化学必修一第四单元非金属及其化合物知识点总结.pdf

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1、精品文档 . 第四单元非金属及其化合物 一、硅及其化合物 硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅 酸盐等。 硅原子最外层有4 个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。 1、单质硅（ Si） ： 物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。 化学性质： 常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF 和 NaOH 溶液反应。 Si2F2SiF4Si4HFSiF4 2H2Si2NaOHH2ONa2SiO32H2 在高温条件下，单质硅能与O2和 Cl2等非金属单质反应。 SiO2 高温 SiO2Si2Cl2 高温 SiCl4

2、 用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。 硅的制备：工业上，用C 在高温下还原SiO2可制得粗硅。 SiO2 2CSi(粗 )2CO Si(粗 )2Cl2SiCl4SiCl4 2H2 Si(纯) 4HCl 2、二氧化硅（SiO2） ： SiO2的空间结构：立体网状结构， SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。 物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。 化学性质： SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外） ，能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温 条件下可以与碱性氧化物反应： 与强碱反应： SiO2 2NaOHNa2SiO3H2O（生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口

3、玻璃塞 试剂瓶存放NaOH 溶液和 Na2SiO3溶液， 避免 Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住， 打不开， 应用橡皮塞） 。 与氢氟酸反应SiO2的特性 ：SiO24HFSiF4 +2H2O（利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟 酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。 高温下与碱性氧化物反应：SiO2CaO 高温 CaSiO3 用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。 3、硅酸（ H2SiO3） ： 物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。 化学性质： H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为 SiO2，但 SiO2不溶于

4、水，故不能直接由SiO2溶 于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：（强酸制弱酸原理） Na2SiO32HCl 2NaClH2SiO3 Na2SiO3CO2H2O H2SiO3 Na2CO3（此方程式证明酸性：H2SiO3H2CO3） 用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。 4、硅酸盐 硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可 溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材 防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：Na2SiO3 CO2H2ONa2CO3H2SiO3 （有白

5、色沉淀生成） 硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物较活泼金属氧化物二氧化硅水。氧 化物前系数配置原则：除氧元素外其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。 硅酸钠： Na2SiO3 Na2OSiO2硅酸钙： CaSiO3CaOSiO2 高岭石： Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O32SiO22H2O 正长石： KAlSiO 3不能写成K2OAl2O33SiO2，应写成K2OAl2O36SiO2 精品文档 . 传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。 普通玻璃 ：原料：碳酸钠、石灰石和石英。 主要反应： SiO2 + Na2CO3 高温 Na2SiO3 + C

6、O2, SiO2 + CaCO3 高温 CaSiO3 + CO2（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）。 主要成分： Na2OCaOSiO2 。工业生产中根据需要制成各种特制玻璃。如钢化玻璃、有色玻璃、 光学玻璃、防弹玻璃等。 水泥 ：原料：黏土，石灰石。普通硅酸盐水泥的主要成分：2CaO SiO2,3CaO SiO2 ,3CaO Al2O3。 二、氯及其化合物 （一）氯气Cl2 根据氯原子结构示意图，氯原子最外电子层上有7 个电子，在化学反应中很容易得到1 个电子形成Cl ，化学 性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐）。 1、氯气（ Cl2） ： 物理性

7、质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。（氯气收集方法向上 排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物） 化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。 与金属反应（将金属氧化成最高正价） NaCl2= 点燃 2NaCl CuCl2= 点燃 CuCl2 2Fe3Cl2= 点燃 2FeCl3 （氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不生成 FeCl2。 ） （思考：怎样制备FeCl2？Fe2HCl FeCl2 H2，铁跟盐酸 反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成 FeCl3，这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。） 与

8、非金属反应 Cl2H2 = 点燃 2HCl（氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰） 将 H2和 Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。 燃烧定义：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。 Cl2与水反应 Cl2H2OHCl HClO 离子方程式： Cl2H2OH Cl HClO 将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色） ，氯水含多种微粒，其中有 H2O、Cl2、HClO 、Cl 、ClO， H+、OH (极少量， 水微弱电离出来的)。 氯水的性质取决于其组成的微粒： 1）强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与KI， KBr 、F

