化学必修一第四单元非金属及其化合物学习知识重点情况总结.doc

_* 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）： ⑴ 物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。 ⑵ 化学性质： ①常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。 Si＋2F2＝SiF4 Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑ Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑ ②在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。 Si＋O2SiO2 Si＋2Cl2SiCl4 ⑶ 用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。 ⑷ 硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。 SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑ Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4 SiCl4＋2H2＝Si(纯)＋4HCl 2、二氧化硅（SiO2）： ⑴ 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。 ⑵ 物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。 ⑶ 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： ① 与强碱反应：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（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）。 ②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+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）。 ③高温下与碱性氧化物反应：SiO2＋CaOCaSiO3 ⑷ 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）： ⑴ 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。 ⑵ 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） Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓ Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式证明酸性：H2SiO3＜H2CO3） ⑶ 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＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（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：CaSiO3 CaOSiO2 高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O32SiO22H2O 正长石：KAlSiO3不能写成 K2O Al2O33SiO2，应写成K2OAl2O36SiO2 ⑴ 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 Na2SiO3 + CO2↑, SiO2 + CaCO3 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）： ⑴ 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；液氯为纯净物） ⑵ 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。 ①与金属反应（将金属氧化成最高正价） Na＋Cl22NaCl Cu＋Cl2CuCl2 2Fe＋3Cl22FeCl3 （氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不生成FeCl2。）（思考：怎样制备FeCl2？Fe＋2HCl＝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。） ②与非金属反应 Cl2＋H2 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。 ③Cl2与水反应 Cl2＋H2O＝HCl＋HClO 离子方程式：Cl2＋H2O＝H＋＋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、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。 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、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。 ④Cl2与碱液反应： 与NaOH反应：Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O 与Ca(OH)2溶液反应：2Cl2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O 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)2＋CO2＋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2NaClO＋CO2＋H2O==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Cl2＋H2O＝HCl＋HClO 漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：Ca(ClO)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CO2和HCl杂质气体。 ⑤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、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 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) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O 2KMnO4 + 16HCl(浓) ＝2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2↑+ 8H2O KClO3 + 6HCl（浓） == KCl + 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、铁架台、石棉网、酒精灯 HCl、HBr、HI等 (二) 氯、溴、碘 1．Cl2、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。 2．Cl2、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――褐色 棕――深棕 浅紫――紫 紫――深紫 浅紫红－紫红 3．Cl2、Br2、I2的化学性质的比较 ①与金属反应 2Na + Cl2 2NaCl,Cu + Cl2 CuCl2，2Fe + 3Cl2 2FeCl3，2Fe + 3Br2 2FeBr3，Fe + I2 FeI2。 ②与氢气反应 反应物 反应方程式 反应条件 反应现象 H2与F2 H2 + F2 == 2HF 冷、暗 爆炸 H2与Cl2 H2 + Cl2＝＝ 2HCl 光照 爆炸 H2与Br2 H2 + Br2＝＝ 2 HBr 加热 反应 H2与I2 H2 + I2 ⇆ 2HI 持续加热 可逆反应 ③与水的反应： 2F2 + 2H2O == 4HF + O2 X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、Br、I) ④ Cl2、Br2、I2相互置换：氧化性Cl2>Br2>I2，所以Cl2可以将Br2、I2置换出，Br2可以将I2置换出。如:Cl2 +2NaBr == 2NaCl + Br2. 4．Cl-、Br-、I-的检验 ⑴ AgNO3─HNO3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 ⑵ Br- 、I- 可以用氯水反应后加 CCl4 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，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： ⑴ 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。 ⑵ 化学性质： ①可燃性：S+O2 SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色） ②与氢气反应：H2 + S H2S ； ③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S； ④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）; ⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓) 3SO2 + 2H2O。 （二）二氧化硫（SO2） ⑴ 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。 ⑵ SO2的制备：S+O2 SO2或Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O ⑶ 化学性质： ① 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。 ② 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)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O SO2＋2OH－＝SO32－＋H2O SO2(过量)＋NaOH＝NaHSO3 SO2＋OH－＝HSO3－ b、与Ca(OH)2溶液反应：SO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaSO3↓(白色)＋H2O 2SO2(过量)＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶) 对比CO2与碱反应：CO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaCO3↓(白色)+H2O 2CO2(过量)＋Ca(OH)2＝Ca(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。 ③ 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） SO2＋Cl2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl（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。） ④ SO2的弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成） ⑤ 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。 SO2 Cl2 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 ⑥SO2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： ⑴ 最主要是控制污染源。主要途径有： ① 开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。 ② 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。 ③ 加强技术研究，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 + 2NH3 + H2O == (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O== NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 == 2(NH4)2SO4, 2NH4HSO3 + O2 == 2NH4HSO4.(它们是氮肥) ④ 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。 ⑵ 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。 ⑶ 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。 （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。 ① 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气体。 ② 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2︰1脱水，炭化变黑。 ③ 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。 (ⅰ)与大多数金属反应（如铜）：2H2SO4 (浓)＋CuCuSO4＋2H2O＋SO2 ↑ （此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ） (ⅱ)与非金属反应（如C反应）：2H2SO4(浓)＋CCO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑ （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浓硝酸。 3、H2SO4 的工业制法(接触法)： ①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. ②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 ③ 主要反应式：S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O2 2SO3, SO3 + H2O == H2SO4. ④ 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 + 2NH3H2O == (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 ⑴ CaSO4：自然界中是石膏(CaSO42H2O)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。 ⑵ 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 ⑴ 物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。 ⑵ 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。 ①放电条件下与氧气反应：N2 + O2 2NO, ②在一定条件下,与H2反应:N2 + 3H2 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和豆科植物的根瘤菌的固氮。 ③与金属反应：3Mg + N2 Mg3N2, 1、氮的氧化物：NO2和NO 2．氮的氧化物 ⑴ 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. ⑵ 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 == 4HNO3. 另外，NO和NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO2 + 2NaOH == 2NaNO2 + H2O. ⑶ 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）： ⑴ 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% ⑵ 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： ① Cu＋4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O ② 3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为1︰2；反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为3︰2。 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)3＋3NO2↑＋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－、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。） ⑶ 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：①氧化炉：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O，进一步氧化：2NO + O2 == 2NO2. ②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） ⑴ 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）。浓氨水易挥发出氨气。 ⑵ 氨气的化学性质： a.溶于水溶液呈弱碱性：NH3＋H2ONH3H2ONH4＋＋OH－ 生成的NH3H2O是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：NH3H2ONH3 ↑＋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NH3H2O。 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： ①NH3＋HCl＝NH4Cl ②NH3＋HNO3＝NH4NO3 ③ 2NH3＋H2SO4＝(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。 ⑶ 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。 ⑷ 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：NH4ClNH3↑＋HCl↑ NH4HCO3NH3↑＋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)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O (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＋。