2019高考化学 元素及其化合物 专题02 元素及其化合物反应方程式知识点讲解.doc

专题02 元素及其化合物反应方程式1. （2018江苏）下列指定反应的离子方程式正确的是A. 饱和Na2CO3溶液与CaSO4固体反应：CO32+CaSO4CaCO3+SO42B. 酸化NaIO3和NaI的混合溶液：I +IO3+6H+I2+3H2OC. KClO碱性溶液与Fe(OH)3反应：3ClO+2Fe(OH)32FeO42+3Cl+4H+H2OD. 电解饱和食盐水：2Cl+2H+Cl2+ H2【答案】A 2. （2018北京）下列化学用语对事实的表述不正确的是A. 硬脂酸与乙醇的酯化反应：C17H35COOH+C2H518OHC17H35COOC2H5+H218OB. 常温时，0.1 molL-1氨水的pH=11.1：NH3H2O+OHC. 由Na和C1形成离子键的过程：D. 电解精炼铜的阴极反应：Cu2+ +2eCu【答案】A【解析】分析：A项，酯化反应的机理是“酸脱羟基醇脱氢”；B项，氨水为弱碱水溶液，存在电离平衡；C项，Na易失电子形成Na+，Cl易得电子形成Cl-；D项，电解精炼铜时，精铜为阴极，粗铜为阳极。详解：A项，酯化反应的机理是“酸脱羟基醇脱氢”，硬脂酸与乙醇反应的化学方程式为C17H35COOH+C2H518OHC17H35CO18OC2H5+H2O，A项错误；B项，常温下0.1molL-1氨水的pH=11.1，溶液中c（OH-）=10-2.9molL-10.1molL-1，氨水为弱碱水溶液，电离方程式为NH3H2ONH4+OH-，B项正确；C项，Na原子最外层有1个电子，Na易失电子形成Na+，Cl原子最外层有7个电子，Cl易得电子形成Cl-，Na将最外层的1个电子转移给Cl，Na+与Cl-间形成离子键，C项正确；D项，电解精炼铜时，精铜为阴极，粗铜为阳极，阴极电极反应式为Cu2+2e-=Cu，D项正确；答案选A。3（2017江苏）下列指定反应的离子方程式正确的是 A钠与水反应: Na +2H2ONa+2OH + H2 B电解饱和食盐水获取烧碱和氯气: 2Cl+2H2OH2+ Cl2+2OH C向氢氧化钡溶液中加入稀硫酸: Ba2+OH + H+ + BaSO4+H2O D向碳酸氢铵溶液中加入足量石灰水: Ca2+OHCaCO3+H2O 【答案】B 知识点讲解钠及其化合物一、钠1钠的物理性质颜 色密 度熔 点硬 度银白色，有金属光泽(H2O)(Na)(煤油)低于100 质地柔软，可以用小刀切割 2钠的化学性质还原性Na，钠原子最外层只有一个电子，易失去，显还原性。(1)与非金属单质（O2、卤素、S、H2等）的反应 与O2反应常温下：4Na + O2 = 2Na2O 现象是：银白色迅速变暗，失去金属光泽。 加热或点燃条件下：2Na + O2 Na2O2 现象是：产生黄色火焰，生成淡黄色固体。 在氯气中燃烧：2NaCl22NaCl 现象是：产生大量白烟。 钠与硫混合研磨即生成Na2S ：S + 2Na = Na2S(2) 与水反应现 象浮游熔声红解 释密度比水小产生气体推动钠球游动反应放热，钠熔点低反应剧烈生成了强碱NaOH反应方程式及离子方程式2Na2H2O=2NaOHH22Na2H2O=2Na2OHH2 (3) 与盐酸反应离子方程式：2Na2H=2NaH2。(4) 与盐溶液 盐溶液饱和Ca(OH)2 (aq)NH4Cl(aq)CuSO4(aq)Ba(HCO3)2 (aq)现 象上述现象+产生白色沉淀上述现象+有刺激性气味气体产生上述现象+产生蓝色沉淀上述现象+产生白色沉淀解 释消耗水同时放热，Ca(OH)2溶解度减小有NH3产生产生Cu（OH）2沉淀产生BaCO3沉淀 (5) 与有机物反应钠与乙醇反应的方程式：2Na + 2CH3CH2OH 2CH3CH2ONa +H2钠与乙酸反应的方程式：2Na + 2CH3COOH 2CH3COONa +H23钠的制取及保存(1) 制取：化学方程式为2NaCl(熔融)2NaCl2。(2) 保存：密封保存，通常保存在煤油中。4钠的用途(1) 制取Na2O2等化合物。(2) 钠、钾合金(液态)可用于原子反应堆的导热剂。(3) 用作电光源，制作高压钠灯。(4) 冶炼某些金属金属钠具有强的还原性，熔融状态下可以用于制取金属，如4NaTiCl44NaClTi。