化學 必修一 非金屬及其化合物 知識點總結

1、第四單元 非金屬及其化合物一、硅及其化合物硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有游離態(tài)的硅，只有以化合態(tài)存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。硅原子最外層有4個電子，既不易失去電子又不易得到電子，主要形成四價的化合物。1、單質硅（Si）： 物理性質：有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高，硬度大。 化學性質：常溫下化學性質不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應。Si2F2SiF4 Si4HFSiF42H2 Si2NaOHH2ONa2SiO32H2在高溫條件下，單質硅能與O2和Cl2等非金屬單質反應。SiO2SiO2 Si2Cl2SiCl4 用途：太陽能電池、計算機芯片以及半導體材料等。 硅的制

2、備：工業(yè)上，用C在高溫下還原SiO2可制得粗硅。SiO22CSi(粗)2CO Si(粗)2Cl2SiCl4 SiCl42H2Si(純)4HCl2、二氧化硅（SiO2）： SiO2的空間結構：立體網狀結構，SiO2直接由原子構成，不存在單個SiO2分子。 物理性質：熔點高，硬度大，不溶于水。 化學性質：SiO2常溫下化學性質很不活潑，不與水、酸反應（氫氟酸除外），能與強堿溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與堿性氧化物反應： 與強堿反應：SiO22NaOHNa2SiO3H2O（生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住

3、，打不開，應用橡皮塞）。與氫氟酸反應SiO2的特性：SiO24HFSiF4+2H2O（利用此反應，氫氟酸能雕刻玻璃；氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應用塑料瓶）。高溫下與堿性氧化物反應：SiO2CaOCaSiO3 用途：光導纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鐘、儀器軸承、玻璃和建筑材料等。3、硅酸（H2SiO3）： 物理性質：不溶于水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強。 化學性質：H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應制取：（強酸制弱酸原理）Na2SiO32HCl2NaClH2SiO3 N

4、a2SiO3CO2H2OH2SiO3Na2CO3（此方程式證明酸性：H2SiO3H2CO3） 用途：硅膠作干燥劑、催化劑的載體。4、硅酸鹽硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數難溶于水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花堿，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：Na2SiO3CO2H2ONa2CO3H2SiO3（有白色沉淀生成）硅酸鹽由于組成比較復雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物較活潑金屬氧化物二氧化硅水。氧化物前系數配置原則：除氧元素外其他元素按配置前后原子

5、個數守恒原則配置系數。硅酸鈉：Na2SiO3 Na2O·SiO2 硅酸鈣：CaSiO3 CaO·SiO2高嶺石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O 正長石：KAlSiO3不能寫成 K2O· Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2 傳統(tǒng)硅酸鹽工業(yè)三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。普通玻璃：原料：碳酸鈉、石灰石和石英。主要反應：SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2,SiO2 + CaCO3 CaSiO3 + CO2（原理：難揮發(fā)性酸酸酐制易揮發(fā)性酸酸酐）

6、。主要成分：Na2O·CaO·SiO2 。工業(yè)生產中根據需要制成各種特制玻璃。如鋼化玻璃、有色玻璃、光學玻璃、防彈玻璃等。水泥：原料：黏土，石灰石。普通硅酸鹽水泥的主要成分：2CaO ·SiO2,3CaO ·SiO2 ,3CaO ·Al2O3。二、氯及其化合物（一）氯氣 Cl2根據氯原子結構示意圖，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學反應中很容易得到1個電子形成Cl，化學性質活潑，在自然界中沒游離態(tài)的氯，氯只以化合態(tài)存在（主要以氯化物和氯酸鹽）。1、氯氣（Cl2）： 物理性質：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶于水。

7、（氯氣收集方法向上排空氣法或者排飽和食鹽水；液氯為純凈物） 化學性質：氯氣化學性質非?；顫?，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及堿反應。與金屬反應（將金屬氧化成最高正價）NaCl22NaCl CuCl2CuCl2 2Fe3Cl22FeCl3（氯氣與金屬鐵反應只生成FeCl3，而不生成FeCl2。）（思考：怎樣制備FeCl2？Fe2HClFeCl2H2，鐵跟鹽酸反應生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應生成FeCl3，這說明Cl2的氧化性強于鹽酸，是強氧化劑。）與非金屬反應Cl2H2 2HCl（氫氣在氯氣中燃燒現象：安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色火焰）將H2和Cl2混合后在點燃或光照條件下發(fā)生爆

