铁及其化合物
一．铁原子结构和性质：
1.铁是过渡元素，原子结构示意图：，位于第四周期，第Ⅷ族，主要化合价：+2、+3。
2.物理性质：银白色光泽、密度大，熔沸点高，延展性、导电、导热性较好、能被磁铁吸引。
3.化学性质
性质
铁
与非金属反应
2Fe+3Cl22FeCl3Fe+SFeS
3Fe+2O2Fe3O4Fe+I2=FeI2
与盐酸反应
Fe+2HCl====FeCl2+H2↑
遇冷浓硝酸、浓硫酸钝化；与氧化性酸反应不产生H2，且氧化性酸过量时生成Fe3+
与盐溶液反应
Fe+CuSO4=CuSO4+Fe
Fe+2Fe3+=3Fe2+
与水反应
3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2
二.铁的氧化物及氢氧化物
1.铁的氧化物
物质
FeO
Fe2O3(铁红)
Fe3O4(磁性氧化铁)
化合价
+2
+2
+2、+3
色、态
黑色粉未
红棕色粉未
黑色晶体
水溶性
均不溶于水
和H+反应
FeO+2H+=Fe2++H2O
Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O
Fe3O4+8H+=2Fe3++Fe2++4H2O
与CO
的反应
FexOy+yCOxFe+yCO2
稳定性
在空气中氧化为Fe3O4
空气中稳定
在空气中稳定
制备
高温熔融，过量的铁与O2反应：2Fe+O22FeO
氢氧化铁加热分解
2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O
铁在氧气中燃烧
3Fe+2O2Fe3O4
Fe3O4中有1/3的Fe是+2价，有2/3的Fe是+3价，可写成FeO·Fe2O3，但不能认为Fe3O4是FeO和Fe2O3的混合物，实际上是纯净物。
1.铁的氢氧化物
物质
氢氧化亚铁(Fe(OH)2)
氢氧化铁Fe(OH)3
色态
白色固体
红褐色固体
水溶性
难溶于水
与酸反应
Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O
Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O
与强氧
化酸反应
3Fe(OH)2+10HNO3=3Fe(NO3)3+NO↑+8H2O
Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O
稳定性
不稳定，易被空气中的氧气氧化，颜色变化：白色→灰绿色→红褐色
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
较稳定空气中久置会部分失水成铁锈受热易分解
实
验
室
制
备
①煮沸蒸馏水，赶走溶解的氧气②煮沸NaOH溶液，赶走溶解的氧气③配制FeSO4溶液，加少量的还原铁粉④用长滴管将NaOH溶液送入FeSO4溶液液面以下
Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓
铁盐与可溶性碱反应
Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓
三.Fe2+、Fe3+离子的性质以及应用
1.Fe只具有还原性，可以被氧化成Fe2+和Fe3+，也可由Fe2+、Fe3+还原而得到Fe；Fe2+既具有氧化性又具有还原性，但主要表现为还原性，当遇到强氧化剂时，被氧化为Fe3+，遇到较强的还原剂时，被还原为Fe；Fe3+具有较强的氧化性，可被具有较强还原性的物质还原为Fe2+或者Fe。它们之间能相互转变，其关系如下所示(常称为铁三角)
2.Fe2+、Fe3+离子的检验方法
方法
Fe2+
Fe3+
观察溶液颜色
浅绿色
黄色
加碱溶液
先产生白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红褐色
产生红褐色沉淀
加SCN—溶液
无现象
变红
加苯酚溶液
无现象
