金属和非金属化合物的总结

钠及其化合物：

（一）、钠

1． Na与水反应的离子方程式：命题角度为是否违反电荷守恒定律。

2． Na的保存：放于煤油中而不能放于水中，也不能放于汽油中；实验完毕后，要放回原瓶，不要放到指定的容器内。

3． Na、K失火的处理：不能用水灭火，必须用干燥的沙土灭火。

4． Na、K的焰色反应：颜色分别黄色、紫色，易作为推断题的推破口。注意做钾的焰色反应实验时，要透过蓝色的钴玻璃，避免钠黄光的干扰。

5． Na与熔融氯化钾反应的原理：因钾的沸点比钠低，钾蒸气从体系中脱离出来，导致平衡能向正反应移动。(Na+KCl(熔融)=NaCl+K

（二）、氢氧化钠

1． 俗名：火碱、烧碱、苛性钠

2． 溶解时放热：涉及到实验室制取氨气时，将浓氨水滴加到氢氧化钠固体上，其反应原理为：一是NaOH溶解放出大量的热，促进了氨水的分解，二是提供的大量的OH^-，使平衡朝着生成NH₃的方向移动。与之相似的还有：将浓氨水或铵盐滴加到生石灰上。涉及到的方程式为NH₄^＋＋OH^－NH₃·H₂O NH₃↑H₂O

3． 与CO₂的反应：主要是离子方程式的书写（CO₂少量和过量时，产物不同）

4． 潮解：与之相同的还有CaCl₂、MgCl₂

（三）、过氧化钠

1． 非碱性氧化物：金属氧化物不一定是碱性氧化物，因其与酸反应除了生成盐和水外，还有氧气生成，化学方程式为：2Na₂O₂+4HCl=4NaCl+2H₂O+O₂↑

2． 过氧化钠中微粒的组成：1mol过氧化钠中所含有离子的数目为3N_A，或说它们的微粒个数之比为2：1，命题角度为阿伏加德罗常数。

3． 过氧化钠与水、CO₂的反应：一是过氧化钠既是氧化剂也是还原剂，水既不是氧化剂也不是还原剂；二是考查电子转移的数目（以氧气的量为依据）。

4． 强氧化性：加入过氧化钠后溶液离子共存的问题；过氧化钠与SO₂反应产物实验探究。

（四）、碳酸钠与碳酸氢钠

1． 俗名：Na₂CO₃（纯碱、苏打）；NaHCO₃（小苏打）

2． 除杂：CO₂（HCl）：通入饱和的NaHCO₃溶液而不是饱和Na₂CO₃溶液。

3． NaHCO₃（少量与过量）与石灰水的反应：命题角度为离子方程式的书写正误

4． 鉴别：用BaCl₂、CaCl₂或加热的方法，不能用石灰水。

5． NaHCO₃溶液中离子浓度大小的顺序问题：因HCO₃^-水解程度大于电离程度，顺序为c(Na⁺)＞c(HCO₃^-)＞c(OH^-)＞c(H⁺)＞c(CO₃^2-)，也有c(CO₃^2-) ＜c(H₂CO₃)。

（五）、氯化钠：

1． 除杂：NaCl的溶解度受温度的影响不大，而KNO₃的溶解度受温度的影响较大，利用二者的差异情况，进行分离。NaCl（KNO₃）：蒸发、结晶、过滤；KNO₃（NaCl）：降温、结晶、过滤。

2． 氯碱工业：电解饱和的食盐水，以此为载体，考查电解原理的应用。题目的突破口为：一是湿润的淀粉KI试纸变蓝，判断此极为电解池的阳极；二是在电解后的溶液滴入酚酞试液，溶液液变红，判断此极为电解池的阴极。

3． 配制一定物质的量的浓度的溶液：因其是高中化学中的第一个定量实验，其重要性不言而喻。主要命题角度为：一是计算所需的物质的质量，二是仪器的缺失与选择，三是实验误差分析。

点评：钠及其化合物，在高考中，过氧化钠的强氧化性、碳酸氢钠溶液中各离子浓度的大小比较、实验室配制一定物质的量浓度的溶液、电解饱和的食盐水已成为高考的热点。

铝及其化合物：

（一）、铝

1．  铝与NaOH溶液的反应：因它是唯一能与碱反应的金属，具有代表性，易成高考的热点，主要涉及除杂问题。

2．  铝箔的燃烧：现象是铝箔熔化，失去光泽，但不滴落。原因是铝表面的氧化膜保护了铝，氧化铝的熔点（2050℃）远远高于铝（660℃）的熔点。

3．  铝、铁钝化：常温下，与浓硫酸、浓硝酸发生钝化（发生化学反应）不是不反应，因生成了致密的氧化膜。但在加热条件下，则能继续反应、溶解。

4． 铝热反应：实验现象：剧烈反应，发出耀眼的光芒，放出大量的热，有大量的熔化物落下来。引燃剂：镁条、氯酸钾；铝热剂：铝粉和金属氧化物组成的混合物。

5．离子共存：加入铝能产生氢气的溶液，说明此溶液含有大量的H⁺或OH^-，酸溶液中不能含有NO₃^-、AlO₂^-，溶液中一旦有了NO₃^-，溶液就成了HNO₃，它与铝将不再产生氢气；碱溶液中不能含有Al³⁺、NH₄⁺，但可含有AlO₂^-。

（二）、氧化铝

1．熔点高：作耐火坩埚，耐火管和耐高温的实验验仪器等。

2．两性氧化物：因它是化学中唯一的两性氧化物，特别与碱的反应，更应引起重视。

3．工业制备铝：2Al₂O₃(熔融)4Al+3O₂↑

（三）、氢氧化铝

1．制备原理:命题角度为是离子方程式的书写；强调用氨水,而不能用强碱。

2．两性氢氧化物：因它是化学中唯一的两性氢氧化物，特别与碱反应，更应引起重视。

3．治疗胃酸过多：因其碱性不强，不会对胃壁产生强剌激作用，但可与胃酸（盐酸）反应，不能用强碱如NaOH。

4．明矾净水原理：因溶液中的铝离子发生水解，生成Al(OH)₃胶体，它可以和悬浮水中的泥沙形成不溶物沉降下来，故明矾可用作净水剂。

点评：铝及其化合物具有一些独特的性质，如铝与碱的反应、Al₂O₃、Al(OH)₃分别是两性氧化物、两性氢氧化物。利用铝能与碱反应而其他金属不能，经常出现在实验题中，有关Al、Al³⁺、AlO₂^-的离子共存问题，也是高考的热点。

铁及其化合物：

（一）、铁

1．铁与水蒸气的反应：可能设计成探究实验，探究产物等。

2．铁的生锈：纯铁不易生锈，生铁放在潮湿的环境中易生锈，原理是发生电化学腐蚀，涉及的主要反应原理：Fe-2e^-=Fe²⁺（负极）,2H₂O+O₂+4e^-=4OH^- （正极）,

4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4 Fe(OH)₃, 2Fe(OH)₃.xH₂O =Fe₂O₃.nH₂O+(2x-n) H₂O

3．铁与氯气、盐酸反应：产物分别为FeCl₂ 、FeCl₃，且它们之间的相互转化，在推断题和实验题的除杂中经常出现。

（二）、氧化物

1．铁的氧化物成分：废铁屑的主要成分Fe₂O₃；铁锈的主要成分为Fe₂O₃. nH₂O；黑色晶体、磁性氧化铁为Fe₃O₄；红棕色粉未，俗称铁红，作红色油漆和涂料的为Fe₂O₃，赤铁矿的主要成分为Fe₂O₃，它是炼铁的原料。铁在氧气燃烧与铁与水蒸气反应的产物都是Fe₃O₄。以上知识，往往容易出现在推断题和实验题中。

（三）、氢氧化物

1．实验室制备Fe(OH)₂ ：现象：白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀。命题角度为：为较长时间的看到Fe(OH)₂白色沉淀，采取的防护措施：一是煮沸，二是将胶头滴管插入液面以下，三是加一层油膜，如苯、汽油等。

2．Fe(OH)₃的受热分解：2Fe(OH)₃Fe₂O₃+3H₂O，与此相以的还有Cu(OH)₂、Al(OH)₃。

3．氢氧化铁胶体的制备：因其具有独特性，制备胶体的过程和对应的方程式是高考的重点与热点。实验操作要点：四步曲：①先煮沸，②加入饱和的FeCl₃溶液，③再煮沸至红褐色，④停止加热。对应的离子方程式为Fe³⁺+3H₂O=Fe（OH）₃（胶体）+3H⁺，强调之一是用等号，强调之二是标明胶体而不是沉淀，强调之三是加热。

（四）、铁盐与亚铁盐

1．Fe²⁺、Fe³⁺的检验：

(1)Fe²⁺：一是碱液法：先生成白色沉淀，又迅速转变成灰绿色，最后变成红褐色沉淀

二是先加入KSCN溶液，不变色，再加入氯水后，出现血红色。（注意：此处不用高锰酸钾溶液氧化，因其具有紫色）

(2)Fe³⁺：一碱液法：加入碱液，出现红褐色沉淀。

二是加入KSCN溶液，出现血红色，离子方程式为：Fe³⁺+3SCN^-=Fe(SCN)₃(络合物)

2．铁盐与亚铁盐的配制：因Fe²⁺、Fe³⁺易水解，且Fe²⁺易被空气中的氧气氧化，故配制过程为：先将它们溶解在对应的酸中，然后加水冲稀到指定的浓度。（注意：配制亚铁盐溶液时，要加入少量的铁粉，以防止Fe²⁺的氧化）

3．制印刷电路板常用FeCl₃作腐蚀液：一是离子方程式的书写正误（违反电荷守恒定律），二是利用此反应式设计成原电池，考查原电池原理的应用。

4．离子共存：不能与Fe²⁺共存的离子：（H⁺、NO₃^-）、（MnO₄^-）、(ClO^-)；不能与Fe³⁺共存的离子有：I^-、SO₃^2-、SCN^-。主要是对Fe²⁺的还原性、Fe³⁺的氧化性的考查，此点是离子共存问题和实验题的常见命题点。

5．Na₂FeO₄(高铁酸钠)作新型净水剂：原理是高价铁具有强氧化性，能杀菌消毒；同时生成Fe(OH)₃胶体，能吸附水中的杂质悬浮物，因此它是一种新型的净水剂.

6．Fe²⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Al³⁺的除杂：这是近几年高考实验命题的热点。原理是利用Fe³⁺、Cu²⁺、Al³⁺水解完全生成沉淀所需的PH范围不同。一般操作方法是：先是加入氧化剂（氯气或H₂O₂），将Fe²⁺氧化成Fe³⁺，然后加入CuO、Cu(OH)₂、CuCO₃等其他物质（以不引入杂质离子为准），目的是调节溶液的PH，待Fe³⁺水解完全生成沉淀（此时其他离子不水解），过滤除去。

点评：它和其他金属及其化合物相比，知识点多，高考命题往往将知识、实验、化学概念与理论考查集于一身，设计成具有一定综合性的题目，因此，它在高考中的霸主地位不可动摇。

铜及其化合物

1．铜绿的形成：2Cu+O₂+CO₂+H₂O=Cu₂(OH)₂CO₃, 为了避免青铜器生成铜绿，采用的方法是（1）将青铜器保存在干燥的环境中，（2）不能将青铜器与银质（金属活性差的金属）接触，避免发生电化学腐蚀。 

2．波尔多液消毒：主要应用在农业植物杀菌和公共场合的消毒。其主要成分组分CuSO₄溶液、石灰水，原理是重金属盐能使蛋白质变性。重金属还有Ba、Pb、Hg、Cd、Ag、Au等

3．粗铜的精炼：重在考查精炼原理：考查角度为电极材料，电极反应及溶液浓度变化等。精炼原理为：电解池中，粗铜作阳极，精铜作阴极，电解质为硫酸铜溶液。阳极反应：Cu- 2e^- == Cu²⁺、Fe-2e^-=Fe²⁺、Ni-2e^-= Ni ²⁺；阴极反应：Cu²⁺+ e^- == Cu，硫酸铜溶液浓度降低。

4．电解硫酸铜溶液：它是考查电解原理及规律的重要载体，必须熟练书写其电解方程式。

5．铜与浓硫酸反应：铜与浓硫酸在加热的条件下发生反应，不加热不反应；铜与稀硫酸在加热条件下也不反应，但在有氧化剂存在的条件下发生反应，如通入O₂（加热）或加入H₂O₂，对应的化学方程式为：2Cu+O₂+H₂SO₄2CuSO₄+2H₂O, Cu+2H₂O₂+H₂SO₄=CuSO₄+4H₂O。

6．制备CuSO₄方案的选择：方法如下：一是Cu→CuO→CuSO₄, 二是用铜和浓硫酸的反应。方案的选择主要从绿色化学概念角度进行：一是原料利用率高，节约成本；二是不产生有毒气体，不造成大气污染。与之相同的还有Cu(NO₃)₂的制备。

8．Cu²⁺水解：与Fe³⁺结合考查实验除杂；CuCl₂溶液的蒸干、和含有结晶水时除去结晶水，分别对应的操作是加入盐酸，和在HCl气氛中加热。

点评：近几年的高考题中，有关对铜及其化合物的考查有“升温”的表现。它的命题有如下特点：一是紧密联系生活实际；二是与铁等其他金属一同出现在实验题中。

四、非金属及其化合物知识考点归纳

硅及其化合物

（一）、硅

1．硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，

2．熔点高，硬度大，常温下，化学性质不活泼。

2．用途：太阳能电池、计算机芯片以及良好的半导体材料等。

（二）、二氧化硅（SiO₂）：

（1）SiO₂的空间结构：SiO₂直接由原子构成，不存在单个SiO₂分子。

（2）物理性质：熔点高，硬度大

（3）化学性质：SiO₂常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

①与强碱反应：生成的硅酸钠

具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na₂SiO₃溶液，避免Na₂SiO₃将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。

②与氢氟酸反应[SiO₂的特性]：（利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。

③高温下与碱性氧化物反应：SiO₂＋CaOCaSiO₃

（4）用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

（三）、硅酸（H₂SiO₃）：

（1）物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

（2）化学性质：H₂SiO₃是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，但SiO₂不溶于水，故不能直

接由SiO₂溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：（强酸制弱酸原理）

.                                       （此方程式证明酸性：H₂SiO₃＜H₂CO₃）

（3）用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

（四）、硅酸盐

硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na₂SiO₃，Na₂SiO₃的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

.                                                （有白色沉淀生成）

传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。

点评：有关硅及化合物知识，在高考中主要以选择题的形式出现，考查硅及二氧化硅的用途，出现的频率很高。

氯及其化合物

1、氯气（Cl₂）：

（1）物理性质：黄绿色的有毒气体，液氯为纯净物

（2）化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。

①与金属反应（将金属氧化成最高正价）

Na＋Cl₂===(点燃)2NaCl     Cu＋Cl₂===(点燃)CuCl₂

2Fe＋3Cl₂===(点燃)2FeCl₃（氯气与金属铁反应只生成FeCl₃，而不生成FeCl₂。）（铁跟盐酸反应生成FeCl₂，而铁跟氯气反应生成FeCl₃，这说明Cl₂的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。）

②与非金属反应

Cl₂＋H₂ ===(点燃) 2HCl（氢气在氯气中燃烧现象：安静燃烧，发出苍白色火焰）

将H₂和Cl₂混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。

③Cl₂与水反应：离子方程式中，应注意次氯酸是弱酸，要写成化学式而不能拆开。

将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色），氯水含七种微粒，其中有                       。

氯水的性质取决于其组成的微粒：

（1）强氧化性：Cl₂是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能FeCl₂反应。

（2）漂白、消毒性：氯水中的Cl₂和HClO均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，

应考虑HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。

（3）酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与NaHCO₃，CaCO₃等反应。

（4）不稳定性：次氯酸见光易分解，久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。

（5）沉淀反应：加入AgNO₃溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl^－）。

自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如FeCl₂、Na₂CO₃、NaHCO₃、AgNO₃、NaOH等溶液会变质。

④Cl₂与碱液反应：与NaOH反应：                            

与Ca(OH)₂溶液反应：                                    

此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为            ，有效成分为         。

漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)₂＋CO₂＋H₂O==CaCO₃↓+2HClO生成的HClO具有漂白性；同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO；NaClO同样具有漂白性，干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl₂＋H₂O＝HCl＋HClO

漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：Ca(ClO)₂＋CO₂＋H₂O＝CaCO₃↓＋2HClO，  ↑，漂白粉变质会有CaCO₃存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO₂气体生成，含CO₂和HCl杂质气体。

⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。

2、Cl^－的检验：

原理：根据Cl^－与Ag^＋反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl^－存在。

方法：先加硝酸化溶液（排除CO₃^2-、SO₃^2-干扰），再滴加AgNO₃溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl^－存在。

点评：氯气的强氧化性及氯水的漂白性是一直是高考的命题的热点，如Cl₂氧化Fe²⁺、Cl₂氧化SO₂等，另外，与生活联系比较密切的漂白液、漂白粉及漂白精等内容，也较为重要。在20##年的高考实验中，让你根据制取氯气的反应原理，选取合适的实验装置。

硫及其化合物

1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，容易得到2个电子呈－2价或者与其他非金属元素结合成呈＋4价、＋6价化合物。硫元素在自然界中既有____态,         又有         态。（如火山口中的硫就以      存在）

2、硫单质：①物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。

②化学性质：S+O₂ ===(点燃) SO₂（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中为蓝紫色）

3、二氧化硫（SO₂）

（1）物理性质：易溶于水，有毒气体，易液化。

（3）化学性质：

①SO₂能与水反应：亚硫酸为中强酸，此反应为可逆反应。

可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。（关键词：相同条件下）

②SO₂为酸性氧化物，可与碱反应生成盐和水。

a、与NaOH溶液反应：SO₂(少量)＋2NaOH＝Na₂SO₃＋H₂O   

SO₂(过量)＋NaOH＝NaHSO₃                

对比CO₂与碱反应：CO₂(少量)＋Ca(OH)₂＝CaCO₃↓(白色)+H₂O 

2CO₂(过量)＋Ca(OH)₂＝Ca(HCO₃) ₂ (可溶)

将SO₂逐渐通入Ca(OH)₂溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与CO₂逐渐通入Ca(OH)₂溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO₂和CO₂。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是对的，因为SO₂是有刺激性气味的气体。

b、SO₂将通入酚酞变红的溶液，溶液颜色褪去，体现了SO₂和水反应生成亚硫酸，是酸性氧化物的性质，而不是漂白性，SO₂不能漂白指示剂。

③SO₂具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等）反应。SO₂能使酸性KMnO₄溶液、新制氯水褪色，显示了SO₂的强还原性（不是SO₂的漂白性）。

（催化剂：粉尘、五氧化二钒）

（将SO₂气体和Cl₂气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减弱。）

④SO₂的弱氧化性：如2H₂S＋SO₂＝3S↓＋2H₂O（有黄色沉淀生成）

⑤SO₂的漂白性：SO₂能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此可以检验SO₂的存在。

⑥SO₂的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。

4、硫酸（H₂SO₄）

（1）浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意比互溶（稀释浓硫酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌）。不挥发，沸点高，密度比水大。

（2）浓硫酸三大性质：

①吸水性：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥剂，可干燥H₂、

O₂、SO₂、CO₂等气体，但不可以用来干燥NH₃、H₂S气体。

②脱水性：能将有机物（蔗糖、棉花等）以H和O原子个数比2︰1脱去，炭化变黑。

③强氧化性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性（＋6价硫体现了强氧化性），能与大多数金属反应，也能与非金属反应。

(ⅰ)与大多数金属反应（如铜）：（此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ）

(ⅱ)与非金属反应（如C反应）：（此反应浓硫酸表现出强氧化性 ）

注意：常温下，Fe、Al遇浓H₂SO₄或浓HNO₃发生钝化，而不是不反应。

浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。

（3）、硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。

点评：SO₂的性质及酸雨一直是高考命题的热点内容，如SO₂的漂白性，还原性等。特别注意：能使下列物质褪色体现的是SO₂的何种性质？能使溴水、氯水、高锰酸钾溶液褪色；能使酚酞试液变红的溶液褪色等。将SO₂通入BaCl₂溶液中，是否有沉淀生成？若再通入足量的氨气、氯气是否产生白色沉淀？原理是什么？写出对应的化学方程式。

氮及其化合物

1、氮的氧化物：NO₂和NO

N₂＋O₂========(高温或放电) 2NO，生成的一氧化氮很不稳定： 2NO＋O₂ == 2NO₂

一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒（与CO中毒原理相同），难溶于水，是空气中的污染物。

二氧化氮：红棕色气体（与溴蒸气颜色相同）、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应：

3NO₂＋H₂O＝2HNO₃＋NO，此反应中NO₂既是氧化剂又是还原剂。

以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。

2、硝酸（HNO₃）：

（1）硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点（83℃）、易挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾状。

（2）硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放出氢气，通常浓硝酸产生NO₂，稀硝酸产生NO，如：

①Cu＋4HNO₃(浓)＝                                            

②3Cu＋8HNO₃(稀)＝                                          

反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为     ；反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为     。

常温下，Fe、Al遇浓H₂SO₄或浓HNO₃发生钝化，（说成不反应是不妥的），加热时能发生反应：Fe＋6HNO₃(浓)Fe(NO₃)₃＋3NO₂↑＋3H₂O

3、氨气（NH₃）

（1）氨气的物理性质：极易溶于水，有刺激性气味，易液化。

（2）氨气的化学性质：

a.溶于水溶液呈    性：NH₃＋H₂ONH₃·H₂ONH₄^＋＋OH^－

生成的一水合氨NH₃·H₂O是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：

NH₃·H₂ONH₃ ↑＋H₂O

氨水中的微粒：                                               （六种微粒）。

喷泉实验的原理：是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使容器内气体压强降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。

喷泉实验成功的关键：（1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如NH₃、HCl、HBr、HI用水吸收，CO₂、SO₂，Cl₂、H₂S等用NaOH溶液吸收等。（2）装置的气密性要好。（3）烧瓶内的气体纯度要大。

b.氨气可以与酸反应生成盐：

①NH₃＋HCl＝NH₄Cl   ②NH₃＋HNO₃＝NH₄NO₃     ③ 2NH₃＋H₂SO₄＝(NH₄)₂SO₄

因NH₃溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有NH₃存在。

（3）氨气的实验室制法：（课本P88图4－33）

1）原理：                                                       

2）装置特点：固＋固气体，与制O₂相同。

3）收集：向下排空气法。

4）验满：a.                                                        

b.                                                         

5) 干燥：用碱石灰（NaOH与CaO的混合物）或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl₂、P₂O₅、浓硫酸作干燥剂，因为NH₃能与CaCl₂反应生成CaCl₂·8NH₃。P₂O₅、浓硫酸均能与NH₃反应，生成相应的盐。所以NH₃通常用碱石灰干燥。

（4）氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会吸收热量，使得周围环境温度降低，因此，液氨可以作制冷剂。

4、铵盐

铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。

(1)受热易分解，放出氨气：NH₄Cl                                      

 NH₄HCO₃                                          

(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气：

                                                          

(3)NH₄^＋的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有NH₄^＋。

点评：氨气的实验室制取方法是高考命题的重点内容，实验中“气体制备实验”一直是实验考查的热点之一。因此，要对氨气的制备原理、收集、干燥、检验、尾气的吸收等方面进行全面的梳理，另外，氨气的其他制取方法及氨气的性质一直是高考命题的热点内容。