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无机化学

钠及其化合物​

钠单质​

  • 物理性质：银白色、质软（可用小刀切）、密度小（比水小、比煤油大）、熔点低（约 98 ∘C98\ ^\circ\text{C}）、导电导热；
  • 保存在 煤油 中，隔绝空气和水；取用用镊子，不可用手接触。

化学性质（钠是强还原剂，很活泼）

  • 与 O2\text{O}_2 反应，条件不同产物不同：

4Na+O2→2Na2O（常温，白色）4\text{Na}+\text{O}_2\to 2\text{Na}_2\text{O}\text{（常温，白色）}

2Na+O2→ΔNa2O2（点燃 / 加热，淡黄色）2\text{Na}+\text{O}_2\xrightarrow{\Delta}\text{Na}_2\text{O}_2\text{（点燃 / 加热，淡黄色）}

  • 与水反应，浮、熔、游、响、红（浮在水面、熔成小球、四处游动、发出嘶响、酚酞变红），分别对应密度比水小、熔点低且放热、生成气体、反应剧烈、生成 NaOH\text{NaOH}：

2Na+2H2O→2NaOH+H2↑2\text{Na}+2\text{H}_2\text{O}\to 2\text{NaOH}+\text{H}_2\uparrow

2Na+2H2O→2Na++2OH−+H2↑2\text{Na}+2\text{H}_2\text{O}\to 2\text{Na}^++2\text{OH}^-+\text{H}_2\uparrow

  • 与酸溶液反应比与水更剧烈，钠直接与 H+\text{H}^+ 反应：2Na+2H+→2Na++H2↑2\text{Na}+2\text{H}^+\to 2\text{Na}^++\text{H}_2\uparrow；
  • 与盐溶液反应，先与水反应 生成 NaOH\text{NaOH}，再由 NaOH\text{NaOH} 与盐复分解，不能 置换出盐中的金属。投入 CuSO4\text{CuSO}_4 溶液出现蓝色沉淀而非红色铜：

2Na+2H2O+CuSO4→Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑2\text{Na}+2\text{H}_2\text{O}+\text{CuSO}_4\to\text{Cu}(\text{OH})_2\downarrow+\text{Na}_2\text{SO}_4+\text{H}_2\uparrow

钠着火不能用水或泡沫灭火器（会与水反应放 H2\text{H}_2、在 CO2\text{CO}_2 中也能燃烧），要用干燥沙土盖灭。

氧化钠与过氧化钠​

Na2O\text{Na}_2\text{O}Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2
颜色白色固体淡黄色固体
氧的化合价−2-2−1-1
与水Na2O+H2O→2NaOH\text{Na}_2\text{O}+\text{H}_2\text{O}\to 2\text{NaOH}2Na2O2+2H2O→4NaOH+O2↑2\text{Na}_2\text{O}_2+2\text{H}_2\text{O}\to 4\text{NaOH}+\text{O}_2\uparrow
类别碱性氧化物过氧化物（非碱性氧化物）

Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2 中含离子键和 O—O\text{O}\text{—}\text{O} 非极性共价键，阴阳离子（O22−:Na+\text{O}_2^{2-}:\text{Na}^+）个数比为 1:21:2。它与 CO2\text{CO}_2 反应可用于呼吸面具和潜水艇供氧：

2Na2O2+2CO2→2Na2CO3+O22\text{Na}_2\text{O}_2+2\text{CO}_2\to 2\text{Na}_2\text{CO}_3+\text{O}_2

该反应中 Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2 既是氧化剂又是还原剂（氧由 −1-1 歧化为 −2-2 和 00）。Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2 强氧化性还能把 Fe2+\text{Fe}^{2+} 氧化成 Fe3+\text{Fe}^{3+}、使滴入水中的酚酞 先变红后褪色（中间产物 H2O2\text{H}_2\text{O}_2 漂白）。

三条定量规律很好用：

  • 气体减半：CO2\text{CO}_2 或 H2O(g)\text{H}_2\text{O}(\text{g}) 通过足量 Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2，反应气体与生成 O2\text{O}_2 的物质的量之比恒为 2:12:1，气体体积减小一半；
  • 电子转移：每生成 1 mol O21\ \text{mol}\ \text{O}_2 转移 2 mol2\ \text{mol} 电子（1 mol Na2O21\ \text{mol}\ \text{Na}_2\text{O}_2 转移 1 mol1\ \text{mol} 电子）；
  • 固体增重：Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2 吸收 CO2\text{CO}_2 增重相当于等物质的量的 CO\text{CO}，吸收 H2O\text{H}_2\text{O} 增重相当于等物质的量的 H2\text{H}_2。凡组成符合 (CO)m(H2)n(\text{CO})_m(\text{H}_2)_n 的物质（如 HCHO\text{HCHO}、CH3COOH\text{CH}_3\text{COOH}、葡萄糖）完全燃烧的产物通过足量 Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2，固体增重等于该物质的原质量。

碳酸钠与碳酸氢钠​

Na2CO3\text{Na}_2\text{CO}_3（纯碱、苏打）NaHCO3\text{NaHCO}_3（小苏打）
俗名纯碱、苏打小苏打
溶解性易溶（同温下溶解度更大）易溶（较小）
热稳定性稳定受热分解
与酸较慢剧烈、快
用途玻璃、造纸、洗涤发酵、灭火、制胃药

NaHCO3\text{NaHCO}_3 受热分解：

2NaHCO3→ΔNa2CO3+H2O+CO2↑2\text{NaHCO}_3\xrightarrow{\Delta}\text{Na}_2\text{CO}_3+\text{H}_2\text{O}+\text{CO}_2\uparrow

