本试题 “在理解概念的基础上,理清概念之间的相互关系,构建知识网络是学习化学的重要方法,下图是中学化学常见化学概念之间的相互关系。(1)完成下表,且实例按以下...” 主要考查您对单质硅
硫酸盐
原子晶体
离子晶体
分子晶体
金属晶体
等考点的理解。关于这些考点您可以点击下面的选项卡查看详细档案。
硅:
①元素符号:Si
②原子结构示意图:
③电子式:
④周期表中位置:第三周期ⅣA族
⑤含量与存在:在地壳中的含量为26.3%,仅次于氧,在自然界中只以化合态存在
⑥同素异形体:晶体硅和无定形硅
硅的物理性质和化学性质:
(1)物理性质:晶体硅是灰黑色,有金属光泽,硬而脆的固体,它的结构类似金刚石,具有较高的沸点和熔点,硬度也很大,它的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:化学性质不活泼
①常温下,除与氟气、氢氟酸及强碱溶液反应外,与其他物质不反应
(雕刻玻璃)
②在加热条件下,能与氧气、氯气等少数非金属单质化合
(4)制备:在电炉里用碳还原二氧化硅先制得粗硅:,将制得的粗硅,再与Cl2反应后,蒸馏出SiCl4,然后用H2还原SiCl4可得到纯硅。有关的反应为:。
碳族元素中碳和硅的一些特殊规律:
1.金刚石和晶体硅都是原子晶体,但金刚石不导电,晶体硅能导电.且金刚石的熔点(大于3550℃)比硅的熔点(1410℃)高;石墨是过渡型晶体或混合型晶体,也能导电。
2.碳和硅都能跟O2反应生成氧化物,碳的两种氧化物CO和CO2在常温下是气体,而硅的氧化物SiO2 在常温下是固体。
3.碳跟碱溶液不反应,而硅跟碱溶液能反应。
Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑
4.碳在高温时能跟水蒸气反应,而硅不能。
C+H2O(g)CO+H2
5.碳跟氢氟酸不反应,而硅能跟氢氟酸反应。
Si+4HF==SiF4↑+2H2↑
6.碳能被浓硫酸(或浓硝酸)氧化生成二氧化碳,但硅不能被浓硫酸(或浓硝酸)氧化。
C+2H2SO4(浓)CO2↑+2SO2↑+2H2O
C+4HNO3(浓)4NO2↑+2H2O+CO2↑
7.碳和硅都具有还原性,且硅的还原性比碳强,但在高温时碳能把硅从SiO2中还原出来。
2C+SiO2Si+2CO↑
8.碳的氯化物都不能自燃,而SiH4能自燃。
SiH4+2O2==SiO2+2H2O
9.通常情况下,周态CO、CO2都是分子晶体,熔、沸点都很低;而SiO2是原子晶体,熔、沸点较高。
10.CO2溶于水且能跟水反应生成碳酸,SiO2却不能.
11.CO2跟氢氟酸不反应,而SiO2能跟氢氟酸反应.
SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O
12.CO2跟碱溶液反嘘生成正盐或酸式盐,而SiO2 跟碱溶液反应只生成正盐。
CO2+2NaOH==Na2CO3+H2O
CO2+NaOH==NaHCO3
SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O
13.在溶液中Na2SiO3可转变为Na2CO3,而在高温条件下Na2CO3又可转变为Na2SiO3。
Na2SiO3+CO2+H2O==Na2CO3+H2SiO3↓
Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑
硅及其化合物的几种反常现象:
1.Si的还原性大于C,但C却能在高温下还原出Si 可从平衡移动的角度理解,由于高温下生成了气态物质CO2它的放出降低了生成物的浓度,有利于应反正向进行,故可发生反应:SiO2+2CSi+2CO↑
2.部分非金属单质能与碱溶液反应,但其中只有 Si与碱反应放出H2 常见的非金属单质与碱溶液的反应有:
Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O①
3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O②
Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑③
在反应①②中,Cl2、S既作氧化剂又作还原剂:在反应③中,Si为还原剂。
3.非金属单质一般不与弱氧化性酸反应,而硅不但能与氢氟酸反应,而且还会产生H2
4.硅酸不能由相应的酸酐与水反应制得制取硅酸的实际过程很复杂,条件不同可得到不同的产物,通常包括原硅酸(H2SiO4)及其脱水得到的一系列酸。原硅酸经两步脱水变为SiO2,SiO2是硅酸的酸酐,是一种不溶于水的同体,不能直接用它制备硅酸,用SiO2制取硅酸时,可先将SiO2溶于烧碱中,再向溶液中加入足量的盐酸或通入过量的CO2,析出的胶状物就是原硅酸,将原硅酸在空气中脱水即得硅酸,反应原理可理解为:
SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O
Na2SiO3+CO2+2H2O==Na2CO3+H4SiO4↓