变为紫色
3.Fe2+、Fe3+离子的应用：
⑴共存问题
①Fe2+在酸性条件下不能与强氧化性离子共存，如：NO3-、MnO4-、ClO-等。不能
发生复分解和双水解反应的离子共存，如：OH-、CO32-、HCO3-、S2-、SO32-等。
②Fe3+：不能与还原性离子共存，如：I-、S2-、SO32-等。不能与发生复分解和双水解反应的离子共存，如：OH-、CO32-、HCO3-、AlO2-等；不能与SCN-共存；不能与苯酚共存。
⑵分离与提纯
①FeCl2（杂质FeCl3），加入铁钉或铁粉后过滤。
②FeCl3（杂质FeCl2），通入Cl2或滴加氯水或加入“绿色”氧化剂H2O2：离子方程式:2Fe2++H2O2+2H+2Fe3++2H2O
铜及其化合物
一.铜的物理性质和用途
铜是红色的固体，能导电，据此性质，铜可以用作导线。铜还有许多重要的合金，如青铜、黄铜等。
二.铜的化学性质
铜属于不活泼的金属，因此它不能置换出酸或水中的氢。
1.铜与非金属的反应
与氧气反应：2Cu+O22CuO
在潮湿空气中还可发生腐蚀生成绿色的铜锈：2Cu+CO2+H2O+O2=Cu2（OH）2CO3
2.与其它非金属的反应：
Cu+Cl2CuCl2，2Cu+SCu2S
3.与酸的反应
铜与非氧化性酸（如盐酸、磷酸等）不反应。
铜与强氧化性酸（如浓硫酸、硝酸等）能反应，但不生成氢气。
3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
4.与盐溶液的反应
Cu+2AgNO3=Cu（NO3）2+2Ag，Cu+2FeCl3=2FeCl2+CuCl2
三.铜的冶炼
工业上，主要采用高温冶炼黄铜矿的方法获得铜。这种方法冶炼的铜，其含量为99.5%∽99.7%，还有Ag、Au、Fe、Zn等杂质。要达到电气化生产铜的要求，这种由黄铜矿高温冶炼的铜还必须经过电解精炼，电解精炼得到的铜，其含量高达99.95%∽99.98%。
电解精炼铜是如何除去Ag、Au、Fe、Zn等杂质的？
电解精炼铜时，阳极材料：粗铜，阴极材料：纯铜，电解质溶液：CuSO4。
四.铜的重要化合物
1.CuO在高温下分解：2CuOCu2O+O2↑。CuO为黑色而Cu2O为红色，氧化铜可作为铜盐的原料，氧化亚铜可作为制造玻璃、搪瓷的红色颜料。
2.CuSO4及CuSO4·5H2O
硫酸铜晶体（CuSO4·5H2O）俗名胆矾或蓝矾。
CuSO4·5H2O受热分解的化学方程式为：CuSO4·5H2OCuSO4+5H2O↑
卤族元素包括氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、碘(I)和放射性元素砹(At)．在自然界中卤素无游离态，都是以化合态形式存在。
一、卤族元素的原子结构和性质递变
氟F
氯Cl
溴Br
碘I
核电荷数
9
17
35
53
原子结构的相似性
最外层上的电子数都是7个
卤素化学性质的相似性
①氟只有－1价，其余卤素有－l、+1、+3、+5、+7价②单质都具有强氧化性，是强氧化剂③单质均能与H2化合生成卤化氢气体，与金属单质化合生成金属卤化物④单质都能与水、强碱反应，Br2、I2的反应与C12类似
原子结构的递变性
核电荷数、电子层数少多
原子半径小大
化学性质的递变性
原子得电子能力
单质的氧化性
强弱
二、卤素单质的物理性质：
颜色
状态
熔点、沸点
溶解度(水中)
密度
F2
浅黄绿色
浅
深
气体
低
高
降
低
小
大
Cl2
黄绿色
气体
部分溶于水，并与水发生不同程度反应
Br2
深红棕色
液体
易挥发
I2
紫黑色
固体
升华
三、卤素单质的化学性质：
F2
Cl2
Br2
I2
与H2化合的条件
冷、暗
点燃或光照
℃
持续加热
反应情况
爆炸
强光照射时爆炸
缓慢化合
缓慢化合，生成的HI同时分解
产生卤化氢的稳定性
HF＞HCl＞HBr＞HI
⑴卤素单质与H2的反应
(2)卤素单质与水的反应
①2F2+2H2O＝4HF+O2(置换反应)