鉴别与除杂：

  • 加热法——只有 NaHCO3\text{NaHCO}_3 分解放出使石灰水变浑的 CO2\text{CO}_2。「套管实验」把 NaHCO3\text{NaHCO}_3 放内管、Na2CO3\text{Na}_2\text{CO}_3 放外管，温度较低的内管先分解，更有说服力；
  • 滴加相同浓度盐酸，NaHCO3\text{NaHCO}_3 产气更快；加 BaCl2\text{BaCl}_2（或 CaCl2\text{CaCl}_2）只有 Na2CO3\text{Na}_2\text{CO}_3 产生白色沉淀（不能用 Ba(OH)2\text{Ba}(\text{OH})_2、Ca(OH)2\text{Ca}(\text{OH})_2，两者都产生沉淀）；
  • 除杂：Na2CO3\text{Na}_2\text{CO}_3 固体中混 NaHCO3\text{NaHCO}_3 直接加热即可；Na2CO3\text{Na}_2\text{CO}_3 溶液中混 NaHCO3\text{NaHCO}_3 加适量 NaOH\text{NaOH}，不能 用加热（会带出 Na2CO3\text{Na}_2\text{CO}_3 且溶液中 NaHCO3\text{NaHCO}_3 分解不彻底）。

二者可相互转化，通入足量 CO2\text{CO}_2 或加 NaOH\text{NaOH}：

Na2CO3+CO2+H2O→2NaHCO3\text{Na}_2\text{CO}_3+\text{CO}_2+\text{H}_2\text{O}\to 2\text{NaHCO}_3

NaHCO3+NaOH→Na2CO3+H2O\text{NaHCO}_3+\text{NaOH}\to\text{Na}_2\text{CO}_3+\text{H}_2\text{O}

侯氏制碱法（联合制碱法）由侯德榜创立，向饱和食盐水中先通 NH3\text{NH}_3 再通 CO2\text{CO}_2，析出溶解度较小的 NaHCO3\text{NaHCO}_3，灼烧得纯碱，母液冷却盐析出副产品氯化铵（氮肥）：

NaCl+NH3+CO2+H2O→NaHCO3↓+NH4Cl\text{NaCl}+\text{NH}_3+\text{CO}_2+\text{H}_2\text{O}\to\text{NaHCO}_3\downarrow+\text{NH}_4\text{Cl}

先通溶解度大的 NH3\text{NH}_3 使溶液显碱性，才能吸收更多 CO2\text{CO}_2。

焰色试验​

  • 焰色试验是 物理变化，属元素的性质，是原子核外电子跃迁放出特定波长的光；
  • 用铂丝（或洁净铁丝）蘸取样品，先用 稀盐酸 洗净灼烧至无色（不用稀硫酸，其盐熔沸点高、难挥发）；
  • 钠 焰色为 黄色；钾 焰色为 紫色，需 透过蓝色钴玻璃 观察（滤去钠的黄光）。

氯及其化合物​

氯气​

  • 物理性质：黄绿色、有刺激性气味、有毒、密度比空气大、能溶于水（11 体积水溶约 22 体积氯气）；
  • 氯气是强氧化剂，化学性质活泼。

与金属反应（把金属氧化到高价）：

2Na+Cl2→点燃2NaCl2\text{Na}+\text{Cl}_2\xrightarrow{\text{点燃}}2\text{NaCl}

2Fe+3Cl2→点燃2FeCl32\text{Fe}+3\text{Cl}_2\xrightarrow{\text{点燃}}2\text{FeCl}_3

与非金属反应（H2\text{H}_2 在 Cl2\text{Cl}_2 中安静燃烧，苍白色火焰）：

H2+Cl2→点燃2HCl\text{H}_2+\text{Cl}_2\xrightarrow{\text{点燃}}2\text{HCl}

与水反应（部分反应，是可逆反应）：

Cl2+H2O⇌HCl+HClO\text{Cl}_2+\text{H}_2\text{O}\rightleftharpoons\text{HCl}+\text{HClO}

次氯酸（HClO\text{HClO}）是弱酸（比碳酸还弱）、强氧化性，有漂白和杀菌作用，见光分解：

2HClO→光照2HCl+O2↑2\text{HClO}\xrightarrow{\text{光照}}2\text{HCl}+\text{O}_2\uparrow

新制氯水成分复杂，含 Cl2\text{Cl}_2、H2O\text{H}_2\text{O}、HClO\text{HClO} 三分子和 H+\text{H}^+、Cl−\text{Cl}^-、ClO−\text{ClO}^-、OH−\text{OH}^- 四离子。久置后 HClO\text{HClO} 分解、Cl2\text{Cl}_2 耗尽，最终变为稀盐酸。据此氯水既显酸性（H+\text{H}^+）、又有强氧化漂白性（HClO\text{HClO}）、还能与 AgNO3\text{AgNO}_3 生成沉淀（Cl−\text{Cl}^-）。

与碱反应（工业制漂白粉，有效成分 Ca(ClO)2\text{Ca}(\text{ClO})_2）：

Cl2+2NaOH→NaCl+NaClO+H2O\text{Cl}_2+2\text{NaOH}\to\text{NaCl}+\text{NaClO}+\text{H}_2\text{O}

2Cl2+2Ca(OH)2→Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O2\text{Cl}_2+2\text{Ca}(\text{OH})_2\to\text{Ca}(\text{ClO})_2+\text{CaCl}_2+2\text{H}_2\text{O}

漂白原理对比：HClO\text{HClO}、Na2O2\text{Na}_2\text{O}_2、O3\text{O}_3 靠强氧化性漂白，把有色物质氧化为无色，褪色 不可逆；SO2\text{SO}_2 靠与有色物质结合成不稳定无色物，加热又复原，是 可逆 漂白；活性炭靠 吸附 脱色，是物理过程。

氯离子的检验​

取待测液，先滴加稀硝酸酸化，再加 AgNO3\text{AgNO}_3 溶液，生成 不溶于稀硝酸的白色沉淀，即含 Cl−\text{Cl}^-：

Ag++Cl−→AgCl↓\text{Ag}^++\text{Cl}^-\to\text{AgCl}\downarrow

加稀硝酸是为了排除 CO32−\text{CO}_3^{2-} 等离子的干扰（Ag2CO3\text{Ag}_2\text{CO}_3 溶于硝酸而 AgCl\text{AgCl} 不溶）。Ag+\text{Ag}^+ 与 Cl−\text{Cl}^-、Br−\text{Br}^-、I−\text{I}^- 分别生成白、淡黄、黄色沉淀，均不溶于稀硝酸，可用于区分卤离子。

