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考点17 卤族元素
一、氯及其化合物
1、氯气的化学性质
(1)氯气与金属的反应
Cl2 +2Na＝2NaCl（剧烈燃烧，产生白烟）
3Cl2 +2Fe＝FeCl3（剧烈燃烧，产生棕色烟，溶于水得黄色的氯化铁溶液）
Cl2+Cu＝CuCl2（剧烈燃烧，产生棕黄色烟，溶于水形成绿→蓝色的氯化铜溶液）
(2)氯气与非金属的反应
Cl2 +H2＝2HCl（氢气在氯气中燃烧，产生苍白色火焰，生成白雾；用强光照射氢气、氯气混合气体，发生爆炸，并产生大量白雾，生成物是氯化氢。得出广义燃烧的概念）
磷在氯气中也能燃烧，产生白色烟雾：3Cl2 +2P＝2PCl3 Cl2 +PCl3 ＝PCl5
(3)氯气和水的反应
常温下，1体积水中能溶解为 2 体积的氯气。 Cl2+H2O HCl+HClO
(4)氯气和碱溶液的反应
Cl2 + 2NaOH＝NaClO + NaCl + H2O Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO—+H2O
2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O（工业上用此原理制漂白粉）
（5）氯气与有机物的反应
CH4 + Cl2→ 2CH3Cl + HCl （取代反应） CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl-CH2Cl （加成反应）
2、氯气的制法
(1)实验室制法
原理→装置→除杂→干燥→验纯→收集→尾气处理
反应原理：强氧化剂氧化HCl中的Cl—为Cl2：
MnO2+ 4HCl（浓）= MnCl2 +Cl2↑+ 2H2O 2KMnO4＋16HCl浓＝2MnCl2＋2KCl＋5Cl2↑＋H2O
②发生装置：
③洗气：除HCl：通入饱和食盐水，除水蒸汽：通入浓H2SO4或P2O5固体或CaCl2固体。
④检验：①观察法（黄绿色）；②用湿润的淀粉－KI试纸（变蓝）；③湿润的蓝色石蕊试纸（变红）。
⑤收集方法：向上排空气法 排饱和食盐水的方法⑥尾气吸收：用NaOH溶液吸收：
Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O
⑥操作步骤：①检查装置的气密性。②在烧瓶中加入少量的二氧化锰粉末，分液漏斗中加入浓盐酸。③从分液漏斗慢慢向烧瓶中注入浓盐酸，缓缓加热。④当有连续气泡出现时开始收集Cl2。⑤多余的氯气用NaOH溶液吸收。
(2)氯气的工业制法：①2NaCl + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑+ Cl2 ↑ ② 2NaCl（熔融）＝ 2Na＋Cl2↑
3、氯水成分的多样性和性质的多重性
氯水中存在三个平衡：Cl2+H2O HCl+HClO； HClO H+＋ClO－； H2OH++ OH－；三种分子：Cl2 、H2O 、HClO；四种离子：H+ 、CI－、ClO－、OH－。其性质有：
不稳定性: 2HClO＝2HCl+O2↑
酸性:HCl+HClO +2NaOH＝NaClO + NaCl + 2H2O
强氧化性HClO＋Cl2: 能将Fe2+、I－、S2－、SO32－分别氧化为Fe3+、I2、S、SO42－。
漂白性HClO、沉淀反应:CI－+Ag+= AgCI↓。
4、次氯酸及其盐
次氯酸具有：①不稳定性
②弱酸性；酸性弱于碳酸： Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HCI
Ca(ClO)2＋2HCl(稀)＝CaCl2＋2HClO
③漂白性：氧化漂白，被漂白的物质不能恢复原色，能漂白酸碱指示剂。
次氯酸盐: ①水解ClO－+H2O HClO + OH－，显碱性。 ②强氧化性。
5、CI－的检验
加入AgNO3和稀硝酸，有不溶于稀硝酸的白色沉淀生成。次氯酸盐和氯酸盐不会生成白色沉淀。
二、卤族元素
