高中几种重要气体.doc

氢气 物理性质 氢气是无色并且密度比空气小的气体（在各种气体中，氢气的密度最小。标准状况下，1升氢气的质量是0.0899克，比空气轻得多）。因为氢气难溶于水，所以可以用排水集气法收集氢气。另外，在101千帕压强下，温度-252.87时，氢气可转变成无色的液体；-259.1时，变成雪状固体。常温下，氢气的性质很稳定，不容易跟其它物质发生化学反应。但当条件改变时（如点燃、加热、使用催化剂等），情况就不同了。 总结为： 分子式：H2 沸点：-252.77(20.38K) 密度：0.09kg/m3 相对分子质量：2.016 生产方法：电解、裂解、煤制气等化学性质：a. 可燃性： 纯氢的引燃温度为400。 氢气在空气里的燃烧，实际上是与空气里的氧气发生反应，生成水。 2H2+O2=2H2O(点燃)b. 还原性 氢气与氧化铜反应，实质是氢气夺取氧化铜中的氧生成水，使氧化铜变为红色的金属铜。 CuO+H2=Cu+H2O(加热) CO+3H2=CH4+H2O(催化剂)人造氢气生产方法： 可分为以下几种 工业氢气生产方法： 由煤和水生产氢气（生产设备煤气发生设备，变压吸附设备） 有裂化石油气生产（生产设备裂化设备，变压吸附设备，脱碳设备） 电解水生产（生产设备电解槽设备） 工业费气。 民用氢气生产方法： 氨分解（生产设备汽化炉，分解炉，变压吸附设备） 由活拨金属与酸（生产设备不锈钢或玻璃容器设备） 强碱与铝或硅（生产设备充氢气球机设备）一般生产氢气球都用此方法。 试验室氢气生产方法： 盐酸与锌粒（生产设备启普发生器）氧气1.物理性质: 色,味,态:无色无味气体(标准状况) 熔点:-218.4（变为淡蓝色雪花状的固体） 沸点:-182.9（变为淡蓝色液体） 密度:1.429克/升（气），1.419克/厘米3（液），1.426克/厘米3（固） 水溶性:不易溶于水，标准情况下，1L水中可以溶解约30mL的氧气 贮存:天蓝色钢瓶2.化学性质: 总体来说，氧气的化学性质比较活泼。 （1）、氧气跟金属反应： 氧化镁；2MgO22MgO，剧烈燃烧发出耀眼的强光，放出大量热，生成白色固体。 四氧化三铁；3Fe2O2Fe3O4，红热的铁丝剧烈燃烧，火星四射，放出大量热，生成黑色固体。 氧化铜；2CuO22CuO，加热后亮红色的铜丝表面生成一层黑色物质。 二氧化硫； S+O2SO2,点燃后发出蓝紫色的火焰，放出热量，有刺激性气味产生。 （2）、氧气跟非金属反应： (炭+氧气二氧化碳)CO2CO2，剧烈燃烧，发出白光，放出热量，生成使石灰水变浑浊的气体。 SO2SO2，发生明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成有刺激性气味的气体。 4P5O22P2O5，剧烈燃烧，发出明亮光辉，放出热量，生成白烟。 （3）、氧气跟一些有机物反应，如甲烷、乙炔、酒精、石蜡等能在氧气中燃烧生成水和二氧化碳。 CH42O22CO22H2O 2C2H25O24CO22H2O 3.氧气的制法：一般实验室制造氧气使用的方法是：加热高锰酸钾，化学式为：2KMnO4=(）K2MnO4+MnO2+O2 另一个方法是：用催化剂MnO2并加热氯酸钾,化学式为:2KClO3=(,MnO2) 2KCl+3O2 还有一个是：双氧水（过氧化氢）在催化剂MnO2（或红砖粉末，土豆，水泥等）中，生成O2和H2O，化学式为: 2H2O2=(MnO2) 2H2O+O2 工业制造氧气方法：分离液态空气。氨气1、物理性质 相对分子质量 17.031 氨气在标准状况下的密度为0.7081g/L 氨气极易溶于水，溶解度1：7002、化学性质 (1)跟水反应 氨溶于水时，氨分子跟水分子通过*氢键结合成一水合氨(NH3H2O)，一水合氨能小部分电离成铵离子和氢氧根离子，所以氨水显弱碱性，能使酚酞溶液变红色。氨在水中的反应可表示为： 一水合氨不稳定受热分解生成氨和水 氨水中存在三分子、三离子、三平衡 分子：NH3、NH3H2O、H2O； 离子：NH4+、OH-、H+； 三平衡：NH3+H2O NH3H2O NH4+OH- H2O H+OH- 氨水在中学化学实验中三应用 用蘸有浓氨水的玻璃棒检验HCl等气体的存在；实验室用它与铝盐溶液反应制氢氧化铝；配制银氨溶液检验有机物分子中醛基的存在。 (2)跟酸反应 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 3NH3+H3PO4=(NH4)3PO4 NH3+CO2+H2O=NH4HCO3 （反应实质是氨分子中氮原子的孤对电子跟溶液里具有空轨道的氢离子通过配位键而结合成离子晶体。若在水溶液中反应，离子方程式为： 8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl (黄绿色褪去，产生白烟) 反应实质：2NH3+3Cl2=N2+6HCl NH3+HCl=NH4Cl 总反应式：8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl三、氨的制法 1.工业制法：工业上氨是以哈伯法通过N2和H2在高温高压和催化剂存在下直接化合而制成： 工业上制氨气 高温高压 N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)（可逆反应） 催化剂 rH =-92.4kJ/mol 2. 实验室制备: 实验室，氨常用铵盐与碱作用或利用氮化物易水解的特性制备： 2NH4Cl + Ca(OH)2=2NH3+ CaCl2 + 2H2O Li3N + 3H2O = LiOH + NH3四.NH3系列常用方程式 NH4+ + H2O NH3.H2O + H+ 2NH4+ + SiO32- + H2O = H4SiO4 + 2NH3 NH4+ + AlO2- + H2O = Al(OH)3 + NH3 NH4+ + HCO3- + 2OH- = CO32- + H2O + NH3.H2O（向NH4HCO3溶液中加入足量NaOH溶液） NH3 + H2O NH3.H2O NH3.H2O NH4+ + OH- NH3.H2O + Ag+ = AgOH+ NH4+ ；2AgOH = Ag2O + H2O (AgNO3溶液中加入少量氨水) 2NH3.H2O + Ag+ = Ag(NH3)2+ + H2O (足量氨水)： 2NH3.H2O + Cu2+ = Cu(OH)2+ 2NH4+ (向CuSO4溶液中加入少量氨水)： 4NH3.H2O + Cu2+ = Cu(NH3)42+ + 4H2O (足量氨水)： 2NH3.H2O + Zn2+ = Zn(OH)2+ 2NH4+ (向ZnCl2溶液中加入少量氨水) 4NH3.H2O + Zn2+ = Zn(NH3)42+ + 4H2O ( 足量氨水)： 3NH3.H2O + Al3+ = Al(OH)3+ 3NH4+氮气1.物理性质 氮气占空气总量的78.12%，二氧化碳，水汽和一些稀有气体占空气总量的0.93，氧气20.95% 单质氮在常况下是一种无色无臭的气体，在标准情况下的气体密度是1.25gdm-3，氮气在标准大气压下，冷却至-195.8时，变成没有颜色的液体，冷却至-209.86时，液态氮变成雪状的固体。 氮气在水里溶解度很小，在常温常压下，1体积水中大约只溶解0.02体积的氮气。它是个难于液化的气体。在水中的溶解度很小，在283K时，一体积水约可溶解0.02体积的N2。氮气在极低温下会液化成白色液体，进一步降低温度时，更会形成白色晶状固体。2.化学性质 氮气分子的分子轨道式为 ,对成键有贡献的是 三对电子，即形成两个键和一个键。 对成键没有贡献，成键与反键能量近似抵消，它们相当于孤电子对。由于N2分子中存在叁键NN，所以N2分子具有很大的稳定性，将它分解为原子需要吸收941.69kJ/mol的能量。N2分子是已知的双原子分子中最稳定的，氮气的相对分子质量是27。 检验方法： 将燃着的Mg条伸入盛有氮气的集气瓶，Mg条会继续燃烧 提取出燃烧剩下的灰烬（白色粉末Mg3N2），加入少量水，产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体（氨气） 反应方程式 Mg3N2Mg3N2(氮化镁) Mg3N2H6O23Mg(OH)2N2H3 由氮元素的氧化态-吉布斯自由能图也可以看出，除了NH4离子外，氧化数为0的N2分子在图中曲线的最低点，这表明相对于其它氧化数的氮的化合物来讲，N2是热力学稳定状态。