分散系
-会计基础知识必背100题
2023年2月15日发(作者：感恩黑板报)一、分散系及其分类
1.分散系的概念：把__________（或多种）物质__________在__________（或多种）物质中
所得的体系，叫做__________。前者属于被分散的物质，称作__________；后者起容纳分散质的作
用，称作__________。
2.按分散质和分散剂所处的状态进行分类，分散系可以分成__________类。
3.当分散剂是水或其他液体时，按分散质粒子的直径大小进行分类，分散系可以分为
__________、__________、__________。溶液中的溶质粒子直径大小通常__________，浊液中的
粒子直径大小通常__________，介于二者之间的胶体粒子，其直径大小在__________。溶液中溶
质粒子不但可以透过滤纸，也能透过半透膜；而胶体粒子可以透过滤纸，但不能透过半透膜；浊液中
粒子既不能透过滤纸，液不能透过半透膜。
4.根据分散剂所处的状态进行分类，胶体可以分为气溶胶（例：云、烟、雾）、固溶胶（例：有
色玻璃）、液溶胶（例：氢氧化铁胶体、氢氧化铝胶体、硅酸胶体、淀粉溶液、蛋白质溶液、牛奶、豆
浆、墨水）
胶体的本质特征：分散质微粒的直径在1nm～100nm之间。胶体是以分散质粒子大小为特征的，它
只是物质的一种存在形式，如NaCl溶于水形成溶液，如果分散在酒精中可形成胶体。
1、胶体的制备和性质
（1）Fe(OH)
3
胶体的制备方法
用烧杯取一定量的蒸馏水，加热至_________；然后向_____水中加入1~2mlFeCl
3
饱和溶液。继续煮沸
至溶液呈________色，停止加热，所得液体就是Fe(OH)
3
胶体。
反应方程式：__________________________________________-
(2)胶体的性质
a丁达尔效应
含义：________________________________________________
作用：是区分______和________的一种常用物理方法。
b介稳性
含义：__________________________________________________________
原因：____________________________________________________________
1.酸、碱、盐在水溶液中的电离
⑴．电离、电离方程式
①电离：酸、碱、盐等溶于水或受热熔化时，离解成能够自由移动的离子的过程。
②电离方程式：表示电解质电离的化学方程式。
⑵．电解质与非电解质的区别
电解质非电解质
定义
在水溶液里或熔融状态下能导电
的化合物
在水溶液里和熔融状态下都不导电
的化合物
化合物类型
离子化合物（强碱、盐），强极性
共价化合物
非极性共价化合物、弱极性共价化
合物、大多数有机物
能否直接电离溶于水或熔融时，直接能电离溶于水或熔融时，不能直接导电
通电时的现象溶于水或熔融时能导电溶于水或熔融时不能导电
实例H
2
SO
4
、HF、CaO等SO
3
、NH
3
、CH
4
等
电解质:酸、碱、盐、金属氧化物
非电解质：乙醇、蔗糖、葡萄糖等有机物、SO
2
、SO
3
、NH
3
、CO
2
非金属氧化物。
⑶．强弱电解质的区别
强电解质弱电解质
相同点都是电解质，在水溶液中都能电离，都能导电，与溶解度无关
不
同
点
电离程度完全电离部分电离
电离过程不可逆过程可逆过程，存在电离平衡
表示方法电离方程式用“==”电离方程式用“”
水溶液中微
粒存在形式
电离出的阴、阳离子，不存在电
解质分子
既有电离出的阴、阳离子，又有
电解质分子
实例
绝大多数盐：NaCl、BaSO
4
等。
强酸：H
2