1、结构的异同点及递变性
相同点： 元素原子最外层电子数相同，都是七个电子
不同点 核电荷数不同（增多）；电子层数不同（增加）；
递变性： 原子半径不同（增大）;非金属性: F ＞Cl ＞Br ＞I
原子结构特点
⑴最外层都有７个电子； ⑵同周期元素原子半径最小； ⑶易得电子形成阴离子；
⑷阴离子半径>原子半径； ⑸最低价－１价，最高价＋７价，氟无正价。
2．卤素单质的物理性质及递变规律
单 质 F2 Cl2 Br2 I2
颜 色 淡黄绿色 黄绿色 深棕红色 紫黑色
状 态 气体 气体 液体 固体
密 度 逐 渐 增 大
毒 性 剧毒 有毒 有毒 弱毒
熔沸点 依次升高（分子晶体，随M增大分子间作用力增强）
在水中的溶 剧烈 依次减小 ， 反应渐难
解性、颜色 反应 黄绿 橙黄 黄褐
有机溶剂 易溶 橙红 紫红
溶液颜色
物理特性： 液溴Br2易挥发，有毒、强腐蚀性，水封密闭，低温保存。
碘I2易升华（用于分离提纯碘I2）
3.卤素单质（X2）化学性质的相似性（与Cl2相似）及递变规律
⑴与金属反应：2 M ＋ n X2 2MX n ( X ＝ F、Cl、Br、（I2除外） )
2Fe＋3Cl2 ＝2FeCl3 Cu+Cl2 ＝ CuCl2 2Fe+3Br2=2FeBr3　Cu+Br2 = CuBr2
Fe+I2=FeI2 2Cu+ I2=2CuI （ Fe+S＝FeS 2Cu+S＝Cu2S ）
⑵与Ｈ2 反应：Ｈ2+X2=2HX
X2 ＋ H2 2HX （X ＝ F、Cl、Br、I ）反应渐难，生成物稳定性渐弱
F2 冷暗处爆炸；Cl2 光照或加热燃烧或爆炸；Br2 加热；I2 加热，反应可逆。
(3)与水反应：
X2 ＋ H2O HX ＋ HXO （X ＝ Cl、Br、I ）
溶解度渐小，反应渐难
特例： 2F2 ＋ 2H2O 4HF ＋ O2↑ ( 剧烈反应，甚至爆炸 ) (水做还原剂)
(4)与强碱反应：
X2 ＋NaOH NaX ＋NaXO ＋H2O （X ＝ Cl、Br、I ）( F例外 )
（5）X2 与还原性物质的反应 如：
H2S ＋X2 2HX ＋S SO2 ＋2H2O ＋X2 H2SO4＋ 2HX
(6)X2 与有机物的反应 —— 卤代和加成
(7)相互间置换： F2>Cl2>Br2>I2， 卤素单质（X2）活动性的比较 F2 ＞Cl2 ＞Br2 ＞I2 按顺序可发生前换后的置换反应，F2不能从水溶液中置换，其余置换可在水溶液中进行。(卤化氢与活泼卤素间也可置换)
Cl2+2Br－= Br2 + 2Cl－ Cl2+2I－= I2 + 2Cl－ Br2+2I－= I2 + 2Br－ (I2+S2－= S + 2I－)
4.X－（Cl－、Br－、I－）的检验、鉴定
⑴ AgNO3 + HNO3 试剂法： 产生不溶于硝酸的沉淀 AgCl↓(白色) 、 AgBr↓(淡黄色) 、 AgI↓(黄色)
⑵ Cl2（氯气或氯水）置换法 （必要时，加有机溶剂萃取）
考点18 氧族元素
一、氧族元素（O S Se　Te　Po 第ⅥA族）
1．原子结构:
相同点：最外层均为6个电子
不同点：随原子序数递增，电子层数依次增多，原子半径依次增大
2．元素主要性质
相似性：①最高正价为+6（氧除外），负价为-2价； ②均能形成气态氢化物H2R；
③最高价氧化物对应的水化物H2RO4是酸
递变性：①元素的非金属性逐渐减弱； ②形成的气态氢化物H2R的稳定性逐渐减弱；
③最高价氧化物对应的水化物酸性减弱。
3．氧族元素的非金属性比同周期卤素弱
①硫与铁、铜等金属反应时，只能将这些金属氧化成低价态的盐FeS、Cu2S等；而Cl2则将这些金属氧
化成高价态的盐FeCl3、CuCl2等。
②硫必须加热成蒸气才能与氢气化合，而氯气与氢气见光或点燃即可剧烈化合，生成的HCl比H2S稳定。
③Cl2可把氢硫酸中的硫置换出来， Cl2＋H2S＝S↓＋2HCl。
二、臭氧（O3）
臭氧是一种具有特殊气味的淡蓝色气体，密度比氧气大，与氧气互为同素异形体。
臭氧化学性质：
（1）极强的氧化性 O3＋2KI＋H2O=2KOH＋I2＋O2