二、钠及其化合物1氧化钠和过氧化钠物质氧化钠过氧化钠色、态白色固体淡黄色固体化学式Na2ONa2O2类别 碱性氧化物过氧化物氧元素的化合价 -2-1稳定性 较稳定稳定与H2O反应的方程式Na2O + H2O = 2NaOH2Na2O2+2H2O = 4NaOH + O2与CO2反应的方程式 Na2O + CO2 =Na2CO32Na2O2 + 2CO2 =2Na2CO3 + O2氧化性、漂白性 无有用途 制NaOH呼吸面具、漂白剂 2碳酸钠和碳酸氢钠 名 称碳酸钠碳酸氢钠化学式Na2CO3NaHCO3俗 名纯碱、苏打小苏打主要性质色 态白色固体粉末细小白色晶体水溶性易溶易溶，但比碳酸钠小热稳定性稳定不稳定与H反应 CO32- + H + = CO2 + H2O慢H+ + HCO3- = CO2 + H2O快与碱反应Ca（OH）2Ca2+ + CO32- = CaCO3 Ca（OH）2过量Ca2+ + OH- + HCO3- = CaCO3 + H2OCa（OH）2少量Ca2+ +2 OH-+2HCO3-=CaCO3+2H2O+ CO32-盐氯化钙Ca2+ + CO32- = CaCO3 不反应硫酸铝2Al3+ + 3CO32-=3CO2 +Al（OH）3Al3+ +3HCO3-=Al（OH）3+ 3CO2主要用途制玻璃，制皂，造纸，纺织发酵粉，制药，灭火剂相互转化 考点一 镁和铝的性质金属项目镁（Mg）铝（Al）原子结构原子最外层2个电子原子最外层3个电子原子半径1.601010m1.431010m化合价+2+3单质性质物 理性 质镁和铝都是密度较小、熔点较低、硬度较小的银白色金属，但镁和铝相比较，铝的硬度比镁的稍大，熔点和沸点都是铝比镁的高活泼性较活泼：较活泼：抗 腐蚀 性在空气中都能跟氧气反应，表面覆盖一层致密而坚硬的氧化物薄膜，都具有搞腐蚀性能与O2反应2Mg+ O2 = 2MgO4Al + 3O2 =2Al2O3与卤素单质、硫等反应Mg+ Cl2MgCl2 Mg+ SMgS2Al+ 3Cl22AlCl3 2Al+ 3SAl2S3 与 酸反 应Mg + 2 H+ = Mg2+ + H22Al + 6 H+ = 2Al3+ + 3H2与水反应Mg +2H2OMg（OH）2+H2不反应与碱反应不反应2Al+2NaOH +2H2O=2NaAlO2 + 3H2与氧化物反应2Mg + CO22MgO +C2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O3结 论镁、铝均为较活泼的金属，但镁的金属性强于铝解 释核电荷数镁小于铝，而原子半径镁大于铝，故核对最外层的电子引力镁小于铝，即Al比Mg难失电子，金属性弱于Mg 主要用途镁合金汽车、飞机制造、照明弹等铝合金汽车、船舶、飞机制造、防锈油漆、导线、电缆等考点二 镁和铝的重要化合物1. MgO与Al2O3的比较MgOAl2O3物理性质均为白色粉末，不溶于水，熔点高（MgOAl2O3），是优良的耐火材料化学性质与热水反应MgO +H2OMg（OH）2与水不反应碱性氧化物MgO +H+ = Mg2+ + H2O两性氧化物Al2O3 + 6H+= 2Al3+ +3H2O Al2O3 + 2OH- = 2AlO2- + H2O 2. Mg(OH)2与Al(OH)3的比较 Mg(OH)2Al(OH)3物理性质均为白色固体，不溶于水化学性质不稳定性不稳定性碱性两性制备Mg2+2OH-= Mg(OH)2Mg2+2NH3H2O =Mg(OH)2+2NH4+Al3+3NH3H2O=Al(OH)3+3NH4+不用强碱AlO2-+CO2+2H2O= Al(OH)3+HCO3-不用强酸考点三 镁和铝的冶炼1. 镁的冶炼 2. 铝的冶炼铝土矿（主要成分是Al2O3，含Fe2O3、SiO2、MgO等杂质）方案一：碱溶法 方案二：酸溶法 考点一 铁原子结构和性质：1. 铁是过渡元素，原子结构示意图：，位于第四周期，第族，主要化合价：+2、+3。2. 物理性质：银白色光泽、密度大，熔沸点高，延展性、导电、导热性较好、能被磁铁吸引。3. 化学性质 性 质铁与非金属反应 2Fe+3Cl22FeCl3 Fe+ SFeS3Fe+2O2Fe3O4 Fe+I2= FeI2与盐酸反应Fe+2HCl=FeCl2+H2遇冷浓硝酸、浓硫酸钝化；与氧化性酸反应不产生H2，且氧化性酸过量时生成Fe3+与盐溶液反应 Fe+CuSO4=CuSO4+FeFe + 2Fe3+ = 3Fe2+与水反应3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2 考点二 铁的氧化物及氢氧化物1. 铁的氧化物物 质FeOFe2O3(铁红)Fe3O4(磁性氧化铁)化合价+2+2+2、+3色、态黑色粉未红棕色粉未黑色晶体水溶性均不溶于水和H+反应FeO + 2H+ = Fe2+ + H2OFe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2OFe3O4 + 8H+ = 2Fe3+ + Fe2+ + 4H2O与CO的反应FexOy+yCO x Fe + yCO2稳定性在空气中氧化为Fe3O4空气中稳定在空气中稳定制备高温熔融，过量的铁与O2反应：2Fe+O22FeO氢氧化铁加热分解2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O铁在氧气中燃烧3Fe + 2O2Fe3O4 【拓展升华】Fe3O4中有1/3的Fe是+2价，有2/3的Fe是+3价，可写成FeOFe2O3，但不能认为Fe3O4是FeO和Fe2O3的混合物，实际上是纯净物。