评说硫、氮的“功”与“过”之硫的知识要点
1．氧族元素
[氧族元素单质的物理性质]
颜 色 状 态 密度 熔点、沸点 导电性 [氧族元素的化学性质] 与H2化合的条件及氢化物的稳定性 反应条件 氢化物 稳定性 O2 点燃 H2O很稳定 S 加热 H2S不稳定 SO2、SO3 H2SO4 Se 高温 H2Se不稳定 SeO2、SeO3 H2SeO4 Te 不能直接化合 H2Te 很不稳定 TeO2、TeO3 H2TeO4 O2 无色 气体 逐渐增大 逐渐升高 不导电 不导电 半导体 导电 S 黄色 固体 Se 灰色 固体 Te 银白色 固体 常见氧化物的化学式 高价含氧酸的化学式 与同周期ⅣA、VA、ⅦA族元素的非金属性强弱比较 同周期元素的非金属性：ⅣA＜VA＜ⅥA＜ⅦA [同素异形体] 由同种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体．例如，O2与O3，金刚石、石墨与C60，白磷与红磷，均分别互为同素异形体；硫元素也有多种同素异形体．
注意 “同位素”与“同素异形体”的区别．同位素研究的对象是微观的原子，而同素异形体研究的对象是宏观的单质． [臭氧]
(1)物理性质：在常温、常压下，臭氧是一种具有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水．液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色． (2)化学性质：
①不稳定性．O3在常温时能缓慢分解，高温时分解加速：2O3 =3O2． ②强氧化性．例如：a．Ag、Hg等不活泼金属能与O3发生反应；
b．O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH．(此反应可用于O3的定量分析)
(3)用途：
①作漂白剂．O3能使有机物的色素和染料褪色(其褪色原理与HClO类似)．如将O3通入石蕊试液中，溶液变为无色．②消毒剂． (4)制法：3O2
2O3
(5)臭氧在自然界中的存在及其与人类的关系．
①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距离地面15 km～50 km的大气平流层中(即通常所说的臭氧层)．②与人类的关系：空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉．大气中的臭氧层能吸收太阳的大部分紫外线，使地球上的生物免遭伤害．但氟氯烃(商品名为氟利昂)等气体能破坏臭氧层．因此，应减少并逐步停止氟氯烃等的生产和使用，以保护臭氧层． [过氧化氢]
(1)物理性质：过氧化氢俗称双氧水，是一种无色粘稠液体．市售双氧水中H2O2的质量分数一般约为30％． (2)化学性质：
①H2O2显弱酸性，是二元弱酸．其电离方程式可表示为：
H2O2
H＋+ HO2－ HO2－- 1 -
H＋+ O22－
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②不稳定性．H2O2贮存时就会分解．在其水溶液中加入MnO2等催化剂，分解速度大大加快．
2H2O2
2H2O+O2↑
说明 该反应原理是实验室制O2的常见方法之一．其发生装置为“固 + 液不加热”型．
③H2O2既具有氧化性又具有还原性．H2O2中的氧元素为－1价，介于0价与－2价之间，当H2O2遇到强氧化剂时表现出还原性，而当遇到强还原剂时则表现出氧化性．例如：
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O (H2O2表现还原性)
H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2 (H2O2表现氧化性)
(3)重要用途：
①医疗上广泛使用稀双氧水(含H2O2的质量分数为3％或更小)作为消毒杀菌剂． ②工业上用10％的双氧水作漂白剂(漂白毛、丝及羽毛等)、脱氯剂． ③实验室制取氧气． *[硫化氢] (1)物理性质：
①硫化氢是一种无色、有臭鸡蛋气味的气体，密度比空气大．
②硫化氢有剧毒，是一种大气污染物．在制取和使用H2S气体时，必须在密闭系统如通风橱中进行． ③在常温、常压下，1体积水中能溶解2.6体积的硫化氢． (2)化学性质：
①不稳定性：H2S受热(隔绝空气)能分解：H2S ②可燃性：H2S气体能在空气中燃烧： 2H2S + 3O2(充足)
2H2O + 2SO2 2H2S + O2(不足)
2H2O + 2S
H2 + S
(发出淡蓝色火焰) (析出黄色固体)
③强还原性：H2S中的硫为－2价，处在最低价态，当遇到氧化剂时，硫被氧化为0价、+4价或+6价．如：
H2S +X2 ＝2HX + S↓ (X＝Cl、Br、I) H2S + H2SO4(浓) ＝S↓+ SO2 + 2H2O
