金屬的化學性質

鈉 Na

1、單質鈉的物理性質：

鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。

2、單質鈉的化學性質：

①鈉與O2反應：

常溫下：4Na + O2＝2Na2O

加熱時：2Na + O2＝Na2O2

過氧化鈉與水的反應：

2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑

過氧化鈉與二氧化碳的反應：

2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2

②鈉與H2O反應：

2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑

離子方程式：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）

實驗現象：

浮——鈉密度比水小；

游——生成氫氣；

響——反應劇烈；

熔——鈉熔點低；

紅——生成的NaOH遇酚酞變紅。

③鈉與鹽溶液反應：

如鈉與CuSO4溶液反應，應該先是鈉與H2O反應生成NaOH與H2，再和CuSO4溶液反應，有關化學方程式：

2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑

CuSO4＋2NaOH＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4

總的方程式：2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑

實驗現象：有藍色沉淀生成，有氣泡放出

K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的堿，堿再和鹽溶液反應

④鈉與酸反應：

2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反應劇烈）

離子方程式：2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑

4、鈉的保存：

保存在煤油或石蠟中。

5、鈉在空氣中的變化過程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O（結晶）→Na2CO3（風化），最終得到是一種白色粉末。

一小塊鈉置露在空氣中的現象：銀白色的鈉很快變暗（生成Na2O），跟著變成白色固體(NaOH)，然后在固體表面出現小液滴（NaOH易潮解），最終變成白色粉未（最終產物是Na2CO3）。

鋁 Al

1、單質鋁的物理性質：

銀白色金屬、密度小（屬輕金屬）、硬度小、熔沸點低。

2、單質鋁的化學性質：

①鋁與O2反應：

常溫下鋁能與O2反應生成致密氧化膜，保護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al＋3O2＝2Al2O3

②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強堿溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：

2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑

（ 2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ ）

2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑

（ 2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑ ）

2Al＋3Cu(NO3)2＝2Al(NO3) 3＋3Cu

（ 2Al＋3Cu2＋＝2Al3＋＋3Cu ）

注意：鋁制餐具不能用來長時間存放酸性、堿性和咸的食品。

③鋁熱反應

鋁與某些金屬氧化物的反應（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做鋁熱反應。

Fe2O3＋2Al ＝ 2Fe＋Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。

鐵 Fe

1、單質鐵的物理性質：

鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵（含碳雜質的鐵）在潮濕的空氣中易生銹。

2、單質鐵的化學性質：

①鐵與氧氣反應：

3Fe＋2O2＝Fe3O4

②與非氧化性酸反應：

Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑）

常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。

③與鹽溶液反應：

Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu（Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu）

④與水蒸氣反應：

3Fe＋4H2O(g)＝Fe3O4＋4H2

幾種重要的金屬化合物

氧化物

1、Al2O3的性質：

氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點很高，可用來制造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實驗儀器等。

Al2O3是兩性氧化物：既能與強酸反應，又能與強堿反應：

Al2O3+ 6HCl ＝ 2AlCl3 + 3H2O （Al2O3＋6H＋＝2Al3＋＋3H2O ）

Al2O3+ 2NaOH=2NaAlO2 +H2O（Al2O3＋2OH－＝2AlO2－＋H2O）

2、鐵的氧化物的性質：

FeO、Fe2O3都為堿性氧化物，能與強酸反應生成鹽和水。

FeO＋2HCl=FeCl2 +H2O

Fe2O3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2O

氫氧化物

1、氫氧化鋁 Al(OH)3

①Al(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強酸，又能與強堿反應：

Al(OH)3＋3HCl＝AlCl3＋3H2O（Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O）

Al(OH)3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2O（Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O）

