人教版高一化学必修一知识点介绍.pdf

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1、必修必修 1 1第一章第一章从实验学化学从实验学化学第一节第一节化学实验基本方法化学实验基本方法一、熟悉化学实验基本操作一、熟悉化学实验基本操作二、混合物的分离和提纯：二、混合物的分离和提纯：1、分离的方法：过滤:蒸发：蒸馏；分液；萃取2、粗盐的提纯：三、离子的检验：三、离子的检验：第二节第二节化学计量在实验中的应用化学计量在实验中的应用五个新的化学符号五个新的化学符号:概念、符号物质的量:n定义衡量一定数目粒注 意 事 项摩尔(mol）是物质的量的单位，只能用来衡量子集体的物理量微观粒子：原子、分子、离子、原子团、电子、质子、中子等.用物质的量表示微粒时，要指明粒子的种类。阿伏加德罗常数：1

2、mol 任何物质NA摩尔质量：M所含粒子数。单位物质的量物NA有单位：mol1或/mol，读作每摩尔，NA6.021023mol1。一种物质的摩尔质量以 g/mol 为单位时，在数质所具有的质量值上与其相对原子或相对分子质量相等.一种物质的摩尔质量不随其物质的量变化而变气体摩尔体积：Vm单位物质的量气影响气体摩尔体积因素有温度和压强。体所具有的体积在标准状况下(0，101KPa）1mol 任何气体所占体积约为 22.4L 即在标准状况下，Vm22。4L/mol物质的量浓度：C单位体积溶液所含某溶质B物质的量。公式中的 V 必须是溶液的体积；将 1L 水溶解溶质或者气体，溶液体积肯定不是1L。某

3、溶质的物质的量浓度不随所取溶液体积多少而变3 3、各个量之间的关系：、各个量之间的关系：14 4、一定物质的量浓度溶液的配制、一定物质的量浓度溶液的配制例如：配制 400mL0。1molL 的 Na2CO3溶液：（1）计算：需无水 Na2CO35。3 g。（2）称量：用托盘天平称量无水Na2CO35.3 g。（3）溶解：所需仪器烧杯、玻璃棒。（4）转移:将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL 容量瓶中。(5）定容：当往容量瓶加蒸馏水时，距刻度线12cm 处停止，为避免加水的体积过多改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。第二章第二章化学物质及其变化化学物质及

4、其变化第一节第一节 物质的分类物质的分类1 1、掌握两种常见的分类方法：、掌握两种常见的分类方法：交叉分类法和树状分类法。2 2、分散系及其分类：、分散系及其分类：当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。分散系分散粒子直径外观溶液1nm胶体1100nm浊液100nm不均一,不透明,不稳定400mL 的溶液应用 500mL 容量瓶。均一，透明，稳定均一,透明，介稳体系能否透过滤纸能否透过半透膜实例能能食盐水能不能Fe（OH）3胶体不能不能泥浆水3 3、胶体、胶体:常见胶体：Fe（OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。第

5、二节第二节离子反应离子反应一、电解质和非电解质一、电解质和非电解质电解质:在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物化合物。1、化合物非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物化合物。（如：酒精乙醇、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。）2、电离方程式：要注意配平配平，原子个数原子个数守恒，电荷数电荷数守恒。如:Al2（SO4）32Al33SO42二、离子反应二、离子反应:1、离子反应发生的条件：生成沉淀、生成气体、水。2、离子方程式的书写：(写、拆、删、查）23 3、离子方程式正误判断、离子方程式正误判断4 4、离子共存问题、离子共存问题第三节第三节氧化还原反应氧化还原反应1

6、、氧化还原反应的本质：有电子转移（包括电子的得失或偏移）.2、氧化还原反应的特征:有元素化合价升降.3、氧化还原反应相关概念:化合价升高失电子被氧化氧化剂还原剂还原产物氧化产物化合价降低得电子被还原第三章第三章 金属及其化合物金属及其化合物一、钠及其化合物一、钠及其化合物（一（一)钠钠 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。）钠在空气中的变化过程：NaNa2ONaOH

7、Na2CO310H2O（结晶)Na2CO3（风化），最终得到是一种白色粉末。钠与 H2O 反应2Na2H2O2NaOHH2离子方程式：2Na 2H2O2Na 2OH 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.(二二)氧化钠和过氧化钠氧化钠和过氧化钠1、Na2ONa2O+H2O=2NaOH，白色固体，是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性：Na2O+CO2=Na2CO3，Na2O+2HCl=2NaCl+H2O。3另外：加热时，2Na2O+O2=2Na2O22、Na2O2：淡黄色固体是复杂氧化物，易与水和二氧化碳反应。2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2;2Na2O2+2C

8、O2=2Na2CO3+O2(作供氧剂）。因此 Na2O2常做生氧剂，同时,Na2O2还具有强氧化性，有漂白作用。如实验：Na2O2和水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后又褪色。（三）钠盐（三）钠盐:Na:Na2 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）碱性较快(一步反应)NaHCO3+HCl=NaCl+Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2与酸反应CO32+2H+=CO2+H2ONaHCO3小苏打H2O+CO2HCO3+H+=H2O+CO2加热分解热稳