（2）不稳定性 2O3=3O2(升温，分解速率加快)
（3）漂白和消毒
三、过氧化氢（H2O2）
过氧化氢是一种无色黏稠的液体，它的水溶液俗称双氧水。过氧化氢是含有极性键和非极性键的极性分
子，其结构式为H—O—O—H，电子式为：
3、 过氧化氢的化学性质
（1）H2O2是二元弱酸，具有酸性
（2）不稳定性 常温下缓慢分解：2H2O2==2H2O+O2 加入催化剂加速分解：2H2O2==2H2O+O2
（3）氧化性 H2O2＋SO2＝H2SO4 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝2Fe3＋＋2H2O H2O2＋2KI＋2HCl＝2KCl＋I2＋2H2O
（4）还原性 2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4＝2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O H2O2＋Cl2＝2HCl＋O2
注：H2O2的氧化产物为O2
（5） H2O2的保存方法 实验室里常把H2O2装在棕色瓶内避光放在阴凉处。
（6） H2O2的用途 作消毒、杀菌剂，作漂白剂、脱氯剂，纯H2O2还可作火箭燃料的氧化剂等。
四、硫
1．硫的存在：（1）化合态：①硫化物→硫铁矿（FeS2） 黄铜矿（CuFeS2）　 ②硫酸盐→石膏（2CaSO4·H2O）、芒硝 (Na2SO4·10H2O)、硫酸钡等（2）游离态：天然硫（火山口附近）
2．物理性质：淡黄色晶体，不溶于水，微溶于酒精， 易溶于CS2，很脆。　　
3．化学性质：
（1）与金属反应：2Na＋S ＝Na2S(爆炸)， Fe＋S ＝FeS(红热)， 2Cu＋S ＝Cu2S
（2）与非金属反应：H2＋S ＝H2S，O2＋S ＝SO2
五、二氧化硫的化学性质
1、酸性氧化物
能和碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O
能与水反应生成相应的酸：SO2+H2O===H2SO3 （二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红）
二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。SO2+H2OH2SO3
2. SO2与CO2性质的比较
名称 CO2 SO2
与H2O反应 CO2+H2OH2CO3 SO2+H2OH2SO3
与碱反应 CO2+2NaOH===Na2CO3+H2OCO2+NaOH===NaHCO3CO2+Ca（OH）2===CaCO3↓+H2O SO2+2NaOH===Na2SO3+H2OSO2+NaOH===NaHSO3SO2+Ca（OH）2===CaSO3↓+H2O
与盐反应 CO2+CaCO3+H2O===Ca（HCO3）2 CaSO3+SO2+H2O===Ca（HSO3）2
3、氧化性：
SO2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。SO2＋2H 2S===3S↓＋2H 2O
4、还原性：与氧化剂O2、氯水、NO2、溴水、KMnO4(H+)反应： 　
2SO2 + O2===3SO2 SO2+X2 +2H2O＝2HX +H2SO4（X＝Cl2、Br2、I2）
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O＝2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4（用于吸收SO2）
2Fe3+ + SO2 + 2H2O＝2Fe2+ + SO42 + 4H+
5、漂白性：SO2使品红溶液褪色
SO2能使某些有色物质褪色，是由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。
6.SO2与CO2的相互鉴别
鉴别SO2气体的常用方法是用品红溶液，看能否使其褪色，有时还需再加热看能否再复原。
