2022年化学必修一第四单元非金属及其化合物知识点总结.docx

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1、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其次,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；Si 2F2SiF 4Si 4HF SiF 4 2H 2Si 2NaOH H2O Na2SiO 3 2H 2在高温条件下,单质硅能与O2 和 Cl 2 等非金属单质反应；高温高温Si O2SiO 2Si 2Cl 2SiCl

2、4 用途：太阳能电池、运算机芯片以及半导体材料等； 硅的制备：工业上,用C 在高温下仍原 SiO2 可制得粗硅；SiO 2 2C Si粗 2COSi粗2Cl 2 SiCl 4SiCl 4 2H2 Si纯 4HCl2、二氧化硅（ SiO 2）： SiO 2 的空间结构：立体网状结构,SiO 2 直接由原子构成,不存在单个SiO 2 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： SiO 2 2NaOH Na2SiO3 H2O（生成的硅酸钠具有粘性,所

3、以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放 NaOH 溶液和 Na2 SiO3 溶液,防止 Na2SiO3 将瓶塞和试剂瓶粘住, 打不开, 应用橡皮塞） ；与氢氟酸反应 SiO 2 的特性 ： SiO 2 4HF SiF4 +2H 2O（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）；高温高温下与碱性氧化物反应：SiO2CaOCaSiO3 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（ H2SiO 3）： 物理性质：不溶于水的白色胶状物,能形成硅胶,吸附水分才能强； 化学性质： H2SiO3 是一种弱酸,酸性比碳酸仍要弱,其酸酐为SiO

4、2 ,但 SiO2 不溶于水,故不能直接由SiO 2 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）Na2SiO 3 2HCl 2NaCl H 2SiO 3 Na 2SiO 3 CO 2H 2O H2SiO 3 Na2CO 3（此方程式证明酸性： H2SiO 3 H2CO3） 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, Na2SiO 3 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简单变质：N

5、a 2SiO 3 CO2H2O Na2CO3 H2SiO 3（有白色沉淀生成）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就：除氧元素外其他元素按配置前后原子个数守恒原就配置系数；硅酸钠： Na 2SiO3Na 2O SiO 2硅酸钙： CaSiO3CaO SiO 2高岭石： Al 2Si2 O5OH 4Al 2O3 2SiO 2 2H2O正长石： KAlSiO 3 不能写成K 2OAl 2O3 3SiO 2,应写成 K 2O Al 2 O3 6SiO 2 传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥；一般玻璃 ：原料：碳酸钠、石灰石

6、和石英；高温主要反应： SiO2 + Na 2CO 3Na2SiO 3 + CO 2 ,高温SiO 2 + CaCO3CaSiO3 + CO 2（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）；主要成分： Na2OCaOSiO 2 ；工业生产中依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；一般硅酸盐水泥的主要成分：2CaO SiO 2,3CaO SiO2 ,3CaO Al 2O3；二、氯及其化合物（一）氯气 Cl 2依据氯原子结构示意图,氯原子最外电子层上有7 个电子,在化学反应中很简单得到1 个电子形成Cl ,化学性质活泼,在自然界中没游离态的氯,

7、氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐）；1、氯气（ Cl 2）： 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；液氯为纯洁物） 化学性质：氯气化学性质特别活泼,很简单得到电子,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）点燃点燃点燃Na Cl 2= 2NaClCu Cl 2= CuCl 22Fe 3Cl 2= 2FeCl 3（氯气与金属铁反应只生成FeCl3,而不生成 FeCl2；）（摸索：怎样制备 FeCl2？ Fe 2HCl FeCl2 H2,铁跟盐酸反应生成 FeCl2,而铁跟

8、氯气反应生成FeCl3,这说明 Cl 2 的氧化性强于盐酸,是强氧化剂；）与非金属反应点燃Cl 2 H2 =2HCl （氢气在氯气中燃烧现象：寂静地燃烧,发出惨白色火焰）将 H2 和 Cl 2 混合后在点燃或光照条件下发生爆炸；燃烧定义：全部发光发热的猛烈化学反应都叫做燃烧,不肯定要有氧气参与； Cl 2 与水反应Cl 2 H2 O HCl HClO离子方程式： Cl 2 H 2O H Cl HClO22将氯气溶于水得到氯水 （浅黄绿色） ,氯水含多种微粒, 其中有 H O、Cl 、HClO 、Cl 、ClO , H +、OH 极少量, 水柔弱电离出来的 ；氯水的性质取决于其组成的微粒：1）

9、强氧化性： Cl2 是新制氯水的主要成分,试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Cl 2 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,不行逆；3） 酸性：氯水中含有HCl 和 HClO ,故可被 NaOH 中和,盐酸仍可与NaHCO 3, CaCO3 等反应；4） 不稳固性： HClO 不稳固光照易分解；,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AgNO 3 溶液有白色沉淀生成（氯水中有C

