專題02 元素及其化合物反應方程式1. （2018江蘇）下列指定反應的離子方程式正確的是A. 飽和Na2CO3溶液與CaSO4固體反應：CO32+CaSO4CaCO3+SO42B. 酸化NaIO3和NaI的混合溶液：I +IO3+6H+I2+3H2OC. KClO堿性溶液與Fe(OH)3反應：3ClO+2Fe(OH)32FeO42+3Cl+4H+H2OD. 電解飽和食鹽水：2Cl+2H+Cl2+ H2【答案】A 2. （2018北京）下列化學用語對事實的表述不正確的是A. 硬脂酸與乙醇的酯化反應：C17H35COOH+C2H518OHC17H35COOC2H5+H218OB. 常溫時，0.1 molL-1氨水的pH=11.1：NH3H2O+OHC. 由Na和C1形成離子鍵的過程：D. 電解精煉銅的陰極反應：Cu2+ +2eCu【答案】A【解析】分析：A項，酯化反應的機理是“酸脫羥基醇脫氫”；B項，氨水為弱堿水溶液，存在電離平衡；C項，Na易失電子形成Na+，Cl易得電子形成Cl-；D項，電解精煉銅時，精銅為陰極，粗銅為陽極。詳解：A項，酯化反應的機理是“酸脫羥基醇脫氫”，硬脂酸與乙醇反應的化學方程式為C17H35COOH+C2H518OHC17H35CO18OC2H5+H2O，A項錯誤；B項，常溫下0.1molL-1氨水的pH=11.1，溶液中c（OH-）=10-2.9molL-10.1molL-1，氨水為弱堿水溶液，電離方程式為NH3H2ONH4+OH-，B項正確；C項，Na原子最外層有1個電子，Na易失電子形成Na+，Cl原子最外層有7個電子，Cl易得電子形成Cl-，Na將最外層的1個電子轉移給Cl，Na+與Cl-間形成離子鍵，C項正確；D項，電解精煉銅時，精銅為陰極，粗銅為陽極，陰極電極反應式為Cu2+2e-=Cu，D項正確；答案選A。3（2017江蘇）下列指定反應的離子方程式正確的是 A鈉與水反應: Na +2H2ONa+2OH + H2 B電解飽和食鹽水獲取燒堿和氯氣: 2Cl+2H2OH2+ Cl2+2OH C向氫氧化鋇溶液中加入稀硫酸: Ba2+OH + H+ + BaSO4+H2O D向碳酸氫銨溶液中加入足量石灰水: Ca2+OHCaCO3+H2O 【答案】B 知識點講解鈉及其化合物一、鈉1鈉的物理性質顏 色密 度熔 點硬 度銀白色，有金屬光澤(H2O)(Na)(煤油)低于100 質地柔軟，可以用小刀切割 2鈉的化學性質還原性Na，鈉原子最外層只有一個電子，易失去，顯還原性。(1)與非金屬單質（O2、鹵素、S、H2等）的反應 與O2反應常溫下：4Na + O2 = 2Na2O 現(xiàn)象是：銀白色迅速變暗，失去金屬光澤。 加熱或點燃條件下：2Na + O2 Na2O2 現(xiàn)象是：產生黃色火焰，生成淡黃色固體。 在氯氣中燃燒：2NaCl22NaCl 現(xiàn)象是：產生大量白煙。 鈉與硫混合研磨即生成Na2S ：S + 2Na = Na2S(2) 與水反應現(xiàn) 象浮游熔聲紅解 釋密度比水小產生氣體推動鈉球游動反應放熱，鈉熔點低反應劇烈生成了強堿NaOH反應方程式及離子方程式2Na2H2O=2NaOHH22Na2H2O=2Na2OHH2 (3) 與鹽酸反應離子方程式：2Na2H=2NaH2。(4) 與鹽溶液 鹽溶液飽和Ca(OH)2 (aq)NH4Cl(aq)CuSO4(aq)Ba(HCO3)2 (aq)現(xiàn) 象上述現(xiàn)象+產生白色沉淀上述現(xiàn)象+有刺激性氣味氣體產生上述現(xiàn)象+產生藍色沉淀上述現(xiàn)象+產生白色沉淀解 釋消耗水同時放熱，Ca(OH)2溶解度減小有NH3產生產生Cu（OH）2沉淀產生BaCO3沉淀 (5) 與有機物反應鈉與乙醇反應的方程式：2Na + 2CH3CH2OH 2CH3CH2ONa +H2鈉與乙酸反應的方程式：2Na + 2CH3COOH 2CH3COONa +H23鈉的制取及保存(1) 制?。夯瘜W方程式為2NaCl(熔融)2NaCl2。(2) 保存：密封保存，通常保存在煤油中。4鈉的用途(1) 制取Na2O2等化合物。(2) 鈉、鉀合金(液態(tài))可用于原子反應堆的導熱劑。(3) 用作電光源，制作高壓鈉燈。(4) 冶煉某些金屬金屬鈉具有強的還原性，熔融狀態(tài)下可以用于制取金屬，如4NaTiCl44NaClTi。