高中化学必修1知识点归纳总结律.pdf

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1、第三章第三章 金属及其化合物金属及其化合物第一节第一节金属的化学性质金属的化学性质一、钠一、钠 NaNa1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。2、单质钠的化学性质：钠与 O2反应常温下：4Na+O22Na2O（新切开的钠放在空气中容易变暗）加热时：2Na+O2Na2O2（钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。）Na2O2中氧元素为1 价，Na2O2既有氧化性又有还原性。2Na2O22H2O4NaOHO22Na2O22CO22Na2CO3O2Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na2O2具有强氧化性能漂白。钠与 H2O 反应2Na2H2O2N

2、aOHH2离子方程式：2Na 2H2O2Na 2OH H2（注意配平）实验现象：“浮钠密度比水小；游生成氢气；响反应剧烈；熔钠熔点低；红生成的 NaOH 遇酚酞变红”。钠与盐溶液反应如钠与 CuSO4溶液反应，应该先是钠与 H2O 反应生成 NaOH 与 H2，再和 CuSO4溶液反应，有关化学方程式：2Na2H2O2NaOHH2CuSO42NaOHCu(OH)2Na2SO4总的方程式：2Na2H2OCuSO4Cu(OH)2Na2SO4H2实验现象：有蓝色沉淀生成，有气泡放出K、Ca、Na 三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应钠与酸反应：2Na2HCl2NaClH2

3、（反应剧烈）离子方程式：2Na2H 2Na H23、钠的存在：以化合态存在。4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。5、钠在空气中的变化过程：NaNa2ONaOHNa2CO3Na2CO310H2O（结晶）Na2CO3（风化），最终得到是一种白色粉末。一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗（生成Na2O），跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴（NaOH 易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na2CO3）。二、铝二、铝 AlAl1、单质铝的物理性质：银白色金属、密度小（属轻金属）、硬度小、熔沸点低。2、单质铝的化学性质铝与 O2反应：常温下铝能与O2反应生成致密氧化膜，保护内

4、层金属。加热条件下铝能与 O2反应生成氧化铝：4Al3O22Al2O3常温下 Al 既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有 H2生成，也能与不活泼的金属盐溶液反应：2Al6HCl2AlCl33H2（2Al6H 2Al33H2）2Al2NaOH2H2O2NaAlO23H2（2Al2OH 2H2O2AlO23H2）2Al3Cu(NO3)22Al(NO3)33Cu（2Al3Cu22Al33Cu）注意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。铝与某些金属氧化物的反应（如V、Cr、Mn、Fe 的氧化物）叫做铝热反应Fe2O32Al 2FeAl2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做铝热剂。利用

5、铝热反应焊接钢轨。三、铁三、铁1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。（原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe2O3）。2、单质铁的化学性质：铁与氧气反应：3Fe2O2Fe3O4（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）与非氧化性酸反应：Fe2HClFeCl2H2（Fe2H Fe2H2）常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。与盐溶液反应：FeCuSO4FeSO4Cu（FeCu2Fe2Cu）与水蒸气反应：3Fe4H2O(g)Fe3O44H2第二节第二节几种重要的金属化合物几种重要的金属化合物一、氧化物

6、一、氧化物1 1、AlAl2 2O O3 3的性质：的性质：氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的实验仪器等。Al2O3是两性氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应：Al2O3+6HCl 2AlCl3+3H2O（Al2O36H 2Al33H2O）Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O（Al2O32OH 2AlO2H2O）2 2、铁的氧化物的性质：、铁的氧化物的性质：FeO、Fe2O3都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。FeO2HCl=FeCl2+H2OFe2O36HCl2FeCl33H2O二、氢氧化物二、氢氧化物1 1、氢氧化铝、氢氧化铝 A

7、l(OH)Al(OH)3 3Al(OH)3是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应：Al(OH)33HClAlCl33H2OAl(OH)33H Al33H2OAl(OH)3NaOHNaAlO22H2OAl(OH)3OH AlO22H2OAl(OH)3受热易分解成 Al2O3：2Al(OH)3Al2O33H2O（规律：不溶性碱受热均会分解）Al(OH)3的制备：实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al(OH)3Al2(SO4)36NH3H2O2 Al(OH)33(NH4)2SO4（Al33NH3H2OAl(OH)33NH4）因为强碱(如 NaOH)易与 Al(OH)3反应，所以实验室不

8、用强碱制备Al(OH)3，而用氨水。2 2、铁的氢氧化物：、铁的氢氧化物：氢氧化亚铁 Fe(OH)2（白色）和氢氧化铁Fe(OH)3（红褐色）都能与酸反应生成盐和水：Fe(OH)22HClFeCl22H2OFe(OH)22H Fe22H2OFe(OH)36HCl2FeCl33H2OFe(OH)33H 2Fe33H2OFe(OH)2可以被空气中的氧气氧化成Fe(OH)34Fe(OH)2O22H2O4Fe(OH)3（现象：白色沉淀灰绿色红褐色）Fe(OH)3受热易分解生成 Fe2O3：2Fe(OH)3Fe2O33H2O3 3、氢氧化钠、氢氧化钠 NaOHNaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有

9、强腐蚀性，具有碱的通性。三、盐三、盐1 1、铁盐（铁为、铁盐（铁为+3+3 价）价）、亚铁盐（铁为、亚铁盐（铁为+2+2 价）价）的性质：铁盐（铁为铁盐（铁为+3+3 价）具有氧化性，价）具有氧化性，可以被还原剂（如铁、铜等）还原成亚铁盐：2FeCl3Fe3FeCl2（2Fe3Fe3Fe2）(价态归中规律)2FeCl3Cu2FeCl2CuCl2（2Fe3Cu2Fe2Cu2）（制印刷电路板的反应原理）亚铁盐（铁为亚铁盐（铁为+2+2 价）具有还原性价）具有还原性，能被氧化剂（如氯气、氧气、硝酸等）氧化成铁盐2FeCl2Cl22FeCl3（2Fe2Cl22Fe32Cl）FeFe3 3离子的检验离子

10、的检验：a.溶液呈黄色；b.加入 KSCN(硫氰化钾)溶液变红色；c.加入 NaOH 溶液反应生成红褐色沉淀Fe(OH)3。FeFe2+2+离子的检验离子的检验：a.溶液呈浅绿色；b.先在溶液中加入 KSCN 溶液，不变色，再加入氯水，溶液变红色；c.加入 NaOH 溶液反应先生成白色沉淀，迅速变成灰绿色沉淀，最后变成红褐色沉淀。2 2、钠盐：、钠盐：NaNa2 2COCO3 3与与 NaHCONaHCO3 3的性质比较的性质比较俗称水溶性比较溶液酸碱性与酸反应剧烈程度Na2CO3纯碱、苏打Na2CO3 NaHCO3碱性较慢（二步反应）Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2CO32

11、+2H+=CO2+H2O加热不分解Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3不反应（不能发生离子交换）Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3+2NaOHCa2+CO32=CaCO3有 CaCO3沉淀洗涤剂，玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业NaHCO3小苏打碱性较快（一步反应）NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2HCO3+H+=H2O+CO2加热分解2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2不反应NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2OHCO3+OH=H2O+CO32也能反应生成 CaCO3沉淀不反应发酵粉、灭火剂、治疗胃酸过多（有胃溃疡时不能用）与酸反应热稳定性与 CO2反应与

12、 NaOH 溶液反应与 Ca(OH)2溶液反应与 CaCl2溶液反应用途相互转化Na2CO3NaHCO3四、焰色反应四、焰色反应1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。2、操作步骤：铂丝（或铁丝）用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样（单质、化合物、气、液、固均可）在火焰上灼烧，观察颜色。3、重要元素的焰色：钠元素黄色、钾元素紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰）焰色反应属物理变化。与元素存在状态（单质、化合物）、物质的聚集状态（气、液、固）等无关，只有少数金属元素有焰色反应。第三节第三节用途广泛的金属材料用途广泛的金属材料1 1、合金的概念：、合金的概念：由两种或

13、两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。2 2、合金的特性、合金的特性：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。合金的硬度一般比它的各成分金属的大合金的熔点一般比它的各成分金属的低第四章第四章非金属及其化合物非金属及其化合物一、硅及其化合物一、硅及其化合物SiSi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。硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第A 族，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 1、单质硅（、单质硅（SiSi）：（1）物理性

14、质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。（2）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。Si2F2SiF4Si4HFSiF42H2Si2NaOHH2ONa2SiO32H2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（3）用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。（4）硅的制备：工业上，用C 在高温下还原 SiO2可制得粗硅。SiO22CSi(粗)2COSi(粗)2Cl2SiCl4SiCl42H2Si(纯)4HCl2 2、二氧化硅（、二氧化硅（SiOSiO2 2）：（1）SiO2的空间结构：立体网状

15、结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。（2）物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。（3）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：SiO22NaOHNa2SiO3H2O（生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放 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：S

16、iO2CaO高温CaSiO3（4）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 3、硅酸（、硅酸（H H2 2SiOSiO3 3）：（1）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。（2）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）Na2SiO32HCl2NaClH2SiO3Na2SiO3CO2H2OH2SiO3Na2CO3（此方程式证明酸性：H2SiO3H2CO3）（3）用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。4

17、 4、硅酸盐、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：Na2SiO3CO2H2ONa2CO3H2SiO3（有白色沉淀生成）传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。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：Na2SiO3Na2OSiO2硅酸钙：Ca

18、SiO3CaOSiO2高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4Al2O32SiO22H2O正长石：KAlSiO3不能写成K2OAl2O33SiO2，应写成 K2OAl2O36SiO2二、氯及其化合物二、氯及其化合物氯原子结构示意图为，氯元素位于元素周期表中第三周期第A 族，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 1、氯气（、氯气（ClCl2 2）：（1）物理性质：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