鉴别CO2气体的常用方法是用澄清石灰水，看能否使其变浑浊，足量时再变澄清。
当混有CO2时，不会影响SO2的鉴别；
当混有SO2时会干扰CO2的鉴别，应先除去SO2后再用澄清石灰水鉴别CO2气体。
除去CO2中的SO2，常用方法是使混合气体先通过足量溴水或酸性KMnO4溶液或饱和NaHCO3溶液(吸收SO2)，再通过品红溶液(检验SO2是否被除尽)。
六、亚硫酸及其盐
①亚硫酸（H2SO3）：酸性、不稳定性、弱氧化性、还原性
②二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐的还原性比较：
还原性按SO2 H2SO3 Na2SO3顺序增强。因为H2SO3、Na2SO3通常就可被O2氧化。因此，保存和使用时要防止被氧化变质。而SO2则需在催化剂、加热条件下才能转化为SO3。
③亚硫酸盐的溶解性：K、Na的盐易溶，其他多数是难溶的。亚硫酸氢盐大多数易溶。如Ca (HSO3)2
七、硫酸
1．物理性质：无色油状液体，密度大，易溶于水（有吸水性），难挥发（沸点高）。
2．化学性质：
　 二元强酸，稀硫酸具有酸的通性（H+），浓硫酸会使蓝色石蕊试纸先变红，后变黑。
浓硫酸的特性：
Ⅰ．强氧化性：①Cu + 2H2SO4(浓)＝CuSO4 + SO2↑+ 2H2O　　②C + 2H2SO4(浓) ＝2SO2↑+ CO2↑+ 2H2O
　　 ③常温下，冷的浓H2SO4对Fe、Al有钝化作用
Ⅱ．吸水性： 常作干燥剂　
Ⅲ．脱水性： 将有机物质中氢氧元素的原子按2：1（物质的量比）结合成水而脱去。如蔗糖被浓H2SO4
炭化，乙醇被浓H2SO4脱水生成乙烯等，都体现了浓H2SO4的脱水性。
Ⅳ.催化作用：在某些有机反应中，浓H2SO4起催化作用，如酯化反应中起催化作用和脱水性。
Ⅴ.同时还会表现出酸性——成盐，如Cu + H2SO4(浓)＝
3．用途：
（1）利用H2SO4的强酸性制备物质： 　①制气　 Zn＋H2SO4(稀)= ZnSO4+H2↑，　　
②制化肥： NH3＋H2SO4＝(NH4)2SO4 ③制盐：CuO ＋H2SO4→CuSO4·5H2O（晶体）
　（2）利用浓H2SO4的高沸点性制易挥发性酸： CaF2（萤石）＋H2SO4（浓）＝CaSO4＋2HF↑（铅皿中） 　
NaCl（固）＋H2SO4（浓）＝NaHSO4＋HCl↑ 　NaNO3（固）＋H2SO4（浓）＝NaHSO4＋HNO3↑
　（3）利用H2SO4的稳定性制不稳定性的酸酐： 　　Na2SO3（固）＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O
（4）利用浓H2SO4的强氧化性制SO2： 　 Cu ＋2H2SO4（浓）=　CuSO4＋SO2↑＋H2O
（5）利用浓H2SO4的脱水性：　　CH3CH2OH →C2H4↑＋H2O 　　HCOOH→CO↑＋H2O
（6）利用浓H2SO4的吸水性干燥O2、H2、Cl2、N2、CO2、SO2等，不能干燥NH3、HI、HBr等。
（7）利用浓H2SO4的脱水性、吸水性、催化性制有机物：如制硝基苯、乙酸乙酯、TNT等。
八、SO42检验
　　1．试剂：可溶性钡盐：BaCl2或Ba(NO3)2溶液；盐酸或稀硝酸。
　　2．原理：利用Ba2+ + SO42＝BaSO4↓（白色），BaSO4不溶于盐酸、硝酸的特性。
　　3．检验的误区：
　　①只加可溶性钡盐，不酸化。误将CO32 、SO32、Ag+等的干扰判断成SO42，此时上述离子同样会产生BaCO3、BaSO3、AgCl等白色沉淀。
　　②误将Ag+、Pb2+判成SO42。如待测液滴加BaCl2溶液，再加盐酸有白色沉淀便武断判定含SO42。其错误是未注意溶液中不含SO42而含Ag+或Pb2+也会有同样现象。因为：
　　 Ag+ + Cl ＝AgCl↓（白色）　 Pb2+ + 2Cl ＝PbCl2↓（白色）
　　③误将SO32判成SO42。如待测液中滴加用盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO42。该错误是在未注意NO3具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：
　　Ba2+ + SO32 ＝BaSO3↓（白色） 　　3BaSO3 + 2H+ + 2 NO3 ＝3BaSO4↓（白色）+ 2NO↑+ H2O
　　向待测液中滴加用硝酸酸化的BaCl2溶液产生白色沉淀便错误认定一定含SO42，也同样落入干扰离子转化为SO42从而生成BaSO4的陷阱中。
　　④检验的关键：既要注意试剂的选择，又要注意操作顺序的优化，方能排除干扰离子的误导，全面考虑，综合分析，正确推导。
　　⑤检验的方法：
　　　
考点19 碳族元素.碳及其化合物
一、碳和硅的化学性质
化学性质 碳 硅
还原性 与单质反应 （不稳定）
与氧化物反应
与酸反应 不与、等反应，但有：
与水或碱溶液反应
与反应
二、 二氧化碳和二氧化硅的结构、性质比较
项目
类别 酸性氧化物 酸性氧化物
晶体类型 分子晶体 原子晶体
熔点和沸点 低 高，硬度大
化学性质 不溶于水，与水也不反应
联系
三、 硅及其化合物的特性
1. Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：也能发生。
2. 非金属单质跟碱液作用一般无放出但Si却放出H2：
3. 非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，但Si能与HF作用：
4. 非金属单质一般为非导体，但Si为半导体。
5. SiO2是的酸酐，但它不溶于水，不能直接将它与水作用制备H2SiO3。
6. 非金属氧化物的熔沸点一般较低，但SiO2的却很高。
7. 酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：
8. 无机酸一般易溶于水， 却难溶于水。
9. 因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通入CO2能发生下列反应：
，但在高温下：
10. Na2SiO3的水溶液称水玻璃，但它与玻璃的成分大不相同，硅酸钠水溶液（即水玻璃）俗称泡花碱，但它却是盐的溶液，并不是碱溶液。
考点20 氮和磷
一、 氮和磷
（一）、氮族元素的相似性和递变性
1.相似性
①最外层都有5个电子，化合价主要有－3、+3和+5。
②气态氢化物的通式：RH3
③最高价氧化物对应的水化物通式为HRO3 或H3RO4
2.递变性 原子结构的递变性：
随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径增大。
化学性质的递变性： ①元素的非金属性减弱，金属性增强，N、P、As为非金属，Sb、Bi为金属。
②单质氧化性减弱，还原性增强。
③氢化物的稳定性减弱：NH3 ＞PH3＞AsH3
④最高价氧化物对应水化物的酸性减弱：HNO3＞H3PO4＞H3 AsO4
3、氮族与同周期比较 ①最高价氧化物对应水化物的酸性：H3PO4＜H2SO4＜HCIO4
②气态氢化物的稳定性：PH3＜H2S＜HCI
（二）、氮气
1、结构：电子式： ，结构式： 。
2、化学性质： 氮气（N≡N）的结构非常稳定，所以化学性质很稳定。但要注意，N2一旦吸收能量变为N原子则性质较活泼。
N2+3H2 2NH3（氧化性）人工固氮 N2+3Mg Mg3N2 Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑
N2+O2 2NO（还原性）自然固氮
（三）、氮的氧化物 N2O NO N2O3 NO2（N2O4） N2O5
1、一氧化氮
NO是一种无色的有毒的不溶于水的气体；极易与氧气反应生成二氧化氮：2NO + O2 == 2NO2
2、二氧化氮：NO2是一种红棕色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，具有强氧化性。溶于水跟水反应生成硝酸和一氧化氮：3NO2+H2O=2HNO3+NO；与N2O4（无色）可相互转化：2NO2 N2O4
3、NO2和Br2(气)的鉴别 (红棕色) （无色）
NO2和溴蒸气在性质上的相似之处：①均有氧化性 ②溶于水后溶液呈酸性 ③能与碱溶液反应
④鉴别两者不能用淀粉KI试纸、碱溶液等。
（四）、磷及其化合物
1、磷有两种同素异形体：白磷 和 红磷
2、磷的化学性质 两种磷在物理性质上有很大的差异，但在化学性质基本相同。
（1）与氧的反应：P + 5O2 ＝ 2P2O5 （冒白烟）
（2）与氯气的反应：2P + 3Cl2 (不足)＝2PCl3（液体） 2P + 5Cl2 (足量) ＝ 2PCl5（固体） 产生白色的烟雾。
3、磷的化合物
①五氧化二磷（P2O5） 物性：白色固体 ，有强的吸水性，作干燥剂。
化性：P2O5 + H2O（冷水）＝ 2HPO3 （剧毒） P2O5 + 3H2O（热水）＝ 2H3PO4（无毒）
②磷酸（H3PO4） 物性：浓H3PO4无色黏稠夜体，不挥发。
化性：H3PO4是一种三元中强酸，具有酸的同性；高沸点非氧化性酸 (制HI、HBr还原性、挥发性酸)：
磷酸比硝酸稳定，不易分解。
③磷酸盐 种类：可形成三种盐，正盐，一氢盐、二氢盐。
溶解性按正盐、一氢盐、二氢盐依次渐增。其钠或钾盐水解，其二氢盐呈微酸性，一氢盐微碱性，正盐碱性较强。H2PO4－、HPO42－不能在酸性溶液中共存。
二、 氨和铵盐
(一)、氨
⑴分子结构：电子式 结构式 三角锥型
⑵物理性质：无色有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化，极易溶于水（1：700），形成喷泉。
1、喷泉实验
（1）喷泉实验的原理是：烧瓶内压强与外界压强存在较大的压强差。
（2）能发生喷泉实验的物质：(A) NH3、HCl、HBr、HI和H2O (B) CO2、SO2、CI2等和NaOH溶液
（3）喷泉实验的途径：① 减少 “上瓶”的压强 ② 增加“下瓶”的压强
（4）喷泉实验的延伸：①尾气处理(防倒吸装置) ②烧瓶中溶液的物质的量浓度等计算：1 \ 22.4
2、化学性质：
(1)碱性 ①与水反应：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH― 氨水中的成分 ：分子：NH3、H2O、NH3·H2O
离子：NH4+、OH－、H＋
液氨、氨水、一水合氨的区别：氨水是混合物，是氨气的水溶液，其溶质是一水合氨，溶剂是水。还含有NH4+，H+，OH-等离子。 一水合氨是纯净物，化学式为NH3.H2O ;液氨是指温度在-33℃情况下的单质氨。
②跟酸作用生成铵盐：H＋ +NH3 = NH4＋ NH3+HCl=NH4Cl（白烟） 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
③与CO2反应：NH3 ＋CO2 ＋H2O == NH4HCO3 NH3 +CO2 +H2O+NaCl＝NH4Cl+NaHCO3↓(候氏制碱法)
(2)具有还原性：4NH3＋5O2 ＝ 4NO＋6H2O 4NH3＋6NO＝5N2＋6H2O 8NH3＋3Cl2＝6NH4Cl＋N2
(3)与盐反应（Al3+、Fe2+、Fe3+、Mg2+等）
NH3·H2O+Al2(SO4)== 3NH3·H2O+Al3+=Al(OH)3↓+3NH4+
3、氨气的实验室制法
（1）药品：氯化铵晶体、熟石灰固体
（2）原理：2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O
（3）装置：固+固，加热型 (与O2的发生装置相同)
（4）干燥：用碱石灰 （CaO 与NaOH固体混合物）
（5）收集：向下排空气法
（6）验满：用湿润的红色石蕊试纸，现象是变蓝，或用沾有浓HCl的玻璃棒接近瓶口有白烟。
（7）棉花团的作用：防止与空气形成对流，提高集气速度和纯度。
4、实验室制取氨气的其他方法
（1）加热浓氨水法 NH3·H2O==NH3↑+H2O。
（2）浓氨水加碱石灰法：碱石灰吸水、溶解时放热,增大OH－浓度平衡向左移动。