④水溶液显弱酸性．硫化氢的水溶液叫氢硫酸．氢硫酸是一种二元弱酸，具有酸的通性．氢硫酸易挥发，当氢硫酸受热时，硫化氢会从溶液里逸出． (3)实验室制法：
反应原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有强还原性，故不能用HNO3或浓H2SO4制取H2S气体)发生装置：固 + 液 → 气体型装置
干燥剂：用P2O5或CaCl2(不能用浓H2SO4或碱性干燥剂)． 2．二氧化硫 [二氧化硫] (1)物理性质：
①二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的气体，有毒，密度比空气大，易液化． ②易溶于水．在常温、常压下，1体积水能溶解40体积的SO2气体． (2)化学性质：
①二氧化硫与水反应：SO2 + H2O体变为红色．
b．反应生成的H2SO3为二元中强酸，很不稳定，易分解：H2SO3②二氧化硫与氧气的反应：2SO2 + O22SO3
说明 a．该反应是工业上制造硫酸的反应原理之一．
b．反应产物SO3是一种无色固体，熔点(16.8℃)和沸点(44.8℃)都很低．SO3与H2O反应生成H2SO4，同时放
H2O + SO2
H2SO3(该反应为可逆反应)
说明 a．将装满SO2气体的试管倒立在滴有紫色石蕊试液的水槽中，一段时间后，水充满试管，试管中的液
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出大量的热：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 热量
c．SO2中的硫处于+4价，因此SO2既具有氧化性又具有还原性．例如：
SO2 + 2H2S ＝3S + 2H2O
SO2 + X2 + 2H2O ＝2HX + H2SO4 (X＝C1、Br、I)
③二氧化硫的漂白性：
说明 a．SO2和C12(或O3、H2O2、Na2O2等)虽然都有漂白作用，但它们的漂白原理和现象有不同的特点．Cl2的漂白原理是因为C12与H2O反应生成的HClO具有强氧化性(O3、H2O2、Na2O2等与此类似)，将有色物质(如有色布条、石蕊试液、品红试液等)氧化成无色物质，褪色后不能再恢复到原来的颜色；而SO2是因它与水反应生成的H2SO3跟品红化合生成了无色化合物，这种不稳定的化合物在一定条件下(如加热或久置)褪色后又能恢复原来的颜色，用SO2漂白过的草帽辫日久又渐渐变成黄色就是这个缘故．
b．SO2能使橙色的溴水、黄绿色的氯水、紫红色的酸性KMnO4溶液等褪色，这是因为SO2具有还原性的缘故，与SO2的漂白作用无关．
c．利用SO2气体使品红溶液褪色、加热后红色又复现的性质，可用来检验SO2气体的存在和鉴别SO2气体． ④二氧化硫能杀菌，可以用作食物和水果的防腐剂． [二氧化硫的污染和治理]
(1)SO2的污染：二氧化硫是污染大气的主要有害物质之一．它对人体的直接危害是引起呼吸道疾病，严重时还会使人死亡．
(2)酸雨的形成和危害：空气中的SO2在O2和H2O的作用下生成H2SO3、H2SO4。
2SO2 + O2＝2SO3 SO2 + H2O＝H2SO3 SO3 + H2O＝H2SO4
下雨时，硫的氧化物(和氮的氧化物)以及所形成的硫酸(和硝酸)随雨水降下，就形成酸雨．酸雨的pH小于5.6(正常雨水因溶解了CO2，其pH约为5.6)．
酸雨能使湖泊水质酸化，毒害鱼类和其他水生生物；使土壤酸化，破坏农田，损害农作物和森林；酸雨还会腐蚀建筑物、工业设备和名胜古迹等．
(3)治理：空气中的二氧化硫主要来自化石燃料(煤和石油)的燃烧．此外，还有含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气．消除大气污染的主要方法之一是减少污染物的排放、例如，硫酸厂、化工厂、冶炼厂等的尾气在排放前进行回收处理． 3．硫酸 [硫酸] (1)物理性质：
①纯硫酸是一种无色透明、粘稠的油状液体．常用的浓硫酸的质量分数为98.3％，密度为1.84 g·cm－3 (物质的量浓度为18.4 mol·L－1 )，沸点为338℃(因此，浓硫酸属高沸点、难挥发性酸)．
②硫酸易溶于水，能以任意比与水混溶．浓硫酸溶于水时放出大量的热．因此，在稀释浓硫酸时，要将浓硫酸缓慢倒入水中，并边加边搅拌． (2)化学性质：
①硫酸属于强电解质，是二元强酸，稀H2SO4具有酸的通性．例如：
Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑(实验室制H2原理) Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O(除铁锈原理)
H2SO4 + Ba(OH)2 ＝BaSO4↓+ 2H2O
说明：浓硫酸中含水量很少，因此，浓H2SO4的电离程度很小，其中主要含H2SO4分子．
②吸水性：