铁 金属材料​

铁及其化合物​

铁单质​

  • 铁是较活泼金属，通常显 +2+2、+3+3 价；纯铁抗腐蚀，含杂质易生锈；
  • 与非金属：3Fe+2O2→点燃Fe3O43\text{Fe}+2\text{O}_2\xrightarrow{\text{点燃}}\text{Fe}_3\text{O}_4（黑色），2Fe+3Cl2→点燃2FeCl32\text{Fe}+3\text{Cl}_2\xrightarrow{\text{点燃}}2\text{FeCl}_3（生成 +3+3 价）；
  • 与水蒸气（高温）：

3Fe+4H2O(g)→高温Fe3O4+4H23\text{Fe}+4\text{H}_2\text{O}(\text{g})\xrightarrow{\text{高温}}\text{Fe}_3\text{O}_4+4\text{H}_2

  • 与非氧化性酸（盐酸、稀硫酸）生成 +2+2 价：Fe+2H+→Fe2++H2↑\text{Fe}+2\text{H}^+\to\text{Fe}^{2+}+\text{H}_2\uparrow；
  • 与盐溶液（置换较不活泼金属）：Fe+Cu2+→Fe2++Cu\text{Fe}+\text{Cu}^{2+}\to\text{Fe}^{2+}+\text{Cu}。

价态口诀「遇强变三、遇弱变二」：与足量 Cl2\text{Cl}_2、稀 HNO3\text{HNO}_3 等强氧化剂生成 Fe3+\text{Fe}^{3+}，与盐酸、稀硫酸、S\text{S}、Cu2+\text{Cu}^{2+} 等生成 Fe2+\text{Fe}^{2+}。铁与稀硝酸的产物还跟用量有关：

Fe+4H++NO3−→Fe3++NO↑+2H2O（硝酸足量）\text{Fe}+4\text{H}^++\text{NO}_3^-\to\text{Fe}^{3+}+\text{NO}\uparrow+2\text{H}_2\text{O}\text{（硝酸足量）}

3Fe+8H++2NO3−→3Fe2++2NO↑+4H2O（铁足量）3\text{Fe}+8\text{H}^++2\text{NO}_3^-\to 3\text{Fe}^{2+}+2\text{NO}\uparrow+4\text{H}_2\text{O}\text{（铁足量）}

常温下铁、铝遇 冷的浓硫酸或浓硝酸 会 钝化（表面生成致密氧化膜），故可用铁、铝容器盛装冷浓硫酸 / 浓硝酸。

铁的氧化物与氢氧化物​

FeO\text{FeO}Fe2O3\text{Fe}_2\text{O}_3Fe3O4\text{Fe}_3\text{O}_4
铁的化合价+2+2+3+3+2+2、+3+3
颜色黑色红棕色黑色
俗名—铁红磁性氧化铁

氢氧化亚铁与氢氧化铁

  • Fe(OH)2\text{Fe}(\text{OH})_2 是 白色 沉淀，在空气中迅速变灰绿，最终变 红褐色：

4Fe(OH)2+O2+2H2O→4Fe(OH)34\text{Fe}(\text{OH})_2+\text{O}_2+2\text{H}_2\text{O}\to 4\text{Fe}(\text{OH})_3

  • Fe(OH)3\text{Fe}(\text{OH})_3 是 红褐色 沉淀，受热分解：2Fe(OH)3→ΔFe2O3+3H2O2\text{Fe}(\text{OH})_3\xrightarrow{\Delta}\text{Fe}_2\text{O}_3+3\text{H}_2\text{O}；
  • 制备 Fe(OH)2\text{Fe}(\text{OH})_2 要 隔绝空气：先煮沸溶液赶尽溶解氧，把吸取 NaOH\text{NaOH} 的滴管 伸入 FeSO4\text{FeSO}_4 液面下 再挤出，必要时在液面覆盖一层煤油，否则很快被氧化。

铁盐与亚铁盐的相互转化​

  • Fe2+\text{Fe}^{2+} 遇氧化剂（Cl2\text{Cl}_2、HNO3\text{HNO}_3、H2O2\text{H}_2\text{O}_2、酸性 KMnO4\text{KMnO}_4 等）被氧化为 Fe3+\text{Fe}^{3+}：2Fe2++Cl2→2Fe3++2Cl−2\text{Fe}^{2+}+\text{Cl}_2\to 2\text{Fe}^{3+}+2\text{Cl}^-；
  • Fe3+\text{Fe}^{3+} 遇还原剂（Fe\text{Fe}、Cu\text{Cu} 等）被还原为 Fe2+\text{Fe}^{2+}：2Fe3++Fe→3Fe2+2\text{Fe}^{3+}+\text{Fe}\to 3\text{Fe}^{2+}、2Fe3++Cu→2Fe2++Cu2+2\text{Fe}^{3+}+\text{Cu}\to 2\text{Fe}^{2+}+\text{Cu}^{2+}（工业用 FeCl3\text{FeCl}_3 腐蚀铜制电路板）。

保存 Fe2+\text{Fe}^{2+} 溶液常加少量 铁粉 防氧化、加少量对应酸抑制水解。

Fe2+\text{Fe}^{2+}Fe3+\text{Fe}^{3+}
溶液颜色浅绿色黄色
加 NaOH\text{NaOH}白色 →\to 灰绿 →\to 红褐红褐色沉淀
加 KSCN\text{KSCN}不变色变红色

离子检验：

  • 检验 Fe3+\text{Fe}^{3+}：滴加 KSCN\text{KSCN} 溶液变 血红色（Fe3++3SCN−→Fe(SCN)3\text{Fe}^{3+}+3\text{SCN}^-\to\text{Fe}(\text{SCN})_3），最灵敏；
  • 检验 Fe2+\text{Fe}^{2+}：先滴 KSCN\text{KSCN} 不变色，再滴氯水（或双氧水）变红，证明原溶液是 Fe2+\text{Fe}^{2+}（被氧化成 Fe3+\text{Fe}^{3+}）。顺序不能反，否则无法排除原溶液已含 Fe3+\text{Fe}^{3+}。

铁三角​

Fe\text{Fe}、Fe2+\text{Fe}^{2+}、Fe3+\text{Fe}^{3+} 三者可相互转化，抓住 化合价升降 就能判断该加氧化剂还是还原剂：