5、实验室制取氨气的注意事项
(1)铵盐不能用硝酸按和碳酸按；Ca(OH)2不能用NaOH代替。
(2) 因氨极易溶于水，故只能用向下排空气法收集；收集仪器必须干燥。
(3)干燥剂不能用浓H2SO4、P2O5、CaCI2（CaCI2.8 H2O）
6、工业制NH3 ：
H2的来源：水煤气
7、关于氨水的几个问题
（1）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。
（2）在氨水溶液中存在如下平衡：NH3+H2ONH3 H2O NH4++OH—，氨水显弱碱性，具有碱的通性。氨水可使红色石蕊试纸变蓝，故常用湿润的红色石蕊试纸检验NH3的存在。
（3）氨水是混合物，溶液中存在微粒有：
三种分子：NH3 H2O、NH3、H2O
三种离子：NH4+、OH—、及少量H+
（4）氨水是弱电解质溶液，但电解质是NH3 H2O而不是NH3。
（5）氨水是很好的沉淀剂，可使多种阳离子：Mg2＋、Fe3＋、Al3＋、Ag＋、Cu2＋等生成沉淀。其中AgOH、（或Ag2O）、Cu(OH)2 等沉淀遇过量的氨水会生成络离子而溶解。如：
Al3＋+3 NH3 H2O=Al(OH)3↓ +3NH4＋ Ag＋+ NH3 H2O=AgOH+NH4＋ 2AgOH=Ag2O+H2O
Ag2O +4 NH3 H2O=2[Ag(NH3)2]+ +2OH―+3H2O
利用此性质在实验室中用氨水制取Al(OH)3 和银氨溶液。
（6）涉及氨水的离子方程式的书写
①氨水作反应物，用分子式NH3 H2O表示。
②生成氨水时，如使用的反应物为浓溶液或在加热条件下，用下式表示：NH4＋+OH― NH3↑+H2O
③生成氨水时，如使用的反应物为稀溶液，用下式表示：NH4＋+OH― = NH3·H2O
二、铵盐
1、物理性质：氨盐均是离子晶体，离子化合物，均易溶于水。
2、化学性质：
（1）铵盐受热易分解：NH4Cl＝NH3↑+HCl↑ (NH3+HCl=NH4Cl) （假升华现象）NH4HCO3 ＝NH3↑+H2O+CO2↑
但NH4NO3，（NH4）2SO4受热分解产物复杂，NH4NO3加热或撞击易爆炸。
（2）氨盐与碱反应时，溶液较稀生成一水合氨；溶液较浓或加热生成氨气
(NH4)2SO4+Ba(OH)2==2NH3↑+ 2H2O + BaSO4↓
（3）氨盐的检验：铵盐与碱共热可产生氨气，作为检验铵离子的方法：跟强碱溶液作用，加热能产生使润湿红色石蕊试纸变蓝的气体放出。
(4) 铵盐的分解规律
1.不稳定性酸的铵盐分解产物为NH3和酸酐及水。如NH4HCO3 NH3+CO2+H2O
2.挥发性酸对应的铵盐产物为NH3和相应酸。如 NH4Cl NH3+HCl
（3）氧化性酸的铵盐分解产物不附合上述规律。如NH4NO3和（NH4）2SO4（因HNO3和H2SO4有强氧化性，NH3在加热时有还原性
第三节 硝酸和硝酸盐
一、硝酸
1、物理性质：纯净的硝酸是无色、有刺激性气味的液体。浓硝酸易挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾。98%的硝酸称为“发烟硝酸”，69%的硝酸称为浓硝酸。任意比溶于水。密度比水小。
2、化学性质
（1）酸的通性（HNO3 == H＋+NO3―）
①与指示剂作用,浓硝酸与石蕊试液变红，加热褪色
②与活泼金属反应不产生H2。
③与碱和碱性氧化物反应：比较与CuO、FeO的反应：
④与盐反应：比较与Na2CO3、Na2SO3的反应
⑵氧化性 氧化能力：浓HNO3 > 稀HNO3，所以硝酸发生化学反应时要特别关注H+的浓度。
①与金属反应：
反应规律：硝酸与金属的反应复杂，一般浓硝酸还原为NO2；稀硝酸还原为NO；与金属反应硝酸既起氧化剂的作用，又起酸的作用。金属越活泼，N还原的价态越低，可使HNO3还原为N2O、N2或NH3。
A．几乎和所有金属反应（除金、铂等少数金属外）。
B．铁、铝遇冷浓HNO3发生钝化，其原因是在铁、铝表面氧化生成一层致密的氧化膜，阻止反应进一步发生。
