H2O NH3·H2O NH4+ + OH-,氨溶于水后，大部分氨分子与水反应生成一水合氨分子，一小部分一水合氨分子电离成铵根和氢氧根，因此氨水显碱性。可用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）来检验氨气的存在。
②易与酸反应：NH3 + H+ （强酸） == NH4+,可用浓盐酸来检验氨气的存在，有白烟现象。
③催化氧化：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O(是工业生产硝酸的基础反应)。
另外，氨气可与氯气反应：3Cl2 + 2NH3 == N2 + 6HCl，氨气足够时：3Cl2 + 8NH3 == N2 + 6NH4Cl。
（3）氨气的实验室制法：常用NH4Cl和Ca(OH)2的固体混和加热，
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O。也可用向浓氨水中加CaO或NaOH固体制氨气。
如：NH3·H2O ＋ CaO ＝＝ Ca(OH)2 + NH3 ↑
4．硝酸的性质
（1）物理性质：纯的硝酸是无色，易挥发的液体，常见的浓硝酸浓度一般是69％左右，浓硝酸久置变黄色，是因为硝酸见光分解产生的二氧化氮溶在其中。
（2）化学性质：①见光分解：4HNO3 4NO2 ↑+ O2 ↑+ 2H2O.
②酸的通性。但是金属与硝酸反应无氢气放出。
③强氧化性： A．常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化；
B．与金属反应：Cu + 4HNO3 (浓)== Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O,
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O。
C．与非金属反应：C + 4HNO3(浓) CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O.
另外：硝酸具有很强的腐蚀性。
（3）硝酸的工业制法：
流程：氨气的催化氧化NO进一步氧化生成NO2用水吸收生成硝酸。
设备：①氧化炉：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O，进一步氧化：2NO + O2 == 2NO2.
②吸收塔：用水吸收：4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.
尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。
四．硅及其化合物
1．硅：（1）结构：硅晶体的结构类似金刚石，是正四面体的空间网状结构。硬度大，熔沸点高。导电性介于导体和绝缘体之间。是良好的半导体材料。
（2）化学性质：通常情况下性质较稳定。在一定条件下可发生一些反应。
①高温下，与氧气、氯气反应：Si + O2 SiO2, Si + 2Cl2 SiCl4.
②常温与碱反应：Si + 2NaOH + 2H2O == Na2SiO3 + 2H2↑。
③常温与单质氟反应：Si + 2F2 == SiF4.
④常温与氢氟酸反应：Si + 4HF == SiF4 + 2H2↑。
（3）工业生产、提纯硅：生产：SiO2 + 2C Si (粗硅) + 2CO↑。
提纯：Si + 2Cl2 SiCl4,SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl(纯硅)。
高纯度硅广泛用于电子工业的集成电路。
2．二氧化硅
（1）自然界存在的二氧化硅有许多形式：较纯的水晶；主要成分是二氧化硅的石英；还有含杂质较多的沙等。天然的SiO2 也叫硅石。
（2）SiO2的结构；类似金刚石，因此硬度大，熔沸点高，耐磨耐腐蚀。常温下仅与强碱、单质氟和氢氟酸反应。SiO2 + 2NaOH == Na2SiO3 + H2O,SiO2 + 2F2 == SiF4 + O2 , SiO2 + 4HF == SiF4 + 2H2O。
3．硅酸盐及硅酸盐产品
（1）自然界中有丰富的硅酸盐矿物。如地壳质量的92％是硅酸盐和二氧化硅。
硅酸盐组成复杂，可用氧化物的形式表示：Na2SiO3 （硅酸钠）Na2O·SiO2,MgSiO3 （镁橄榄石）MgO·SiO2,ZrSiO4 （锆石）ZrO2·SiO2 ,Al2SiO5 （红柱石）Al2O3·SiO2,钙铝石榴子石：3CaO·Al2O3·3SiO2等。硅酸盐的硬度大，耐磨耐腐蚀，耐高温。
硅酸盐改写为氧化物的规律：
①各元素的化合价不能变；
②除氧外，其余元素都写成其相应的氧化物形式，物质中各原子的个数比不能变；
③一般是金属氧化物写在前，非金属氧化物写在后。
（2）传统的硅酸盐产品：有玻璃、水泥、陶瓷和砖瓦等。
普通玻璃：原料：碳酸钠、石灰石和石英。主要反应：SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2↑,
SiO2 + CaCO3 CaSiO3 + CO2↑（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）。
主要成分：Na2O·CaO·SiO2 。工业生产中根据需要制成各种特制玻璃。如钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃等。
水泥：原料：黏土，石灰石。普通硅酸盐水泥的主要成分：2CaO ·SiO2,3CaO ·SiO2 ,3CaO ·Al2O3。
陶瓷是我国古代人民的智慧结晶，我国是世界上最早掌握制陶技术的国家。CHINA就是陶瓷的意思。
（3）信息材料――光导纤维：它的主要成分是SiO2，是目前应用最广的信息材料，它有信息传输大，信号准确，便于铺设，耐磨耐腐蚀，试用寿命长等优点。一条通常的光缆可以同时传输十亿门电话的信号。
（4）分子筛：
许多硅酸盐具有多孔的结构,孔的大小与一般分子的大小相当,而且组成不同的硅酸盐的孔径不同.因此这些硅酸盐具有筛分分子的作用,人们把它们称为分子筛(molecular sieve).
如组成为Na2O·Al2O3·2SiO2·nH2O的铝硅酸盐,其中有许多笼状空穴和通道.这种结构使它很容易可逆地吸收或失去水及其他小分子,如二氧化碳、氨、甲醇、乙醇等，但它不能吸收那些大得不能进入空穴地分子。因此它可用于吸水、分离气体、吸附有毒气体等作用。
分子筛常用于分离、提纯气体或液体混合物。作干燥剂、离子交换剂、催化剂、催化剂载体、净化水、净化空气、防毒器械、食品保鲜、电子产品处理、石油化工等方面。
或△
光照
三、非金属单质及其化合物
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