9、定性加热不分解2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2与 CO2反应Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3不反应NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O与 NaOH 溶液反应不反应（不能发生离子交换）HCO3+OH=H2O+CO32Ca(OH）2+Na2CO3=CaCO3+2NaOH也能反应生成 CaCO3与 Ca（OH）2溶液反应与 CaCl2、溶液反应Ca2+CO32=CaCO3有 CaCO3沉淀洗涤剂，玻璃、肥皂、造纸、纺织等用途工业疡时不能用）疗胃酸过多(有胃溃沉淀不反应发酵粉、灭火剂、治4Na2CO3溶液能吸收 CO2转化为 NaHCO3相互转化Na2CO3+H2O+C

10、O2=2 NaHCO3NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O（四）氢氧化钠（四）氢氧化钠 NaOHNaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。二、铝及其化合物二、铝及其化合物（一）铝的性质（一）铝的性质1、物理性质：银白色金属，质较软，但比镁要硬，熔点比镁高。有良好的导电、导热性和延展性.2、化学性质：铝是较活泼的金属。通常与氧气易反应，生成致密的氧化物起保护作用。4Al+3O2=2Al2O3。同时也容易与 Cl2、S 等非金属单质反应。与酸反应:强氧化性酸,如浓硫酸和浓硝酸在常温下，使铝发生钝化现象；加热时，能反应，但无氢气放出;非强氧化性酸反应时放出氢气.(2

11、Al6H 2Al33H2）与强碱溶液反应：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2（2Al2OH 2H2O2AlO23H2）与某些盐溶液反应：如能置换出CuSO4、AgNO3等溶液中的金属。铝热反应:2Al+Fe2O3铝热反应焊接钢轨。（二）氧化铝（二）氧化铝(Al(Al2 2O O3 3）两性氧化物：两性氧化物：既能与强酸反应又能与强碱反应生成盐和水的氧化物.Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O,Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O.（三（三)氢氧化铝氢氧化铝(Al(OH)(Al(OH)3 3）白色难溶于水的胶状沉淀，是两性氢氧化物.加热易分解。两性氢氧化物两性

12、氢氧化物：既能与强酸又能与强碱反应生成盐和水的氢氧化物。Al（OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O,Al（OH）3+NaOH=NaAlO2+2H2O2Al(OH）3Al2O3+3 H2O高温Al2O3+2Fe。Al 和 Fe2O3的混合物叫做铝热剂。利用铝三角：AlO25-AlAl2O3Al(OH)3Al3+三、铁及其化合物三、铁及其化合物(一一)铁铁 FeFe1、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:与非金属单质反应：3Fe2O2点燃Fe3O4

13、（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）2Fe+3Cl2点燃2FeCl3,Fe+SFeS.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）；Fe+2 FeCl3=3FeCl2 与水蒸气反应:3Fe+4H2O（g)（二（二)铁的氢氧化物铁的氢氧化物主要性Fe（OH）2白色难溶于水的沉淀，不稳定，易被氧化成氢氧化铁,颜色变化为:白色灰绿色红褐色.Fe（OH)3红褐色难溶于水的沉淀，受热易分解。2Fe（OH)3高温Fe3O4+4H2Fe2O3+3H2O,

14、反应式:4Fe（OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3。能溶于强酸溶液，生成相应的盐.质Fe（OH)22H Fe22H2O(三）三）FeFe2+2+、FeFe3+3+的检验的检验离Fe2+子滴加 KSCN 溶液，无明显变化，再加氯水，常溶液变血红色;见直接观察溶液是浅绿色；方滴加氢氧化钠溶液，出现沉淀的颜色变化法是：白色灰绿色红褐色。Fe(OH）33H 2Fe33H2OFe3+直接观察溶液是黄色;滴加氢氧化钠溶液，出现红褐色沉淀；滴加 KSCN 溶液，有血红色溶液出现.6（四（四)铁三角铁三角u u2 2活活、+C C泼泼O OH H+金金、属属C C、FeFeH HC CH Hl l2

15、2、2 2S SO OB Br r2 2H H4 4(浓浓、活活2 2、)H HN NO O泼泼 C CO O金金、3 3属属C C、S S、I I2 2、2 2C CFeFe2+2+O O2 2、ClCl2 2、HNOHNO3 3、H H2 2SOSO4 4(浓浓)、（其它如：（其它如：BrBr2 2、H H2 2O O2 2、MnOMnO4 4-）FeFe、CuCu、H H2 2S S、S S2-2-、I I-、FeFe3+3+(五）铁的冶炼五）铁的冶炼原料：铁矿石（提供铁元素）、焦炭（提供热量和还原剂）、空气（提供氧气)、石灰石（除去铁矿石中的二氧化硅杂质）。设备：高炉。主要反应：C+O

