题目内容

氮的氧化物有几种？如何计算溶于水的有关问题？

答案：
解析：

　　氮元素有＋1、＋2、＋3、＋4、＋5等五种价态，五种正价对应六种氧化物N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4和N2O5．其中N2O3和N2O5分别是HNO2和HNO3的酸酐，NO是一种无色还原性较强的气体，易被O2氧化成NO2，NO2是一种红棕色的易溶于水且与水反应的气体，氧化性强，能氧化SO2，能使湿润的淀粉KI试纸变蓝．

　　氮的氧化性溶于水的几种情况：

　　(1)NO2或NO2与N2(非O2)的混合气体溶于水．

　　根据3NO2＋H2O2HNO3＋NO　　　　　①

　　利用气体体积变化差值进行计算．

　　(2)NO2和O2的混合气体溶于水．

　　根据4NO2＋O2＋2H2O4HNO3　　　　　　②

　　可知：当体积比

　　V(NO2)∶V(O2)

　　(3)NO和O2的混合气体溶于水

　　4NO＋2O2＝4NO2，4NO2＋O2＋2H2O＝4HNO3

　　总式为4NO＋3O2＋2H2O＝4HNO3　　　　　　　　　③

　　当体积比

　　V(NO)∶V(O2)

　　(4)NO、NO2、O2三种混合气体通入水中．

　　可先按①式求出NO2和H2O反应后生成的NO的体积，再加上原混合气体中的NO的体积即为NO的总体积，再按③式进行计算．


练习册系列答案
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 非金属知识规律总结

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一、非金属元素在周期表中的位置和结构特点

1、除H外，非金属元素均在“阶梯线”的右上方。共有16种非金属元素，其中包括稀有气体元素6种。

2、非金属元素(包括稀有元素)均在主族(零族)。非金属元素一般都有变价。

3、最外层电子数一般≥4(H、B除外)。

4、原子半径比同周期金属半径小(稀有元素除外)。

二、非金属性强弱的判断依据

    元素非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。试题常通过以下几个方面来比较元素的非金属性：

1、单质跟H2化合难易程度（反应条件，剧烈程度，反应热的大小，生成气态氢化物的稳定性）。

2、最高价氧化物对应水化物的酸性。

3、化合物中元素化合价的正负，如BrCl中，Cl为-1价，Br为+1价，说明非金属性Cl＞Br。

4、通过氧化还原反应确定非金属单质的氧化能力，进而比较非金属性。

    需要指出的是，非金属单质的活动性与非金属元素的活动性，有密切的联系，但不是一回事。例如氮元素的非金属性相当强，可是它的单质N2化学性质却不很活泼。单质的化学性质不仅取决于原子结构，而且取决于分子结构和晶体结构。

三、非金属元素的性质及递变规律

1、单质:

(1)结构:除稀有气体外，非金属原子间以共价键结合。非金属单质的成键有明显的规律性。若它处在第N族，每个原子可提供8－N个价电子去和8－N个同种原子形成8－N个共价单键，可简称8－N规则；(H遵循2－N规则)。如ⅦA族单质:x－x；H的共价数为1，H－H，第ⅥA族的S、Se、Te共价单键数为8－6＝2,第ⅤA族的P、As共价单键数8－5＝3。但第二周期的非金属单质中N2、O2形成多键。

(2)熔沸点与聚集态。它们可以分为三类：

①小分子物质。如:H2、O2、N2、Cl2等，通常为气体，固体为分子晶体。

②多原子分子物质。如P4、S8、As4等，通常为液态或固态。均为分子晶体，但熔、沸点因范德华力较大而比①高，Br2、I2也属此类，一般易挥发或升华。

③原子晶体类单质。如金刚石、晶体硅和硼等，是非金属单质中高熔点“三角区”，通常为难挥发的固体。

(3)导电性:非金属一般属于非导体，金属是良导体，而锗、硅、砷、硒等属于半导体。但半导体与导体不同之处是导电率随温度升高而增大。

(4)化学活性及反应:

　 

