第四章 非金属及其化合物
第二节 富集在海水中的元素——氯
【第一课时教学案】
氯元素：位于第三周期第ⅦA族，原子结构：容易得到一个电子形成
氯离子Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在，主要以NaCl的形式存在于海水和陆地的盐矿中。
一、活泼的黄绿色气体——氯气
1、物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味，有毒，可溶于水，加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。
2、制法: 它是在1774年由瑞典化学家舍勒在研究软锰矿的过程中，将它与浓盐酸混合加热时发现的。后来在1810年英国化学家戴维予以确认并命名为chlorine.中文译为氯气。
MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋2H2O＋Cl2↑（是目前实验室制备氯气的常用方法）
对应离子方程式4H+ +2Cl－+MnO2Mn2++Cl2↑+2H2O
3、闻法:用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。
4、化学性质：很活泼，有氧化性，能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐）。也能与非金属反应：
①与金属单质的反应
2Na＋Cl2点燃 2NaCl（白烟）
2Fe+3Cl2 △ 2FeCl3（棕褐色）（常温Fe不能与干燥Cl2反应，液氯用钢瓶盛装运输）
Cu+Cl2 点燃 CuCl2（棕黄色的烟）
②与非金属的反应
【实验4-3】在空气中点燃，然后把导管缓缓深入盛满氯气的集气瓶中。
现象 反应方程式
氢气在氯气中燃烧，火焰呈苍白色，瓶口有大量白雾生成 （氢气在空气中燃烧火焰呈淡蓝色） H2+Cl22HCl
【思考与交流】现在通过氢气与氯气的燃烧实验，你对燃烧条件及其本质有什么新的认识？
燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。
另外：还可以与其他非金属反应，如2P+3Cl22PCl3（液），PCl3+Cl2=PCl5（固）
反应现象：有白色烟雾生成
③与水的反应：
氯气在水中的溶解性： 1体积的水可溶解约2体积的氯气，氯气的水溶液称为氯水
与水反应的方程式： Cl2+H2OHCl+HClO（歧化反应）
离子方程式 Cl2+H2OH+ +Cl－+HClO
生成的次氯酸不稳定： 2HCl === 2HCl + O2↑
久置氯水实质就是稀盐酸溶液
【实验4-4】氯水的漂白作用
将有色纸条或布条、有色花瓣放入盛有1/3容积新制氯水的广口瓶中，盖上玻璃片。观察现象。
现象 有色纸条褪色
结论与解释 氯水中含有次氯酸，HClO具有强氧化性，能使有色物质褪色，起漂白作用
【实验4-5】干燥的氯气能否漂白
将有色纸条或布条、有色花瓣放入盛满干燥氯气的集气瓶中，盖上玻璃片。观察现象。
现象 有色纸条不褪色
结论与解释 干燥的氯气不能使有色物质褪色，因为其中不含有次氯酸
结论——氯水的漂白性：氯水中含有次氯酸，HClO具有强氧化性，能杀死水中的病毒，起到消毒作用；也能使有色物质褪色，起漂白作用。
氯水存在的微粒
④与碱的反应
漂白液的制法： Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（实验室中常利用该反应用来吸收多余Cl2）
离子方程式： Cl2+2OH－=Cl－+ClO－+H2O
漂白粉的制法：氯气通入冷的消石灰2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 。
其主要成分： CaCl2和Ca(ClO)2有效成分： Ca(ClO)2 。
漂粉精：氯气和Ca(OH)2反应充分，并使Ca(ClO)2成为主要成份，则得到漂粉精
第四章 非金属及其化合物
第二节 富集在海水中的元素——氯
【第二课时教学案】
5、Cl2的用途：
①自来水杀菌消毒 Cl2＋H2O == HCl＋HClO
1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效2HClO 2HCl＋O2 ↑。
