高考化学常见无机物的性质与应用.docx

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高考化学常见无机物的性质与应用

常见无机物及其应用

一、比较元素金属性强弱的依据

金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱（需要吸收能量）的性质

金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质

1．在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。

一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。

2．常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。

一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。

3．依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。

碱性越强，其元素的金属性越强。

4．依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。

一般是活泼金属置换不活泼金属。

但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。

5．依据金属活动性顺序表（极少数例外）。

6．依据元素周期表。

同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。

7．依据原电池中的电极名称。

做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。

8．依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。

优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。

9．气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。

二、比较元素非金属性强弱的依据

1．依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。

与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。

2．依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。

酸性越强，其元素的非金属性越强。

3．依据元素周期表。

同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。

4．非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。

非金属性强的置换非金属性弱的。

5．非金属单质与具有可变价金属的反应。

能生成高价金属化合物的，其非金属性强。

6．气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。

7．依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。

如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O>Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F>O

三、几种常见非金属单质及其化合物

（一）卤族元素

1、卤族元素主要性质的递变性（从F→I）

⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小；

颜色：

Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体

I2——紫黑色固体

⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强；

⑶与H2化合，与H2O反应由易到难；

⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强；

⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；

⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。

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。

⑴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。

⑵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

⑶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）。

⑷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

⑴氟及其化合物的特殊性质

1卤素单质Cl2、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。

2卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：

X2＋H2O＝＝＝HX＋HXO（I2与水反应极弱），但F2与H2O反应却是：

2F2＋2H2O＝＝＝4HF＋O2

3氟无正价，其他都有正价

4HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃；

5CaF2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。

⑵氯的特性

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，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。

①与金属反应（将金属氧化成最高正价）：

Na＋Cl2

2NaClCu＋Cl2

CuCl2

注意：

2Fe＋3Cl2

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。

）

②与非金属反应

Cl2＋H2

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。

③Cl2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），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。

（5）沉淀反应：

加入AgNO3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。

④Cl2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）2＋CO2＋H2O==CaCO3↓+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＋H2O＝HCl＋HClO

漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：

Ca（ClO）2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋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。

⑤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。

⑥Cl－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CO32-、SO32-干扰），再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl－存在。

⑦氯气的实验室制法：

反应原理：

MnO2+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。

⑶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），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。

（5）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

（6）I2的检验：

试剂：

淀粉溶液现象：

溶液变蓝色

Br-、I-的检验：

试剂：

AgNO3溶液和稀硝酸

现象：

产生浅黄色沉淀（含Br-）；黄色沉淀（含I-）

例：

NaBr+AgNO3＝AgBr↓+NaNO3

NaI+AgNO3＝AgI↓+NaNO3

（二）氧族元素

1、氧族元素的相似性和递变性

最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，Se、Te均为18个电子。

氧通常显－2价，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。

核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。

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减弱，还原性逐渐增强。

2.硫及其化合物

1、硫元素的存在：

硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，容易得到2个电子呈－2价或者与其他非金属元素结合成呈＋4价、＋6价化合物。

2、硫单质：

①物质性质：

俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。

②化学性质：

S+O2

SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中为蓝紫色）

3、二氧化硫（SO2）

（1）物理性质：

易溶于水，有毒气体，易液化。

（3）化学性质：

①SO2能与水反应：

亚硫酸为中强酸，此反应为可逆反应。

可逆反应定义：

在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。

（关键词：

相同条件下）

②SO2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＝Na2SO3＋H2O

SO2（过量）＋NaOH＝NaHSO3

对比CO2与碱反应：

CO2（少量）＋Ca（OH）2＝CaCO3↓（白色）+H2O

2CO2（过量）＋Ca（OH）2＝Ca（HCO3）2（可溶）

将SO2逐渐通入Ca（OH）2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与CO2逐渐通入Ca（OH）2溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO2和CO2。

能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是对的，因为SO2是有刺激性气味的气体。

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。

③SO2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。

）

④SO2的弱氧化性：

如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成）

⑤SO2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。

SO2

Cl2

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

⑥SO2的用途：

漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。

4、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，密度比水大。

（2）浓硫酸三大性质：

①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。

②脱水性：

能将有机物（蔗糖、棉花等）以H和O原子个数比2︰1脱去，炭化变黑。

③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HNO3发生钝化，而不是不反应。

浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。

这种现象叫金属的钝化。

铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。

（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

流程设备反应

生成二氧化硫沸腾炉S+O2SO2或4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2

SO2接触氧化接触室2SO2+O22SO3

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

5、硫酸根离子的检验

检验SO42－时会受到许多离子的干扰。

⑴Ag＋干扰：

用BaCl2溶液或盐酸酸化时防止Ag＋干扰，因为Ag＋＋Cl－＝＝＝AgCl↓。

⑵CO32－、SO32－、PO43－干扰：

因为BaCO3、BaSO3、Ba3（PO4）2也是白色沉淀。

与BaSO4白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。

因此检验SO42—时，必须用酸酸化。

如：

BaCO3＋2H＋＝＝＝H2O＋CO2↑＋Ba2＋　　　　但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是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－，从而可使检验得出错误的结论。

为此，检验SO42－离子的正确操作为：

被检液

取清液

有无白色沉淀（有无SO42－）

由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。

（三）氮族元素

1、氮的氧化物：

NO2和NO

N2＋O2

2NO，生成的一氧化氮很不稳定：

2NO＋O2==2NO2

一氧化氮：

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。

二氧化氮：

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：

3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO，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

①HNO3具有酸的通性。

1HNO3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）；

2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。

③常温下，Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化，（说成不反应是不妥的），加热时能发生反应：