氧化数为0到+5之间的各种氮的化合物的值都位于HNO3和N2两点的连线（图中的虚线）的上方，因此，这些化合物在热力学上是不稳定的，容易发生歧化反应。在图中唯一的一个比N2分子值低的是NH4+离子。（详细氧化态吉布斯自由能图请参照http:/www.jky.gxnu.edu.cn/jpkc/kj/kj14.ppt） 由氮元素的氧化态-吉布斯自由能图和N2分子的结构均可以看出，单质N2不活泼，只有在高温高压并有催化剂存在的条件下，氮气可以和氢气反应生成氨： 在放电条件下，氮气才可以和氧气化合生成一氧化氮： 在水力发电很发达的国家，这个反应已用于生产硝酸。 N2与电离势小，而且其氮化物具有高晶格能的金属能生成离子型的氮化物。例如： N2 与金属锂在常温下就可直接反应： 6 Li + N2= 2 Li3N N2与碱土金属Mg 、Ca 、Sr 、Ba 在炽热的温度下作用： 3 Ca + N2= Ca3N2 N2与硼和铝要在白热的温度才能反应： 2 B + N2= 2 BN （大分子化合物） N2与硅和其它族元素的单质一般要在高于1473K的温度下才能反应。3.氮的制备 单质氮一般是由液态空气的分馏而制得的，常以1.5210pa的压力把氮气装在气体钢瓶中运输和使用。一般钢瓶中氮气的纯度约99.7% 。 为获得纯氮，可在上述氮气中加入少量氨，并以Pt作催化剂，将氧除去，也可使不纯的氮通过赤热的铜或其他金属以除去微量的氧。 实验室中制备少量氮气的基本原理是用适当的氧化剂将氨或铵盐氧化，最常用的是如下几种方法： 加热亚硝酸铵的溶液： 343k NH4NO2 = N2+ 2H2O 亚硝酸钠与氯化铵的饱和溶液相互作用： NH4Cl + NaNO2 = NaCl + 2 H2O + N2 将氨通过红热的氧化铜： 2 NH3+ 3 CuO = 3 Cu + 3 H2O + N2 氨与溴水反应： 8 NH3 + 3 Br2 (aq) = 6 NH4Br + N2 重铬酸铵加热分解： （NH4)2Cr2O7=N2+Cr2O3+4H2O一氧化氮1.物理性质外观与性状： 无色气体熔点()： -163.6 沸点()： -151 相对密度(水=1)： 1.27(-151) 溶解性： 微溶于水。 主要用途： 制硝酸、人造丝漂白剂、丙烯及二甲醚的安定剂。健康危害：本品不稳定，在空气中很快转变为二氧化氮产生刺激作用。氮氧化物主要损害呼吸道。吸入初期仅有轻微的眼及呼吸道刺激症状，如咽部不适、干咳等。常经数小时至十几小时或更长时间潜伏期后发生迟发性肺水肿、成人呼吸窘迫综合征，出现胸闷、呼吸窘迫、咳嗽、咯泡沫痰、紫绀等。可并发气胸及纵隔气肿。肺水肿消退后两周左右可出现迟发性阻塞性细支气管炎。一氧化氮浓度高可致高铁血红蛋白血症。慢性影响：主要表现为神经衰弱综合征及慢性呼吸道炎症。个别病例出现肺纤维化。可引起牙齿酸蚀症。 环境危害： 对环境有危害，对水体、土壤和大气可造成污染。 2.化学性质一氧化氮的化学性质: 在空气中被氧化生成红棕色的二氧化氮：2NO+O2=2NO2 (这个是化合反应) 与氧气、水反应生成硝酸：4NO+3O2+2H2O=4HNO3 与二氧化氮、碱溶液反应生成亚硝酸盐：NO+NO2+2NaOH=2NaNO2，这是工业上制硝酸，吸收尾气的方程式。 一氧化氮可以与血红蛋白结合，所以也是一种窒息性有毒气体。 二氧化氮1.物理性质 二氧化氮 (NO2)在21.1温度时为红棕色刺鼻气体;在21.1以下时呈暗褐色液体。在-ll以下温度时为无色固体，加压液体为四氧化二氮。分子量46.01，熔点-11.2，沸点 21.2，蒸气压101.3lkPa(2l)，溶于碱、二硫化碳和氯仿，易溶于水。性质较稳定。 2.化学性质 二氧化氮溶于水并与水反应生成硝酸 3NO2+H2O=2HNO3+NO 4NO2+2H2O+O2=4HNO3 但二氧化氮溶于水后并不会完全反应,所以会有少量二氧化氮分子存在,为黄色. 因此硝酸溶液会呈现黄色3.