人教版高一化學必修一知識點介紹(共15頁)

1、精選優(yōu)質文檔-傾情為你奉上必修1第一章 從實驗學化學 第一節(jié) 化學實驗基本方法一、熟悉化學實驗基本操作 二、混合物的分離和提純：1、分離的方法：過濾：蒸發(fā)：蒸餾；分液；萃取 2、粗鹽的提純：三、離子的檢驗：第二節(jié) 化學計量在實驗中的應用五個新的化學符號：概念、符號定義注 意 事 項物質的量：n衡量一定數目粒子集體的物理量摩爾(mol)是物質的量的單位，只能用來衡量微觀粒子：原子、分子、離子、原子團、電子、質子、中子等。用物質的量表示微粒時，要指明粒子的種類。阿伏加德羅常數：NA1mol任何物質所含粒子數。NA有單位：mol1或 /mol，讀作每摩爾，NA6.02×1023mol1。摩

2、爾質量：M單位物質的量物質所具有的質量一種物質的摩爾質量以g/mol為單位時，在數值上與其相對原子或相對分子質量相等。一種物質的摩爾質量不隨其物質的量變化而變氣體摩爾體積：Vm單位物質的量氣體所具有的體積影響氣體摩爾體積因素有溫度和壓強。在標準狀況下（0，101KPa）1mol任何氣體所占體積約為22.4L即在標準狀況下，Vm22.4L/mol物質的量濃度：C單位體積溶液所含某溶質B物質的量。公式中的V必須是溶液的體積；將1L水溶解溶質或者氣體，溶液體積肯定不是1L。某溶質的物質的量濃度不隨所取溶液體積多少而變3、各個量之間的關系：4、一定物質的量濃度溶液的配制 例如：配制400mL0.1mo

3、lL的Na2CO3溶液：400mL的溶液應用500mL容量瓶。（1）計算：需無水Na2CO3 5.3 g。（2）稱量：用托盤天平稱量無水Na2CO3 5.3 g。（3）溶解：所需儀器燒杯、玻璃棒。（4）轉移：將燒杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。（5）定容：當往容量瓶加蒸餾水時，距刻度線12cm處停止，為避免加水的體積過多改用膠頭滴管加蒸餾水到溶液的凹液面正好與刻度線相切，這個操作叫做定容。第二章 化學物質及其變化 第一節(jié) 物質的分類1、掌握兩種常見的分類方法：交叉分類法和樹狀分類法。2、分散系及其分類：當分散劑為液體時，根據分散質粒子大小可以將分散系分為溶液、膠體、濁液。分散

4、系溶液膠體濁液分散粒子直徑1nm1100nm100nm外觀均一,透明,穩(wěn)定均一,透明,介穩(wěn)體系不均一,不透明,不穩(wěn)定能否透過濾紙能能不能能否透過半透膜能不能不能實例食鹽水Fe(OH)3膠體泥漿水3、膠體：常見膠體：Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆?jié){、淀粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。第二節(jié) 離子反應一、電解質和非電解質電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。1、化合物非電解質：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。（如：酒精乙醇、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。）2、電離方程式：要注意配平，原子個數守恒，電荷數守恒。如：Al2(SO4)32Al

5、33SO42 二、離子反應：1、離子反應發(fā)生的條件：生成沉淀、生成氣體、水。2、離子方程式的書寫：（寫、拆、刪、查）3、離子方程式正誤判斷 4、離子共存問題第三節(jié) 氧化還原反應1、氧化還原反應的本質：有電子轉移（包括電子的得失或偏移）。2、氧化還原反應的特征：有元素化合價升降。3、氧化還原反應相關概念：化合價升高 失電子 被氧化氧化劑 還原劑 還原產物 氧化產物化合價降低 得電子 被還原第三章 金屬及其化合物一、鈉及其化合物（一）鈉 Na1、單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。2、單質鈉的化學性質： 鈉與O2反應常溫下：4Na + O22Na2O （新切開的鈉放