8、炸。燃燒定義：所有發(fā)光發(fā)熱的劇烈化學反應都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。Cl2與水反應Cl2H2OHClHClO 離子方程式：Cl2H2OHClHClO將氯氣溶于水得到氯水（淺黃綠色），氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl、ClO，H+、OH(極少量，水微弱電離出來的)。氯水的性質取決于其組成的微粒：1）強氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質反應。2）漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強氧化性，一般在應用其漂白和消毒時，應考慮HClO，HClO的強氧化性將有色物質氧化成無色物質

9、，不可逆。3）酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應。4）不穩(wěn)定性：HClO不穩(wěn)定光照易分解。，因此久置氯水(淺黃綠色)會變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。 5）沉淀反應：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl）。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質。Cl2與堿液反應：與NaOH反應：Cl22NaOHNaClNaClOH2O Cl22OHClClOH2O與Ca(OH)2溶液反應：2Cl22Ca(OH)2Ca(ClO)2C

10、aCl22H2O此反應用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2CO2H2O=CaCO3+2HClO生成的HClO具有漂白性；同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HClO；NaClO同樣具有漂白性，發(fā)生反應2NaClOCO2H2O=Na2CO3+2HClO；干燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HClO，濕的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發(fā)生下列反應Cl2H2OHClHClO漂白粉久置空氣會失效（涉及兩個反應）：Ca(ClO)2CO2H2OCaCO32HClO，漂白粉變質會有CaCO3存在，外觀上會結塊，

11、久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質氣體。氯氣的用途：制漂白粉、自來水殺菌消毒、農藥和某些有機物的原料等。2、Cl的檢驗：原理：根據Cl與Ag反應生成不溶于酸的AgCl沉淀來檢驗Cl存在。方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO32干擾）再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則說明有Cl存在。3、氯氣的制法（1）氯氣的工業(yè)制法：原料：氯化鈉、水。原理：電解飽和食鹽水。 裝置：陽離子隔膜電解槽。反應式：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2(2)氯氣的實驗室制法原理：利用氧化劑氧化濃鹽酸中的Cl-。常用的氧化劑有：MnO2、KMnO4、KClO3等

12、。反應式：MnO2 + 4HCl(濃) MnCl2 + Cl2+ 2H2O2KMnO4 + 16HCl(濃) 2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2+ 8H2OKClO3 + 6HCl（濃） = KCl + 3Cl2+ 3H2O裝置：發(fā)生裝置由圓底燒瓶、分液漏斗、雙孔塞、導管、鐵架臺、石棉網、酒精燈等組成。收集：用向上排空氣法或用排飽和食鹽水或排飽和氯水的方法。驗滿：用濕潤的淀粉碘化鉀試紙。尾氣吸收：用氫氧化鈉溶液吸收。除雜：用飽和食鹽水除去HCl 雜質； 干燥：用濃H2SO4 。（3）中學實驗室制H2、O2、Cl2的發(fā)生裝置的比較氣體反應物的狀態(tài)反應條件裝置或主要儀器可適用的氣體H2固體

13、和液體反應不加熱啟普發(fā)生器或簡易裝置H2S、CO2、SO2等O2固體或固體混合物加熱大試管、鐵架臺、導管等NH3、CH4等Cl2固體和液體或液體和液體加熱圓底燒瓶、分液漏斗、雙孔塞、導管、鐵架臺、石棉網、酒精燈HCl、HBr、HI等(二) 氯、溴、碘1Cl2、Br2、I2的物理性質的比較氣體物理性質Cl2黃綠色有刺激性氣味的有毒氣體，能溶于水（1:2），易液化，密度比空氣大。Br2深紅棕色液體，易揮發(fā)，有刺激性氣味，有毒，在水中溶解度不大，但在有機溶劑中溶解度較大，儲存時要加水，水封，以防止揮發(fā)。I2紫黑色固體，有光澤，易升華，在水中溶解度不大，但在有機溶劑中溶解度較大。2Cl2、Br2、I2