2 铁的氢氧化物物 质氢氧化亚铁(Fe(OH)2)氢氧化铁 Fe(OH)3色 态白色固体红褐色固体水溶性难溶于水与酸反应Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2OFe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O与强氧化酸反应3Fe(OH)2 + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO+8H2OFe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O稳定性不稳定，易被空气中的氧气氧化，颜色变化：白色灰绿色红褐色4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3较稳定空气中久置会部分失水成铁锈受热易分解2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O实验室制备煮沸蒸馏水，赶走溶解的氧气煮沸NaOH溶液，赶走溶解的氧气配制FeSO4溶液，加少量的还原铁粉用长滴管将NaOH溶液送入FeSO4溶液液面以下Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2铁盐与可溶性碱反应Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 考点四 铜及其化合物1. 铜的物理性质和用途铜是红色的固体，能导电，据此性质，铜可以用作导线。铜还有许多重要的合金，如青铜、黄铜等。2. 铜的化学性质铜属于不活泼的金属，因此它不能置换出酸或水中的氢。1 铜与非金属的反应与氧气反应：2Cu + O2 2CuO在潮湿空气中还可发生腐蚀生成绿色的铜锈：2Cu +CO2 +H2O +O2= Cu2（OH）2CO3 2 与其它非金属的反应： Cu+Cl2CuCl2 ，2Cu + S Cu2S3 与酸的反应铜与非氧化性酸（如盐酸、磷酸等）不反应。铜与强氧化性酸（如浓硫酸、硝酸等）能反应，但不生成氢气。3Cu + 8HNO3 = 3Cu（NO3）2 + 2NO + 4H2O4 与盐溶液的反应Cu + 2AgNO3 = Cu（NO3）2 + 2Ag ，Cu + 2FeCl3 = 2FeCl2 + CuCl23. 铜的冶炼工业上，主要采用高温冶炼黄铜矿的方法获得铜。这种方法冶炼的铜，其含量为99.5%99.7%，还有Ag、Au、Fe、Zn等杂质。要达到电气化生产铜的要求，这种由黄铜矿高温冶炼的铜还必须经过电解精炼，电解精炼得到的铜，其含量高达99.95%99.98%。电解精炼铜时，阳极材料：粗铜；阴极材料：纯铜；电解质溶液：CuSO4。4. 铜的重要化合物 CuO 在高温下分解：2CuO Cu2O+O2 。CuO为黑色而Cu2O为红色，氧化铜可作为铜盐的原料，氧化亚铜可作为制造玻璃、搪瓷的红色颜料。2 CuSO4及 CuSO45H2O硫酸铜晶体（CuSO45H2O）俗名胆矾或蓝矾。CuSO45H2O受热分解的化学方程式为：CuSO45H2O CuSO4 +5H2O 考点一 硅1硅的存在和物理性质 存在：只以化合态存在，主要以SiO2和硅酸盐的形式存在于地壳岩层里，在地壳中含量居第二位。 物理性质：晶体硅是一种灰黑色固体，具有金属光泽，硬而脆的固体，熔沸点较高，能导电，是良好 的半导体材料 。2. 硅的化学性质 与单质（O2、F2）反应 Si + O2 SiO2 Si+2F2=SiF4 与酸（HF）反应 Si+4HF = SiF4+2H2 与强碱（如NaOH）溶液反应Si+2NaOH +H2O = Na2SiO3+2H23用途：制造半导体、计算机芯片、太阳能电池。考点三 硅酸及硅酸盐1. 硅酸 物理性质：与一般的无机含氧酸不同，硅酸难溶于水。 化学性质：. 弱酸性：是二元弱酸，酸性比碳酸弱，与NaOH溶液反应的化学方程式为：H2SiO3+2NaOH= Na2SiO3+2H2O。. 不稳定性：受热易分解，化学方程式为：H2SiO3 H2O+ SiO2。 制备：通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得，如Na2SiO3溶液与盐酸反应：Na2SiO3+2HCl= H2SiO3+2NaCl 用途：硅胶可用作干燥剂、催化剂的载体等。2. 硅酸盐定义：硅酸盐是由硅、氧、金属所组成的化合物的总称。硅酸盐结构复杂，一般不溶于水，性质很稳定。通常用氧化物的形式来表示其组成。例如：硅酸钠Na2SiO3（Na2OSiO2），高岭石Al2Si2O5(OH)4（Al2O32SiO22H2O）。书写顺序为：活泼金属氧化物较活泼金属氧化物二氧化硅水。注意事项： 氧化物之间以“ ”隔开；计量数配置出现分数应化为整数。例如：钾长石KAlSi3O8不能写成K2OAl2O33SiO2，应写成K2OAl2O36SiO2。硅酸钠：Na2SiO3，其水溶液俗名水玻璃，是一种无色粘稠液体，是一种矿物胶，用作黏合剂和木材防火剂。