6、在空氣中容易變暗）加熱時：2Na + O2Na2O2 （鈉先熔化后燃燒，發(fā)出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2。）鈉在空氣中的變化過程：NaNa2ONaOHNa2CO3·10H2O（結晶）Na2CO3（風化），最終得到是一種白色粉末。 鈉與H2O反應2Na2H2O2NaOHH2 離子方程式：2Na2H2O2Na2OHH23、鈉的存在：以化合態(tài)存在。 4、鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。 (二)氧化鈉和過氧化鈉1、Na2O Na2O + H2O = 2NaOH,白色固體，是堿性氧化物，具有堿性氧化物的通性：Na2O + CO2 = Na2CO3,Na2O + 2HCl = 2NaCl +

7、 H2O .另外：加熱時，2Na2O + O2 = 2Na2O22、Na2O2：淡黃色固體是復雜氧化物，易與水和二氧化碳反應。2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 ；2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2 （作供氧劑）。因此Na2O2常做生氧劑，同時，Na2O2還具有強氧化性，有漂白作用。如實驗：Na2O2和水反應后的溶液中滴加酚酞，變紅后又褪色。（三）鈉鹽：Na2CO3與NaHCO3的性質比較Na2CO3NaHCO3俗稱純堿、蘇打小蘇打水溶性比較Na2CO3 > NaHCO3溶液酸堿性堿性堿性與酸反應劇烈程度較慢（二步反應）較快（一步反應）與酸反應Na

8、2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2CO32+2H+=CO2+H2ONaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2HCO3+H+=H2O+CO2熱穩(wěn)定性加熱不分解加熱分解2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2與CO2反應Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3不反應與NaOH溶液反應不反應（不能發(fā)生離子交換）NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2OHCO3+OH=H2O+CO32與Ca(OH)2溶液反應Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3+2NaOHCa2+CO32=CaCO3也能反應生成CaCO3沉淀與CaCl2、溶液反應有CaCO3沉淀不反應用途洗滌劑，玻璃、肥

9、皂、造紙、紡織等工業(yè)發(fā)酵粉、滅火劑、治療胃酸過多（有胃潰瘍時不能用）相互轉化Na2CO3溶液能吸收CO2轉化為NaHCO3Na2CO3 + H2O + CO2 = 2 NaHCO3NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O（四）氫氧化鈉NaOH：俗稱燒堿、火堿、苛性鈉，易潮解，有強腐蝕性，具有堿的通性。二、鋁及其化合物（一）鋁的性質 1、物理性質：銀白色金屬，質較軟，但比鎂要硬，熔點比鎂高。有良好的導電、導熱性和延展性。2、化學性質：鋁是較活潑的金屬。 通常與氧氣易反應，生成致密的氧化物起保護作用。4Al + 3O2 = 2Al2O3。同時也容易與Cl2、S等非金屬單質反應。 與酸反應：強氧

10、化性酸，如濃硫酸和濃硝酸在常溫下，使鋁發(fā)生鈍化現象；加熱時，能反應，但無氫氣放出；非強氧化性酸反應時放出氫氣。（ 2Al6H2Al33H2 ） 與強堿溶液反應：2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2（ 2Al2OH2H2O2AlO23H2 ） 與某些鹽溶液反應：如能置換出CuSO4、AgNO3等溶液中的金屬。 鋁熱反應： 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe。Al 和 Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。（二）氧化鋁（Al2O3）兩性氧化物：既能與強酸反應又能與強堿反應生成鹽和水的氧化物。Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3

11、H2O ,Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O 。（三）氫氧化鋁（Al(OH)3）白色難溶于水的膠狀沉淀，是兩性氫氧化物。加熱易分解。兩性氫氧化物：既能與強酸又能與強堿反應生成鹽和水的氫氧化物。Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O, Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O2Al(OH)3 Al2O3 +3 H2O AlAl2O3 Al(OH)3AlO2-Al3+鋁三角：三、鐵及其化合物（一）鐵 Fe1、單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵（含碳雜質的鐵）在潮濕的空氣中易生銹。（原因：形成了鐵碳原電池

12、。鐵銹的主要成分是Fe2O3）。2、單質鐵的化學性質： 與非金屬單質反應：3Fe2O2 Fe3O4（現象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體）2Fe + 3Cl2 2FeCl3, Fe + S FeS。 與非氧化性酸反應：Fe2HClFeCl2H2 （ Fe2HFe2H2 ） 常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。 與鹽溶液反應：FeCuSO4FeSO4Cu （ FeCu2Fe2Cu ）；Fe +2 FeCl3 = 3FeCl2 與水蒸氣反應：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2（二） 鐵的氫氧化物Fe(OH)2Fe(OH)3主要性質白色難溶于水的沉淀，不穩(wěn)定