②Al(OH)3受熱易分解成Al2O3：

2Al(OH)3＝＝Al2O3＋3H2O（規律：不溶性堿受熱均會分解）

③Al(OH)3的制備：

實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來制備Al(OH)3

Al2(SO4)3＋6NH3·H2O＝2 Al(OH)3↓＋3(NH4)2SO4

（Al3＋＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4＋）

因為強堿(如NaOH)易與Al(OH)3反應，所以實驗室不用強堿制備Al(OH)3，而用氨水。

2、鐵的氫氧化物：

氫氧化亞鐵Fe(OH)2（白色）和氫氧化鐵Fe(OH)3（紅褐色）

①都能與酸反應生成鹽和水：

Fe(OH)2＋2HCl＝FeCl2＋2H2O

（Fe(OH)2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O）

Fe（OH）3+3HCl=FeCl3+3H2O

（Fe(OH)3 + 3H＋=Fe3＋ + 3H2O）

②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3：

4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3（現象：白色沉淀→灰綠色→紅褐色）

③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：

2Fe(OH)3＝＝Fe2O3＋3H2O

鹽

1、鐵鹽（鐵為+3價）、亞鐵鹽（鐵為+2價）的性質：

①鐵鹽（鐵為+3價）具有氧化性，可以被還原劑（如鐵、銅等）還原成亞鐵鹽：

2FeCl3＋Fe＝3FeCl2

（ 2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋ ）(價態歸中規律)

2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2

（ 2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋ ）（制印刷電路板的反應原理）

亞鐵鹽（鐵為+2價）具有還原性，能被氧化劑（如氯氣、氧氣、硝酸等）氧化成鐵鹽：

2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3

（ 2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－ ）

②Fe3＋離子的檢驗：

a.溶液呈黃色；

b.加入KSCN(硫氰化鉀)溶液變紅色；

c.加入NaOH溶液反應生成紅褐色沉淀[Fe(OH)3]。

③Fe2+離子的檢驗：

a.溶液呈淺綠色；

b.先在溶液中加入KSCN溶液，不變色，再加入氯水，溶液變紅色；

c.加入NaOH溶液反應先生成白色沉淀，迅速變成灰綠色沉淀，最后變成紅褐色沉淀。

2、鈉鹽：

Na2CO3與NaHCO3的性質比較

Na2CO3

NaHCO3

俗稱

純堿、蘇打

小蘇打

水溶性比較

Na2CO3 > NaHCO3

溶液酸堿性

堿性

堿性

與酸反應劇烈程度

較慢（二步反應）

較快（一步反應）

與酸反應

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑

CO32－+2H+=CO2↑+H2O

NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑

HCO3－+H+=H2O+CO2↑

熱穩定性

加熱不分解

加熱分解

2NaHCO3=Na2CO3+H2O+

CO2↑

與CO2反應

Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

不反應

與NaOH溶液反應

不反應

（不能發生離子交換）

NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

HCO3－+OH－=H2O+CO32－

與Ca(OH)2溶液反應

Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH

Ca2++CO32－=CaCO3↓

也能反應生成CaCO3沉淀

與CaCl2溶液反應

有CaCO3沉淀

不反應

用途

洗滌劑，玻璃、肥皂、造紙、紡織等工業

發酵粉、滅火劑、治療胃酸過多（有胃潰瘍時不能用）

非金屬及其化合物

硅及其化合物

硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有游離態的硅，只有以化合態存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。

硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA族，硅原子最外層有4個電子，既不易失去電子又不易得到電子，主要形成四價的化合物。

1、單質硅（Si）：

（1）物理性質：

有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高，硬度大。

（2）化學性質：

①常溫下化學性質不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應。

Si＋2F2＝SiF4

Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑

Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑

②在高溫條件下，單質硅能與O2和Cl2等非金屬單質反應。

（3）用途：

太陽能電池、計算機芯片以及半導體材料等。

（4）硅的制備：

工業上，用碳在高溫下還原SiO2可制得粗硅。

SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑ Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4

SiCl4＋2H2＝Si(純)＋4HCl

2、二氧化硅（SiO2）：

（1）SiO2的空間結構：

立體網狀結構，SiO2直接由原子構成，不存在單個SiO2分子。

（2）物理性質：

熔點高，硬度大，不溶于水。

（3）化學性質：

SiO2常溫下化學性質很不活潑，不與水、酸反應（氫氟酸除外），能與強堿溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與堿性氧化物反應：

