常见无机物及其应用资料.pdf
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1、专题七常见无机物及其应用 ( 一) 碱金属 1、碱金属性质递变规律 结构决定性质,由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性,所以其化学性 质也具有相似性和递变性。 相似性: a、都能与氧气等非金属反应 b 、都能与水反应生成氢氧化物和氢气 c 、均为强还原剂。 递变规律(锂铯) a、与氧气反应越来越剧烈,产物结构越来越复杂 b、与水反应剧烈程度依次增强 c、还原性依次增强,金属性依次增强 2. 钠及其化合物 (1) 、钠 1.Na 与水反应: 2Na+2H2O=2NaOH+H2;离子方程式: 2Na+2H2O=2Na + +2OH -+H 2。 现象及解释: 浮(说明钠的密度比水的密度小);熔(
2、说明钠的熔点低;该反应为放热 反应);游(说明有气体产生);响(说明反应剧烈);红(溶液中滴 入酚酞显红色;说明生成的溶液显碱性)。 2.Na 的保存: 放于煤油中而不能放于水中,也不能放于汽油中;实验完毕后, 要放回原瓶,不要放到指定的容器内。 3. Na 在空气中长期放置最终生成物是什么? 析:Na Na2O NaOH Na2CO3(溶液) Na2CO310H2O (晶体) Na2CO3 (风化,粉末 ) 。 【Na2O更易溶于水,因此并没有直接和CO2反应】 4.Na、K失火的处理: 不能用水灭火,必须用干燥的沙土灭火。 5.Na、K的焰色反应: 颜色分别黄色、紫色,易作为推断题的推破口
3、。注意做钾 的焰色反应实验时,要透过蓝色的钴玻璃,避免钠黄光的干扰。【颜色反应不是 化学变化,而是物理现象】 6. 制取 Na :工业上通过电解熔融 NaCl(氯碱工业) (2) 、氢氧化钠 1俗名:火碱、烧碱、苛性钠 2溶解时放热 3与 CO2的反应:主要是离子方程式的书写(CO2少量和过量时,产物不同) 4潮解:与之相同的还有CaCl2、MgCl2 (3) 、氧化钠与过氧化钠 物质Na2O Na2O2 颜色状类 类别碱性氧化物过氧化物 化合价 电子式 化学键类型 与水反应 与 CO2反应 与 HCl 反应 注意点: 1. 非碱性氧化物: 金属氧化物不一定是碱性氧化物,因其与酸反应除了生成盐
4、和 水外,还有氧气生成,化学方程式为:2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2 2. 过氧化钠中微粒的组成: 1mol 过氧化钠中所含有离子的数目为3NA,或说它们 的微粒个数之比为2:1。 3. Na2O2具有强氧化性(也有还原性) :Na2O2+SO2 =Na2SO4 (4) 、碳酸钠与碳酸氢钠 物质Na2CO3NaHCO 3 俗名 类别离子化合物 水溶性易溶于水可溶于水 与 HCl 反应及反应速率 热稳定性 相互转化 小结: 1. 与酸反应放出 CO2速率快慢的原因分析: NaHCO 3与 HCl反应一步即放出CO2,故 放出气体速率快,而 Na2CO3与 HCl 反应是,第一
5、步生成NaHCO 3,此时尚无气体放 出,第二步是生成的NaHCO 3与 HCl 反应放出 CO2。 2. 不用任何试剂就能区别Na2CO3与 HCl的原理。 ( 二) 卤族元素 (1)卤族元素基本规律 1、卤族元素主要性质的递变性(从FI ) 单质颜色逐渐变深,熔沸点升高,水中溶解性逐渐减小; 颜色: F2淡黄绿色气体 Cl2、氯水黄绿色 Br2深红棕色液体 I2紫黑色固体 元素非金属性减弱,单质氧化性减弱,卤离子还原性增强; 与 H2化合,与 H2O反应由易到难; 气态氢化物稳定性减弱,还原性增强,水溶液酸性增强; 最高价氧化物的水化物酸性减弱; 前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中
6、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。 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。 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 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) 。 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 氟及其化合物的特殊性质 卤素单质 Cl2
7、、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。 卤素单质 Cl2、Br2、I2与水反应的通式为: X2H2O HX HXO (I2与水反 应极弱) ,但 F2与 H2O反应却是: 2F22H2O 4HF O2 氟无正价,其他都有正价 HF有毒,其水溶液为弱酸,其他氢卤酸为强酸,HF能腐蚀玻璃; 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物。 (2)氯的性质 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,作剂 ,能与 金属、非金属、水以及碱反应。 与金属反应(将金属氧化成最高正价
