化学金属与非金属知识点汇总.docx
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化学金属与非金属知识点汇总
化学金属与非金属知识点汇总
…………………………及化学实验的基本知识
铝及其化合物:
（一）、铝
1.铝与NaOH溶液的反应:
因它是唯一能与碱反应的金属,具有代表性,易成高考的热点,主要涉及
除杂问题,离子方程式书写写问题。
2.铝箔的燃烧:
现象是铝箔熔化,失去光泽,但不滴落。
原因是铝表面的氧化膜保护了铝,氧化铝的
熔点（2050℃）远远高于铝（660℃）的熔点。
3.铝、铁钝化:
常温下,与浓硫酸、浓硝酸发生钝化（发生化学反应）不是不反应,因生成了致密的
氧化膜。
但在加热条件下,则能继续反应、溶解。
4.铝热反应:
实验现象:
剧烈反应,发出耀眼的光芒,放出大量的热,有大量的熔化物溅落下来。
引燃剂:
镁条、氯酸钾;铝热剂:
铝粉和金属氧化物组成的混合物。
5.离子共存:
加入铝能产生氢气的溶液,说明此溶液含有大量的H+或OH-,酸溶液中不能含有NO3-、AlO2-,
溶液中一旦有了NO3-,溶液就成了HNO3,它与铝将不再产生氢气;碱溶液中不能含有Al3+、NH4+,但可含有AlO2-。
（二）、氧化铝
1.熔点高:
作耐火坩埚,耐火管和耐高温的实验验仪器等。
△
2.两性氧化物:
因它是典型的两性氧化物,特别与碱的反应,更应引起重视。
3.工业制备铝:
2Al2O3（熔融）
4Al+3O2↑
（三）、氢氧化铝
1.制备原理:
命题角度为是离子方程式的书写;强调用氨水,而不能用强碱。
2.两性氢氧化物:
因它是典型的两性氢氧化物,特别与碱反应,更应引起重视。
3.治疗胃酸过多:
因其碱性不强,不会对胃壁产生强剌激作用,但可与胃酸（盐酸）反应,不能用
强碱如NaOH。
4.明矾净水原理:
因溶液中的铝离子发生水解,生成Al（OH）3胶体,它可以和水中的悬浮形物形成不
溶物沉降下来,故明矾可用作净水剂。
点评:
铝及其化合物具有一些独特的性质,如铝与碱的反应、Al2O3、Al（OH）3分别是两性氧化物、两性氢氧化物。
利用铝能与碱反应而其他金属不能,经常出现在实验题中,有关Al、Al3+、AlO2-的离子共存问题,也是高考的热点。
铁及其化合物:
（一）、铁
1.铁与水蒸气的反应:
可能设计成探究实验,探究产物等。
2.铁的生锈:
纯铁不易生锈,生铁放在潮湿的环境中易生锈,原理是发生电化学腐蚀,涉及 的主要反应
原理:
Fe-2e-=Fe2+（负极）,2H2O+O2+4e-=4OH-（正极）,
4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3,2Fe（OH）3·xH2O=Fe2O3·nH2O+（2x-n）H2O
3.铁与氯气、盐酸反应:
产物分别为FeCl3、FeCl2,且它们之间的相互转化,在推断题和实验题的除
杂中经常出现。
（二）、氧化物
1.铁的氧化物成分:
废铁屑的主要成分Fe2O3;铁锈的主要成分为Fe2O3·nH2O;黑色晶体、磁性氧化铁
为Fe3O4;红棕色粉未,俗称铁红,作红色油漆和涂料的为Fe2O3,赤铁矿的主要成分为Fe2O3,它是炼铁的原料。
铁在氧气燃烧与铁与水蒸气反应的产物都是Fe3O4。
以上知识,往往容易出现在推断题和实验题中。
（三）、氢氧化物
1.实验室制备Fe（OH）2:
现象:
白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀。
命题角度为:
较长时间的 看到
Fe（OH）2白色沉淀,采取的防护措施:
一是煮沸,二是将胶头滴管插入液面以下,三是加一层油膜,如苯、汽油等。
2.Fe（OH）3的受热分解:
2Fe（OH）3
Fe2O3+3H2O,与此相以的还有Cu（OH）2、Al（OH）3。
3.氢氧化铁胶体的制备:
因其具有独特性,制备胶体的过程和对应的方程式是高考的重点与热点。
实验操作要点:
四步曲:
①先煮沸,②加入饱和的FeCl3溶液,③再煮沸至红褐色,④停止加热。
对应的离子方程式为Fe3++3H2O
Fe（OH）3（胶体）+3H+,强调之一是用等号,强调之二是标明胶体而不是沉淀,强调之三是加热。
（四）、铁盐与亚铁盐
1.Fe2+、Fe3+的检验:
（1）Fe2+:
一是碱液法:
先生成白色沉淀,又迅速转变成灰绿色,最后变成红褐色沉淀
二是先加入KSCN溶液,不变色,再加入氯水后,出现血红色。
（注意:
此处不用高锰酸钾溶液氧
化,因其具有紫色）
（2）Fe3+:
一碱液法:
加入碱液,出现红褐色沉淀。
二是加入KSCN溶液,出现血红色,离子方程式为:
Fe3++3SCN-=Fe（SCN）3（络合物）
2.铁盐与亚铁盐的配制:
因Fe2+、Fe3+易水解,且Fe2+易被空气中的氧气氧化,故配制过程为:
先将它们
溶解在对应的酸中,然后加水冲稀到指定的浓度。
（注意:
配制亚铁盐溶液时,要加入少量的铁粉,以防止Fe2+的氧化）
3.制印刷电路板常用FeCl3作腐蚀液:
一是离子方程式的书写正误（违反电荷守恒定律）,二是利用此反应式设计成原电池,考查原电池原理的应用。
4.离子共存:
不能与Fe2+共存的离子:
（H+、NO3-）、（MnO4-）、（ClO-）;不能与Fe3+共存的离子有:
I-、SO32-、S2-、SCN-。
主要是对Fe2+的还原性、Fe3+的氧化性的考查,此为离子共存问题和实验题的常见命题点。
5.Na2FeO4（高铁酸钠）作新型净水剂:
原理是高价铁具有强氧化性,能杀菌消毒;同时生成Fe（OH）3胶体,能吸附水中悬浮的杂质,因此它是一种新型的净水剂.
6.Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+的除杂:
这是近几年高考实验命题的热点。
原理是利用Fe3+、Cu2+、Al3+水解完全生成沉淀所需的PH范围不同。
一般操作方法是:
先是加入氧化剂（氯气或H2O2）,将Fe2+氧化成Fe3+,然后加入CuO、Cu（OH）2、CuCO3等其他物质（以不引入杂质离子为准）,目的是调节溶液的PH,待Fe3+水解完全生成沉淀（此时其他离子不水解）,过滤除 去。
点评:
它和其他金属及其化合物相比,知识点多,高考命题往往将知识、实验、化学概念与理论考查集于一身,设计成具有一定综合性的题目,因此,它在高考中的霸主地位不可动摇。
铜及其化合物
1.铜绿的形成:
2Cu+O2+CO2+H2O=Cu2（OH）2CO3,为了避免青铜器生成铜绿,采用的方法是:
（1）将青铜器保存在干燥的环境中。
（2）不能将青铜器与银质（金属活性差的金属）接触,避免发生电化学腐蚀。
2.波尔多液消毒:
主要应用在农业植物杀菌和公共场合的消毒。
其主要成分组分CuSO4溶液、石灰水,
原理是重金属盐能使蛋白质变性。
重金属还有Ba、Pb、Hg、Cd、Ag、Au等
3.粗铜的精炼:
重在考查精炼原理:
考查角度为电极材料,电极反应及溶液浓度变化等。
精炼原理为:
电解池中,粗铜作阳极,精铜作阴极,电解质为硫酸铜溶液。
阳极反应:
Cu-2e-==Cu2+、Fe-2e-=Fe2+、Ni-2e-=Ni2+;
阴极反应:
Cu2++e-=Cu。
硫酸铜溶液浓度几乎不变
4.电解硫酸铜溶液:
它是考查电解原理及规律的重要载体,必须熟练书写其电解方程式。
5.铜与浓硫酸反应:
铜与浓硫酸在加热的条件下发生反应,不加热不反应;铜与稀硫酸在加热条件下也
不反应,但在有氧化剂存在的条件下发生反应,如通入O2（加热）或加入H2O2,对应的化学方程式为:
2Cu+O2+H2SO4
2CuSO4+2H2O,Cu+2H2O2+H2SO4=CuSO4+4H2O。
6.制备CuSO4方案的选择:
方法如下:
一是Cu→CuO→CuSO4;二是用铜和浓硫酸的反应;三是用铜和稀硫酸、双氧水
方案的选择主要从绿色化学概念角度进行:
一是原料利用率高,节约成本;二是不产生有毒气体,不造成大气污染。
与之相同的还有Cu（NO3）2的制备。
8.Cu2+水解:
与Fe3+结合考查实验除杂;CuCl2溶液的蒸干、和含有结晶水时除去结晶水,分别对应的操作是加入盐酸,和在HCl气氛中加热。
点评:
近几年的高考题中,有关对铜及其化合物的考查有“升温”的表现。
它的命题有如下特点:
一是紧密联系生活实际;二是与铁等其他金属一同出现在实验题中。
硅
（一）、硅
1.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,
2.熔点高,硬度大,为原子晶体.常温下,化学性质不活泼（常温下仅与强碱NaOH、HF、F2反应）
2.用途:
太阳能电池、计算机芯片以及良好的半导体材料等。
（二）、二氧化硅（SiO2）:
（1）SiO2的空间结构:
SiO2直接由原子构成,不存在单个SiO2分子。
（2）物理性质:
难溶于水,熔点高,硬度大
（3）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:
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]:
（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＋CaO
CaSiO3
（4）用途:
光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。
（三）、硅酸（H2SiO3）:
（1）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。
（2）化学性质:
H2SiO3是一种弱酸,酸性比碳酸还要弱,但SiO2不溶于水,故不能直接由SiO2溶于水制
得,而用可溶性硅酸盐与酸反应制取:
（强酸制弱酸原理）
Na2SiO3＋H2O＋CO2==H2SiO3↓＋Na2CO3（NaHCO3）（酸性:
H2SiO3＜H2CO3）
（3）用途:
硅胶作干燥剂、催化剂的载体。
（四）、硅酸盐
硅酸盐:
硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称.硅酸盐种类很多,大多数难 溶于水,最常
见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3,Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃,又称泡花碱,是一种无色粘稠的液体,可以作黏胶剂和木材防火剂。
硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质:
Na2SiO3＋H2O＋CO2==H2SiO3↓＋Na2CO3（有白色沉淀生成）
传统硅酸盐工业三大产品有:
玻璃、陶瓷、水泥。
硅酸盐由于组成比较复杂,常用氧化物的形式表示:
活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。
点评:
有关硅及化合物知识,在高考中主要以选择题的形式出现,考查硅及二氧化硅的用途,出现的频率很高。
氯及其化合物
1、氯气（Cl2）:
（1）物理性质:
黄绿色有刺激性气味的有毒气体,易液化.液氯为纯净物
（2）化学性质:
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
2NaClCu＋Cl2
CuCl2（棕黄色的烟）2Fe＋3Cl2
2FeCl3（棕褐 色的烟）
（氯气与金属铁反应只生成FeCl3,而不生成FeCl2。
）
（铁跟盐酸反应生成FeCl2,而铁跟氯气反应生成FeCl3,说明Cl2的氧化性强于盐酸,是强氧化剂
②与非金属反应
Cl2＋H2
2HCl（氢气在氯气中燃烧现象:
安静燃烧,发出苍白色火焰）
将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。
③Cl2与水反应:
离子方程式中,应注意次氯酸是弱酸,要写成化学式而不能拆开。
将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色）,氯水含七种微粒,其中有Cl2,HClO,H2O,H+,Cl-,ClO-,OH-
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FeCl2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:
氯水中含有HCl和HClO,故可被NaOH中和,盐酸还可与NaHCO3,CaCO3等反应。
（4）不稳定性:
次氯酸见光易分解,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－）。
自来水也用氯水杀菌消毒,所以用自来水配制以下溶液如FeCl2、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH
等溶液会变质。
④Cl2与碱液反应:
与NaOH反应:
Cl2＋2NaOH==NaCl＋NaClO＋H2O
与Ca（OH）2溶液反应:
2Cl2＋2Ca（OH）2==CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O
此反应用来制漂白粉,漂白粉的成分为CaCl2＋Ca（ClO）2,有效成分为Ca（ClO）2
漂白粉之所以具有漂白性的原因:
Ca（ClO）2＋CO2＋H2O==CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白
性;同样,氯水也具有漂白性,因为氯水含HClO;NaClO同样具有漂白性,干燥的氯气不能使红纸褪色,因为不能生成HClO,湿的氯气能使红纸褪色,因为氯气发生下列反应Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
漂白粉久置空气失效,涉及两个反）:
Ca（ClO）2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HClO,2HClO=2HCl＋O2↑,漂白粉变质会有CaCO3存在,外观上会结块,久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成,含CO2和HCl杂质气体。
