搶分法寶回歸教材用心看（二）必讀教材基礎知識目錄《第五章化工生產中的重要非金屬元素》回看索引《第五章化工生產中的重要非金屬元素》重點知識總結《第六章化學反應與能量》回看索引《第六章化學反應與能量》重點知識總結《第七章有機化合物》回看索引《第七章有機化合物》重點知識總結《第八章化學與可持續發展》回看索引《第八章化學與可持續發展》重點知識總結《必修第二冊》回看測試《第五章化工生產中的重要非金屬元素》回看索引P2：硫有多種同素異形體。游離態的硫存在于火山噴口附近或地殼的巖層里。硫俗稱硫黃，是一種黃色晶體，硫難溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。試管內壁的硫可以用熱堿洗滌（3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O）。P2：1體積的水可以溶解約40體積的二氧化硫P3：【實驗5-1】SO2溶于水時可與水反應生成亞硫酸可逆反應P3：SO3溶于水時發生劇烈反應生成硫酸P3：SO2+2H2S=3S+2H2OP3：【實驗5-2】二氧化硫的漂白性SO2能使品紅褪色，加熱又恢復原來的顏色，這是由于它能與某些（遇紫色石蕊溶液只變紅）有些物質化合生成不穩定的無色物質，該不穩定的無色物質會慢慢分解，受熱則很快分解恢復原來的顏色。SO2的漂白是化合作用，屬于暫時性漂白，Na2O2、HClO的漂白為強氧化性，為永久性漂白，不能恢復原來的顏色。SO2還能殺菌消毒，SO2和某些含硫化合物的漂白作用也被一些不法廠商非法用來加工食品，以使食物增白，食用這類食品對人體的肝、腎等有嚴重的損害，并有致癌作用。空氣中SO2的主要來源是大量燃燒煤、石油等化石燃料，其次是來自火山爆發和金屬冶煉廠、硫酸廠等的工業廢氣。P4：資料卡片——食品中的二氧化硫二氧化硫可用于殺菌消毒，還是一種食品添加劑P4：圖5-4工業制硫酸的原理示意圖P4：圖5-5濃硫酸與蔗糖反應濃硫酸具有吸水性、脫水性、強氧化性三大特性。吸水性常用作干燥劑，不能干燥NH3[不是因為強氧化性。2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4]和還原性氣體如H2S、HBr、HI。但可以干燥SO2。脫水性屬于化學變化。P101圖4－31黑面包實驗的具體操作為在燒杯中放入適量蔗糖，用少量水調成糊狀，注入濃硫酸，用玻棒攪拌。蔗糖變黑，體積膨脹，放出大量熱，放出有刺激性氣味的氣體。黑面包實驗體現了濃硫酸的脫水性和氧化性。有關反應為：C12H22O11=12C+11H2O；2H2SO4(濃)+CCO2↑+2H2O+2SO2↑。右圖是C與濃H2SO4反應產物的鑒別。裝置A中觀察到的現象是白色粉末逐漸變藍，裝置B的作用是檢驗SO2，C的作用是除SO2，D的作用是檢驗SO2是否除盡，裝置E中的試劑為澄清石灰水，用于檢驗CO2。強氧化性：在溫下，濃硫酸能使鐵、鋁鈍化。加熱時濃硫酸能與大多數金屬反應，但不生成氫氣。P5：【實驗5-3】加熱條件下，銅與濃硫酸反應銅在加熱時與濃硫酸反應，其化學方程式為Cu+2H2SO4(濃)CuSO4+SO2↑+2H2O。若銅過量，硫酸不能反應完，與MnO2與濃鹽酸類似。與硫化氫、溴化氫、FeS等還原劑反應：H2S+H2SO4(濃)=S+SO2↑+2H2O、2HBr+H2SO4(濃)Br2+SO2↑+2H2O，2FeS+6H2SO4(濃)=Fe2(SO4)3+2S↓+3SO2↑+6H2O。圖5-6終止反應的操作是：向上拉銅絲。加熱生成的氣體通入品紅溶液褪色。通入石蕊溶液生成H2SO3也只變紅不褪色。硫酸工業所涉及的反應：4FeS2+11O2Fe3O4+8SO2、2SO2+O22SO3、SO3+H2O=H2SO4。P6：資料卡片——硫酸鹽：硫酸鈣、硫酸鋇、硫酸銅P6：【實驗5-4】硫酸根離子的檢驗P6：思考與討論——粗鹽中除去可溶性硫酸鹽及MgCl2、CaCl2等雜質的方法除去粗鹽中的Ca2+、Mg2+、SO42-等雜質，先加入過量的BaCl2，至沉淀不再產生后，再加入過量的Na2CO3、NaOH，充分反應后將沉淀一并濾去，經檢測發現濾液中仍含有一定量的SO42-，其原因是BaSO4和BaCO3的Ksp差不大，當溶液中存在大量的CO32-時，BaSO4就會部分轉化為BaCO3。其中Na2CO3的作用是：除Ca2+和過量的Ba2+。所以試劑加入順序Na2CO3在之BaCl2后。P7：資料卡片——自然界中硫的存在和轉化P11：氮的固定、自然固氮氮的固定是指將游離態的氮轉變為氮的化合物叫做氮的固定。P12：人工固氮P12：圖5-9自然界中氮的循環P12：科學史話——合成氨P13：【實驗5-5】NO2溶于水NO2溶于水生成HNO3（3NO2+H2O==2HNO3+NO）。工業上制取HNO3的原理。以3NO2+H2O=2HNO3+NO和2NO+O2==2NO2兩個反應為基礎作變形處理。當V(NO2):V(O2)=4:1時，NO2可完全轉化為硝酸：4NO2+O2+2H2O=4HNO3當V(NO):V(O2)=4:3時，NO可完全轉化為硝酸：4NO+3O2+2H2O=4HNO3P13：氨易液化，液化時吸收大量的熱，氨常用作致冷劑。P13：【實驗5-6】氨溶于水的噴泉實驗利用氨氣極易溶于水可以做噴泉實驗，圖5－11氨溶于水的噴泉實驗，引發噴泉實驗的操作是打開止水夾，擠壓膠頭滴管。CO2與較濃的NaOH溶液，HCl和H2O都可以做噴泉實驗。P14：1體積水大約可溶解700體積氨。氨氣極易溶于水是因為：氨分子是極性分子（相似相溶）、與水分子形成氫鍵、與水反應生成NH3?H2O。一水合氨是弱電解質，氨水是混合物，NH3·H2O中有一小部分電離形成NH4+和OH-。P14：圖5-12氨與氯化氫的反應氨水的密度隨著濃度的增大而減小，蘸有濃氨水的玻棒和蘸有濃鹽酸的玻棒靠近，產生大量的白煙（NH3+HCl=NH4Cl）。P14：氨的催化氧化生成NO：4NH3+5O24NO+6H2O(催化劑：Pt或Fe)，氨在純氧中燃燒生成N2：NH3+3O22N2+6H2O，可以用濃氨水檢驗氯氣管道是否漏氣8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl。P14：【實驗5-7】銨鹽溶液與堿溶液反應：NH4+的檢驗P15：實驗室制取氨氣裝置中發生的化學反應方程式為:2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O（該反應不能改為離子方程式）、干燥氨氣通常用堿石灰（NaOH和CaO），不能用濃硫酸或無水CaCl2代替。收集NH3只能用向下排空氣法。實驗也可以用加熱濃氨水或在氨水中加入CaO或NaOH固體的方法來快速制備氨氣（用平衡移動原理分析）。檢驗NH3是否收集滿的方法是：收集時在容器口要塞一團棉花，若出現下列現象之一，說明NH3已經收集滿，注意仔細觀察：試管底略高于試管口，棉花團的作用，收集氣體的方法，導管口的位置，潤濕的紅色石蕊試紙的位置。P15：硝酸是無色、易揮發、有刺激性氣味的液體。濃硝酸見光或受熱會分解產生NO2。P15：【實驗5-8】濃、稀硝酸與銅反應圖5-14終止反應的操作是：向上拉銅絲。硝酸具有強氧化性，濃硝酸的氧化性比稀硝酸強（氧化性還原性強弱是得失電子的能力而不是多少），濃硝酸和稀硝酸的分別被還原為NO2和NO，活潑金屬與硝酸反應，硝酸的還原產物很復雜。如Mg稀HNO3:4Mg+10HNO3=4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O,金屬越活潑，HNO3越稀，還原產生的價態越低。濃硝酸的濃度一般為69%，濃硫酸為98%，濃鹽酸為37%，濃硝酸不穩定，受熱易分解（4HNO34NO2↑＋2H2O+O2↑），保存在密封、陰涼、玻璃塞、棕色瓶中。銅和稀硝酸反應停止后，再加入稀H2SO4，銅繼續溶解：3Cu+8H++NO3-(稀)=3Cu2++2NO↑+4H2O；過量的鐵和稀硝酸反應：3Fe+8H++NO3-(稀)=3Fe2++2NO↑+4H2O；Fe(OH)2溶于稀硝酸：3Fe(OH)2+4H++NO3-=3Fe3++NO↑+2H2O；H+、NO3-、SO32-不能大量共存：2H++2NO3-+3SO32-=3SO42-+2NO↑+H2O；H+、NO3-、Fe2+不能大量共存：4H++NO3-+3Fe2+=2H2O+NO↑+3Fe3+。