  • Fe→Fe2+\text{Fe}\to\text{Fe}^{2+}：与非氧化性酸、Cu2+\text{Cu}^{2+} 或适量 Fe3+\text{Fe}^{3+} 反应；
  • Fe→Fe3+\text{Fe}\to\text{Fe}^{3+}：与足量 Cl2\text{Cl}_2、足量稀 HNO3\text{HNO}_3 反应；
  • Fe2+→Fe3+\text{Fe}^{2+}\to\text{Fe}^{3+}：加氧化剂（Cl2\text{Cl}_2、H2O2\text{H}_2\text{O}_2……）；
  • Fe3+→Fe2+\text{Fe}^{3+}\to\text{Fe}^{2+}：加还原剂（Fe\text{Fe}、Cu\text{Cu}）；
  • Fe3+→Fe\text{Fe}^{3+}\to\text{Fe}、Fe2+→Fe\text{Fe}^{2+}\to\text{Fe}：更强还原剂或电解。

其中 Fe\text{Fe} 与 Fe3+\text{Fe}^{3+} 归中生成 Fe2+\text{Fe}^{2+}（Fe+2Fe3+→3Fe2+\text{Fe}+2\text{Fe}^{3+}\to 3\text{Fe}^{2+}）是最典型的一步。

金属材料​

铝及其化合物​

铝是地壳中含量最高的金属元素，性质活泼但表面易生成致密 Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3 膜而耐腐蚀。铝、Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3、Al(OH)3\text{Al}(\text{OH})_3 都 既能与强酸反应、又能与强碱反应，是「两性」的典型。

  • 铝与酸、碱都放出 H2\text{H}_2：

2Al+6H+→2Al3++3H2↑2\text{Al}+6\text{H}^+\to 2\text{Al}^{3+}+3\text{H}_2\uparrow

2Al+2OH−+2H2O→2AlO2−+3H2↑2\text{Al}+2\text{OH}^-+2\text{H}_2\text{O}\to 2\text{AlO}_2^-+3\text{H}_2\uparrow

  • 两性氧化物 Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3：Al2O3+6H+→2Al3++3H2O\text{Al}_2\text{O}_3+6\text{H}^+\to 2\text{Al}^{3+}+3\text{H}_2\text{O}，Al2O3+2OH−→2AlO2−+H2O\text{Al}_2\text{O}_3+2\text{OH}^-\to 2\text{AlO}_2^-+\text{H}_2\text{O}；
  • 两性氢氧化物 Al(OH)3\text{Al}(\text{OH})_3：Al(OH)3+3H+→Al3++3H2O\text{Al}(\text{OH})_3+3\text{H}^+\to\text{Al}^{3+}+3\text{H}_2\text{O}，Al(OH)3+OH−→AlO2−+2H2O\text{Al}(\text{OH})_3+\text{OH}^-\to\text{AlO}_2^-+2\text{H}_2\text{O}。Al(OH)3\text{Al}(\text{OH})_3 只溶于强酸强碱，不溶于弱酸弱碱，故实验室用可溶铝盐加 氨水（而非 NaOH\text{NaOH}，以免过量溶解）制取。

铝三角 是 Al3+\text{Al}^{3+}、Al(OH)3\text{Al}(\text{OH})_3、AlO2−\text{AlO}_2^- 三者的相互转化，Al(OH)3\text{Al}(\text{OH})_3 居中，加酸得 Al3+\text{Al}^{3+}、加碱得 AlO2−\text{AlO}_2^-：

Al3++3OH−→Al(OH)3↓Al(OH)3+OH−→AlO2−+2H2O\begin{aligned} \text{Al}^{3+}+3\text{OH}^- & \to\text{Al}(\text{OH})_3\downarrow \\ \text{Al}(\text{OH})_3+\text{OH}^- & \to\text{AlO}_2^-+2\text{H}_2\text{O} \end{aligned} AlO2−+H++H2O→Al(OH)3↓Al(OH)3+3H+→Al3++3H2O\begin{aligned} \text{AlO}_2^-+\text{H}^++\text{H}_2\text{O} & \to\text{Al}(\text{OH})_3\downarrow \\ \text{Al}(\text{OH})_3+3\text{H}^+ & \to\text{Al}^{3+}+3\text{H}_2\text{O} \end{aligned}

滴加顺序影响现象（易错）：

  • 向 AlCl3\text{AlCl}_3 中 滴入 NaOH\text{NaOH}：先见白色沉淀，NaOH\text{NaOH} 过量后沉淀溶解；
  • 向 NaOH\text{NaOH} 中 滴入 AlCl3\text{AlCl}_3：开始无沉淀（Al3+\text{Al}^{3+} 立即被过量碱溶为 AlO2−\text{AlO}_2^-），后期才出现沉淀且不再溶解。

明矾 KAl(SO4)2⋅12H2O\text{KAl}(\text{SO}_4)_2\cdot 12\text{H}_2\text{O} 溶于水，Al3+\text{Al}^{3+} 水解生成 Al(OH)3\text{Al}(\text{OH})_3 胶体，吸附水中悬浮杂质而 净水。

合金​

  • 合金：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；
  • 合金一般 硬度比成分金属大、熔点比成分金属低（原子大小不同扰乱了规则排列），性能更优；
  • 常见合金：生铁与钢（铁碳合金，靠含碳量区分）、铝合金、铜合金、储氢合金、钛合金。

生铁含碳量 2%−4.3%2\% - 4.3\%，硬而脆；钢含碳量 0.03%−2%0.03\% - 2\%，硬而韧。不锈钢因含铬、镍而抗腐蚀。

正确使用金属材料​

  • 金属的活泼性与用途、抗腐蚀性相关；铝表面易形成致密氧化膜（Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3）而耐腐蚀；
  • 金属回收利用可节约资源、减少污染；
  • 物质的性质决定用途，选材要综合考虑性能、成本与环境。