②制漂白液、漂白粉和漂粉精
制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分NaClO比HClO稳定多,可长期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反应有效氯70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
③与有机物反应，是重要的化学工业物质
④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛
⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品
二、氯离子（Cl－）的检验：
【实验4-6】在5支试管中分别加入2~3mL稀盐酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液、自来水、蒸馏水，然后各滴入几滴AgNO3溶液，观察现象。然后再分别加入稀硝酸后，观察现象。
实验现象 解释或化学方程式、离子方程式
加入AgNO3溶液后 加入稀硝酸后
稀盐酸 白色沉淀 沉淀不溶解 AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3Ag+ +Cl-=AgCl↓
NaCl溶液 白色沉淀 沉淀不溶解 AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3Ag+ +Cl-=AgCl↓
Na2CO3溶液 白色沉淀 沉淀溶解，放出气泡 2AgNO3+Na2CO3=Ag2CO3↓+2NaNO32Ag+ + CO32- = Ag2CO3↓Ag2CO3＋2HNO3=2AgNO3＋CO2↑＋H2O Ag2CO3 +2H+=2Ag+ +H2O+ CO2↑
自来水 少量白色沉淀 沉淀不溶解 Ag+ +Cl-=AgCl↓
蒸馏水 无明显现象 无明显现象 无
氯离子（Cl－）的检验：先加少量的稀硝酸酸化（排出干扰离子CO32－、SO32－等），再加硝酸银溶液，有白色沉淀生成。
【科学视野】成盐元素——卤素
在周期表中，与氯元素相似，都处于同一纵行——第ⅦA族，称为卤族。它们原子的最外层都有7个电子，极易得一个电子的元素还有氟（F）、溴（Br）、碘（I）、砹（At），它们是典型的非金属元素，因此卤素都是强氧化剂，在自然界均只以化合态存在。但随着电子层数递增，原子半径渐增大，核对外层电子的引力渐减弱，得电子能力渐减弱，其氧化性逐渐减弱，F2＞Cl2＞Br2＞I2
类 别 相 似 性 差 异 性
氧化性 卤素单质都具有氧化性 F2＞Cl2＞Br2＞I2氧化性逐渐减弱（F2是最强的非金属氧化剂，F元素无正价，无含氧酸，无水溶液）
与氢反应 H2 +X2 = 2HX 反应条件逐渐增高：F2（黑暗中爆炸，F2是非金属性最强的元素）、Cl2（点燃或光照，见光爆炸）、Br2（加热且缓慢化合）、I2（蒸气和H2持续加热且仍为可逆反应）
与水反应（歧化反应） H2O + X2 = HX + HXO 2H2O + 2F2 = 4HF + O2↑，置换反应。故F2不能从其它卤素化合物的水溶液中将其卤素单质置换出来（F2与H2O反应是一个水最还原剂的反应）I2微量歧化
与碱反应（歧化反应） 2NaOH + X2 = NaX + NaXO + H2O6NaOH + 3X2 = 5NaX + NaXO3 + 3H2O 碱的浓度、温度不同，产物不同；F2除外，因其首先置换出氧气；
与金属反应 生成高价金属卤化物2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 ①F2和所有金属都能反应；②Cl2和绝大多数金属反应；③Br2和较活泼金属反应；④I2只和活泼金属反应；⑤I2只能生成FeI2
卤素单质间的置换反应 置换能力：Cl2＞Br2＞I2 F2除外，因水溶液中其首先置换出氧气；
特性：
①I2 易升华：I2晶体易升华（升华后，用酒精洗，是因为I2溶于酒精），利用这一性质可以分离碘，碘也是常温下固体单质中惟一的双原子分子
使淀粉变蓝色——碘水能使淀粉变蓝