考点四 常见无极非金属材料及其主要用途传统的无极非金属材料硅酸盐产品水 泥玻 璃陶瓷原 料石灰石、黏土纯碱、石灰石、石英黏土反应原理发生复杂的物理化学变化SiO2 + Na2CO3Na2SiO3 + CO2SiO2 + CaCO3CaSiO3 + CO2发生复杂物理化学变化主要设备水泥回转窑玻璃窑陶瓷窑主要成分3CaOSiO2、2CaOSiO2、3CaOAl2O3Na2SiO3、CaSiO3、SiO2反应条件高温高温高温 考点一 氯气Cl21物理性质：常温、常压下，氯气是是黄绿色、有刺激性气味的气体；有毒，密度比空气大；常温、常压下的溶解度为1:2，易液化。2化学性质：（1）与金属单质反应：a与Na反应：2NaCl22NaCl , 现象：产生白烟。b与Cu反应：CuCl2CuCl2 ，现象：产生棕黄色的烟。c与Fe反应：2Fe3Cl22FeCl3 ， 现象：产生棕色的烟。注：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中（2）与非金属单质反应：a .与氢气反应：H2Cl22HCl，现象：发出苍白色火焰，瓶口有白雾生成。注：H2Cl22HCl（会发生爆炸）不可用于工业制盐酸（3）与水反应溶于水的氯气部分与水反应Cl2+H2O HCl+HClO（Cl2H2O H+ Cl- HClO）（4）与碱反应：a. 与氢氧化钠反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH=Cl+ClO+H2O)b. 与氢氧化钙反应：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O (Cl2+2OH=Cl+ClO+H2O)漂白粉的成分是：CaCl2和Ca(ClO)2。有效成分是：Ca(ClO)2。漂白原理：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO； 漂白粉失效：2HClO=2HCl+O2 （见光易分解）。（5）氯气与还原性物质反应： 与NaBr：Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 与FeBr2：(少量)：3Cl2 + 2FeBr2 = 2FeCl3 + 2Br2 与SO2混合通入水中：Cl2+SO2+2H2O = H2SO4+2HCl （Cl2+SO2+2H2O=4H+SO42+2Cl）与Na2SO3反应：Cl2SO32H2O=SO42-2Cl2H+3氯气的制备 实实验室制法： 原理：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2+Cl2+2H2O 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 主要装置：固+液气 收集方法：向上排空气法或排饱和食盐水的方法。 除杂方法：用饱和食盐水除去HCl。 干燥：浓H2SO4。 验满：湿润的淀粉碘化钾试纸放到集气瓶口，变蓝。 检验：使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝。 尾气处理：用NaOH溶液吸收尾气。 工业制法：原理：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl24用途：制盐酸、漂白粉、消毒杀菌、农药等。考点一 硫1. 硫在自然界的存在：（1）游离态：硫单质俗称硫磺，主要存在于火山喷口附近或地壳的岩层里。（2）化合态：主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。有关的化学式为：硫铁矿FeS2、黄铜矿 CuFeS2、生石膏CaSO42H2O、芒硝Na2SO410H2O 。2. 物理性质：淡黄色固体，不于水，可溶于酒精，易溶于CS2（用于洗涤沾有硫的容器） ，熔沸点都很低。3. 硫的化学性质 氧化性：与绝大多数金属反应：与铁反应Fe + SFeS 、与铜反应 2Cu + S Cu2S与非金属反应：H2+SH2S 还原性：与氧气发生反应 SO2 SO2 与强氧化剂反应浓HNO3反应 自身氧化还原反应 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O 考点二 二氧化硫和三氧化硫1. 二氧化硫（1）物理性质颜色气味毒性密度溶解性无色刺激性有比空气大易溶（1:40） （2）化学性质 酸性氧化物-亚硫酐a二氧化硫与水反应 ：SO2 + H2O H2SO3 (亚硫酸)使紫色石蕊试液变红.b二氧化硫与碱的反应SO2少量：SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O ；SO2过量：SO2 + NaOH = NaHSO3 SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O；Na2SO3 + H2O + SO2 = 2NaHSO3 c与碱性氧化物反应 SO2+CaO=CaSO3 二氧化硫的氧化性：SO2+2H2S = 3S + 2H2O 二氧化硫的还原性 aSO2O22SO3b与卤素单质反应：SO2 + Br2 + 2 H2 O = H2 SO4 + 2HBr SO2 + Cl2 + 2 H2 O = H2 SO4 + 2HClc与某些强氧化剂的反应：2KMnO4 + 2H2O+ 5SO2 = K2SO4 +2MnSO4 + 2H2SO4 漂白性 品红溶液中通入SO2， 再回热变为红色。 