資源簡介 高中化學物質顏色總結1、紅色世界(1)基態:Fe2O3 (紅褐色)、Fe (OH)3 (紅 棕色)、[Fe (SCN)]2+ (血紅色)、Cu (紫紅色)、Cu2O (磚紅色)、NO2 (紅棕色)、P(紅磷、暗紅色)、Br2 (深紅棕色)、紅色石蕊試紙、 品紅溶液。(2)激發態:充氦氣的燈光呈粉紅色,充氖氣的燈光呈紅色,鈣元素的焰色呈磚紅色。(3)化學變化:①紫色石蕊在酸性溶液(pH<5.0)中變紅,②潤濕的藍色石蕊試紙遇酸性(CO2、SO2 、H2S 、HCl)變紅,③酚酞在堿性溶液中呈淺紅色(8.210),④甲基橙在酸性溶液(pH<3.1)中呈紅色,⑤甲基紅在酸性溶液(pH<4.4)中呈紅色,⑥pH試紙(黃色)遇酸性溶液(pH<2)變紅,⑦已經被二氧化硫褪色的品紅溶液在加熱時會出現紅色,⑧C(NaHSO4)>0.001mol/L時遇甲基橙變紅。2、橙色世界(1)基態:濃溴水 、甲基橙試劑、Br2 (CCl4)呈橙紅色。(2)化學變化:甲基橙在酸性溶液(3.13、黃色世界(1)基態:工業鹽酸(含有 Fe3+)、Au 、 S8 、Na2O2 (淡黃色)、AgBr(淡黃色)、AgI、 Ag3PO4(2)激發態:鈉元素焰色呈黃色(3)化學變化:①甲基橙在(pH>4.4)溶液中呈黃色,②久置的濃硝酸因溶有自身分解產生的二氧化氮而變黃4、綠色世界A(1)基態:F2 (淺黃綠色)、Cl2 (黃綠色)、Cu 2(OH)2CO3 (綠色)CuCl2(濃溶液呈綠色)、FeSO4(淺綠色)(2)激發態:銅元素的焰色呈綠色(3)化學變化:Fe (OH)2 (白色)—— 灰綠色——Fe (OH)3(紅棕色)5、青色世界(1)基態:鐵粉、銀粉及大多數金屬粉末、石墨、CuO 、 CuS 、Cu2S FeO 、 Fe3O4 、 MnO2(2)化學變化:①蔗糖遇濃硫酸被炭化變黑,②潤濕的白色醋酸鉛試紙遇H2S變黑,③硫磺粉與白色的水銀反應生成黑紅色的HgS,④H2S通入Pb(NO3)2 、 AgNO3 、 CuSO4溶液產生不溶于水也不溶于稀鹽酸和稀硫酸的黑色沉淀。6、藍色世界(1)基態:CuSO4 (溶液)、 CuSO4 5H2O (晶體)、液氧、臭氧(2)化學變化:①紫色石蕊在堿性溶液(pH>8)中變藍,②潤濕的紅色石蕊試紙遇堿性氣體變藍,③無水 CuSO4 (白色粉末)遇水變藍,④H2、H2S 、 CH4 、C2H5OH 燃燒火焰呈淡蘭色,CO燃燒火焰呈藍色,⑤S8在空氣中燃燒呈淡藍色火焰,在純氧中燃燒呈現明亮的藍紫色火焰,⑥淀粉遇 I2 (aq)變藍,⑦Cl2 、 Br2 、 NO2 、O3遇濕潤的淀粉碘化鉀試紙變藍7、紫色世界 ioqasdla吧SL;JD(1)基態:KMnO4 (H+)、紫色石蕊、碘單質呈紫黑色(2)激發態:充氬氣的燈光呈紫藍色,鉀元素的焰色呈紫色(透過藍色鈷玻璃觀察)(3)化學變化:①I2 升華生紫煙, ②NH4I受熱生紫煙, ③紫色石蕊在(5.0④鋅粉與碘的混合物中滴入水會生紫煙(反應放熱使碘升華)8、白色世界(1)基態:Pb(藍白色)、Hg、鋁粉、大多數塊狀金屬、 PbSO4 、BaSO4 、AgCl 、BaCO3 、 Ba3(PO4)2 、BaSO3 、CaCO3 、 Fe (OH)2 (不穩定)、 Mg (OH)2 、 Al (OH)3 、 ZnS(2)化學變化:①H2在Cl2中燃燒呈現蒼白色火焰, ②NH3遇 HCl 產生白煙,③Mg 、 Al在氧氣中燃燒發出耀眼的白光 ④紅磷在氯氣中燃燒時產生白色煙霧,⑤紅磷在氧氣中燃燒時產生白煙。高中化學元素知識點(1)金屬及其化合物一、金屬的通性1.金屬的物理性質:有金屬光澤、有延展性、導電、導熱。但不同金屬在密度、硬度、熔沸點等方面差別較大。這也是金屬單質的一大特點。2.金屬的化學性質:還原性,可表示為M – ne-→Mn+,金屬的還原性主要表現在金屬能與非金屬、水、酸、某些鹽發生反應。