10、l）；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 、Na 2SO3、Na2CO 3、NaHCO 3、AgNO 3、NaOH 等溶液会变质； Cl 2 与碱液反应：与 NaOH 反应： Cl 22NaOH NaCl NaClO H2OCl 2 2OH Cl ClO H 2O与 CaOH 2 溶液反应： 2Cl2 2CaOH 2 CaClO 2CaCl 2 2H 2O此反应用来制漂白粉,漂白粉的主要成分为CaClO 2 和 CaCl 2,有效成分为 CaClO 2；漂白粉之所以具有漂白性,缘由是：CaClO 2CO 2 H2O=CaCO 3 +2HClO生成

11、的 HClO 具有漂白性；同样, 氯水也具有漂白性, 由于氯水含 HClO ；NaClO 同样具有漂白性, 发生反应 2NaClO CO 2 H2 O=Na 2CO 3+2HClO ； 干燥的氯气不能使红纸褪色,由于不能生成 HClO ,湿的氯气能使红纸褪色, 由于氯气发生以下反应Cl 2 H2O HCl HClO漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应） ： CaClO 2 CO2 H2O CaCO3 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 CO 2 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

12、有机物的原料等；2、Cl的检验：原理：依据 Cl与 Ag反应生成不溶于酸的AgCl 沉淀来检验 Cl存在；3方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO2 干扰）再滴加AgNO3 溶液,如有白色沉淀生成,就说明有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；通电装置：阳离子隔膜电解槽；反应式：2NaCl + 2H 2O2NaOH + H 2 + Cl 22 氯气的试验室制法原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl -；常用的氧化剂有： MnO 2、KMnO 4、KClO 3 等；反应式： MnO 2 + 4HCl 浓MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2O2KMnO

13、 4 + 16HCl 浓 2KCl + 2MnCl 2 + 10Cl 2 + 8H 2 O KClO 3 + 6HCl （浓）= KCl + 3Cl 2 + 3H 2O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：用潮湿的淀粉碘化钾试纸；尾气吸取：用氢氧化钠溶液吸取；除杂：用饱和食盐水除去HCl杂质；干燥：用浓 H 2SO4 ；（ 3）中学试验室制 H 2、O2、Cl 2 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、CO 2、

14、SO2 等O2固体或固体混合物加热大试管、铁架台、导管等NH 3、CH 4 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、铁架台、石棉网、酒精灯HCl 、HBr 、HI 等二 氯、溴、碘1. Cl 2、Br 2、 I 2 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；Br 2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；I 2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；2. Cl 2、Br 2、 I 2 在不同溶剂

15、中的颜色比较Cl2水黄绿色（新制）酒精黄绿色苯黄绿色汽油黄绿色四氯化碳黄绿色Br2黄橙橙橙红橙橙红橙橙红橙橙红I2深黄褐色棕深棕浅紫紫紫深紫浅紫红紫红3. Cl 2、Br 2、 I 2 的化学性质的比较与金属反应点燃点燃点燃2Na + Cl 22NaCl,Cu + Cl 2CuCl 2,2Fe + 3Cl 22FeCl3,2Fe + 3Br 22FeBr 3,Fe + I 2FeI2；与氢气反应反应物反应方程式反应条件反应现象H 2 与 F2H2 + F2 = 2HF冷、暗爆炸H 2 与 Cl 2H2 + Cl 2 2HCl光照爆炸H2 与 Br 2H2 + Br 2 2 HBr加热反应H2

16、与 I 2H2 + I 2 .2HI连续加热可逆反应与水的反应：2F2 + 2H 2O = 4HF + O 2X 2 + H 2OHX + HXO X:Cl、Br 、I Cl 2、Br 2、I 2 相互置换：氧化性Cl2Br 2I 2,所以 Cl 2 可以将 Br 2、I 2 置换出, Br2 可以将 I 2 置换出；如 :Cl 2 +2NaBr= 2NaCl + Br 2.4. Cl -、 Br -、I -的检验 AgNO 3 HNO 3 法离子选用试剂试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+ +

17、 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CCl 4 萃取的方法；5. AgBr 、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,简单得到 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

18、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；自然界中也存在很多化合态的硫；硫粉对某些疾病有防治作用； 化学性质：点燃可燃性： S+O 2=SO2（空气中点燃淡蓝色火焰,纯氧中蓝紫色）与氢气反应： H2 + SH2S ；与金属反应： 2Na + S = Na 2S,Fe + SFeS,2Cu + SCu 2S；与碱溶液反应： 3S + 6NaOH （热） = 2Na 2 S + Na2SO3 + 3H 2O（用于试验室中清洗有S 残留的仪器） ;与浓硫酸反应： S + 2H 2SO4浓3SO2 + 2H 2O；（二）二氧化硫（ SO2） 物理性质