C．Cu等较不活泼的金属与浓硝酸反应得到NO2 ，与稀HNO3反应得NO,可以以此反应制NO2和NO气体。
3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
D．Mg、Zn、Fe等较活泼的金属与稀HNO3反应根据稀HNO3的浓度不同可得NO、N2O、N2、NH4NO3等不同产物。4Zn+10HNO3（较稀）=4Zn(NO3)2＋N2O↑＋5H2O
4Zn+10HNO3（极稀）=4Zn(NO3)2＋NH4NO3＋3H2O
E．硝酸与变价金属（如Fe）反应，根据硝酸的量的多少分别得到低价、高价或两种价态共存的混合物。
F．与还原剂Fe2+、I－、S2－、SO32－的反应（即Fe2+、I－、S2－、SO32－在酸性中与NO3─不共存）
3Fe2+ + 4H+ + NO3－ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O 3FeO+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O
G．与非金属反应：一般浓HNO3被还原为NO2，稀HNO3被还原为NO，非金属常被氧化为最高价含氧酸或高价氧化物： C+4HNO3（浓）=CO2↑+ 4NO2↑+2H2O S+6HNO3（浓）=H2SO4+6NO2↑+2H2O
H．王水的氧化性最强，王水是浓硝酸和浓盐酸体积比为1 ：3的混合物。
⑶不稳定性（见光或受热分解）
4HNO3========4NO2↑+O2↑+2H2O（说明系数与NO2溶于水的相同）硝酸的浓度越大，越容易分解
4、与有机物的反应（硝化反应） 硝化反应：硝基苯、三硝基甲苯的制取 酯化反应：硝酸乙酯、硝化甘油、硝化纤维 与含有苯环结构的蛋白质作用，呈黄色。
二、硝酸盐
1、硝酸盐极易溶于水，所以溶液中硝酸根不与其他阳离子反应。
2、硝酸盐的典型的化学性质是热分解，在加热时都能分解，并有氧气放出，因此硝酸盐在高温时可作氧化剂。2Cu(NO3)2 = 2CuO+4NO2↑+O2↑
3、硝酸（HNO3 ）、硝酸盐（NO3－）的检验（鉴定、鉴别）
操作： HNO3 、NO3－ (aq) 有红棕色的气体（NO2）生成
原理：Cu＋2NO3－(浓)＋4H＋= Cu2＋＋2NO2↑＋2H2O
或 3Cu＋2NO3－(稀)＋8H＋=3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O 2NO＋O2 = 2NO2↑（红棕色）
重点一、铜和硝酸反应的实验
1、在浓硝酸中放入铜片：
（1）开始反应的化学方程式为：
（2）若铜有剩余，则反应将结束时的反应方程式是_________________________________。
（3）待反应停止后，再加入少量25％的稀硫酸，这时铜片上又有气泡产生，其原因是___ _。
H2SO4提供H+，NO3-继续与Cu发生3Cu + 8H＋+2NO3－ = 3Cu2＋+ 2NO↑+ 4H2O
重点二、硝酸与金属反应的计算
3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
①电子守恒: 浓HNO3 : n(氧化剂)=n(酸性介质) 稀HNO3 : 1/4 硝酸被还原
②元素守恒: n(总HNO3)=n(氧化剂)+n(酸介质)+n(余) n(总HNO3)=n(气体) + 2×n(Cu2+) +n(余)
③利用离子方程式计算: 3Cu + 8H＋+2NO3－ = 3Cu2＋+ 2NO↑+ 4H2O
重点三 高中化学中的连续氧化
1．氮族元素的连续氧化
2．氧族元素的连续氧化
3．碳族元素的连续氧化
4．碱金属的连续氧化 Na → Na2O → Na2O2
5.有机物的连续氧化 CH3CH2OH → CH3CHO → CH3COOH
N2+3H2 2NH3
铁触煤，500℃
20—50大气压
△
△
△
△
或光照
Cu
浓硫酸

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