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。

二氧化硅：

①化学式SiO2
②相对分子质量：60
③类别：酸性氧化物
④晶体类型：原子晶体
⑥晶体中粒子间的作用力：共价键

知识点拨：

二氧化硅晶体的结构若在硅晶体结构中的每个Si—Si键中“插入”一个氧原子，便可得到以硅氧四面体 (SiO₄)为骨架的二氧化硅的结构，如图所示。在二氧化硅晶体里，硅原子和氧原子交替排列，不会出现Si—Si键和O—O键，即每个硅原子与四个氧原子形成四个共价键，每个氧原子与两个硅原子形成共价键，因此，二氧化硅晶体中硅原子和氧原子的个数比为1：2，二氧化硅的化学式为SiO₂.

硫酸：

硫酸的分子式：H2SO4；结构式：，H2SO4中硫元素为+6价，处于最 0 高价，具有氧化性，但只有浓H2SO4表现出强氧化性，而稀硫酸、硫酸盐巾的硫元素通常不表现氧化性。

硫酸的物理性质和化学性质：

1.硫酸的物理性质
纯硫酸是无色、黏稠的油状液体，密度大，沸点高，是一种难挥发的强酸，易溶于水，能以任意比与水互溶.浓硫酸溶于水时放出大量的热。常见浓硫酸的质量分数为98．3％，其密度为 1.84g·cm^-3，沸点为338℃，物质的量浓度为18．4mol·L^-1.H2SO4的浓度越大，密度越大，若将30％的H2SO4溶液与10％的H2SO4溶液等体积混合，所得溶液的质量分数大于20％。
2.稀硫酸的化学性质
稀硫酸具有酸的通性。
(1)与指示剂作用：能使紫色石蕊试液变红。
(2)与碱发生中和反应

(3)与碱性氧化物或碱性气体反应

(4)与活泼金属发生置换反应

(5)与某些盐溶液反应

4．浓硫酸的特性
(1)吸水性将一瓶浓硫酸敞口放置在空气中，其质量将增加，密度将减小，浓度降低，体积变大。这是因为浓硫酸具有吸水性，实验室里常利用浓硫酸作干燥剂。
浓硫酸不仅可以吸收空气中的水，还可吸收混在气体中的水蒸气、混在固体中的湿存水、结晶水合物中的部分结晶水。。
浓H2SO4中的H2SO4分子可强烈地吸收游离的水分子形成一系列的硫酸水合物：。这些水合物很稳定，所以浓H2SO4可作某些不与其反应的气体、固体的干燥剂，同时不能暴露在空气中。能够用浓H2SO4干燥的气体有、等酸性或中性气体，而具有还原性的气体和碱性气体NH3则不能用浓H2SO4干燥。另外在酯化反应中，如中，浓H2SO4作催化剂和吸水剂。
(2)脱水性指浓H2SO4将有机物里的氧、氧元素按原子个数比2：1脱去生成水的性质。浓H2SO4从有机物中脱下来的是氢、氧元素的原子，不是水，脱下来的氢、氧元素的原子按2：1的比例结合成H2O；对于分子中所含氢、氧原子个数比为2：l的有机物(如蔗糖、纤维素等)，浓H2SO4可使其炭化变黑，如：

(3)强氧化性常温下，Fe、Al遇浓H2SO4会发生钝化。但热的浓 H2SO4能氧化大多数金属(除金、铂外)、某些非金属单质及一些还原性化合物。如：

在这些氧化还原反应中，浓硫酸的还原产物一般为SO2。

浓、稀硫酸的比较与鉴别：

1．比较

稀硫酸—弱氧化性—可与活泼金属反应，生成H₂—氧化性由H⁺体现。
浓硫酸——强氧化性——加热时可与绝大多数金属和某些非金属反应，通常生成SO2——氧化性由体现。
2．鉴别
从浓H2SO4和稀H2SO4性质的差异人手，可知鉴别浓H2SO4和稀H2SO4的方法有多种。
方法一：取少量蒸馏水，向其中加入少量试样硫酸，如能放出大量热则为浓H2SO4，反之则为稀H2SO4。
方法二：观察状态，浓H2SO4呈黏稠状，而稀H2SO4为黏稠度较小的溶液。
方法三：用手掂掂分量，因为浓H2SO4的密度较大 (1．84g·cm^-3，相同体积的浓H2SO4和稀H2SO4，浓H2SO4的质量比稀H2SO4大很多。
方法四：取少量试样，向其中投入铁片，若产生气体，则为稀H2SO4，；若无明显现象(钝化)，则为浓H2SO4。
方法五：用玻璃棒蘸取试样在纸上写字，立即变黑 (浓H2SO4的脱水性)者为浓H2SO4，另一种为稀H2SO4。
方法六：取少量试样，分别投入一小块铜片，稍加热发生反应的(有气泡产生)为浓H2SO4。(浓H2SO4的强氧化性)，无现象的是稀H2SO4.

硫酸的用途及使用：

 (1)用途硫酸是化学工业最黄要的产品之一，它的用途极广(如下图)。
 
①利用其酸性可制磷肥、氮肥，可除锈，可制实用价值较高的硫酸盐等。
②利用其吸水性，在实验室浓H2SO4常用作干燥剂。
③利用其脱水性，浓H2SO4常作精炼石油的脱水剂、有机反应的脱水剂等。
④利用浓H2SO4的高沸点和难挥发性，常用于制取各种挥发性酸。
⑤浓H2SO4常作有机反应的催化剂。
(2)浓硫酸的安全使用
①浓H2SO4的稀释稀释浓硫酸时应特别注意：将浓硫酸沿器壁慢慢地注入水中，并不断搅拌，使产生的热量迅速地扩散出去。切不可把水倒人浓硫酸里。两种液体混合时，要把密度大的加到密度小的液体中，如浓H2SO4、浓HNO₃^-混合酸的配制方法是把浓H2SO4沿器壁慢慢地注入浓HNO3中。
②万一不小心将浓硫酸溅到皮肤上、衣服上或桌面上，应分别怎样处理?
皮肤上：用干布迅速拭去，再用大量水冲洗，最后涂上3％～5％的碳酸氢钠溶液。
衣服上：用大量水冲洗。
桌面上：大量时，用适量。NaHCO3，溶液冲洗，后用水冲洗，再用抹布擦干；少量时用抹布擦即可。

一氧化氮的物理性质和化学性质：

(1)物理性质：无色、不溶于水、有毒的气体，密度比空气稍重。
(2)化学性质：
①极易被空气中的O₂氧化：
②NO中的氮为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性。

二氧化氮的物理性质和化学性质：

(1)物理性质：红棕色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水、易液化，比空气重。
(2)化学性质：
与H₂O反应：
(工业制HNO₃原理，在此反应中，NO₂同时作氧化剂和还原剂)

NO、NO2的性质、实验室制法的比较：

隐含反应：的应用:

通常“纯净”的NO2或N2O4并不纯，因为在常温、常压下能发生反应，由于此平衡的存在，导致一些物理量的理论值与实验值有一定的误差。例如：
1．收集到的1mo1NO2在标准状况下的体积应小于22．4L 
2．标准状况下22．4LNO2的质量大于46g。
3．NO与O2混合后，所得物质的相对分子质量应大于按体积比求得的数值。
4．温度影响“”平衡体系，其他条件不变，体系颜色随温度改变而改变。升高温度，气体颜色变深；降低温度，气体颜色变浅。
5．恒容时，在“”平衡体系中增加 N01，相当于增大压强。

有关混合气体NO、NO2、O2溶于水的计算:

 
①×2+②得NO2、O2与水反应生成HN3，的化学方程式为：

①×2+②×3得NO、O2与水反应生成HNO3的化学方程式为：

一般NO、NO2、O2与水反应，可归纳成四种情况：
1．NO和NO2混合
剩余气体为NO
2．NO2和O2混合
 
3．NO和O2混合

4．NO2、NO、O2的混合
当时,反应后无气体剩余
特例:当时，无气体剩余。

硝酸的分子结构:

化学式(分子式)：HNO3，结构式：HO—NO2。 HNO3是由极性键形成的极性分子，故易溶于水，分子问以范德华力结合，固态时为分子晶体。

硝酸的物理性质和化学性质:

(1)物理性质：纯硝酸是无色油状液体, 开盖时有烟雾，挥发性酸[沸点低→易挥发→酸雾]
熔点：-42℃，沸点：83℃。密度：1.5 g/cm³，与水任意比互溶，98%的硝酸为发烟硝酸，69%以上的硝酸为浓硝酸。
(2)化学性质：
①具有酸的一些通性：例如：
(实验室制CO₂气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替)
②不稳定性：HNO₃见光或受热发生分解，HNO3越浓，越易分解．硝酸分解放出的NO₂溶于其中而使硝酸呈黄色。有关反应的化学方程式为：
③强氧化性：不论是稀HNO₃还是浓HNO₃，都具有极强的氧化性，HNO3浓度越大，氧化性越强。其氧化性表现在以下几方面
A. 几乎能与所有金属(除Hg、Au外)反应。当HNO₃与金属反应时，HNO₃被还原的程度(即氮元素化合价降低的程度)取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱。对于同一金属单质而言，HNO₃的浓度越小，HNO₃被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多。一般反应规律为：
    金属 + HNO₃(浓) → 硝酸盐 + NO₂↑ + H₂O
    金属 + HNO₃(稀) → 硝酸盐 + NO↑ + H₂O
    较活泼的金属(如Mg、Zn等) + HNO₃(极稀) → 硝酸盐 + H₂O + N₂O↑(或NH₃等)
金属与硝酸反应的重要实例为：
①
该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色(无色的NO被空气氧化为红棕色的NO₂)。实验室通常用此反应制取NO气体。
②
该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生。此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO₂、NO等的混合气体。

B. 常温下，浓HNO₃能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜。因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应。(与浓硫酸相似)

C. 浓HNO₃与浓盐酸按体积比1∶3配制而成的混合液叫王水。王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au。

D. 能把许多非金属单质(如C、S、P等)氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物。例如：


E．能氧化某些具有还原性的物质，如等，应注意的是NO₃^-无氧化性，而当NO₃^-在酸性溶液中时，则具有强氧化性。例如，在Fe(NO₃)₂溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H⁺而使Fe²⁺被氧化为Fe³⁺；又如，向浓HNO₃与足量的Cu反应后形成的Cu(NO₃)₂中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO₃继续反应。 F. 能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等。因此在使用硝酸(尤其是浓硝酸)时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤。
(3)保存方法：硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方。
(4)用途：硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等。

三大强酸:

几种常见酸的比较:

浓硝酸与稀硝酸的氧化性比较：

由铜与硝酸反应的化学方程式知，浓硝酸被还原为NO2，氮的化合价由+5→+4；而稀硝酸被还原为NO，氮的化合价由+5→+2，由此得出稀硝酸具有更强的氧化能力的结论是错误的。因为氧化剂氧化能力的强弱取决于得电子能力的强弱，而不是本身被还原的程度。实验证明，硝酸越浓，得电子的能力越强，因而其氧化能力越强。如稀硝酸能将HI氧化为I2，而浓硝酸可将HI氧化为HIO3。


硝酸在氧化还原反应中，其还原产物可能有多种价态的物质：等，这取决于硝酸的浓度和还原剂还原性的强弱。除前面的实例外，锌与硝酸可发生如下反应：

浓硝酸的漂白作用:

在浓硝酸中滴入几滴紫色石蕊试液，微热，可观察到：溶液先变红后褪色，说明浓硝酸具有强氧化性，可以使某些有色物质褪色(氧化漂白)。但一般不用它作漂白剂，因为它还具有强腐蚀性。新制氯水或浓硝酸能使淀粉碘化钾试纸先变蓝后褪色，这不是因为它们的漂白性，而是因为发生了如下的化学反应：

这是因为过量的氯水或硝酸又把I2氧化成了HIO3而使试纸褪色的。
另外，浓H2SO4遇湿润的蓝色石蕊试纸的现象是先变红后变黑。这是由浓H2SO4的强酸性和脱水性造成的(脱水炭化而变黑)。