SO
4
、HCl、HClO
4
等。
强碱：Ba(OH)
2
、Ca(OH)
2
等。
弱酸：H
2
CO
3
、CH
3
COOH等。
弱碱：NH
3
·H
2
O、Cu(OH)
2
等。
极少数盐。
1．元素化合价在化学反应中的变化（B）
⑴氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
氧化反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价升高的反应称为氧化反应；
还原反应：在氧化还原反应中，反应物所含元素化合价降低的反应称为还原反应。
非氧化还原反应：凡没有元素化合价升降的化学反应，就是非氧化还原反应。
⑵氧化还原反应特征（判别方法）：化合价发生变化。
2．氧化还原反应的实质（B）
⑴元素化合价升降的实质：化合价升高，该元素原子在反应中失去电子；化合价降低，该元素原子
在反应中得到电子。
⑵氧化还原反应的本质：反应过程中有电子得失（或偏移）。
3.氧化剂和还原剂（C）
⑴定义：
①从化合价角度定义：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低的反应物，称为氧化剂；在氧化
还原反应中，所含元素的化合价升高的反应物，称为还原剂。
②从电子转移角度定义：在氧化还原反应中，得到电子（或电子偏近）的反应物，称为氧化剂；在
氧化还原反应中，失去电子（或电子偏离）的反应物，称为还原剂。
⑵常见的氧化剂和还原剂
1．钠及其重要化合物的性质
⑴位置和原子结构示意图：
分散系溶液胶体悬（乳）浊液
分散系粒子的直径＜1nm1nm～100nm＞100nm
分散质粒子的组成小分子或离子大分子或分子集合体许多分子的集合体
外观均一、透明大多均一、透明不均一、不透明
能否透过滤纸能能一般不能
能否透过半透膜能不能不能
实例食盐水、糖水淀粉胶体Fe(OH)
3
胶体泥水
第3周期第ⅠA族。
⑵钠的物理性质：
银白色、有金属光泽的固体；密度小，ρ(Na)=0.97g/cm3，比水的密度小；熔点和沸点低，熔点97.81℃，
沸点882.9℃；硬度小，可以用小刀切割；是热和电的良导体。
⑶钠的化学性质：
①钠与水的反应：2Na+2H
2
O==2NaOH+H
2
↑
②钠与氧气的反应：
钠在空气中缓慢氧化：4Na+O
2
==2Na
2
O（白色固体）
钠在空气中加热或点燃：2Na+O
2
Na
2
O
2
（淡黄色固体）
⑷钠的保存及用途
①钠的保存：钠很容易跟空气中的氧气和水起反应，因此，在实验室中，通常将钠保存在煤油里，
由于ρ(Na)>ρ(煤油)，钠沉在煤油下面，将钠与氧气和水隔绝。
②钠的用途：
钠钾合金（室温下呈液态），用作原子反应堆的导热剂。制备Na
2
O
2
。
作为强还原剂制备某些稀有金属。
⑸氧化钠与过氧化钠的性质比较
名称氧化钠过氧化钠
化学式
Na
2
ONa
2
O
2
颜色状态
白色固体淡黄色固体
与H
2
O反应
Na
2
O+H
2
O==2NaOH2Na
2
O
2
+2H
2
O==4NaOH+O
2
↑
与CO
2
反应
Na
2
O+CO
2
==Na
2
CO
3
2Na
2
O
2
+2CO
2
==2Na
2
CO
3
+O
2
生成条件
在常温时，钠与O
2
反应
燃烧或加热时，钠与O
2
反应
用途
——
呼吸面罩、潜水艇的供氧剂，漂白剂
⑹钠盐
名称碳酸钠碳酸氢钠硫酸钠
俗名
纯碱或苏打小苏打
晶体
Na
2
SO
4
·10H
2
O
俗名芒硝
主
要
性
质
色态
白色粉末白色晶体
水溶性
易溶，溶液呈碱性使酚酞
变红
易溶（但比Na
2
CO
3
溶解度小），溶
液呈碱性（酚酞变浅红）
稳定性
稳定受热易分解
2NaHCO
3
Na
2
CO
3
＋CO
2
↑＋
H
2
O
与酸反应2H＋＋CO
3
2—==H
2
O＋
CO
2
↑
H＋＋HCO
3
—==H
2
O＋CO
2
↑
相同条件下放出CO
2
的速度NaHCO
3
比
Na
2
CO
3
快
与Ca(OH)
2
反
应
Ca2＋＋CO
3
2—==CaCO
3
↓
反应实质：CO
3
2—与金属阳离子
的复分解反应
Ca2＋＋HCO
3
—＋OH—==CaCO
3
↓＋
H
2
O
与OH—反应不反应HCO
3
—＋OH—==CO
3
2—＋H
2
O
与CaCl
2
反应Ca2＋＋CO
3
2—==CaCO
3
↓
不反应
与H
2
O和CO
2
的反应
CO
3
2—＋H
2
O＋CO
2
HCO
3
—
不反应
主要用途
玻璃、造纸、制皂、洗涤发酵、医药、灭火器
转化关系
⑺碱金属元素（A）
①位置：第ⅠA族。
②化学性质：
单质的化学性质相似，都具有强还原性，能跟卤素、氧气、硫等多数非金属直接化合。由到
，单质的还原性逐渐增强。单质能跟水反应，生成相应的碱和氢气。
③焰色反应：是指金属或其化合物在灼烧时使火焰显现出特殊的颜色；属物理变化。
3.铝及其重要化合物的性质
⑴位置和原子结构示意图：
第3周期第ⅢA族。
⑵物理性质：
密度小熔点较低，硬度较小，银白色金属；
⑶化学性质
①跟O
2
及其它非金属反应
常温下，在空气中都因生成氧化膜，具有抗腐蚀能力。
4Al+3O
2
2Al
2
O
3
2Al+3SAl
2
S
3
②跟水反应
2Al+6H
2
O2Al(OH)
3
+3H
2
↑(一般不反应，只有氧化膜被破坏后反应)
③跟非氧化性酸的反应
2Al+6H+==2Al3++3H
2
↑(常温下，在浓H
2
SO
4
、浓HNO
3
中钝化)
④跟碱反应
2Al+2NaOH+2H
2
O==2NaAlO
2
+3H
2
↑
⑤与某些金属氧化物反应——铝热反应
⑷铝的化合物
化学式
Al
2
O
3
Al(OH)
3
属类两性氧化物两性氢氧化物
颜色状态白色固体，天然产称为刚玉（红宝石、
蓝宝石）
白色胶状沉淀
溶解性不溶于水难溶
热稳定性稳定加热分解为氧化物化和水
与酸反应
Al
2
O
3
+6H+==2Al3++3H
2
OAl(OH)
3
+3H+==Al3++3H
2
O
与碱反应
Al
2
O
3
+2NaOH==2NaAlO
2
+H
2
OAl(OH)
3
+NaOH==NaAlO
2
+2H
2
O
其他性质强还原性，用于冶炼难熔金属
————
制备方法
2Al(OH)
3
Al
2
O
3
+3H
2
O
Al3++3NH
3
·H
2
O==Al(OH)
3
↓+3NH
4
+
2AlO
2
—+CO
2
+3H
2
O==2Al(OH)
3
↓
+CO
3
2—
Al3++2AlO
2
—+3H
2
O==2Al(OH)
3
↓
的性质（B）
⑴周期表中的位置
位于第4周期第Ⅷ族，是过渡元素的代表。它是一种变价元素，通常显示＋2价、＋3价，其化
合物和其水溶液往往带有颜色。
⑵Fe与O
2
反应，随着外界条件和两者量的相对多少不同，生成的产物不同。
3Fe+2O
2
(纯)Fe
3
O
4
（黑色、有磁性）
2Fe(过量)+O
2
2FeO（黑色，该反应在炼钢过程中发生）
4Fe+3O
2
2Fe
2
O
3
（红棕色）
生成Fe
3
O
4
的反应还有：3Fe+4H
2
O(g)Fe
3
O
4
+4H
2
⑶铁锈的成分及形成
钢铁发生电化腐蚀时，Fe参与电极反应的产物为Fe2+，后与OH—反应生成Fe(OH)
2
；因其不稳定，
又转变成Fe(OH)
3
失去部分水变成Fe
2
O
3
·nH
2
O。（在常温下，铁和水不反应。但在水和空气里的氧气、
二氧化碳的共同作用下，铁很容易生锈而被腐蚀。）
⑷铁与酸的反应：
铁与盐酸、稀硫酸的反应：Fe+2H+==Fe2++H
2
O（反应后溶液呈浅绿色）
铁与过量稀硝酸的反应：Fe+4H++NO
3
-==Fe3++NO↑+5H
2
O（反应后溶液呈棕黄色）
Fe＋4HNO
3
(稀)＝Fe(NO
3
)
3
＋NO↑＋2H
2
O
铁粉过量：3Fe＋8HNO
3
(稀)＝3Fe(NO
3
)
2
＋2NO↑＋4H
2
O
铁与浓硫酸的反应：常温下，Fe在浓硫酸中被钝化，即由于浓硫酸的强氧化性，使Fe的表面生
成一层致密的氧化物薄膜，阻止了内部的金属继续跟浓硫酸反应。
⑸铁的氧化物
氧化物FeO（碱性氧化物）Fe
2
O
3
（碱性氧化物）
Fe
3
O
4
颜色状态黑色粉末红棕色粉末黑色晶体
溶解性不溶于水
磁性无无有
与非氧化性
酸反应
FeO＋2HCl==FeCl
2
＋
H
2
O
Fe
2
O
3
＋6HCl==
2FeCl
3
＋3H
2
O
Fe
3
O
4
＋8HCl==2FeCl
3
＋FeCl
2
＋4H
2
O
与强氧化性
酸反应
FeO＋4HNO
3
（浓）==
Fe(NO
3
)
3
＋NO
2
↑＋2H
2
O
Fe
2
O
3
＋6HNO
3
==
2Fe(NO
3
)
3
＋3H
2
O
Fe
3
O
4
＋10HNO
3
（浓）
3Fe(NO
3
)
3
＋NO
2
↑
＋5H
2
O
弱氧化性与CO、Si、C作用与CO、Al反应与CO、Al反应
稳定性不稳定，可被氧化稳定稳定
生成
2Fe(OH)
3
Fe
2
O
3
＋3H
2
O
⑹铁的氢氧化物（C）
氢氧化物Fe(OH)
3
（弱碱）Fe(OH)
2
（弱碱）
颜色状态红褐色沉淀白色沉淀
溶解性难溶难溶
稳定性2Fe(OH)
3
Fe
2
O
3
＋3H
2
O极不稳定，在空气中易转化为Fe(OH)
3
（现象）
与酸反应Fe(OH)
3
＋3HCl==2FeCl
3
＋3H
2
OFe(OH)
2
＋2HCl==FeCl
2
＋2H
2
O
其他性质有氧化性（较稳定）有还原性(不稳定)
制备方法
②Fe2+和Fe3+鉴别
Fe2+Fe3+
水溶液颜色浅绿棕黄
加入NaOH
Fe2++2OH-==Fe(OH)
2
↓（白色）
4Fe(OH)
2
+O
2
+2H
2
O==4Fe(OH)
3
↓
白→灰绿→红褐色
Fe3++3OH-==Fe(OH)
3
↓
（红褐色）
加入KSCN
Fe2++2SCN-Fe(SCN)
2
无色
Fe3++SCN-[Fe(SCN)]2+
血红色
通入Cl
2
2Fe2++Cl
2
=2Fe3++2Cl—
7.硅
①硅在地壳中只有化合态，没有游离态。其含量在地壳中居第二，仅次于氧，是构成矿物
和岩石的主要成分。
②晶体硅是灰黑色，有金属光泽，硬而脆的固体，是半导体，具有较高的硬度和熔点。
③硅的化学性质不活泼，
常温下，只能与氟气、氢氟酸及强碱溶液反应:
Si+2F
2
＝SiF
4
、Si+4HF＝SiF
4
+2H
2
↑、Si+2NaOH+H
2
O＝Na
2
SiO
3
+2H
2
↑；
在加热条件下，能与氧气、氯气等少数非金属单质化合：Si＋O
2
SiO
2
。
④制备：在电炉里用碳还原二氧化硅先制得粗硅：SiO
2
＋2CSi＋2CO↑，将制得的粗硅，再
与C1
2
反应后，蒸馏出SiCl
4
，然后用H
2
还原SiCl
4
可得到纯硅。有关的反应为：Si十2C1
2
SiCl
4
、
SiCl
4
+2H
2
Si+4HCl。
硅的用途①作半导体材料晶体管、集成电路、硅整流器和太阳能电池等；②制合金：含硅4%的钢具有
良好的导磁性——变压器铁芯；含硅15%左右的钢具有良好的耐酸性——耐酸设备等。
2
点燃
高温
570℃～1400℃
高温
通SO
2
△
通SO
2
通Cl
2△
通Cl
2
①SiO
2
为原子晶体，是一种坚硬难熔的固体，硬度、熔点都很高。而CO
2
通常状况下是气体，固
体熔点很低。其差别在于晶体类型不同。CO
2
是分子晶体，故熔点很低。
②二氧化硅的化学性质很稳定，不能跟酸(氢氟酸除外)发生反应。由于它是一种酸性氧化物，所
以能跟碱性氧化物或强碱反应。
SiO
2
+CaOCaSiO
3
、SiO
2
+2NaOH＝Na
2
SiO
3
+H
2
O(碱溶液不能在使用磨口玻璃塞的试剂瓶中)
③二氧化硅是一种特殊的酸性氧化物。
a．酸性氧化物大都能直接跟水化合生成酸，但二氧化硅却不能直接跟水化合，它的对应水化物(硅
酸)只能用相应的可溶性硅酸盐跟盐酸作用制得：首先让SiO
2
和NaOH（或Na
2
CO
3
）在熔化条件下反
应生成相应的硅酸钠：SiO
2
＋2NaOHNa
2
SiO
3
＋H
2
O，SiO
2
＋Na
2
CO
3
Na
2
SiO
3
＋CO
2
，然后用
酸与硅酸钠作用制得硅酸：Na
2
SiO
3
+2HCl===H
2
SiO
3
+2NaCl。
b．酸性氧化物一般不跟酸作用，但二氧化硅却能跟氢氟酸起反应：SiO
2
+4HF＝SiF
4
+2H
2
O(氢氟
酸不能盛放在玻璃容器中)。
用途：①水晶可用于电子工业的部件、光学仪器、工艺品②SiO
2
是制光导纤维的重要原料
③较纯的石英用于制造石英玻璃④石英砂用于制玻璃的原料及建筑材料
9.硅酸和硅酸盐
〖1〗硅酸
①性质：不溶于水，酸性比碳酸弱。
②制备：NaSiO
3
+CO
2
+H
2
O==Na
2
CO
3
+H
2
SiO
3
(说明碳酸酸性比硅酸酸性要强)
〖2〗硅酸钠NaSiO
3
俗名泡花碱，水溶液俗名水玻璃。
〖3〗硅酸盐及其工业
①性质特征：性质稳定，熔点较高，大都难溶于水。
②主要原料：黏土（Al
2
O
3
·2SiO
2
·2H
2
O）、石英（SiO
2
）和长石（钾长石（KalSi
3
O
8
）K
2
O·Al
2
O
3
·6SiO
2
或钠长石Na
2
O·Al
2
O
3
·6SiO
2
、高岭土[Al
2
Si
2
O
5
(OH)
4
]Al
2
O
3
·2SiO
2
·2H
2
O）。
③主要制品：玻璃、水泥、陶瓷、砖瓦、水玻璃（Na
2
SiO
3
的水溶液）等。
2.活泼的黄绿色气体——氯气
⑵氯气的物理性质
黄绿色、有刺激性气味的气体，密度比空气大，能溶于水，有毒。
（闻气体方法：用手轻轻在瓶口扇动，使极少量的氯气飘进鼻孔。）
⑶氯气的化学性质
氧气、氢气等都是非金属单质，由此推测：非金属一般都能跟金属反应生成盐，非金属单质间也
能发生化学反应。
①氯气与金属的反应
2Fe+3Cl22FeCl3（Fe丝在氯气中燃烧，产生棕黄色烟）
Cu+Cl2CuCl2（Cu丝在氯气中燃烧，产生棕色烟，溶于水后，溶液呈蓝绿色）
2Na+Cl22NaCl（产生大量白烟）
②氯气与非金属的反应
H2+Cl22HCl（H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾）
2P+3Cl22PCl3（在空气中形成白雾）；2P+5Cl22PCl5（在空气中形成白烟）
③氯气与水的反应
Cl2+H2O==HCl+HClO（次氯酸）
氯气溶于水，在该溶液中：
①滴加酚酞溶液呈红色，说明生成了酸（H+）；
②加入镁条，可观察到镁条表面有少量气泡产生，说明产生了酸（H+）；
③放入红纸条，红色褪去，说明产生了一种具有漂白性的物质（HClO）。
④滴加AgNO3溶液，产生白色沉淀，说明溶液中产生了Cl-。
次氯酸不稳定，见光易分解：2HClO2HCl+O2↑