P15：資料卡片——王水王水是濃硝酸和濃鹽酸的混合物（體積比為1：3），能溶解硝酸不能溶解的金屬如：鉑和金。P15：常溫下可以用鐵或鋁制容器來盛裝濃硝酸或濃硫酸及其原因P16：思考與討論——工業上制硝酸的反應原理P16：圖5-15酸雨的形成示意圖二氧化硫、氮氧化物以及它們在大氣中發生反應后的生成物溶于雨水會形成酸雨。正常雨水由于溶解了CO2，其pH約為5.6，而酸雨的pH小于5.6P18：T6P19：傳統的無機非金屬材料多為硅酸鹽材料：陶瓷、玻璃、水泥P19：資料卡片——硅酸鹽的結構P20：陶瓷、玻璃的原料及制備過程普通玻璃是以純堿、石灰石和石英為原料，在玻璃窯中熔化制得的。P21：水泥的原料及制備過程水泥是以黏土和石灰石為主要原料，在水泥回轉窯中煅燒，再加入適量的石膏研成細粉。普通玻璃和水泥的共同原料是石灰石。P21：新型無機非金屬材料：硅、二氧化硅、新型陶瓷、碳納米材料（富勒烯、碳納米管、石墨烯）P21：硅在自然界主要以硅酸鹽（如地殼中的大多數礦物）和氧化物（如水晶、瑪瑙）的形式存在，硅是一種親氧元素，在自然界中它總是與氧相互化合的，在自然界中主要以熔點很高的氧化物SiO2及硅酸鹽的形式存在。結晶的SiO2是石英，其中無色透明的是水晶，具有彩色環帶或層狀的稱為瑪瑙。沙子中含有小粒的石英晶體。純凈的SiO2是現代光學及光纖制品的基本原料。可以用HF刻蝕玻璃，是因為SiO2可與HF酸反應（SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O），但SiO2不是兩性氧化物。SiO2為酸性氧化物，但不溶于水生成硅酸。盛堿溶液的試劑瓶一般用橡膠塞，因為SiO2易與強堿溶液反應，生成硅酸鈉使試劑瓶受腐蝕。SiO2為共價晶體，不存在單個的SiO2分子，1mol的SiO2中含有4mol的Si-O鍵。P22：資料卡片——高純硅的制備粗硅的制取生成的CO，由硅的氧化物制取硅主要的三個化學反應。理解“從沙灘到用戶”。P22：硅的用途：芯片、硅太陽能電池——圖5-25硅是人類將太陽能轉化為電能的常用材料金剛石，晶體硅，碳化硅熔點由低到高的順序為晶體硅<碳化硅<金剛石。導電性介于導體和絕緣體之間，是良好的半導體材料。在常溫下可與氟氣、氫氟酸（Si+4HF=SiF4↑+2H2↑）和強堿發生反應（Si+2OH-+H2O=SiO32-+2H2↑）。P22：二氧化硅的用途：光導纖維——圖5-26P23：科學·技術·社會——新型陶瓷碳化硅（俗稱金剛砂），屬于共價晶體。P23：碳納米材料：富勒烯、碳納米管、石墨烯P25：T3、T4P27：T4、T5P28：T6、T7、T9、T10P29：實驗活動4用化學沉淀法去除粗鹽中的雜質離子P30：實驗活動5不同價態含硫物質的轉化《第五章化工生產中的重要非金屬元素》重點知識總結一、硫單質的性質及應用1.硫元素的存在形態（1）游離態：在火山口附近或地殼的巖層例存在；（2）化合態：以硫化物和硫酸鹽的形式存在，eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(硫化物：硫鐵礦FeS2、黃銅礦CuFeS2,硫酸鹽：芒硝Na2SO4·10H2O、石膏CaSO4·2H2O、明礬KAl(SO4)2·12H2O,其它：蛋白質、化石燃料))。2.硫元素的原子結構和性質硫元素位置原子結構示意圖非金屬性主要化合價第三周期、第ⅥA族比氯、氧弱－2、＋4、＋63.硫單質的物理性質硫單質俗稱硫黃，是一種淡黃色固體；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2；有多種同素異形體，如單斜硫、斜方硫等。注：常用CS2將硫單質與其他物質分離，也可用CS2洗去試管內壁上的硫單質。4.從化合價的角度認識硫單質的化學性質H2eq\o(S,\s\up6(－2))eq\o(,\s\up7(氧化性))eq\x(\o(S,\s\up6(0)))eq\o(→,\s\up7(還原性))eq\o(S,\s\up6(＋4))O2（1）S的氧化性S與Fe、Cu、Hg、H2反應的化學方程式依次為①Fe＋SFeS（黑色難溶于水的物質，可溶于鹽酸、稀硫酸）②2Cu＋SCu2S（黑色難溶于水的物質，不溶于鹽酸、稀硫酸）③S＋Hg=HgS(此反應適用于除去室內灑落的Hg)④H2＋SH2S（臭雞蛋氣味的氣體）。（2）S的還原性①S與O2反應的化學方程式為S＋O2eq\o(=,\s\up7(點燃))SO2，在空氣中燃燒火焰為淡藍色。②與強氧化劑反應(如濃硫酸)的化學方程式為:S＋2H2SO4(濃)3SO2↑＋2H2O。（3）既體現S的氧化性又體現S的還原性：S與NaOH溶液反應的化學方程式為:3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O該反應中硫既是氧化劑，又是還原劑，此反應可用于除去試管內黏附的S。二、硫的氧化物(SO2、SO3)的性質及應用5.二氧化硫(SO2)（1）物理性質二氧化硫是無色、有刺激性氣味的有毒氣體，密度比空氣的大，是大氣污染物之一；易溶于水，通常狀況下，1體積水溶解約40體積SO2。（2）化學性質按要求完成下列方程式：①酸性氧化物的通性：a.與水反應：SO2+H2OH2SO3（可逆反應）；H2SO3是中強酸，水溶液能使紫色石蕊試液變紅色。b.與NaOH(足量)反應：2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O，應用：用NaOH溶液吸收SO2尾氣；與澄清石灰水反應：SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O，與CO2性質相似。c.與堿性氧化物(CaO)反應反應：CaO＋SO2===CaSO3。d.與鹽(NaHCO3)溶液反應：NaHCO3＋SO2===NaHSO3＋CO2；Na2SO3溶液中通入SO2氣體：Na2SO3+SO2+H2O=2NaHSO3。【名師解讀】可逆反應是指在相同條件下既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應，用“”連接。可逆反應具有三性：雙向性、同時性、共存性（反應物不能完全轉化為生成物，反應物和生成物共存)。②氧化性(如與H2S溶液反應)：SO2＋2H2S=3S↓＋2H2O③還原性：a.與O2反應：2SO2＋O22SO3（可逆反應）；b.與氯水反應：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4(還可使溴水、碘水褪色)c.能使酸性高錳鉀溶液褪色：5SO2＋2H2O+2MnO4-===2Mn2++5SO42-+4H+(離子方程式)d.與三價鐵鹽（Fe3+）反應：2Fe3+＋SO2＋2H2O===2Fe2+＋SO42-+4H+④SO2的特性——漂白性：可使品紅溶液等有機色質褪色，生成不穩定的化合物，是一個可逆過程，受熱恢復原色。（4）SO2的用途①漂白紙漿、毛、絲等。②用于殺菌消毒，還是一種食品添加劑。6.三氧化硫(SO3)SO3在標準狀況下為無色、針狀晶體，為酸性氧化物，能與水反應：SO3＋H2O=H2SO4，放出大量的熱，它跟堿性氧化物或堿都能反應生成硫酸鹽，同時具有強氧化性。7.硫的氧化物的污染與治理（1）來源：含硫化石燃料的燃燒及含硫金屬礦物的冶煉等。（2）危害：危害人體健康，形成酸雨(pH小于5.6)。（3）治理：燃煤脫硫，改進燃燒技術。（4）硫酸型酸雨的形成途徑有兩個：途徑1：空氣中飄塵的催化作用，2SO2＋O22SO3、SO3＋H2O=H2SO4。途徑2：SO2＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O2=2H2SO4。三、硫酸8.硫酸的物理性質（1）純硫酸是一種無色油狀液體，沸點高（沸點約338℃，高沸點酸能用于制備低沸點酸），難揮發；密度比水大，98%的濃硫酸的密度為1.84g/cm3。（2）溶解性：濃硫酸與水以任意比互溶，溶解時可放出大量熱。（3）稀釋方法：將濃硫酸沿器壁慢慢注入水中并不斷攪拌。9.硫酸的化學性質（1）稀硫酸具有酸的通性硫酸是強電解質，硫酸在水里很容易電離出氫離子，在水溶液中的電離方程式為H2SO4=2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)，具有酸的通性，能使石蕊溶液變紅，還能與活潑金屬、堿、堿性氧化物及某些鹽反應。①指示劑變色：石蕊變紅；酚酞不變色。

②與金屬（如Fe、Al）反應：Fe+H2SO4==FeSO4+H2↑；2Al+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2↑

③與堿（如NaOH、Ba(OH)2）反應：2NaOH+H2SO4==Na2SO4+2H2O；Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)=BaSO4↓＋2H2O；④與堿性氧化物（如CuO、MgO）反應：CuO+H2SO4==CuSO4+H2O；MgO＋2H＋=Mg2＋＋H2O；

⑤與某些鹽（如BaCl2、Na2SO3）反應：BaCl2+H2SO4==BaSO4↓+2HCl；SOeq\o\al(2－,3)＋2H＋=H2O＋SO2↑；（2）濃H2SO4的特性①吸水性與脫水性的區別a.濃硫酸吸水是把物質本身中含有的自由H2O分子或結晶水吸收。b.濃硫酸脫水是把本身不含水的有機物中的氫元素和氧元素按原子個數比2∶1的形式脫去，如向蔗糖中加入濃硫酸時，蔗糖逐漸變黑，體積膨脹，變成疏松多孔的海綿狀黑色固體C，C被濃硫酸氧化放出有刺激性氣味的氣體，C12H22O1112C+11H2O，C+2H2SO4(濃)CO2↑+2H2O+2SO2↑，體現了濃硫酸具有脫水性、強氧化性。c.二者的本質區別是物質中有沒有現成的水分子。d.利用濃硫酸的吸水性，常用濃硫酸作干燥劑，濃硫酸可以干燥H2、Cl2、O2、SO2、N2、CO2、CO、CH4等氣體，但是它不能用來干燥堿性氣體（如NH3）和強還原性氣體（如HBr、HI、H2S）。注意：在濃硫酸作用下，結晶水合物失去結晶水屬于濃硫酸的吸水性。②強氧化性：在濃硫酸中主要是以硫酸分子的形式存在，體現的是硫酸分子的性質。在硫酸分子中，存在+6價硫，很容易得電子被還原，所以具有很強的氧化性。濃硫酸能將大多數金屬（如Cu）或非金屬（如C）氧化：

a.Fe、Al的鈍化常溫下，當Fe、Al等金屬遇到濃硫酸時，會與濃硫酸發生反應，表面生成一層致密的氧化物薄膜而出現“鈍化”現象。b.濃硫酸與不活潑金屬或非金屬反應的規律：由于濃硫酸具有強氧化性，故存在與稀硫酸不同的化學性質，能夠與不活潑金屬或非金屬發生反應，反應過程中有如下規律：I、反應要加熱，否則不反應；II、還原產物一般是SO2。一般金屬被氧化為高價態的硫酸鹽，非金屬被氧化為高價態氧化物或含氧酸。III、濃硫酸與金屬反應時，既表現酸性又表現強氧化性，而與非金屬反應時，只表現強氧化性。如：Cu+2H2SO4(濃)CuSO4+2H2O+SO2↑2Ag+2H2SO4(濃)Ag2SO4+SO2↑+2H2OC+2H2SO4(濃)CO2↑+2H2O+2SO2↑S+2H2SO4(濃)3SO2↑+2H2OIV、隨著反應的進行，濃硫酸濃度變小，一旦變為稀硫酸，反應就停止。c.濃硫酸氧化含低價非金屬元素的化合物H2S+H2SO4(濃)==S↓+SO2↑+2H2O或H2S+3H2SO4(濃)4SO2↑+4H2O2HI+H2SO4(濃)==I2+SO2↑+2H2O2HBr+H2SO4(濃)==Br2+SO2↑+2H2O【特別提醒】①H2SO4是高沸點、難揮發性的強酸，利用這一性質可以制取HCl和HF：H2SO4(濃)＋NaCleq\o(=====,\s\up7(微熱))NaHSO4＋HCl↑，CaF2＋H2SO4===CaSO4＋2HF↑。②由“量變”引起的“質變”：金屬(如Cu、Zn等)與濃H2SO4反應時，要注意H2SO4濃度對反應產物的影響。開始階段產生SO2氣體，隨著反應的進行，H2SO4的濃度變小，最后變為稀H2SO4，Cu與稀H2SO4不反應，Zn與稀H2SO4反應生成H2而不是SO2。10.硫酸的用途（1）重要的化工原料，可用于制化肥、農藥、炸藥、染料，用于精煉石油等，硫酸的產量是衡量一個國家化學工業發展水平的標志。（2）金屬加工前的酸洗，消除金屬表面的氧化物。（3）制取各種揮發性酸、硫酸鹽、作干燥劑等，是實驗室里常用的試劑。11.硫酸的工業制備（1）硫酸工業制備的工藝流程（2）硫酸工業制備中的四個“三”三步驟三原料三反應三設備黃鐵礦煅燒（造氣：二氧化硫的制取和凈化）黃鐵礦（或硫黃）4FeS2＋11O2eq\o(=,\s\up7(高溫))2Fe2O3＋8SO2沸騰爐SO2的催化氧化空氣2SO2＋O22SO3接觸室SO3吸收和硫酸的生成98.3%的濃硫酸(代替水)SO3＋H2O=H2SO4吸收塔【名師提醒】不用水吸收SO3的原因是用水吸收會放出大量的熱，形成酸霧，吸收效果差，同時酸霧易腐蝕設備。四、硫酸鹽12、生產生活中的幾種硫酸鹽硫酸鹽主要成分及性質主要應用硫酸鈣①石膏(CaSO4·2H2O)加熱到150℃變成熟石膏(2CaSO4·H2O)；②熟石膏與水混合后凝固，重新變成石膏。①制作模型和醫療用的石膏繃帶；②調節水泥的硬化速率。?皓礬ZnSO4·7H2O用于制造白色顏料和鋇餐?綠礬FeSO4·7H2O①在醫療上用于生產治貧血的藥劑；②工業上用于生產凈水劑和顏料硫酸銅eq\o(CuSO4,\s\do10(白色))eq\o(→,\s\up7(H2O))CuSO4·eq\o(5H2O,\s\do10(藍色))(膽礬)①檢驗酒精中是否含有少量水；②與石灰乳混合制備波爾多液。③在農業中用作微量元素肥料?芒硝Na2SO4·10H2O①在工業上用于制造玻璃和造紙；②在農業中用作肥料?明礬KAl(SO4)2·12H2O易溶于水，溶液呈酸性，水解生成膠體①在工業上用于水處理凈化劑；②可用于制造顏料和防火材料硫酸鋇自然界中的硫酸鋇以重晶石的形式存在，不溶于水和酸，且不易被X射線透過①生產其他鋇鹽；②用作消化系統X射線檢查的內服藥劑，俗稱“鋇餐”。13、硫酸根離子的檢驗（1）實驗探究：SOeq\o\al(2－,4)的檢驗實驗操作實驗現象先生成白色沉淀，加入稀鹽酸后沉淀不溶解先生成白色沉淀，加入稀鹽酸后沉淀不溶解先生成白色沉淀，加入稀鹽酸后沉淀溶解，且有氣泡產生離子方程式Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,4)BaSO4↓Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,4)BaSO4↓Ba2＋＋COeq\o\al(2－,3)=BaCO3↓；BaCO3＋2H＋=Ba2＋＋H2O＋CO2↑實驗結論SOeq\o\al(2－,4)與Ba2＋反應生成不溶于稀鹽酸的白色BaSO4沉淀COeq\o\al(2－,3)與Ba2＋反應生成的白色沉淀BaCO3可溶于稀鹽酸（2）檢驗SOeq\o\al(2－,4)的正確操作及解釋①原理：利用Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,4)=BaSO4↓（白色），BaS04不溶于稀鹽酸、稀硝酸的特性來檢驗硫酸根離子。②試劑：可溶性鋇鹽(BaCl2)、稀鹽酸。③操作方法：待檢驗溶液eq\o(→,\s\up7(加足量鹽酸酸化))取清液eq\o(→,\s\up7(滴加BaCl2溶液))有無白色沉淀產生(判斷有無SOeq\o\al(2－,4))④排除干擾a.Ag＋干擾：用鹽酸酸化可排除Ag+的干擾。b.COeq\o\al(2－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、PO43-干擾：BaCO3,、BaSO3、Ba3(PO4)2都是白色沉淀，與BaSO4白色沉淀不同的是，這些沉淀可溶于強酸中，因此檢驗SOeq\o\al(2－,4)時，必須先用稀鹽酸酸化。【特別提醒】不能用稀硝酸酸化，因在酸性條件下，SO32-、HSO3-等會被溶液中的NO3-氧化為SOeq\o\al(2－,4),從而干擾檢驗結果。c.整個過程中可能發生反應的離子方程式：COeq\o\al(2－,3)＋2H＋=CO2↑＋H2O、SOeq\o\al(2－,3)＋2H＋=SO2↑＋H2O、Ag＋＋Cl－=AgCl↓、Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,4)=BaSO4↓。（3）SOeq\o\al(2－,4)檢驗的應用——粗鹽提純①物質的分離和提純的“三個必須”和“四個原則”a．三個必須IVI、除雜試劑必須稍過量。II、過量試劑必須除盡。III、除雜途徑選最佳，有多種雜質時除雜順序必須合理。b.四個原則②若除去粗鹽中雜質(硫酸鹽、CaCl2、MgCl2)，將選用的試劑及反應的離子方程式填入下表：雜質加入的試劑離子方程式硫酸鹽氯化鋇溶液Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,4)=BaSO4↓CaCl2碳酸鈉溶液Ca2＋＋COeq\o\al(2－,3)=CaCO3↓MgCl2燒堿溶液Mg2＋＋2OH－=Mg(OH)2↓③試劑加入的順序原則：Na2CO3溶液加入順序在BaCl2溶液之后；加入鹽酸在過濾之后。通常順序可以為a.BaCl2溶液→NaOH溶液→Na2CO3溶液→鹽酸；b.NaOH溶液→BaCl2溶液→Na2CO3溶液→鹽酸；C.BaCl2溶液→Na2CO3溶液→NaOH溶液→鹽酸。五、硫及其化合物的相互轉化及應用14.理清硫元素的化合價與氧化性、還原性之間的關系15.構建硫及其化合物轉化網絡16.掌握硫及其化合物之間的轉化規律（1）相同價態硫的轉化是通過酸、堿反應實現的如：寫出②、③、④反應的化學方程式：②H2SO3＋2NaOH=Na2SO3＋2H2O；③Na2SO3＋H2SO4=Na2SO4＋H2O＋SO2↑；④SO2＋Na2SO3＋H2O=2NaHSO3。（2）不同價態硫的轉化是通過氧化還原反應實現的當硫元素的化合價升高或降低時，一般升高或降低到其相鄰的價態，即臺階式升降，可用下圖表示注意：（1）同種元素相鄰價態的粒子間不發生氧化還原反應，如S和H2S、S和SO2、SO2和濃硫酸之間不發生氧化還原反應。（2）當硫元素的高價態粒子與低價態粒子反應時，一般生成中間價態，如2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4=3Na2SO4＋3S↓＋3H2O。17、自然界中硫的存在和轉化1）自然界中硫的存在（1）游離態的硫主要存在于火山口附近或地殼的巖層中。（2）化合態的硫廣泛存在于動植物體內和海洋、大氣、地殼中：①動植物體內：含硫蛋白質等；②巖層深處和海底的無氧環境中：金屬硫化物，如黃鐵礦(FeS2)、黃銅礦(CuFeS2)等；③地表附近的富氧環境中：硫酸鹽，如石膏(CaSO4·2H2O)、芒硝(Na2SO4·10H2O)等；④大氣中：少量的H2S、SO2、SO3等。2）自然界中不同價態含硫物質的轉化六、氮氣與氮的固定18．氮元素的原子結構和性質（1）氮元素的原子結構氮元素位于元素周期表的第二周期第ⅤA族，氮原子的原子結構示意圖：,氮原子最外層有5個電子，既不容易得到3個電子，也不容易失去5個電子。氮原子一般通過共用電子對與其他原子相互結合構成物質。（2）氮元素在自然界中的存在①游離態：主要以氮氣分子的形式存在于空氣中，約占78%（體積分數）。②化合態：存在于動植物體內的蛋白質中，土壤、海洋的硝酸鹽和銨鹽中。19．氮氣（1）結構：①分子式：N2②電子式：③結構式：N≡N④球棍模型：（2）物理性質通常情況下，氮氣是無色、無味的氣體，密度比空氣的稍小，難溶于水（體積比=1：0.02），在壓強為101KPa下，氮氣在—195.8℃時變成無色液體，氮氣分子在—209.9℃時變成雪花狀固體。（3）化學性質氮分子內兩個氮原子間以共價三鍵(N≡N)結合，斷開該化學鍵需要較多的能量，所以氮氣的化學性質很穩定，通常情況下很難與其他物質發生化學反應，但在高溫、放電等條件下，氮氣也可以與鎂、氫氣、氧氣等物質發生化合反應。寫出氮氣與下列物質反應的化學方程式。①金屬鎂：N2＋3Mgeq\o(=,\s\up7(點燃))Mg3N2，氮氣表現氧化性；Mg3N2離子化合物，在水中強烈水解Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑，與鹽酸反應的方程式為：Mg3N2+8HCl=3MgCl2+2NH4Cl。②氫氣：N2＋3H22NH3，氮氣表現氧化性；③氧氣：N2＋O2eq\o(=,\s\up7(放電或高溫))2NO（閃電、汽車引擎中發生的反應），氮氣表現還原性。（4）用途①氮氣常用作保護氣，如焊接金屬、填充燈泡、保存食品等。②氮氣是合成氨、制硝酸的重要原料。③雷電是自然界重要的固氮方式。④液氮可用作制冷劑，應用于醫學、科技等領域。（5）工業制法：①分離液態空氣：

②耗氧法：（6）實驗室制法①NH3氧化法：2NH3+3CuON2+3Cu+3H2O②NH4Cl溶液和NaNO2溶液共熱法：NH4Cl+NaNO2N2↑+NaCl+2H2O20．氮的固定（1）含義：將大氣中游離態的氮轉化為氮的化合物的過程。（2）分類：①自然固氮：高能固氮（大自然通過閃電釋放能量將氮氣轉化為含氮的氧化物）；生物固氮（通過豆科植物的根瘤菌將氮氣轉化為氨）。②人工固氮：合成氨(工業上合成氨)；仿生固氮(某些金屬有機化合物可起到根瘤菌的作用)。七、氮的氧化物21.氮的氧化物的種類氮有多種價態的氧化物，氮元素從＋1～＋5價都有對應的氧化物，如N2O、NO、N2O3、NO2(或N2O4)、N2O5，其中屬于酸性氧化物的是N2O3、N2O5，分別是硝酸、亞硝酸（HNO2）的酸酐。22.NO和NO2的物理性質、化學性質和制法對比NONO2物理性質色態味無色、無味、氣體紅棕色、刺激性氣味、氣體密度密度略大于空氣密度比空氣大熔沸點很低低，易液化溶解性不溶易溶化學性質毒性有毒有毒與水不反應3NO2+H2O=2HNO3+NO

NO2既是氧化劑，又是還原劑與堿不反應2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2ONO＋NO2＋2NaOH=2NaNO2+H2O氧化性2NO+2CO=2CO2+N22NO2+2KI=I2+2KNO2還原性2NO+O2=2NO2

可使KMnO4褪色可使KMnO4褪色與O2混合，通入水中4NO+3O2+2H2O=4HNO34NO2+O2+2H2O=4HNO3制法實驗室制取3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2OCu+4HNO3(濃)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O收集方法排水法向上排空氣法【特別提醒】①NO2與N2O4存在下列平衡：2NO2N2O4，因此實驗測得NO2的平均相對分子質量總大于46。②驗證某無色氣體為NO的方法是向該無色氣體中通入O2(或空氣)，無色氣體變為紅棕色。23.氮氧化物對環境的污染及防治（1）常見的污染類型①光化學煙霧：NOx在紫外線作用下，與碳氫化合物發生一系列光化學反應，產生了一種有毒的煙霧。②酸雨：NOx排入大氣中后，與水反應生成HNO3和HNO2，隨雨雪降到地面,pH值<5.6的雨水為酸雨。③破壞臭氧層：NO2可使平流層中的臭氧減少，導致地面紫外線輻射量增加。④NO與血紅蛋白結合使人中毒。（2）常見的NOx尾氣處理方法①堿液吸收法：2NO2＋2NaOH=NaNO3＋NaNO2＋H2O、NO2＋NO＋2NaOH=2NaNO2＋H2O，NO2、NO的混合氣體能被足量燒堿溶液完全吸收的條件是n(NO2)≥n(NO)。一般適合工業尾氣中NOx的處理。②催化轉化法：在催化劑、加熱條件下，氨可將氮氧化物轉化為無毒氣體(N2)；NOx與CO在一定溫度下催化轉化為無毒氣體(N2和CO2)，一般適用于汽車尾氣的處理。③氨氣吸收法：8NH3＋6NO2eq\o(=,\s\up7(一定條件))7N2＋12H2O；4NH3＋6NOeq\o(=,\s\up7(一定條件))5N2＋6H2O八、氨的性質24．氨的分子結構分子式電子式結構式空間構型分子極性NH3鍵角107°18′三角錐形極性分子25．物理性質（1）氨是一種無色、有刺激性氣味的氣體，密度比空氣的小。氨在加壓下容易液化，液化時放熱。液氨汽化時吸收大量的熱，使周圍溫度急劇降低，因此工業上可作制冷劑。（2）氨是一種極易溶于水的氣體，常溫常壓下，1體積水大約可溶解700體積的氨氣。【特別提醒】（1）氨對人的眼、鼻、喉等有刺激作用，接觸時應小心。如果不慎接觸過多的氨而出現癥狀，要及時吸入新鮮空氣和水蒸氣，并用大量水沖洗眼睛。（2）將NH、HCl、SO2等溶解度很大的氣體溶于水時，為防止倒吸，常采用如圖所示的裝置。26．實驗探究氨氣的性質實驗1：噴泉實驗實驗5-6氨氣的噴泉實驗（必修第二冊，P13）實驗裝置實驗原理氨氣極易溶于水（NH3＋H2ONH3·H2ONH4+＋OH-），導致容器內的氣體壓強變小，容器內外產生壓強差，外界大氣壓將水壓入從而形成噴泉。實驗用品氨氣、酚酞溶液、水；圓底燒瓶、玻璃管、膠頭滴管、燒杯、鐵架臺。實驗步驟如圖5-11，在干燥的圓底燒瓶里充滿氨，用帶有玻璃管和滴管（預先吸入水）的塞子塞緊瓶口。倒置燒瓶，使玻璃管插入盛有水的燒杯（預先在水里滴入少量酚酞溶液）。打開橡膠管上的彈簧夾，擠壓滴管，使少量水進入燒瓶。觀察并描述現象，分析出現這些現象的可能原因。實驗現象燒杯中的溶液由玻璃管進入燒瓶，形成噴泉，瓶內液體呈紅色。實驗結論氨極易溶于水，水溶液呈弱堿性。原理解釋氨極易溶于水，使燒瓶內的壓強迅速減小，導致燒杯中的水在大氣壓的作用下進入燒瓶。實驗說明①實驗成功的關鍵：a.裝置的氣密性要好；b.燒瓶要干燥；c.氨氣要充滿。②若無膠頭滴管引發噴泉，可采用熱敷法或冷敷法引發噴泉。實驗2：氨氣與HCl反應①實驗操作：將分別蘸有濃鹽酸和濃氨水的玻璃棒靠近。②實驗現象：有白煙生成。③實驗結論：氨與氯化氫反應生成白色晶體。27．氨的化學性質（1）氨與水的反應氨的水溶液俗稱氨水，顯弱堿性，反應的方程式為NH3＋H2ONH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－。a.氨溶于水得氨水，氨水是混合物，溶液中存在的微粒有三種分子：NH3·H2O、NH3、H2O；三種離子：NH4+、OH－及少量的H+。b.NH3·H2O為可溶性一元弱堿，具有堿的通性。氨水可使紫色石蕊試液變藍，故常用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗NH3的存在。c.NH3·H2O不穩定，易分解：NH3·H2ONH3↑＋H2O。【特別提醒】①NH3是中學化學中唯一的堿性氣體，能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍，可在推斷題中作為解題突破口。②氨水呈堿性，NH3·H2O屬于一元弱堿，計算氨水的濃度時，溶質按NH3進行計算。（2）氨與酸的反應兩根分別蘸取濃氨水和濃鹽酸或濃硝酸的玻璃棒，靠近時，產生大量白煙，反應方程式為：NH3＋HCl=NH4Cl（白煙）或NH3+HNO3=NH4NO3（白煙）。2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4【特別提醒】氨與酸反應的實質是NH3與H+（質子)結合形成NH4+。氨幾乎能與所有的酸（難溶性酸除外，如H2Si03等）反應生成鹽，所以氨不能用濃H2S04干燥。（3）與鹽溶液的反應，一般生成難溶的堿，①氯化鐵溶液與氨水反應的離子方程式：Fe3++3NH3·H2O==Fe(OH)3↓+3NH4+②AlCl3與過量氨水反應的離子方程式：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)。【特別提醒】與Cu2+、Zn2+、Ag+反應先生成沉淀Cu(OH)2、Zn(OH)2、Ag2O，繼續加入NH3·H2O或通入NH3，沉淀溶解，分別生成Cu(NH3)42+、Zn(NH3)42+、Ag(NH3)2+。（4）氨的還原性①氨的催化氧化，反應化學方程式：4NH3＋5O2eq\o(=,\s\up11(催化劑),\s\do4(△))4NO＋6H2O，NH3在反應中作還原劑。應用：工業上制取硝酸。【特別提醒】N0很容易與O2化合，為什么氨的催化氧化反應的產物是NO而不是NO2呢？這是因為NO在常溫下易與O2化合，而加熱時N02不穩定，易分解為N0和O2,150℃時幾乎分解完全，所以氨被O2氧化生成N0。待冷卻后N0與O2反應轉化為NO2。②氨在加熱條件下和氧化銅反應生成銅和氮氣，反應的化學方程式為2NH3＋3CuOeq\o(=,\s\up7(△))3Cu＋N2＋3H2O(用于實驗室制少量N2)。③在純氧中燃燒：4NH3＋3O2eq\o(=====,\s\up7(點燃))2N2＋6H2O。④與氯氣反應：2NH3＋3Cl2===N2＋6HCl或8NH3＋3Cl2===N2＋6NH4Cl(用于檢驗Cl2管道泄漏)。28.氨的用途①氨是氮肥工業，有機合成工業，制造硝酸、銨鹽和純堿的原料。②NH3易液化，當液態NH3汽化時要吸收大量的熱，使周圍溫度急劇降低，因此，液氨常用作制冷劑。九、銨鹽的性質與銨鹽(NHeq\o\al(＋,4))的檢驗29．銨鹽及物理性質（1）銨鹽的概念：銨根離子(NHeq\o\al(＋,4))與酸根離子形成的化合物，農業上常用的銨態氮肥，如NH4HCO3、(NH4)2SO4、NH4NO3等都屬于銨鹽。【特別提醒】氨肥包括銨態氨肥（如硫酸銨、氯化銨等）、硝態氮肥（如KNO3等)、尿素[CO(NH2)2]以及氨水等。銨態氨肥應避免與堿性肥料（如草木灰，主要成分是K2C03)混合施用，否則會使肥效降低。（2）物理性質：絕大多數銨鹽是白色或無色晶體，都易溶于水。30．銨鹽的化學性質（1）不穩定性a．NH4Cl受熱分解：NH4ClNH3↑＋HCl↑（用于除去或分離銨鹽）。b．NH4HCO3或(NH4)2CO3受熱分解：NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O；(NH4)2CO32NH3↑+CO2↑+H2Oc.硝酸銨的分解有四種情況：①110℃時分解：NH4NO3＝HNO3＋NH3↑②185℃～200℃分解：NH4NO3＝N2O↑＋2H2O③230℃以上，同時有弱光：2NH4NO3=2N2↑+O2↑+4H2O④在400℃以上時，劇烈分解發生爆炸：4NH4NO3=3N2↑+2NO2↑+8H2O注：一般情況下寫為5NH4NO34N2+2HNO3+9H2Od.硫酸銨分解兩種情況①硫酸銨在280℃就開始分解,分解放出氨氣而生成硫酸氫銨（酸式硫酸銨）：(NH4)2SO4NH3+NH4HSO4；

②513℃時則硫酸銨完全分解,分解放出氨氣、氮氣、二氧化硫及水：3(NH4)2SO43SO2↑+6H2O+N2↑+4NH3↑（2）和堿反應①在稀溶液中不加熱：NHeq\o\al(＋,4)＋OH－===NH3·H2O。②加熱時或濃溶液：NHeq\o\al(＋,4)＋OH－NH3↑＋H2O。③實驗室用NH4Cl和Ca(OH)2反應制取氨氣，化學方程式：2NH4Cl＋Ca(OH)2eq\o(=,\s\up7(△))CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。31．銨鹽(NHeq\o\al(＋,4))的檢驗（1）實驗探究實驗5-7銨根離子的檢驗（必修第二冊，P14）實驗裝置[三支試管中分別盛有少量NH4Cl溶液、NH4NO3溶液和(NH4)2SO4溶液]實驗原理NHeq\o\al(＋,4)＋OH－NH3↑＋H2O，通過NH3使濕潤的紅色石蕊試紙變藍來檢驗NHeq\o\al(＋,4)實驗用品NH4Cl溶液、NH4NO3溶液、(NH4)2SO4溶液、紅色石蕊試紙、NaOH溶液、蒸餾水；試管、膠頭滴管。實驗步驟在NH4Cl溶液、NH4NO3溶液和(NH4)2SO4溶液的三支試管中分別加入NaOH溶液并加熱（注意通風），用鑷子夾住一片濕潤的紅色石蕊試紙放在試管口，觀察現象，分析產生現象的原因，寫出反應的離子方程式。實驗現象三支試管都能產生能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的無色氣體實驗結論銨鹽與強堿反應生成了氨氣實驗說明實驗室中，常利用銨鹽與強堿反應產生氨這一性質來檢驗銨根離子的存在和制取氨（2）銨鹽(NHeq\o\al(＋,4))的檢驗方法向銨鹽溶液中加入強堿溶液，加熱，產生無色氣體，用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗，試紙變藍色。32、氨的實驗室制法（1）反應原理：利用復分解反應強堿制弱堿實驗室用固體氯化銨和氫氧化鈣制取氨氣：2NH4Cl＋Ca(OH)2eq\o(=,\s\up7(△))CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。（2）藥品的選擇：①銨鹽：制取NH3時，一般用NH4Cl而不用NH4NO3、(NH4)2SO4或(NH4)2CO3，原因如下：銨鹽不選用的理由NH4NO3受熱分解，會發生爆炸，不安全(NH4)2SO4與Ca(OH)2反應時生成CaSO4，反應物呈塊狀，不利于NH3逸出，且反應后試管難清洗(NH4)2CO3受熱分解會產生CO2，使收集到的NH3不純②堿：一般用熟石灰，不用NaOH或KOH，因為NaOH或KOH易吸水結塊，而且加熱時對玻璃儀器腐蝕性較強。（3）實驗裝置①制取裝置：固－固反應加熱裝置（同制O2）a.發生裝置的試管口略向下傾斜；b.加熱溫度不宜過高，并用酒精燈外焰由前向后逐漸加熱。②凈化裝置——用堿石灰（或固體NaOH、固體CaO）干燥除水

【特別提醒】不能用濃H2SO4、CaCl2干燥，CaCl2與NH3反應：CaCl2+8NH3=CaCl2·8NH3。

（4）收集方法：向下排空氣法收集。收集裝置和反應裝置的試管和導管必須是干燥的。由于氨氣的密度比空氣小，因此收集氨氣時，導管應插入接近試管的底部。（5）驗滿方法：①用濕潤的紅色石蕊試紙放置在試管口附近，若變藍，說明已經收集滿。②用蘸取濃鹽酸的玻璃棒靠近試管口，若有白煙生成，說明已經收集滿。（6）尾氣處理：多余的氨要吸收掉（可在導管口放一團用水或稀硫酸浸濕的棉花球），以避免污染空氣。但多余氣體在尾氣吸收時要防止倒吸。常采用的裝置有：十一、硝酸33、硝酸的物理性質硝酸是無色，易揮發，具有刺激性氣味的液體，易溶于水。濃硝酸常因為溶解有NO2而呈黃色。質量分數為69%的硝酸為常用濃硝酸。98%以上的硝酸稱之為發煙硝酸。【特別提醒】發煙硝酸的“發煙”原因是揮發出來的硝酸和空氣中的水蒸汽形成的硝酸小液滴，所發出的“煙”實際上是“霧”。34、硝酸的化學性質（1）硝酸具有酸的通性