19、：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；点燃 SO2 的制备： S+O2=SO2 或 Na 2SO3 H 2SO4 Na2SO4 SO2 H2O 化学性质： SO2 能与水反应 SO2+H 2OH2SO3（亚硫酸是二元弱酸,不稳固,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（H2 SO3）的酸酐,可与碱反应生成盐和水；2232a、与 NaOH 溶液反应： SO 少量 2NaOH Na SO HOSO 2OH SO2 H O232SO2过量 NaOH NaHSO3SO2 OH HSO

20、 3b、与 CaOH 2 溶液反应： SO2少量 CaOH 2 CaSO3白色 H2O2SO2过量 CaOH 2 CaHSO 3 2 可溶 对比 CO2 与碱反应： CO2少量 CaOH 2 CaCO3白色 +H 2O2CO 2过量 CaOH 2 CaHCO 3 2 可溶 SO2 是有刺激性气味的气体； SO2 具有强仍原性,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 KMnO 4 溶液、新制氯水褪色,显示了SO2 的强仍原性（不是SO2 的漂白性）；（催化剂：粉尘、五氧化二钒）SO2 Cl 2 2H 2O H2SO4 2HCl （将 SO2 气体和 Cl 2 气体

21、混合后作用于有色溶液,漂白成效将大大减弱；） SO2 的弱氧化性：如2H 2S SO2 3S 2H 2O（有黄色沉淀生成） SO2 的漂白性： SO2 能使品红溶液褪色,加热会复原原先的颜色；用此可以检验SO2 的存在；将 SO2 逐步通入 CaOH 2 溶液中先有白色沉淀生成, 后沉淀消逝, 与 CO 2 逐步通入 CaOH 2 溶液试验现象相同, 所以不能用石灰水来鉴别SO2 和 CO 2；能使石灰水变浑浊的无色无味的气体肯定是二氧化碳,这说法是对的,由于SO2Cl 2漂白的物质漂白某些有色物质使潮湿有色物质褪色原理与有色物质化合生成不稳固的无色物质与水生成 HClO ,HClO 具有漂白

22、性,将有色物质氧化成无色物质加热能复原原色（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、SO2 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 H 2SO4,同时, SO2 溶于水形成H2SO3,也易被氧化为 H 2SO4,当大气中的这些酸达到肯定值时,下降的雨水的pH 就会小于 5.6,即形成了酸雨；酸雨的危害特别严峻；如：直接危害的第一是植物,植物对酸雨反应最敏锐的器官是叶片,叶片受损耗后

23、光合作用降低,抗病虫害才能减弱,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,危及生态平稳；酸雨被冠之“空中杀手”、“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扎心；酸雨仍危及人体的健康；5、酸雨的防治： 最主要是掌握污染源；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 + SO 2= CaSO 3,CaO + H 2O = CaOH 2,SO2 + CaOH 2 =CaSO 3

24、 +H2 O,2CaSO3 + O2 =2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而削减排放； 加强技术讨论, 提高对燃煤、 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 + 2NH 3 + H 2O = NH 42SO3, SO2 + NH 3 + H 2O= NH 4HSO 3, 2NH 42 SO3 + O2 = 2NH 42SO4, 2NH 4HSO 3 + O2 = 2NH 4HSO 4.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,削减SO2 的排放； 运用化学方

25、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,共同努力削减硫酸型酸雨的产生；（三）硫酸（ H 2SO4）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： 浓硫酸可吸取结晶水、 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, 但不行以用来干燥NH 3、H2S、HBr 、HI 气体； 脱水性：能

26、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 价硫表达了强氧化性） ,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）：2H 2SO4 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）： 2H 2SO4浓 C= CO2 2H 2O SO2 （此反应浓硫酸表现出强氧化性） 留意：常温下, Fe、Al 遇浓 H 2SO4 或浓 HNO 3 发生钝化；浓硫酸的强氧化性使很多金属能与它反应,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

27、化膜, 这层氧化膜阻挡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；3、H 2SO4 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 进入吸取塔吸取生成 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；吸取塔： 由于三氧化硫与水的反应放热大,形成酸雾,会降低吸取效率,因此改用9

28、8.3的浓硫酸来吸取高温催化剂 主要反应式： S + O2SO2 或 4FeS2 + 11O 22Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O 2加热2SO3,SO3 + H 2O = H 2SO4. 尾气处理：尽管生产中实行了很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,因此尾气中仍旧含有 SO2 气体,生产中常采纳氨水吸取； SO2 + 2NH 3H2O = NH 42SO3 + H 2O,NH 42SO3 + SO2 + H 2O = 2 NH 4HSO 3.4 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；（

