H2S 水溶液称为氢硫酸，常态下 H2S 饱和时其浓度≤0.116 摩/升。在空气中不久即被溶入的 O2 氧化有 S 生成而显浑浊，故实验时应使用新配制的氢硫酸。弱酸性(比 H2CO3 稍弱)，能使石蕊变微红色，其电离方程式为：H2S H++HS? ，或 H2S+H2O H3O++HS?
第二步电离 HS? H++S2-则更弱。与金属则能与 Mg 反应(H+作用)缓慢出 H2，对不如 Mg 活泼的金属则难于反应。在空气里能使 Cu、Ag 变黑，如：4Ag+O2+2H2S 2Ag2S+2H2O 故光亮的银筷遇有 H2S 的腐毒食品表面发暗。与盐溶液反应常见的有两种情况，其一为符合弱酸难与强酸盐反应的，如 H2S通入 FeSO4 溶液不发生反应，另一似不符合“强酸复分解弱酸盐”的一般常规情况，如将 H2S 通入 CuSO4、Pb(NO3)2、PbAc2、HgCl2、AgNO3 等溶液里有沉淀产生，原因是 CuS、PbS、HgS、Ag2S 难溶于稀酸的特殊性所致。可参照下表了解一些硫化物对水、对酸反应的情况：
氢硫酸(H2S)遇 SO2 则被氧化析出硫：
2H2S+SO2=3S↓+2H2O
这是以还原性为主的 SO2，表现氧化性的实例之一。遇冷浓 H2SO4 氧化析出硫，加热条件下 H2S 被氧化产生 SO2；与浓 HNO3 则被氧化产生 H2SO4。与冷稀 HNO3
可得硫，而热稀 HNO3 则主要生成 H2SO4。实验室里可用 FeS 与稀盐酸或稀硫酸反应制取 H2S 绝对不能用浓 H2SO4 或 HNO3。欲获得干燥的 HKS，常用无水CaCl2 作干燥剂，而不能用浓 H2SO4 或碱石灰。H2S 中杂有少量 CO2 只宜用饱和NaHS 溶液洗气，若用 NaKS 溶液虽能去除杂质 CO2，但 H2S 与 Na2S 反应生成酸式盐造成 H2S 的损耗。
浓硫酸
无色液体，较粘稠。密度 1.84 克/厘米 3(96～98%)，沸点 338℃(98.3
%)。吸湿性强，可用为气体干燥剂(不能用于干燥 H2S、HI、HBr、NH3 等)，溶于水时放出大量热，稀释时只能缓慢注酸入水同时搅拌，以防剧烈放热酸 液飞溅伤人。具酸性，氧化性，吸水性和脱水性。其吸水性指吸游离水分， 可用于有机合成时吸收生成的水以利反应进行。如羧酸与醇的酯化、苯与硝 酸的硝化，皆需浓硫酸为吸水剂(有的还兼作催化剂)；用为干燥剂也是吸水 性的表现。脱水性能指由化合物中按 H∶O=2∶1 的原子数比使水脱去。如乙 醇与浓硫酸共热制乙烯或乙醚、甲酸用浓硫酸脱水制 CO，以及使纸张、糖发 生炭化(有时有副反应)等。其氧化性表现于如热浓硫酸与 Fe、Cu、Ag 等作用， 有 SO2 生成(若有硫酸盐生成可视为还体现了硫酸的酸性)；冷浓硫酸使 Al、 Fe 钝化；热浓硫酸与 C、S、P 反应生成 SO2、H2O 和碳、硫的二氧化物或磷酸。 此外浓硫酸于常温即可使 I? 、S2? 、Br? 、H2S、HI、HBr 氧化，但不能氧化 Cl? ，加热时亦如此。在有机物磺化时浓硫酸为磺化剂。
金属的钝化
某些金属经化学方法处理(如用强氧化剂或经阳极氧化处理)，由活泼态 转变为不活泼态的过程。处理后的表面形成致密而坚韧的氧化膜薄层，不易 腐蚀。如铁、铝能溶于稀硝酸，但用冷浓硝酸浸泡后则钝化而难与稀硝酸反 应，再浸入 CuSO4 溶液也不会置换出铜。此外镍、铬、钴、铋等金属可变为 钝态。但钝化是有条件的，如 Ni、Fe 钝化后可耐受氧化性强酸却不能耐受盐 酸。
硫酸的工业制法
19 世纪曾用以氮氧化物和二氧化硫反应体系的铅室法。现代皆用接触 法，开始阶段为制备 SO2 及其净化，即以 S 或 FeS2 为原料经燃烧产生 SO2， 再用稀硫酸、浓硫酸等洗涤和其它处理得到纯而干燥的 SO2 与空气的混合气 体以防催化剂中毒。第二阶段是 SO2 的催化氧化，将混合气体经 V2O5 或铂黑 催化剂生成 SO3。第三阶段是用 98.3%H2SO4 吸收 SO3(以防用水吸收生成难以 处理的酸雾)成发烟硫酸，根据需要加水稀释为各种浓度的硫酸。主要设备有 沸腾炉或燃硫炉、接触室和吸收塔。关键反应是：2SO2+O2
SO3+Q 为提高 SO2 转化率使平衡右移要有过最空气或 O2，温度控制在 500℃左右。这一温度 是催化剂活性强时的适宜温度。若温度过高则平衡强烈左移；过低则反应过 慢，使单位时间产量下降。加压虽有利于平衡右移，但工业上 SO2 不加压时 转化率已很高，而采用常压。用于计算的关系式为：FeS2～2S～2H2SO4
硫酸钙
CaSO4，无色晶体，熔点 1450℃(单斜晶体)，微溶于水。生石膏 CaSO4·2H2O 是天然矿物，为白、浅黄、浅粉红至灰色的透明或半透明的板状或纤维状晶 体。性脆，128℃失 1.5H2O，163℃失 2H2O。工业上将生石膏热至 150℃脱水 成熟石膏(烧石膏)CaSO4·H2O，或(CaSO4)2·H2O，加水又转化为 CaSO4·2H2O。 据此可用于石膏绷带、制作石膏模型、粉笔、工艺品、建筑材料。石膏还用 为水泥调速剂以控制其硬化速度。油漆腻子、纸张填料也用到石膏，日常点 豆腐可用它为凝结剂。农业上施用石膏以降低土壤的碱性。石膏矿与煤炭于 高温可制得 SO2 用于生产硫酸。CaSO4 溶解度不大，其溶解度呈特殊的先升高 后降低状况。如 10℃溶解度为 0.1928 克/100 克水(下同)，40℃为 0.2097，100℃降至 0.1619，使溶解硫酸钙的硬水在高压锅炉(可达 400℃)中结垢，造 成危害，应于事前 Na2CO3 使 CaSO4 转化为更难溶的 CaCOK 沉淀而除去(使硬水 软化)。在大理石遇稀 H2SO4 时因生成微溶 CaSO4 包于大理石表面阻碍与酸的 接触，使反应停止，故不能用稀 H2SO4 与大理石制取 CO2。
硫酸锌
ZnSO4，无色或白色晶体，受热时未到熔化即于 600℃分解为 ZnO 与 SOK， 溶于水，常见的皓矾为七水合物 ZnSO4·7H2O，无色晶体，易溶于水，280℃ 失水成无水物。水溶液呈弱酸性(Zn2+水解)。与 Na2S 溶液产生向色沉淀 ZnS；①
与少量 NaOH 溶液生成白色胶状 Zn(OH)2 沉淀，NaOH 过量则溶为 Na2ZnO2 ，是Zn(OH)K 两性的体现之一。若用新配制的 BaS 溶液与 ZnSO4 溶液以同摩尔浓度和等体积反应，则生成两种白色沉淀： ZnSO4+BaS=BaSO4↓+ZnS↓摩尔比为 1∶1，其遮盖力强即白色颜料锌钡白(立德粉)，皓矾还用做媒染 剂、收敛剂、补锌药剂、木材防腐剂等。
① Zn2+与过量的碱反应，则生成络离子 。一般把酸钠写作 Na2ZnO2。
硫酸钡
BaSO4，白色晶体。熔点 1580℃，难溶于水和酸，密度 4.5 克/厘米 3。 是唯一无毒的常见钡盐，天然矿物称为重晶石。用为白色颜料、纸张与橡胶 填充剂、X 射线透视胃肠时用的“钡餐”、与碳于高温反应可被还原为 BaS， 用于制造钡的其它化合物。BaSO4 为强电解质，但溶解度极小不能测出其在水 中的导电性。
氧族元素
元素周期表中ⅥA 族元素，包括氧、硫、硒、碲、钋 5 种元素。价电子 6 个，皆为最外层中的电子(ns2np4 结构)。得电子成-2 价阴离子的趋势显著 (Te、Po 除外)。除氧外，常见价态为-2、+4、+6，但 Po 为金属无负价，氧、 硫、硒的非金属性强或较强，能与多数金属或非金属直接化合。
氧族元素单质、化合物的相似性和递变性