二、鈉及其化合物1氧化鈉和過氧化鈉物質氧化鈉過氧化鈉色、態(tài)白色固體淡黃色固體化學式Na2ONa2O2類別 堿性氧化物過氧化物氧元素的化合價 -2-1穩(wěn)定性 較穩(wěn)定穩(wěn)定與H2O反應的方程式Na2O + H2O = 2NaOH2Na2O2+2H2O = 4NaOH + O2與CO2反應的方程式 Na2O + CO2 =Na2CO32Na2O2 + 2CO2 =2Na2CO3 + O2氧化性、漂白性 無有用途 制NaOH呼吸面具、漂白劑 2碳酸鈉和碳酸氫鈉 名 稱碳酸鈉碳酸氫鈉化學式Na2CO3NaHCO3俗 名純堿、蘇打小蘇打主要性質色 態(tài)白色固體粉末細小白色晶體水溶性易溶易溶，但比碳酸鈉小熱穩(wěn)定性穩(wěn)定不穩(wěn)定與H反應 CO32- + H + = CO2 + H2O慢H+ + HCO3- = CO2 + H2O快與堿反應Ca（OH）2Ca2+ + CO32- = CaCO3 Ca（OH）2過量Ca2+ + OH- + HCO3- = CaCO3 + H2OCa（OH）2少量Ca2+ +2 OH-+2HCO3-=CaCO3+2H2O+ CO32-鹽氯化鈣Ca2+ + CO32- = CaCO3 不反應硫酸鋁2Al3+ + 3CO32-=3CO2 +Al（OH）3Al3+ +3HCO3-=Al（OH）3+ 3CO2主要用途制玻璃，制皂，造紙，紡織發(fā)酵粉，制藥，滅火劑相互轉化 考點一 鎂和鋁的性質金屬項目鎂（Mg）鋁（Al）原子結構原子最外層2個電子原子最外層3個電子原子半徑1.601010m1.431010m化合價+2+3單質性質物 理性 質鎂和鋁都是密度較小、熔點較低、硬度較小的銀白色金屬，但鎂和鋁相比較，鋁的硬度比鎂的稍大，熔點和沸點都是鋁比鎂的高活潑性較活潑：較活潑：抗 腐蝕 性在空氣中都能跟氧氣反應，表面覆蓋一層致密而堅硬的氧化物薄膜，都具有搞腐蝕性能與O2反應2Mg+ O2 = 2MgO4Al + 3O2 =2Al2O3與鹵素單質、硫等反應Mg+ Cl2MgCl2 Mg+ SMgS2Al+ 3Cl22AlCl3 2Al+ 3SAl2S3 與 酸反 應Mg + 2 H+ = Mg2+ + H22Al + 6 H+ = 2Al3+ + 3H2與水反應Mg +2H2OMg（OH）2+H2不反應與堿反應不反應2Al+2NaOH +2H2O=2NaAlO2 + 3H2與氧化物反應2Mg + CO22MgO +C2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O3結 論鎂、鋁均為較活潑的金屬，但鎂的金屬性強于鋁解 釋核電荷數(shù)鎂小于鋁，而原子半徑鎂大于鋁，故核對最外層的電子引力鎂小于鋁，即Al比Mg難失電子，金屬性弱于Mg 主要用途鎂合金汽車、飛機制造、照明彈等鋁合金汽車、船舶、飛機制造、防銹油漆、導線、電纜等考點二 鎂和鋁的重要化合物1. MgO與Al2O3的比較MgOAl2O3物理性質均為白色粉末，不溶于水，熔點高（MgO>Al2O3），是優(yōu)良的耐火材料化學性質與熱水反應MgO +H2OMg（OH）2與水不反應堿性氧化物MgO +H+ = Mg2+ + H2O兩性氧化物Al2O3 + 6H+= 2Al3+ +3H2O Al2O3 + 2OH- = 2AlO2- + H2O 2. Mg(OH)2與Al(OH)3的比較 Mg(OH)2Al(OH)3物理性質均為白色固體，不溶于水化學性質不穩(wěn)定性不穩(wěn)定性堿性兩性制備Mg2+2OH-= Mg(OH)2Mg2+2NH3H2O =Mg(OH)2+2NH4+Al3+3NH3H2O=Al(OH)3+3NH4+不用強堿AlO2-+CO2+2H2O= Al(OH)3+HCO3-不用強酸考點三 鎂和鋁的冶煉1. 鎂的冶煉 2. 鋁的冶煉鋁土礦（主要成分是Al2O3，含F(xiàn)e2O3、SiO2、MgO等雜質）方案一：堿溶法 方案二：酸溶法 考點一 鐵原子結構和性質：1. 鐵是過渡元素，原子結構示意圖：，位于第四周期，第族，主要化合價：+2、+3。2. 物理性質：銀白色光澤、密度大，熔沸點高，延展性、導電、導熱性較好、能被磁鐵吸引。3. 化學性質 性 質鐵與非金屬反應 2Fe+3Cl22FeCl3 Fe+ SFeS3Fe+2O2Fe3O4 Fe+I2= FeI2與鹽酸反應Fe+2HCl=FeCl2+H2遇冷濃硝酸、濃硫酸鈍化；與氧化性酸反應不產生H2，且氧化性酸過量時生成Fe3+與鹽溶液反應 Fe+CuSO4=CuSO4+FeFe + 2Fe3+ = 3Fe2+與水反應3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2 考點二 鐵的氧化物及氫氧化物1. 鐵的氧化物物 質FeOFe2O3(鐵紅)Fe3O4(磁性氧化鐵)化合價+2+2+2、+3色、態(tài)黑色粉未紅棕色粉未黑色晶體水溶性均不溶于水和H+反應FeO + 2H+ = Fe2+ + H2OFe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2OFe3O4 + 8H+ = 2Fe3+ + Fe2+ + 4H2O與CO的反應FexOy+yCO x Fe + yCO2穩(wěn)定性在空氣中氧化為Fe3O4空氣中穩(wěn)定在空氣中穩(wěn)定制備高溫熔融，過量的鐵與O2反應：2Fe+O22FeO氫氧化鐵加熱分解2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O鐵在氧氣中燃燒3Fe + 2O2Fe3O4 【拓展升華】Fe3O4中有1/3的Fe是+2價，有2/3的Fe是+3價，可寫成FeOFe2O3，但不能認為Fe3O4是FeO和Fe2O3的混合物，實際上是純凈物。2 鐵的氫氧化物物 質氫氧化亞鐵(Fe(OH)2)氫氧化鐵 Fe(OH)3色 態(tài)白色固體紅褐色固體水溶性難溶于水與酸反應Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2OFe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O與強氧化酸反應3Fe(OH)2 + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO+8H2OFe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O穩(wěn)定性不穩(wěn)定，易被空氣中的氧氣氧化，顏色變化：白色灰綠色紅褐色4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3較穩(wěn)定空氣中久置會部分失水成鐵銹受熱易分解2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O實驗室制備煮沸蒸餾水，趕走溶解的氧氣煮沸NaOH溶液，趕走溶解的氧氣配制FeSO4溶液，加少量的還原鐵粉用長滴管將NaOH溶液送入FeSO4溶液液面以下Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2鐵鹽與可溶性堿反應Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 考點四 銅及其化合物1. 銅的物理性質和用途銅是紅色的固體，能導電，據(jù)此性質，銅可以用作導線。銅還有許多重要的合金，如青銅、黃銅等。2. 銅的化學性質銅屬于不活潑的金屬，因此它不能置換出酸或水中的氫。1 銅與非金屬的反應與氧氣反應：2Cu + O2 2CuO在潮濕空氣中還可發(fā)生腐蝕生成綠色的銅銹：2Cu +CO2 +H2O +O2= Cu2（OH）2CO3 2 與其它非金屬的反應： Cu+Cl2CuCl2 ，2Cu + S Cu2S3 與酸的反應銅與非氧化性酸（如鹽酸、磷酸等）不反應。銅與強氧化性酸（如濃硫酸、硝酸等）能反應，但不生成氫氣。3Cu + 8HNO3 = 3Cu（NO3）2 + 2NO + 4H2O4 與鹽溶液的反應Cu + 2AgNO3 = Cu（NO3）2 + 2Ag ，Cu + 2FeCl3 = 2FeCl2 + CuCl23. 銅的冶煉工業(yè)上，主要采用高溫冶煉黃銅礦的方法獲得銅。這種方法冶煉的銅，其含量為99.5%99.7%，還有Ag、Au、Fe、Zn等雜質。要達到電氣化生產銅的要求，這種由黃銅礦高溫冶煉的銅還必須經過電解精煉，電解精煉得到的銅，其含量高達99.95%99.98%。電解精煉銅時，陽極材料：粗銅；陰極材料：純銅；電解質溶液：CuSO4。4. 銅的重要化合物 CuO 在高溫下分解：2CuO Cu2O+O2 。CuO為黑色而Cu2O為紅色，氧化銅可作為銅鹽的原料，氧化亞銅可作為制造玻璃、搪瓷的紅色顏料。2 CuSO4及 CuSO45H2O硫酸銅晶體（CuSO45H2O）俗名膽礬或藍礬。CuSO45H2O受熱分解的化學方程式為：CuSO45H2O CuSO4 +5H2O 考點一 硅1硅的存在和物理性質 存在：只以化合態(tài)存在，主要以SiO2和硅酸鹽的形式存在于地殼巖層里，在地殼中含量居第二位。 物理性質：晶體硅是一種灰黑色固體，具有金屬光澤，硬而脆的固體，熔沸點較高，能導電，是良好 的半導體材料 。2. 硅的化學性質 與單質（O2、F2）反應 Si + O2 SiO2 Si+2F2=SiF4 與酸（HF）反應 Si+4HF = SiF4+2H2 與強堿（如NaOH）溶液反應Si+2NaOH +H2O = Na2SiO3+2H23用途：制造半導體、計算機芯片、太陽能電池。考點三 硅酸及硅酸鹽1. 硅酸 物理性質：與一般的無機含氧酸不同，硅酸難溶于水。 化學性質：. 弱酸性：是二元弱酸，酸性比碳酸弱，與NaOH溶液反應的化學方程式為：H2SiO3+2NaOH= Na2SiO3+2H2O。. 不穩(wěn)定性：受熱易分解，化學方程式為：H2SiO3 H2O+ SiO2。 制備：通過可溶性硅酸鹽與其他酸反應制得，如Na2SiO3溶液與鹽酸反應：Na2SiO3+2HCl= H2SiO3+2NaCl 用途：硅膠可用作干燥劑、催化劑的載體等。2. 硅酸鹽定義：硅酸鹽是由硅、氧、金屬所組成的化合物的總稱。硅酸鹽結構復雜，一般不溶于水，性質很穩(wěn)定。通常用氧化物的形式來表示其組成。例如：硅酸鈉Na2SiO3（Na2OSiO2），高嶺石Al2Si2O5(OH)4（Al2O32SiO22H2O）。書寫順序為：活潑金屬氧化物較活潑金屬氧化物二氧化硅水。注意事項： 氧化物之間以“ ”隔開；計量數(shù)配置出現(xiàn)分數(shù)應化為整數(shù)。例如：鉀長石KAlSi3O8不能寫成K2OAl2O33SiO2，應寫成K2OAl2O36SiO2。硅酸鈉：Na2SiO3，其水溶液俗名水玻璃，是一種無色粘稠液體，是一種礦物膠，用作黏合劑和木材防火劑?？键c四 常見無極非金屬材料及其主要用途傳統(tǒng)的無極非金屬材料硅酸鹽產品水 泥玻 璃陶瓷原 料石灰石、黏土純堿、石灰石、石英黏土反應原理發(fā)生復雜的物理化學變化SiO2 + Na2CO3Na2SiO3 + CO2SiO2 + CaCO3CaSiO3 + CO2發(fā)生復雜物理化學變化主要設備水泥回轉窯玻璃窯陶瓷窯主要成分3CaOSiO2、2CaOSiO2、3CaOAl2O3Na2SiO3、CaSiO3、SiO2反應條件高溫高溫高溫 考點一 氯氣Cl21物理性質：常溫、常壓下，氯氣是是黃綠色、有刺激性氣味的氣體；有毒，密度比空氣大；常溫、常壓下的溶解度為1:2，易液化。2化學性質：（1）與金屬單質反應：a與Na反應：2NaCl22NaCl , 現(xiàn)象：產生白煙。b與Cu反應：CuCl2CuCl2 ，現(xiàn)象：產生棕黃色的煙。c與Fe反應：2Fe3Cl22FeCl3 ， 現(xiàn)象：產生棕色的煙。注：常溫下干燥的氯氣或液氯不與鐵反應，所以液氯通常儲存在鋼瓶中（2）與非金屬單質反應：a .與氫氣反應：H2Cl22HCl，現(xiàn)象：發(fā)出蒼白色火焰，瓶口有白霧生成。注：H2Cl22HCl（會發(fā)生爆炸）不可用于工業(yè)制鹽酸（3）與水反應溶于水的氯氣部分與水反應Cl2+H2O HCl+HClO（Cl2H2O H+ Cl- HClO）（4）與堿反應：a. 與氫氧化鈉反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH=Cl+ClO+H2O)b. 與氫氧化鈣反應：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 （見光易分解）。（5）氯氣與還原性物質反應： 與NaBr：Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 與FeBr2：(少量)：3Cl2 + 2FeBr2 = 2FeCl3 + 2Br2 與SO2混合通入水中：Cl2+SO2+2H2O = H2SO4+2HCl （Cl2+SO2+2H2O=4H+SO42+2Cl）與Na2SO3反應：Cl2SO32H2O=SO42-2Cl2H+3氯氣的制備 實實驗室制法： 原理：MnO2 + 4HCl(濃) MnCl2+Cl2+2H2O 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O 主要裝置：固+液氣 收集方法：向上排空氣法或排飽和食鹽水的方法。 除雜方法：用飽和食鹽水除去HCl。 干燥：濃H2SO4。 驗滿：濕潤的淀粉碘化鉀試紙放到集氣瓶口，變藍。 檢驗：使?jié)駶櫟牡矸鄣饣浽嚰堊兯{。 尾氣處理：用NaOH溶液吸收尾氣。 工業(yè)制法：原理：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl24用途：制鹽酸、漂白粉、消毒殺菌、農藥等?？键c一 硫1. 硫在自然界的存在：（1）游離態(tài)：硫單質俗稱硫磺，主要存在于火山噴口附近或地殼的巖層里。（2）化合態(tài)：主要以硫化物和硫酸鹽的形式存在。有關的化學式為：硫鐵礦FeS2、黃銅礦 CuFeS2、生石膏CaSO42H2O、芒硝Na2SO410H2O 。2. 物理性質：淡黃色固體，不于水，可溶于酒精，易溶于CS2（用于洗滌沾有硫的容器） ，熔沸點都很低。3. 硫的化學性質 氧化性：與絕大多數(shù)金屬反應：與鐵反應Fe + SFeS 、與銅反應 2Cu + S Cu2S與非金屬反應：H2+SH2S 還原性：與氧氣發(fā)生反應 SO2 SO2 與強氧化劑反應濃HNO3反應 自身氧化還原反應 3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O 考點二 二氧化硫和三氧化硫1. 二氧化硫（1）物理性質顏色氣味毒性密度溶解性無色刺激性有比空氣大易溶（1:40） （2）化學性質 酸性氧化物-亞硫酐a二氧化硫與水反應 ：SO2 + H2O H2SO3 (亞硫酸)使紫色石蕊試液變紅.b二氧化硫與堿的反應SO2少量：SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O ；SO2過量：SO2 + NaOH = NaHSO3 SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O；Na2SO3 + H2O + SO2 = 2NaHSO3 c與堿性氧化物反應 SO2+CaO=CaSO3 二氧化硫的氧化性：SO2+2H2S = 3S + 2H2O 二氧化硫的還原性 aSO2O22SO3b與鹵素單質反應：SO2 + Br2 + 2 H2 O = H2 SO4 + 2HBr SO2 + Cl2 + 2 H2 O = H2 SO4 + 2HClc與某些強氧化劑的反應：2KMnO4 + 2H2O+ 5SO2 = K2SO4 +2MnSO4 + 2H2SO4 漂白性 品紅溶液中通入SO2， 再回熱變?yōu)榧t色。 用途：制H2SO4 ；作漂白劑；殺菌，消毒。2. 三氧化硫（1）物理性質：又名硫酸酐，是一種無色易揮發(fā)的晶體，溶點16.80C，沸點44.80C，標況下為固體。（2）化學性質：具有酸的氧化物的通性，與水反應放出大量的熱，具有較強的氧化性。3. 硫的氧化物對大氣的污染;酸雨的pH小于5.6?？键c三 硫酸1. 物理性質：難揮發(fā)；與水以任意比例互溶，溶解時可放出大量熱。稀釋濃硫酸的方法是：把濃硫酸沿器壁慢慢注入水里，并邊加加攪拌。2. 濃硫酸的特性：吸水性：常用作干燥劑，但不能干燥NH3、H2S、HBr、HI。脫水性：將有機物中的氫氧原子以2：1比例脫去，如使蔗糖碳化。強氧化性;鐵、鋁遇濃硫酸鈍化。 與銅反應：Cu +2H2SO4 CuSO4 + SO2 +2H2O與碳反應：C + 2H2SO4 CO2 + 2SO2 +2H2O3. SO42-的檢驗（干擾離子可能有：CO32-、SO32-、SiO32-、Ag、PO43等）：待測液 ，加過量鹽酸酸化，變?yōu)槌吻逡?，再加BaCl2溶液，有白色沉淀生成，說明待測液中含有SO42-離子?？键c一 氮氣1. 氮氣的分子結構，N2電子式：，結構式為NN。由于N2分子中的NN鍵很牢固，所以通常情況下，氮氣的化學性質穩(wěn)定、不活潑。2. 物理性質：是一種無色無味的氣體，密度比空氣略小，難溶于水。3. 氮氣的化學性質：常溫下氮氣很穩(wěn)定，很難與其它物質發(fā)生反應，但這種穩(wěn)定是相對的，在一定條件下（如高溫、放電等），也能跟某些物質（如氧氣、氫氣等）發(fā)生反應。 N2的氧化性： 與H2化合生成NH3 N2 +3H22NH3 該反應是一個可逆反應，是工業(yè)合成氨的原理。 鎂條能在N2中燃燒 N2 + 3Mg = Mg3N2（金屬鎂、鋰均能與氮氣反應）Mg3N2易與水反應：Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3鎂條在空氣中點燃發(fā)生的反應有： 2Mg + O2 = 2MgO N2 + 3Mg = Mg3N2 2Mg + CO2 = 2MgO + C N2與O2化合生成NO： N2 + O22NO 在閃電或行駛的汽車引擎中會發(fā)生以上反應。4氮氣的用途： 合成氨，制硝酸； 代替稀有氣體作焊接金屬時的保護氣，以防止金屬被空氣氧化； 在燈泡中填充氮氣以防止鎢絲被氧化或揮發(fā)； 保存糧食、水果等食品，以防止腐爛； 醫(yī)學上用液氮作冷凍劑，以便在冷凍麻醉下進行手術； 利用液氮制造低溫環(huán)境，使某些超導材料獲得超導性能。5制法： 實驗室制法：加熱NH4Cl飽和溶液和NaNO2晶體的混合物。NaNO2 + NH4Cl = NaCl + N2+ 2H2O 工業(yè)制法： 6氮的固定：游離態(tài)氮轉變?yōu)榛蠎B(tài)氮的方法。自然固氮 閃電時，N2 轉化為NO生物固氮 豆科作物根瘤菌將N2 轉化為化合態(tài)氮 工業(yè)固氮 工業(yè)上用N2 和H2合成氨氣考點二 氮的氧化物各種價態(tài)氮氧化物：（N2O）、（NO）、（N2O3）、（NO2、N2O4）、（N2O5），其中N2O3和N2O5分別是HNO2和HNO3的酸酐。氣態(tài)的氮氧化物幾乎都是劇毒性物質，在太陽輻射下還會與碳氫化物反應形成光化學煙霧。1NO、NO2性質： 氮的氧化物一氧化氮(NO)二氧化氮(NO2)物理性質為無色、不溶于水、有毒的氣體為紅棕色、有刺激性氣味、有毒的氣體，易溶于水化學性質極易被空氣中的O2氧化：2NO + O2= 2NO2NO中的氮為+2價，處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性與H2O反應：3NO2 + H2O2HNO3 + NO(工業(yè)制HNO3原理在此反應中，NO2同時作氧化劑和還原劑)與NaOH等強堿溶液的反應，2NO2 + 2NaOH = NaNO2 +NaNO3 + H2O平衡體系：2NO2 N2O4氮氧化物對環(huán)境的污染、危害及防治措施硝酸型酸雨的產生及危害造成光化學煙霧的主要因素：氮氧化物（NxOy）和碳氫化合物（CxHy）在大氣環(huán)境中受到強烈的太陽紫外線照射后，發(fā)生復雜的化學反應，主要生成光化學氧化劑（主在是O3）及其他多種復雜的化合物，這是一種新的二次污染物，統(tǒng)稱為光化學煙霧。光化學煙霧刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡。光化學煙霧主要發(fā)生在陽光強烈的夏、秋季節(jié)。破壞臭氧層措施：空氣中的NO、NO2污染物主要來自于石油產品和煤燃燒的產物、汽車尾氣以及制硝酸工廠的廢氣，因此使用潔凈能源，減少氮氧化物的排放；為汽車安裝尾氣轉化裝置；處理工廠廢氣可以減少排放。 2NO、NO2的制取： 實驗室NO可用Cu與稀HNO3反應制?。?Cu8HNO3（?。?Cu（NO3）22NO4H2O，由于NO極易與空氣中的氧氣作用，故只能用排水法收集。 實驗室NO2可用Cu與濃HNO3反應制?。篊u4HNO3（濃）Cu（NO3）22NO22H2O，由于NO2可與水反應，故只能用排空氣法收集。32NO2 N2O4 H<0 的應用4有關NO、NO2、O2的混合氣體和水反應的計算基本反應：3NO2+H2O=2HNO3+NO 2NO+O2=2NO24NO2+O2+2H2O=4HNO3 4NO+3O2+2H2O=4HNO3考點三 氨氣、銨鹽1氨分子的結構：NH3的電子式為，結構式為，氨分子的結構為三角錐形，N原子位于錐頂，三個H原子位于錐底，鍵角10718，是極性分子。2. 物理性質：氨氣是無色、有刺激性氣味的氣體，在標準狀況下，密度是0.771gL1，比空氣小。氨易液化，液氨氣化時要吸收大量的熱，使周圍溫度急劇下降，所以液氨可作致冷劑。氨氣極易溶于水，常溫常壓下，1體積水中大約可溶解700體積的氨氣。氨的水溶液稱氨水。計算氨水的濃度時，溶質應為NH3 。3.化學性質： 跟水反應：氨氣溶于水時（氨氣的水溶液叫氨水），大部分的NH3分子與H2O分子結合成NH3H2O（一水合氨）。NH3H2O為弱電解質，只能部分電離成NH4和OH。NH3 + H2ONH3H2ONH4 + OH 氨水的性質：氨水具有弱堿性，使無色酚酞試液變?yōu)闇\紅色，使紅色石蕊試液變?yōu)樗{色。氨水的濃度越大，密度反而越?。ㄊ且环N特殊情況）。NH3H2O不穩(wěn)定，故加熱氨水時有氨氣逸出： NH3H2O NH3+ H2O 氨水的組成：氨水是混合物（液氨是純凈物），其中含有3種分子（NH3、NH3H2O、H2O）和3種離子（NH4和OH、極少量的H）。 氨水的保存方法：氨水對許多金屬有腐蝕作用，所以不能用金屬容器盛裝氨水。通常把氨水盛裝在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷壇或內涂瀝青的鐵桶里。 有關氨水濃度的計算：氨水雖然大部分以NH3H2O形式存在，但計算時仍以NH3作溶質。 NH3是唯一能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍的氣體，常用此性質檢驗NH3。 氨與酸（硫酸、硝酸、鹽酸等）反應，生成銨鹽。反應原理： NH3 + H+ = NH4+ 當蘸有濃氨水的玻璃棒與蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近時，產生大量白煙。這種白煙是氨水中揮發(fā)出來的NH3與鹽酸揮發(fā)出來的HCl化合生成的NH4C1晶體小顆粒。反應的方程式：NH3 + HCl = NH4Cl 氨氣與揮發(fā)性酸（濃鹽酸、濃硝酸等）相遇，因反應生成微小的銨鹽晶體而冒白煙，這是檢驗氨氣的方法之。 與O2反應：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O氨氣在催化劑（如鉑等）、加熱條件下，被氧氣氧化生成NO和H2O。此反應是放熱反應，叫做氨的催化氧化（或叫接觸氧化）是工業(yè)制硝酸的反應原理之一。 4NH3 + 3O2（純氧） = 2N2 + 6H2O（黃綠色火焰） 還原性：與CuO、Cl2等的反應。氨氣還原CuO是實驗室制氮氣的方法之一，其反應方程式為3CuO + 2NH3 N2 + 3Cu +3H2O氨氣與少量氯氣反應的化學方程式為8NH3 + 3Cl2 = N2 + 6NH4Cl氨氣與足量氯氣反應的化學方程式為2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl4氨氣的用途： 是氮肥工業(yè)及制造硝酸、銨鹽、純堿的原料； 是有機合成工業(yè)如合成纖維、塑料、染料、尿素等的常用原料； 用作冰機中的致冷劑。5氨的實驗室制法： 反應原理：2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3+ 2H2O 發(fā)生裝置：固固反應加熱裝置，與制取氧氣的發(fā)生裝置相同。 干燥：用堿石灰干燥。不能用濃H2SO4、P2O5等酸性干燥劑和CaCl2干燥氨氣，因為它們都能與氨氣發(fā)生反應（CaCl2與NH3反應生成CaCl28NH3）。 收集方法：由于氨極易溶于水，密度比空氣小，所以只能用向下排空氣法收集。 檢驗： a用濕潤的紅色石蕊試紙放試管口或者瓶口（變藍）b蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近試管口或者瓶口（產生白煙）。棉花團的作用：是為了防止試管內的NH3與試管外的空氣形成對流，以期在較短時間內收集到較為純凈的氨氣。 制氨氣所用的銨鹽不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因為NH4NO3在加熱時易發(fā)生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3極易分解產生CO2氣體使制得的NH3不純。 消石灰不能用NaOH、KOH等強堿代替，因為NaOH、KOH具有吸濕性，易潮解結塊，不利于生成的氨氣逸出，而且NaOH、KOH對玻璃有強烈的腐蝕作用。 NH3極易溶于水，制取和收集的容器必須干燥。 實驗室制取氨氣的另一種常用方法：將濃氨水滴到生石灰或燒堿固體上。有關反應的化學方程式為： CaO + NH3H2O = Ca(OH)2 + NH3 燒堿或生石灰的作用：一是增大溶液中的OH濃度，二是溶解或反應放熱，促使NH3H2O轉化為NH3，這種制氨氣的發(fā)生裝置與實驗室制O2（H2O2為原料）、C2H2氣體的裝置相同。6銨鹽：由銨離子和酸根離子構成的鹽。如：硫酸銨【（NH4）2SO4 ，俗稱硫銨，又稱肥田粉】，氯化銨【NH4Cl，俗稱氯銨】，硝酸銨【NH4NO3，俗稱硝銨】，碳酸氫銨【NH4HCO3，俗稱碳銨】銨鹽屬于銨態(tài)氮肥。 銨鹽的性質 銨鹽都是無色或白色的晶體晶體，且都易溶于水。 與堿作用：(NH4)2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2NH3+ 2H2ONH3NO3 + NaOH NaNO3 + NH3+ H2O實質：NH4+ + OH NH3+ H2O銨鹽與堿共熱都能產生NH3，這是銨鹽的共同性質。有關系式：NH4+ NH3，相互之間可以轉化。a若是銨鹽溶液與燒堿溶液共熱，則可用離子方程式表示為：NH4+ OHNH3+ H2Ob若反應物為稀溶液且不加熱時，則無氨氣逸出，用離子方程式表示為：NH4+ OHNH3 H2Oc若反應物都是固體時，則只能用化學方程式表示。 受熱發(fā)生分解反應：固態(tài)銨鹽受熱都易分解根據(jù)組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸的性質的不同，銨鹽分解時有以下兩種情況：a組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是非氧化性的揮發(fā)性酸時，則加熱時酸與氨氣同時揮發(fā)，冷卻時又重新化合生成銨鹽。例如：NH4Cl(固) NH3+ HCl NH3 + HClNH4Cl （試管上端又有白色固體附著）又如： NH4HCO3NH3+ H2O + CO2b組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是氧化性酸，加熱時則發(fā)生氧化還原反應，無氨氣逸出例如：NH3NO3 N2O+ 2H2O （發(fā)生復雜的反應，爆炸）貯存銨態(tài)氮肥時，為了防止受熱分解，應密封包裝并放在陰涼通風處；施用氮肥時應埋在土下并及時灌水，以保證肥效。 NH4+的檢驗方法：將待檢物取出少量置于試管中，加入NaOH溶液后，加熱，用濕潤的紅色石蕊試紙在管口檢驗，若試紙變藍色，則證明待檢物中含銨鹽(NH4)?？键c四 硝酸1物理性質： 純硝酸是無色、易揮發(fā)（沸點為83）、有刺激性氣味的液體，常用濃HNO3的質量分數(shù)為69%，能跟水以任意比互溶，打開盛濃硝酸的試劑瓶蓋，有白霧產生。（與濃鹽酸相同） 質量分數(shù)為98以上的濃硝酸揮發(fā)出來的HNO3蒸氣遇空氣中的水蒸氣形成極微小的硝酸液滴而產生“發(fā)煙現(xiàn)象”。因此，質量分數(shù)為98以上的濃硝酸通常叫做“發(fā)煙硝酸”。2化學性質： 具有酸的一些通性，但硝酸與金屬反應時一般無氫氣產生。例如： CaCO3 + 2HNO3(稀)Ca(NO3)2 + CO2+ H2O（實驗室制CO2氣體時，若無稀鹽酸可用稀硝酸代替） 不穩(wěn)定性。HNO3見光或受熱易發(fā)生分解，HNO3越濃，越易分解。硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黃色。有關反應的化學方程式為： 4HNO32H2O + 4NO2+O2 強氧化性：不論是稀HNO3還是濃HNO3，都具有極強的氧化性。HNO3濃度越大，氧化性越強。其氧化性表現(xiàn)在以下幾方面： 幾乎能與所有金屬（除Pt、Au外）反應。當HNO3與金屬反應時，HNO3被還原的程度（即氮元素化合價降低的程度）取決于硝酸的濃度和金屬單質還原性的強弱。對于同一金屬單質而言，HNO3的濃度越小，HNO3被還原的程度越大，氮元素的化合價降低越多。一般反應規(guī)律為： 金屬 + HNO3(濃) 硝酸鹽 + NO2 + H2O 金屬 + HNO3(稀) 硝酸鹽 + NO + H2O 較活潑的金屬(如Mg、Zn等) + HNO3(極稀) 硝酸鹽 + H2O + N2O(或NH3等)金屬與硝酸反應的重要實例為： 3Cu + 8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O該反應較緩慢，反應后溶液顯藍色，反應產生的無色氣體遇到空氣后變?yōu)榧t棕色（無色的NO被空氣氧化為紅棕色的NO2）。實驗室通常用此反應制取NO氣體Cu + 4HNO3(濃) Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O該反應較劇烈，反應過程中有紅棕色氣體產生，此外，隨著反應的進行，硝酸的濃度漸漸變稀，反應產生的氣體是NO2、NO等的混合氣體。 變價金屬與硝酸反應時，產物的價態(tài)則要看硝酸與金屬的物質的量的相對大小，若金屬過量，則生成低價的金屬硝酸鹽；若硝酸過量，則生成高價的金屬硝酸鹽。如：鐵與稀硝酸的反應：3Fe（過量）8HNO3（稀）3Fe（NO3）22NO4H2OFe（不足）4HNO3（?。〧e（NO3）3NO2H2O 常溫下，濃HNO3能將金屬Fe、A1鈍化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄層致密的氧化膜。因此，可用鐵或鋁制容器盛放濃硝酸，但要注意密封，以防止硝酸揮發(fā)變稀后與鐵、鋁反應。（與濃硫酸相似） 濃HNO3與濃鹽酸按體積比13配制而成的混合液叫王水。王水溶解金屬的能力更強，能溶解金屬Pt、Au。 能把許多非金屬單質（如C、S、P等）氧化，生成最高價含氧酸或最高價非金屬氧化物。例如： C + 4HNO3(濃) = CO2+ 4NO2+ 2H2O 能氧化某些具有還原性的物質，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2等。應注意的是，NO3無氧化性，而當NO3在酸性溶液中時，則具有強氧化性。例如，在Fe(NO3)2溶液中加入鹽酸或硫酸，因引入了H而使Fe2被氧化為Fe3；又如，向濃HNO3與足量的Cu反應后形成的Cu(NO3)2中再加入鹽酸或硫酸，則剩余的Cu會與后來新形成的稀HNO3繼續(xù)反應。 能氧化并腐蝕某些有機物，如皮膚、衣服、紙張、橡膠等。因此在使用硝酸（尤其是濃硝酸）時要特別小心，萬一不慎將濃硝酸弄到皮膚上，應立即用大量水沖洗，再用小蘇打或肥皂液洗滌。 與有機物反應：在一定條件下硝酸可與某些有機物發(fā)生取代反應和顏色反應。如：濃硝酸與苯、苯酚等物質的硝化反應；與纖維素的酯化反應；與某些蛋白質的顏色反應等。3保存方法：硝酸易揮發(fā)，見光或受熱易分解，具有強氧化性而腐蝕橡膠，因此，實驗室保存硝酸時，應將硝酸盛放在帶玻璃塞的棕色試劑瓶中，并貯存在黑暗且溫度較低的地方。4用途：硝酸是一種重要的化工原料，可用于制造炸藥、染料、塑料、硝酸鹽、氮肥等。5硝酸的制法： 硝酸的實驗室制法：原理：利用濃H2SO4的高沸點，難揮發(fā)性制取揮發(fā)性的HNO3。NaNO3 + H2SO4(濃) = NaHSO4 + HNO3 因HNO3的不穩(wěn)定性，加熱溫度不宜過高，還因為硝酸易腐蝕橡膠，所以此反應禁用橡膠塞，所用儀器為曲頸甑。 硝酸的工業(yè)制法：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO尾氣吸收：NO2和NO NO2+NO+2NaOH=2NaNO2+ H2O 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O消除對大氣的污染當V(NO2)V(NO)11時，尾氣可全部被吸收；當NO過量時，應先補充適量的O2。