29、四）几种常见的硫酸盐 CaSO4：自然界中是石膏 CaSO42H 2O 的形式存在, 加热到 150 时会失去部分结晶水, 生成熟石膏 2CaSO4H2O.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,不简单被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：通常情形氮气的性质比较稳固,常用作爱护气；但在肯定条件下可发生反应；通电放电条件下与氧气反应：N2 + O22NO,在肯定条件下 ,与 H2 反应 :N 2 + 3H 2

30、催化剂高温高压2NH 3 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和豆科植物的根瘤菌的固氮；与金属反应： 3Mg + N 2Mg 3N2,1、氮的氧化物： NO 2 和 NO2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NO 2； 2NO + O 2 = 2NO 2.在有氧气的条件下,NO 和O2 混合气被水吸取： 4NO + 3O 2 + 2H 2O = 4HNO 3. NO 2：红棕色有刺激性味有毒气体,溶于水,并与水反应：3NO 2 + 2H 2O = 2HNO 3 + NO .在有氧气的条件下： 4NO 2 + O2 + 2H 2 O

31、= 4HNO 3.另外, NO 和 NO 2 的混和气体也可以被碱液吸取：NO + NO 2 + 2NaOH = 2NaNO 2 + H 2O. NO 、NO 2 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 、NO 2不仅可以形成酸雨,也能形成光化学烟雾,仍能破坏臭氧层；因此要严格掌握氮的氧化物的排放；3、硝酸（ HNO 3）： 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

32、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） ；用此试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NO 2,稀硝酸产生 NO , 如： Cu 4HNO 3浓 CuNO 32 2NO 22H 2O3Cu 8HNO 3稀 3CuNO 3 2 2NO 4H 2O反应仍原剂与氧化剂物质的量之比为1 2；反应仍原剂与氧化剂物质的量之比为32；常温下, Fe、Al 遇浓 H 2SO4 或浓 HNO 3 发生钝化,（说成不反应是不妥的） ,加热时能发生反应：Fe 6HNO 3浓FeNO 33 3NO 2 3

33、H 2O当溶液中有 H和 NO 3时,相当于溶液中含HNO 3,此时,由于硝酸具有强氧化性,使得在酸性条件下NO3 与3具有强仍原性的离子如S2 、Fe2 、SO 2 、I 、Br（通常是这几种） 因发生氧化仍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；） 硝酸的工业制法：流程：氨气的催化氧化NO 进一步氧化生成NO 2用水吸取生成硝酸；设备：氧化炉： 4NH 3 + 5O 2催化剂4NO + 6H 2O,进一步氧化： 2NO + O 2 = 2NO 2.吸取塔：用水吸取：4NO 2 + O 2 + 2H 2O = 4HNO 3.尾气处理：在工业生产中,

34、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（ NH 3） 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（可做红色喷泉试验） ；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：NH 3 H2ONH 3H 2ONH 4 OH生成的 NH 3 H2O 是一种弱碱,很不稳固,受热会分解：NH 3 H 2ONH 3 H 2O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,运算氨水浓度时,溶质是NH 3, 而不是 NH 3 H2O；氨水中的微粒： H 2O、NH 3、NH 3 H2O、NH

35、4、OH、 H 极少量,水柔弱电离出来；喷泉试验的原理：是利用气体极易被一种液体吸取而形成压强差,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漂亮的“喷泉”；喷泉试验胜利的关键： （ 1）气体在吸取液中被吸取得既快又多,如 NH 3、HCl 、HBr 、HI 、NO 2 用水吸取, CO 2、SO2 ,Cl 2、H 2S 等用 NaOH 溶液吸取等； （ 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： NH 3 HCl NH 4Cl NH 3 HNO 3 NH 4NO 3 2NH 3 H2SO4 NH 42SO4因 NH 3 溶

36、于水呈碱性, 所以可以用潮湿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,假如有大量白烟生成,可以证明有NH 3 存在； 氨气的试验室制法：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：向下排空气法；4） 验满： a.潮湿的红色石蕊试纸（ NH 3 是唯独能使潮湿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,由于NH 3 能与 CaCl 2 反应生成 CaC

37、l28NH 3；P2O5、浓硫酸均能与 NH 3 反应,生成相应的盐；所以NH 3 通常用碱石灰干燥；6) 吸取： 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,便利收集氨气二是吸取余外的氨气,防止污染空气； 氨气的用途：液氨易挥发,汽化过程中会吸取热量,使得四周环境温度降低,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：NH 4ClNH 3 HCl NH 4 HCO 3NH 3 H2O CO 2(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：2NH 4Cl CaOH 22NH 3 CaCl 2 2H 2O(3) NH 4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,就证明该物质会有NH 4 ；