a．浓H2SO4能吸收空气中的水分或各种物质中混有的游离态的H2O，形成一系列稳定的化合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O和H2SO4·4H2O等．因此，在实验室中浓H2SO4可用来作气体干燥剂，但不能
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干燥可与浓H2SO4反应的碱性气体(如NH3等)和强还原性气体(如H2S、HI、HBr等)．
b．因为浓H2SO4能吸收空气中的水分，所以实验室保存浓H2SO4时应注意密封，以防止浓H2SO4吸收水分而变稀．
③脱水性：浓H2SO4能将有机物中的氢、氧元素按2∶1的组成比脱出生成水，使有机物发生变化并生成黑色的炭．例如：C12H22O11(蔗糖)
12C + 11H2O
又如将浓H2SO4滴到蓝色石蕊试纸上，试纸先变红色然后变黑色．
注意 浓H2SO4的脱水性及溶于水时放出大量热的性质，使浓H2SO4对有机物具有强烈的腐蚀性．因此，如皮肤上不慎沾上浓H2SO4时，不能先用水冲洗，而先要用干布迅速擦去，再用大量水冲洗．
④强氧化性：浓H2SO4中的硫为＋6价，处于硫元素的最高价态，因此浓H2SO4具有强氧化性．在反应中，浓H2SO4被还原为＋4价硫的化合物、单质硫或－2价硫的化合物． a．常温下，浓H2SO4使Fe、A1发生钝化(Fe、A1难溶于冷的浓H2SO4中)．
说明 浓硫酸跟某些金属接触，使金属表面生成一薄层致密的氧化物保护膜，阻止内部金属继续跟硫酸反应，这一现象叫做金属的钝化．钝化是化学变化．利用Fe、A1在冷的浓H2SO4中产生钝化的性质，可用铁或铝制容器装盛浓硫酸．
b．加热时，浓H2SO4能跟除Pt、Au外的金属发生反应．反应的通式可表示为：
金属(Pt、Au除外) + H2SO4(浓) 例如：2H2SO4(浓) + Cu
硫酸盐 + SO2↑+ H2O CuSO4 + 2H2O + SO2↑
说明 Cu与浓H2SO4的反应中，由于H2SO4中的硫元素的化合价只有部分改变，因此浓硫酸同时表现出了氧化性和酸性．此外，随着反应的进行，浓H2SO4会渐渐变稀，而稀H2SO4是不与Cu发生反应的．因此，反应物Cu和H2SO4都有可能剩余，且实际产生的SO2气体的体积要比理论值小． c．加热时，浓H2SO4能使非金属单质C、S、P等氧化．例如： 2H2SO4(浓) + C
CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O (在此反应中，H2SO4只表现出氧化性)
H2SO4(浓) + H2S ＝S + SO2 + 2H2O 2HBr + H2SO4(浓) ＝Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4(浓) ＝4I2 + H2S + 4H2O
[氧化性酸与酸的氧化性] 所谓“氧化性酸”是指酸根部分易于获得电子的酸，如浓H2SO4、HNO3等，由于
6d．浓H2SO4能氧化某些具有还原性的物质．例如：
5其中S、N易获得电子而表现出很强的氧化性；而盐酸、稀硫酸等酸根部分不能或不易获得电子，所以它们是非氧化性酸．
在水溶液中任何酸都能不同程度地电离出H＋，H＋在一定条件下可获得电子形成H2．从这一观点看，酸都具有氧化性，但这是H＋表现出来的氧化性，它与氧化性酸中的中心元素处于高价态易获得电子具有的氧化性是不同的．
区别“氧化性酸”与“酸的氧化性”这两个概念的关键如下：酸根部分易获得电子→有氧化性→是氧化性酸
酸电离出的H＋→有氧化性→酸的氧化性→是非氧化性酸 [SO42－的检验] 正确操作步骤： 待检溶液
无现象
产生白色沉淀，说明原溶液中含SO42—离子．
离子方程式： SO42－+ Ba2＋＝BaSO4↓
注意 ①加入盐酸的目的是将待检溶液中可能存在的、对检验SO42－有干扰作用的CO32－、SO32－等阴离子通过反应而除去：
CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O SO32－+ 2H＋＝SO2↑+ H2O
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AgCl也是不溶于稀HNO3的白色沉淀．向待检液中加入盐酸时，若有白色沉淀产生，需进行过滤才能继续下一步操作．
②在加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液前，不能用HNO3酸化待检溶液．因为若待检溶液中含有SO32－时，会被HNO3氧化为SO42－，也能产生同样的现象． *[硫酸钙和硫酸钡]
自然界存在的形式 石膏(CaSO4·2H2O) ①白色固体，微溶于水②2(CaSO4·2H2O) 性 质 2CaSO4·H2O(熟石膏)+3H2O，熟石膏与水混合后很快凝固，重新变成生石膏 用 途 4．环境保护