①與強堿反應：

SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住，打不開，應用橡皮塞）。

②與氫氟酸反應[SiO2的特性]：

SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反應，氫氟酸能雕刻玻璃；氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應用塑料瓶）。

③高溫下與堿性氧化物反應：SiO2＋CaO=CaSiO3

（4）用途：

光導纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鐘、儀器軸承、玻璃和建筑材料等。

3、硅酸（H2SiO3）：

（1）物理性質：

不溶于水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強。

（2）化學性質：

H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應制取：（強酸制弱酸原理）

Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓

Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3

（此方程式證明酸性：H2SiO3＜H2CO3）

（3）用途：

硅膠作干燥劑、催化劑的載體。

4、硅酸鹽

硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數難溶于水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花堿，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：

Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉淀生成）

傳統硅酸鹽工業三大產品有：

玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸鹽由于組成比較復雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前后原子個數守恒原則配置系數。

硅酸鈉：Na2SiO3 Na2O·SiO2

硅酸鈣：CaSiO3 CaO·SiO2

高嶺石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O

正長石：KAlSiO3

不能寫成 K2O· Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2

氯及其化合物

氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA族，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學反應中很容易得到1個電子形成Cl－，化學性質活潑，在自然界中沒游離態的氯，氯只以化合態存在（主要以氯化物和氯酸鹽）。

1、氯氣（Cl2）：

（1）物理性質：

黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶于水。

（2）化學性質：

氯氣化學性質非常活潑，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及堿反應。

①與金屬反應（將金屬氧化成最高正價）：

Na＋Cl2===

點燃

2NaCl

Cu＋Cl2===

點燃

CuCl2

2Fe＋3Cl2===

點燃

2FeCl3

思考：怎樣制備FeCl2？

Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑，鐵跟鹽酸反應生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應生成FeCl3，這說明Cl2的氧化性強于鹽酸，是強氧化劑。

②與非金屬反應：

Cl2＋H2===

點燃

2HCl

氫氣在氯氣中燃燒現象：安靜地燃燒，發出蒼白色火焰。

將H2和Cl2混合后在點燃或光照條件下發生爆炸。

燃燒：所有發光發熱的劇烈化學反應都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。

③Cl2與水反應

Cl2＋H2O＝HCl＋HClO

離子方程式：Cl2＋H2O＝H＋＋Cl—＋HClO

氯氣溶于水得到氯水（淺黃綠色），氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl－、H+、OH－(極少量，水微弱電離出來的)。

氯水的性質取決于其組成的微粒：

強氧化性：

Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質反應。

漂白、消毒性：

氯水中的Cl2和HClO均有強氧化性，一般在應用其漂白和消毒時，應考慮HClO，HClO的強氧化性將有色物質氧化成無色物質，不可逆。

酸性：

氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應。

不穩定性：

HClO不穩定光照易分解。因此久置氯水(淺黃綠色)會變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。

沉淀反應：

加入AgNO3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl－）。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質。

④Cl2與堿液反應：

與NaOH反應：

Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O

（Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O）

與Ca(OH)2溶液反應：

2Cl2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O

此反應用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。

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；同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HClO；NaClO同樣具有漂白性，發生反應2NaClO＋CO2＋H2O==Na2CO3+2HClO；

干燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HClO，濕的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發生下列反應Cl2＋H2O＝HCl＋HClO。

漂白粉久置空氣會失效（涉及兩個反應）：

Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HClO，，漂白粉變質會有CaCO3存在，外觀上會結塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質氣體。

⑤氯氣的用途：

制漂白粉、自來水殺菌消毒、農藥和某些有機物的原料等。

氯氣的制備

硫及其化合物

1、硫元素的存在：

硫元素最外層電子數為6個，化學性質較活潑，容易得到2個電子呈－2價或者與其他非金屬元素結合成呈＋4價、＋6價化合物。硫元素在自然界中既有游離態又有化合態。（如火山口中的硫就以單質存在）