用途：制H2SO4 ；作漂白剂；杀菌，消毒。2. 三氧化硫（1）物理性质：又名硫酸酐，是一种无色易挥发的晶体，溶点16.80C，沸点44.80C，标况下为固体。（2）化学性质：具有酸的氧化物的通性，与水反应放出大量的热，具有较强的氧化性。3. 硫的氧化物对大气的污染;酸雨的pH小于5.6。考点三 硫酸1. 物理性质：难挥发；与水以任意比例互溶，溶解时可放出大量热。稀释浓硫酸的方法是：把浓硫酸沿器壁慢慢注入水里，并边加加搅拌。2. 浓硫酸的特性：吸水性：常用作干燥剂，但不能干燥NH3、H2S、HBr、HI。脱水性：将有机物中的氢氧原子以2：1比例脱去，如使蔗糖碳化。强氧化性;铁、铝遇浓硫酸钝化。 与铜反应：Cu +2H2SO4 CuSO4 + SO2 +2H2O与碳反应：C + 2H2SO4 CO2 + 2SO2 +2H2O3. SO42-的检验（干扰离子可能有：CO32-、SO32-、SiO32-、Ag、PO43等）：待测液 ，加过量盐酸酸化，变为澄清液，再加BaCl2溶液，有白色沉淀生成，说明待测液中含有SO42-离子。考点一 氮气1. 氮气的分子结构，N2电子式：，结构式为NN。由于N2分子中的NN键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼。2. 物理性质：是一种无色无味的气体，密度比空气略小，难溶于水。3. 氮气的化学性质：常温下氮气很稳定，很难与其它物质发生反应，但这种稳定是相对的，在一定条件下（如高温、放电等），也能跟某些物质（如氧气、氢气等）发生反应。 N2的氧化性： 与H2化合生成NH3 N2 +3H22NH3 该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理。 镁条能在N2中燃烧 N2 + 3Mg = Mg3N2（金属镁、锂均能与氮气反应）Mg3N2易与水反应：Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3镁条在空气中点燃发生的反应有： 2Mg + O2 = 2MgO N2 + 3Mg = Mg3N2 2Mg + CO2 = 2MgO + C N2与O2化合生成NO： N2 + O22NO 在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应。4氮气的用途： 合成氨，制硝酸； 代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化； 在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发； 保存粮食、水果等食品，以防止腐烂； 医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术； 利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能。5制法： 实验室制法：加热NH4Cl饱和溶液和NaNO2晶体的混合物。NaNO2 + NH4Cl = NaCl + N2+ 2H2O 工业制法： 6氮的固定：游离态氮转变为化合态氮的方法。自然固氮 闪电时，N2 转化为NO生物固氮 豆科作物根瘤菌将N2 转化为化合态氮 工业固氮 工业上用N2 和H2合成氨气考点二 氮的氧化物各种价态氮氧化物：（N2O）、（NO）、（N2O3）、（NO2、N2O4）、（N2O5），其中N2O3和N2O5分别是HNO2和HNO3的酸酐。气态的氮氧化物几乎都是剧毒性物质，在太阳辐射下还会与碳氢化物反应形成光化学烟雾。1NO、NO2性质： 氮的氧化物一氧化氮(NO)二氧化氮(NO2)物理性质为无色、不溶于水、有毒的气体为红棕色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水化学性质极易被空气中的O2氧化：2NO + O2= 2NO2NO中的氮为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性与H2O反应：3NO2 + H2O2HNO3 + NO(工业制HNO3原理在此反应中，NO2同时作氧化剂和还原剂)与NaOH等强碱溶液的反应，2NO2 + 2NaOH = NaNO2 +NaNO3 + H2O平衡体系：2NO2 N2O4氮氧化物对环境的污染、危害及防治措施硝酸型酸雨的产生及危害造成光化学烟雾的主要因素：氮氧化物（NxOy）和碳氢化合物（CxHy）在大气环境中受到强烈的太阳紫外线照射后，发生复杂的化学反应，主要生成光化学氧化剂（主在是O3）及其他多种复杂的化合物，这是一种新的二次污染物，统称为光化学烟雾。