②溴——Br2常温下是液态，且是惟一的一种液态非金属单质（Hg是液态非金属单质）.液态Br2有剧毒，易挥发，故要用蜡严密封闭保存在磨口玻璃瓶中，还可加少许水作保护剂抑制Br2挥发，不可用橡胶塞。
③F2——最强氧化剂，不能用氧化剂将F－氧化为F2（只能用电解法）F元素无正价。且能与稀有气体化合。
④F2、HF气体与氢氟酸均能腐蚀玻璃，不能用玻璃容器盛装，应保存在塑料瓶或铅制器皿中.（HF剧毒）。第四章 非金属及其化合物
第三节 硫和氮的氧化物
【第一课时教学案】
一、二氧化硫和三氧化硫
硫元素的存在：硫元素广泛存在于自然界。游离态的硫存在于火山喷口附近或地壳的岩石里，化合态的硫主要以硫化物和硫酸盐的形式存在，如硫铁矿（FeS2）、黄铜矿（CuFeS2）、石膏（CaSO4·2H2O）和芒硝（Na2SO4·10H2O）等。它也是组成某些蛋白质的元素之一。化石燃料中含有硫元素。
硫俗称硫磺，是一种黄色晶体，质脆，易研成粉末。不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。
（一）二氧化硫
1、制法（形成）：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末）
S+O2SO2
2、物理性质：无色、有刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：40体积比）、有毒的气体。
3、化学性质：
a.有漂白作用，
二氧化硫有漂白性，能漂白某些有色物质。漂白作用不稳定是因为二氧化硫和某些有色物质生成不稳定的无色物质，但该无色物质易分解，使有色物质恢复原来的颜色。
HClO的漂白具有永久性。是利用强氧化性漂白，而SO2是与某些有色物质结合生成不稳定的无色物质，这种无色物质容易分解而使有色物质恢复原来的颜色。遇热会变回原来颜色。这是因为H2SO3不稳定，会分解成水和SO2
氯 水 二氧化硫
原理 氯水中HClO，将有色物质氧化成无色物质 SO2直接与有色物质结合生成不稳定的无色物质
实质 氧化还原反应 非氧化还原反应
效果 永久性 暂时性
范围 漂白大多数有色物质，能使紫色石蕊褪色 漂白某些有色物质，不能使紫色石蕊褪色（变红）
b. 酸性氧化物
①溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性。
SO2＋H2O H2SO3 这个反应化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。
可逆反应——在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号连接。
②二氧化硫与碱的反应
SO2 + 2 NaOH == Na2SO3 + H2O ；SO2 + NaOH == NaHSO3
[SO2 + 2 NaOH == Na2SO3 + H2O；Na2SO3 + H2O + SO2 == 2NaHSO3 ]
SO2 + Ca(OH)2 == CaSO3↓+ H2O；2SO2 + Ca(OH)2 ==Ca（HSO3 ）2
[SO2 + Ca(OH)2 == CaSO3↓+ H2O；CaSO3 + H2O + SO2 == Ca（HSO3 ）2]
③跟碱性氧化物反应；SO2 + Na2O == Na2SO3
SO2 + CaO == CaSO3
c.具有氧化性、还原性：因S的化合价为+4价。
氧化性 SO2+2H2S === 3S↓ + 2H2O
还原性 SO2 + Cl2 + 2H2O ==== 2HC l+ H2SO4
SO2 + Br2 + 2H2O ==== 2HBr + H2SO4
2SO2+ O2 2SO3
鉴别SO2与CO2：
二者都可以使澄清石灰水变浑浊，但可以利用下列方法鉴别：①二氧化硫的还原性，可使紫色的酸性KMnO4溶液或氯水（溴水）褪色或变浅。但这并不是SO2的漂白性所起的作用，是它们之间发生氧化还原反应，2KMnO4 + 2H2O+ 5SO2 === K2SO4 +2MnSO4 + 2H2SO4二氧化硫体现了还原性；②二氧化硫有漂白性，能使品红溶液褪色，而二氧化碳没有这样的现象
4、二氧化硫的用途
