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【2019最新】精选高考化学一轮综合复习 第四章 非金属及其化合物章末
总结练习
章末总结
章末总结一 几种重要的物质性质比较
一、氢化物(HCl、H2S、NH3)的比较 1．HCl、H2S和NH3的制取方法
HCl 利用食盐和浓硫酸在不加热或稍微加热的条件下，反应原理 进行反应：NaCl＋△H2SO4(浓)=====NaHSO4＋HCl↑ 反应装置 收集方法 尾气处理 △固体＋液体――→气体 向上排空气法 用水或碱溶液吸收 H2S 用硫化亚铁跟稀盐酸或稀硫酸反应：FeS＋2HCl ===FeCl2＋H2S↑，FeS＋H2SO4(稀)===FeSO4＋H2S↑ 固体＋液体―→气体 向上排空气法 用碱溶液吸收 NH3 用NH4Cl固体与消石灰混合加热：Ca(OH)2＋△2NH4Cl=====CaCl2＋2NH3↑＋2H2O △固体＋固体――→气体 向下排空气法 用稀酸溶液吸收 2.HCl、H2S和NH3的性质比较
HCl 水溶液显强酸性，与碱反酸碱性 应生成盐和水，如NaOH＋HCl===NaCl＋H2O 与活泼金属反应，表现氧氧化性 化性，如Fe＋2HCl=== FeCl2＋H2↑ 还原性
H2S 水溶液显弱酸性，与碱反应生成盐和水，如2NaOH＋H2S===Na2S＋2H2O 与较活泼金属反应，表现氧化性 与较强的氧化剂(如O2、NH3 水溶液显弱碱性，与酸反应生成盐，如NH3＋HCl===NH4Cl － 与强氧化剂(如MnO2、与某些金属氧化物(氧2019年 KClO3等)反应：MnO2＋△4HCl(浓)=====MnCl2＋Cl2↑＋2H2O Cl2、SO2等)反应：H2S＋△Cl2=====S＋2HCl，2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O 化剂，如CuO等)反应：△3CuO＋2NH3=====3Cu＋N2＋3H2O 与AgNO3溶液反应先生成白色沉淀，氨气过量与AgNO3溶液反应 与AgNO3溶液反应生成白色沉淀：AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3 与AgNO3溶液反应生成黑色沉淀：2AgNO3＋H2S===Ag2S↓＋2HNO3 时，沉淀溶解：AgNO3＋NH3＋H2O===AgOH↓＋NH4NO3，AgNO3＋3NH3＋H2O=== Ag(NH3)2OH＋NH4NO3 二、氧化物(CO2、SO2和SiO2)的比较 1．CO2、SO2和SiO2的物理性质比较
色、态、味 水溶性 密度 熔沸点 CO2 无色无味气体 能溶于水(1∶1) 比空气大 较低，固态易升华 SO2 无色刺激性气味气体 易溶于水(1∶40) 比空气大 较低，易液化 SiO2 无色晶体 不溶于水 较大 较高 2.CO2、SO2和SiO2的化学性质比较
与水的反应 与碱的反应(以NaOH 溶液为例) 与碱性氧化物反应 NaOH＋CO2===NaHCO3(CO2足量) CO2 CO2＋H2O??H2CO3 2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O(CO2不足) SO2 SO2＋H2O??H2SO3 2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O(SO2不足) NaOH＋SO2===NaHSO3 (SO2足量) 高温CaO＋SO2=====CaSO3 CaO＋SiO2 高温=====CaSiO3 Na2CO3＋SiO2 与Na2CO3反应 Na2CO3(aq)＋CO2＋H2O=== 2NaHCO3 Na2CO3(aq)＋SO2=== Na2SO3＋CO2 2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，与酸的反应 — 2HNO3(稀)＋3SO2＋2H2O===2NO＋3H2SO4 高温=====Na2SiO3＋CO2↑ SiO2＋4HF ===SiF4↑＋2H2O 2NaOH＋SiO2 ===Na2SiO3＋H2O SiO2 不与水反应 高温CaO＋CO2=====CaCO3 三、三大强酸(盐酸、硫酸和硝酸)的比较
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1．HCl、H2SO4和HNO3的物理性质比较
颜色、 状态 水溶性 HCl(盐酸) 纯净的盐酸为无色液体，常见的盐酸中因含有工业杂质(Fe)而呈黄色 以任意比与水互溶 3＋H2SO4(硫酸) 纯硫酸是一种无色无味油状液体 以任意比与水互溶 高沸点，难挥发 HNO3(硝酸) 纯净的硝酸为无色液体，常见浓硝酸因溶有分解产生的NO2而呈黄色 以任意比与水互溶 易挥发，挥发出HNO3气体 挥发性 易挥发，挥发出HCl气体 2.HCl、H2SO4和HNO3的化学性质比较 (1)不稳定性
浓硝酸具有不稳定性，见光或受热易发生分解，化学方程式为4HNO3(浓)4NO2↑＋O2↑＋2H2O，而盐酸、硫酸则不易分解。