    ③非金属一般为成酸元素，难以与稀酸反应。 固体非金属能被氧化性酸氧化。

2、氢化物：

(1)气态氢化物性质比较



(2)由于氢键的存在，使得第ⅤA、ⅥA、ⅦA氢化物的熔沸点出现了反常。第ⅤA中：SbH3＞NH3＞AsH3＞PH3；第ⅥA中： H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S；第ⅦA中HF＞HI＞HBr＞HCl。

(3)气态氢化物水溶液的酸碱性及与水作用的情况。①HCl、HBr、HI溶于水成酸且都是强酸。②HF、H2S、H2Se、H2Te溶于水成酸且都是弱酸。③NH3溶于水成碱，氨水是弱碱。④PH3、AsH3、CH4与水不反应。⑤SiH4、B2H6与水作用时分解并放出H2。

3、非金属氧化物的通性：

(1)许多非金属低价氧化物有毒，如SO2、NO、NO2、CO等，注意不能随便排放于大气中。

(2)非金属氧化物（除SiO2外)大都是分子晶体，熔沸点相差不大。

(3)非金属氧化物大都为酸酐，相应的酸易溶于水，则氧化物易与水化合，反之水化反应难以进行。

(4)不成盐氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不与碱反应。虽然NO2能与碱反应生成盐，但NO2不属于酸酐。

4、含氧酸

(1)同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强。

(2)氧化性:同种元素低价强于高价含氧酸.

如:HClO＞HClO3＞HClO4(稀)

   H2SO3＞H2SO4(稀)

   HNO2＞HNO3(稀)

(3)对于同种非金属形成的不同含氧酸，价态越高，酸性越强。其顺序如：HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO，H2SO4＞H2SO3。

(4)难挥发的H2SO4、H3PO4受热难分解；强氧化性的HNO3、HNO2、HClO见光或受热易分解；非氧化性的H2CO3、H2SO3易分解。强酸可制弱酸，难挥发性酸制挥发性酸。

(5)常见含氧酸的一般性质：

①H2SO4：无色粘稠的油状液体，强酸，沸点高，不挥发，稳定。浓硫酸有吸水性、脱水性和强氧化性。

②H2SO3：仅存在于溶液中，中强酸，不稳定。

③HClO4：在水溶液中相当稳定，最强无机酸，有强氧化性。

④HClO：仅存在于溶液中，是一种弱酸，有强氧化性和漂白性，极不稳定，遇光分解。⑤HNO3：无色液体，强酸，沸点低，易挥发，不稳定，易分解，有强氧化性。

⑥H3PO4：无色晶体，中强酸，难挥发，有吸水性，稳定，属于非氧化性酸。

⑦H2CO3：仅存在于溶液中，弱酸，不稳定。

⑧H2SiO3：白色固体，不溶于水，弱酸，不挥发，加热时可分解。

⑨常见酸的酸性强弱。强酸：HCl、HNO3、H2SO4；中强酸：H2SO3＞H3PO4(H3PO4中强偏弱）；弱酸：HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞H2SiO3。

四、11种无机化学气体的制取和性质(O2、H2、Cl2、CO、NO、SO2、NO2、CO2、H2S、HCl、NH3)。

(1)利用氧化还原反应原理制取的气体有：O2、H2、Cl2、NO、NO2等。

(2)利用复分解制取的气体有：SO2、CO2、H2S、HCl、NH3等。

(3)可用启普发生器制取的气体有：H2、CO2、H2S等。

(4)只能用排气法收集的是：Cl2、SO2、NO2、CO2、H2S、HCl、NH3等。只能用排水法收集的气体是：NO、CO。

(5)使红色石蕊变蓝的气体是NH3；使石灰水变浑浊的气体是SO2和CO2；使品红溶液褪色的气体是SO2和Cl2；使高锰酸钾溶液和溴水褪色的气体有H2S和SO2。

(6)臭鸡蛋气味的气体是H2S；刺激性气味的气体有：Cl2、SO2、NO2、HCl、NH3等；毒性气体有：Cl2、CO、NO、SO2、NO2、H2S等。

(7)能在空气中燃烧的气体：H2S、CO、H2等

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