【定义】由一种金属跟另一种或几种金属或非金属所组成的具有金属特性的物质叫合金

    一般指中心原子获得电子显示氧化性的酸。如浓硫酸、硝酸、氯酸、高氯酸、高锰酸、重铬酸等，其中心原子在氧化-还原反应中容易获得电子而显示氧化性，可用作氧化剂。任何酸的水溶液中都不同程度地电离出H⁺，H⁺在一定条件下可获得电子而形成H₂，这也是酸的氧化性的表现，实质上是H⁺的一种性质。应该与酸的中心原子获得电子所呈现的氧化性区别开来。通常把盐酸、稀硫酸等称作为非氧化性酸。

 【金属互化物】是金属间化合物的简称。在一定条件下，金属之间相互化合而成的化合物。例如Cu₃Al、CuZn₃、Cu₃SN、Ag₃Al、FeZn₇等，金属互化物的组成并不固定，可以在一定范围内变动。例如Cu₅Zn₈中的锌的含量可在59～67％之间变动。大多数金属互化物是以金属键相结合，故组 成元素的化合价无法确定。它是合金的一种，这类合金的传热和导电性能比组分金属低，有的具有很高电阻，通常硬而脆。

【两性氢氧化物】既能跟酸反应，又能跟碱反应，分别生成盐和水的氢氧化物，例如Al(OH)₃和Zn(OH)₂。两性金属氢氧化物都难溶于水。Al(OH)₃ 溶于盐酸生成铝盐，溶于NaOH溶液生成偏铝酸盐。

Al(OH)₃＋3HCl=AlCl₃＋3H₂O

Al(OH)₃＋NaOH=NaAlO₂＋2H₂O

氢氧化物的两性是由它既能进行酸式电离，又能进行碱式电离决定的，例如Al(OH)₃在水中：

AlO₂^－ ＋H^＋ ＋H₂OAl(OH)₃Al^3＋ ＋3OH^－

未溶的Al(OH)₃与两种电离产生的离子建立动态平衡。当加入盐酸时，平衡向右移动，Al(OH)₃继续溶解，发生碱式电离产生OHˉ，与盐酸中和生成AlCl₃和H₂O；当加入NaOH溶液时，平衡向左移动，Al(OH)₃也继续溶解，发生酸式电离产生H^＋ 与NaOH中和生成NaAlO₂和H₂O。Al(OH)₃是典型的两性氢氧化物，它的酸性和碱性都很弱。

两性氢氧化物表现酸性时，可写成酸的形式，例如H₃AlO₃、H₂ZnO₂。一些非金属氢氧化物以酸性为主，一般写酸的形式，例如亚砷酸(H₃AsO₃)。

【同素异形体】(亦称同素异性体)同种元素组成的不同单质，例如石墨和金刚石、氧气和臭氧、白磷和红磷等。同素异形体的分子组成或晶体结构不同，它们的物理性质和化学性质有明显的区别，

    例如金刚石是由碳原子以共价键连接形成的正四面体空间网状结构的原子晶体；石墨是一种层状结构的过渡型晶体，层内碳 原子以共价键结合形成正六边形网状结构，层与层之间距离较大，相当于分子间力的作用。金刚石是硬度最大的物质，不能导电；而石墨的硬度较小，层之间可以相 对滑动，导电性好，化学性质较金刚石活泼。

    又如白磷和红磷，白磷是由正四面体结构的分子(P₄)组成，为白色腊状固体，有剧毒，易溶于CS₂，着火点低(40℃)，在空气中可自燃；红磷是较复杂的层状晶体，红色粉末，无毒，不溶于CS₂，着火点240℃。隔绝空气加热温度升至260℃时，白磷转变成红磷，红磷受热在416℃时先升华，蒸气冷却又变为白磷。

   O₂和O₃的分子组成不同，O₃是较O₂更活泼的氧化剂。

【核反应】某种微观粒子与原子核相互作用时，使核的结构发生变化形成新原子核，并放出一个或几个粒子的过程。重核可以发生裂变。历史上第一个人工核反应是由卢瑟福在1919年实现的，他用α粒子轰击氮，产生下列反应：

【置换反应】化学反应的基本类型之一，是一种单质跟一种化合物反应生成另一种单质和另一种化合物的反应。例如：

2Na＋2H₂O=2NaOH＋H₂↑

Fe＋CuSO₄=FeSO₄＋Cu

Cl₂＋2KI=2KCl＋I₂

在置换反应中，反应前后某些元素的化合价必定改变，因此置换反应都属于氧化-还原反应。置换反应中，按化学活动性顺序，较活动的金属能跟酸或盐反应，置换出较不活动的金属和氢气；较活动的非金属能与盐反应，置换出较不活动的非金属。

【化合反应】化学反应的基本类型之一，是两种或两种以上的物质生成另一种物质的反应。例如： 化合反应

【分解反应】化学反应的基本类型之一。是一种物质生成两种或两种以上物质的反应。例如：

【物理变化】物质的外形或状态发生改变而没有新物质生成的变化。物质发生物理变化时，仅改变了其物理性质（如聚集状态、密度、溶解度、电导率等)，而不改变其化学组成和化学性质。例如水的蒸发和凝固、蔗糖溶解等。物质发生物理变化后，可以通过物理方法使它恢复到原来状态，例如液态水降低到0℃以下时变为冰，再将温度升高到0℃以上时冰又熔化成水。

【硫代硫酸钠】俗名海波或大苏打。化学式Na₂S₂O₃·5H₂O，式量248.18。无色透明，单斜晶体，密度1.729克/厘米3，在33℃以上的干燥空气里风化。易溶于水，水溶液呈弱碱性，不溶于乙醇。56℃时溶于结晶水中，100℃时失水，灼烧时分解为硫化钠及硫酸钠，跟强酸反应析出硫并放出二氧化硫。Na₂S₂O₃+H₂SO₄ =Na₂SO₄ +S↓+SO₂↑+H₂O ；其水溶液可溶解溴化银或氯化银。AgBr+2Na₂S₂O₃=Na₃[Ag(S₂O₃)₂]+NaBr 。因此，可用做照像的定影剂。海波有还原性，可用做去氯剂、媒染剂，还常用做分析试剂，如氧化-还原滴定剂。用亚硫酸钠溶液跟硫共煮后过滤、蒸发、结晶即得硫代硫酸钠晶体。

   硫代硫酸钠在中性、碱性溶液中很稳定，在酸性溶液中迅速分解。
          Na₂S₂O₃ + 2HCl 2NaCl + S↓ + SO₂↑ + H₂O
   硫代硫酸钠是一种中等强度的还原剂，与碘反应时，它被氧化为连四硫酸钠；与氯、溴等反应时被氧化为硫酸盐。因此，硫代硫酸钠可做为脱氯剂。
          2Na₂S₂O₃ + I₂ Na₂S₄O₆ + 2NaI
          Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O 2H₂SO₄ + 2NaCl + 6HCl

   硫代硫酸根有很强的配位能力
          2S₂O₃^2- + Ag⁺ [Ag(S₂O₃)₂]^3-
照相底片上未曝光的溴化银在定影液中即由于形成这个配离子而溶解。

【氯化铝】化学式AlCl₃，式量133.34。无色透明晶体或白色而微带浅黄色的结晶性粉末。密度2.44克/厘米³，熔点190℃(2.5大气压)，在常压下177.8℃升华，沸点182.7℃。氯化铝的蒸气或溶于非极性溶剂中或处于熔融状态时，都以共价的二聚分子Al₂Cl₆形式存在。在空气中极易吸收水分并部分水解放出氯化氢而形成酸雾。易溶于水并强烈水解，溶液显酸性。也溶于乙醇和乙醚，同时放出大量的热。六水合氯化铝为无色斜方晶体，密度 2.398克/厘米³，100℃时分解。用做有机合成和石油工业的催化剂、染料的中间体，还用于处理润滑油，制造葸醌、丁基橡胶和烃类树脂。金属铝跟氯气反应或无水氯化氢跟熔融铝反应均可制得。

     银白色有光泽金属，质轻，有良好的延展性和传热导电性，熔点660.5℃，沸点2467℃，硬度2～2.9，密度2.7克/厘米³。丰度(质量％)8.05％，在地壳中居第三位。

     铝是化学性质较活泼的金属。常温下在空气中金属表面发生缓慢氧化生成一薄层致密氧化物膜，阻止氧气、水继续跟铝反应，但可透过光线，这层膜对铝起保护作用，因此铝有一定抗锈蚀能力。若去掉这层氧化膜，并使铝跟汞形成铝汞齐，则很易被空气中氧气氧化，也能跟水剧烈反应放出氢气生成氢氧化铝。铝在加热时可在氧气中燃烧生成氧化铝发强白光并放出大量的热。由于铝跟氧有较强的亲合力，因此铝有强还原性，冶金工业上用做还原剂，冶炼高熔点金属如镍、铬、锰、钒等，铝粉跟上述金属氧化物粉末的混合物叫铝热剂。用铝还原金属的方法，称为铝热还原法。铝也用做炼钢中的脱氧剂。加热时铝可跟卤素、氮气、磷、硫、碳等化合。高纯铝不跟一般酸反应，只溶于王水。一般铝可溶于盐酸、稀硫酸并放出氢气。常温时在浓硫酸或浓硝酸中发生钝化，因此，可用铝容器储运这些浓酸。铝可跟热硫酸反应放出二氧化硫：

【熟石膏】主要成分CaSO₄·H₂O，白色粉状固体。由生石膏CaSO₄·2H₂O，在150℃时脱水生成。熟石膏跟水混和成糊状逐渐硬化并膨胀，可用来制石膏塑像、模型、粉笔及医用石膏绷带等。

【石膏】又称生石膏，主要成分是CaSO₄·2H₂O。常见的硫酸盐矿物。系无色、白色、灰色、淡黄色、粉红色、透明或半透明的单斜晶体。有玻璃光泽，常为块状，纤维状或片状，完全解理，质脆、密度2.32克/厘米³、硬度2.0，微溶于水。细粒致密块状的称为雪花石膏。128℃失3/2H₂O，150℃脱水成熟石膏(CaSO₄·H₂O)，加热到500℃以上成无水石膏。用于制造硫酸，水泥，熟石膏，还用作制油漆，纸张的填料，制豆腐的凝结剂。中医用它做清热药，性大寒，味辛甘，可治高烧、烦渴、肺热喘嗽和胃火牙痛等。

【发烟硫酸】化学式H₂SO₄ ·xSO₃。将三氧化硫溶解在浓硫酸中所形成的溶液称为发烟硫酸。无色油状液体。其密度、熔点、沸点随着三氧化硫的含量不同而改变。通常以游离SO₃的含量未标明不同浓度的发烟硫酸，如40％发烟硫酸即表示在发烟硫酸中含有40％游离的SO₃。一般使用的有20％发烟硫酸，密度为1.9克/厘米³，熔点-11℃，沸点166.6℃。发烟硫酸暴露在空气中，挥发出来的SO₃，和空气中的水蒸气形成硫酸细小液滴而“发烟”。有吸水性、腐蚀性、脱水性，强氧化性。用作硝酸脱水剂、有机合成的磺化剂、有机硝化反应中的脱水剂。还用于精炼石油。

发烟硫酸

     单质磷有几种同素异形体，其中白磷或黄磷是白色或淡黄色腊状晶体，是由P₄分子组成的分子晶体，P₄分子是四面体构型。密度1.82克/厘米³，熔点44.1℃，沸点280℃，着火点40℃，有蒜臭气味，有剧毒，致死量为60～100毫克。难溶于水，易溶于二硫化碳，在气态和溶液中以P₄形式存在。

       白磷在潮湿空气中缓慢氧化，部分反应的能量以光能的形式释放出来，故在暗处可看到磷光。白磷在空气中经缓慢氧化，积蓄热量使温度达到着火点，引起自燃。白磷隔绝空气加热到400℃数小时可转化为红磷。

      红磷是暗红色粉末，是磷的一种稳定变体，无定形体。密度2.2克/厘米³，不溶于水和二硫化碳等一般溶剂，熔点590°(4355.9千帕——43大气压)，沸点200℃，着火点240℃。无毒。在416℃时红磷升华，它的蒸气冷却后变成白磷。在1.2×109千帕(12000大气压)和200℃时，白磷可转变成一种黑色同素异形体——黑磷，它有石墨状片层结构，呈铁灰色，有金属光泽，能导电，密度2.25～2.69克/厘米³，燃点490℃。白磷化性活动，红磷次之，黑磷化学活动性最差。磷的各种单质都能燃烧生成五氧化二磷；白磷、红磷都易与卤素化合，生成三卤化磷或五卤化磷。

       白磷溶于热浓碱液中生成磷化氢和次磷酸盐，如：P₄+3KOH+3H₂O=PH₃↑+3KH₂PO₂ ,

       白磷可跟金、银、铜、铅盐溶液反应。

       如：2P+5CuSO₄+8H₂O=5Cu+2H₃PO4+5H₂SO₄ ；11P+15CuSO₄+24H₂O=5Cu₃P+6H₃PO₄+15H₂SO₄

       白磷用于制磷酸、烟雾弹、杀鼠药等。红磷用于制火柴和农药等。1669年德国的布兰特从人尿蒸馏和干馏后的物质中制得白磷。自然界中磷以磷酸盐的形式存在，主要矿石有磷灰石。磷也构成生物体的重要元素，存在于细胞、骨骼、蛋白质中。工业上将磷酸钙、二氧化硅和焦炭混和在电炉中反应制得白磷。

    银白色或微红色有金属光泽的晶体，熔点271.4℃，沸点1560±5℃，蒸气分子中单原子分子和双原子分子处于平衡状态。主要氧化数-3、+1、+3、+5。质脆而硬，凝固时体积膨胀，膨胀率为3.3％。密度9.747克/厘米³。

     常温下在干燥空气中稳定，在潮湿空气中可被氧化。红热时燃烧呈蓝色火焰，生成黄色氧化物Bi₂O₃。常温下不跟水反应，红热时能被水蒸气缓慢氧化。铋粉可在氯气中自燃，加热时跟溴、碘、硫、硒直接化合生成三价化合物。不溶于稀盐酸和稀硫酸，溶于硝酸和浓硫酸生成三价铋盐。

     1753年英吉甫鲁瓦发现了铋。自然界中有游离态和化合态两种形式。主要矿物有辉铋矿、铋华等。在地壳中的丰度为2.0×10^-5%。主要用于制低熔点合金(熔点在45℃以上100℃以下)，在消防和电气工业上用作自动灭火装置和保险丝及焊锡。还用于制活字合金、医药等。由煅烧辉铋矿得三氧化二铋，再与碳共热还原得到铋。

    锑有几种同素异形体。通常最稳定的是灰锑，银白或银灰色菱形晶体，脆而硬，由液态凝固时体积膨胀，即有冷胀性，密度6.68克/厘米³，熔点 630.74℃，沸点1750℃，锑蒸气分子为Sb₄，导电性差。此外还有灰色的无定形锑，黄色的黄锑，黑色的黑锑等。

     锑化学性质不很活动。室温下不能被空气中氧气氧化，但能跟氟、氯、溴化合生成三价或五价卤化物。加热时可跟碘、硫化合。高温时燃烧显蓝色并生成Sb₄O₆。常温时不跟水反应，红热时跟水反应放出氢气。跟热硝酸反应，生成水合氧化锑：6Sb+10HNO₃+3xH₂O=3Sb₂O₅·xH₂O+10NO↑+5H₂O ,能溶于热的浓盐酸和硫酸生成氯化锑和硫酸锑。与强碱反应生成亚锑酸盐，主要用于制合金如印刷用的活字合金、硬质合金、巴氏合金。还用于制锑盐、医药、颜料及半导体材料等。古代已应用锑及其化合物。在自然界中有游离态和化合态两种形式存在，主要矿物有辉锑矿(Sb₂S₃)和方锑矿(Sb₂O₃)。

    在地壳中的丰度为1.0×10^-4％。用辉锑矿跟铁屑共热，或用三氧化二锑与碳共热都可还原出锑。

【雌黄】矿物名。化学成分为As₂S₃。单斜晶系，晶体常呈柱状。集合体呈短柱状，板状。柠檬黄色，有时微带浅褐色。有金刚光泽或珍珠光泽。质脆，解理完全。灼烧后发出强烈的蒜臭。用于提取三氧化二砷，制造玻璃、颜料等。

【雄黄】矿物名。化学成分为AsS，也称鸡冠石。单斜晶系，晶体为柱状，大多成块状集合体。多数为桔红色。半透明，晶面有金刚光泽。密度3.5克/厘米³。难溶于水。质脆，有毒。用于提炼砷，制取三氧化二砷。还用于制颜料、玻璃、焰火。中医药用为解毒、杀虫药，外用治癣疥恶疮、蛇虫咬伤；内服微量治惊痫、疮毒等。

【砒霜】别名亚砷酸酐，俗称砒霜，化学式As₂O₃，式量197.84。白色粉末，微溶于水。两性氧化物，溶于盐酸生成三氯化砷，溶于氢氧化钠和碳酸钠溶液生成亚砷酸钠。约193℃升华，剧毒，致死量约0.06克。用于制亚砷酸盐、医药、防腐剂。由砷燃烧制得。

       俗名砒。有三种同素异形体：黄色的α体、黑色的β体和灰色的γ体。室温下最稳定的是γ体，有明显的金属性质，硬而脆，密度 5.73克/厘米³，熔点817℃(2836.4千帕——28大气压)，613℃升华。气态分子组成为As₄(800℃)。

       游离态砷化性很活泼，在空气中加热至200℃时有荧光出现，在400℃时燃烧呈蓝色火焰，并形成白色的氧化砷烟(As₄O₆)，易与氟、氮化合，在加热时也易和大多数金属和非金属化合。不溶于水。能被硝酸或浓硫酸氧化生成砷酸，如：3As+5HNO₃+2H₂O=3H3AsO₄+5NO

       跟熔融氢氧化钠反应生成亚砷酸钠Na₃AsO₃并放出氢气。能溶于王水。砷及其化合物都有毒。砷在自然界分布很广，主要以化合态存在，少量以游离态存在。在地壳里丰度为5.0×10^-4％，重要矿物有毒砂FeAsS、雄黄As₂S₂、雌黄As₂S₃和白砷石As₂O₃等。1250年罗马的马格努斯用雄黄共热发现了砷。主要用途是与铅、铜、锌等制成合金，也用于制医药和杀虫剂以及半导体材料如砷化镓。由三氧化二砷跟碳反应制得。

【概述】化学式HN₃，式量43.03。无色有刺激性气味的液体，沸点35.8℃，熔点－80℃。是易爆物质，受到撞击立即爆炸、分解。2HN₃=3N₂＋H₂，稀溶液几乎不分解。HN₃为弱酸K_a=1.9×10^－5 。用稀硫酸与叠氮化钠反应可制得叠氮酸。而叠氮化钠可从下列反应制得： NaNH₂＋N₂O=NaN₃＋H₂O

【性质】

它是易爆物质，只要受到撞击就立即爆炸而分解。

2HN₃3N₂＋H₂ ;ΔrH^θ =－593.6KJ·mol^－1

因为HN₃的挥发性高，可用稀H₂SO₄与NaN₃作用制备HN₃：

NaN₃＋H₂SO₄NaHSO₄＋HN₃

NaN₃可从下面反应得到：

3NaNH₂＋NaNO₃NaN₃＋3NaOH ＋ NH₃

HN₃的水溶液为一元弱酸(K＝1.9×10^－5 )，它与碱或活泼金属作用生成叠氮化物。

HN₃＋NaOHNaN₃＋H₂O

2HN₃＋ZnZn(N₃)₂＋H₂

HN₃中N的氧化态为－1/3，所以它既显氧化性又显还原性。HN₃的水溶液会发生歧化分解。

HN₃＋H₂ONH₂OH ＋ N₂

活泼金属如碱金属和钡等的叠氮化物，加热时不爆炸，分解为氮和金属。

2NaN₃(s)2Na(l) ＋ 3N₂(g)

加热LiN₃则转变为氮化物。象Ag、Cu、Pb、Hg等的叠氮化物加热就发生爆炸，基于这一性质，Pb(N₃)₂和Hg(N₃)₂可做为雷管的起爆剂。

【概述】

别名肼，化学式NH₂—NH₂。无色油状液体，与水、乙醇互溶。熔点2℃，沸点113.5℃，有氨的气味，剧毒。联氨可看做是氨分子内的一个氢原子被氨基取代的衍生物。有碱性，可与无机酸反应生成盐。在水溶液中既显氧化性又显还原性。在酸性溶液中是强氧化剂。在强碱性溶液中是强还原剂。有强腐蚀性，可腐蚀玻璃、橡胶、软木等。有可燃性：N₂H₄(液)＋O₂(气)=N₂(气)＋2H₂O(液)；ΔH=－624千焦/摩尔 ，用作火箭燃料，医药原料，也常用作还原剂、显影剂。

【结构】

【亚硝酸】化学式HNO₂，式量47.02。是三价氮的含氧酸，酸酐为三氧化二氮。亚硝酸仅存在于稀溶液中，溶液显微蓝色。很不稳定，受热即分解为NO₂、NO和H₂O。是弱酸(略强于醋酸)。既有氧化性又有还原性。用于有机合成中伯胺的重氮化反应。可将等摩尔的NO₂和NO混和物通入冷水中制得。工业上用亚硝酸钠跟盐酸反应制得。

   当将等物质的量的NO和NO₂混合物溶解在冰水中或向亚硝酸盐的冷溶液中加酸时，生成亚硝酸：
          NO + NO₂ + H₂O 2HNO₂ 
          NaN0₂ + H₂SO₄ HNO₂ + NaHSO₄
   亚硝酸很不稳定，仅存在于冷的稀溶液中，微热甚至冷时便分解为NO、NO₂和H₂O。
   亚硝酸是一种弱酸，但比醋酸略强。
          HNO₂ H⁺ + NO₂^-     Ka=5×10^-4 (291K)
   在亚硝酸中，N的氧化数为+Ⅲ，处于中间状态，因此，它既可作氧化剂又可作还原剂，其氧化性比稀硝酸还强。无论在酸性还是碱性介质中，其氧化性都大于还原性，即亚硝酸的氧化性是主要的。

【氮气】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。

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。 
 

【氨气】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。

氨气较为稳定，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

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、

有：

4NH3+3O2(纯)2N2+6H2O

8NH₃+3Cl₂N₂+6NH₄Cl

氨气大量用于生产化肥：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。

N₂+3H₂2NH₃；ΔH<0

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。

【硝酸】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。 

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、N₂O、铵盐等。个别杂有H₂。实际上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。

硝酸不能与HI、H₂S、HBr、Fe²⁺、SO₂、亚硫酸盐等有明显还原性物质共存，因条件不同可将它们氧化为I₂或HIO₃、S或H₂SO₄、Br₂、Fe ³⁺ 、H₂SO₄、硫酸盐等。

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。

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+2O₂4NO₂

4NO₂+O₂+2H₂O4HNO₃（即有O₂时，计算时关系式为NH₃～HNO₃。）

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+NaOHNaNO₂+H₂O，否则，严重污染大气。

【概述】

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LiNO₂，Mn(NO₃)₂分解为MnO₂、NO₂不产生O₂。

加热时硝酸盐中＋5价的N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。

在溶液里硝酸盐的氧化性随加酸而增强，如FeSO₄与KNO₃混合并不氧化Fe^2＋ ，但加硫酸，则很快反应生成Fe^3＋ 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，则原溶液中有硝酸根离子。