①與金屬反應：一般不生成氫氣。

②與堿性氧化物反應：如CuO、Na2O、Fe2O3等生成鹽和水。

③與堿反應：Cu(OH)2、NaOH等生成鹽和水。

④與鹽反應：NaHCO3、Na2CO3等。

⑤與指示劑反應：濃硝酸可使石蕊先變紅后褪色。【特別提醒】在利用HNO3的酸性時，要注意考慮它的強氧化性。如FeO與稀硝酸反應時的方程式應是：3FeO+10HNO3(稀)==3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O，而不是FeO+2HNO3(稀)==Fe(NO3)2+H2O。（2）不穩定性濃硝酸見光或受熱易分解，化學方程式為4HNO3eq\o(=,\s\up26(△),\s\do9(或光照))4NO2↑＋O2↑＋2H2O。長期存放的濃硝酸呈黃色是因為其分解生成的NO2溶于硝酸中，實驗室常將濃硝酸保存在棕色試劑瓶中，并放置在陰涼處。（3）強氧化性①硝酸的強氧化性由于HNO3中的+5價氮元素有很強的得電子能力，在硝酸參與的氧化還原反應中，幾乎全部是+5價氮被還原，故硝酸具有強氧化性。硝酸無論濃、稀都有強氧化性，而且濃度越大，氧化性越強。a.硝酸的強氧化性規律：I、硝酸越濃，溫度越高，其氧化性越強。II、與硝酸反應時，還原劑一般被氧化成最高價態。b.硝酸強氧化性的表現I、濃硝酸能使紫色石蕊試液先變紅，后褪色。II、與非金屬單質C、S、P等在加熱條件下反應，非金屬元素被氧化成酸性氧化物或高價含氧酸。如：C+4HNO3(濃)CO2↑+4NO2↑+2H2OS+6HNO3(濃)H2SO4+6NO2↑+2H2O。P+5HNO3(濃)H3PO4+5NO2↑+H2O。III、金屬與HNO3反應一般不生成H2，濃HNO3一般被還原為NO2，稀HNO3一般被還原為NO，極稀HNO3可被還原成NH3，生成NH4NO3等，如Cu和濃、稀硝酸的反應：3Cu+8HNO3（稀）==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2OCu+4HNO3（濃）==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O【特別提醒】濃硝酸與Cu反應時，若Cu過量，反應開始時濃硝酸的還原產物為NO2，但隨著反應的進行，硝酸變稀，其還原產物將為NO，最終應得到NO2與NO的混合氣體，可利用氧化還原反應過程中化合價升降總數相等的守恒規律求解有關Cu、HNO3和混合氣體之間的量的關系。IV、鈍化：常溫時，冷的濃硝酸、濃硫酸可使鋁、鐵表面生成致密的氧化膜，阻止酸與金屬的進一步反應，這種現象叫鈍化。鈍化其實也是硝酸強氧化性的表現，利用金屬Al和Fe的這種性質，我們可以用Al或Fe制的容器來盛裝濃硫酸或濃硝酸。當加熱時，鐵、鋁會與濃HNO3或濃H2SO4發生反應。V、硝酸與鐵反應時，產物符合以下規律VI、與還原性化合物反應：硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2＋等還原性物質。如稀硝酸與FeSO4溶液反應的離子方程式：3Fe2＋＋4H＋＋NOeq\o\al(－,3)===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O。【易錯提醒】（1）HNO3與金屬反應一般不能產生H2。（2）還原產物一般為HNO3(濃)→NO2，HNO3(稀)→NO；很稀的硝酸還原產物也可能為N2O、N2或NH4NO3。（3）硝酸與金屬反應時既表現氧化性又表現酸性。（4）涉及HNO3的離子反應常見的易錯問題①忽視NOeq\o\al(－,3)在酸性條件下的強氧化性。在酸性條件下NOeq\o\al(－,3)不能與Fe2＋、I－、SOeq\o\al(2－,3)、S2－等還原性較強的離子大量共存。②在書寫離子方程式時，忽視HNO3的強氧化性，將氧化還原反應簡單地寫成復分解反應。35、硝酸的用途及制法（1）硝酸的用途①在工業上可用于制\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8/_blank"化肥、農藥、炸藥、染料、鹽類等；②在有機化學中，濃硝酸與濃硫酸的混合液是重要的硝化試劑。（2）硝酸的工業制法①制硝酸的工藝流程：②寫出上述轉化的化學方程式，并指出含氮物質發生的是氧化反應還是還原反應：a.N2＋3H22NH3，N2發生還原反應。b.4NH3＋5O2eq\o(=,\s\up11(催化劑),\s\do4(△))4NO＋6H2O，NH3發生氧化反應。c.2NO＋O2=2NO2，NO發生氧化反應。d.3NO2＋H2O=2HNO3＋NO，NO2既發生氧化反應，又發生還原反應。（3）硝酸的實驗室制法①原料?：濃硫酸（H2SO4，濃）、硝酸鈉（NaNO3）固體。②?反應裝置?：使用耐酸耐熱的玻璃儀器，如曲頸甑（），并配備合適的加熱裝置，如酒精燈。③?操作步驟?：a.將適量的硝酸鈉固體加入曲頸甑中。b.緩慢滴加濃硫酸至曲頸甑中，邊加邊攪拌，以防止局部過熱。c.微熱反應混合物，注意控制溫度，避免強熱導致硝酸分解。反應方程式為：NaNO3+H2SO4(濃)=NaHSO4+HNO3↑。d.?收集產物?：收集生成的硝酸。④?注意事項?：a.濃硫酸具有強腐蝕性和氧化性，操作時必須佩戴防護眼鏡和手套。b.反應過程中會產生大量熱，需嚴格控制加熱溫度。c.生成的硝酸蒸氣有毒且具有腐蝕性，必須在通風櫥中進行操作。36、硝酸鹽（1）概念：硝酸鹽，是硝酸HNO3與金屬反應形成的鹽類。由金屬離子（或銨離子）和硝酸根離子組成。常見的硝酸鹽有\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"硝酸鈉、\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"硝酸鉀、\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"硝酸銨、\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"硝酸鈣、\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"硝酸鉛、\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"硝酸鈰等。（2）物理性質：硝酸鹽幾乎全部易溶于水，只有\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"硝酸脲微溶于水，堿式硝酸鉍難溶于水，所以溶液中硝酸根不能被其他絕大多數\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"陽離子沉淀。（3）化學性質①不穩定性：固體的硝酸鹽加熱時能分解放出氧氣，其中最活潑的金屬的硝酸鹽僅放出一部分氧而變成\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"亞硝酸鹽，其余大部分金屬的硝酸鹽，分解為金屬的氧化物、氧氣和\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"二氧化氮。a.按金屬活動性順序表，鉀到鈉的硝酸鹽受熱分解生成\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"亞硝酸鹽和氧氣：2KNO32KNO2＋O2↑;b.按金屬活動性順序表，鎂到銅的硝酸鹽受熱分解生成金屬的氧化物、氧氣和\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"二氧化氮：2Cu(NO3)22CuO+4NO2＋O2↑；c.按金屬活動性順序表，銅以后的硝酸鹽受熱分解生成金屬單質、氧氣和\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"二氧化氮：2AgNO32Ag+2NO2＋O2↑②氧化性：硝酸鹽在高溫或酸性\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"水溶液中是強\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"氧化劑，但在堿性或\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"中性的水溶液幾乎沒有\t"/item/%E7%A1%9D%E9%85%B8%E7%9B%90/_blank"氧化作用。十二、含氮物質的轉化37.氮氣及其化合物的價類二維圖氮元素有多種可變化合價，物質的種類較多，在復習時要從物質類別和價態變化理解這些物質之間的轉化關系。1）橫向轉化為物質類別變化，發生非氧化還原反應，如（1）氨氣轉化為銨鹽：HCl＋NH3=NH4Cl（2）硝酸轉化為硝酸鹽：NaOH＋HNO3=NaNO3＋H2O2）縱向轉化為化合價變化，發生氧化還原反應，如（1）NH3轉化為N2：3Cl2＋8NH3=N2＋6NH4Cl（2）NH3轉化為NO：5O2＋4NH3eq\o(=,\s\up11(催化劑),\s\do4(△))4NO＋6H2O3)歧化——同一物質中某元素的化合價在同一反應中既升高又降低。如：3NO2＋H2O=2HNO3＋NO2NO2＋2NaOH=NaNO3＋NaNO2＋H2O4)歸中——不同物質中同一元素的不同化合價在同一反應中只靠攏，不交叉。如：6NO＋4NH3eq\o(=,\s\up7(一定條件))5N2＋6H2ONO2＋NO＋2NaOH=2NaNO2＋H2O38.構建氮氣及其化合物轉化網絡（1）知識網絡構建（2）重要反應方程式必練①N2和H2的反應：N2＋3H22NH3；②把NH3通入水中：NH3＋H2ONH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－；③實驗室利用NH4Cl固體、Ca(OH)2固體混合加熱制備NH3：2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋2H2O＋CaCl2；④NH3的催化氧化：4NH3＋5O2eq\o(=,\s\up11(催化劑),\s\do4(△))4NO＋6H2O；⑤NH4HCO3溶液中加入過量稀NaOH溶液：NHeq\o\al(＋,4)＋HCOeq\o\al(－,3)＋2OH－=NH3·H2O＋COeq\o\al(2－,3)＋H2O；⑥NO2溶于水：3NO2＋H2O=2H＋＋2NOeq\o\al(－,3)＋NO；⑦NO2被燒堿溶液吸收生成兩種鈉鹽：2NO2＋2OH－=NOeq\o\al(－,3)＋NOeq\o\al(－,2)＋H2O；⑧物質的量之比為1∶1的NO和NO2混合氣體恰好被燒堿溶液吸收生成一種鈉鹽：NO＋NO2＋2OH－=2NOeq\o\al(－,2)＋H2O；⑨Cu和稀HNO3的反應：3Cu＋8H＋＋2NOeq\o\al(－,3)=3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O；⑩Cu和濃HNO3的反應：Cu＋4H＋＋2NOeq\o\al(－,3)=Cu2＋＋2NO2↑＋2H2O；?Fe和過量稀HNO3的反應：Fe＋4H＋＋NOeq\o\al(－,3)=Fe3＋＋NO↑＋2H2O；?C和濃HNO3的反應：C＋4H＋＋4NOeq\o\al(－,3)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O；?濃硝酸見光分解：4HNO3eq\o(=,\s\up7(光照))4NO2↑＋O2↑＋2H2O。39．氮在自然界中的循環十三、酸雨及防治40．