9、eCl2、 SO2、Na2SO3等物质反应。 2）漂白、消毒性：氯水中的Cl2和 HClO 均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO ，HClO 的 强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。 3）酸性：氯水中含有HCl 和 HClO ，故可被NaOH 中和，盐酸还可与NaHCO3， CaCO3等反应。 4）不稳定性：HClO 不稳定光照易分解。 ，因此久置氯水(浅黄绿色 )会变成稀盐酸(无色 ) 失去漂白性。 5）沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl ） 。 自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI、 KBr 、 FeCl2、Na2SO3、 N

10、a2CO3、 NaHCO3、AgNO3、 NaOH 等溶液会变质。 Cl2与碱液反应： 精品文档 . 与 NaOH 反应： Cl22NaOHNaClNaClO H2O Cl2 2OH ClClO H2O 与 Ca(OH)2溶液反应： 2Cl22Ca(OH)2Ca(ClO)2CaCl22H2O 此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为Ca(ClO) 2和 CaCl2，有效成分为Ca(ClO)2。 漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2CO2 H2O=CaCO3 +2HClO生成的 HClO 具有漂白性；同样， 氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO；NaClO 同样具有漂白性，发生反应2N

11、aClOCO2H2O=Na2CO3+2HClO ； 干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO ， 湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl2H2OHCl HClO 漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：Ca(ClO)2 CO2H2OCaCO3 2HClO ， ， 漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有 CO2气体生成，含CO2和 HCl 杂质气体。 氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 2、Cl 的检验： 原理：根据Cl 与 Ag 反应生成不溶于酸的AgCl 沉淀来检验Cl 存在。 方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO

12、32 干扰）再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有 Cl 存在。 3、氯气的制法 （1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。 原理：电解饱和食盐水。 装置：阳离子隔膜电解槽。反应式：2NaCl + 2H2O 通电 2NaOH + H2 + Cl2 (2)氯气的实验室制法 原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl -。常用的氧化剂有： MnO2、KMnO 4、KClO3等。 反应式： MnO2 + 4HCl( 浓) MnCl2 + Cl2 + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl( 浓) 2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2+ 8H2O KClO3 + 6HCl （浓）= KCl +

13、3Cl2+ 3H2O 装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。 收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。 验满：用湿润的淀粉碘化钾试纸。 尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。 除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质；干燥：用浓H2SO4 。 （3）中学实验室制H2、O2、Cl2的发生装置的比较 气体反应物的状态反应条件装置或主要仪器可适用的气体 H2 固体和液体反应不加热启普发生器或简易装置H2S、CO2、SO2等 O2固体或固体混合物加热大试管、铁架台、导管等NH3、CH4等 Cl2固体和液体或液体和液体加热 圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁

14、 架台、石棉网、酒精灯 HCl 、HBr 、HI 等 (二) 氯、溴、碘 1Cl2、Br2、 I2的物理性质的比较 气体物理性质 Cl2黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2） ，易液化，密度比空气大。 Br2深红棕色液体，易挥发，有刺激性气味，有毒，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大，储存时要 加水，水封，以防止挥发。 I2紫黑色固体，有光泽，易升华，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大。 精品文档 . 2Cl2、Br2、 I2在不同溶剂中的颜色比较 水酒精苯汽油四氯化碳 Cl2 黄绿色（新制）黄绿色黄绿色黄绿色黄绿色 Br2 黄橙橙橙红橙橙红橙橙红橙橙红 I2 深黄褐

15、色棕深棕浅紫紫紫深紫浅紫红紫红 3Cl2、Br2、 I2的化学性质的比较 与金属反应 2Na + Cl22NaCl,Cu + Cl2CuCl2，2Fe + 3Cl22FeCl3，2Fe + 3Br22FeBr3， Fe + I2 FeI2。 与氢气反应 反应物反应方程式反应条件反应现象 H2与 F2H2 + F2 = 2HF 冷、暗爆炸 H2与 Cl2H2 + Cl22HCl 光照爆炸 H2与 Br2H2 + Br22 HBr 加热反应 H2与 I2H2 + I2?2HI 持续加热可逆反应 与水的反应： 2F2 + 2H2O = 4HF + O2X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、