8、) : Na Cl2= 点燃 2NaCl CuCl2= 点燃 CuCl2 注意: 2Fe3Cl2= 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。 ) 与非金属反应 Cl2H2 = 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。 Cl2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
9、) , 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,方程式。 (5)沉淀反应:加入Ag
10、NO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl ) 。 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。 Cl2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)2CO2H2O=CaCO 3+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
11、H2O HClHClO 漂白粉久置空气会失效(涉及两个反应):Ca(ClO)2CO2H2OCaCO 3 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。 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。 Cl 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CO3 2- 、SO3 2-干扰) ,再滴加 AgNO 3溶液,如有白色沉 淀生成,则说明有Cl 存在。 氯气的实验室制法:浓盐酸与 MnO 2 反应原理: MnO
12、2+ 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。 (3)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)碘的特性 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
13、) ,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。 考点:溴和碘的化学性质:元素非金属性 (氧化性)强弱顺序: Cl Br I 实验实验现象化学方程式 氯水与溴化钾溶液的反应溶液由无色变为橙黄色2KBr+Cl2=2KCl+Br2 氯水与碘化钾溶液的反应溶液由无色变为黄褐 (黄)色2KI +Cl2=2KCl+I2 溴水与碘化钾溶液的反应溶液由无色变为黄褐 (黄)色2KI+Br2=2KBr+I2 (5)检验 I2的检验:试剂:淀粉溶液现象:溶液变蓝色 Br - 、I - 的检验:试剂: AgNO 3溶液和稀硝酸 现象:产生浅黄色沉淀(含Br - ) ;黄色沉淀(含 I
14、- ) 例:NaBr + AgNO3 AgBr + NaNO3 NaI + AgNO3 AgI + NaNO3 (三)氧族元素 (1) 、氧族元素的相似性和递变性 氧、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。 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
15、减弱,还原性逐渐增强。 (2) 、硫及其化合物 1、硫单质: 物质性质:俗称硫磺,淡黄色固体,不溶于水,熔点低。 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) 2、二氧化硫( SO2) (1)物理性质:无色,有刺激性气味的有毒气体,密度比空气大,易溶于水, 易液化。 (2)化学性质: SO2能与水反应:亚硫酸为中强酸,此反应为可逆反应。 SO2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 Na2SO3H2O SO2(过量) NaOH NaHSO3 对比 CO2与碱反应: CO2( 少量)Ca(OH)2CaCO3(
16、白色)+H2O 2CO2( 过量)Ca(OH)2Ca(HCO3) 2 ( 可溶) 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。 c. 鉴别 SO2和 CO2:用品红溶液(褪色为SO2) ;高锰酸钾溶液(紫色褪去为 SO2)等。 SO2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)。 (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。) S