H4SiO4==H2SiO3+H2O
5.非金属氧化物的熔沸点一般较低,但SiO2的熔沸点却很高非金属氧化物一般为分子晶体,但SiO2为原子晶体。分子晶体中分子以分子问作用力相结合,而分子间作用力很弱,破坏它使晶体变为液体或气体比较容易;而在SiO2晶体中每个硅原子与四个氧原子相结合,形成硅氧四面体,在每个硅氧四面体结构单元中Si—O 键的键能很高,同时硅氧四面体结构单元可通过共用顶角氧原子连成立体网状结构,所以要使它熔融,必须消耗更多的能量,因此SiO2的熔沸点很高。
6.SiO2是酸性氧化物却能跟HF作用
SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O,此反应并不是因为HF的酸性,而是因为为常温下SiF4为气态物质,有利于反应正向进行,这是SiO2的突出特性,当然也是HF 的特性。
7.H2CO3的酸性强于H2SiO3。但却能发生如下反应:Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑
强酸制备弱酸作为判断反应方向的依据,只适用于水溶液体系,而在非水溶液的条件下不一定适用,在高温下能发生反应:Na2CO3+SiO2Na2SiO3+ CO2↑的原因是H2SiO3难挥发,H2CO3易挥发,这符合高沸点物质制低沸点物质的反应规律,与此反应类似的还有:
2NaCl+H2SO4(浓)Na2SO4+2HCl↑
NaNO3+H2SO4(浓)NaHSO4+HNO3↑
上述两反应并不是由于H2SO4的强酸性,而是由于H2SO4为高沸点酸,HCl、HNO3为低沸点酸。
硅的用途:
高纯硅可作半导体材料,制造集成电路、晶体管、硅整流器等半导体器件,还可以制造太阳能电池。硅的合金用途也很广,如含硅4%的钢具有良好的导磁性,可用来制造变压器的铁芯;含硅15%左右的钢具有良好的耐酸性,可用来制造耐酸设备。
几种重要的硫酸盐:
的检验:
1.SO42-的检验
(1)原理:利用,具有不溶于盐酸、硝酸的特性。
(2)试剂:可溶性钡盐溶液或溶液,盐酸和稀硝酸。
(3)易出现的错误:
①只加可溶性钡盐,不酸化。误将、等判成SO42-,此时上述离子会分别产生等白色沉淀.
②先加可溶性盐,后酸化。误将等判成SO42-,如向待测液中先滴加溶液,再加盐酸有白色沉淀生成便断定含SO42-。其错误之处是未注意溶液中不含SO42-而含Ag+或也会有同样现象,因为
③试剂选择错误。误将判成,如向待测液中滴加盐酸酸化的溶液,或滴加硝酸酸化的溶液,生成白色沉淀,使误以为有,错在未注意在酸性条件下具有强氧化性,可将氧化成。
(4)检验的关键:既要注意试刹的选择,义耍注意操作顺序的优化,全面考虑,综合分析,正确推导,方能排除干扰离子。
(5)最佳检验方法:
2.的检验常用气体法:(不能用硝酸等强氧化性酸),生成能使品红溶液褪色的无色有刺激性气味的气体。
3.的检验
(1)气体法:,所用酸必须是非强氧化性酸,可用稀盐酸或稀硫酸,生成能使湿润的醋酸铅试纸变黑的气体。
(2)沉淀法:,生成黑色沉淀;或,生成乳白色或黄色沉淀(溶液中)。
亚硫酸及亚硫酸盐:
1.亚硫酸溶液中的微粒
SO2与水反应生成亚硫酸,亚硫酸不稳定,易分储成SO2和H2O,因此SO2与H2O的反应是一个可逆反应,用“”表示。
在亚硫酸溶液中存在的微粒有(三分子、四离子):
2.亚硫酸的性质
(1)亚硫酸的热稳定性
H2SO3极其不稳定,只能存在于稀的水溶液中。 H2SO3易分解生成SO2和H2O。
(2)亚硫酸的氧化性和还原性
H2SO3遇到比它更强的氧化剂时,表现还原性。如:
H2SO3遇到比它更强的还原剂时,表现氧化性。如:
(3)亚硫酸的酸性
H2SO3是中强酸,在水溶液中分两步电离:
。
由亚硫酸的组成和电离可知,亚硫酸对应的盐有正盐和酸式盐两种,如。
3.亚硫酸盐
等亚硫酸盐易溶于水、易电离。
晶体的基本类型与性质:
晶体熔、沸点高低的比较规律:
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低规律:一般,原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点有的很高,如钨、铂等;有的则很低,如汞、铯等。
(2)同种类型晶体,晶体内粒子间的作用力越大,熔、沸点越高。
①分子晶体:分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高,反之越低。
a.组成和结构相似的分子,相对分子质量越大,范德华力越大,熔、沸点越高。如沸点:O2>N2、HI>HBI>HCl(含氢键的除外)。
b.相对分子质量相等或相近的分子,极性分子的范德华力大,熔、沸点高。如沸点:CO>N2。
c.含有氢键的分子熔、沸点比较高。如沸点:H2O >H2Te>H2Se>H2S,HF>HCl,NH3>PH3。
d.在烷烃的同分异构体中,一般来说,支链越多,熔、沸点越低。如沸点:正戊烷>异戊烷>新戊烷。芳香烃及其衍生物苯环上的同分异构体熔、沸点大小一般按照“邻位>问位>对位”的顺序。