④氯气与碱的反应
工业上制漂粉精：Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O
工业上制漂白粉：2Cl2+2Ca(OH)2==CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
（漂白粉的主要成分为：CaCl2、Ca(ClO)2，其有效成分为：Ca(ClO)2）
次氯酸盐跟稀酸或空气里的二氧化碳和水反应，生成次氯酸，起到漂白和消毒的作用。
NaClO+HCl==NaCl+HClO或NaClO+CO2+H2O==NaHCO3+HClO
Ca(ClO)2+2HCl==CaCl2+2HClO或Ca(ClO)2+CO2+H2O==CaCO3↓+2HClO
4.二氧化硫与硫酸
〖1〗二氧化硫
⑴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(1：40)，是大气
的主要污染物，来源于含硫燃料(如煤)的燃烧。
⑵化学性质
①酸性氧化物通性：
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
SO2+H2O=H2SO3(可逆反应，H2SO3为中强酸)
SO2+CaO=CaSO3(煤中加生石灰防大气污染)
SO2+CaSO3+H2O=Ca(HSO3)2
②氧化性：SO2+2H2S=3S↓+2H2O
③还原性：2SO2+O2=2SO3(工业制H2SO4)
SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX(X2包括Cl2、Br2、I2)2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO4
2-+4H+
SO2使KMnO4(H+)、Br2水，褪色也是SO2还原性表现，不是漂白性。
④SO2的漂白性→SO2与某些有色物质(如品红)结合生成不稳定的无色化合物。加热又恢复原来的颜色。
⑶SO2也有漂白性，注意与氯水的漂白性的区别
SO2氯水（Cl2通入水溶液中）
漂白原因
SO2能与某些有色物结合成不稳定无
色物
Cl2与H2O反应生成HClO具有强氧化
性，将有色物氧化成无色物
漂白效果不稳定，加热能复原稳定
漂白范围某些有机色质绝大多数有机色质
与有机色质
作用实例
品红褪色红色
紫色石蕊红色
品红褪色不显红色
紫色石蕊先变红随即褪色
混合作用SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl漂白作用大大减弱
〖2〗硫酸
⑴硫酸的物理性质：
纯硫酸是无色油状液体，难挥发，易吸水，能与水任意比互溶，溶于水放出大量热。
⑵硫酸的化学性质：
①稀硫酸具有酸的通性。①能与活泼金属反应生成盐和氢气；
②能与金属氧化物反应生成盐和水；
③能和碱反应生成盐和水；
④能使酸碱指示剂变色；
⑤能和某些盐反应。
②浓硫酸的特性：①吸水性：将物质中含有的水分子夺去。
如：使蓝色的胆矾晶体变为白色固体。
②脱水性：将别的物质中的H、O按原子个数比2:1脱出生成水。
如：
③强氧化性：a)活泼性在H以后的金属反应：（条件：Δ）
Cu+2H2SO4(浓）==CuSO4+SO2↑+2H2O
b)与非金属反应：（条件：Δ）
C+2H2SO4(浓）==CO2↑+2SO2↑+2H2O
c)冷的浓H2SO4使Fe、Cr、Al等金属表面生成
一层致密的氧化物薄膜而发生“钝化”；
d)与其他还原性物质反应：
2HBr+H2SO4(浓）==Br2+SO2↑+2H2O
H2S+H2SO4(浓）==S+SO2↑+2H2O
“黑面包实验”中，硫酸体现出的性质：脱水性（使蔗糖炭化）、强氧化性（有刺激性气味气体产生）。