14、在不同溶劑中的顏色比較水酒精苯汽油四氯化碳Cl2黃綠色（新制）黃綠色黃綠色黃綠色黃綠色Br2黃橙橙橙紅橙橙紅橙橙紅橙橙紅I2深黃褐色棕深棕淺紫紫紫深紫淺紫紅紫紅3Cl2、Br2、I2的化學性質的比較與金屬反應2Na + Cl2 2NaCl,Cu + Cl2 CuCl2，2Fe + 3Cl2 2FeCl3，2Fe + 3Br2 2FeBr3，Fe + I2 FeI2。與氫氣反應反應物反應方程式反應條件反應現象H2與F2H2 + F2 = 2HF冷、暗爆炸H2與Cl2H2 + Cl2 2HCl光照爆炸H2與Br2H2 + Br2 2 HBr加熱反應H2與I2H2 + I2 2HI持續(xù)加熱可逆反應與

15、水的反應：2F2 + 2H2O = 4HF + O2 X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、Br、I) Cl2、Br2、I2相互置換：氧化性Cl2>Br2>I2，所以Cl2可以將Br2、I2置換出，Br2可以將I2置換出。如:Cl2 +2NaBr = 2NaCl + Br2.4Cl-、Br-、I-的檢驗 AgNO3HNO3法離子選用試劑實驗現象及離子方程式Cl-AgNO3的稀HNO3溶液Ag+ + Cl- = AgCl 白色沉淀Br-AgNO3的稀HNO3溶液Ag+ + Br- = AgBr 淺黃色沉淀I-AgNO3的稀HNO3溶液Ag+ + I- = AgI 黃色沉淀

16、Br- 、I- 可以用氯水反應后加 CCl4 萃取的方法。5AgBr、AgI的感光性它們都見光分解，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：硫元素最外層電子數為6個，化學性質較活潑，容易得到2個電子呈2價或者與其他非金屬元素結合成呈4價、6價化合物。硫元素在自然界中既有游離態(tài)又有化合態(tài)。（如火山口中的硫就以單質存在）2、硫單質： 物質性質：單質硫是黃色固體，俗稱硫磺，難溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔點112.8，沸點444.6。自然界中的火山噴口和巖石夾縫中有游離態(tài)的硫；自然界中也存在許多化合態(tài)的硫。硫粉對某些疾病有防治作

17、用。 化學性質： 可燃性：S+O2 SO2（空氣中點燃淡藍色火焰，純氧中藍紫色）與氫氣反應：H2 + S H2S ；與金屬反應：2Na + S = Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S；與堿溶液反應：3S + 6NaOH（熱）= 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于實驗室中清洗有S殘留的儀器）; 與濃硫酸反應：S + 2H2SO4(濃) 3SO2 + 2H2O。（二）二氧化硫（SO2） 物理性質：無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶于水（1:40），密度比空氣大，易液化。 SO2的制備：S+O2 SO2或Na2SO3H2SO4Na2SO4SO2H2O 化學性質

18、： SO2能與水反應SO2+H2OH2SO3（亞硫酸是二元弱酸，不穩(wěn)定，易分解，易被氧化),此反應為可逆反應?？赡娣磻x：在相同條件下，正逆方向同時進行的反應。 SO2為酸性氧化物，是亞硫酸（H2SO3）的酸酐，可與堿反應生成鹽和水。a、與NaOH溶液反應：SO2(少量)2NaOHNa2SO3H2O SO22OHSO32H2OSO2(過量)NaOHNaHSO3 SO2OHHSO3b、與Ca(OH)2溶液反應：SO2(少量)Ca(OH)2CaSO3(白色)H2O 2SO2(過量)Ca(OH)2Ca(HSO3) 2 (可溶) 對比CO2與堿反應：CO2(少量)Ca(OH)2CaCO3(白色)+H

19、2O 2CO2(過量)Ca(OH)2Ca(HCO3) 2 (可溶)將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實驗現象相同，所以不能用石灰水來鑒別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這說法是對的，因為SO2是有刺激性氣味的氣體。 SO2具有強還原性，能與強氧化劑（如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等）反應。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，顯示了SO2的強還原性（不是SO2的漂白性）。（催化劑：粉塵、五氧化二釩）SO2Cl22H2OH2SO42HCl（將SO2氣體和Cl2氣體混合后作用于有色溶液，漂白效果

20、將大大減弱。） SO2的弱氧化性：如2H2SSO23S2H2O（有黃色沉淀生成） SO2的漂白性：SO2能使品紅溶液褪色，加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗SO2的存在。SO2Cl2漂白的物質漂白某些有色物質使?jié)駶櫽猩镔|褪色原理與有色物質化合生成不穩(wěn)定的無色物質與水生成HClO，HClO具有漂白性，將有色物質氧化成無色物質加熱能恢復原色（無色物質分解）不能復原SO2的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產硫酸等。4、SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物質。它主要來自于化石燃料的燃燒排放的尾氣，汽車的尾氣，硫酸工業(yè)生產的尾氣的排放等方面。SO2進入大氣后在大氣中的某些灰塵的催化下被O2氧化成SO