Fe＋6HNO3（浓）

Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O

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。

（2）氨气的化学性质：

a.溶于水溶液呈性：

NH3＋H2O

NH3·H2O

NH4＋＋OH－

生成的一水合氨NH3·H2O是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：

NH3·H2O

NH3↑＋H2O

氨水中的微粒：

（六种微粒）。

喷泉实验的原理：

是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使容器内气体压强降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。

喷泉实验成功的关键：

（1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI用水吸收，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。

（2）装置的气密性要好。

（3）烧瓶内的气体纯度要大。

b.氨气可以与酸反应生成盐：

①NH3＋HCl＝NH4Cl②NH3＋HNO3＝NH4NO3③2NH3＋H2SO4＝（NH4）2SO4

因NH3溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有NH3存在。

（3）、氨气的实验室制法

反应原理：

2NH4Cl＋Ca（OH）2

CaCl2＋2NH3↑＋2H2O不能用NaOH代替Ca（OH）2，因为NaOH吸湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。

装置：

制NH3的气体发生装置与制O2、CH4的相同。

干燥氨气不能选用浓H2SO4、P2O5，也不能选用无水CaCl2（因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3。

P2O5、浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐。

），应选用碱石灰。

收集NH3应采用向下排空气法。

容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证收集的NH3比较纯净）。

检验：

a、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。

实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH或CaO得到氨气。

NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。

4、铵盐

铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。

（1）受热易分解，放出氨气：

NH4Cl

NH4HCO3

（2）干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气：

（3）NH4＋的检验：

样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有NH4＋。

（四）碳族元素（了解）

1、碳族元素性质的相似性和递变性

2、碳酸正盐与酸式盐性质比较

①在水中溶解性：

正盐除K＋、Na＋、NH4＋等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。

一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO3难溶于水，Ca（HCO3）2易溶于水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。

②热稳定性：

正盐中除K＋、Na＋等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。

如Ca（HCO3）2

CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

一般来说，热稳定性大小顺序为：

正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。

③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO32－的水解程度比HCO3－大

④都能与酸作用，但相同条件放出CO2的速率酸式盐比正盐快。

（五）硅及其化合物

（1）硅酸盐矿物、硅酸盐产品（传统材料）和信息材料的介绍

1．硅在自然界的存在：

地壳中含量仅次于氧，居第二位。

（约占地壳质量的四分之一）；无游离态，化合态主要存在形式是硅酸盐和二氧化硅，

2．硅酸盐的结构：

硅酸盐的结构复杂，常用氧化物的形式表示比较方便。

硅酸盐结构稳定，在自然界中稳定存在。

3．Na2SiO3的性质：

Na2SiO3易溶于水，水溶液俗称“水玻璃”，是建筑行业的黏合剂，也用于木材的防腐和防火。

化学性质主要表现如下：

（1）水溶液呈碱性（用PH试纸测），通CO2有白色沉淀：

Na2SiO3+CO2+H2O==Na2CO3+H2SiO3↓（白色胶状沉淀），离子方程式：

SiO32－＋CO2+H2O＝＝CO32－＋H2SiO3↓。

（2）硅酸钠溶液中滴加稀盐酸有白色沉淀：

Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3↓，离子方程式：

SiO32－＋2H+==H2SiO3↓.

（3）硅酸和氢氧化钠反应：

H2SiO3+2NaOH==Na2SiO3+2H2O.

离子方程式：

H2SiO3＋2OH－＝＝SiO32－＋2H2O。

（4）硅酸受热分解：

H2SiO3

H2O+SiO2，

注：

原硅酸和硅酸都是难溶于水的弱酸，酸性：

H2CO3强于H4SiO4或H2SiO3。

4．硅酸盐产品（传统材料）

主要原料

产品主要成分

普通玻璃

石英、纯碱、石灰石

Na2SiO3、CaSiO3、SiO2（物质的量比为1:

1:

4）

普通水泥

黏土、石灰石、少量石膏

2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3

陶瓷

黏土、石英沙

成分复杂主要是硅酸盐

制玻璃的主要反应：

SiO2+Na2CO3

Na2SiO3+CO2↑,SiO2+CaCO3

CaSiO3+CO2↑.

（2）、硅单质

（1）物理性质：

晶体硅是灰黑色有金属光泽，硬而脆的固体；导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料，熔沸点高，硬度大，难溶于溶剂。

（2）化学性质：

常温只与单质氟、氢氟酸和强碱溶液反应。

性质稳定。

Si+2F2==SiF4（气态）,Si+4HF==SiF4+2H2,

Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑

4e-

（3）硅的用途：

用于制造硅芯片、集成电路、晶体管、硅整流器等半导体器件；制造太阳能；制造合金，如含硅4％（质量分数）的钢导磁性好制造变压器的铁芯；含硅15%（质量分数）的钢有良好的耐酸性等。

（4）．工业生产硅：

制粗硅：

SiO2+2C

Si+2CO

制纯硅：

Si+2Cl2

SiCl4（液态）

SiCl4+2H2

Si+4HCl

（3）、二氧化硅的结构和性质：

1）SiO2的空间结构：

SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。

（2）物理性质：

熔点高，硬度大

（3）化学性质：

SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

①与强碱反应：

生成的硅酸钠

具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。

②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：

（利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。

③高温下与碱性氧化物反应：

SiO2＋CaO

CaSiO3

（4）用途：

光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

（4）、硅酸（H2SiO3）：

（1）物理性质：

不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

（2）化学性质：

H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：

（强酸制弱酸原理）.（此方程式证明酸性：

H2SiO3＜H2CO3）

（3）用途：

硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

（六）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。

①相似性