将F2通入某物质的水溶液中，F2先跟H2O反应．如将F2通入NaCl的水溶液中，同样发生上述反应，等。
②X2+H2O=HX+HXO(X＝C1、Br、I)．
(3)卤素单质间的置换反应．2NaBr+C12(新制、饱和)=2NaCl+Br2
2Br-+C12=2C1-+Br2
四、卤素及其化合物的特性和用途
1.氟
①无正价和含氧酸、非金属性最强，F－的还原性最弱。
②与H2反应在暗处即爆炸。
③2F2＋2H2O=4HF＋O2。
④HF是弱酸，能腐蚀玻璃，保存在铝制器皿或塑料瓶中；有毒，在HX中沸点最高。
2.溴
①Br2是深红棕色液体，易挥发②Br2易溶于有机溶剂。
③盛溴的试剂瓶中加水，进行水封，保存液溴不能用橡胶塞。
3.碘
①I2遇淀粉变蓝色。②I2加热时易升华。③I2易溶于有机溶剂。
④食用盐中加入KIO3可防治甲状腺肿大。
4.卤化银
①AgF易溶于水，AgCl白色不溶于水，AgBr淡黄色不溶于水，AgI黄色不溶于水。AgCl、AgBr、AgI也不溶于稀硝酸。
②除AgF外，均有感光性，其中AgBr作感光材料，可用于照相。
③AgI可用于人工降雨。
④I2与Fe反应产生FeI2，其他卤素单质生成FeX2。
五、卤素离子的检验方法
1.AgNO3溶沉淀法
未知溶液，加AgNO3溶液和稀HNO3，生成白色沉淀原溶液中含有C1-；产生浅黄色沉淀原溶液中含有Br-；产生黄色沉淀，原溶液中含有I-。
2. 置换—萃取法
未知溶液，加适量新制饱和氯水，振荡，再加入CCl4振荡，下层呈红棕色说明原溶液中含有Br-；下层呈紫色，说明原溶液中含有I-。
一、硅
1．硅的存在和物理性质
⑴存在：只以化合态存在，主要以SiO2和硅酸盐的形式存在于地壳岩层里，在地壳中含量居第二位。
⑵物理性质：晶体硅是一种灰黑色固体，具有金属光泽，硬而脆的固体，熔沸点较高，能导电，是良好的半导体材料。
2.硅的化学性质
⑴与单质（O2、F2）反应 Si+O2SiO2Si+2F2==SiF4
⑵与酸（HF）反应 Si+4HF=SiF4↑+2H2↑
⑶与强碱（如NaOH）溶液反应Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑
3．用途：制造半导体、计算机芯片、太阳能电池。
二、CO2和SiO2的比较
物质
二氧化硅
二氧化碳
晶体类型
原子晶体
分子晶体
物理性质
硬度大、熔沸点高、常温下为固体、不溶于水
熔沸点低，常温下为气体，微溶于水
化
学
性
质
①与水反应
不反应
CO2+H2OH2CO3
②与酸反应
SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O
不反应
③与碱反应
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
盛碱液的试剂瓶用橡皮塞
CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O或
CO2+NaOH=2NaHCO3
④与盐反应
SiO2+Na2CO3＝Na2SiO3+CO2↑
SiO2+CaCO3＝CaSiO3+CO2↑
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
CO2+Na2CO3+H2O=2NaHCO3
⑤与碱性氧化物反应
SiO2+CaO＝CaSiO3
CO2+Na2O＝Na2CO3
⑥与碳反应
SiO2+2C2CO↑+Si
CO2+C2CO
主要用途
制光学仪器、石英玻璃。水晶可制作饰品，常用来制造通讯材料光导纤维。
化工原料、灭火剂。干冰用作制冷剂，人工降雨。
三、硅酸及硅酸盐
1.硅酸
⑴ 物理性质：与一般的无机含氧酸不同，硅酸难溶于水。
⑵ 化学性质：
①.弱酸性：是二元弱酸，酸性比碳酸弱，与NaOH溶液反应的化学方程式为：
H2SiO3+2NaOH==Na2SiO3+2H2O。
②.不稳定性：受热易分解，化学方程式为：H2SiO3H2O+SiO2。