O2 是无色无臭气体，O3 为浅蓝色气体，有特殊的鱼腥气味。天然硫是黄 色固体，由 S8 分子构成。硒和碲都是固体，结构较复杂。硒碲的化合物均有 毒性。除钋为金属外皆为非金属，都有同素异形体：氧有氧气和臭氧；硫有 菱形硫和单斜硫；硒有蓝灰色金属硒、红色无定形硒和黑硒；碲有银白色的 金属碲和棕黑色的无定形碲；它们在固态时都属于分子晶体，熔点沸点高、 具脆性。氧、硫为绝缘体，硒为半导体。随原子序数增加单质颜色渐深但至 与周期表中的金属紧邻的碲则出现金属的颜色和光泽；熔、沸点渐高，密度 渐大，传导性也逐渐加强。除氧常见只-2、0 价外，其它皆有-2、0、+2、+4、+6 价(Po 不计)。它们的非金属性渐弱而金属性渐强，单质的氧化性渐弱还原 性渐强。其中非金属皆能与氢直接化合但渐难，硫、硒、碲皆能在氧气中燃 烧，对其它金属非金属的反应也趋减弱。气态氢化物皆为无色可溶于水，除 水外皆具恶臭气味，且越趋难闻，并且具强烈毒性，这是本族的重要特点之 一。除水为中性外，H2S、H2Se、H2Te 水溶液皆呈弱酸性且依次渐强。氢化物 只水极难分解，其它氢化物则较易热分解并越来越易，稳定性渐弱，还原性 渐强。除水不可燃外，H2S，H2Se、H2Te 皆可点燃。除氧、钋外它们的+4 价 氧化物皆为 RO2 形式，但 SO2 为气体溶于水以还原性为主；SeO3 为白色固体溶 于水、剧毒；TeO3 为白色固体却难溶于水。其+6 价氧化物，SO3 为易气化的 纤维状白色针状晶体，SeO3 也是白色纤维状固体，它们皆溶于水生成对应的 含氧酸，而 TeO3 却带黄色或灰色是难溶于水只溶于碱的固体。含氧酸则 H2SO3 为仅存于水溶液中以还原性为主的中强酸，极易分解和氧化；H2SeO3 是无色 易风化固体于 70℃分解，溶于水，酸性弱；H2TeO3 的酸性更弱但毒性大。H2SO4 为有吸水性、脱水性和氧化性的强酸，于沸腾时缓缓少量分解。而 H2SeO4 是白色固体可溶于水，在 260℃分解，毒性大，其酸性很强，氧化性超过硫酸； 碲酸是很特殊的白色固态的弱酸，其氧化性介于 H2SO4、H2SeOK 之间。
氧族元素的性质
物理性质见下表
同素异形体
颜色状态
密 度
熔点(℃)
沸点(℃)
溶解性
氧
氧气 O2
臭氧 O3
无色气体 (无气味) 无色气体 (有气味)
1.429 克/升 (SPT)
2.144 克/升 (SPT)
-218.787
-192.7 ± 2
-182.962
-111.9
溶于水 溶于油
硫
斜方(菱形)硫 单斜硫
黄色晶体 (菱形) 苍黄色晶体 (针状)
2.07 克/厘 米 3(下同)
1.96
112.8
119.0
444.674
溶于 CS2 、
CCl4
难溶于水
硒
金属硒
无定形硒 黑硒
蓝灰色 有金属光 泽晶体 红色粉末 黑色固体
4.81
4.26
4.28
217
684.9 ± 1
684.8
溶于氯仿、 硫酸
溶于 CS2 、 硫酸
碲
金属碲
无定形碲
银白色固体
棕黑色粉末
6.25
6.00
452
449.5 ±
0.3
1390
989.8 ±
3.8
溶于硫酸、 王水
钋
α简单立方形
β菱形
银白色金属 同上
9.4
254
962
氧族元素的非金属性弱于同期中的卤素，O2 能和多种物质反应，与大多数金属和非金属生成氧化物、与大多数非金属氢化物反应使其氧化、与低价态氧 化物反应使价态升高、与硫化物反应生成对应的氧化物或硫酸盐。硫的氧化 性比氧弱，能与多数金属直接化合为硫比物，和非金属反应多数生成共价型 硫化合物，能在 O2 里燃烧。硒弱于硫但很相似，碲则更弱。
钠的物理性质
钠是银白色的金属，熔点 97.8℃，受热容易熔融。沸点 882.9℃，密度0.97 克/厘米 3，比水还轻。硬度 0.4，很软，可以用刀子切割。钠和含钠化 合物燃烧的火焰具有特征的黄色，一般可以据此判断钠元素的存在，如普通 玻璃管灼烧时的火焰呈黄色，就是由于玻璃中含有钠元素的缘故。
钠的化学性质
钠是第三周期ⅠA 族元素，最外层电子是 3S1，极易失去，因此钠是非常 活泼的金属元素。钠在空气中极易氧化，迅速失去金属光泽，所以钠不能露 置于空气中，而应贮存在煤油里。钠在空气中受热会发生燃烧，生成过氧化 钠。2Na+O2Na2O2 钠能跟卤素、硫、磷、氢等非金属直接发生反应，生成 相应的化合物，如2Na+Cl2=2NaCl
2Na+S=Na2S
钠跟水发生剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气。
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
由于此反应放出大量的热，能引起氢气燃烧，所以钠失火不能用水扑救。钠 具有很强的还原性，可以从一些熔融的金属卤化物中把金属置换出来。由于 钠极易与水反应，所以不能用钠把居于金属活动性顺序钠之后的金属从其盐 溶液中置换出来。
钠的用途
钠有广泛的用途。(1)做还原剂，用以将钛、锆、铌、钽等在国防工业上 有重要用途的金属从其熔融的卤化物中还原出来。(2)做化工原料，用以生产 丁钠橡胶、氢化钠、过氧化钠、氰化钠等含钠化合物。(3)制造合金。钠与汞 的合金钠汞齐，用做有机合成的还原剂。钠铝合金 Na4Pb，用于汽油抗爆剂 四乙基铅的生产：Na4Pb+4C2H5Cl=(C2H5)4Pb+4NaCl。钠钾合金，在室温下呈 液态，它的密度、粘度小，比热大，导热率高，用做核反应堆的冷却剂和热 交换剂。(5)做电光源。钠蒸气的黄光透雾力强，用钠制造的高压钠灯广泛用 于公路照明。
过氧化钠
化学式 Na2O2，淡黄色粉末，密度 2.805 克/厘米 3。它具有强氧化性， 在熔融状态时遇到棉花、炭粉、铝粉等还原性物质会发生爆炸。因此存放时 应注意安全，不能与易燃物接触。它易吸潮，遇水或稀酸时会发生反应，生 成 H2O2。
Na2O2+2H2O 2NaOH+H2O2
Na2O2+H2SO4(稀) Na2SO4+H2Ok
反应放热，使 H2O2 立即分解放出 O2。
2H2O2 2H2O+O2↑
它能与 CO2 作用，放出 O2。
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
根据这个性质，可将它用在矿山、坑道、潜水或宇宙飞船等缺氧的场合，将 人们呼出的 CO2 再转换成 O2，以供呼吸之用。它还可以用于消毒、杀菌和漂 白。
碳酸钠
化学式 Na2CO3，工业上叫做纯碱，俗名苏打。无水碳酸钠是白色粉末， 熔点 851℃，密度 2.532 克/厘米 3，易溶于水，吸湿结块。它是强酸弱碱盐， 容易水解，水溶液呈碱性。它常以水合物形式存在，如一水合物 Na2CO3·H2O， 七水合物 Na2CO3·7H2O 和十水合物 Na2CO3·10H2O，后者是白色晶体，容易风 化，是日常食用碱的主要成分，又称晶碱或洗濯碱，北方盐碱湖中有天然产 出，故又称天然碱，碳酸钠可由氨、二氧化碳和饱和食盐水共同作用制得， 也可以用天然碱加工精制而得。碳酸钠是基础化工产品之一，产量大，用途 广泛，是玻璃、造纸、肥皂、洗涤剂、石油、染料、食品等工业的重要原料， 冶金工业的助熔剂，硬水的软化剂，还可以从它制得钠的其它化合物。
碳酸氢钠
化学式 NaHCO3，俗名小苏打，白色粉末，密度 2.20 克/厘米 3，270℃时 分解生成碳酸钠，能溶于水。它是强碱弱酸盐，水溶液因水解而呈弱碱性。 受热或遇酸能放出 CO2，故可作为工业上的 CO2 源，如用做橡胶工业的发泡 剂、清凉饮料的 CO2 发生剂。它与酒石酸氢钾 [KHC4H4O6]、磷酸二氢钙 [Ca(H2PO4)2]等混合，可制成发酵粉，用以焙制面包、饼干和家庭发面。它 是消防用泡沫灭火剂和干粉灭火剂的重要原料，还是制造胃药的重要成分， 用以中和多余的胃酸。
硫酸钠
化学式为 Na2SO4，俗名元明粉，无色斜方晶体，熔点 884℃。常以水合 物形式存在，如十水硫酸钠(Na2SO4·10H2O，俗称芒硝)。有苦咸味，易溶于 水。芒硝加热到 100℃失去结晶水，或在空气中迅速风化，转变为无水白色 粉末。用于制硫化钠(Na2S，其九水合物又称硫化碱或臭碱)、纸浆、玻璃、 水玻璃、瓷釉、洗衣粉、制革等，并用做缓泻剂和钡盐中毒的解毒剂等。
钾 肥
钾素肥料的简称，是以钾为主要养分的肥料。主要有氯化钾、硫酸钾、 草木灰、钾石盐(KCl·NaCl)、窑灰钾肥等。大都能溶于水，肥效较快，并能 被土壤吸收，不易流失。磷酸二氢钾(KH2PO4)是一种复合高效的肥料，又可 用于制药物或焙粉。钾肥施用适量时，能使作物茎杆长得坚实，防止倒伏， 促进开花结实，增强抗旱、抗寒、抗病虫害的能力。
碱金属
周期表ⅠA 族元素，包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和钫 (Fr)等 6 种元素。其中钫(Fr)为放射性元素。它们的氢氧化物均易溶于水， 都有强碱性，因而得名；都以化合态(钫除外)存在于自然界中。原子的内电 子层都是稳定结构，最外层只有 1 个电子(ns1)，易于失去而成+1 价离子， 没有变价。单质的密度小，是金属里最轻的。熔点低，硬度小，导电性强。 当表面受到光照射时，电子可以从表面脱出，用铷和铯制造光电管就是利用 这一性质。碱金属能在常温下形成液态的合金，例如钾钠合金(熔点-12.3
℃)、钠汞齐①(熔点-36.8℃)。前者具有高的比热，用做核反应堆的冷却剂； 后者是一种活泼的还原剂，常用于有机合成中，由于这种合金可能缓和钠作 用的激烈程度，比纯钠更适用。碱金属表现出最典型的金属化学性质，化学 性质非常活泼，具有强还原性。金属性随着原子序数的增加、原子半径增大 而增强。碱金属及其挥发性化合物在灼烧时，发生特征的颜色。
① 齐，旧读音 jì，合金，今义多读 qí。
碱金属元素单质、化合物的相似性和递变性
碱金属均属于轻有色金属，其原子具有相同的价电子层结构(参看碱金 属)，性质相似，如单质的密度、硬度、熔点都很低，导电性强；它们都能与 水、氧、硫、磷、卤素等非金属直接反应而生成 M+的各种化合物。但由于碱 金属的原子半径一般都随着电子层数的增多而增大，它们的化学活泼性，如 化学反应激烈程度，随核电荷数增多而加强。钠和钾在空气中微热就可燃烧， 钠生成过氧化钠(Na2O2)，钾生成超氧化钾(KO2)，铷和铯在室温下就会自燃 生成超氧化物。碱金属氧化物跟水反应，Li2O 反应很慢，Na2O、K2O 反应快， Rb2O、Cs2O 反应很快、会发生燃烧甚至爆炸；所生成的对应的水化物，均为 强碱，碱性依次增强。又如金属单质跟水反应，锂反应较慢，钠很激烈，钾 燃烧，铷和铯则发生爆炸。碱金属与所有化学试剂(除氮外)作用的活泼性都 是从锂到铯递增。
氮族元素
周期表中ⅤA 族元素，包括氮、磷、砷、锑、铋 5 种元素。其最外层电 子中 5 个电子皆为价电子，最高可呈+5 价。随原子半径的增大，由氮、磷是 典型非金属过渡到有较显著的金属性的非金属元素砷，再后则为两性金属锑 和铋，体现了非金属性渐弱金属性渐强的递变性。单质的颜色开始时较深， 其后与金属区接近处又渐为金属色，如灰色的砷，银白色的锑和银白微红色 的铋。密度由小渐大，熔点 N2 很低，磷则升高，砷更高，但至锑、铋则皆为 易熔金属，铋更低。单质的氧化性渐弱，还原性渐强，总体还原性占优势如 磷、砷皆以还原性为主，锑、铋只体现还原性，其气态氢化物 NH3、PH3、AsH3 的稳定性渐弱，毒性加强。而其水溶液如氨水为弱碱性，与ⅥA、ⅦA 的气态 氢化物不同。其最高氧化物水化物的酸性渐弱，HNO3 为强酸，H3PO4 是中强酸， H3AsO4 很弱。锑铋的最高氧化物的水化物呈两性。本族的特殊物质性质如氨 的熔沸点和水溶性比同族非金属氢化物高；N3? 、P3? 皆不能存于水溶液等。
氮气的物理性质
无色无味气体，标准状况下密度 1.2506 克/升，液氮 0.8081 克/厘米 3。 沸点-195.8℃，熔点-209.86℃，难液化在水里溶解度很小，20℃时 1 体积水 仅溶解 0.0155 体积 N2。空气溶入水的 O2 比 N2 多，升温使溶于水的空气逸出 其含氧量高于普通空气。
氮气的化学性质
氮元素是相当强的非金属，次于氟、氧、氯居第四位。N2 分子中 N≡N 键能很大，达 949 千焦/摩，不易解离为原子，而表现出稳定性和化学惰性。 高温或放电条件下分子中化学键破坏而能与多种元素反应。如与 H2 生成 NH3；与 Mg、Ca、Sr、Ba 生成氮化物 Mg3N2、Ca3N2 等；与 O2 在电弧高温下少 量反应生成 NO，此反应吸热是 O2 与其它物质化合时所罕见的。对碱金属只易 与锂化合成氮化锂 Li3N，却不与其它碱金属直接反应。
氮气的用途
主要用于合成氨以制化肥、硝酸、炸药、塑料等。N2 不支持呼吸而用于 保存粮食、水果，以减缓代谢，使害虫缺氧死亡。N2 稳定而用做某些金属焊 接时的保护气；于白炽灯内充入一定量 Ar、N2 混合气能防止钨丝氧化和减慢 挥发。液氮可达-196℃低温，用做深度致冷剂，医疗上用液氮冻掉疣瘤，科 研上也常用液氮致冷。
氮的固定(生物固氮)
将空气里游离态氮转化为化合态氮的过程。人工固氮如合成氨、电弧法 制 NO、电炉法制氰氨化钙(CaCN2)等。生物固氮是微生物或某些藻类体内的 固氮酶(含铁、钼的蛋白质类)把空气中 N2 转化为可供植物利用的化合态氮的 过程。如大豆、花生根部的根瘤菌可把 N2 转化为铵态氮，且在常温常压下进 行。估算每年生物固氮量约 2 亿吨，是世界化肥产量的 4～5 倍。化学模拟生 物固氮的研究虽有进展，但仍未到实用阶段。
氨的物理性质
无色气体，具特有的强烈刺激性气味。密度 0.771 克/升(标准状况)，比 空气轻。沸点-33.35℃，高于同族氢化物 PH3、AsH3，易液化。熔点-77.7℃。 液氨密度 0.7253 克/厘米 3，气化热大，达 23.35 千焦/摩，是常用的致冷剂。 极易溶于水，20℃时 1 体积水能溶解 702 体积 NH3。充满 NH3 的烧瓶做喷泉实 验后得到的稀氨水约为 0.045 摩/升。用水吸收 NH3 时要用“倒放漏斗”装置 以防倒吸。液氨是极性分子，似水，可发生电离：也能溶解一些无机盐如 NH4NO3、AgI。空气中允许 NH3 最高含量规定为 0.02 毫克/升，若达 0.5%则强烈刺激粘膜，引起眼睛和呼吸器官的症状。
氨的化学性质
较为稳定，具碱性和弱还原性。常见反应如体现其碱性的加合，与水生 成 NH3·H2O，在溶液中有平衡关系：属于 NH3 的孤对电子与 H+空轨道形成配位键的加合。此外 NH3 的孤对电子与 某些物质形成配位键而使氨水能溶解 AgCl、AgBr、AgOH、Ag2O 生成Ag(NH3 ) 2 ，也能溶解Cu(OH) 2 生成Cu(NH 3 )的深蓝色可溶物。利用NH 3 与HCl 相遇出白烟(微粒 NH4Cl)，可彼此互验。氨的弱还原性表现于如对 O2、
3
Cl2 、Br2 、HClO等的反应，皆将NH 3中 N 氧化为更高价态，常见反应有：
4NH3+3O2(纯)2N2+6H2O
8NH3+3Cl2 N2+6NH4Cl
氨的用途
大量用于生产化肥：尿素 CO(NH2)2、硫铵(NH4)2SO4，硝铵 NH4NO3 等。生 产纯碱用 NH3 与 NaCl、H2O 和 CO2 反应，副产品是氯铵 NH4Cl 化肥。氨还用于 生产合成材料如聚氨酯塑料、丁腈橡胶，粘合剂，染料和一些药品和医药。 氨氧化法可生产硝酸用于制造炸药和染料。10%的氨水可用于减轻皮肤上蚊 虫叮咬的伤痛，其刺激气味可用于使处于麻醉状态和昏厥状态的人苏醒。
合成氨
用 N2、H2 直接在一定条件下化合为 NH3。工业合成氨的方法是 19 世纪初 德国化学家哈伯(FritzHaber，1868—1934)发明的。关键反应为：
N2+3H2 2NH3+Q
最适条件是以铁触媒为催化剂在高温、高压下反应，温度 400～550℃，过高 则化学平衡强烈向左移动，过低则反应速度过慢，降低单位时间氨产量，此 温度也是催化剂活性最强的温度范围。压强高平衡右移有利于 NH3 的生成， 但过高则给设备和技术条件造成困难，常以 150～300 兆帕为宜，过低则平衡 右移微弱致使 NH3 产量降低。工业上以空气、水、煤、天然气、石化产品等 首先制得 N2、H2，经严格提纯(防止催化剂中毒)，给 N2：H2=1：3(体积)的混 合气体施以高压，通入装有铁触媒的合成塔，在高压和 400～550℃条件下反 应，仅有部分 N2、H2 合成 NH3。再导出冷却分离出 NH3 后将未反应的 N2、H2 循环使用，以提高原料利用率降低成本。若以焦炭、水、空气为原料时，理 论上用于计算的关系式为 3C～4NH3。
铵盐的性质
皆为晶体，易溶于水，常伴有吸热现象。在水溶液中水解呈弱酸性(除 共热则出 NH3，是铵盐的重要检验方法之一。热分解情况与对应的酸有关。
一般非氧化性酸的铵盐热分解产物为 NH3 与对应酸，如 NH4Cl，NH4Br，(NH4)3PO4 等。氧化性酸的铵盐热分解比较复杂，产物有 N2 或其氧化物出现，如：
NH4NO3N2O+2H2O
NH4NO2 N2+2H2O
(NH4)2Cr2O7N2+Cr2O3+4H2O
强酸铵盐与弱酸铵盐相比，弱酸铵盐的稳定性差，如(NH4)2CO3 在常温就缓慢
分解成 NH3、CO2 和水蒸气而损失。
硝酸的物理性质
无色液体，密度 1.5027 克/厘米 3，熔点—42℃，沸点 83℃，不断挥发 出的蒸气有毒性和腐蚀性气味，易溶于水，属于挥发酸。常用者为 68%溶液， 无色，密度 1.41 克/厘米 3，约相当于 15 摩/升。沸点 120.5℃。93%HNO3 因溶入 NO2 而呈黄至棕黄色，开盖则逸出棕色浓雾，叫发烟硝酸。应密闭保 存于棕色玻璃塞瓶中，不可用无色试剂瓶和橡皮塞，以防见光分解，挥发和 腐蚀橡皮。
硝酸的化学性质
HNO3 具强酸性，强氧化性，浓硝酸能与除 Au、Pt、Ta、Rh、Ir 等很不活 动金属外的所有金属反应。与冷浓 HNO3 呈钝态的金属有 Fe、Al、Cr；生成可 溶性硝酸盐与 NO2。(有时杂有 NO)的有 Cu、Ag、Hg 等；生成含氧酸或氧化物 的有 Sn、Sb、W、Mo 等。对非金属可把 C、S、P 氧化为 CO、H2SO4、H3PO4。 稀硝酸氧化性比浓硝酸弱。因浓度不同还原产物可出现 NO、N 2 O、NH 4 等。个别杂有H 2 。实际上HNO3 还原产物是不单一的，只是
以某种为主，如 6～8 摩/升 HNO3 还原产物以 NO 为主。
HNO 不能与HI、H S、HBr、Fe 2+ 、SO 、SO 2- 等有明显还原性的物 质共存，因条件不同可将它们氧化为 I2 或 HIO3、S 或 H2SO4、Br2、Fe3+、 H 2SO 4 、SO 2- 等。对有机物，浓硝酸与之发生硝化或硝酸酯化反应。HNO在光、热条件下分解，也能与木屑、碎布等可燃性有机物反应甚至燃烧，或 自燃。保存时应使用棕色玻璃寒瓶，远离火源和叮燃有机物。浓硝酸与浓盐 酸以体积比 1：3 混合而成“王水”能溶解 Au、Pt 等，王水不稳定，要现用 现配。
硝酸的工业制法 历史上曾用智利硝石与浓硫酸共热制取。现改用氨氧化法制取，其法以氨和空气为原料，用 Pt—Rh 合金网为催化剂在氧化炉中于800℃进行氧化反应，生成的 NO 在冷却时与 O2 生 NO2，NO2 在吸收塔内用水吸收在过量空气中 O2 的作用下转化为硝酸，最高浓度可达 50%。制浓硝酸则把50%HNO3 与 Mg(NO3)2 或浓 H2SO4 蒸馏而得。主要生产阶段的反应为：
4NO+2O2 4NO2
4NO2+O2+2H2O 4HNO3（即有 O2 时 3NO2+H2O 2HNO3+NO
计算时关系式为 NH3～HNO3+NO。硝酸厂尾气中氮的氧化物>0.4%(体积)需用碱液吸收制成 NaNO2：
NO+NO2+NaOH NaNO2+H2O
否则，严重污染大气。
一氧化氮
NO，无色气体，密度 1.2402 克/升(标准状况)，液态 NO 为蓝色，密度1.2906 克/厘米 3，熔点—163.6℃，沸点—151.8℃。微溶于水，20℃1 体积 水可溶解 0.0471 体积。与空气接触则立即氧化为 NO2。但此反应在温度低时速度快，温度高时反应速度变慢，与一般反应速度与温度的关系不同。NO 也 具氧化性，在加热时与铜反应生成 CuO 和 N2。工业上用氨氧化法制取，个别 水电发达地区曾用电弧法使 N2、O2 反应制取但转化率很低，能耗很大。实验 室用稀硝酸与铜反应制取，开始稍加热使反应起动，收集则必须用排水集气 法。NO 是大气污染物之一，能与血红蛋白结合，严重时有中毒现象。