16、Br、I) Cl2、Br2、I2相互置换：氧化性 Cl2Br2I2，所以 Cl2可以将 Br2、I2置换出， Br2可以将 I2置换出。如 :Cl2 +2NaBr = 2NaCl + Br2. 4Cl -、 Br-、I-的检验 AgNO3HNO3法 离子选用试剂实验现象及离子方程式 Cl- AgNO3 的稀 HNO3 溶液Ag+ + Cl- = AgCl 白色沉淀 Br- AgNO3 的稀 HNO3 溶液Ag+ + Br- = AgBr 浅黄色沉淀 I- AgNO3 的稀 HNO3 溶液Ag+ + I- = AgI 黄色沉淀 Br - 、I - 可以用氯水反应后加CCl4萃取的方法。 5AgB

17、r 、AgI 的感光性 它们都见光分解，AgBr 用于感光底片的感光材料；AgI 用于人工降雨。 三、硫及其化合物 （一）硫 1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6 个，化学性质较活泼，容易得到2 个电子呈 2 价或者与其他非金属元 素结合成呈4 价、 6 价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。（如火山口中的 硫就以单质存在） 2、硫单质： 物质性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2） ，熔点 112.8，沸 点 444.6。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫 粉对某些疾病有防治作用。 化学性质： 可

18、燃性： S+O2 = 点燃 SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色） 与氢气反应：H2 + S H2S ； 点燃 点燃点燃 精品文档 . 与金属反应：2Na + S = Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S； 与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热） = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有 S 残留的仪器） ; 与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓 ) 3SO2 + 2H2O。 （二）二氧化硫（SO2） 物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水（1:40） ，密度比空气大，易液化。 SO2的制备： S+O2 = 点燃 SO2或

19、Na2SO3H2SO4Na2SO4SO2 H2O 化学性质： SO2能与水反应 SO2+H2OH2SO3（亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化), 此反应为可逆反应。可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。 SO2为酸性氧化物，是亚硫酸（ H2SO3）的酸酐，可与碱反应生成盐和水。 a、与 NaOH 溶液反应： SO2(少量 ) 2NaOHNa2SO3H2O SO22OH SO 32 H2O SO2(过量 )NaOH NaHSO3 SO2OH HSO 3 b、与 Ca(OH)2溶液反应： SO2(少量 )Ca(OH)2CaSO3 (白色 )H2O 2SO2(过量 )Ca(OH

20、)2Ca(HSO3) 2 (可溶 ) 对比 CO2与碱反应： CO2(少量 )Ca(OH)2CaCO3 (白色 )+H2O 2CO2(过量 )Ca(OH)2Ca(HCO3) 2 (可溶 ) 将 SO2逐渐通入 Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成， 后沉淀消失， 与 CO2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验现象相同， 所以不能用石灰水来鉴别SO2和 CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是对的，因为 SO2是有刺激性气味的气体。 SO2具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等）反应。 SO2能使酸性KMnO4溶 液、新制氯水褪色，显示了SO2的强还原性（

21、不是 SO2的漂白性）。 （催化剂：粉尘、五氧化二钒） SO2Cl22H2OH2SO42HCl （将 SO2气体和 Cl2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减弱。） SO2的弱氧化性：如 2H2SSO23S 2H2O（有黄色沉淀生成） SO2的漂白性： SO2能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此可以检验 SO2的存在。 SO2Cl2 漂白的物质漂白某些有色物质使湿润有色物质褪色 原理与有色物质化合生成不稳定的无色物质与水生成 HClO ，HClO 具有漂白性，将有色物质氧化成 无色物质 加热能恢复原色（无色物质分解）不能复原 SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 4、SO