SO2在日常生活中有一定用处，工业上常用二氧化硫来漂白纸浆、毛、丝、草帽辫等，此外，二氧化硫还用于杀菌消毒。但它的危害性也非同小可，二氧化硫和某些含硫化合物的漂白作用也被一些不法厂商非法用来加工食品，以使食品增白等。食用这类食品，对人的肝、肾脏等有严重损害，并有致癌作用。
（二）三氧化硫
三氧化硫也是酸性氧化物，可溶于水并反应
2SO2 + O2 2SO3
SO3 + H2O = H2SO4 工业利用这一原理生产硫酸
SO3 + CaO == CaSO4
SO3 + Ca(OH)2 == CaSO4 + H2O
第四章 非金属及其化合物
第三节 硫和氮的氧化物
【第二课时教学案】
二、一氧化氮和二氧化氮
一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2＋O2 2NO，生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 = 2NO2
一氧化氮：无色气体，是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病。
二氧化氮：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应：
3 NO2＋H2O = 2HNO3＋NO （二氧化氮不是酸酐），这是工业制硝酸的方法。
[科学探究]
实验步骤 现象 解释
1 将一支充满NO2的试管倒放在盛有水的水槽中 红棕色气体逐渐消失，水位上升，最后水充满整个试管的2/3，无色气体充满试管的1/3（上部） 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NONO2为红棕色气体，易溶于水，NO 为无色气体，难溶于水。
2 制取少量氧气
3 将氧气缓缓通入步骤（1）的试管中 无色气体变为红棕色气体，又变为无色气体，但气体体积逐渐缩小，液面不断上升 2NO + O2 = 2NO23NO2 + H2O=2HNO3 + NO总：4NO2 + O2 +2H2O=4HNO3
注：①氮的氧化物与氧气溶于水的反应，可以利用下列两个总反应进行考虑：
4NO + 3O2 +2 H2O=4HNO3 4NO2 + O2 +2 H2O=4HNO3
②“雷雨发庄稼”由于有丰富的氮肥:
N2 NO NO2 HNO3 氮肥(可溶性硝酸盐)
三、二氧化硫和二氧化氮对大气的污染
二氧化硫来源：煤、石油和某些金属矿物中含硫或硫的化合物，在燃烧或冶炼时产生二氧化硫；
NO和NO2都是大气污染物，NO2能造成光化学烟雾。在机动车内燃机燃料燃烧产生高温时，空气中的氮气与氧气反应生成NO，NO再与氧气反应转化为NO2。汽车尾气中除含有氮氧化物外，还有一氧化碳、未燃烧的碳氢化合物、含铅化合物和颗粒物等。
二氧化硫和二氧化氮等工业废气排放到大气前，必须进行回收处理。
1.酸雨：PH小于5.6的雨水。
正常雨水PH为5.6，原因是溶解了CO2。
2.酸雨的形成：
（1）硝酸型：N2 + O2 2NO
2NO + O2 = 2NO2
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
（2）硫酸型：2SO2＋O22SO3 SO3 + H2O = H2SO4
或SO2 + H2O = H2SO3 2H2SO3+ O2 = 2H2SO4
3、酸雨的防治措施：
①从燃料燃烧入手。
②从立法管理入手。
③从能源利用和开发入手。
④从废气回收利用，化害为利入手。
土壤
H2O
O2
O2
闪电
放电或高温第四章 非金属及其化合物
第一节 无机非金属材料的主角——硅
【第一课时教学案】
硅在地壳中含量26.3％，仅次于氧。以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中，占地壳质量90％以上。在无机非金属材料中，硅元素一直扮演着主角，它位于第3周期，第ⅣA族，在碳的下方。
Si 对比 C
最外层有4个电子，主要形成四价的化合物。
一、二氧化硅（SiO2）和硅酸
（一）二氧化硅（SiO2）
1、存在：硅是是一种亲氧元素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在。天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形两大类。石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。
2、结构：二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，若干个四面体通过氧原子连接，即每个Si周围结合4个O，每个O为两个四面体所共有，即每个O与2个Si相结合。实际上，SiO2晶体是由Si和O按1：2的比例所组成的立体网状结构的晶体。SiO2的立体网状结构决定了它有良好的物理和化学性质，被广泛应用。如用作玛瑙饰物，制作实验室使用的石英坩埚，用作与信息高速公路骨架的光导纤维。
3、物理性质：熔沸点高、硬度大、不溶于水。洁净的SiO2无色透光性好。
4、化学性质：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱（NaOH）反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应
SiO2＋4HF = SiF4 ↑＋2H2O
SiO2+CaOCaSiO3
SiO2＋2NaOH = Na2SiO3＋H2O
因此，不能用玻璃瓶装HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。
（二）硅酸（H2SiO3）
1、性质：酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，它不能使紫色石蕊试液变红色。
①硅酸不稳定：H2SiO3SiO2+H2O
②硅酸能与碱反应：H2SiO3+2NaOH=Na2SiO3+2H2O
③硅酸在水中易聚合形成胶体。浓度小时——硅酸溶胶，浓度大时形成软而透明的、胶冻状的硅酸凝胶。硅酸凝胶经干燥脱水后得到多孔的硅酸干凝胶，称为“硅胶”。硅胶多孔，吸附水分能力强，常用作实验室和袋装食品、瓶装药品等的干燥剂，也可以用作催化剂的载体。
2、制备：由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。
Na2SiO3＋2HCl = H2SiO3↓＋2NaCl
第四章 非金属及其化合物
第一节 无机非金属材料的主角——硅
【第二课时教学案】
二、硅酸盐
1、硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，在自然界分布极广。它是一大类结构复杂的固态物质，大多不溶于水（Na2SiO3、K2SiO3除外），化学性质很稳定。
2、最简单的硅酸盐是硅酸钠Na2SiO3 ：可溶于水，其水溶液称作水玻璃或泡花碱，是制备硅胶和木材防火剂的原料，也可作肥皂填料和黏胶剂。
3、硅酸盐组成的表示：
硅酸钠Na2SiO3可表示为：Na2O·SiO2
石棉CaMg3Si4O12可表示为：CaO·3MgO·4SiO2
长石KAlSi3O8可表示为：K2O·Al2O3·6SiO2
普通玻璃的大致组成：CaNa2Si6O14可表示为：Na2O·CaO·6SiO2
水泥的主要成分：3CaO·SiO2、2 CaO·SiO2、3CaO·Al2O3
黏土的主要成份A12(Si2O5)(OH)4可表示为：A12O3·2SiO2·2H2O
4、常用硅酸盐工业产品：玻璃、陶瓷、水泥等，它们是使用量最大的无机非金属材料。
传统的硅酸盐陶瓷都是以黏土为原料，经过高温烧结而成的。近年来，具有特殊功能的陶瓷材料发展迅速，如高温结构的陶瓷、压电陶瓷、透明陶瓷和超导陶瓷等。
普通玻璃是以纯碱、石灰石和石英为原料，经混合、粉粹，在玻璃窑中熔融制得的。
水泥是以黏土和石灰石为主要原料，经研磨、混合后在水泥回转窑中煅烧，再加入适量石膏，研成细粉就得到普通水泥。
5、其他具有特殊功能的含硅物质：硅与碳的化合物碳化硅（SiC，俗称金刚砂），具有金刚石结构，硬度很大，可用作砂轮、砂纸的磨料；含硅4%的硅钢具有很高的导磁性，主要用作变压器铁芯；人工合成的硅橡胶是目前最好的既耐高温又耐低温的橡胶；人工制造的分子筛（一种具有均匀微孔结构的铝硅酸盐），主要用作吸附剂和催化剂等等。
三、硅单质
1、物理性质：硅与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，它是带有金属光泽的灰黑色固体，熔点高（1410℃），硬度大，有脆性，是良好的半导体。