19、氯为纯净物）（2）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=2NaClCuCl2=CuCl22Fe3Cl2=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？Fe2HClFeCl2H2，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。）与非金属反应Cl2H2=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

20、烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。Cl2与水反应Cl2H2OHClHClO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、H+、OH(极点燃点燃点燃点燃少量，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、FeCl2、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

21、。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。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）。，因此久置氯水(浅黄绿色)会变成稀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、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH 等溶液会变质。Cl2与碱液反应：与 NaOH 反应：Cl22NaOHNaClNaClOH2OCl22OH Cl ClO H2O与 Ca(OH)2溶液反应：2Cl22Ca(OH)2Ca

22、(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)2CO2H2O=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 2NaClOCO2H2O=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Cl2H2OHClHClO漂 白粉 久置空 气会失效（涉 及两个 反应）：Ca(ClO)2CO2H2O CaCO3 2HClO，

23、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 2、ClCl 的检验：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 CO32干扰）再滴加 AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有 Cl存在。三、硫及其化合物三、硫及其化合物1 1、硫元素的存在：、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

24、。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 2、硫单质：、硫单质：物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。化学性质：S+O2=SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色）3 3、二氧化硫（、二氧化硫（SOSO2 2）（1）物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，密度比空气大，易液化。（2）SO2的制备：S+O2=SO2或 Na2SO3H2SO4Na2SO4SO2H2O（3）化学性质：SO2能与水反应 SO2+H2O点燃点燃H2SO3（亚硫酸，中强酸）此反应为可逆反应。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。（关键词：相同条件

25、下）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)2NaOHNa2SO3H2OSO22OH SO32H2OSO2(过量)NaOHNaHSO3SO2OH HSO3b、与 Ca(OH)2溶液反应：SO2(少量)Ca(OH)2CaSO3(白色)H2O2SO2(过量)Ca(OH)2Ca(HSO3)2(可溶)对比 CO2与碱反应：CO2(少量)Ca(OH)2CaCO3(白色)+H2O2CO2(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)

26、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（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 2H2SSO23S2H2O（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

27、SO2的存在。漂白的物质原理加热4 4、硫酸（、硫酸（H H2 2SOSO4 4）（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。不挥发，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NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五种气体。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

28、性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性（6 价硫体现了强氧化性），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=CuSO42H2OSO2（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=CO22H2OSO2（此反应浓硫酸表现出强氧化性）注意：常温下，注意：常温下，FeFe、AlAl 遇浓遇浓 H H2 2SOSO4 4或浓或浓 HNOHNO3 3发生钝化。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

29、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浓硝酸。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浓硝酸。3、硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。SO2漂白某些有色物质与有色物质化合生成不稳定的无色物质能恢复原色（无色物质分解）Cl2使湿润有色物质褪色与水生成 HClO，HClO 具有漂白性，将有色物质氧化成无色物质不能复原SO2的用途：漂白剂、

30、杀菌消毒、生产硫酸等。四、氮及其化合物四、氮及其化合物1 1、氮的氧化物：、氮的氧化物：NONO2 2和和 NONON2O2=2NO，生成的一氧化氮很不稳定：2NOO2=2NO2一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒（与CO 中毒原理相同），不高温或放电溶于水。是空气中的污染物。二氧化氮：红棕色气体（与溴蒸气颜色相同）、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应：3NO2H2O2HNO3NO，此反应中 NO2既是氧化剂又是还原剂。以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。2 2、硝酸（、硝酸（HNOHNO3 3）：（1）硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性

31、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%（2）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)22NO22H2O3Cu8HNO3(稀)3Cu(NO3)22NO4H2O反应还原剂与氧化剂物质的量之比为12；反应还原剂与氧化剂物质的量之比为32。常温下，Fe、

32、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：Fe6HNO3(浓)Fe(NO3)33NO23H2O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、Fe2、SO32、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。）3 3、氨气（、氨气（NHNH3 3）（1）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

33、发出氨气。（2）氨气的化学性质：a.溶于水溶液呈弱碱性：NH3H2ONH3H2ONH4OH生成的一水合氨 NH3H2O 是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：NH3H2O质是 NH3，而不是 NH3H2O。NH3H2O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NH

34、3、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：NH3HClNH4ClNH3HNO3NH4NO3 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。（3 3）氨气的实验室制法）氨气的实验室制法：（课本 P88 图 433）1）原理：铵盐与碱共热产生氨气2）装置特点：固固气体，与制 O2相同。3）收集：向下排

35、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 CaCl28NH3。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。（4）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。4 4、铵盐、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：NH4ClNH3HClNH4HCO3NH3H2OCO2(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：2NH4ClCa(OH)22NH3CaCl22H2O(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。