2、硫單質：

①物質性質：俗稱硫磺，淡黃色固體，不溶于水，熔點低。

②化學性質：S+O2===

點燃

SO2（空氣中點燃淡藍色火焰，純氧中藍紫色）

3、二氧化硫（SO2）

（1）物理性質：

無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶于水，密度比空氣大，易液化。

（2）SO2的制備：

S+O2===

點燃

SO2或Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O

（3）化學性質：

①SO2能與水反應

SO2+H2O=H2SO3（亞硫酸，中強酸）此反應為可逆反應。

可逆反應定義：在相同條件下，正逆方向同時進行的反應。（關鍵詞：相同條件下）

②SO2為酸性氧化物，是亞硫酸（H2SO3）的酸酐，可與堿反應生成鹽和水。

a、與NaOH溶液反應：

SO2(少量)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O （SO2＋2OH－＝SO32－＋H2O）

SO2(過量)＋NaOH＝NaHSO3（SO2＋OH－＝HSO3－）

b、與Ca(OH)2溶液反應：

SO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaSO3↓(白色)＋H2O

2SO2(過量)＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶)

對比CO2與堿反應：

CO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaCO3↓(白色)+H2O

2CO2(過量)＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶)

將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實驗現象相同，所以不能用石灰水來鑒別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這說法是對的，因為SO2是有刺激性氣味的氣體。

③SO2具有強還原性：

能與強氧化劑（如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等）反應。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，顯示了SO2的強還原性（不是SO2的漂白性）。

（催化劑：粉塵、五氧化二釩）

SO2＋Cl2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl（將SO2氣體和Cl2氣體混合后作用于有色溶液，漂白效果將大大減弱。）

④SO2的弱氧化性：

如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黃色沉淀生成）

⑤SO2的漂白性：

SO2能使品紅溶液褪色，加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗SO2的存在。

SO2

Cl2

漂白的物質

漂白某些有色物質

使濕潤有色物質褪色

原理

與有色物質化合生成不穩定的無色物質

與水生成HClO，HClO具有漂白性，將有色物質氧化成無色物質

加熱

能恢復原色（無色物質分解）

不能復原

⑥SO2的用途：

漂白劑、殺菌消毒、生產硫酸等。

4、硫酸（H2SO4）

（1）濃硫酸的物理性質：

純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶（稀釋濃硫酸要規范操作：注酸入水且不斷攪拌）。質量分數為98%（或18.4mol/l）的硫酸為濃硫酸。不揮發，沸點高，密度比水大。

（2）濃硫酸三大性質：

吸水性、脫水性、強氧化性。

①吸水性：

濃硫酸可吸收結晶水、濕存水和氣體中的水蒸氣，可作干燥劑，可干燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來干燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五種氣體。

②脫水性：

能將有機物（蔗糖、棉花等）以水分子中H和O原子個數比2︰1脫水，炭化變黑。

③強氧化性：

濃硫酸在加熱條件下顯示強氧化性（＋6價硫體現了強氧化性），能與大多數金屬反應，也能與非金屬反應。

a. 與大多數金屬反應（如銅）：

2H2SO4 (濃)＋Cu===

△

CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑

（此反應濃硫酸表現出酸性和強氧化性 ）

b. 與非金屬反應（如C反應）：

2H2SO4(濃)＋C===(

△

)CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑

（此反應濃硫酸表現出強氧化性 ）

注意：常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化。

濃硫酸的強氧化性使許多金屬能與它反應，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫酸時，因表面被濃硫酸氧化成一層致密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內層金屬的進一步反應。這種現象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常溫下可以用鐵制或鋁制容器盛放濃硫酸和濃硝酸。

（3）硫酸的用途：

干燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫藥等。

氮及其化合物

1、氮的氧化物：NO2和NO

N2＋O2========

高溫或放電

2NO，生成的一氧化氮很不穩定： 2NO＋O2==2NO2

一氧化氮：

無色氣體，有毒，能與人血液中的血紅蛋白結合而使人中毒（與CO中毒原理相同），不溶于水。是空氣中的污染物。

二氧化氮：

紅棕色氣體（與溴蒸氣顏色相同）、有刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應：

3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO，此反應中NO2既是氧化劑又是還原劑。以上三個反應是“雷雨固氮”、“雷雨發莊稼”的反應。