21、3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同時，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化為H2SO4，當大氣中的這些酸達到一定值時，下降的雨水的pH就會小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常嚴重。如：直接危害的首先是植物，植物對酸雨反應最敏感的器官是葉片，葉片受損傷后光合作用降低，抗病蟲害能力減弱，林木生長緩慢或死亡，農作物減產甚至絕收。其次，酸雨可破壞水土環(huán)境，危及生態(tài)平衡。酸雨被冠之“空中殺手”、“空中惡魔”“空中死神”的詛咒名。另外，酸雨對文物古跡、建筑物、工業(yè)設備和通訊電纜等的腐蝕也令人心痛。酸雨還危及人體的健康。5、酸雨的防治： 最主要是控制污染源。主要途徑有： 開發(fā)新能源替代化石燃料。如

22、開發(fā)氫能、太陽能、核能等。 利用物理和化學方法對含硫燃料預先進行脫硫處理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化鈣，在燃燒時有以下反應：CaO + SO2= CaSO3,CaO + H2O = Ca(OH)2,SO2 + Ca(OH)2 =CaSO3 +H2O,2CaSO3 + O2 = 2CaSO4.將硫元素轉化成固體鹽而減少排放。 加強技術研究，提高對燃煤、工業(yè)生產中釋放的SO2廢氣的處理和回收。如用氨水對燃煤煙氣的脫硫處理是：SO2 + 2NH3 + H2O = (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O= NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 = 2(NH4)2

23、SO4, 2NH4HSO3 + O2 = 2NH4HSO4.(它們是氮肥) 積極開發(fā)利用煤炭的新技術，對煤炭進行綜合處理，推廣煤炭的凈化技術、轉化技術。如對煤炭進行液化或氣化處理，提高能源的利用率，減少SO2的排放。 運用化學方法減輕酸雨對土壤和樹木的危害。如對降酸雨地帶噴灑石灰等手段。 提高全民的環(huán)保意識，加強國際合作，共同努力減少硫酸型酸雨的產生。（三）硫酸（H2SO4）1、 濃硫酸的物理性質：純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶（稀釋濃硫酸要規(guī)范操作：注酸入水且不斷攪拌）。質量分數為98%（或18.4mol/l）的硫酸為濃硫酸。難揮發(fā)，沸點高，密度比水大。2、濃硫酸三大性質：吸

24、水性、脫水性、強氧化性。 吸水性：濃硫酸可吸收結晶水、濕存水和氣體中的水蒸氣，可作干燥劑，可干燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來干燥NH3、H2S、HBr、HI氣體。 脫水性：能將有機物（蔗糖、棉花等）以水分子中H和O原子個數比21脫水，炭化變黑。 強氧化性：濃硫酸在加熱條件下顯示強氧化性（6價硫體現了強氧化性），能與大多數金屬反應，也能與非金屬反應。()與大多數金屬反應（如銅）：2H2SO4 (濃)CuCuSO42H2OSO2 （此反應濃硫酸表現出酸性和強氧化性 ）()與非金屬反應（如C反應）：2H2SO4(濃)CCO2 2H2OSO2 （此反應濃硫酸表現出強氧化性 ）注意：常

25、溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發(fā)生鈍化。濃硫酸的強氧化性使許多金屬能與它反應，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫酸時，因表面被濃硫酸氧化成一層致密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內層金屬的進一步反應。這種現象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常溫下可以用鐵制或鋁制容器盛放濃硫酸和濃硝酸。3、H2SO4 的工業(yè)制法(接觸法)：流程：S或含硫礦石煅燒生成SO2，將氣體凈化；進入接觸室進行催化氧化生成SO3； 將SO3進入吸收塔吸收生成H2SO4.設備：沸騰爐：煅燒在沸騰爐中進行；產生的氣體要進行除塵、洗滌、干燥等凈化處理。 接觸室：接觸室中有多層催化劑，二氧化硫在催化劑的表面接觸被氧化成三