光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡。光化学烟雾主要发生在阳光强烈的夏、秋季节。破坏臭氧层措施：空气中的NO、NO2污染物主要来自于石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气，因此使用洁净能源，减少氮氧化物的排放；为汽车安装尾气转化装置；处理工厂废气可以减少排放。 2NO、NO2的制取： 实验室NO可用Cu与稀HNO3反应制取：3Cu8HNO3（稀）3Cu（NO3）22NO4H2O，由于NO极易与空气中的氧气作用，故只能用排水法收集。 实验室NO2可用Cu与浓HNO3反应制取：Cu4HNO3（浓）Cu（NO3）22NO22H2O，由于NO2可与水反应，故只能用排空气法收集。32NO2 N2O4 H0 的应用4有关NO、NO2、O2的混合气体和水反应的计算基本反应：3NO2+H2O=2HNO3+NO 2NO+O2=2NO24NO2+O2+2H2O=4HNO3 4NO+3O2+2H2O=4HNO3考点三 氨气、铵盐1氨分子的结构：NH3的电子式为，结构式为，氨分子的结构为三角锥形，N原子位于锥顶，三个H原子位于锥底，键角10718，是极性分子。2. 物理性质：氨气是无色、有刺激性气味的气体，在标准状况下，密度是0.771gL1，比空气小。氨易液化，液氨气化时要吸收大量的热，使周围温度急剧下降，所以液氨可作致冷剂。氨气极易溶于水，常温常压下，1体积水中大约可溶解700体积的氨气。氨的水溶液称氨水。计算氨水的浓度时，溶质应为NH3 。3.化学性质： 跟水反应：氨气溶于水时（氨气的水溶液叫氨水），大部分的NH3分子与H2O分子结合成NH3H2O（一水合氨）。NH3H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4和OH。NH3 + H2ONH3H2ONH4 + OH 氨水的性质：氨水具有弱碱性，使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为蓝色。氨水的浓度越大，密度反而越小（是一种特殊情况）。NH3H2O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出： NH3H2O NH3+ H2O 氨水的组成：氨水是混合物（液氨是纯净物），其中含有3种分子（NH3、NH3H2O、H2O）和3种离子（NH4和OH、极少量的H）。 氨水的保存方法：氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水。通常把氨水盛装在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里。 有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以NH3H2O形式存在，但计算时仍以NH3作溶质。 NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检验NH3。 氨与酸（硫酸、硝酸、盐酸等）反应，生成铵盐。反应原理： NH3 + H+ = NH4+ 当蘸有浓氨水的玻璃棒与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时，产生大量白烟。这种白烟是氨水中挥发出来的NH3与盐酸挥发出来的HCl化合生成的NH4C1晶体小颗粒。反应的方程式：NH3 + HCl = NH4Cl 氨气与挥发性酸（浓盐酸、浓硝酸等）相遇，因反应生成微小的铵盐晶体而冒白烟，这是检验氨气的方法之。 与O2反应：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O氨气在催化剂（如铂等）、加热条件下，被氧气氧化生成NO和H2O。此反应是放热反应，叫做氨的催化氧化（或叫接触氧化）是工业制硝酸的反应原理之一。 4NH3 + 3O2（纯氧） = 2N2 + 6H2O（黄绿色火焰） 还原性：与CuO、Cl2等的反应。氨气还原CuO是实验室制氮气的方法之一，其反应方程式为3CuO + 2NH3 N2 + 3Cu +3H2O氨气与少量氯气反应的化学方程式为8NH3 + 3Cl2 = N2 + 6NH4Cl氨气与足量氯气反应的化学方程式为2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl4氨气的用途： 是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料； 是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料； 用作冰机中的致冷剂。