本试题 “关于Si、P、S、Cl元素及化合物的有关说法正确的是[ ]A.原子半径依次增大,非金属性逐渐增强B.水泥、玻璃、水晶饰物都是硅酸盐制品C.含有Ag+等重金属离子的...” 主要考查您对硅酸盐
氯水
金属硫化物
元素周期律
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硅酸钠:
(1)化学式:Na2SiO3
(2)俗称:其水溶液俗称水玻璃
(3)物理性质:硅酸钠溶液是无色黏稠液体
(4)化学性质:
①与盐酸反应 Na2SiO3+2HCl==== 2NaCl+H2SiO3(胶体)
②与CO2反应 NaSiO3+CO2+H2O ==Na2CO3+H2SiO3↓
③与水发生水解反应硅酸钠溶液显碱性
(5)制备:SiO2+2NaOH== Na2SiO3+H2O
(6)保存:试剂瓶不能配磨口玻璃塞
(7)用途:常用于制备硅胶和木材防火剂等
氯水的成分:
新制氯水中存在的分子有盐酸(HCl)、次氯酸(HClO),水(H2O)、还有氯气
氯水的性质:
新制氯水呈黄绿色、有刺激性气味,属于混合物,其所含的多种微粒使氯水的化学性质表现出多重性。
①氯水的Cl2氧化性,只表现氯水的氧化性
A. 在某些含非金属阴离子的溶液中加氯水。
氯水滴加溶液 | 反应方程式 | 实验现象 |
KI溶液 | 2KI+Cl2==2KCl+I2 | 溶液由无色变橙黄色 |
NaBr溶液 | 2NaBr+Cl2==NaCl+Br2 | 溶液由无色变橙色 |
K2S溶液 | K2S+Cl2==2KCl+S↓ | 溶液变浑浊 |
Na2SO3溶液 | Na2SO3+Cl2+H2O==Na2SO4+2HCl | 氯水颜色褪去 |
通入的气体 | 化学方程式 | 实验现象 |
H2S | H2S+Cl2==2HCl+S↓ | 溶液出现浑浊 |
HBr | 2HBr+Cl2==2HCl+Br2 | 溶液由浅黄绿色变橙色 |
HI | 2HI+Cl2==2HCl+I2 | 溶液由浅黄色变橙黄色 |
SO2 | SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl | 溶液浅黄色褪去 |
有关氯水问题的分析方法:
1.氯水性质的多样性
氯气溶于水形成的溶液叫氯水,新制的氯水呈浅黄绿色,有刺激性气味。氯水中存在三个平衡:,,。所以,在氯水中存在三种分子:Cl2、 H2O、HClO;四种离子:H+、Cl-、ClO-及少量OH-。由于在光照条件下HClO可分解,故久置的氯水为盐酸。
(1)氯水的性质氯水在与不同物质发生反应时,表现出成分的复杂性和性质的多样性。
说明:
①氯水通常现用现制,可短时间密封保存于棕色试剂瓶中(见光或受热易分解的物质均保存在棕色试剂瓶中);
②Cl:使湿润的蓝色石蕊试纸先变红,后褪色。
(2)新制氯水、久置氯水、液氯的区别
外界因素对平衡的影响:
卤离子的检验方法:
1.银盐法:
特别提醒:加入稀HNO3的目的是防止CO32-、 PO43-等离子的干扰。有关反应为:
2.置换一萃取法
3.置换一淀粉法检验I-
金属硫化物:
(1)碱金属硫化物(Li----Cs)全部易溶于水。(硫化铵在低温下0度左右易溶于水,但是在常温下会逐渐分解为氨和硫化氢)
(2)碱土金属硫化物(除了Be)(Mg----Ba)易溶于水,但是同时完全水解为氢氧化物和硫氢化物。
(3)铝,铍,铬的硫化物全部水解为硫化氢气体和氢氧化物沉淀。
(4)FeS,ZnS,MnS,NiS,CoS不溶于水但溶于稀盐酸。
(5)Bi2S3,SnS,SnS2,PbS,CdS,Bi2S5等不溶于水和稀盐酸,只溶于浓盐酸。
(6)CuS,Cu2S,Ag2S不溶于水,稀盐酸,浓盐酸,只溶于浓硝酸。
(7)Hg2S,HgS不溶于水,浓稀盐酸,浓硝酸,只溶于王水。
金属硫化物的溶解性归纳:
1.溶于水的有:等,由于的水解,此类金属硫化物的水溶液显碱性:。
2.不溶于水但溶于稀盐酸的有:FeS、ZnS、MnS等。如:。
3.不溶于稀盐酸但溶于浓盐酸的有:Cds、SnS、PbS等。
4.不溶于浓盐酸但溶于硝酸溶液的有:CuS等。
5.仅溶于王水的有:HgS等。
注意:遇水后,都水解,且相互促进,反应方程式为,因而不能与水共存,只能在干态下制取。
硫的价态转化规律:
硫元素的价态比较多,常见的有-2、0、+4、+6 价,它们间的转化关系是:现将它们在化学反应中复杂的变化规律归结如下:
1.邻位价态转化规律
(1)是硫元素的最低价态,只有还原性。它与氧化剂反应,其价态一般会升至相邻的价态()。
(2)S能发生自身氧化还原反应(即歧化反应),在反应时分别升至和降至与其相邻的价态。如
(3)处于中间价态,既有氧化性又有还原性。与弱氧化剂作用时,被氧化成相邻的高价态;与弱还原剂作用时,被还原成相邻的低价态。如
(4)是硫元素的最高价态,只有氧化性。遇到还原剂时,其价态一般降至相邻的价态()。如
2.跳位转化规律
(1)遇到强氧化剂时,价态会发生跳位转化。如
(2)反应条件改变时,硫的价态也会发生跳位转化。如
3.互不换位规律
(1)发生氧化还原反应时,只能转化为中间价态,不可能互换位置。如
(2)相邻价态的两物质问不发生氧化还原反应。 之间均不发生氧化还原反应。
定义:
元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