*[大气污染及其防治] 当大气中某些有毒物质的含量超过正常值或大气的自净能力时，就发生了大气污染．大气污染既危害人体健康又影响动植物的生长，同时会破坏建筑材料，严重时会改变地球的气候．例如，使气候变暖、破坏臭氧层，形成酸雨等．大气污染的防治要采取综合措施．主要包括：调整能源结构，合理规划工业发展和城市建设布局，综合运用各种防治污染的技术措施，制定大气质量标准、加强大气质量监测，采取生物措施、改善生态环境，植树造林、充分利用环境的自净能力等．
*[空气质量日报、周报] 从1997年5月起，我国有几十座城市先后开始定期发布城市空气质量周报．在此基础上，又有许多城市开始发布空气质量日报．空气质量日报的主要内容包括“空气污染指数”、“空气质量级别”、“首要污染物”等．空气污染指数(简称APT)就是将常规监测的几种空气污染物的浓度简化为单一的数值形式，并分级表示空气污染程度和空气质量状况．这种方式适用于表示城市的短期空气质量状况和变化趋势．根据我国空气污染的特点和污染防治重点，目前计入空气污染指数的项目暂定为：二氧化硫、二氧化氮和可吸入颗粒等。
空气质量分级标准是：空气污染指数50点对应的污染物浓度为空气质量日均值的一级标准，空气质量优；100点对应二级标准，空气质量良好；200点对应三级标准，空气轻度污染；300点对应四级标准，空气质量中度污染；超过300点则为五级标准，空气质量属重度污染．
*[水污染及其防治] 由于人类活动排放的污染物，使水的物理、化学性质发生变化或生物群落组成发生变化，从而降低了水的使用价值的现象，叫做水污染．水污染的主要物质有重金属、酸、碱、盐等无机污染物，耗氧物质，植物营养物质，石油和难降解有机物等．此外，对水体造成污染的还有病原体污染、放射性污染、悬浮固体物污染、热污染等．日常使用的合成洗涤剂也会对水体造成污染．防治水污染的根本措施是控制污水的任意排放．污水要经过处理，达到国家规定的排放标准后再排放．污水处理的方法一般可归纳为物理法、生物法和化学法．各种方法都各有特点和适用条件，往往需要配合使用．
①制作各种模型和医疗用的石膏绷带 ②调节水泥的凝固速度 ①作X－射线透视肠胃的内服药剂(俗称“钡餐”) ②作白色颜料 硫酸钙(CaSO4) 硫酸钡(BaSO4) 重晶石 不溶于水，也不溶于酸．不易被X－射线透过
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评说硫、氮的“功”与“过”之氮的知识要点
一、氮和磷
氮族元素单质的物理性质
颜色 状态 密度 熔点、沸点 先按N2、P、As的顺序逐渐升高，而后按Sb、Bi的顺序逐渐降低 N2 无色 气体 P 白磷：白色或黄色 红磷：红棕色 固体 As 灰砷：灰色 Sb 银白色 Bi 银白色或微显红色 固体 固体 固体 逐 渐 增 大 （一）.氮
1.N2的相关性质
(1)氮元素在自然界中的存在形式：既有游离态又有化合态．空气中含N2 78％(体积分数)或75％(质量分数)；化合态氮存在于多种无机物和有机物中，氮元素是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素．
(2)氮气的物理性质：纯净的氮气是无色气体，密度比空气略小．氮气在水中的溶解度很小．在常压下，经降温后，氮气变成无色液体，再变成雪花状固体． (3)氮气的分子结构：氮分子(N2)的电子式为
，结构式为N≡N．由于N2分子中的N≡N
键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼． (4)氮气的化学性质： ①N2与H2化合生成NH3 N2 +3H2②N2与O2化合生成NO： N2 + O2（5）氮气的用途 ①合成氨，制硝酸；
②保护气，以防止被氧化；
④保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；
⑤医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术； ⑥利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能． 2.NO、NO2性质的比较 氮的氧化物 物理性质 一氧化氮(NO) 为无色、不溶于水、有毒的气体 ①极易被空气中的O2氧化： 二氧化氮(NO2) 为红棕色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水 与H2O反应：3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO 2NH3（该反应是可逆反应，是工业合成氨的原理．） 2NO （在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应．）
化学性质 2NO + O2= 2NO2 (工业制HNO3原理．在此反应中，NO2同时作氧化②NO中的氮为+2价，处中间剂和还原剂) 价态，既有氧化性又有还原性
