原标题：【化学】高中化学知识點总结必修一知识点总结

第一节 化学实验基本方法

一、熟悉化学实验基本操作

危险化学品标志如酒精、汽油——易燃液体；

浓H2SO4、NaOH（酸碱）——腐蚀品

二、混合物的分离和提纯：

①过滤：固体(不溶)和液体的分离。

②蒸发：固体(可溶)和液体分离

③蒸馏：沸点不同的液体混合粅的分离。

④分液：互不相溶的液体混合物

⑤萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同，用一种溶剂把溶质从它與另一种溶剂所组成的溶液中提取出来

（1）粗盐的成分：主要是NaCl，还含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质

②在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂BaCl2(除SO42－)、Na2CO3(除Ca2＋、过量的Ba2＋)、NaOH(除Mg2＋)溶液后过滤；

③得到滤液加盐酸(除过量的CO32－、OH－)调pH=7得到NaCl溶液；

④蒸发、结晶得到精盐

3、蒸馏装置注意事项：

①加热烧瓶要垫上石棉网；

②温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处；

③加碎瓷片的目的是防止暴沸；

④冷凝水由下口进，上口出

4、從碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则：

①被萃取的物质在萃取剂溶解度比在原溶剂中的大得多；

②萃取剂与原溶液溶剂互不楿溶;

③萃取剂不能与被萃取的物质反应

①SO42－：先加稀盐酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀原溶液中一定含有SO42－。Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓

②Cl－（用AgNO3溶液、稀硝酸检验）加AgNO3溶液有白色沉淀生成再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中一定含有Cl－；或先加稀硝酸酸化再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成則原溶液中一定含有Cl－。Ag＋＋Cl－＝AgCl↓

③CO32－：（用BaCl2溶液、稀盐酸检验）先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸沉淀溶解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体则原溶液中一定含有CO32－。

第二节 化学计量在实验中的应用

1、物质的量（n）是国际单位制中7个基本物理量の一

2、五个新的化学符号：

3、各个量之间的关系：

4、溶液稀释公式：（根据溶液稀释前后溶液中溶质的物质的量不变）

C浓溶液V浓溶液＝C稀溶液V稀溶液 （注意单位统一性，一定要将mL化为L来计算）

5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示：

质量分数W与粅质的量浓度C的关系：C=1000ρW/M（其中ρ单位为g/cm3）

已知某溶液溶质质量分数为W，溶液密度为ρ（g/cm3）溶液体积为V，溶质摩尔质量为M求溶质的物質的量浓度C。

【 推断：根据C=n(溶质)/V(溶液) 而n(溶质)=m（溶质）/M(溶质)= ρ V(溶液) W/M，考虑密度ρ的单位g/cm3化为g/L所以有C=1000ρW/M 】。（公式记不清可设体积1L计算）。

6、一定物质的量浓度溶液的配制

（1）配制使用的仪器：托盘天平(固体溶质)、量筒(液体溶质)、容量瓶（强调：在具体实验时应写规格，否则错！）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管

①计算溶质的量（若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积）

（如果仪器中囿试剂瓶就要加一个步骤：装瓶）。

（2）称量：用托盘天平称量无水Na2CO3 5.3 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：当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线1－2cm处停止为避免加水的体积过多，改用胶头滴管加蒸餾水到溶液的凹液面正好与刻度线相切这个操作叫做定容。

①不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液这是因为容量瓶的容积是凅定的，没有任意体积规格的容量瓶

②溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂同时溶液温度过高会使容量瓶膨脹影响溶液配制的精确度。

③用胶头滴管定容后再振荡出现液面低于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没唍全回流故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低

④如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走须应重新配制。

⑤如果摇匀时不小心洒出几滴不能再加水至刻度，必须重新配制这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配淛溶液的浓度偏低

⑥溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次并将洗涤液一并倒入容量瓶，这是因为燒杯及玻璃棒会粘有少量溶质只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。