5氨的实验室制法： 反应原理：2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3+ 2H2O 发生装置：固固反应加热装置，与制取氧气的发生装置相同。 干燥：用碱石灰干燥。不能用浓H2SO4、P2O5等酸性干燥剂和CaCl2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应（CaCl2与NH3反应生成CaCl28NH3）。 收集方法：由于氨极易溶于水，密度比空气小，所以只能用向下排空气法收集。 检验： a用湿润的红色石蕊试纸放试管口或者瓶口（变蓝）b蘸有浓盐酸的玻璃棒接近试管口或者瓶口（产生白烟）。棉花团的作用：是为了防止试管内的NH3与试管外的空气形成对流，以期在较短时间内收集到较为纯净的氨气。 制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易发生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯。 消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。 NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥。 实验室制取氨气的另一种常用方法：将浓氨水滴到生石灰或烧碱固体上。有关反应的化学方程式为： CaO + NH3H2O = Ca(OH)2 + NH3 烧碱或生石灰的作用：一是增大溶液中的OH浓度，二是溶解或反应放热，促使NH3H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制O2（H2O2为原料）、C2H2气体的装置相同。6铵盐：由铵离子和酸根离子构成的盐。如：硫酸铵【（NH4）2SO4 ，俗称硫铵，又称肥田粉】，氯化铵【NH4Cl，俗称氯铵】，硝酸铵【NH4NO3，俗称硝铵】，碳酸氢铵【NH4HCO3，俗称碳铵】铵盐属于铵态氮肥。 铵盐的性质 铵盐都是无色或白色的晶体晶体，且都易溶于水。 与碱作用：(NH4)2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2NH3+ 2H2ONH3NO3 + NaOH NaNO3 + NH3+ H2O实质：NH4+ + OH NH3+ H2O铵盐与碱共热都能产生NH3，这是铵盐的共同性质。有关系式：NH4+ NH3，相互之间可以转化。a若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：NH4+ OHNH3+ H2Ob若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示为：NH4+ OHNH3 H2Oc若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示。 受热发生分解反应：固态铵盐受热都易分解根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下两种情况：a组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。例如：NH4Cl(固) NH3+ HCl NH3 + HClNH4Cl （试管上端又有白色固体附着）又如： NH4HCO3NH3+ H2O + CO2b组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出例如：NH3NO3 N2O+ 2H2O （发生复杂的反应，爆炸）贮存铵态氮肥时，为了防止受热分解，应密封包装并放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效。 NH4+的检验方法：将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐(NH4)。考点四 硝酸1物理性质： 纯硝酸是无色、易挥发（沸点为83）、有刺激性气味的液体，常用浓HNO3的质量分数为69%，能跟水以任意比互溶，打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生。（与浓盐酸相同） 质量分数为98以上的浓硝酸挥发出来的HNO3蒸气遇空气中的水蒸气形成极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象”。因此，质量分数为98以上的浓硝酸通常叫做“发烟硝酸”。2化学性质： 具有酸的一些通性，但硝酸与金属反应时一般无氢气产生。例如： CaCO3 + 2HNO3(稀)Ca(NO3)2 + CO2+ H2O（实验室制CO2气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替） 不稳定性。