⑤氯气的用途:
制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。
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:
先加硝酸酸化溶液（排除CO32-、SO32-等干扰）,再滴加AgNO3溶液,如有白色沉淀生成,则说明有
Cl－存在。
点评:
氯气的强氧化性及氯水的漂白性是一直是高考的命题的热点,如Cl2氧化Fe2+、Cl2氧化SO2等,另外,与生活联系比较密切的漂白液、漂白粉及漂白精等内容,也较为重要。
硫及其化合物
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游离态存在）
2、硫单质:
①物质性质:
俗称硫磺,淡黄色固体,不溶于水,微溶于酒精,易溶于二硫化碳, 熔点低。
②化学性质:
S+O2===（点燃）SO2（空气中点燃淡蓝色火焰,纯氧中为蓝紫色）
Fe＋S
FeS2Cu＋S
Cu2S2Na＋S=Na2SHg＋S==HgS（汞滴处理）
3S＋6NaOH（浓）
2Na2S＋Na2SO3＋3H2O（洗硫）
3、二氧化硫（SO2）
（1）物理性质:
有刺激性气味有毒气体,可溶于水（1:
40）,易液化。
（2）化学性质:
①SO2能与水反应:
SO2＋H2O
H2SO3亚硫酸为中强酸,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。
（关键词:
相同条件下）
②SO2为酸性氧化物,可与碱反应生成盐和水。
a、与NaOH溶液反应:
SO2（少量）＋2NaOH＝Na2SO3＋H2OSO2（过量）＋NaOH＝NaHSO3
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,故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。
b、SO2将通入酚酞变红的溶液,溶液颜色褪去,体现了SO2和水反应生成亚硫酸,是酸性氧化物的性质,而不是漂白性,SO2不能漂白指示剂。
③SO2具有强还原性,能与强氧化剂（如酸性KMnO4溶液、Cl2、O2（催化剂:
粉尘、V2O5）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）。
（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。
）
④SO2的弱氧化性:
如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成）
⑤SO2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:
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,加热,能恢复原色（无色物质分解）
Cl2:
与水生成HClO,HClO具有漂白性,将有色物质氧化成无色物质,加热不能复原
⑥SO2的用途:
漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。
4、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）.不挥发,沸点高,密度比水大。
（2）浓硫酸三大性质:
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、HI、HBr气体。
②脱水性:
能将有机物（蔗糖、棉花等）以H和O原子个数比2︰1脱去,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）:
（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）:
（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,而不是不反应。
浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应,但在常温下,铝和铁遇浓硫酸时,因表面被浓硫
酸氧化成一层致密氧化膜,这层氧化膜阻止了酸与内层金属进一步反应.这种现象叫金属的钝化.铝和铁也能被浓硝酸钝化,所以,常温下可用铁或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸.