2、硝酸（HNO3）：

（1）硝酸物理性質：

純硝酸是無色、有刺激性氣味的油狀液體。低沸點（83℃）、易揮發，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發煙硝酸”，常用濃硝酸的質量分數為69%。

（2）硝酸的化學性質：

具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊試液變紅色，濃硝酸遇紫色石蕊試液先變紅（H＋作用）后褪色（濃硝酸的強氧化性）。用此實驗可證明濃硝酸的氧化性比稀硝酸強。濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑，能氧化大多數金屬，但不放出氫氣，通常濃硝酸產生NO2，稀硝酸產生NO，如：

①Cu＋4HNO3(濃)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O

②3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

反應①還原劑與氧化劑物質的量之比為1︰2；反應②還原劑與氧化劑物質的量之比為3︰2。

常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化，（說成不反應是不妥的），加熱時能發生反應：

當溶液中有H＋和NO3－時，相當于溶液中含HNO3，此時，因為硝酸具有強氧化性，使得在酸性條件下NO3－與具有強還原性的離子如S2－、Fe2＋、SO32－、I－、Br－（通常是這幾種）因發生氧化還原反應而不能大量共存。（有沉淀、氣體、難電離物生成是因發生復分解反應而不能大量共存。）

3、氨氣（NH3）

（1）氨氣的物理性質：

無色氣體，有刺激性氣味、比空氣輕，易液化，極易溶于水，1體積水可以溶解700體積的氨氣（可做紅色噴泉實驗）。濃氨水易揮發出氨氣。

（2）氨氣的化學性質：

a. 溶于水溶液呈弱堿性：

生成的一水合氨NH3·H2O是一種弱堿，很不穩定，受熱會分解：

氨氣或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水濃度越大密度越小，計算氨水濃度時，溶質是NH3，而不是NH3·H2O。

氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4＋、OH—、H＋(極少量，水微弱電離出來)。

噴泉實驗的原理：是利用氣體極易被一種液體吸收而形成壓強差，使氣體容器內壓強降低，外界大氣壓把液體壓入氣體容器內，在玻璃導管尖嘴處形成美麗的“噴泉”。

噴泉實驗成功的關鍵：

· 氣體在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI、NO2用水吸收，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等；

· 裝置的氣密性要好；

· 燒瓶內的氣體純度要大；

b. 氨氣可以與酸反應生成鹽：

①NH3＋HCl＝NH4Cl

②NH3＋HNO3＝NH4NO3

③ 2NH3＋H2SO4＝(NH4)2SO4

因NH3溶于水呈堿性，所以可以用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗氨氣的存在，因濃鹽酸有揮發性，所以也可以用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近集氣瓶口，如果有大量白煙生成，可以證明有NH3存在。

（3）氨氣的實驗室制法：

①原理：銨鹽與堿共熱產生氨氣

②裝置特點：固＋固氣體，與制O2相同。

③收集：向下排空氣法。

④驗滿：

a. 濕潤的紅色石蕊試紙

（NH3是唯一能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體）

b. 蘸濃鹽酸的玻璃棒

(產生白煙)

⑤干燥：用堿石灰（NaOH與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、濃硫酸作干燥劑，因為NH3能與CaCl2反應生成CaCl2·8NH3。P2O5、濃硫酸均能與NH3反應，生成相應的鹽。所以NH3通常用堿石灰干燥。

⑥吸收：在試管口塞有一團濕的棉花其作用有兩個：一是減小氨氣與空氣的對流，方便收集氨氣；二是吸收多余的氨氣，防止污染空氣。

（4）氨氣的用途：液氨易揮發，汽化過程中會吸收熱量，使得周圍環境溫度降低，因此，液氨可以作制冷劑。

4、銨鹽

銨鹽均易溶于水，且都為白色晶體（很多化肥都是銨鹽）。

（1）受熱易分解，放出氨氣：

（2）干燥的銨鹽能與堿固體混合加熱反應生成氨氣，利用這個性質可以制備氨氣：

（3）NH4＋的檢驗：樣品加堿混合加熱，放出的氣體能使濕的紅色石蕊試紙變藍，則證明該物質會有NH4＋。