酸雨（1）二氧化硫和氮氧化物的來源SO2：含硫化石燃料的燃燒及含硫金屬礦物的冶煉等；NOx：①機動車排放的尾氣：機動車發動機中，火花塞產生的放電條件會使空氣中的N2與O2反應生成NOx。②硝酸廠排放的廢氣。（2）酸雨的形成①酸雨：主要指pH小于5.6的雨水，其主要是含有硫酸和硝酸。正常雨水由于溶解了CO2，其pH約為5.6。②成因：主要是大氣中的SO2與NOx及它們在大氣中發生反應后的生成物溶于雨水形成的酸雨。a．硫酸型酸雨的形成過程如圖：寫出圖中標號所對應的化學方程式：①2SO2＋O22SO3。②SO2＋H2OH2SO3。③SO3＋H2O=H2SO4。④2H2SO3＋O2=2H2SO4。b．汽車尾氣以及硝酸工業廢氣等形成的硝酸型酸雨的形成過程如圖：NOeq\o(→,\s\up11(O2),\s\do4(①))NO2eq\o(→,\s\up11(雨水),\s\do4(②))HNO3寫出圖中標號所對應的化學方程式：①2NO＋O2=2NO2。②3NO2＋H2O=2HNO3＋NO。41．酸雨的危害與防治（1）危害：酸雨能直接損傷農作物，破壞森林和草原，使土壤、湖泊酸化，加速建筑物、橋梁、工業設備、運輸工具和電纜的腐蝕。（2）防治①消除污染源，調整能源結構，發展清潔能源；②研究煤的脫硫技術，改進燃燒技術，減少SO2的排放；③加強工業廢氣的回收處理；④改進汽車尾氣的處理技術，提高汽車尾氣排放標準。（3）常見的NOx尾氣處理方法①堿液吸收法：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O；NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2ONO2、NO的混合氣體能被足量燒堿溶液完全吸收的條件是n(NO2)≥n(NO)。一般適合工業尾氣中NOx的處理。②催化轉化法：在催化劑、加熱條件下，NOx與CO在一定溫度下催化轉化為無毒氣體(N2和CO2),化學方程式為2NO+2CO2CO2+N2。一般適用于汽車尾氣的處理。③氨氣吸收法：在催化劑、加熱條件下，氨可將氮氧化物轉化為無毒氣體(N2)，化學方程式為8NH3＋6NO2eq\o(=,\s\up11(催化劑),\s\do4(△))7N2＋12H2O，4NH3＋6NOeq\o(=,\s\up11(催化劑),\s\do4(△))5N2＋6H2O。（4）消除SO2對環境污染的“3方法”方法一：鈣基固硫法:為防治酸雨，工業上常用生石灰和含硫的煤混合后燃燒，燃燒時硫、生石灰、O2共同反應生成硫酸鈣，從而使硫轉移到煤渣中，反應原理為CaO＋SO2CaSO3,2CaSO3＋O2=2CaSO4，總反應方程式為2CaO＋2SO2＋O22CaSO4。方法二：氨水脫硫法:該脫硫法采用噴霧吸收法，霧化的氨水與煙氣中的SO2直接接觸吸收SO2，其反應的化學方程式為NH3＋SO2＋H2O=NH4HSO3,2NH3＋SO2＋H2O=(NH4)2SO3,2(NH4)2SO3＋O2=2(NH4)2SO4。方法三：鈉、堿脫硫法:鈉、堿脫硫法是用NaOH/Na2CO3吸收煙氣中的SO2，得到Na2SO3和NaHSO3，發生反應的化學方程式為2NaOH＋SO2=Na2SO3＋H2O，Na2CO3＋SO2=Na2SO3＋CO2，Na2SO3＋SO2＋H2O=2NaHSO3。十四、硅42.硅的存在、位置與結構（1）存在：硅在地殼中的含量僅次于氧，居第2位，在自然界主要以硅酸鹽和氧化物（如水晶、瑪瑙）的形式存在，硅單質主要有晶體和無定形兩大類。（2）位置：硅元素位于元素周期表中位于第三周期ⅣA族（3）結構：硅是14號元素，原子結構為：，說明硅既難失去電子也難得到電子，硅是親氧元素，與氧形成共價鍵，硅單質晶體是共價晶體（）。46.硅的物理性質：晶體硅是灰黑色、有金屬光澤、硬而脆的固體，其結構類似于金剛石，熔沸點很高、硬度大，導電能力介于導體和絕緣體之間，是良好的半導體材料。43.硅的化學性質——硅的化學性質不活潑，主要形成四價化合物a．常溫常溫下，硅的化學性質不活潑，除氫氟酸、氟氣、強堿外不跟其他物質反應。①與氫氟酸反應的化學方程式：Si＋4HF=SiF4↑＋2H2↑；②與NaOH溶液反應的化學方程式：Si＋2NaOH＋H2O=Na2SiO3＋2H2↑；③與F2反應的化學方程式:Si＋2F2=SiF4b．高溫加熱或高溫條件下，硅也能和一些非金屬單質反應。①與O2反應：Si＋O2SiO2。②與Cl2反應：Si＋Cl2SiCl4③與C反應：Si+CSiC44.硅的用途：半導體材料、太陽能電池、計算機芯片和耐酸設備等。45.高純硅的制備（1）制備原理：用焦炭還原石英砂，得到含少量雜質的粗硅，然后轉化為三氯硅烷，再經氫氣還原得到高純硅。（2）制備流程：（3）涉及的主要化學反應(a)SiO2＋2Ceq\o(=,\s\up7(1800～2000℃))Si＋2CO↑十五、二氧化硅46.二氧化硅的存在自然界中，碳元素既有游離態，又有化合態，而硅元素僅有化合態，主要以氧化物和硅酸鹽的形式存在。天然SiO2有晶體和無定形兩種，統稱硅石，硅石、石英、水晶、瑪瑙、硅藻土、沙子等主要成分都是SiO2。47.二氧化硅的物理性質：純凈的SiO2是無色透明的，其熔、沸點高，硬度大，不溶于水，也不導電。48.二氧化硅的結構SiO2晶體有多種晶型，其基本結構單元為硅氧四面體(如下圖甲所示)，硅氧四面體通過氧原子相互連接為空間的網狀結構(如下圖乙所示)。在SiO2晶體中，每個Si周圍結合4個O，Si在中心，O在4個頂角；許多這樣的四面體又通過頂角的O相連接，每個O為兩個四面體所共有，即每個O與2個Si相結合，SiO2晶體中Si和O的比例為1∶2。由結構可知，二氧化硅的化學性質很穩定。49.二氧化硅的化學性質a.酸性氧化物，是硅酸的酸酐，但不與水反應。①SiO2可以與堿反應，生成硅酸鹽，如與氫氧化鈉反應的化學方程式為SiO2＋2NaOH=Na2SiO3＋H2O（Na2SiO3俗稱泡花堿，其水溶液俗稱“水玻璃”，可作粘合劑、防火劑）；②在高溫條件下，能夠與堿性氧化物反應，如與氧化鈣反應的化學方程式為SiO2＋CaOCaSiO3。③在高溫條件下可以與碳酸鹽反應，如與碳酸鈉、碳酸鈣反應的化學方程式為SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑；SiO2＋CaCO3CaSiO3＋CO2↑（工業制玻璃）。b.弱氧化性：①與碳反應：SiO2+2CSi+2CO↑(制粗硅)；SiO2＋3CSiC＋2CO↑(制金剛砂)；②與Mg反應：4Mg＋SiO22Mg2Si＋2MgO；Mg2Si＋2H2O=SiH4↑＋2Mg(OH)2(制硅化氫)；c.特性：常溫下與氫氟酸反應的化學方程式為：SiO2＋4HF=SiF4↑＋2H2O。50.二氧化硅的主要應用①水晶可用于電子工業的部件、光學儀器、工藝品。②SiO2是制光導纖維的重要原料。③較純的石英用于制造石英玻璃，石英玻璃常用來制造耐高溫的化學儀器。④石英砂用于制玻璃的原料及建筑材料。【特別提醒】（1）由于玻璃的成分中含有SiO2，故實驗室盛放堿液的試劑瓶用橡皮塞而不用玻璃塞，因為SiO2與堿溶液反應生成具有黏性的Na2SiO3。（2）未進行磨砂處理的玻璃，在常溫下是不易被強堿腐蝕的。（3）因為氫氟酸腐蝕玻璃并用于雕刻玻璃，與玻璃中的SiO2反應，所以氫氟酸不能用玻璃瓶保存，而應保存在塑料瓶或鉛皿中。（4）SiO2是H2SiO3的酸酐，但SiO2不與水反應，不能用SiO2直接與水作用制備H2SiO3。（5）不能依據反應2C＋SiO2eq\o(=,\s\up7(高溫))Si＋2CO↑來說明C的還原性比Si強，也不能依據反應SiO2＋Na2CO3eq\o(=,\s\up7(高溫))Na2SiO3＋CO2↑來說明SiO2水化物的酸性比H2CO3強。此類反應能進行的原因是因為在高溫條件下，生成物中的氣體從反應體系中逸出，有利于反應向右進行。（6）SiO2雖然能與NaOH溶液、HF溶液反應，但不屬于兩性氧化物，屬于酸性氧化物，但與水不能直接反應。（7）不要混淆二氧化硅和硅的用途：用于制作光導纖維的是SiO2，用于制作半導體材料、計算機芯片的是晶體硅。（8）加熱熔融NaOH時，不能使用陶瓷坩堝，石英坩堝和鋁坩堝，只能使用鐵坩堝，原因是陶瓷和石英的主要成分都含有SiO2，SiO2能與NaOH反應，鋁坩堝的主要成分是氧化鋁，也能與NaOH反應。十六、硅酸51.硅酸的物理性質：硅酸是一種白色膠狀物質，不溶于水，能形成膠體。新制備的硅酸為透明、膠凍狀，硅酸經干燥脫水形成硅酸干凝膠——“硅膠”。52.硅酸的化學性質：（1）弱酸性：硅酸的酸性很弱，比碳酸的酸性還弱，在與堿反應時只能與強堿反應。如：H2SiO3+2NaOH==Na2SiO3+2H2O。（2）不穩定性：硅酸的熱穩定性很差，受熱分解為SiO2和H2O：H2SiO3eq\o(=====,\s\up7(△))SiO2＋H2O。53.硅酸的制備：由于SiO2不溶于水，所以硅酸是通過可溶性硅酸鹽與其他酸反應制得的。Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl，Na2SiO3+CO2+H2O==H2SiO3↓+Na2CO3（證明酸性：H2CO3＞H2SiO3）。54.硅酸的用途：硅膠可作催化劑的載體和袋裝食品、瓶裝藥品的干燥劑。十七、硅酸鹽55.硅酸鈉①物理性質：白色、可溶于水的粉末狀固體，其水溶液俗稱水玻璃，有黏性，水溶液顯堿性。②化學性質——與酸性較硅酸強的酸反應：a．與鹽酸反應的化學方程式：Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。b．與CO2水溶液反應的化學方程式：Na2SiO3＋H2O＋CO2===Na2CO3＋H2SiO3↓。③用途：黏合劑(礦物膠)、防腐劑和耐火阻燃材料。【特別提醒】①Na2SiO3的水溶液是一種黏合劑，是制備硅膠和木材防火劑等的原料；Na2SiO3易與空氣中的CO2、H2O反應，要密封保存。②可溶性碳酸鹽、硅酸鹽的水溶液呈堿性，保存該溶液的試劑瓶不能用玻璃塞，應用橡膠塞。56.硅酸鹽的氧化物表示法：氧化物的書寫順序：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水，不同氧化物間以“·”隔開。如硅酸鈉(Na2SiO3)可表示為Na2O·SiO2，長石(KAlSi3O8)可表示為K2O·Al2O3·6SiO2。【特別提醒】（1）氧化物之間以“·”隔開；（2）計量數配置出現分數應化為整數。硅酸鹽改寫為氧化物形式時，各元素的化合價保持不變，且滿足化合價代數和為零，各元素原子個數比符合原來的組成。當系數配置出現分數時一般應化為整數。如上例中KAlSi3O8，將eq\f(1,2)K2O·eq\f(1,2)Al2O3·3SiO2，要寫成K2O·Al2O3·6SiO2。十八、?無機非金屬材料??57．無機非金屬材料從組成上看，許多無機非金屬材料多含硅、氧等元素，具有耐高溫、抗腐蝕、硬度高等特點，以及特殊的光學、電學等性能。58.分類——可以根據化學成分和性能進行分類。1）按化學成分分類無機非金屬材料可以根據其主要化學成分進行分類，主要包括以下幾類：（1）?單質?：如碳、硅等。（2）?氧化物?：如二氧化硅、三氧化二鋁等。（3）?碳化物?：如碳化硅、碳化硼等。（4）?氮化物?：如氮化硅、氮化鋁等。（5）?硫化物?：如硫化鋅、硫化鎘等。（6）?鹵化物?：如氟化鈣、氯化鈉等。（7）?硅化物?：如硅化鎂、硅化銅等。（8）?磷化物?：如磷化鋁、磷化鎵等。（9）?氧氨化物?：如氧氮化硅、氧氮化鋁等。2）按性能分類無機非金屬材料也可以根據其性能進行分類，主要包括以下幾類：（1）?結構材料?：用于構建和支撐的材料，如水泥、玻璃、陶瓷等。（2）?功能材料?：具有特定功能的材料，如：①?機械性能?：高強材料、超硬材料、耐磨材料、韌性材料、摩擦材料等。②?熱學性能?：耐火材料、絕熱材料（保溫材料）、傳熱材料、防火材料等。③?化學性能?：耐腐蝕材