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3.自然界中硝酸盐的形成过程 (1)电闪雷鸣时：N2+O2
2NO
(2) 2NO + O2= 2NO2
(3)下雨时：3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(4)生成的硝酸随雨水淋洒到土壤中，并与土壤中的矿物作用生成能被植物吸收的硝酸盐． 4.光化学烟雾：NO、NO2有毒，是大气的污染物．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．NO2在紫外线照射下，发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾——光化学烟雾．因此，NO2是造成光化学烟雾的主要因素．光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡． （二）磷
1.. (1)磷元素在自然界中的存在形式：自然界中无游离态的磷．化合态的磷主要以磷酸盐的形式存在于矿石中．动物的骨骼、牙齿和神经组织，植物的果实和幼芽，生物的细胞里都含有磷．
(2)单质磷的化学性质： ①与O2反应： 4P+5O2
2P2O5
2PCl3 2P+5Cl2(足量)
2PCl5
②磷在C12中燃烧： 2P+3C12(不足量) 2.磷的同素异形体——白磷与红磷 磷的同素异形体 物 理 性 质 颜色、状态 密度(g·cm－3) 毒 性 白磷 无色蜡状固体 红磷 红棕色粉末 说明 1.82 2.34 ①白磷与红磷的结构不同是物理性质存在差别的原因②由两者物理性质的不同，证明了白磷与红磷是不同的单质 溶解性 不溶于水，溶于CS2 不溶于水，也不溶于CS2 剧 毒 40℃(白磷受到轻微的摩擦就会燃烧；常温时，白磷可被氧化而发光) 白磷与红磷燃烧都生成P2O5，无 毒 240℃ 着火点 化学性质 白磷、红磷在空气中燃烧，都生成白色的P2O5 证明它们都是由磷元素形成的单质 证明白磷与红磷所含元素相白磷红磷 密封保存，少量白密封保存，防止吸湿 磷保存在水中 制造高纯度磷酸；制造高纯度磷酸；制农药、 制造燃烧弹、烟幕安全火柴 弹 同——互为同素异形体 切削白磷应在水中进行 相互转化 保存方法 用 途
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3.五氧化二磷、磷酸
(1)五氧化二磷的性质：五氧化二磷是白色粉末状固体，极易吸水(因此可作酸性气体的干燥剂)．P2O5是酸性氧化物，与水反应：
P2O5+3H2O2H3PO4
(2)磷酸的性质、用途：磷酸(H3PO4)是一种中等强度的三元酸，具有酸的通性．磷酸主要用于制造磷肥，也用于食品、纺织等工业．
4.氮、磷元素及其单质、化合物性质的比较
元素 自然界中存在的形式 单质与O2化合的情况 单质与H2化合的情况 单质的化学活泼性及原因 氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性 非金属性
二．铵盐 1.氨
(1)氨的物理性质：
①氨是无色、有刺激性气味的气体，比空气轻；②氨易液化．在常压下冷却或常温下加压，气态氨转化为无色的液态氨，同时放出大量热．液态氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降；③氨气极易溶于水．在常温、常压下，1体积水中能溶解约700体积的氨气(因此，氨气可进行喷泉实验)；④氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用．若不慎接触过多的氨而出现病症，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛．
(2)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107°18′，是极性分子．
(3)氨的化学性质：
①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NH3·H2O(叫一水合氨)．NH3·H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4＋和OH－：
NH3 + H2ONH3·H2O NH4＋ + OH－
a．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)．NH3·H2O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出：
NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O b．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、NH3·H2O、H2O)和3
种离子(NH4＋和OH－、极少量的H＋)．
c．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．
d．有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以NH3·H2O形式存在，但计算时仍以NH3作溶质． ②跟氯化氢气体的反应：NH3 + HCl ＝ NH4C1
说明： a．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
氮(N) 游离态和化合态 N2+O2N2 +3H22NO（易） 4P+5O2磷(P) 只有化合态 2P2O5（难） 2PH3 2NH3 2P(蒸汽) + 3H2单质活泼性：N2＜P 原因：N2分子中N≡N键很牢固，故N2性质稳定、不活泼 NH3＞PH3 HNO3＞H3PO4 N＞P - 8 -
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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．
b．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—．
c．氨气与不挥发性酸(如H2SO4、H3PO4等)反应时，无白烟生成． ③跟氧气反应： 4NH3 + 5O2
4NO + 6H2O
说明：这一反应叫做氨的催化氧化(或叫接触氧化)，是工业上制硝酸的反应原理之一． (4)氨气的用途：
①是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；②是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；③用作冰机中的致冷剂． 2.铵盐
铵盐是由铵离子(NH4)和酸根阴离子组成的化合物．铵盐都是白色晶体，都易溶于水． (1)铵盐的化学性质：①受热分解．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，铵盐分解时有以下三种情况：
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) 又如： (NH4)2CO3
NH3↑+ HCl↑ NH3 + HCl＝NH4Cl (试管上端又有白色固体附着) 2NH3↑+ H2O + CO2↑ NH4HCO3
NH3↑+ H2O + CO2↑
＋
b．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中．如：
(NH4)2SO4NH4HSO4 + NH3↑ (NH4)3PO4H3PO4 + 3NH3↑ c．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： NH4NO3N2O↑+ 2H2O ②跟碱反应——铵盐的通性．
试纸变蓝固态铵盐 + 强碱(NaOH、KOH)无色、有刺激性气味的气体湿润的红色石蕊试纸色．例如： (NH4)2SO4+2NaOH
Na2SO4 + 2NH3↑+ 2H2O
NH4NO3+NaOHNaNO3 + NH3↑+ H2O
说明：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＋+ OH－NH3↑+ H2O
b．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＋+ OH－＝NH3· H2O
c．若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示．
(2)氮肥的存放和施用．铵盐可用作氮肥．由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并 存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效．
2．铵盐(NH4＋)的检验 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)． 3．氨气的实验室制法
(1)反应原理：固态铵盐[如NH4Cl、(NH4)2SO4等]与消石灰混合共热： 2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O
气体型装置(与制O2相同)． (2)发生装置类型：固体+固体