4Na + O2 == 2Na2O 2Na + O2==== Na2O2 2Na + Cl2 == 2NaCl二、知識點歸納(一)鈉的化合物⑴鈉的重要化合物⑵氧化鈉和過氧化鈉的比較氧化鈉(Na2O) 過氧化鈉(Na2O2)化合價 氧的化合價為-2價 氧的化合價為-1價類別 堿性氧化物 過氧化物,不是堿性氧化物顏色 白色固體 淡黃色固體與H2O反應 Na2O + H2O == 2NaOH 2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2↑與CO2反應 Na2O + CO2 == Na2CO3 Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2與酸反應 Na2O + 2HCl ==2NaCl + H2O 2Na2O2 + 4HCl == 4NaCl + 2H2O +O2↑漂白作用 無 有用途 制NaOH 作生氧劑,氧化劑保存 密封 密封轉化 Na2O → Na2O2⑶碳酸鈉與碳酸氫鈉的比較Na2CO3 NaHCO3俗稱 純堿、蘇打 小蘇打溶解性 易溶于水 易溶于水,但溶解度比Na2CO3小狀態 白色固體 白色晶體熱穩定性 加熱難分解 2NaHCO3 ? Na2CO3 + CO2↑+ H2O與酸反應 CO32 - + 2H+ == CO2↑+ H2O H+ + HCO3- == CO2↑+ H2O與CaCl2反應 Ca2+ + CO32- == CaCO3↓ 不反應與NaOH反應 不反應 HCO3- + OH- == CO32 - + H2O與Ca(OH)2反應 Ca2+ + CO32- == CaCO3↓ 2HCO3-(過量)+ 2OH- + Ca2+ == CO32 - + 2H2O + CaCO3↓相互轉化 CO32- + CO2 + H2O == 2HCO3-NaHCO3 + NaOH == Na2CO3 + H2O2NaHCO3 ? Na2CO3 + CO2↑+ H2O(二) 鋁及其重要化合物的性質⑴ 位置和原子結構示意圖: 第3周期 第ⅢA族。⑵ 物理性質:密度小熔點較低,硬度較小,銀白色金屬;⑶ 化學性質① 跟O2及其它非金屬反應 常溫下,在空氣中都因生成氧化膜,具有抗腐蝕能力。4Al+3O22Al2O3 2Al+3SAl2S3② 跟水反應2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2↑(一般不反應,只有氧化膜被破壞后反應)③ 跟非氧化性酸的反應2Al+6H+==2Al3++3H2↑(常溫下,在濃H2SO4、濃HNO3中鈍化)④ 跟堿反應2Al+2NaOH+2H2O == 2NaAlO2+3H2↑⑤與某些金屬氧化物反應——鋁熱反應 Fe2O3+Al 2 Fe+Al2O3⑷ 鋁的化合物化學式 Al2O3 Al(OH)3屬類 兩性氧化物 兩性氫氧化物顏色狀態 白色固體,天然產稱為剛玉(紅寶石、藍寶石) 白色膠狀沉淀溶解性 不溶于水 難溶熱穩定性 穩定 加熱分解為氧化物化和水與酸反應 Al2O3 + 6H+ == 2Al3+ + 3H2O Al(OH)3+ 3H+ == Al3+ + 3H2O與堿反應 Al2O3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O Al(OH)3 + NaOH == NaAlO2 + 2H2O其他性質 強還原性,用于冶煉難熔金屬 ————制備方法 2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2OAl3+ + 3NH3·H2O == Al(OH)3 ↓+ 3NH4+ Al3+ + 2AlO2 — + 3H2O == 2Al(OH)3↓(三) Fe的性質⑴ 周期表中的位置位于第4周期 第Ⅷ族,是過渡元素的代表。它是一種變價元素,通常顯示+2價、+3價,其化合物和其水溶液往往帶有顏色。⑵ Fe與O2反應,隨著外界條件和兩者量的相對多少不同,生成的產物不同。3Fe + 2O2 (純) Fe3O4(黑色、有磁性)2Fe (過量) + O2 2FeO(黑色,該反應在煉鋼過程中發生)4Fe + 3O2 2Fe2O3(紅棕色)生成Fe3O4的反應還有:3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2⑶ 鐵銹的成分及形成鋼鐵發生電化腐蝕時,Fe 參與電極反應的產物為Fe2+,后與OH—反應生成Fe(OH)2;因其不穩定,又轉變成Fe(OH)3失去部分水變成Fe2O3·nH2O。(在常溫下,鐵和水不反應。但在水和空氣里的氧氣、二氧化碳的共同作用下,鐵很容易生銹而被腐蝕。)