e.在高级脂肪酸形成的油脂中,油的熔、沸点比脂肪低,烃基部分的不饱和程度越大(碳碳双键越多),熔、沸点越低,如:
(C17H35COO)3C3H5>(C17H33COO)3C3H5
硬脂酸甘油酯 油酸甘油酯
②原子晶体:要比较共价键的强弱。一般来说,原子半径越小,键长越短,键能越大,共价键越牢固,晶体的熔、沸点越高.如熔点:金刚石(C—C)>金刚砂 (Si—C)>晶体硅(Si—Si)>锗(Ge—Ge)。
③离子晶体:要比较离子键的强弱。一般来说,阴、阳离子电荷数越多,离子半径越小,离子键越强,熔、沸点越高,如熔点:MgO>NaCl,KF>KCl>KBr> KI。离子晶体的晶格能越大,其熔、沸点越高。
④金属晶体:要比较金属键的强弱。金属晶体中金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属阳离子与自由电子间的静电作用越强,金属键越强,熔、沸点越高,反之越低,如熔点:Na<Mg<Al。
(3)元素周期表中ⅦA族卤素的单质(分子晶体) 的熔、沸点随原子序数递增而升高;笫IA族碱金属元素的单质(金属晶体)的熔、沸点随原子序数的递增而降低。如熔、沸点:Li>Na>K>Rb>Cs。
注意:上述总结的是一般规律,不能绝对化。在具体比较晶体的熔、沸点高低时,应先弄清晶体的类型,然后根据不同类型晶体进行判断,但应注意具体问题具体分析。如MgO为离子晶体,[大]为离子半径小且离子电荷多,离子键较强,其熔点(2852℃)要高于部分原子晶体,如SiO2(1710℃)。
晶体的基本类型与性质:
晶体类型的判断方法:
1.依据晶体的组成微粒与微粒间作用力来判断
离子晶体的组成微粒是阴、阳离子,微粒间作用力是离子键;原子晶体的组成微粒是原子,微粒间作用力是共价键;分子晶体的组成微粒是分子,微粒间作用力是分子间作刚力;金属晶体的组成微粒是金属阳离子和自南电子,微粒间作用力是金属键。
2.依据物质的分类判断
金属氧化物(如K2O、Na2O等)、强碱(如NaOH、 KOH等)和绝大多数的盐是离子晶体。大多数非金属单质(除金刚石、石墨、品体硅、晶体硼以外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2以外)、酸、绝大多数有机物 (除有机盐以外)都是分子晶体。常见的属于原子晶体的单质有金刚石、晶体硅、晶体硼、晶体锗等,常见的属于啄子品体的化合物有碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)、二氧化硅(SiO2)等。金属单质与合金是金属晶体.
3.依据晶体的熔点判断
离子晶体熔点较高,常在几百至一千摄氏度。原子晶体熔点高,常在一千至几千摄氏度。分子晶体熔点低,常在几百摄氏度以下至很低的温度。金属晶体的熔点范围最广,钨的熔点比部分原子晶体还要高,汞的熔点比部分分子晶体还要低。
4.依据导电性判断离子晶体水溶液及熔化时能导电、原子晶体一般为非导体。分子晶体为非导体,但分子晶体中的电解质溶于水,使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。金属晶体是电的良导体。
5.依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度大(或硬而脆);分子晶体硬度较小;原子晶体硬度大;金属晶体多数硬度大,但也有较小的,具有延展性。
晶体的基本类型与性质:
晶体结构模型:
晶体 | 晶体结构模型 |
氯化铯晶体 | |
氯化钠晶体 | |
氟化钙晶体 | |
二氧化碳晶体 | |
金刚石晶体 | |
SiO2晶体 | |
石墨晶体 (混合晶体) |
晶体中的几个不一定:
(1)由非金属元素构成的晶体不一定为分子品体。如NH4Cl。
(2)具有导电性的晶体不一定是金属晶体。如Si、石墨。
(3)离子晶体不一定只含离子键。如NaOH、 FeS2、Na2O2。
(4)由氢化物构成的晶体不一定是分子晶体。如NaH。
(5)金属与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体。如AlCl3为分子晶体。
(6)原子晶体不一定为绝缘体。如Si。
(7)溶于水能导电的晶体不一定是离子晶体。如HCl。
(8)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体。如 MgO的熔点为2852℃,而SiO2的熔点为1710℃。
(9)金属晶体的熔点不一定低于原子晶体。如w 的熔点达34lO℃。
(10)金属晶体的熔点不一定高于分子晶体。如 Hg常温下呈液态,而硫、白磷常温下呈同态.
(11)金属晶体的硬度不一定小于原子晶体。如Cr 的硬度为9,仅次于金刚石。
(12)金属晶体的硬度不一定大于分子晶体。如 Na的硬度只有0.4,可用小刀切割。
(13)晶体巾有阳离子不一定有阴离子。如构成金
晶体的基本类型与性质:
金属晶体的原子堆积模型:
与“在理解概念的基础上,理清概念之间的相互关系,构建知识网络...”考查相似的试题有: