硫酸

硫酸就是化學六大無機強酸（硫酸、硝酸、鹽酸（氫氯酸）、氫澳酸、氫碘酸、高氯酸）之一。

物理性質

硫酸濃硫酸溶解時放出大量得熱，因此濃硫酸稀釋時應該“酸入水,沿器壁，慢慢倒，不斷攪。”

若將濃硫酸中繼續通入三氧化硫，則會產生“發煙”現象，這樣含有S03得硫酸稱為“發煙硫酸

，，

O

100%得硫酸熔沸點：

熔點10C

沸點290c

但就是100%得硫酸并不就是最穩定得,沸騰時會分解?部分，變為98、3%得濃硫酸咸為

338℃（硫酸水溶液得）恒沸物。加熱濃縮硫酸也只能最高達到98、3%得濃度。

化學性質

1.脫水性

⑴就硫酸而言，脫水性就是濃硫酸得性質，而非稀硫酸得性質，即濃硫酸有脫水性且脫水性很

強。

⑵脫水性就是濃硫酸得化學特性，物質被濃硫酸脫水得過程就是化學變化得過程，反應時，濃

硫酸按水分子中氫氧原子數得比（2:1）奪取被脫水物中得氫原子與氯原子。

⑶可被濃硫酸脫水得物質一般為含氫、氧元素得有機物，其中蔗糖、木屑、紙屑與棉花等物

質中得有機物，被脫水后生成濃硫酸得腐蝕性了黑色得炭（炭化）。濃硫酸如

C12H22O11===12C+11H2O

（4）黑面包反應在200mL燒杯中放入20g蔗糖,加入匚滴水，攪拌均勻。然后再加入15mL

質量分數為98%得濃硫酸，迅速攪拌。觀察實驗現象。可以瞧到蔗糖逐漸變黑，體積膨張,

形成疏松多孔得海綿狀得炭。

2.強氧化性

⑴跟金屬反應

①常溫下，濃硫酸能使鐵、鋁等金屬鈍化。

②加熱時,濃硫酸可以與除金、鉗之外得所有金屬反應,生成高價金屬硫酸鹽，木身一般被還原

成SO2

Cu+2H2so4（濃）==（力U熱）==CuSO4+SO2t+2H2O

2Fe+6H2so4（濃）====Fe2（SO4）3+3SO2t+6H2O

在上述反應中，硫酸表現出了強氧化性與酸性。

⑵跟非金屬反應

熱得濃硫酸可將碳、硫、磷等非金屬單質氧化到其高價態得氧化物或含氧酸,本身被還原為

SO2。在這類反應中，濃硫酸只表現出氧化性。

C+2H2so4（濃）加熱）==CO2t+2SO2t+2H2O

S+2H2so4（濃）====3SO2t+2H2O

2P+5H2so4（濃）====2H3PO4+5SO2t+2H2O

⑶跟其她還原性物質反應

濃硫酸具有強氧化性，實驗室制取H2S、HBr、HI等還原性氣體不能選用濃硫酸。

H2S+H2so4（濃）====SI+S02t+2H2O

2HBr+H2so4（濃）=====Br2t+S02t+2H2O

2HI+H2so4（濃）====12t+S02t+2H2O

3.難揮發性（高沸點）

制氯化氫、硝酸等（原理:利用難揮發性酸制易揮發性酸）如，用固體氯化鈉與濃硫酸反應制取

氯化氫氣體

NaQ（固）+H2so4（濃）====NaHS04+HCIt（常溫）

2NaCl（固）+H2so4（濃尸===Na2so4+2HC11（加熱）

Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2t

再如,利用濃鹽酸與濃硫酸可以制氯化氫氣體。

?5酸性:制化肥，如氮肥、磷肥等

2NH3+H2SO4====（NH4）2SO4

Ca3（PO4）2+2H2SO4====2CaSO4+Ca（H2PO4）2

◎6.穩定性:濃硫酸與亞硫酸鹽反應

Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2t

鹽酸

鹽酸，學名氫氯酸，就是氯化氫（化學式:H

C1）得水溶液,就是一元酸。鹽酸就是一種

強酸，濃鹽酸具有極強得揮發性，因此盛

有濃鹽酸得容器打開后能在上方瞧見酸

霧，那就是氯化氫揮發后與空氣中得水蒸

氣結合產生得鹽酸小液滴。鹽酸就是一

種常見得化學品，在一般情況下,濃鹽酸

中氯化氫得質量分數在37%左右。同時,

胃酸得主要成分也就是鹽酸。

20°。時101.3kPa下得數據主要成分:HC

1含量：工業級36%。外觀與性狀：

無色或微黃色易揮發性液體，有刺激性氣

味。一般實驗室使用得鹽酸為。、1

mol/LpH=l一般使用得鹽酸pH在2

?3左右(呈強酸性)熔點(℃):-114.8

(純HC1)沸點(°C):108、6(20%恒沸

溶液)相對密度(水=1):1.20相對

蒸氣密度(空氣=1):1.26飽與蒸氣壓

(kPa):30、66(21℃)溶解性：與水混

溶，溶于堿液。禁配物：堿類、胺類、

堿金屬、易燃或可燃物。

其酸能與酸堿指試劑反應，紫色石蕊｛(C7

H7O4N)n｝試劑與PH試紙變紅色,無色酚

麟｛C20Hl404｝不變色。

強酸性，與堿反應生成氯化物與水

HC1+NaOH=NaCl+H2O

能與大部分碳酸鹽與碳酸氫鹽(HCO3-)

反應,生成二氧化碳，水

K2CO3+2HC1=2KC1+CO2f+H

20

能與活潑金屬單質反應，生成氫氣

Fe+2HC1=FeC12+H2t

能與金屬氧化物反應，生成鹽與水

MgO+2HCl=MgC12+H2O

實驗室常用鹽酸于制取二氧化碳得方

法

CaCO3+2HCl=CaC12+H2O+CO2t

能用來制取弱酸

CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl

另外,鹽酸能與硝酸銀反應，生成不溶于

稀硝酸得氯化銀，氯化銀不能溶于水，產

生沉淀。

HCl+AgNO3===HNO3+AgCl!

電離方程式為:HC1==H++C1-

其她方程式（離子方程式）

C12+H20=Cl-+H++HC10

C12+20H-==Cl-+CIO-+H20

C12+20H-==Cl-+CIO-+H2O

C12+21-=2C1-+12

C12+H2SO3+H2O==2C1-+SO42

-+4H+

C12+H2S=2C1-+2H++SI

C12+2Fe2+==2Fe3++2C1-（向FeBr

2溶液中通入少量C12）

3C12+2Fe2++4Br-==2Fe3++2Br

2+6c1-（足量C12）

2C12+2Fe2++2Br-==2Fe3++Br2

+4C1-（當n（FeBr2）/n（C12）=1:1

時）

8C12+6Fe2++1OBr-==6Fe3++5Br

2+16C1-（當n（FeBr2）/n（C12）=3:4

時）

C12+21-=2C1-+12

C12+21-==12+2C1-（向FeI2溶液中

通入少量。2）

3C12+2Fe2++4I-==2Fe3++212+

6C1-（足量C12）

4C12+2Fe2++61-==2Fe3++312

+8C1-（當n（FeI2）/n（C12）=3:4時）

2C1-+4H++MnO2==Mn2++C12

t+2H2O

Cl-+Ag+==AgClI

CIO-+H+==HC1O（有漂白性）

2HCIO=（光照）2HCI+O2f

CIO-+S02+H20=2H++Cl-+S

042-

CIO-+H2OHC1O+OH-

3C1O-===2C1-+C1O3-(加熱時得Cl

O-得歧化反應)

硝酸

硝酸(球棍模型)硝酸(nitricacid)分子式

HN(%就是一種有強氧化性、強腐蝕性得

無機酸，酸酢為五氧化二氮。硝酸得酸性

較硫酸與鹽酸小(PKa=-1.3),易溶于水，在

水中完全電離，常溫下其稀溶液無色透明,

濃溶液顯棕色。硝酸不穩定,易見光分解,

應在棕色瓶中于陰暗處避光保存,嚴禁與

還原劑接觸。硝酸在工業上主要以氨氧

化法生產，用以制造化肥、炸藥、硝酸鹽

等，在有機化學中,濃硝酸與濃硫酸得混

合液就是重要得硝化試劑。

存在與制備

自然界

自然界中得硝酸主要由雷雨天生成

得一氧化氮形成。硝酸性質不穩定，因而

無法在自然界長期存在，但硝酸得形成就

是氮循環得一環。自然界中硝酸得形成

按如下步驟硝酸一氧化氮得生成N2

(g)+。乂g)--------2N0(g)二氧化氮

得生成N/g)+2O2(g)------->2NO2

(g)2N0(g)+。乂g)------->2NO2

(g)生成得二氧化氮溶于水中生成硝

酸3NO2(g)+H20(l)------->2HNO3

(aq)+NO(g)

工業合成

氨氧化法硝酸工業與合成氨工業

密接相關，氨氧化法就是工業生產中制取

硝濃硝酸酸得主要途徑，其主要流程就是

將氨與空氣得混合氣(氧:氮仁2:1)通入灼

熱(760?840℃)得伯錯合金網，在合金網

得催化下,氨被氧化成一氧化氮(NO)。生

成得一氧化氮利用反應后殘余得氧氣繼

續氧化為二氧化氮,隨后將二氧化氮通入

水中制取硝酸。稀硝酸、濃硝酸、發煙

硝酸得制取在工藝上各不相同。[4]4

NH3(g)+50/g)—Pt-Rh—4NO(g)+6H

20(g)2N0(g)+0*g)------->2NO2

(g)3NO/g)+H20(l)------->2HNO3

(aq)+NO(g)其它工業上也曾使

用濃硫酸與硝石制硝酸，但該法耗酸量大,

設備腐蝕嚴重，現基本停止使用NaN

OXs)+H2soA)------>NaHSO4s)+H

NO式g)

化學性質

酯化反應(esterification)

硝酸可以與醇發生酯化反應生成對應得

硝酸酯，在機理上,硝酸參與得酯化反應

過去被認為生成了碳正離子中間體，但現

在許多文獻將機理描述為費歇爾酯化硝

酸反應(Fischeresterification),即“酸脫羥

基醇脫氫”與竣酸得酯化機理相同。

硝酸得酯化反應被用來生產硝化纖維，方

程式見下

3nHNO3+[C6H7O2(OH)3]n------->[C

6H7O2(O-NO2)3]n+3nH2O

石肖化反應(nitration)

濃硝酸或發煙硝酸與脫水劑(濃硫酸、五

氧化二磷)混合可作為硝化試劑對一些

化合物引發硝化反應，硝化反應屬于親電

取代反應(electrophilicsubstitution),反應

中得親電試劑為硝^離子,脫水劑有利于

硝^離子得產生。

最為常見得硝化反應就是苯得硝化：

Ph-H+HO-NO2------->Ph-NO2+H2

0

氧化還原反應(reduction-oxidationreacti

on)

硝酸分子中氮元素為最高價態(+5)因此

硝酸具有強氧化性,其還原產物因硝酸濃

度得不同而有變化，從總體上說，硝酸濃

度越高，平均每分子硝酸得到得電子數越

少，濃硝酸得還原產物主要為二氧化氮，

稀硝酸主要為一氧化氮，更稀得硝酸可以

被還原為一氧化二氮、氮氣、硝酸鏤等,

需要指出，上述只就是優勢產物,實際上

隨著反應得進行，硝酸濃度逐漸降低，所

有還原產物都可能出現。

硝酸有關電勢圖見下(標況E/V)

HNO3—0、798、9-NO2—1.08-H

NO2—1.04-NO—1.582-N2O—1.

77fN2—0、27-NH+4HNO3—0>

97fNOHNO3—1.25-N2OH

NO3—0>88-N2

以下提供一些典型反應

濃硝酸：

Cu(s)+4HNO3(aq)------->Cu(NO3)2(aq)

+2NO2(g)+2H2O(1)

P(s)+5HNO3(aq)------->H3Po*aq)+5

NO2(g)+H2O(1)

環己酮+濃硝酸-----*1,6-己二酸

(60%)

稀硝酸：

3Cu(s)+8HNOs(aq)------->3Cu(NO3)2(a

q)+2N0(g)+4H2O(1)

Fe(s)+4HN0a(aq)------->Fe(N03)X叫)+

NO(g)+2H2O(1)

3Zn(s)+8HN0s(aq)------->3Zn(NO3)2(a

q)+硝酸2NO(g)+4H2O(1)

4Zn(s)+1OHNOaCaq)------>4Zn(NO3)2

(aq)+N20(g)+5H2O(1)

4Zn(s)+lOHNOJaq)------>4Zn(NO3)2

(aq)+NH4NO3(aq)+3H2O(1)

6KI(aq)+SHNO^aq)-------->6KNOa(aq)

+3I/s)+2NO(g)+4H2O(1)

氫氧化鈉

氫氧化鈉(NaOH),俗稱燒堿、火堿、苛性

鈉，因另一名稱causticsoda而在香港稱

為哥士得，常溫下就是一種白色晶體，具

有強腐蝕性。易溶于水，其水溶液呈強堿

性，能使酚酉太變紅。氫氧化鈉就是一種極

常用得堿，就是化學實驗室得必備藥品之

一。它得溶液可以用作洗滌液。

制作少量氫氧化鈉

可以尋找一些碳酸氫鈉(小蘇打)(如

果有碳酸鈉更好)，再找一些氧化鈣(生石

灰)(一般得食品包裝袋中用來做吸水劑

得小袋子中有)。把生石灰放于水中，反應

后取上層清液倒入空得干凈得杯子中，把

碳酸氫鈉加熱一會兒倒入杯中，待其反應

一會兒直到杯中不再產生白色沉淀，濾去

沉淀，剩下得清液就就是氫氧化鈉。如果

需要純一點可以加熱一會兒，蒸發一部分

水,這樣可以得到比較純得氫氧化鈉。

CaO+HQ==Ca(OH)2

NaHCO3+Ca(OH)*===CaCO3+NaOH

+HQC碳酸氫鈉)

Ca(OH)2+Na2CO3==CaCO3I

+2NaOH(碳酸鈉)

NaOH得化學性質

l.NaOH就是強堿，具有堿得一切通

性。氫氧化鈉標準滴定

⑴在水溶液中電離出大量得0H

:NaOH=Na++0H-

(2)能與酸反應,NaOH+HCl=NaCl+H2

0

(3)能與一些酸性氧化物反應，

2NaOH+SO/不足)==Na2sO3+H2

O

NaOH+SO/過量尸===NaHSO/D(①生

成得Na2s。3與水與過量得SO板應生

成了NaHSO3)

2NaOH+S03====Na2sO4+HQ

2NaOH+3NOz====2NaNO3+NO+H2Q

(4)氫氧化鈉溶液與鋁反應，

2A1+2NaOH+2HQ==2NaA102+3H2

t(而且，在NaOH不足量時發生得反

應為2A1+6H2(D===(NaOH)===2A1(OH)

31+3H21)

(5)能強堿制取弱堿,NaOH+NH4C1==

NaCl+NH3?H2O

⑹能與某些鹽反應,2NaOH+C11SO4

==CU(OH)2I+Na2so4

(7)NaOH具有很強得腐蝕性。

(8)NaOH能吸收二氧化碳。反應過程如

下：

2NaOH+C0*==Na^O3+的(8眇

量)

NaOH+CO尸===NaHCOXCO2過量)

(9)NaOH能與二氧化硅反應,SiO2+

2NaOH====2NaSiO3+H￡)(故使瓶

塞與玻璃瓶粘與，不易打開)

(10)能與指示劑發生反應，堿得通性:遇無

色酚醐變紅(過濃得氫氧化鈉也會使酚

醐褪色),遇紫色石蕊試液變藍

過氧化鈉

化學式:Na￡）2

過氧化鈉就是白色或黃色粉末，

摩爾質量為78g/mol,常用78g/mol

相對密度為2.47（水=1）

相對分子質量為78

熔點460℃（不分解）

化學性質

鈉在氧氣中燃燒生成過氧化鈉：

（1）氧氣濃度較低：4Na+0h=點燃二=2Na

。（氧化鈉）

（2）氧氣濃度較高:2Na+O2==點燃==Na2

0*過氧化鈉）過氧化鈉不就是堿性

氧化物，但也可與二氧化碳，酸反應，反應

過程中均有氧氣放出，化學方程式分別

為：

2NaA+2cO2—2Na￡O3+0

2

2Na^O2+4HC1—4NaCl+2HQ

+O2t

與水反應，生成氧氣：

2Na/)2+2HQ—4NaOH+O2t,反

應放熱

總反應化學方程式：

2NaQz+2HQ-4NaOH+O2

t

與次高價氣態非金屬氧化物能發生氧化

還原反應，生成鹽,但不放出氧氣，如：

NaQ+CO-Na￡C)3

Na2O2+S02—Na2so4

與最高價氣態非金屬氧化物能發生氧化

還原反應,生成鹽，放出氧氣，例：

2Na/)2+2CO2—2Na^CO3+02

t

2Na^O2+2SO3—=2Na2sO4+O2t

用途

可做供氧劑，強氧化劑,具有漂白

性。它能與CO?作用放出。2。2

Na2O2+2CO2-2Na￡：O3+02

t根據這個性質，可將它用在礦山、

坑道、潛水或宇宙飛船等缺氧得場合，將

人們呼出得co2H轉換成02,以供呼吸

之用。它還可以用于消毒、殺菌與漂白。

（多用KOz而不用NaQJ它具有強

氧化性，在熔融狀態時遇到棉花、炭粉、

鋁粉等還原性物質會發生爆炸。因此存

放時應注意安全,不能與易燃物接觸。它

易吸潮，遇水或稀酸時會發生反應，生成

O2o過氧化鈉可用來除去。2中得H2

O與CO綠質。它能與CC）2作用，放

出02。根據這個性質，可將它用作供氧劑,

用于礦山、坑道、潛水或宇宙飛船等缺

氧得場合,將人們呼出得co2M轉換成o2,

以供呼吸之用。過氧化鈉還可以用于

消毒、殺菌與漂白等，在工業上常用做漂

白劑、殺菌劑、消毒劑、去臭劑、氧化

劑等。熔融態得過氧化鈉就是非常好

得氧化劑,可以把Fe氧化為高鐵酸根，甚

至可以在常溫下把有機物轉化為碳酸

鹽。

氯化車貝

BaC12、式量208。劇毒，熔點925c

沸點1560℃,相對密度3.85624,溶于水，

微溶于鹽酸與硝酸,難溶于乙醇與乙醛，

易吸水，需密封保存。作分析試劑、脫水

劑,制領鹽，以及用于電子、儀表、冶金等

工業

硫酸銅

硫酸銅為天藍色或略帶黃色粒狀晶體，水

溶液呈酸性,屬保護性無機殺菌劑，對人

畜比較安全。化學式CuSO4。一般為五

水合物CuSO4-5H2O,俗名膽磯;藍色斜

方晶體;密度2.284克/厘米3。硫酸銅就

是制備其她銅化合物得重要原料。同石

灰乳混合可得“波爾多”溶液用作殺蟲

劑。硫酸銅也就是電解精煉銅時得電解

液。

化學品英文名稱:coppersulfate

硫酸銅結晶水合物得俗稱:藍磯、

膽磯分子式:CuSO4（純品）,CuSO4-5H2O

（水合物）

相對分子質量：159、68

外觀與性狀:藍色三斜晶系結晶。

熔點（℃）:200（無水物）

沸點（C）:高溫分解

相對密度（水=1）:228

溶解性:溶于水,25℃時水中溶解度為23.

05g,溶于稀乙醇，不溶于無水乙醇、乙醛、

o

主要用途:用來制取其她銅鹽，也用作紡

織品媒染劑、農業殺蟲劑、殺菌劑、并

用于鍍銅。

硫酸銅其五水合物又稱藍磯或膽磯。硫

酸銅也經常作為五水合硫酸銅晶體得簡

稱。

硫酸銅及其溶液硫酸銅CuSO4

分子量160（硫酸銅晶體:CuSCU?5HQ

分子量249、68）

深藍色大顆粒狀結晶體或藍色顆粒狀結

晶粉末。有毒，無臭，帶有金屬澀味。

干燥空氣中會緩慢風化。溶于水，水溶液

呈弱酸性（288K時,0、Imol/L得CuSCU

溶液pH=4.2),不溶于乙醇。晶體受熱時

會失去結晶水,45℃左右時失去兩分子結

晶水,110℃以上失去四分子結晶水,25

8℃以上將失去全部水結晶成為白色粉

末狀無水硫酸銅,650C則分解成氧化銅

與三氧化硫。無水硫酸銅有極強得吸水

性，把它投入95%乙醇或含水有機物，即

吸收水分而恢復為藍色結晶體。硫酸銅

中得銅離子能破壞蛋白質得立體結構，使

之變性。測定蛋白質濃度時常在蛋白質

中加入堿，再加入硫酸銅溶液，此時溶液

會變為紫色,這個反應被稱為雙縮月尿反

應。

無水硫酸銅為白色粉末;吸水性很強，吸

水后呈藍色。硫酸銅加熱到650℃時分解

成CuO:化學反應硫酸銅就是制備其她銅

化合物得重要原料。同石灰乳混合可得

“波爾多”溶液用作殺蟲劑。硫酸銅也

就是電解精煉銅時得電解液。

無水硫酸銅加熱到923K時,分解成CuO

CuSCU==力口熱==CuO+SC)31

或者2CuSC）4==力口熱==2CuO+2s。2t+02

t

或者Fe+CuSO4===FeSO4+Cu

用于檢驗硫酸銅

CuSCU+H2s===CuS（黑色沉淀）+H2so

4

硫酸銅溶液電解

2CUSO4+2H2O==M電==2H2so4+2C11+O2

t

碳酸鈉

碳酸鈉，俗名蘇打、純堿、洗滌堿，化學式:

Na2co3,普通情況下為白色粉末,為強電

解質。密度為2.5328/53,熔點為851°C,

易溶于水，具有鹽得通性。

【化學式】Na2CO3

【相對分子質量】106

【俗名】塊堿、純堿、蘇打（Soda）、堿

面、口堿（歷史上，一般經張家口與古北口

轉運全國，因此又有“口堿”之說。）、堿

面（食用堿）,無結晶水得工業名稱為輕質

堿，有一個結晶水得工業名稱為重質

堿。

【外觀】白色粉末狀，就是固體

【相對密度（水=1）】2.532

【熔點】851℃

【溶解度】21g20℃

【分類】強堿弱酸鹽**注意**（純堿就

是鹽，不就是堿,只就是溶液顯堿性）

化學性質

在空氣中易風化

⑴其水溶液呈堿性，能與酸產生一定反

應。

Na2CO3+2HC1====2NaCl+H2O+

CO2t（酸過量）

Na2CO3+HC1====NaCl+NaHCO3

（碳酸鈉過量）

（2）Na2CO3與堿反應。

Na2CO3+Ca（OH）2====CaCO3I+2

NaOH

Na2CO3與NaOH不反應。

(3)Na2CO3與鹽反應。

Na2CO3+BaC12====2NaCl+BaC03

【碳酸鋼白色沉淀，不溶于水(難溶于水),

但可溶于酸】

3Na2CO3+A12(SO4)3+3H20====2A

l(0H)31+3Na2SO4+3CO2t

【氫氧化鋁白色沉淀，不溶于水,可溶于

酸】

(4)Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3

侯氏制堿法

(1)NH3+H20+C02===NH4HC0

3

(2)NH4HCO3+NaCl(飽與)====NH

4C1+NaHC03I(平時這樣得反應一般

認為不進行,但就是由于在某個溫度下，

碳酸氫鈉得溶解度較低，會沉淀出來，所

以這個反應能夠一定程度上進行)

(3)2NaHCO3=△=Na2CO3+H2O+C

02t即：

①NaCl(飽與)+NH3+H20+CO2==

==NH4C1+NaHCO3J

②2NaHCO3=A==Na2CO3+H2O+C

02t

氨氣與水與二氧化碳反應生成一分子得

碳酸氫錢，這就是第一步。

第二步就是:碳酸氫錢與氯化鈉反應生成

得碳酸氫鈉沉淀與氯化鏤,碳酸氫鈉之所

以沉淀就是因為它得溶解度較小。

根據NH4C1溶解度比NaCl大,而在低

溫下卻比NaCl溶解度小得原理，在27

8K?283K(5℃—10℃)時,向母液

中加入食鹽細粉，而使NH4C1單獨結晶

析出供做氮肥。

此法優點:保留了氨堿法得優點,消除了

它得缺點，使食鹽得利用率提高到96%;

NH4C1可做氮肥;可與合成氨廠聯合，

使合成氨得原料氣CO轉化成CO2,革

除了CaC03制C02這一工序。

碳酸鈉

碳酸鈉，俗名蘇打、純堿、洗滌堿，化學式:

Na2co3,普通情況下為白色粉末，為強電

解質。密度為2.5328/加3,熔點為851°C,

易溶于水，具有鹽得通性。

【化學式】Na2CO3

【相對分子質量】106

【俗名】塊堿、純堿、蘇打（Soda）、堿

面、口堿（歷史上，一般經張家口與古北口

轉運全國，因此又有“口堿”之說。）、堿

面（食用堿）,無結晶水得工業名稱為輕質

堿，有一個結晶水得工業名稱為重質

堿。

【外觀】白色粉末狀，就是固體

【相對密度（水=1）】2.532

【熔點】851℃

【溶解度】21g20℃

【分類】強堿弱酸鹽**注意**（純堿就

是鹽，不就是堿,只就是溶液顯堿性）

化學性質

在空氣中易風化

⑴其水溶液呈堿性，能與酸產生一定反

應。

Na2CO3+2HC1===2NaCl+H20+

C02t(酸過量)

Na2CO3+HC1====NaCl+NaHC03

(碳酸鈉過量)

(2)Na2CO3與堿反應。

Na2CO3+Ca(0H)2====CaC03!+2

NaOH

Na2CO3與NaOH不反應。

(3)Na2CO3與鹽反應。

Na2CO3+BaC12==2NaCl+BaCO3

［碳酸鐵白色沉淀，不溶于水(難溶于水),

但可溶于酸】

3Na2CO3+A12(SO4)3+3H20====2A

l(0H)31+3Na2SO4+3CO2t

【氫氧化鋁白色沉淀，不溶于水,可溶于

酸】

(4)Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3

侯氏制堿法

(1)NH3+H20+C02====NH4HC0

3

(2)NH4HCO3+NaCl(飽與)===NH

4C1+NaHC03I(平時這樣得反應一般

認為不進行,但就是由于在某個溫度下，

碳酸氫鈉得溶解度較低,會沉淀出來，所

以這個反應能夠一定程度上進行)

(3)2NaHCO3=A==Na2CO3+H20+C

02t即：

①NaCl(飽與)+NH3+H20+C02==

==NH4C1+NaHC03I

②2NaHCO3=△二二Na2CO3+H2O+C

02t

氨氣與水與二氧化碳反應生成一分子得

碳酸氫鏤，這就是第一步。

第二步就是:碳酸氫鏤與氯化鈉反應生成

得碳酸氫鈉沉淀與氯化鏤,碳酸氫鈉之所

以沉淀就是因為它得溶解度較小。

根據NH4C1溶解度比NaCl大,而在低

溫下卻比NaCl溶解度小得原理，在27

8K?283K(5℃-10℃)時,向母液

中加入食鹽細粉，而使NH4C1單獨結晶

析出供做氮肥。

此法優點:保留了氨堿法得優點，消除了

它得缺點，使食鹽得利用率提高到96%;

NH4C1可做氮肥;可與合成氨廠聯合，

使合成氨得原料氣CO轉化成CO2,革

除了CaCO3制CO2這一工序。

氫氧化鋁

氫氧化鋁(Aluminiumhydroxide),化學式A1(OH)3,就是鋁得氫氧化物。就是--種

堿，由于又顯一定得酸性,所以又可稱之為鋁酸(H3A1O3),但實際與堿反應時生成

得就是偏鋁酸鹽,因此通常在把它視作一水合偏鋁酸(HA102-H20)。按用途分為

工業級與醫藥級兩種。

氫氧化鋁與酸反應：

A1(OH)3+3HC1==A1C13+3H2O

Al(0H)3+3H+=A13++3H2O

氫氧化鋁與堿反應：

Al(OH)3+NaOH==Na[Al(OH)4]

氫氧化鋁在堿性環境中異構反應：

Al(0H)3二二H3A1O3(鋁酸)

A1(OH)3+OH-=A1O2-+2H2O

氫氧化鋁受熱分解：

2A1(OH)3=力口熱=A12O3+3H2O

氫氧化鋁水中兩種電離：

l.Al(OH)3=A13++30H-(堿式電離)

2.A1(OH)3+H2O=[A1(OH)4]-+H+(酸式電離)

其中得=[A1(OH)4卜中學上習慣寫成A102-,但就是實際上這就是錯誤得

氫氧化鋁實驗室制法

化學方程式:2A1+3H2so4(稀尸A12(SO4)3+3H2t

2A12+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2t

A12(S04)3+6NaA102+12H2O=8Al(0H)3I+3Na2(SO4)