13、，易被氧化成氫氧化鐵，顏色變化為：白色灰綠色紅褐色。反應式：4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3。Fe(OH)22HFe22H2O紅褐色難溶于水的沉淀，受熱易分解。2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O ,能溶于強酸溶液，生成相應的鹽。Fe(OH)33H2Fe33H2O（三）Fe2+、Fe3+的檢驗離子Fe2+Fe3+常見方法滴加KSCN溶液，無明顯變化，再加氯水，溶液變血紅色；直接觀察溶液是淺綠色；滴加氫氧化鈉溶液，出現沉淀的顏色變化是：白色灰綠色紅褐色。直接觀察溶液是黃色；滴加氫氧化鈉溶液，出現紅褐色沉淀；滴加KSCN溶液，有血紅色溶液出現。（四）鐵三角 （五

14、）鐵的冶煉原料：鐵礦石（提供鐵元素）、焦炭（提供熱量和還原劑）、空氣（提供氧氣）、石灰石（除去鐵礦石中的二氧化硅雜質）。 設備：高爐。主要反應：C + O2 CO2 ,，C + CO2 2CO （這兩個反應是制造還原劑并提供熱量），3CO + Fe2O3 2Fe 3CO2 ，CaCO3 CaO + CO2 ，CaO + SiO2 CaSiO3.（六）焰色反應1、定義：金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊顏色的性質。2、 重要元素的焰色：鈉元素黃色、 鉀元素紫色（透過藍色的鈷玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾） 焰色反應屬物理變化。（七）合金1、概念：由兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合

15、而成的具有金屬特性的物質。2、特性：合金與各成分金屬相比，具有許多優(yōu)良的物理、化學或機械的性能。 合金的硬度一般比它的各成分金屬的大 合金的熔點一般比它的各成分金屬的低第四章 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 Si2NaOHH2ONa

16、2SiO32H2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

17、：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，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N

18、a2SiO32HCl2NaClH2SiO3 Na2SiO3CO2H2OH2SiO3Na2CO3（此方程式證明酸性：H2SiO3H2CO3）4、硅酸鹽 Na2SiO3CO2H2ONa2CO3H2SiO3（有白色沉淀生成） 傳統(tǒng)硅酸鹽工業(yè)三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。 信息材料光導纖維：它的主要成分是SiO2，是目前應用最廣的信息材料，二、氯及其化合物 （一）氯氣 Cl2 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。（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

19、、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）Cl2與水反應Cl2H2OHClHClO 離子方程式：Cl2H2OHClHClO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

20、色物質，不可逆。3）酸性：氯水含有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）。Cl2與堿液反應：與NaOH反應：Cl22NaOHNaClNaClOH2O Cl22OHClClOH2O與Ca(OH)2溶液反應：2Cl22Ca(OH)2Ca(ClO)2CaCl22H2O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。2、Cl的檢驗： 原理：根據Cl與Ag反

21、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。 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。 反應式：MnO2 + 4HCl(濃) MnCl2 + Cl2+ 2H2O2KMnO4 + 16HCl(濃) 2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2+ 8H2OKClO3 + 6HCl（濃）

22、 = KCl + 3Cl2+ 3H2O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

23、 ；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： 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?？?/p>

24、逆反應定義：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)+H2O 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

25、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

26、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SO3，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

27、到一定值時，下降的雨水的pH就會小于5.6，即形成了酸雨。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。 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。（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。不揮發(fā)，沸點高，密度比水大。2、濃硫酸三大性質：吸水性、脫水性、強氧化性。 吸水性：濃硫酸可吸收結

28、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、C2H4五種氣體。 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：常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃

29、HNO3發(fā)生鈍化。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. 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

30、 NH4HSO3.4、硫酸的用途：干燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫(yī)藥等。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 Mg3N2,2、氮的氧化物：NO2和NO 2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 = 2

31、NO2.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.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

32、酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊試液變紅色，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 硝酸工業(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 + O