17、O2的弱氧化性:如2H2SSO23S2H2O (有黄色沉淀生成) SO2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。 SO2Cl2 漂白的物质漂白某些有色物质使湿润有色物质褪色 原理与有色物质化合生成不稳 定的无色物质 与水生成 HClO ,HClO具有漂 白性,将有色物质氧化成无色 物质 加热能恢复原色(无色物质分 解) 不能复原 SO2的用途:漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 3、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)。不挥发,沸点高,密度 比水
18、大。 (2)浓硫酸三大性质: 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,但不可以用来干燥NH3、H2S气体。 脱水性:能将有机物(蔗糖、棉花等)以H和 O原子个数比 21 脱去,炭 化变黑。 强氧化性:浓硫酸在 加热条件下 显示强氧化性( 6 价硫体现了强氧化性), 能与大多数金属反应,也能与非金属反应。 注意: 常温下, Fe、Al 遇浓 H2SO4或浓 HNO 3发生钝化,而不是不反应。 (3) 、硫酸的用途:干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 (4) 接触法制硫酸(了解) 流程设备反应 生成二氧化硫沸腾炉 S +
19、O2 SO2或 4FeS2+ 11O2 2Fe2O3+ 8SO2 SO2接触氧化接触室 2SO2 + O2 2SO3 SO3的吸收吸收塔 SO3 + H2O H2SO4 * 为了防止形成酸雾,提高SO3的吸收率,常用浓硫酸来吸收SO3得到发烟硫酸 4、硫酸根离子的检验 检验 SO4 2时会受到许多离子的干扰。 Ag 干扰:用 BaCl 2溶液或盐酸酸化时防止Ag 干扰,因为 AgClAgCl 。 CO3 2、SO 3 2、PO 4 3干扰:因为 BaCO 3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀,因此检 验 SO4 2时,必须用酸酸化。 为此,检验 SO4 2离子的正确操作为: 被检液
20、加足量的盐酸酸化 取清液 滴加 BaCl2溶液 有无白色沉淀(有无SO4 2) 5. SO3 2的检验: 向溶液中加入盐酸,将产生的气体通入品红溶液中,红色褪去;或加入氯化 钡溶液生成沉淀,加入盐酸,沉淀溶解产生具有刺激性气味的气体。 (四) 氮族元素 1、氮的氧化物: NO2和 NO N2O2 = 高温或放电 2NO ,生成的一氧化氮很不稳定: 2NOO2 = 2NO2 NO :无色气体,有毒,能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒(与CO中毒原理 相同) ,难溶于水,是空气中的污染物。 NO2:红棕色气体(与溴蒸气颜色相同) 、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于 水,并与水反应: 3NO2H
21、2O 2HNO3NO ,此反应中 NO2既是氧化剂又是还原剂。 以上三个反应是“雷雨固氮” 、 “雷雨发庄稼”的反应。 2、硝酸的化学性质 HNO3具有酸的通性。 HNO3具有强氧化性, 表现在能与多数金属、 非金属、某些还原性化合物起反应。 要注意,由于硝酸氧化性很强, 任何金属与硝酸反应都不能放出氢气,在与不活 泼金属如 Cu 、Ag等反应时,浓硝酸还原产物为NO2,稀硝酸还原产物为NO , (但 不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强) ; 在溶液中 NO3 几乎与所有离子能大量共存, 但注意,当溶液的酸性较强可形成 硝酸溶液,具有还原性的某些离子则不能与其大量共存,如NO3 、H、Fe2 中
22、任 意两者能大量共存,但三者则不能大量共存。 即:NO3 在中性或碱性溶液中不表现氧化性,而在酸性溶液中表现强氧化性。 常温下, Fe、Al 遇浓 H2SO4或浓 HNO 3发生钝化,加热时能发生反应: Fe6HNO3( 浓) Fe(NO3)33NO23H2O 不稳定性: 4HNO3 4NO2O22H2O,因此久置的浓硝酸呈黄色, 因为溶解 了 NO2,故实验室保存浓硝酸,应注意:低温、避光、密封。 3. 氨气( NH3) (1)氨气的物理性质:极易溶于水,有刺激性气味,易液化。电子式:。 (2)氨气的化学性质: a. 溶于水溶液呈性:NH3H2ONH3H2ONH4 OH 故氨水的组成( 6
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