2、化学性质：常温下化学性质不活泼。常温可与F2 、HF 、NaOH 反应，加热条件下可与O2、Cl2 等物质反应
Si+2NaOH+H2O =NaSiO3+2H2↑
Si+ 2F2 = SiF4 Si＋4HF = SiF4＋2H2
Si+ O2 SiO2 Si+ 2Cl2 SiCl4
3、制备：（1）粗硅制取：SiO2+2C2CO+Si（副反应SiO2+3CSiC+2CO↑）
（2）粗硅提纯：Si+ 2Cl2 SiCl4
4、应用：用途广泛，常用作半导体、晶体管及芯片、光电池等材料第四章 非金属及其化合物
第四节 氨、硝酸 硫酸
【第一课时教学案】
氮的固定：将游离态的氮转化为氮的化合物
工业合成氨：N2+3H22NH3
一、氨
1.氨的物理性质：没有颜色、有刺激性气味的气体，极易溶于水且溶解得快。在常温下1体积水大约溶解700体积的氨气。
2.氨的化学性质：
①NH3与水的反应
NH3+H2ONH3·H2O 氨的水溶液叫做氨水，氨溶于水，大部分于水结合成一水合氨，浓氨水易挥发出氨气，有刺激难闻的气味。
氨水呈弱碱性NH3+H2ONH3·H2ONH4＋+OH－，一水合氨大约有1%电离，能使酚酞溶液变红或使湿润的红色石蕊试纸变蓝。
氨水中的成份：H2O、NH3·H2O 、NH3、OH－、NH4＋、H＋
一水合氨不稳定，受热分解 NH3·H2O NH3+H2O
②NH3与酸反应生成铵盐
蘸有浓氨水和浓盐酸的两个玻璃棒接近产生白烟现象：NH3+HCl=NH4Cl(晶体)
氨与硝酸反应的方程式 NH3+HNO3=NH4NO3
氨气与硫酸反应2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
上述三个反应的离子方程式：NH3 + H+ = NH4+
过量二氧化碳通入到氨水中NH3+H2O+CO2=NH4HCO3
离子方程式：NH3 + H2O + CO2 = NH4+ + HCO3-
③NH3与O2的反应（还原性）
4NH3+5O24NO+6H2O
3. 实验室制取氨气
反应原理： 2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑
装置：固体+固体气体，与之相同的制备装置：O2
收集：用向下排空气法收集
验满：红色石蕊试纸检验是否收集满或蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近瓶口冒白烟；
干燥：NH3的干燥剂选用——只能用碱性干燥剂如碱石灰
注：① 氨是碱性气体(有水)，故不能用酸性干燥剂.如浓H2SO4、P2O5等
② 氨与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3，故也不能用无水CaCl2
4.氨的用途：氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。
5.铵盐的性质
①物理性质：铵盐是铵根离子和酸根离子组成的化合物。都溶于水，一般为无色晶体
②受热分解： NH4ClNH3↑+HCl↑
NH4HCO3 NH3↑+H2O↑+CO2↑
③与碱反应 ：可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和碱固体混合加热）
NH4NO3＋NaOH NaNO3＋H2O＋NH3 ↑
2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑
第四章 非金属及其化合物
第四节 氨、硝酸 硫酸
【第二课时教学案】
二、硫酸和硝酸的氧化性
硫酸、硝酸、盐酸是中学常用的三种强酸，在水溶液中可完全电离，它们具有酸的通性，写出它们电离的方程式：
H2SO4=2H++SO42- 、 HNO3=H++NO3- 、 HCl=H++Cl-
（一）硫酸
1、硫酸的物理性质：无色黏稠的油状液体，沸点高，难挥发，密度比水大，易溶于水，以任意比与水混溶、溶解时大量放热。
2、浓硫酸的化学性质：
硫酸具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。
（1）脱水性：浓硫酸对人体皮肤有强烈腐蚀作用，还可以按照氢、氧为2：1的比例脱去纸、棉布、木条等有机物中的氢氧元素。