注意 久置浓硝酸呈黄色，是因为溶解了HNO3分解生成的NO2。因此，实验室中存放浓硝酸时，应放在棕色试剂瓶中，并置于冷暗处。向变黄的浓硝酸中通入足量空气(或氧气)能使其变成无色，发生反应的化学方程式为4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3。 (2)强酸性
盐酸、硫酸、硝酸均为强酸，具有酸的通性，能使酸碱指示剂变色，能与金属、碱、碱性氧化物、弱酸盐等发生反应。 ①与酸碱指示剂的显色
盐酸、稀H2SO4、稀HNO3均能使紫色石蕊溶液显红色。
注意 浓HNO3具有强酸性和强氧化性，能使紫色石蕊溶液先显红色(表现强酸性)，后褪色(表现强氧化性、漂白性)。 ②与金属的反应
盐酸、稀H2SO4与金属活动性顺序中位于H之前的金属单质发生置换反应，反应通式：活泼金属＋酸(盐酸或稀H2SO4)―→相应的盐＋H2↑。例如： Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑ Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑
HNO3为氧化性酸，与金属活动性顺序中除Pt、Au之外的金属都能发生氧化还原反应，HNO3中的氮元素被还原。其中Fe、Cu、Hg、Ag等分别与稀HNO3、浓HNO3反应的通
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式：
金属＋稀HNO3―→硝酸盐＋NO↑＋H2O。例如： 3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 金属＋浓HNO3―→硝酸盐＋NO2↑＋H2O。例如： Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O ③与碱的反应
盐酸、H2SO4、HNO3都能与碱发生中和反应，反应通式：酸＋碱―→盐＋水。例如： HNO3＋NaOH===NaNO3＋H2O Cu(OH)2＋H2SO4===CuSO4＋2H2O
注意 若碱中金属元素的化合价较低，具有还原性，则与HNO3、浓H2SO4不发生中和反应，而是发生氧化还原反应生成高价盐。例如： 3Fe(OH)2＋10HNO3(稀)===3Fe(NO3)3＋NO↑＋8H2O ④与碱性氧化物的反应
盐酸、H2SO4、HNO3都能与碱性氧化物发生反应，生成盐和水，反应通式为酸＋碱性氧化物―→盐＋水。例如： CaO＋2HCl===CaCl2＋H2O FeO＋H2SO4===FeSO4＋H2O
注意 若碱性氧化物中金属元素的化合价较低，具有还原性，则与HNO3、浓H2SO4发生的反应是氧化还原反应，生成高价盐。例如： 3FeO＋10HNO3(稀)===3Fe(NO3)3＋NO↑＋5H2O ⑤与弱酸盐的反应
盐酸、H2SO4、HNO3都能与较弱酸形成的盐反应，生成相应的盐和较弱酸，符合“强酸制取弱酸”的反应规律，反应通式：强酸＋弱酸盐―→强酸盐＋较弱酸。例如： 2HNO3＋CaCO3===Ca(NO3)2＋H2O＋CO2↑(酸性：HNO3＞H2CO3) 2HCl＋Na2SiO3===H2SiO3↓＋2NaCl(酸性：HCl＞H2SiO3)
注意 亚铁盐(如FeSO4)、亚硫酸盐(如Na2SO3)等具有较强的还原性，与HNO3发生
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氧化还原反应，不符合“强酸制取弱酸”这一反应规律。例如： 3Na2SO3＋2HNO3(稀)===3Na2SO4＋2NO↑＋H2O (3)还原性
浓盐酸能与MnO2、KClO3、KMnO4等氧化性物质发生反应生成Cl2，其中HCl表现还原性和酸性。 (4)氧化性
稀HNO3、浓HNO3和浓H2SO4均为氧化性酸，具有较强的氧化性。盐酸具有较弱的氧化性，其实是H＋的氧化性，只能与活泼金属反应表现其氧化性。 ①与金属的反应
稀HNO3、浓HNO3和浓H2SO4都能与金属活动性顺序中除金、铂之外的金属发生反应，但不产生H2，其中上述酸表现了强氧化性和酸性，反应通式：氧化性酸＋金属→盐＋还原产物＋H2O。 ②与非金属的反应
浓H2SO4、浓HNO3在加热条件下，都能与非金属单质(如C、S、P等)发生反应，生成相应的含氧酸或气体，这两种酸只表现强氧化性。 针对训练
1．下列说法不正确的是( )
A．浓硝酸与足量铜片反应时，先生成红棕色气体，后生成无色气体 B．浓硫酸具有强氧化性，常温下可将铁、铝的单质氧化 C．饱和氯水既有酸性又有漂白性，加入NaHCO3后漂白性减弱 D．浓盐酸与二氧化锰加热的反应中，盐酸表现为还原性和酸性 答案 C
解析 浓硝酸和铜反应生成二氧化氮红棕色气体，随反应进行浓硝酸变为稀硝酸，稀硝酸和铜反应生成无色气体一氧化氮，故A正确；常温下铁、铝在浓硫酸中发生钝化，不能继续反应，故B正确；氯水中氯气和水反应生成盐酸和次氯酸，加入碳酸氢钠和盐酸反应，和次氯酸不反应，漂白性不减弱，故C错误。
2020高考化学一轮综合复习 第四章 非金属及其化合物章末总结练习