（3）硫酸的用途:
作干燥剂、制化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。
点评:
SO2的性质及酸雨一直是高考命题的热点内容,如SO2的漂白性,还原性等。
特别注意:
①能使下列物质褪色体现的是SO2的何种性质？
能使溴水、氯水、高锰酸钾溶液褪色;能使酚酞试液变红的溶液褪色等。
②将SO2通入BaCl2溶液中,是否有沉淀生成？
若再通入足量的氨气、氯气是否产生白色沉淀？
原理是什么？
写出对应的化学方程式。
氮及其化合物
1、氮的氧化物:
NO2和NON2＋O2
2NO,生成的一氧化氮很不稳定:
2NO＋O2=2NO2
一氧化氮:
无色气体,有毒,能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒（与CO中毒原理相同）,难
溶于水,是空气中的污染物。
二氧化氮:
红棕色（与溴蒸气颜色同）、有刺激性气味、有毒气体、易液化、易溶于水,并与水反应
3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO,此反应中NO2既是氧化剂又是还原剂。
以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。
2、硝酸（HNO3）:
（1）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。
（2）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H2,通常浓硝酸产生NO2,稀硝酸产生NO.如:
①Cu＋4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O②3Cu＋8HNO3（稀）＝Cu（NO3）3＋2NO2↑＋4H2O
反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为1:
2;反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为3:
2。
常温下,Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化,（为化学变化,不是不反应）.
加热时能发生反应:
Fe＋6HNO3（浓）
Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O
3、氨气（NH3）
（1）氨气的物理性质:
极易溶于水,有刺激性气味,易液化。
（2）氨气的化学性质:
a.易溶于水溶液呈碱性:
NH3＋H2O
NH3H2O
NH4＋＋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·H2O
NH3↑＋H2O
氨水中的微粒:
NH3H2ONH3·H2ONH4＋OH－H＋（共六种微粒）。
喷泉实验的原理:
是利用气体极易被一种液体吸收而形成较大压强差,使容器内气体压强降低,外界
大气压把液体压入气体容器内,在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。
形成较大压强差条件:
①相似相容:
气体在吸收液中被吸收得既快又多,如NH3、HCl、HBr、HI用水吸收
②剧烈反应:
CO2、SO2、Cl2、H2S等可用NaOH溶液吸收等
喷泉实验成功的关键:
（1）装置的气密性要好
（2）不漏气（3）烧瓶内的气体纯度要大即气体应充满b.氨气可以与酸反应生成盐:
①NH3＋HCl＝NH4Cl②NH3＋HNO3＝NH4NO3③2NH3＋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。
（3）氨气的实验室制法:
1）原理:
2NH4Cl＋Ca（OH）2
CaCl2＋NH3↑＋2H2O
2）装置:
固＋固
气体（与制O2相同）。
3）收集:
向下排空气法。
4）验满:
a.产生气体使湿润的红色石蕊试纸变蓝b.蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近瓶口,有 大量白烟生成
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。
（4）氨气的用途:
作制冷剂、制纯碱、制铵盐
（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）
4、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:
NH4Cl
NH3↑＋HCl↑NH4HCO3
NH3↑＋H2O↑＋CO2↑
5NH4NO3
2HNO3＋4N2＋9H2O
（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:
（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,则证明该物质含有NH4＋。
点评:
氨气的实验室制取方法是高考命题的重点内容,实验中“气体制备实验”一直是实验考查的热点之一。
因此,要对氨气的制备原理、收集、干燥、检验、尾气的吸收等方面 进行全面的梳理,另外,氨气的其他制取方法及氨气的性质一直是高考命题的热点内容。
必备的无机化学反应式
1.2Na+2H2O=2NaOH+H2↑2.2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
3.NaOH和NaHCO3溶液反应:
OH-+HCO3-=CO32-+H2ONa2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3↓+NH4Cl
4.Cl2+H2O=HCl+HClOCl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
氯气溶于水（新制氯水中含Cl2、H
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