C12H22O11 12C＋11H2O 放热反应
（2）吸水性：实验室常用浓硫酸作气体的干燥剂，如干燥H2、O2、CO2、SO2、HCl、Cl2、CH4等，但不能干燥碱性气体（如NH3）和一些还原性气体（如HI、HBr、H2S等）；浓硫酸使蓝矾变白。
（3）强氧化性：
①浓硫酸与金属的反应：加热时，大多数金属（Au、Pt除外）可被浓硫酸氧化，能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气：
Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O 在这个反应中Cu是还原剂、浓H2SO4是氧化剂
2Fe+6H2SO4(浓) Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O
稀硫酸：与活泼金属反应放出H2 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧化物反应，与碱中和
②浓硫酸与非金属的反应：加热时浓硫酸可氧化除卤素、N2、O2、H2以外的非金属
C+2H2SO4（浓）CO2↑+SO2↑+2H2O
2P+5H2SO4(浓) 2H3PO4+5SO2↑+2H2O
③浓硫酸跟化合物反应：
H2SO4(浓)+ H2S S↓+2H2O +SO2↑（H2S不能用浓H2SO4干燥的原因）
H2SO4(浓)+2HBr Br2+ SO2↑+2H2O
（二）硝酸
1、物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。
2、化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。硝酸越浓氧化性越强。同浓度的硝酸温度越高氧化性越强。
硝酸能氧化除Pt、Au之外的绝大多数金属，还能氧化许多非金属（如碳、硫、磷），及具有还原性的物质（如H2S、Na2SO3、SO2、HBr、HI、Fe2+、Sn2+，松节油、锯末等）但不放出氢气。
反应条件不同，硝酸被还原得到的产物不同，可以有以下产物:O2,HO2,O,2O,2, H3
①硝酸与金属的反应：铜、汞、银等不活泼金属与浓硝酸剧烈反应，一般认为生成硝酸盐和二氧化氮而与稀硝酸反应通常需加热，产生金属硝酸盐和一氧化氮，在反应中硝酸均既表现氧化性又表现酸性。
Cu+4HNO3（浓）= Cu (NO3)2+2NO2↑+2H2O 离子方程式Cu+4H++2NO3-=Cu2++2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3（稀） 3Cu (NO3)2+2NO↑+4H2O离子方程式3Cu+8H++2NO3-=2Cu2++2NO↑+4H2O
铁在过量的浓硝酸中加热发生反应为：Fe+6HNO3（浓） Fe (NO3)3+3NO2↑+3H2O
过量的铁在稀硝酸中发生反应为：3Fe+8HNO3（稀） 3Fe (NO3)2+2NO↑+4H2O
活泼金属跟稀硝酸反应，由于金属的强还原性，还原产物较为复杂。例如：
4Mg+10HNO3（稀）=4Mg (NO3)2+NH4NO3+3H2O。
除Pt、Au,硝酸可氧化所有的金属到高价的金属盐，本身被还原到NO2（浓硝酸）或NO（稀硝酸）。
“王水”——浓硝酸:浓盐酸按体积比为1:3混合，它能溶解不溶于硝酸的Au、Pt等金属
②硝酸与非金属的反应：碳、硫、磷等非金属单质在热而浓的硝酸中剧烈反应：
C + 4HNO3（浓） CO2↑+4NO2↑+2H2O
S + 6HNO3（浓） H2SO4+6 NO2↑+4H2O
P + 5HNO3（浓）H3PO4+5 NO2↑+H2O
钝化现象：在常温下铁、铝等金属遇浓H2SO4、浓HNO3发生钝化（钝化是化学反应）表现出H2SO4(浓)的强氧化性。浓硫酸和浓硝酸在常温下都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻止反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。
（三）硫酸、硝酸用途
硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。