HNO3见光或受热易发生分解，HNO3越浓，越易分解。硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黄色。有关反应的化学方程式为： 4HNO32H2O + 4NO2+O2 强氧化性：不论是稀HNO3还是浓HNO3，都具有极强的氧化性。HNO3浓度越大，氧化性越强。其氧化性表现在以下几方面： 几乎能与所有金属（除Pt、Au外）反应。当HNO3与金属反应时，HNO3被还原的程度（即氮元素化合价降低的程度）取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱。对于同一金属单质而言，HNO3的浓度越小，HNO3被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多。一般反应规律为： 金属 + HNO3(浓) 硝酸盐 + NO2 + H2O 金属 + HNO3(稀) 硝酸盐 + NO + H2O 较活泼的金属(如Mg、Zn等) + HNO3(极稀) 硝酸盐 + H2O + N2O(或NH3等)金属与硝酸反应的重要实例为： 3Cu + 8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色（无色的NO被空气氧化为红棕色的NO2）。实验室通常用此反应制取NO气体Cu + 4HNO3(浓) Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生，此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体。 变价金属与硝酸反应时，产物的价态则要看硝酸与金属的物质的量的相对大小，若金属过量，则生成低价的金属硝酸盐；若硝酸过量，则生成高价的金属硝酸盐。如：铁与稀硝酸的反应：3Fe（过量）8HNO3（稀）3Fe（NO3）22NO4H2OFe（不足）4HNO3（稀）Fe（NO3）3NO2H2O 常温下，浓HNO3能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜。因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应。（与浓硫酸相似） 浓HNO3与浓盐酸按体积比13配制而成的混合液叫王水。王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au。 能把许多非金属单质（如C、S、P等）氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物。例如： C + 4HNO3(浓) = CO2+ 4NO2+ 2H2O 能氧化某些具有还原性的物质，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2等。应注意的是，NO3无氧化性，而当NO3在酸性溶液中时，则具有强氧化性。例如，在Fe(NO3)2溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H而使Fe2被氧化为Fe3；又如，向浓HNO3与足量的Cu反应后形成的Cu(NO3)2中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO3继续反应。 能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等。因此在使用硝酸（尤其是浓硝酸）时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤。 与有机物反应：在一定条件下硝酸可与某些有机物发生取代反应和颜色反应。如：浓硝酸与苯、苯酚等物质的硝化反应；与纤维素的酯化反应；与某些蛋白质的颜色反应等。3保存方法：硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方。4用途：硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐、氮肥等。5硝酸的制法： 硝酸的实验室制法：原理：利用浓H2SO4的高沸点，难挥发性制取挥发性的HNO3。NaNO3 + H2SO4(浓) = NaHSO4 + HNO3 因HNO3的不稳定性，加热温度不宜过高，还因为硝酸易腐蚀橡胶，所以此反应禁用橡胶塞，所用仪器为曲颈甑。 硝酸的工业制法：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO尾气吸收：NO2和NO NO2+NO+2NaOH=2NaNO2+ H2O 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O消除对大气的污染当V(NO2)V(NO)11时，尾气可全部被吸收；当NO过量时，应先补充适量的O2。