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(3)干燥方法：常用碱石灰(CaO和NaOH的混合物)作干燥剂．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CaCl2·8NH3)． (4)收集方法：只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制得的氨气不纯．
(5)验满方法；①将湿润的红色石蕊试纸接近集气瓶口，若试纸变蓝色，则说明氨气已充满集气瓶；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近集气瓶口，有白烟产生，说明氨气已充满集气瓶．
注意 ①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．
②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． ③NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥．
④实验室制取氨气的另一种常用方法：将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热．有关反应的化学方程式为： CaO + NH3·H2OCa(OH)2 + NH3↑
（ 加烧碱的作用是增大溶液中的OH－浓度，促使NH3·H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制Cl2、HCl气体的装置相同）． 三、硝酸 1.硝酸
(1)物理性质：
①纯硝酸是无色、易挥发(沸点为83℃)、有刺激性气味的液体．打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生．(与盐酸相同)
②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的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：
①具有酸的一些通性．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)
②不稳定性．HNO3见光或受热发生分解，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： 4HNO3
2H2O + 4NO2↑+O2↑
③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：
a．几乎能与所有金属(除Hg、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
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变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体．
b．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)
c．浓HNO3与浓盐酸按体积比1∶3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．
d．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
e．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
＋
2＋
3＋
－
酸或硫酸，因引入了H而使Fe被氧化为Fe；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． f．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．
(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、硝酸盐等． 2.亚硝酸盐
(1)亚硝酸钠的性质：亚硝酸钠(NaNO2)是无色或浅黄色晶体，外观类似食盐，有咸味，易溶于水，有毒．既具有氧化性又具有还原性．
(2)亚硝酸钠的存在：①长时间加热煮沸或反复加热沸腾的水，由于水中NO3－浓度增大，饮用后部分NO3－在人体内被还原为NO㈠②腐烂的蔬菜中；⑧腌制的食品如酸菜、肉制品中． (3)亚硝酸盐的用途：①用于印染、漂白等行业；②在某些食品如腊肉、香肠中用作防腐剂和增色剂；⑧用作混凝土的掺合剂等．
(4)亚硝酸盐对人体的危害．亚硝酸盐是一种潜在的致癌物质，过量或长期食用对人体会造成
危害．若误食亚硝酸盐或食用含有过量的亚硝酸盐的食物，会出现嘴唇、指甲、皮肤发紫以及头晕、呕吐、腹泻等症状，严重时可致人死亡．所以，国家对食品中的亚硝酸盐的含量有严格的限制．
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