5.二氧化氮和一氧化氮
放电化合：N2+O22NO（无色，有毒，与血红蛋白结合）
NO易被氧化：2NO+O2==2NO2（红棕色，有毒，刺激呼吸器官）
NO2易溶于水：3NO2+H2O==2HNO3+NO（NO2不是HNO3的酸酐）
NO、NO2是大气污染物，NO2能造成光化学烟雾。
6.硝酸、氨
〖1〗硝酸
⑴物理性质：无色、易挥发、有刺激性气味的液体。
⑵化学性质——特性
①不稳定性——保存硝酸装在棕色瓶，放在冷暗处。
4HNO3
或光照
2H2O+4NO2+O2
②强氧化性
与金属（除Au、Pt）反应：
Cu+4HNO3（浓）==Cu(NO3)2+2NO2+2H2O
3Cu+8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2+2NO+4H2O
常温下，浓硝酸、浓硫酸可使铁、铝表面形成致密的氧化膜而钝化，保护内部的金属不再跟硝酸反应，
所以可以用铝质或铁质容器盛浓硝酸。
与非金属反应——非金属主要生成高价的含氧酸
4HNO3+C2H2O+4NO2+CO2
6HNO3+SH2SO4+6NO2+2H2O
〖2〗氨
⑴物理性质：无色、有刺激性气味气体；易液化，液氨作致冷剂；极易溶于水（1:700）。
⑵化学性质：
①与水的反应：
NH3+H2ONH3·H2ONH4
++OH-（一水合氨的水溶液即氨水，显弱碱性）
NH3·H2ONH3+H2O（一水合氨不稳定）
②与酸的反应：
NH3+HCl==NH4Cl；2NH3+H2SO4==(NH4)2SO4
③与O2的反应——氨的催化氧化（接触氧化）
4NH3+5O24NO+6H2O
〖3〗铵态氮肥——铵盐
⑴物理性质：铵盐都是晶体，都易溶于水。
⑵化学性质：
①受热分解：
NH4ClNH3+HCl；
NH4HCO3NH3+H2O+CO2
②与碱的反应：制NH3和检验NH4
+
(NH4)2SO4+2NaOHNa2SO4+2NH3+2H2O
NH4NO3+NaOHNaNO3+NH3+H2O
2NH4Cl+Ca(OH)2NH3↑+CaCl2+2H2O（实验室制取氨气的反应原理）
③NH4
+的检验方法：加浓碱液，加热，放出可使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体。
NH4
++OH-NH3↑+H2O
2和NO2对大气的污染
酸雨及其防治：
⑴成因：含硫化石燃料的燃烧以及化工厂排放出的尾气中含有二氧化硫，在氧气和水蒸气的共同作用
下，形成酸雾，随雨水降落就成为酸雨。
⑵危害：使湖泊的水质变酸，导致水生生物死亡；酸雨浸渍土壤、会使土壤变得贫瘠；长期的酸雨侵
蚀会造成森林大面积死亡；酸雨危害人体健康。
⑶防止方法：①从实际情况出发，对酸性物质的排放加以控制；②改变能源结构，开发利用新能源，
从根本上解决问题。
常见易溶于水易电离的物质：
三大强酸:(H2SO4、HCl、HNO3)，四大强碱（NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2，可溶性盐，这些物
质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。·
口诀：溶碱一共有四种，钾钠钡氨在其中，钙碱微溶要注重。钾钠硝酸铵盐溶，其余碳酸盐不溶，硫
酸盐除银钡钙，盐酸盐除银不溶。
解释:NaOH、KOH、Ba（OH）2、NH3·H2OCa（OH）2微溶，其他碱大多数不溶。（注：NH3·H2O难电离，
所以保留化学式。）
钾盐，钠盐，硝酸盐，铵盐全溶，碳酸盐只有K2CO3、Na2CO3、(NH4)2CO3溶，其他碳酸盐不溶。硫酸
盐只有Ag2SO4、BaSO4、CaSO4不溶。盐酸盐除AgCl不溶