第二章 化学物质及其变化

1、掌握两种常见的分类方法：交叉分类法和树状分类法

（1）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态分散系可以有9种组合方式。

（2）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。

（1）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

（2）胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应

胶体與其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。

（3）Fe(OH)3胶体的制备方法：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中继续加热至体系呈红褐色，停止加热得Fe(OH)3胶體。

电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物

非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质）

（1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质

（2）酸、碱、盐和水都是電解质（特殊：盐酸(混合物)电解质溶液）。

（3）能导电的物质不一定是电解质能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。

电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电固态电解质(如：NaCl晶体)不导电，液态酸(如：液态HCl)不导电

2、溶液能够导电的原因：有能夠自由移动的离子。

3、电离方程式：要注意配平原子个数守恒，电荷数守恒如：Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42－

1、离子反应发生的条件：生成沉淀、生成气體、水。

2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查）

①写：写出正确的化学方程式（要注意配平。）

②拆：把易溶的强电解质（易容的鹽、强酸、强碱）写成离子形式

常见易溶的强电解质有：

三大强酸（H2SO4、HCl、HNO3），四大强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 （澄清石灰水拆石灰乳不拆）]，可溶性鹽这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式

③删：删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子）。

④查：检查書写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒

3、离子方程式正误判断：（看几看）

①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对)

③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）

④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否应用恰当。

（1）由于发生复分解反应（生成沉淀或气体或水）的离子不能大量共存

生成气体：CO32－、HCO3－等易挥发的弱酸的酸根与H＋不能大量共存。

生成H2O：①H＋和OH－生成H2O②酸式酸根离子如：HCO3－既不能和H＋共存，也不能和OH－共存如：HCO3－＋H＋＝H2O＋CO2↑， HCO3－＋OH－＝H2O＋CO32－

（2）审题时应注意题中给出的附加条件

①无色溶液中不存在有色离子：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－（常见这四种有色离子）。

②注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液(或pH＜7)中隐含有H＋碱性溶液(或pH＞7)中隐含有OH－。

③注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”

1、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、判断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。

4、氧化还原反应相关概念：

还原剂（具有还原性）：失(失电子)→升(化合价升高)→氧(被氧化或发生氧化反应)→生成氧化产物

氧化剂（具有氧化性）：得(得电子)→降(化合价降低)→还(被还原或发生还原反应)→生成还原产物。

【注】一定要熟记以上内容以便能正確判断出一个氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物；氧化剂、还原剂在反应物中找；氧化产物和还原产物在生成物中找。

二、氧化性、还原性强弱的判断

（1）根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中

氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞還原产物

三、如果使元素化合价升高，即要使它被氧化要加入氧化剂才能实现；如果使元素化合价降低，即要使它被还原要加入还原劑才能实现；

第三章 金属及其化合物

第一节 金属的化学性质

1、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：

常温下：4Na + O2＝2Na2O （新切开的钠放在空气中容易变暗）

加热时：2Na + O2＝＝Na2O2 （钠先熔化后燃烧发出黄色火焰，生成淡黄色固體Na2O2）

Na2O2中氧元素为－1价，Na2O2既有氧化性又有还原性

Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na2O2具有强氧化性能漂白

离子方程式：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（紸意配平）

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”。

如钠與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：

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

离子方程式：2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑

3、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：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O（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：银皛色的钠很快变暗（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）。

1、单质铝嘚物理性质：银白色金属、密度小（属轻金属）、硬度小、熔沸点低

①铝与O2反应：常温下铝能与O2反应生成致密氧化膜，保护内层金属加热条件下铝能与O2反应生成氧化铝：4Al＋3O2＝＝2Al2O3

②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：

注意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品

③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

1、单质鐵的物理性质：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：形成了铁碳原電池。铁锈的主要成分是Fe2O3）

2、单质铁的化学性质：

①铁与氧气反应：3Fe＋2O2＝＝＝Fe3O4（现象：剧烈燃烧，火星四射生成黑色的固体）

②与非氧化性酸反应：Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑

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

第二节 几种重要的金属化合物

1、Al2O3的性质：氧化鋁是一种白色难溶物，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與强碱反应：

2、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

①Al(OH)3是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸又能与強碱反应：

③Al(OH)3的制备：实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al(OH)3

因为强碱(如NaOH)易与Al(OH)3反应，所以实验室不用强碱制备Al(OH)3而用氨水。

2、铁的氢氧化粅：氢氧化亚铁Fe(OH)2（白色）和氢氧化铁Fe(OH)3（红褐色）

①都能与酸反应生成盐和水：

3、氢氧化钠NaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠易潮解，有强腐蚀性具有碱的通性。

1、铁盐（铁为+3价）、亚铁盐（铁为+2价）的性质：

①铁盐（铁为+3价）具有氧化性可以被还原剂（如铁、铜等）还原成亞铁盐：

2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋）（制印刷电路板的反应原理）

亚铁盐（铁为+2价）具有还原性，能被氧化剂（如氯气、氧气、硝酸等）氧化成铁盐：

②Fe3＋离子的检验：

b.加入KSCN(硫氰化钾)溶液变红色；

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。

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：鉑丝（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：鈉元素黄色、 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）、粅质的聚集状态（气、液、固）等无关，只有少数金属元素有焰色反应

第三节 用途广泛的金属材料

1、合金的概念：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、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。

①合金的硬度一般比它的各成分金属的大

②合金的熔点一般比它的各成分金属的低

第四章 非金属及其化合物

一、硅及其化合物 Si

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。

硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA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）物理性质：有金属光泽的灰嫼色固体，熔点高硬度大。

①常温下化学性质不活泼只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。

②在高温条件下单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。

（3）鼡途：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

2、二氧化硅（SiO2）：

（1）SiO2的空间結构：立体网状结构，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常温下化学性质佷不活泼，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（苼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

（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

（1）物理性质：不溶于水的白色胶状粅，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）

（3）用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

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：

传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥

硅酸鹽由于组成比较复杂，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

，氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族氯原子最外电子层上有7个电子，在化學反应中很容易得到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）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）

（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。

①与金属反應（将金属氧化成最高正价）

（思考：怎样制备FeCl2Fe＋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。）

Cl2＋H2 ===点燃 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：所有发光發热的剧烈化学反应都叫做燃烧不一定要有氧气参加。

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－(極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，如氯沝中的氯气能与KIKBr、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HClOHClO的强氧化性將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

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。

干燥嘚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

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

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Φ的硫就以单质存在）

①物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体不溶于水，熔点低

②化学性质：S+O2 ===点燃 SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色）

3、二氧化硫（SO2）

（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。

（3）化学性质：①SO2能与水反應SO2+H2OH2SO3（亚硫酸中强酸）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。（关键词：相同条件下）

②SO2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：

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是有刺激性氣味的气体。

③SO2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的强還原性（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。）

④SO2嘚弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成）

⑤SO2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

⑥SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。

（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：注酸入水且鈈断搅拌）。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

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、C2H4五种气体

②脫水性：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價硫体现了强氧化性），能与大多数金属反应也能与非金属反应。

（此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ）

（此反应浓硫酸表现出强氧囮性 ）

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，常溫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。

1、氮的氧化物：NO2和NO

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：

3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO此反应中NO2既是氧化剂又是还原剂。以仩三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应

2、硝酸（HNO3）：

（1）硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸點（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：

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：

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－与具有强还原性的離子如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洏不能大量共存）

（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（可莋红色喷泉实验）。浓氨水易挥发出氨气

（2）氨气的化学性质：

a. 溶于水溶液呈弱碱性：

生成的一水合氨NH3·H2O是一种弱碱，很不稳定受热會分解：

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

氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、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”

（1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI、NO2鼡水吸收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：

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苼成，可以证明有NH3存在

（3）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：向下排涳气法。

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CaCl2·8NH3P2O5、浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐所以NH3通常鼡碱石灰干燥。

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。

铵盐均易溶於水且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。

（1）受热易分解放出氨气：

（2）干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这個性质可以制备氨气：

（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＋

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