或AI2(SO4)3+6NH3.H2O=2A1(OH)3I+3(NH4)2SO4

離子方程式:2A1+6H=2AI+3H2t

2Al+2OH+2H2O=2NaAlO2+3H2t

A1+3A1O2+6H2O=4A1(OH)3I

或2A1+6NH4.H2O=2A1(OH)3I+6NH4

①Al(0H)3就是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強酸，又能與強堿反應：

A1(OH)3+3HC1=A1C13+3H2OA1(OH)3+3H+=A13++3H2O

Al(0H)3+NaOH=NaA102+2H2OA1(OH)3+OH-=A102-+2H2O

0A1(OH)3受熱易分解成A12O3:2A1(OH)3==A12O3+3H2O(規律:不溶性堿受

熱均會分解)

③A1(OH)3得制備：

a、溶性鋁鹽與氨水反應來制備A1(OH)3

A1C13+3NH3?H2O=A1(OH)3I+3NH4C1(A13++3NH3?H2O=A1(OH)3I

+3NH4+)

A12(SO4)3+6NH3?H2O=2A1(OH)3I+3(NH4)2SO4(A13++3NH3-H2O

=A1(OH)3I+3NH4+)

因為強堿(如NaOH)易與A1(OH)3反應，所以實驗室不用強堿制備A1(OH)3,而用氨

水

b、偏鋁酸鈉與過量二氧化碳反應

NaAlO2+CO2+2H2O=NaHCO3+Al(OH)3I

過量得碳酸不與氫氧化鋁反應，保證A1全部生成氫氧化鋁

硝酸銀

有關方程式

2AgNO3+Cu=2Ag+Cu(NO3)2AgNO3+H

Cl-AgClI+HN03(可用于檢驗物質中就

是否含有氯離子）

氧化銀得制備

在Ag+鹽溶液中加入堿，先生成極不穩定

得AgOH后立即脫水成暗棕色得Ag2O

沉淀：

Ag++OH-=AgOH!（白）

2AgOH=Ag2O（暗棕色）+H2O

AgOH在水得條件下分解為Ag2O與H2

O故AgOH沉淀無意義。

離子式為2Ag++2OH-二Ag2O1+H2

O

2Ag20=（光照）4Ag+O2t

例如:2NaOH+2AgNO3=2NaNO3+Ag2O

I+H2O

硝酸銀得制備

1.工業制法：

工業上用Ag溶于中等濃度（約65%）得H

NO3中,所得得AgNO3溶液，經減壓蒸發

至出現晶膜，冷卻，便得AgN03無色透明

斜方晶體。

3Ag+4HNO3（稀）=3AgNO3+NO

t+2H2O

原料銀一般就是從精煉銅得陽極泥中得

到，其中含雜質銅,因此產品中含有硝酸

銅Cu(N02,根據硝酸鹽得熱分解溫度不

同，可將粗產品加熱到473K?573K,止匕時

Cu(NO3)2分解為黑色不溶于水得CuO,

將混合物中得AgNO3溶解后過濾除去C

uO,然后將濾液重結晶便得到純得AgNO

3o

2AgNO3=2Ag+2NO2t+02t

2Cu(NO3)2=2CuO+4NO2t+02

t

另一種提純得方法就是向含有Cu2+得A

gN03溶液中加入新沉淀出來得Ag20,

于就是溶液中存在下列兩個平衡：

Ag20(s)+H2O=2AgOHI2Ag++2

0H-

Cu+2+20H-=Cu(0H)2I

由于Cu(OH)2得溶度積比AgOH得溶度

積小，因此Cu2+大部分沉淀下來。隨著C

u(0H)2得沉淀,Ag20逐漸溶解,平衡向

右移動，過濾除去Cu(0H)2并重結晶，可

得至IJ純得AgN03

鈉

鈉（sodium）,一種金屬元素,質地軟,能使水分解釋放出氫。在地殼中鈉1得含量

為2、83齦居第六位，主要以鈉鹽得形式存在,如食鹽（氯化鈉）、智利硝石（稍酸

鈉）、純堿（碳酸鈉）等。鈉也就是人體肌肉與神經組織中得主要成分之一。在古

漢語中，“鈉”字得意思就是鍛鐵。

物理性質