22、2的危害： SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸 工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被 O2氧化成 SO3，SO3易溶于水，形 成 H2SO4，同时， SO2溶于水形成 H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的 pH 就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器 官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次， 酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。酸雨被冠之“空中杀

23、手”、 “空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨 对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。 5、酸雨的防治： 精品文档 . 最主要是控制污染源。主要途径有： 开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。 利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧 时有以下反应：CaO + SO2= CaSO3,CaO + H2O = Ca(OH) 2,SO2 + Ca(OH)2 =CaSO3 +H2O,2CaSO3 + O2 = 2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。 加强技术研究， 提高对燃煤、

24、 工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。 如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是： SO2 + 2NH3 + H2O = (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O= NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 = 2(NH4)2SO4, 2NH4HSO3 + O2 = 2NH4HSO4.(它们是氮肥 ) 积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或 气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。 运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。 提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。

25、（三）硫酸（H2SO4） 1、 浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意比互溶（稀释浓硫酸要规范操作：注酸入水 且不断搅拌） 。质量分数为98%（或 18.4mol/l ）的硫酸为浓硫酸。难挥发，沸点高，密度 比水大。 2、浓硫酸三大性质：吸水性、脱水性、强氧化性。 吸水性：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥剂，可干燥H2、O2、SO2、CO2等气体， 但不可以用来干燥NH 3、H2S、HBr 、HI 气体。 脱水性：能将有机物（蔗糖、棉花等）以水分子中H 和 O 原子个数比21 脱水，炭化变黑。 强氧化性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性（6 价硫体现了强氧

26、化性） ，能与大多数金属反应，也能与非 金属反应。 ()与大多数金属反应（如铜）：2H2SO4 (浓)Cu= CuSO4 2H2OSO2 （此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性） ()与非金属反应（如C 反应） ：2H2SO4(浓)C= CO2 2H2OSO2 （此反应浓硫酸表现出强氧化性） 注意：常温下，Fe、Al 遇浓 H2SO4或浓 HNO3发生钝化。 浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面被浓硫酸氧化成一层致密 氧化膜， 这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以， 常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和

27、浓硝酸。 3、H2SO4的工业制法 (接触法 )： 流程： S 或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化； 进入接触室进行催化氧化生成SO3；将 SO3进入 吸收塔吸收生成H2SO4. 设备： 沸腾炉： 煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。 接触室： 接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是 为了充分利用能量而设计。 吸收塔： 由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3的浓硫酸来吸收 主要反应式：S + O2 SO2或 4FeS2 + 11O2 高温 2Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O2

28、 催化剂 加热 2SO3, SO3 + H2O = H2SO4. 尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然 精品文档 . 含有 SO2气体，生产中常采用氨水吸收。 SO2 + 2NH3 H2O = (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2 + H2O = 2 NH4HSO3. (4) 硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。 4、硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 （四）几种常见的硫酸盐 CaSO4： 自然界中是石膏 (CaSO4 2H2O)的形式存在， 加热到 150 时会失去部

29、分结晶水，生成熟石膏 (2CaSO4 H2O). 用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。 BaSO4：重晶石，不容易被 X 射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、 塑料、橡胶的原料及填充剂。 四、氮及其化合物 1、氮气 物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。 化学性质：通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气。但在一定条件下可发生反应。 放电条件下与氧气反应：N2 + O2 通电 2NO, 在一定条件下,与 H2反应 :N2 + 3H2 催化剂 高温高压 2NH3 (工业合成氨的主要反应,也是人工固氮的方 法。 ）自然固氮主要是雷雨

30、和豆科植物的根瘤菌的固氮。 与金属反应：3Mg + N 2 Mg3N2, 1、氮的氧化物：NO2和 NO 2氮的氧化物 NO 是无色无味的有毒气体,微溶于水 ,在空气中易被氧化为NO2。 2NO + O2 = 2NO2.在有氧气的条件下 ,NO 和 O2混合气被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3. NO2：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应： 3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO . 在有氧气的条件下：4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO 3. 另外， NO 和 NO2的混和气体也可以被碱液吸收： NO + NO2 + 2NaOH = 2N