化工生产中的重要非金属元素​

硫及其化合物​

硫单质​

  • 俗称硫黄，淡黄色固体，质地脆、易研成粉末；不溶于水、微溶于酒精、易溶于二硫化碳（CS2\text{CS}_2）。粘在试管壁上的硫，可用 CS2\text{CS}_2 或热 NaOH\text{NaOH} 溶液洗去；
  • 最外层 66 个电子，既有氧化性又有还原性，常见化合价为 −2-2、00、+4+4、+6+6；
  • 氧化性——与氢气化合生成有臭鸡蛋气味、剧毒的硫化氢：H2+S→ΔH2S\text{H}_2+\text{S}\xrightarrow{\Delta}\text{H}_2\text{S}；与变价金属反应只生成低价硫化物：Fe+S→ΔFeS\text{Fe}+\text{S}\xrightarrow{\Delta}\text{FeS}，2Cu+S→ΔCu2S2\text{Cu}+\text{S}\xrightarrow{\Delta}\text{Cu}_2\text{S}（产物是亚铁、亚铜，证明硫氧化性比氯气弱）；与汞在常温下即反应：Hg+S→HgS\text{Hg}+\text{S}\to\text{HgS}——洒落的汞可撒硫粉处理，防止汞中毒（银器久置变黑同理，生成 Ag2S\text{Ag}_2\text{S}）；
  • 还原性——在空气中燃烧发出 淡蓝色火焰，在纯氧中为 蓝紫色火焰：S+O2→点燃SO2\text{S}+\text{O}_2\xrightarrow{\text{点燃}}\text{SO}_2（产物只有 SO2\text{SO}_2，不生成 SO3\text{SO}_3）。

二氧化硫​

物理性质：无色、有 刺激性气味 的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水（11 体积水溶约 4040 体积 SO2\text{SO}_2）。

化学性质

  • 属 酸性氧化物，与水化合生成亚硫酸（弱酸）：SO2+H2O⇌H2SO3\text{SO}_2+\text{H}_2\text{O}\rightleftharpoons\text{H}_2\text{SO}_3；
  • 与碱反应，SO2\text{SO}_2 少量生成正盐、过量生成酸式盐：

SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O\text{SO}_2+2\text{NaOH}\to\text{Na}_2\text{SO}_3+\text{H}_2\text{O}

SO2+NaOH→NaHSO3\text{SO}_2+\text{NaOH}\to\text{NaHSO}_3

  • 还原性（主要性质，硫为 +4+4 价，可被氧化到 +6+6）：2SO2+O2→Δ催化剂2SO32\text{SO}_2+\text{O}_2\xrightarrow[\Delta]{\text{催化剂}}2\text{SO}_3，也能被氯水、溴水、酸性 KMnO4\text{KMnO}_4、H2O2\text{H}_2\text{O}_2、Fe3+\text{Fe}^{3+} 等氧化而褪色；
  • 氧化性（遇更强还原剂 H2S\text{H}_2\text{S}）：SO2+2H2S→3S↓+2H2O\text{SO}_2+2\text{H}_2\text{S}\to 3\text{S}\downarrow+2\text{H}_2\text{O}；
  • 漂白性：能使 品红溶液褪色，与有色物质化合成不稳定的无色物质，加热后恢复红色（这是 SO2\text{SO}_2 漂白的特征，与氯水的氧化漂白不同），但不能漂白石蕊等指示剂；
  • 毒性与用途：可作食品防腐剂、杀菌剂，如葡萄酒中添加少量 SO2\text{SO}_2 消毒，但过量有害。

SO2\text{SO}_2 与 Cl2\text{Cl}_2 漂白对比

SO2\text{SO}_2Cl2\text{Cl}_2（氯水）
原理与有色物质化合强氧化性，氧化有色物质
稳定性不稳定，加热恢复原色稳定，不恢复
范围漂白品红等，不能漂白石蕊能使石蕊先变红后褪色
混合等物质的量混合于水中漂白性几乎消失：SO2+Cl2+2H2O→H2SO4+2HCl\text{SO}_2+\text{Cl}_2+2\text{H}_2\text{O}\to\text{H}_2\text{SO}_4+2\text{HCl}

亚硫酸与亚硫酸盐​

  • 亚硫酸（H2SO3\text{H}_2\text{SO}_3）只存在于水溶液中，极不稳定，易分解为 SO2\text{SO}_2 和水；是二元中强酸，酸性 H2SO3>H2CO3>H2S\text{H}_2\text{SO}_3>\text{H}_2\text{CO}_3>\text{H}_2\text{S}；
  • 有明显 还原性，露置空气中被氧气缓慢氧化成硫酸：2H2SO3+O2→2H2SO42\text{H}_2\text{SO}_3+\text{O}_2\to 2\text{H}_2\text{SO}_4；
  • 亚硫酸盐中碱金属盐易溶，BaSO3\text{BaSO}_3、CaSO3\text{CaSO}_3 难溶。

硫酸​

稀硫酸：具有酸的通性——与活泼金属反应放氢气、与碱及碱性氧化物反应、与盐反应。

浓硫酸的特性

  • 吸水性：能吸收现成的水，可作干燥剂（不能干燥 NH3\text{NH}_3、H2S\text{H}_2\text{S}、HBr\text{HBr}、HI\text{HI} 等碱性或还原性气体）；
  • 脱水性：按 2:12:1 夺取有机物中氢、氧元素，使蔗糖等炭化变黑（黑面包实验，生成的碳会继续与浓硫酸反应放出 SO2\text{SO}_2、CO2\text{CO}_2）；
  • 强氧化性（体现 +6+6 价硫）：
    • 与铜反应：Cu+2H2SO4(浓)→ΔCuSO4+SO2↑+2H2O\text{Cu}+2\text{H}_2\text{SO}_4(\text{浓})\xrightarrow{\Delta}\text{CuSO}_4+\text{SO}_2\uparrow+2\text{H}_2\text{O}；
    • 与碳反应：C+2H2SO4(浓)→ΔCO2↑+2SO2↑+2H2O\text{C}+2\text{H}_2\text{SO}_4(\text{浓})\xrightarrow{\Delta}\text{CO}_2\uparrow+2\text{SO}_2\uparrow+2\text{H}_2\text{O}；
    • 常温下使铁、铝钝化（表面生成致密氧化膜），故可用铁、铝罐车装运冷的浓硫酸。
  • 浓硫酸难挥发，可用于制取挥发性酸，如实验室用食盐固体与浓硫酸微热制氯化氢。

浓硫酸与金属反应生成 SO2\text{SO}_2 而非 H2\text{H}_2；随反应进行浓度变稀，稀硫酸不再与铜反应。稀释浓硫酸时，须将 浓硫酸沿器壁缓缓注入水中 并搅拌，切不可反过来。

硫酸根离子的检验​

  • 先加 足量稀盐酸 排除 CO32−\text{CO}_3^{2-}、SO32−\text{SO}_3^{2-}、Ag+\text{Ag}^+ 干扰，再滴加 BaCl2\text{BaCl}_2 溶液；
  • 产生 不溶于稀盐酸的白色沉淀，即证明含 SO42−\text{SO}_4^{2-}：Ba2++SO42−→BaSO4↓\text{Ba}^{2+}+\text{SO}_4^{2-}\to\text{BaSO}_4\downarrow；
  • 酸化不能用稀硝酸，也不能引入 NO3−\text{NO}_3^-——酸性条件下 NO3−\text{NO}_3^- 会把 SO32−\text{SO}_3^{2-} 氧化成 SO42−\text{SO}_4^{2-} 造成误判。

常见硫酸盐俗名：石膏（CaSO4⋅2H2O\text{CaSO}_4\cdot 2\text{H}_2\text{O}）、芒硝（Na2SO4⋅10H2O\text{Na}_2\text{SO}_4\cdot 10\text{H}_2\text{O}）、胆矾（CuSO4⋅5H2O\text{CuSO}_4\cdot 5\text{H}_2\text{O}）、绿矾（FeSO4⋅7H2O\text{FeSO}_4\cdot 7\text{H}_2\text{O}）、重晶石（BaSO4\text{BaSO}_4）。

硫酸的工业制备​

工业上用 接触法 制硫酸，分三步。

  • 造气——燃烧硫黄或焙烧黄铁矿得 SO2\text{SO}_2：4FeS2+11O2→高温2Fe2O3+8SO24\text{FeS}_2+11\text{O}_2\xrightarrow{\text{高温}}2\text{Fe}_2\text{O}_3+8\text{SO}_2。设备是 沸腾炉，把矿石粉碎、增大接触面积使反应充分。炉气须除尘、洗涤、干燥净化，防止杂质使催化剂中毒；
  • 催化氧化——在 接触室 内经催化剂氧化：2SO2+O2→Δ催化剂2SO32\text{SO}_2+\text{O}_2\xrightarrow[\Delta]{\text{催化剂}}2\text{SO}_3。催化剂是 五氧化二钒（V2O5\text{V}_2\text{O}_5），温度控制在 400∼500 ∘C400\sim 500\ ^\circ\text{C}（此区间催化剂活性最高，兼顾速率与转化率），常压下转化率已很高；
  • 吸收——用 98.3%98.3\% 的浓硫酸 吸收 SO3\text{SO}_3，得发烟硫酸后再稀释。不直接用水吸收，是因为 SO3\text{SO}_3 遇水放热剧烈、生成大量硫酸酸雾，吸收率反而低。

尾气中残余 SO2\text{SO}_2 须回收，常用氨水吸收或钙基固硫，防止 酸雨（pH<5.6\text{pH}<5.6）。

氮及其化合物​

氮气与氮的固定​

  • N2\text{N}_2 分子中含 氮氮三键，键能大，性质稳定；
  • 氮的固定：将游离态氮转化为氮的化合物，分自然固氮（雷电、根瘤菌等生物固氮）和人工固氮（合成氨）；
  • 与氢气合成氨：N2+3H2→高温高压催化剂2NH3\text{N}_2+3\text{H}_2\xrightarrow[\text{高温高压}]{\text{催化剂}}2\text{NH}_3；
  • 高温或放电下与氧气化合：N2+O2→放电2NO\text{N}_2+\text{O}_2\xrightarrow{\text{放电}}2\text{NO}；
  • 与镁点燃生成氮化镁：3Mg+N2→点燃Mg3N23\text{Mg}+\text{N}_2\xrightarrow{\text{点燃}}\text{Mg}_3\text{N}_2。

氮的氧化物​

  • NO\text{NO}：无色气体，不溶于水，有毒，常温下遇氧气立即被氧化：2NO+O2→2NO22\text{NO}+\text{O}_2\to 2\text{NO}_2；
  • NO2\text{NO}_2：红棕色、有刺激性气味的有毒气体，与水反应：

3NO2+H2O→2HNO3+NO3\text{NO}_2+\text{H}_2\text{O}\to 2\text{HNO}_3+\text{NO}

  • 工业上 NO2\text{NO}_2 与 O2\text{O}_2 通入水中可被完全吸收：4NO2+O2+2H2O→4HNO34\text{NO}_2+\text{O}_2+2\text{H}_2\text{O}\to 4\text{HNO}_3，4NO+3O2+2H2O→4HNO34\text{NO}+3\text{O}_2+2\text{H}_2\text{O}\to 4\text{HNO}_3；
  • NO2\text{NO}_2 存在可逆聚合：2NO2⇌N2O42\text{NO}_2\rightleftharpoons\text{N}_2\text{O}_4，故标准状况下 NO2\text{NO}_2 并非气态，2 mol NO2\ \text{mol}\ \text{NO} 与 1 mol O21\ \text{mol}\ \text{O}_2 充分反应后产物小于 2 mol2\ \text{mol}；
  • NO\text{NO}、NO2\text{NO}_2 是形成 光化学烟雾、酸雨 的主要污染物。
NO\text{NO}NO2\text{NO}_2
颜色无色红棕色
溶于水不溶反应生成 HNO3\text{HNO}_3
毒性有毒有毒
收集排水法收集向上排空气法

氨​

物理性质：无色、有 刺激性气味 的气体，密度比空气小，极易溶于水（11 体积水溶约 700700 体积氨），易液化（液氨可作制冷剂）。

喷泉实验：氨极易溶于水，使烧瓶内气压骤减，形成喷泉；溶液显碱性（滴入石蕊变蓝）。只要气体极易溶于吸收液即可形成喷泉——极易溶于水的 HCl\text{HCl}、SO2\text{SO}_2（配 NaOH\text{NaOH}）等同理。

化学性质

  • 与水反应，一水合氨是弱碱：NH3+H2O⇌NH3⋅H2O⇌NH4++OH−\text{NH}_3+\text{H}_2\text{O}\rightleftharpoons\text{NH}_3\cdot\text{H}_2\text{O}\rightleftharpoons\text{NH}_4^++\text{OH}^-；
  • 与酸反应生成铵盐，与挥发性酸相遇产生白烟：NH3+HCl→NH4Cl\text{NH}_3+\text{HCl}\to\text{NH}_4\text{Cl}（白烟，可检验氨或氯化氢）；
  • 还原性——催化氧化是工业制硝酸的基础：

4NH3+5O2→Δ催化剂4NO+6H2O4\text{NH}_3+5\text{O}_2\xrightarrow[\Delta]{\text{催化剂}}4\text{NO}+6\text{H}_2\text{O}

实验室制氨：2NH4Cl+Ca(OH)2→ΔCaCl2+2NH3↑+2H2O2\text{NH}_4\text{Cl}+\text{Ca}(\text{OH})_2\xrightarrow{\Delta}\text{CaCl}_2+2\text{NH}_3\uparrow+2\text{H}_2\text{O}，向下排空气法收集，用湿润的红色石蕊试纸检验（变蓝）。几个易错点：不能用 NaOH\text{NaOH} 代替熟石灰（NaOH\text{NaOH} 高温腐蚀玻璃、易吸潮结块），不能只加热 NH4Cl\text{NH}_4\text{Cl}（分解产物遇冷又重新化合），不能用 NH4NO3\text{NH}_4\text{NO}_3（受热可能爆炸）。干燥氨气只能用 碱石灰，不能用浓硫酸、无水氯化钙（CaCl2\text{CaCl}_2 会与氨结合）。

铵盐​

  • 都是易溶于水的白色晶体，常用作氮肥；
  • 受热易分解：NH4Cl→ΔNH3↑+HCl↑\text{NH}_4\text{Cl}\xrightarrow{\Delta}\text{NH}_3\uparrow+\text{HCl}\uparrow；
  • 与碱反应放出氨气：NH4++OH−→ΔNH3↑+H2O\text{NH}_4^++\text{OH}^-\xrightarrow{\Delta}\text{NH}_3\uparrow+\text{H}_2\text{O}——铵根离子的检验 即据此：加浓 NaOH\text{NaOH} 溶液并加热，放出使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体；
  • 铵态氮肥不能与碱性物质（如草木灰、熟石灰）混用，否则放出氨气而失效。

硝酸​

物理性质：无色、易挥发、有刺激性气味的液体，发烟硝酸暴露在空气中冒白雾；浓硝酸常因溶有分解产生的 NO2\text{NO}_2 而呈黄色。

化学性质

  • 不稳定，见光或受热分解：4HNO3→光照4NO2↑+O2↑+2H2O4\text{HNO}_3\xrightarrow{\text{光照}}4\text{NO}_2\uparrow+\text{O}_2\uparrow+2\text{H}_2\text{O}（故保存在棕色瓶、置阴凉处）；
  • 强氧化性——与金属反应 不生成氢气，浓硝酸放 NO2\text{NO}_2、稀硝酸放 NO\text{NO}：

Cu+4HNO3(浓)→Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O\text{Cu}+4\text{HNO}_3(\text{浓})\to\text{Cu}(\text{NO}_3)_2+2\text{NO}_2\uparrow+2\text{H}_2\text{O}

3Cu+8HNO3(稀)→3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O3\text{Cu}+8\text{HNO}_3(\text{稀})\to 3\text{Cu}(\text{NO}_3)_2+2\text{NO}\uparrow+4\text{H}_2\text{O}

  • 常温下使铁、铝钝化，可用铁、铝容器盛装冷的浓硝酸；
  • 与碳反应：C+4HNO3(浓)→ΔCO2↑+4NO2↑+2H2O\text{C}+4\text{HNO}_3(\text{浓})\xrightarrow{\Delta}\text{CO}_2\uparrow+4\text{NO}_2\uparrow+2\text{H}_2\text{O}；
  • 浓硝酸与浓盐酸按体积比 1:31:3 配成 王水，能溶解金、铂。

浓、稀硝酸氧化性对比：浓硝酸氧化性更强，但与金属反应时得电子数少（+5→+4+5\to+4），稀硝酸每分子得电子多（+5→+2+5\to+2）。同一金属与浓硝酸反应，转移相同电子放出的气体体积更大。

工业制硝酸（氨催化氧化法）分三步：氨催化氧化 4NH3+5O2→Δ催化剂4NO+6H2O4\text{NH}_3+5\text{O}_2\xrightarrow[\Delta]{\text{催化剂}}4\text{NO}+6\text{H}_2\text{O}，NO\text{NO} 被氧化 2NO+O2→2NO22\text{NO}+\text{O}_2\to 2\text{NO}_2，NO2\text{NO}_2 被水吸收 3NO2+H2O→2HNO3+NO3\text{NO}_2+\text{H}_2\text{O}\to 2\text{HNO}_3+\text{NO}。

一处易错

把红热的木炭插入浓硝酸中放出红棕色气体，不能 据此说明浓硝酸能氧化碳——高温下浓硝酸自身也分解生成 NO2\text{NO}_2。

含氮物质与环境​

  • 酸雨（pH≤5.6\text{pH}\le 5.6）：SO2\text{SO}_2 形成硫酸型酸雨，NOx\text{NO}_x 形成硝酸型酸雨；
  • 光化学烟雾：汽车尾气中的氮氧化物与碳氢化合物经紫外线照射生成有毒烟雾（尾气基本不含 SO2\text{SO}_2）；
  • 水体富营养化：氮、磷等含量过高致水质恶化，出现水华、赤潮。

无机非金属材料​

硅​

  • 自然界中硅 只以化合态存在（SiO2\text{SiO}_2 及硅酸盐），是地壳中含量第二的元素；
  • 晶体硅是 灰黑色、有金属光泽 的固体，硬而脆，是良好的 半导体材料；
  • 工业制硅：SiO2+2C→高温Si+2CO↑\text{SiO}_2+2\text{C}\xrightarrow{\text{高温}}\text{Si}+2\text{CO}\uparrow。

二氧化硅​

  • 原子晶体，熔点高、硬度大（水晶、石英、玛瑙的主要成分）；
  • 属 酸性氧化物，但 不溶于水，对应水化物是硅酸；
  • 不与一般酸反应，唯独与氢氟酸反应（故 HF\text{HF} 刻蚀玻璃、不能用玻璃瓶盛装）：SiO2+4HF→SiF4↑+2H2O\text{SiO}_2+4\text{HF}\to\text{SiF}_4\uparrow+2\text{H}_2\text{O}；
  • 与碱、碱性氧化物反应：SiO2+2NaOH→Na2SiO3+H2O\text{SiO}_2+2\text{NaOH}\to\text{Na}_2\text{SiO}_3+\text{H}_2\text{O}（故盛碱液的试剂瓶用橡胶塞而非玻璃塞），SiO2+CaO→高温CaSiO3\text{SiO}_2+\text{CaO}\xrightarrow{\text{高温}}\text{CaSiO}_3。

硅酸与硅酸盐​

  • 硅酸（H2SiO3\text{H}_2\text{SiO}_3）是 难溶弱酸，酸性比碳酸弱，故不能由 SiO2\text{SiO}_2 与水直接制得，用可溶性硅酸盐与酸反应：Na2SiO3+2HCl→2NaCl+H2SiO3↓\text{Na}_2\text{SiO}_3+2\text{HCl}\to 2\text{NaCl}+\text{H}_2\text{SiO}_3\downarrow；
  • Na2SiO3\text{Na}_2\text{SiO}_3 水溶液俗称 水玻璃，是矿物胶、木材防火剂；
  • 硅酸盐组成常用氧化物形式表示，如钠长石写作 Na2O⋅Al2O3⋅6SiO2\text{Na}_2\text{O}\cdot\text{Al}_2\text{O}_3\cdot 6\text{SiO}_2。

传统与新型无机非金属材料​

材料主要原料说明
水泥石灰石、黏土水硬性胶凝材料
玻璃纯碱、石灰石、石英砂主要成分 Na2SiO3\text{Na}_2\text{SiO}_3、CaSiO3\text{CaSiO}_3、SiO2\text{SiO}_2
陶瓷黏土传统硅酸盐材料

新型无机非金属材料：光导纤维（成分 SiO2\text{SiO}_2）、碳化硅、氮化硅、硅太阳能电池等，具有耐高温、耐腐蚀、强度高等特点。

化学与可持续发展​

自然资源的开发利用​

金属矿物的开发利用​

  • 金属冶炼的实质是把金属 从化合态还原为游离态，据金属活动性选择冶炼方法：
    • 活泼金属（K\text{K}、Ca\text{Ca}、Na\text{Na}、Mg\text{Mg}、Al\text{Al}）：电解法（如电解熔融 Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3、NaCl\text{NaCl}、MgCl2\text{MgCl}_2）；
    • 中等活泼金属（Zn\text{Zn}、Fe\text{Fe}、Sn\text{Sn}、Pb\text{Pb}、Cu\text{Cu}）：热还原法（用 C\text{C}、CO\text{CO}、H2\text{H}_2、Al\text{Al} 还原），如 3CO+Fe2O3→高温2Fe+3CO23\text{CO}+\text{Fe}_2\text{O}_3\xrightarrow{\text{高温}}2\text{Fe}+3\text{CO}_2；
    • 不活泼金属（Hg\text{Hg}、Ag\text{Ag}）：热分解法；金、铂等以游离态存在，直接开采。
  • 电解铝要加冰晶石助熔以降低能耗；电解 Al2O3\text{Al}_2\text{O}_3 而不电解 AlCl3\text{AlCl}_3，因为 AlCl3\text{AlCl}_3 熔融态不导电。

海水资源的开发利用​

  • 海水淡化：蒸馏法、电渗析法、离子交换法等；
  • 海水提溴：用氯气氧化苦卤中的 Br−\text{Br}^-，Cl2+2Br−→Br2+2Cl−\text{Cl}_2+2\text{Br}^-\to\text{Br}_2+2\text{Cl}^-，再经吹出、富集提纯；
  • 海带提碘：海水中碘浓度太低，工业上以富集了碘的海带为原料，用氧化剂将 I−\text{I}^- 氧化为 I2\text{I}_2（2I−+H2O2+2H+→I2+2H2O2\text{I}^-+\text{H}_2\text{O}_2+2\text{H}^+\to\text{I}_2+2\text{H}_2\text{O}），再用四氯化碳萃取；
  • 海水提镁：用石灰乳沉淀 Mg2+\text{Mg}^{2+} 得 Mg(OH)2\text{Mg}(\text{OH})_2，酸化、脱水得无水 MgCl2\text{MgCl}_2，再电解熔融 MgCl2\text{MgCl}_2 得镁。

煤、石油和天然气的综合利用​

  • 煤的综合利用：干馏（隔绝空气加强热，得焦炭、煤焦油、焦炉气；煤焦油分馏可得苯、甲苯等大量芳香烃）、气化、液化，均属化学变化；
  • 石油的加工：分馏（利用沸点不同分离，物理变化）、裂化和裂解（把长链烃断成短链、获得乙烯等气态烃，化学变化）、催化重整（把直链烃转化为芳香烃）；
  • 天然气主要成分是甲烷，是较清洁的化石燃料，也是合成氨、制甲醇的重要原料。

化学品的合理使用​

化肥与农药​

  • 化肥合理施用能增产，过量施用会造成土壤板结、水体富营养化；
  • 农药能防治病虫害，但滥用会污染环境、危害健康，应合理、安全使用。

合成药物与食品添加剂​

  • 合成药物为防治疾病提供保障，须遵医嘱、按剂量使用，滥用抗生素会使病菌产生抗药性；
  • 食品添加剂（防腐剂、着色剂、营养强化剂等）在规定范围内使用是安全的，但不得滥用。

绿色化学与可持续发展​

  • 绿色化学 的核心是从源头上 减少或消除污染，理想目标是反应物中的原子全部转化为期望的产物，即 原子利用率达到 100%100\%；
  • 提倡使用无毒无害的原料、催化剂和溶剂，开发环境友好的化工工艺；
  • 合理开发利用资源、防治污染、发展循环经济，是实现可持续发展的必由之路。