⑷ 鐵與酸的反應 鐵與鹽酸、稀硫酸的反應:Fe + 2H+ == Fe2+ + H2O(反應后溶液呈淺綠色)鐵與過量稀硝酸的反應: Fe + 4H+ + NO3- == Fe3+ + NO↑+ 5H2O(反應后溶液呈棕黃色)Fe +4HNO3 (稀) =Fe(NO3)3 +NO↑+2H2O鐵粉過量: 3Fe +8HNO3 (稀) =3Fe(NO3)2 +2NO↑+4H2O鐵與濃硫酸的反應:常溫下,Fe在濃硫酸中被鈍化,即由于濃硫酸的強氧化性,使Fe的表面生成一層致密的氧化物薄膜,阻止了內部的金屬繼續跟濃硫酸反應。金屬鈉與金屬鐵的性質比較性 質 相 同 點 不 同 點物理性質 都是銀白色的金屬,都能導電、導熱。 密度:ρ(Fe)>ρ(Na) 硬度:Fe>Na 熔沸點:Fe>Na化學性質 都能跟氧氣、水等反應 鈉更易與氧氣、與水等反應⑸ 鐵的氧化物氧化物 FeO(堿性氧化物) Fe2O3(堿性氧化物) Fe3O4顏色狀態 黑色粉末 紅棕色粉末 黑色晶體溶解性 不 溶 于 水磁性 無 無 有與非氧化性酸反應 FeO + 2HCl == FeCl2 + H2O Fe2O3 + 6HCl == 2FeCl3 + 3H2O Fe3O4 + 8HCl == 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O與強氧化性酸反應 FeO + 4HNO3(濃)== Fe(NO3) 3 +NO2↑+ 2H2O Fe2O3 + 6HNO3== 2Fe(NO3) 3+ 3H2O Fe3O4 + 10HNO3(濃)3Fe(NO3) 3 +NO2↑+ 5H2O弱氧化性 與CO、Si、C作用 與CO、Al反應 與CO、Al反應穩定性 不穩定,可被氧化 穩定 穩定生成 2Fe(OH) 3 Fe2O3 +3H2O⑹ 鐵的氫氧化物 (C)氫氧化物 Fe(OH) 3 (弱堿) Fe(OH) 2(弱堿)顏色狀態 紅褐色沉淀 白色沉淀溶解性 難溶 難溶穩定性 2Fe(OH) 3 Fe2O3 +3H2O 極不穩定,在空氣中易轉化為Fe(OH) 3 (現象)與酸反應 Fe(OH) 3 + 3HCl == 2FeCl3 + 3H2O Fe(OH) 2 + 2HCl == FeCl2 + 2H2O其他性質 有氧化性(較穩定) 有還原性(不穩定)制備方法思考:用可溶性堿分別與Fe2+、Fe3+反應可制得Fe(OH)2和Fe(OH)3。通過哪些方法可避免生成Fe(OH)2中會有Fe(OH)3?提示:關鍵在于無孔不入的O2及Fe3+存在。4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3↓①驅氧法:如用同煮沸過的NaOH溶液和亞鐵鹽溶液。②隔氧法:如用長滴管吸取NaOH溶液后插入亞鐵鹽溶液面下加入;又如在液面上加某些合適的有機溶劑液封。③還原法:在FeSO4溶液中加入Fe釘,或者用Fe與稀H2SO4反應新制的FeSO4溶液,生成的H2又可驅趕O2。⑺ 鹽① Fe、Fe2+、Fe3+的相互轉化:鐵三角(FeFe2+Fe3+)② Fe2+和Fe3+鑒別Fe2+ Fe3+水溶液顏色 淺綠 棕黃加入NaOH Fe2+ + 2OH- == Fe(OH)2↓(白色)4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3↓白 →灰綠 → 紅褐色 Fe3+ + 3OH- == Fe(OH)3↓ (紅褐色)加入KSCN Fe2+ + 2SCN- Fe(SCN)2 無色 Fe3+ + SCN- [Fe(SCN)]2+血紅色通入Cl2 2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl—(2)非金屬元素及其化合物一、非金屬元素的主角――硅二、富集海水中的元素-氯1. 物理性質:黃綠色,有刺激性氣味的氣體,有毒,易液化,可溶于水(溶解度1:2)①2Na+Cl22NaCl (白煙)A. 與金屬反應 ②Cu+Cl2CuCl2 (棕黃色煙,與變價金屬反應生成高價金屬)③2Fe+3Cl22FeCl3(產生棕色的煙,常溫下不與干燥氯氣反應)①H2+Cl22HCl 白霧,發生爆炸H2+Cl22HCl(蒼白色火焰,HCl工業制法)1.氯氣的 B.