16、2点燃CO2，C+CO2高温2CO(这两个反应是制造还原剂并提供热量），高温3CO+Fe2O3高温2Fe 3CO2，CaCO3高温CaO+CO2,CaO+SiO2CaSiO3.(六）焰色反应六）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 2、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。（七（七)合金合金1、概念:由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质.2、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

17、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。71 1、单质硅（、单质硅（SiSi）：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。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SiO2Si

18、2Cl2高温SiCl4 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。SiO22CSi（粗）2COSi(粗）2Cl2SiCl4SiCl42H2Si(纯)4HCl2 2、二氧化硅（、二氧化硅（SiOSiO2 2)：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：SiO22NaOHNa2SiO3H2O(生成的硅酸钠具有粘性，所以不能

19、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：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 3、硅酸（、硅酸（H H2 2SiOSiO3 3）：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Na2SiO32HCl2NaClH2

20、SiO3 Na2SiO3CO2H2OH2SiO3Na2CO3(此方程式证明酸性:H2SiO3H2CO3）4 4、硅酸盐、硅酸盐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。信息材料光导纤维：它的主要成分是SiO2，是目前应用最广的信息材料，二、氯及其化合物二、氯及其化合物（一）氯气（一）氯气 ClCl2 21 1、氯气（、氯气（ClCl2 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。8（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，

21、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）Cl2与水反应Cl2H2OHClHClO离子方程式：Cl2H2OH Cl HClO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，HCl

22、O 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。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）。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（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。2

23、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。3 3、氯气的制法、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。反应式：2NaCl+2H2O通电点燃点燃点燃点燃，因此久置氯水(浅黄绿色)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、KMnO4、KClO3等。反应式：MnO2+4HCl(浓）9MnCl2+Cl2+2H2O2KMnO4+1

24、6HCl（浓）2KCl+2MnCl2+10Cl2+8H2OKClO3+6HCl（浓）=KCl+3Cl2+3H2O三、硫及其化合物三、硫及其化合物(一一)硫硫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。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：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

25、粉对某些疾病有防治作用。化学性质：可燃性：S+O2=SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色)与氢气反应：H2+S点燃H2S；与金属反应：2Na+S=Na2S,Fe+SFeS，2Cu+SCu2S；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)（二（二)二氧化硫（二氧化硫（SOSO2 2）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=SO2或 Na2SO3H2SO4Na2SO4SO2H2O 化学性质:SO2能与水反应 SO2+H2O化

26、），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)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）103SO2+2H2O。点燃H2SO3（亚硫酸是二元弱酸，不稳定,易分解，易被氧对比 CO2与碱反应：CO2(少量）Ca(OH）2CaCO3（白色)+H2O2CO

27、2(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（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

28、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 SO2的存在。漂白的物质原理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加热能恢复原色（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、杀菌消毒、生产硫酸等.4 4、SOSO2 2的危害：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

29、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。5 5、酸雨的防治、酸雨的防治: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。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。11（三）硫酸（三）硫酸（H H2 2SOSO4 4）1 1、浓硫酸的物理性质：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

30、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 2、浓硫酸三大性质：、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（

31、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,Fe,Fe、AlAl 遇浓遇浓 H H2 2SOSO4 4或浓或浓 HNOHNO3 3发生钝化发生钝化.3 3、H H2 2SOSO4 4的工业制法（接触法）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。主要反应式:S+O2催化剂加热SO2或 4FeS2+11O2高温2Fe2

32、O3+8SO2；2SO2+O22SO3,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 4、硫酸的用途：、硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。四、氮及其化合物四、氮及其化合物1 1、氮气、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。12放电条件下与氧气反应：

33、N2+O2通电2NO，2NH3(工业合成氨的主要反在一定条件下,与 H2反应:N2+3H2催化剂高温高压应，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+N2Mg3N2,2 2、氮的氧化物：、氮的氧化物：NONO2 2和和 NONO2 2氮的氧化物氮的氧化物 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+

34、2H2O=4HNO3.另外，NO 和 NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O。3 3、硝酸（、硝酸（HNOHNO3 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:C

35、u4HNO3（浓）Cu（NO3)22NO22H2O3Cu8HNO3(稀）3Cu(NO3）22NO4H2O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：Fe6HNO3（浓）Fe（NO3)33NO23H2O 硝酸工业制法：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 4、氨气（、氨气（NHNH3 3）氨

36、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）。浓氨水易挥发出氨气。13 氨气的化学性质：a.溶于水溶液呈弱碱性：NH3H2ONH3H2ONH4OH 生成NH3H2O的一水合氨 NH3H2O 是一种弱碱，很不稳定,受热会分解：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，溶质是 NH3，而不是 NH3H2O。氨水中的微粒:H2O、NH3、NH3H2O、NH4、OH、H(极少量,水微弱电离出来).b.氨气可以与酸反应生成盐：NH3HClNH4ClNH3HNO3NH4N

37、O3 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

38、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。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 5、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。14