31、aNO2 + H2O. NO、NO2的污染： 大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的排放等， 大气中的NO、NO2 不仅可以形成酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。因此要严格控制氮的氧化物的排放。 3、硝酸（ HNO3） ： 硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点（83） 、易挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾 状。 98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”，常用浓硝酸的质量分数为69% 硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红（H 作用） 后褪色（浓硝酸的强氧化性）。用此实验可证明浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和稀

32、硝酸 都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放出氢气，通常浓硝酸产生NO2，稀硝酸产生 NO， 如： Cu4HNO3(浓)Cu(NO3)22NO2 2H2O 3Cu8HNO3(稀 )3Cu(NO3)22NO 4H2O 反应还原剂与氧化剂物质的量之比为1 2；反应还原剂与氧化剂物质的量之比为32。 常温下， Fe、Al 遇浓 H2SO4或浓 HNO3发生钝化，（说成不反应是不妥的） ，加热时能发生反应：Fe 6HNO3(浓) Fe(NO3)33NO2 3H2O 当溶液中有H 和 NO3 时，相当于溶液中含HNO3，此时，因为硝酸具有强氧化性，使得在酸性条件下 NO3 与 具有强还原性的离子如S2

33、、Fe2、SO 32 、I、Br （通常是这几种） 因发生氧化还原反应而不能大量共存。（有 沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。） 精品文档 . 硝酸的工业制法： 流程：氨气的催化氧化NO进一步氧化生成NO2用水吸收生成硝酸。 设备：氧化炉：4NH3 + 5O2 催化剂 4NO + 6H2O，进一步氧化：2NO + O2 = 2NO2. 吸收塔：用水吸收：4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3. 尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。 4、氨气（ NH3） 氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于

34、水1 体积水可以溶解700 体积的氨 气（可做红色喷泉实验）。浓氨水易挥发出氨气。 氨气的化学性质： a.溶于水溶液呈弱碱性：NH3H2ONH3 H2ONH4 OH 生成的 NH3H2O 是一种弱碱，很不稳定，受热会分解： NH3H2O NH3 H2O 氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶质是NH3， 而不是 NH3 H2O。 氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3H2O、NH4 、OH 、 H(极少量，水微弱电离出来 )。 喷泉实验的原理：是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使气体容器内压强降低，外界大气压把液体 压入气体容器内，在玻璃导

35、管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。 喷泉实验成功的关键： （ 1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl 、HBr 、HI 、NO2用水吸收， CO2、 SO2，Cl2、H2S等用 NaOH 溶液吸收等。 （2）装置的气密性要好。 （3）烧瓶内的气体纯度要大。 b.氨气可以与酸反应生成盐： NH3HCl NH4Cl NH3HNO3NH4NO3 2NH3H2SO4(NH4)2SO4 因 NH3溶于水呈碱性， 所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸 有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有NH3存在。 氨气的实验室制法： 1）原理：铵盐

36、与碱共热产生氨气 2）装置特点：固固 气体，与制O2相同。 3）收集：向下排空气法。 4）验满： a.湿润的红色石蕊试纸（NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体） b.蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟 ) 5) 干燥：用碱石灰（ NaOH 与 CaO 的混合物）或生石灰在干燥管或U 型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓 硫酸作干燥剂，因为NH3能与 CaCl2反应生成 CaCl2 8NH3。P2O5、浓硫酸均能与NH3反应，生成相 应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。 6) 吸收： 在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，方便收集氨气二是吸收多余 的氨气，防止污染空气。 氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会吸收热量，使得周围环境温度降低，因此，液氨可以作制冷剂。 5、铵盐铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。 (1)受热易分解，放出氨气：NH4Cl NH3 HCl NH4HCO3 NH3 H2O CO2 (2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气： 2NH4Cl Ca(OH)2 2NH3 CaCl22H2O (3)NH4 的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有NH4 。 精品文档 .