实质:
元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期表中主族元素性质递变规律:
金属性强弱的判断依据:
1.单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明其金属性越强。
2.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明其金属性越强,反之则越弱。
3.金属间的置换反应:依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
4.金属活动性顺序按 Au顺序,金属性逐渐减弱。
5.元素周期表中,同周期元素从左至右金属性逐渐减弱;同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6.原电池中的正负极:一般情况下,活泼金属作负极。
7.金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强.对应金属的金属性就越弱。
非金属性强弱的判断依据:
1.同周期元素,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族元素,从上到下,随着陔电荷数的增加,非金属性减弱。
2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,其元素的非金属性也越强,反之则越弱。
3.气态氢化物的稳定性:稳定性越强,非金属性越强。
4.单质跟氢气化合的难易程度:越易与H2反应,说明其非金属性越强。
5.与盐溶液之间的置换反应:非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的非金属性比乙强。如,说明溴的非金属性比碘强。
6.相互化合后的价态:如,说明O 的非金属性强于S。
7.其他:如CuCl2,所以C1的非金属性强于S。
微粒半径大小的比较方法:
1.同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外),如半径:Na>Mg >Al,Na+>Mg2+‘>Al3+。
2.同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大,如半径:
3.电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小,如半径:(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。
4.同种元素形成的微粒同种元素原子形成的微粒半径大小为:阳离子< 中性原子<阴离子;价态越高的微粒半径越小,如半径:。
5.核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较,如比较的半径大小,可找出与A13+电子数相同,与S同主族的氧元素的阴离子进行比较,半径:,且
元素周期表中的几项重要规律相等规律:
规律 | 内容 |
相等规律 | ①周期数:电子层数 ②主族元素原子的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正化合价(F、 0除外) ③最低负价绝对值=8一主族序数(限 ⅣA族~ⅦA族非金属元素) |
“位、构、性”规律 | |
递变规律 | |
同周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 | |
奇偶规律 | 在同一主族内,族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数(价电子数)、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等,若一个是偶数,其他的都是偶数,若一个是奇数,其他的都是奇数 |
相同电子层结构的规律 | 稀有气体元素的原子与同周期非金属元素的阴离子以及下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构 |
序差规律 | ①同主族相邻元素的原子序数之差与主族序数有关。IA~ⅡA族元素相差原子序数较小的元素所在周期包含的元素种数。ⅢA族~O族元素相差原子序数较大的元素所在周期包含的元素种数。如Na和K的原子序数相差8 (第三周期含8种元素),Cl和Br的原子序数相差18(第四周期含18种元素) ②同周期主族元素(长周期)的原子序数差:两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差;两元素分布在过渡元素两侧时,第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11),第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25) |
对角线相似规律 | 周期表中位于对角线位置的元素性质相似,尤以“和Mg、Be和Al最为典型 |
与“关于Si、P、S、Cl元素及化合物的有关说法正确的是[ ]A.原子...”考查相似的试题有: