人教版高一化学必修一知识点介绍.doc

必修1
第一章 从实验学化学
第一节 化学实验基本方法
一、熟悉化学实验基本操作 二、混合物的分离和提纯：
1、分离的方法：①过滤：②蒸发：③蒸馏；④分液；⑤萃取 2、粗盐的提纯：
三、离子的检验：
第二节 化学计量在实验中的应用
五个新的化学符号：
概念、符号
定义
注 意 事 项
物质的量：
n

衡量一定数目粒子集体的物理量
①摩尔(mol)是物质的量的单位，只能用来衡量微观粒子：原子、分子、离子、原子团、电子、质子、中子等。
②用物质的量表示微粒时，要指明粒子的种类。
阿伏加德罗常数：
NA
1mol任何物质所含粒子数。
NA有单位：mol－1或 /mol，读作每摩尔，
NA≈6.02×1023mol－1。
摩尔质量：
M
单位物质的量物质所具有的质量
①一种物质的摩尔质量以g/mol为单位时，在数值上与其相对原子或相对分子质量相等。
②一种物质的摩尔质量不随其物质的量变化而变
气体摩尔体积：
Vm

单位物质的量气体所具有的体积
①影响气体摩尔体积因素有温度和压强。
②在标准状况下（0℃，101KPa）1mol任何气体所占体积约为22.4L即在标准状况下，Vm≈22.4L/mol
物质的量浓度：
C

单位体积溶液所含某溶质B物质的量。
①公式中的V必须是溶液的体积；将1L水溶解溶质或者气体，溶液体积肯定不是1L。
②某溶质的物质的量浓度不随所取溶液体积多少而变
3、各个量之间的关系：

4、一定物质的量浓度溶液的配制 例如：配制400mL0.1mol／L的Na2CO3溶液：
400mL的溶液应用500mL容量瓶。
（1）计算：需无水Na2CO3 5.3 g。
（2）称量：用托盘天平称量无水Na2CO3 5.3 g。
（3）溶解：所需仪器烧杯、玻璃棒。
（4）转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。
（5）定容：当往容量瓶加蒸馏水时，距刻度线1－2cm处停止，为避免加水的体积过多改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。
第二章 化学物质及其变化 第一节 物质的分类
1、掌握两种常见的分类方法：交叉分类法和树状分类法。
2、分散系及其分类：
当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。
分散系
溶液
胶体
浊液
分散粒子直径
＜1nm
1～100nm
＞100nm
外观
均一,透明,稳定
均一,透明,介稳体系
不均一,不透明,不稳定
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
实例
食盐水
Fe(OH)3胶体
泥浆水
3、胶体：常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。
第二节 离子反应
一、电解质和非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
1、化合物
非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。）
2、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42
二、离子反应：
1、离子反应发生的条件：生成沉淀、生成气体、水。
2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查）
★3、离子方程式正误判断 ★4、离子共存问题
第三节 氧化还原反应
1、氧化还原反应的本质：有电子转移（包括电子的得失或偏移）。
2、氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。
3、氧化还原反应相关概念：

化合价升高 失电子 被氧化
氧化剂 ＋ 还原剂 ＝ 还原产物 ＋ 氧化产物
化合价降低 得电子 被还原
第三章 金属及其化合物
一、钠及其化合物
（一）钠 Na
1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。
2、单质钠的化学性质： ① 钠与O2反应
常温下：4Na + O2＝2Na2O （新切开的钠放在空气中容易变暗）
加热时：2Na + O2＝＝Na2O2 （钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。）
钠在空气中的变化过程：Na―→Na2O―→NaOH―→Na2CO3·10H2O（结晶）―→Na2CO3（风化），最终得到是一种白色粉末。
② 钠与H2O反应
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ 离子方程式：2Na＋＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑
3、钠的存在：以化合态存在。 4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。
(二)氧化钠和过氧化钠
1、Na2O Na2O + H2O == 2NaOH,
白色固体，是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性：
Na2O + CO2 == Na2CO3,
Na2O + 2HCl == 2NaCl + H2O .
另外：加热时，2Na2O + O2 == 2Na2O2
2、Na2O2：淡黄色固体是复杂氧化物，易与水和二氧化碳反应。
2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2 ；2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2 （作供氧剂）。
因此Na2O2常做生氧剂，同时，Na2O2还具有强氧化性，有漂白作用。如实验：Na2O2和水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后又褪色。
（三）钠盐：Na2CO3与NaHCO3的性质比较

Na2CO3
NaHCO3
俗称
纯碱、苏打
小苏打
水溶性比较
Na2CO3 > NaHCO3
溶液酸碱性
碱性
碱性
与酸反应剧烈程度
较慢（二步反应）
较快（一步反应）
与酸反应
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
CO32－+2H+=CO2↑+H2O
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
HCO3－+H+=H2O+CO2↑
热稳定性
加热不分解
加热分解
2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
与CO2反应
Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
不反应
与NaOH溶液反应
不反应（不能发生离子交换）
NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
HCO3－+OH－=H2O+CO32－
与Ca(OH)2溶液反应
Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH
Ca2++CO32－=CaCO3↓
也能反应生成CaCO3沉淀
与CaCl2、溶液反应
有CaCO3沉淀
不反应
用途
洗涤剂，玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业
发酵粉、灭火剂、治疗胃酸过多（有胃溃疡时不能用）
相互转化
Na2CO3溶液能吸收CO2转化为NaHCO3
Na2CO3 + H2O + CO2 == 2 NaHCO3
NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
（四）氢氧化钠NaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。
二、铝及其化合物
（一）铝的性质 1、物理性质：银白色金属，质较软，但比镁要硬，熔点比镁高。有良好的导电、导热性和延展性。
2、化学性质：铝是较活泼的金属。
① 通常与氧气易反应，生成致密的氧化物起保护作用。4Al + 3O2 == 2Al2O3。同时也容易与Cl2、S等非金属单质反应。
② 与酸反应：强氧化性酸，如浓硫酸和浓硝酸在常温下，使铝发生钝化现象；加热时，能反应，但无氢气放出；非强氧化性酸反应时放出氢气。（ 2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ ）
③ 与强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O == 2NaAlO2 + 3H2↑（ 2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑ ）
④ 与某些盐溶液反应：如能置换出CuSO4、AgNO3等溶液中的金属。
⑤ 铝热反应： 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe。Al 和 Fe2O3的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。
（二）氧化铝（Al2O3）
两性氧化物：既能与强酸反应又能与强碱反应生成盐和水的氧化物。
Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ,Al2O3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O 。
（三）氢氧化铝（Al(OH)3）白色难溶于水的胶状沉淀，是两性氢氧化物。加热易分解。
两性氢氧化物：既能与强酸又能与强碱反应生成盐和水的氢氧化物。
Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O, Al(OH)3 + NaOH == NaAlO2 + 2H2O．
2Al(OH)3 Al2O3 +3 H2O

Al
Al2O3
Al(OH)3
AlO2-
Al3+
铝三角：

三、铁及其化合物
（一）铁 Fe
1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。（原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe2O3）。
2、单质铁的化学性质：
① 与非金属单质反应：3Fe＋2O2 Fe3O4（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）
2Fe + 3Cl2 2FeCl3,
Fe + S FeS。
② 与非氧化性酸反应：Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （ Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑ ）
常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。
③ 与盐溶液反应：Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu （ Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu ）；Fe +2 FeCl3 == 3FeCl2 ④ 与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2↑
（二） 铁的氢氧化物

Fe(OH)2
Fe(OH)3
主要性质
白色难溶于水的沉淀，不稳定，易被氧化成氢氧化铁，颜色变化为：白色－灰绿色－红褐色。反应式：4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。Fe(OH)2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O
红褐色难溶于水的沉淀，受热易分解。2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O ,能溶于强酸溶液，生成相应的盐。
Fe(OH)3＋3H＋＝2Fe3＋＋3H2O
（三）Fe2+、Fe3+的检验
离子
Fe2+
Fe3+
常
见
方
法
①滴加KSCN溶液，无明显变化，再加氯水，溶液变血红色；
②直接观察溶液是浅绿色；
③滴加氢氧化钠溶液，出现沉淀的颜色变化是：白色－灰绿色－红褐色。
①直接观察溶液是黄色；
②滴加氢氧化钠溶液，出现红褐色沉淀；③滴加KSCN溶液，有血红色溶液出现。

（四）铁三角

（五）铁的冶炼
原料：铁矿石（提供铁元素）、焦炭（提供热量和还原剂）、空气（提供氧气）、石灰石（除去铁矿石中的二氧化硅杂质）。 设备：高炉。
主要反应：C + O2 CO2 ,，C + CO2 2CO （这两个反应是制造还原剂并提供热量），
3CO + Fe2O3 2Fe ＋ 3CO2 ，CaCO3 CaO + CO2↑ ，CaO + SiO2 CaSiO3.
（六）焰色反应
1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。
2、 重要元素的焰色：钠元素黄色、 钾元素紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰） 焰色反应属物理变化。
（七）合金
1、概念：由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。
2、特性：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。
① 合金的硬度一般比它的各成分金属的大
② 合金的熔点一般比它的各成分金属的低
第四章 非金属及其化合物
一、硅及其化合物
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，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。
硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。
1、单质硅（Si）：⑴ 物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。
⑵ 化学性质：①常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。
Si＋2F2＝SiF4 Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑ Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑
②在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。
Si＋O2SiO2 Si＋2Cl2SiCl4
⑶ 用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。
⑷ 硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。
SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑ Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4 SiCl4＋2H2＝Si(纯)＋4HCl
2、二氧化硅（SiO2）：
⑴ SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO2直接由原子构成，不存在单个SiO2分子。
⑵ 物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。
⑶ 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：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（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]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（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 ⑷ 用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。
3、硅酸（H2SiO3）：⑴ 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。
⑵ 化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱
Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓ Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式证明酸性：H2SiO3＜H2CO3）
4、硅酸盐 Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉淀生成）
⑴ 传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。
⑵ 信息材料――光导纤维：它的主要成分是SiO2，是目前应用最广的信息材料，
二、氯及其化合物 （一）氯气 Cl2 1、氯气（Cl2）：
⑴ 物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。（氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物）
⑵ 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
②与非金属反应
Cl2＋H2 ===(点燃) 2HCl（氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰）
③Cl2与水反应
Cl2＋H2O＝HCl＋HClO 离子方程式：Cl2＋H2O＝H＋＋Cl—＋HClO
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，如氯水中的氯气能与KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。
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：HClO不稳定光照易分解。↑，因此久置氯水(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－）。
④Cl2与碱液反应：
与NaOH反应：Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O
与Ca(OH)2溶液反应：2Cl2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O
此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分为Ca(ClO)2。
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：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO32－干扰）再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl－存在。
3、氯气的制法 （1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。
原理：电解饱和食盐水。 反应式：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑
(2)氯气的实验室制法 原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl-。常用的氧化剂有：MnO2、KMnO4、KClO3等。 反应式：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
2KMnO4 + 16HCl(浓) ＝2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2↑+ 8H2O
KClO3 + 6HCl（浓） == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O
三、硫及其化合物 （一）硫
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游离态又有化合态。（如火山口中的硫就以单质存在）
2、硫单质：⑴ 物质性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8℃，沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。
⑵ 化学性质： ①可燃性：S+O2 ===(点燃) SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色）
②与氢气反应：H2 + S H2S ；
③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S；
④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）;
⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓) 3SO2 + 2H2O。
（二）二氧化硫（SO2）
⑴ 物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水（1:40），密度比空气大，易液化。
⑵ SO2的制备：S+O2 ===(点燃) SO2或Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O
⑶ 化学性质：
① SO2能与水反应SO2+H2OH2SO3（亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),
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。
② SO2为酸性氧化物，是亚硫酸（H2SO3）的酸酐，可与碱反应生成盐和水。
a、与NaOH溶液反应：SO2(少量)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O SO2＋2OH－＝SO32－＋H2O
SO2(过量)＋NaOH＝NaHSO3 SO2＋OH－＝HSO3－
b、与Ca(OH)2溶液反应：SO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaSO3↓(白色)＋H2O
2SO2(过量)＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶)
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。
③ SO2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）
SO2＋Cl2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl（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。）
④ SO2的弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成）
⑤ SO2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。

SO2
Cl2
漂白的物质
漂白某些有色物质
使湿润有色物质褪色
原理
与有色物质化合生成不稳定的无色物质
与水生成HClO，HClO具有漂白性，将有色物质氧化成无色物质
加热
能恢复原色（无色物质分解）
不能复原
⑥SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。
4、SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。
5、酸雨的防治：
最主要是控制污染源。主要途径有：
① 开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。
② 利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。
④ 积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。
（三）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）。质量分数为98%（或18.4mol/l）的硫酸为浓硫酸。不挥发，沸点高，密度比水大。
2、浓硫酸三大性质：吸水性、脱水性、强氧化性。
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、HBr、HI、C2H4五种气体。
② 脱水性：能将有机物（蔗糖、棉花等）以水分子中H和O原子个数比2︰1脱水，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）：2H2SO4 (浓)＋Cu===(△)CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑
（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）：2H2SO4(浓)＋C===(△)CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑
（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。
3、H2SO4 的工业制法(接触法)：
流程：S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；进入接触室进行催化氧化生成SO3； 将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4.
主要反应式：S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O2 2SO3,
SO3 + H2O == H2SO4.
尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3·H2O == (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2 + H2O == 2 NH4HSO3.
4、硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。
四、氮及其化合物
1、氮气 ⑴ 物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。
⑵ 化学性质：通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气。但在一定条件下可发生反应。
①放电条件下与氧气反应：N2 + O2 2NO,
②在一定条件下,与H2反应:N2 + 3H2 2NH3 (工业合成氨的主要反应,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。
③与金属反应：3Mg + N2 Mg3N2,
2、氮的氧化物：NO2和NO 2．氮的氧化物
⑴ NO是无色无味的有毒气体,微溶于水,在空气中易被氧化为NO2。2NO + O2 == 2NO2.在有氧气的条件下,NO和O2混合气被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O == 4HNO3.
⑵ NO2：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应：3NO2 + 2H2O == 2HNO3 + NO .
在有氧气的条件下：4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.
另外，NO和NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO2 + 2NaOH == 2NaNO2 + H2O.
3、硝酸（HNO3）：
⑴ 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。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”，常用浓硝酸的质量分数为69%
⑵ 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，浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红（H＋作用）后褪色（浓硝酸的强氧化性）。用此实验可证明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：① Cu＋4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
② 3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
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
⑶ 硝酸工业制法：流程：氨气的催化氧化→NO→进一步氧化生成NO2→用水吸收生成硝酸。设备：①氧化炉：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O，进一步氧化：2NO + O2 == 2NO2.
②吸收塔：用水吸收：4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.
尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。
4、氨气（NH3）
⑴ 氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于水，1体积水可以溶解700体积的氨气（可做红色喷泉实验）。浓氨水易挥发出氨气。
⑵ 氨气的化学性质：a.溶于水溶液呈弱碱性：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
氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶质是NH3，而不是NH3·H2O。
氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4＋、OH—、H＋(极少量，水微弱电离出来)。
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。
⑶ 氨气的实验室制法： 1）原理：铵盐与碱共热产生氨气
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.湿润的红色石蕊试纸（NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体）
b.蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟)
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。
6) 吸收：在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，方便收集氨气二是吸收多余的氨气，防止污染空气。
⑷ 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。
5、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：NH4ClNH3↑＋HCl↑ NH4HCO3NH3↑＋H2O↑＋CO2↑
(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：
2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O
(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＋。
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