二氧化氮
NO2，棕红色气体，密度 1.4494 克/升(标准状况)，熔点—11.20℃，沸 点 21.2℃。NO2 与 N2O4 有平衡关系，2NO2 N2O4+Q，冷却或加压则平衡右移。 常温时 NO2 中有一定量 N2O4，而使实测的分子量比由 NO2 分子式算出的数值稍 大。具氧化性，能与热铜反应生成 N2 与 CuO，也能使 KI—淀粉湿试纸变蓝， 对橡胶腐蚀严重。与水反应为：3NO2+H2O 2HNO3+NO↑
在氧气存在时则反应为：
4NO2+O2+2H2O 4HNO3
有关 NO、NO2、O2 作用常用的反应式(除上述外)还有：
4NO+3O2+2H2O 4HNO3
据此若 NO2：O2 4：1(体积)的气体通入水中理论上应完全消失，若 NO：NO2：O2=1：1：1(体积)的混合气体通入水中也应完全消失。NO2 也是大气污
染物。实验室用浓 HNO3 与 Cu 反应制取。
硝酸盐的性质
皆为易溶于水的晶体，结晶水合物的颜色由阳离子而定，一般皆易溶于 水。常温下除 AgNO3 等少数见光易分解外，其它都较稳定。其热分解产物与 阳离子有关，可大致参照金属活动性分为：Mg 以前金属硝酸盐热分解成亚硝 酸盐与 O2；Mg～Cu 间金属硝酸盐热分解产物为氧化物、O2 与 NO2；位于 CU 以后的产物则为单质、NO2、O2。特殊情况如 LiNO3 分解为 Li2O 等而不是
+5
LiNO 2 ，Mn(NO3 ) 2 分解为MnO2 、NO2 不出O2 。加热时硝酸盐中 N 的氧化性显著，如黑火药中的 KNO3 为氧化剂，在点燃时与 C、S 反应而爆发。在溶液里硝酸盐氧化性可因加酸而增强，如FeSO4 与KNO 3 溶液混合NO 3并不氧化 Fe2+，但加硫酸，则很快反应生成 Fe3+使溶液变黄。初步检验硝酸盐的方法是，将待测液蒸发浓缩，加铜与浓硫酸共热若有棕红色 NO2 气体产生，
则原溶液中有NO 3 。
亚硝酸钠
NaNO2，苍黄色或无色至白色晶体，熔点 271℃，在 320℃分解。极易溶 于水，难溶于乙醇、乙醚。在空气中逐渐吸收 O2 而转化为 NaNO3。所以要密 闭保存。有毒性，施工防冻用“工业盐”主要成分是 NaNO2，要严格与食盐 区别以防中毒。NaNO2 中的氮呈+3 价，属于中间价态， 其溶液遇酸化的KI淀粉试液则变蓝，说明NO2 有氧化性；酸性KMnO 4 溶 液遇到 NaNO2 则紫色褪去，说明 NaNO2 有还原性。NaNO2 主要用于防锈剂，化 工原料和腌肉制品的添加剂。工业上可用铅与 NaNO3 共热制取，也来自硝酸 厂尾气处理(NO2+NO+2NaOH→NaNO2+H2O)的副产品。
磷的物理性质
白磷为白色腊状有蒜味的固体，放置渐变黄又称黄磷，极毒。密度 1.82 克/厘米 3，熔点 44.1℃，沸点 280℃，难溶于水易溶于 CS2 等非极性有机溶 剂。红磷为紫红或略棕的红色粉末。密度 2.34 克/厘米 3，难溶于水和 CS2， 但略溶于无水乙醇，无毒。加热升华。黑磷为黑色有光泽的固体，密度 2.70 克/厘米 3，难溶于水和有机溶剂。
磷的化学性质
弱非金属，易燃，难与氢气直接化合。在一般反应中表现为还原性。如：4P+5O22P2O5(有浓密白烟现象)
2P+3X2 2PX3（与 PX5）
4P+3S P4S3
能溶于强碱发生歧化反应生成磷化氢和次磷酸盐(如 KH2PO2)。三种同素异形体中以白磷为最活泼，红磷次之，黑磷更次之。
白磷(黄磷)
P4，白色腊状具大蒜气味的固体，放久变黄。极毒(成人误服 50 毫克/ 千克可致死)。密度 1.82(20℃)克/厘米 3，熔点 44.1℃，沸点 280℃，难溶 于水，溶于苯、乙醇，易溶于 CS2。在空气中可发绿色磷光。易自然，着火 点仅 34℃，必须贮存在水中(切割时也应在水下进行)。化学活拨性比红磷 大。以还原性为主，与卤素、硫、氧反应时皆为还原剂。在强碱中能发生歧 化反应：P4+3NaOH+3H2O PH3↑+3NaH2PO2(次磷酸钠)