制法反应方程式：Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O 反应物状态：固液常温 水溶性：和水反应 颜色：红棕色 气味：刺激性气味（有毒！） 收集方法：向上排空气法 排空气验满方法：观察颜色；湿润的淀粉-KI试纸，试纸变蓝 可选用的干燥剂：无水CuSO4，碱石灰，无水CaCl2，P2O5 注意事项：必须在通风橱中操作，尾气用碱吸收，以免污染大气。二氧化硫 三氧化硫 （1）.二氧化硫的物理性质 1.无色、有刺激性气味、有毒气体 2.密度比空气大 3.易溶于水 4.易液化，相对密度:1.434(液体,0) 熔点:-75.5 沸点:-10（2）. 二氧化硫的化学性质 1、SO2与水的反应 SO2 + H2O H2SO3（亚硫酸） 2、SO2与O2的反应: 2SO2 + O2 2SO3 3、三氧化硫：SO3 ：无色固体.熔点（16.8）和沸点(44.8) 都比较低。是酸性氧化物。 SO3与H2O的反应: SO3 + H2O = H2SO4 4、二氧化硫的漂白性 4.1SO2的漂白机理： SO2跟某些有色物质化合生成的无色物质不稳定，在一定条件下易分解而恢复原来有色物质的颜色。化合漂白 4.2除了SO2，还有哪些物质具有漂白性？它们的漂白机理有何不同？ Na2O2 ，H2O2， O3 ，漂白粉，氯水（HClO），活性炭 4.3漂白机理： Na2O2 ，H2O2， O3 ，漂白粉，氯水（HClO） 氧化漂白 活性炭 吸附漂白 SO2 化合漂白 - 二氧化硫的用途 1.制造硫酸：SO2 + O2 - SO3 ， SO3 + H2O = H2SO4 2.可以漂白纸浆、毛、丝、草编制品等。 3.杀灭霉菌和细菌。 4.作食物和干果的防腐剂。 三氧化硫物理性质熔点为16.8，沸点为44.8,无色,有刺激性气味,晶体,易溶于水,生成硫酸 氯气物理性质 1.在通常情况下：氯气是黄绿色的气体。 2.氯气有毒，并有刺激性气味。 3.密度比空气大。 4.易液化。熔沸点较低，压强为101kPa、温度为-34.6时易液化。液态氯为金黄色。如果将温度继续冷却到-101时，液氯变成固态氯。 5.1体积水在常温下可溶解2体积氯气。易溶于有机溶剂（汽油,苯等有机物），难溶于饱和食盐水。化学性质 1与金属反应 2NaCl22NaCl (现象：剧烈燃烧，白烟) CuCl2CuCl2 (现象：剧烈燃烧，棕黄色烟) 2Fe3Cl22FeCl3(现象：剧烈燃烧，棕褐色烟) 注：氯气具有强氧化性，因此，产物中像Fe、Cu这样的变价金属的化合价表现为最高价。 2与非金属反应 燃烧：发光、发热的剧烈化学反应例:与氢气反应H2+Cl2=2HCl现象：燃烧发出苍白色火焰，条件：点燃或光照，光照时会发生爆炸现象 3与水反应 在该反应中，氧化剂是Cl2，还原剂是Cl2，化学方程式是：Cl2+H2OHCl+HClO.改写成离子反应方程式是：Cl2H2O H+ Cl HClO 4与碱溶液反应 a.Cl22NaOHNaClNaClOH2O b.2Cl22Ca(OH)2CaCl2Ca(ClO)22H2O 上述两反应中，Cl2作氧化剂和还原剂 氯气的水溶液（氯水）：产生的次氯酸（HClO）具有漂白性，且可使蛋白质变质，且易见光分解。用途 用于消毒，制盐酸，制漂白粉，制多种农药；制氯仿等有机溶剂；制塑料等制取氯气的常用方法 1工业生产中用电解饱和食盐水法来制取氯气： 通电 2NaCl2H2O H2Cl22NaOH 2实验室通常用氧化HCl或浓盐酸的方法来制取氯气，常见的氧化剂有：MnO2、K2Cr2O7、KMnO4、KClO3、Ca(ClO)2，发生的反应分别是： 4HCl（浓）MnO2 MnCl2Cl22H2O 14HClK2Cr2O72KCl2CrCl37H2O3Cl2 16HCl2KMnO42KCl2MnCl28H2O5Cl2 6HClKClO3KCl3H2O3Cl2 4HClCa(ClO)2CaCl22H2O2Cl2 如不用浓盐酸，亦可用NaCl(固体)跟浓硫酸来代替如： 2NaClMnO23H2SO4 2NaHSO4MnSO4Cl22H2O 也可用非金属之间的置换反应： 2HCl + F2 = 2HF + Cl2