與非金屬反應: ②2P+3Cl22PCl3 (白煙) 白色煙霧化學性質 2P+5Cl22PCl5(白霧)C.與水反應:Cl2+H2O HCl+HClO 氯氣的水溶液叫氯水4. 化學性質: ①Cl2+2NaOH = NaCl+NaClO+H2O (制漂白液,制氯氣尾氣處理)D.與堿反應 ②2Cl2+2Ca(OH)2 =Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O(工業制漂白粉制法)①2FeCl2+Cl2 = 2FeCl3 (溶液由淺綠色變為黃色)②2KI+Cl2 = 2KCl + I2 濕潤的淀粉KI試紙變藍,用于氯氣的檢驗E.氧化性: ③SO2+Cl2+2H2O = 2HCl + H2SO4 (除廢水中的氯)①反應原理:MnO2 + 4HCl(濃) MnCl2 + 2H2O + Cl2↑注意:MnO2跟濃鹽酸在共熱的條件下才反應生成Cl2,稀鹽酸不與MnO2反應。5.氯氣的 A.實驗室制法:②裝置組成:發生裝置---收集裝置---吸收裝置制法: ③實驗步驟:檢密—裝藥—固定—加熱—收集④收集方法:向上排空氣法 (或排飽和食鹽水法)⑤檢驗方法: 用濕潤的KI淀粉試紙置于瓶瓶口觀察是否變藍。⑥凈化裝置:用飽和食鹽水除去HCl,用濃硫酸干燥⑦尾氣處理:用堿液(NaOH)吸收B. 工業制法:(氯堿工業) 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2↑ + Cl2↑6.用途:1.氯水(氯氣的水溶液)Cl2+H2O ====== HCl+HClO (可逆)新制 A.分子:Cl2、H2O、HClO2.氯水的成分: B.離子:H+、Cl-、ClO-(少量) 、OH-(少量)2HClO ======= 2HCl + O2久置: 久制的氯水主要成份為H2O、HCl。(較稀的鹽酸)①弱酸性;一元弱酸,比H2CO3弱3.HClO基本性質 ②不穩定;2HClO = 2HCl + O2↑③ 強氧化性;殺菌能力,故氯水可用作自來水消毒。④漂白性;使色布、品紅溶液等褪色。4.HClO與H2CO3酸性比較:2.氯水的成分及相關物質的 5.氯水成份的確認及現象可能成分 加入試劑 現象 結論H+ 鎂粉 有氣體逸出 含H+Cl- 酸化了的硝酸銀 白色沉淀 含Cl-HClO(少量ClO- ) 紅紙 褪色 氯水有漂白作用Cl2 聞氣味 刺激性氣味 含Cl2H2O 無水硫酸銅 藍色晶體 含H2O性質::6.幾種漂白劑的比較漂白劑 HClO Na2O2(H2O2) SO2 活性炭漂白原理 氧化漂白 氧化漂白 化合漂白 吸附漂白品紅溶液 褪色 褪色 褪色 褪色紫色石蕊 先變紅后褪色 褪色 只變紅不褪色 褪色穩定性 穩定 穩定 不穩定 ——7. 漂白粉的漂白原理漂白粉溶液置于空氣中能產生漂白性;Ca(ClO)2+CO2+H2O = CaCO3↓+2HClO;漂白粉溶液中加酸能能提高漂白性; Ca(ClO)2+2HCl(稀)= CaCl2+2HClO;漂白粉變質原因:硫及其化合物硫 硫化物 硫鐵礦(FeS2)黃銅礦 (CuFeS2)A.主要是化合態: 硫酸鹽 石膏、芒硝① 存在 B.少量游離態:――天然硫(火山口附近)② 物理性質: 淡黃色晶體,不溶于水,微溶于酒精,易溶于CS2, 熔點112.8℃,沸點444.6℃A.與非金屬反應:S + O2 SO2 H2 + S H2S硫: B.與金屬反應:2Na + S == Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S③ 化學性質: C.特殊性質:S+2Ag====Ag2S, S+Hg===HgSD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);E濃硫酸反應:S + 2H2SO4(濃) 3SO2 + 2H2O。④硫的用途:三藥一柴即是制醫藥、火藥、農藥和火柴的原料;在化工工業中是生產硫酸等的原料。2.硫的氧化物A.物理性質:無色有刺激性有毒氣體,易溶于水(1:40),易液化。①酸性氧化物的通性:H2O + SO2 H2SO3亞硫酸是二元弱酸,不穩定,易分解,易被氧化),SO2 + 2NaOH == Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH == NaHSO3,SO2 ②氧化性:SO2 + 2H2S == 3S + 2H2O;B.