26、氧化硫；中間有熱交換器，是為了充分利用能量而設計。 吸收塔：由于三氧化硫與水的反應放熱大，形成酸霧，會降低吸收效率，因此改用98.3的濃硫酸來吸收 主要反應式：S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O2 2SO3,SO3 + H2O = H2SO4. 尾氣處理：盡管生產中采取了許多有利于二氧化硫轉化為三氧化硫的措施，但反應是可逆的，因此尾氣中仍然含有SO2氣體，生產中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3·H2O = (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2 + H2O = 2 NH4HSO3.(4) 硫酸的

27、用途：用于化肥、農藥、醫(yī)藥、金屬礦的處理等生產中。4、硫酸的用途：干燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫(yī)藥等。（四）幾種常見的硫酸鹽 CaSO4：自然界中是石膏(CaSO4·2H2O)的形式存在，加熱到150時會失去部分結晶水，生成熟石膏(2CaSO4·H2O).用于各種模型和醫(yī)療的石膏綁帶，水泥生產的原料之一。 BaSO4：重晶石，不容易被X射線透過，醫(yī)療上作為“鋇餐”，也可作為白色顏料，可用于油漆、油墨、造紙、塑料、橡膠的原料及填充劑。四、氮及其化合物1、氮氣 物理性質：無色無味的氣體，難溶于水，是空氣的主要成分。 化學性質：通常情況氮氣的性質比較穩(wěn)定，常用作保護氣。但在

28、一定條件下可發(fā)生反應。放電條件下與氧氣反應：N2 + O2 2NO, 在一定條件下,與H2反應:N2 + 3H2 2NH3 (工業(yè)合成氨的主要反應,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。與金屬反應：3Mg + N2 Mg3N2,1、氮的氧化物：NO2和NO2氮的氧化物 NO是無色無味的有毒氣體,微溶于水,在空氣中易被氧化為NO2。2NO + O2 = 2NO2.在有氧氣的條件下,NO和O2混合氣被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3. NO2：紅棕色有刺激性味有毒氣體，溶于水，并與水反應：3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO .在有氧

29、氣的條件下：4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.另外，NO和NO2的混和氣體也可以被堿液吸收：NO + NO2 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O. NO、NO2的污染：大氣中的氮的氧化物主要來源于汽車的尾氣和工業(yè)生產的尾氣的排放等，大氣中的NO、NO2不僅可以形成酸雨，也能形成光化學煙霧，還能破壞臭氧層。因此要嚴格控制氮的氧化物的排放。3、硝酸（HNO3）： 硝酸物理性質：純硝酸是無色、有刺激性氣味的油狀液體。低沸點（83）、易揮發(fā)，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發(fā)煙硝酸”，常用濃硝酸的質量分數為69% 硝酸的化學性質：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石

30、蕊試液變紅色，濃硝酸遇紫色石蕊試液先變紅（H作用）后褪色（濃硝酸的強氧化性）。用此實驗可證明濃硝酸的氧化性比稀硝酸強。濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑，能氧化大多數金屬，但不放出氫氣，通常濃硝酸產生NO2，稀硝酸產生NO，如： Cu4HNO3(濃)Cu(NO3)22NO22H2O 3Cu8HNO3(稀)3Cu(NO3)22NO4H2O反應還原劑與氧化劑物質的量之比為12；反應還原劑與氧化劑物質的量之比為32。常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發(fā)生鈍化，（說成不反應是不妥的），加熱時能發(fā)生反應：Fe6HNO3(濃)Fe(NO3)33NO23H2O當溶液中有H和NO3時，相當于溶液中含HNO3

31、，此時，因為硝酸具有強氧化性，使得在酸性條件下NO3與具有強還原性的離子如S2、Fe2、SO32、I、Br （通常是這幾種）因發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。（有沉淀、氣體、難電離物生成是因發(fā)生復分解反應而不能大量共存。） 硝酸的工業(yè)制法：流程：氨氣的催化氧化NO進一步氧化生成NO2用水吸收生成硝酸。設備：氧化爐：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O，進一步氧化：2NO + O2 = 2NO2.吸收塔：用水吸收：4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.尾氣處理：在工業(yè)生產中，將尾氣進行循環(huán)使用，處理后進行進一步氧化，再生產硝酸。4、氨氣（NH3） 氨氣的物理性質：無色氣體，有刺激性氣味、比空氣輕，易液化，極易溶于水1體積水可以溶解700體積的氨氣（可做紅色噴泉實驗）。濃氨水易揮發(fā)出氨氣。 氨氣的化學性質：a.溶于水溶液呈弱堿性：NH3H2ONH3