⑶制备：通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得，如Na2SiO3溶液与盐酸反应：
Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl
⑷ 用途：硅胶可用作干燥剂、催化剂的载体等。
2.硅酸盐
定义：硅酸盐是由硅、氧、金属所组成的化合物的总称。
⑴硅酸盐结构复杂，一般不溶于水，性质很稳定。通常用氧化物的形式来表示其组成。
例如：硅酸钠Na2SiO3（Na2O·SiO2），高岭石Al2Si2O5(OH)4（Al2O3·2SiO2·2H2O）。
书写顺序为：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。
注意事项：①氧化物之间以“·”隔开；②计量数配置出现分数应化为整数。
例如：钾长石KAlSi3O8不能写成K2O·Al2O3·3SiO2，应写成K2O·Al2O3·6SiO2。
⑵硅酸钠：Na2SiO3，其水溶液俗名水玻璃，是一种无色粘稠液体，是一种矿物胶，用作黏合剂。
四、常见无极非金属材料及其主要用途
1.传统的无极非金属材料
硅酸盐产品
水泥
玻璃
陶瓷
原料
石灰石、黏土
纯碱、石灰石、石英
黏土
反应原理
发生复杂的物理化学变化
SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑
SiO2+CaCO3CaSiO3+CO2↑
发生复杂物理化学变化
主要设备
水泥回转窑
玻璃窑
陶瓷窑
主要成分
3CaO·SiO2、2CaO·SiO2、3CaO·Al2O3
Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
反应条件
高温
高温
高温
五.硅及其化合物的特殊性质
1.硅
(1)硅的非金属性弱于碳，但碳在自然界中既有游离态又有化合态，而硅却只有化合态。
(2)硅的还原性强于碳，但碳能还原SiO2：SiO2+2C2CO↑+Si。
(3)非金属单质跟碱溶液作用一般无H2产生，但Si能跟碱溶液作用放出H2：Si+2NaOH+H2O====Na2SiO3+2H2↑。
(4)非金属单质一般不跟非氧化性酸反应，但硅能跟氢氟酸反应。
(5)非金属单质一般为非导体，但硅为半导体。
2.二氧化硅
(1)非金属氧化物的熔沸点一般较低，但SiO2的熔点却很高。
(2)酸性氧化物一般不跟酸反应，但SiO2能跟氢氟酸反应。
3.硅酸
(1)无机酸一般易溶于水，但H2SiO3难溶于水。
(2)H2SiO3的酸性强于H2SiO3，所以有Na2SiO3+CO2+H2O====H2SiO3↓+Na2CO3，但在高温下Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑能发生是因为生成的CO2容易挥发。
一、硫
1.硫在自然界的存在：
（1）游离态：硫单质俗称硫磺，主要存在于火山喷口附近或地壳的岩层里。
（2）化合态：主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。有关的化学式为：硫铁矿FeS2、黄铜矿CuFeS2、生石膏CaSO4·2H2O、芒硝Na2SO4·10H2O。
2.物理性质：
淡黄色固体，不于水，可溶于酒精，易溶于CS2（用于洗涤沾有硫的容器），熔沸点都很低。
3.硫的化学性质
①氧化性：
与绝大多数金属反应：
与铁反应Fe+SFeS、与铜反应2Cu+SCu2S
与非金属反应：H2+SH2S
②还原性：
与氧气发生反应S＋O2SO2
与强氧化剂反应浓HNO3反应
③自身氧化还原反应3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O
二.二氧化硫和三氧化硫
1.二氧化硫
（1）物理性质
颜色
气味
毒性
密度
溶解性
无色
刺激性
有
比空气大
易溶（1:40）
（2）化学性质
⑴酸性氧化物---亚硫酐
①二氧化硫与水反应：SO2+H2OH2SO3(亚硫酸)
使紫色石蕊试液变红.
②二氧化硫与碱的反应
SO2少量：SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O；SO2过量：SO2+NaOH==NaHSO3
[SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O；Na2SO3+H2O+SO2==2NaHSO3]
③与碱性氧化物反应
SO2+CaO==CaSO3
⑵二氧化硫的氧化性：
SO2+2H2S===3S↓+2H2O
⑶二氧化硫的还原性
①SO2＋O22SO3
②与卤素单质反应：
SO2+Br2+2H2O=H2SO4+2HBrSO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
③与某些强氧化剂的反应：
2KMnO4+2H2O+5SO2===K2SO4+2MnSO4+2H2SO4
⑷漂白性品红溶液中通入SO2，再回热变为红色
⑸用途：制H2SO4；作漂白剂；杀菌，消毒
2.三氧化硫
（1）物理性质：又名硫酸酐，是一种无色易挥发的晶体，溶点16.80C，沸点44.80C，标况下为固体。
（2）化学性质：具有酸的氧化物的通性，与水反应放出大量的热，具有较强的氧化性。
三.硫的氧化物对大气的污染;
酸雨的pH小于5.6。
四.硫酸
1.物理性质：难挥发；与水以任意比例互溶，溶解时可放出大量热。
稀释浓硫酸的方法是：把浓硫酸沿器壁慢慢注入水里，并边加加搅拌。
2.浓硫酸的特性：
吸水性：常用作干燥剂，但不能干燥NH3、H2S、HBr、HI。
脱水性：将有机物中的氢氧原子以2：1比例脱去，如使蔗糖碳化。
强氧化性;铁、铝遇浓硫酸钝化。
与铜反应：Cu+2H2SO4CuSO4+SO2↑+2H2O
与碳反应;：C+2H2SO4CO2↑+2SO2↑+2H2O
3.SO42-的检验（干扰离子可能有：CO32-、SO32-、SiO32-、Ag＋、PO43－等）：
待测液，加过量盐酸酸化，变为澄清液，再加BaCl2溶液，有白色沉淀生成，说明待测液中含有SO42-离子。
五.硫酸的工业制法──接触法：
1．生产过程：
三阶段
SO2制取和净化
SO2转化为SO3
SO3吸收和H2SO4的生成
三方程
4FeS2(s)＋11O2(g)=2Fe2O3(s)＋8SO2(g)；
△H=-kJ/mol
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)；
△H＝-.6kJ/mol
SO3(g)＋H2O(l)=H2SO4(l)；△H=-.3kJ/mol
三设备
沸腾炉
接触室
吸收塔
有
关
原
理
矿石粉碎,以增大矿石与空气的接触面，加快反应速率
逆流原理(热交换器)目的:冷热气体流向相反，冷的SO2、O2、N2被预热，而热的SO3、SO2、O2、N2被冷却.
逆流原理(98.3%的浓硫酸从塔顶淋下，气体由下往上，流向相反，充分接触，吸收更完全)
设备中排出的气体
炉气:SO2.N2.O2.矿尘(除尘).砷硒化合物(洗涤).H2O气(干燥)……
净化气:SO2.N2.O2
SO2、O2、N2、SO3
尾气：SO2及N2、O2
不能直接排入大气中
说明
矿尘.杂质:易使催化剂“中毒”
H2O气:腐蚀设备、影响生产
反应条件——
理论需要：低温、高压、催化剂；实际应用：℃～℃、常压、催化剂
实际用98.3%的浓硫酸吸收SO3,以免形成酸雾不利于气体三氧化硫被进一步吸收
2．尾气处理：氨水(NH4)2SO3(NH4)2SO4+SO2↑
或NH4HSO3
六.氧族元素：
1．氧族元素比较：
原子半径O＜S＜Se＜Te
单质氧化性O2＞S＞Se＞Te
单质颜色无色淡黄色灰色银白色
单质状态气体固体固体固体
氢化物稳定性H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te
最高价含氧酸酸性H2SO4＞H2SeSO4＞H2TeO4
2．O2和O3比较：
O2
O3
颜色
无色
气态—淡蓝色
气味
无
刺激性特殊臭味
水溶性
臭氧密度比氧气的大
密度
臭氧比氧气易溶于水
氧化性
强
（不易氧化Ag、Hg等）
极强（O3+2KI+H2O==2KOH+I2+O2）
（易氧化Ag、Hg等不活泼金属）
漂白性
无
有（极强氧化性—作消毒剂和脱色剂）
稳定性
＞
3O22O32O3===3O2常温：缓慢
加热：迅速
相互关系
臭氧和氧气是氧的同素异形体
3．比较H2O和H2O2
H2O
H2O2
电子式
化学键
极性键
极性键和非极性键
分子极性
有
有
稳定性
稳定
2H2O2H2↑+O2↑
不稳定
2H2O22H2O+O2↑
氧化性
较弱（遇强还原剂反应）
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
较强（遇还原剂反应）
SO2+H2O2===H2SO4
还原性
较弱
（遇极强氧化剂反应）
2F2+2H2O===4HF+O2
较强
（遇较强氧化剂反应）
2MnO4—+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O
作用
饮用、溶剂等
氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等
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