化學性質: ③還原性:2SO2 + O2 2SO3,SO2 + Cl2 + H2O ==H2SO4 + 2HCl(以還原性為主,與O2\Cl2\NO2\Br2水、酸性高錳酸鉀反應)④漂白性:SO2 使某些有色物質褪色,但不能漂白酸堿指示劑。 (漂白性與氯氣相對比)C. SO2的實驗室制法:Na2SO3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2↑+ H2O.SO3: 色的晶體,熔點12.8℃,極易于水反應,同時放出大量的熱。SO3 + H2O == H2SO4.3. 硫酸⑴物理性質:無色粘稠狀液體,沸點338℃,難揮發,濃度高于98%的又稱“發煙硫酸”①稀硫酸的性質:酸的通性。a 吸水性,濃硫酸具有很強的吸水性,常作為干燥劑。b 脫水性,濃硫酸能按水的組成脫去有機物中的氫氧。如使蔗糖炭化。⑵化學性質: ②濃硫酸的特性 c氧化性:常溫下,能使Fe 、Al鈍化;加熱時能溶解大多數金屬(除Au、Pt外)Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2↑+ 2H2O;C+H2SO4 CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2OA.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.B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。S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2(沸騰爐)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氧化硫;中間有熱交換器,是為了充分利用能量而設計。;2SO2 + O2 2SO3,(接觸室)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,同時采取逆流原理。SO3 + H2O == H2SO4.(吸收塔)④尾氣處理: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. 硫酸的用途:用于化肥、農藥、醫藥、金屬礦的處理等生產中4. 幾種常見的硫酸鹽(1)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).用于各種模型和醫療的石膏綁帶,水泥生產的原料之一。(2)BaSO4:重晶石,不容易被X射線透過,醫療上作為“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。(3)FeSO4:FeSO4·7H2O俗稱綠礬,醫療上用于生產治貧血的藥劑,工業上是生產凈水劑和顏料的原料。四、氮及其化合物1、氮氣的性質(1)物理性質:無色無味的氣體,難溶于水,是空氣的主要成分。①通常情況氮氣的性質比較穩定,常用作保護氣②放電條件下與氧氣反應:N2 + O2 2NO,(2)化學性質: ③與H2反應:N2 + 3H2 2NH3 (工業合成氨的主要反應,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。④與金屬反應:3Mg + N2 Mg3N2⑶ 用途:合成氨、保護氣2、NO性質(1)物理性質:無色、有毒、不溶于水的氣體① 在空氣中容易被氧化為NO2:(2)化學性質: ②在有氧氣的條件下,NO和O2混合氣被水吸收:4NO + 3O2 + 2H2O == 4HNO3.③ 不與堿作用生成鹽① 實驗室制法:銅和稀硝酸(3)制法:② 工業制法:氨氣和氧氣制NO(氨的催化氧化)3、NO2的性質:(1)物理性質:紅棕色、刺激性味有毒氣體,溶于水① 與水反應:3NO2 + 2H2O == 2HNO3 + NO(2)化學性質: ②有氧氣的條件下:4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3③NO和NO2的混和氣體也可以被堿液吸收:NO + NO2 + 2NaOH == 2NaNO2 + H2O④(3)制法: 實驗室制法:銅和濃硝酸工業制法:NH 3 NO NO24. 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。5 氨氣的性質(1)物理性質:無色有刺激性味的氣體,極易溶于水(1:700),易液化。(2)分子結構:三角錐形極性分子①與水反應:NH3 + H2O NH3 H2O NH4+ + OH-,氨溶于水后,大部分氨分子與水反應生成一水合氨分子,一小部分一水合氨分子電離成銨根和氫氧根,因此氨水顯堿性。可用濕潤的紅色石蕊試紙來檢驗氨氣的存在。(3)化學性質:②易與酸反應:NH3 + H+ == NH4+,可用濃鹽酸來檢驗氨氣的存在,有白煙現象③催化氧化:4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O(是工業生產硝酸的基礎反應)。另外,氨氣可與氯氣反應:3Cl2 + 2NH3 == N2 + 6HCl,氨氣足夠時:3Cl2 + 8NH3 == N2 + 6NH4④ 與Ag+作用:Ag++2NH3===[Ag(NH3)2]+ 絡離子⑤ 使紫色石蕊試紙變藍①氨氣的實驗室制法: 2NH4Cl + Ca(OH)2 == CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O。也可用向濃氨水中加CaO或NaOH固體制氨氣。(4)制法: ② 工業制法:N2+3H2====2NH3干燥:不能用酸性干燥劑和CaCl2干燥(易形成CaCl2 .8NH3)(5)用途:工業原料(生產氮肥、硝酸、銨鹽等),有機合成,致冷劑6硝酸的性質(1)物理性質:純的硝酸是無色,易揮發的液體,常見的濃硝酸濃度一般是69%左右,濃硝酸久置變黃色,是因為硝酸見光分解產生的二氧化氮溶在其中。(2)化學性質:①見光分解:4HNO3 4NO2 ↑+ O2 ↑+ 2H2O.②酸的通性。但是金屬與硝酸反應無氫氣放出。A.常溫下,濃硝酸能使Fe、Al鈍化;③強氧化性: B.與金屬反應:Cu + 4HNO3 (濃)== Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O,3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O。C與非金屬反應:C + 4HNO3(濃) == CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O.另外:硝酸具有很強的腐蝕性。(3)硝酸的工業制法: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:①氧化爐:4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O,進一步氧化:2NO + O2 == 2NO2.②吸收塔:用水吸收:4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.尾氣處理:在工業生產中,將尾氣進行循環使用,處理后進行進一步氧化,再生產硝酸。(4)王水:1體積濃硝酸和3體積濃鹽酸的混鈉的重要化合物氧化物Na2O:白色固體,溶于水生成NaOH,不穩定,繼續跟O2反應生成淡黃色的Na2O2Na2O2:淡黃色固體2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2↑(漂白劑)2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2 (供氧劑)堿NaOH:白色固體,易潮解,俗名苛性鈉,燒堿鹽類NaCl(食鹽):存在于海水中Na2CO3:俗名蘇打,純堿,穩定,加熱難分解,晶體Na2CO3 10H2O易風化NaHCO3:俗名小蘇打,不穩定,加熱易分解,在水中溶解度小于Na2CO3,飽和Na2CO3溶液中通入CO2可見沉淀析出高溫點燃高溫570℃~1400℃高溫不顯紅色通入Cl2加熱至沸通入SO2品紅溶液褪色紅色褪色加熱至沸通入Cl2立即變紅隨即變為無色很快變成紅色紫色石蕊通入SO2⑶. H2SO4 的工業制法(接觸法)光照或△1 展開更多...... 收起↑ 資源預覽 縮略圖、資源來源于二一教育資源庫