【性质】

硝酸盐大多是无色易溶于水的晶体，它的水溶液没有氧化性。硝酸盐在常温下是较稳定的，但在高温时固体硝酸盐会分解放出02而显氧化性。硝酸盐热分解的产物决定于盐的阳离子。碱金属和碱土金属的硝酸盐热分解放出O₂并生成相应的亚硝酸盐。电位顺序在Mg和Cu之间的金属所形成的硝酸盐热分解时生成相应的氧化物。电位顺序在铜以后的金属硝酸盐则分解为金属，例如；

2NaNO₃2NaNO₂＋O₂

2Pb(NO₃)₂2PbO ＋ 4NO₂＋O₂

2AgNO₃2Ag ＋ 2NO₂＋O₂

由于各种金属的亚硝酸盐和氧化物稳定性不同，所以加热分解的最后产物也不同。

【概述】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，其溶液遇酸化的碘化钾淀粉则变蓝，说明亚硝酸根离子有氧化性；酸性高锰酸钾溶液遇到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。宜防潮密封保存。有强氧化性。跟硫、磷、有机物等摩擦或撞击可引起燃烧或爆炸。用做微量分析试剂、氧化剂、重氮化试剂、亚硝酸盐或亚硝基化合物的合成。大量用做防锈剂、印染、制取偶氮染料等。亚硝酸钠水溶液呈弱碱性，能从空气中吸取氧，使亚硝酸钠逐渐氧化成硝酸钠。

亚硝酸钠

【亚硝酸盐】

除了浅黄色的微溶盐AgNO₂外，一般亚硝酸盐易溶于水，水溶液是稳定的。亚硝酸盐，特别是碱金属和碱土金属的亚硝酸盐，都有很高的热稳定性。用粉末状金属铅、碳或铁在高温下还原固态硝酸盐，可得到亚硝酸盐，

Pb ＋ KNO₃KNO₂＋PbO

因亚硝酸盐中，氮原子的氧化态处于中间，因此既有氧化性又有还原性。亚硝酸盐在酸性溶液中是强氧化剂，氧化性是主要的；在碱性溶液中还原性是主要的，空气中的氧就能使NO₂^－ 氧化为NO₃^－ 。

例如，NO₂^－ 在酸性溶液中能将I^－ 氧化为单质碘，

2NO₂^－ ＋ 2I^－ ＋ 4H^＋ 2NO ＋ I₂＋2H₂O

这个反应可以定量地进行，能用于测定亚硝酸盐含量。用不同的还原剂，NO₂^－ 可被还原成NO、N₂O、·nH₂OH、N₂或NH₃。当遇到更强氧化剂如KMnO₄、Cl₂等，亚硝酸盐则是还原剂，被氧化为硝酸盐，

2MnO₄^－ ＋ 5NO₂^－ ＋ 6H^＋ 2Mn^2＋ ＋ 5NO₃^－ ＋ 3H₂O

Cl₂＋NO₂^－ ＋ H₂O2H^＋ ＋ 2Cl^－ ＋ NO₃^－

NO₂^－ 离子是一种很好的配体，在氧原子和氮原子上都有孤电子对，它们能分别与金属离子形成配位键(如M←NO₂和M←ONO)，如NO₂^－ 与钴盐能生成钴亚硝酸根配离子[CO(NO₂)₆]^3－ ，它与K^＋ 离子生成黄色K₃[CO(NO₂)₆]沉淀，此方法可用于检出K^＋ 离子。

与碱性物质的NaOH、NH₃等反应时，因碱量不同而生成正盐，一氢盐，二氢盐。

设na为H₃PO₄物质的量，nb为NaOH物质的量

则nb/na≤1，生成NaH₂PO₄，

1＜nb/na＜2，生成NaH₂PO₄与Na₂HPO₄混合物，

nb/na=2，生成Na₂HPO₄，

2＜nb/na＜3，生成NaH₂PO₄、Na₃PO₄混合物，

nb/na=3，生成Na₃PO₄。

上述反应另外产物为水。

磷酸主要用于钢管磷化、铝的阳极氧化、制取磷酸盐、生产青霉素时的酸碱度调节、食用酸性调味剂等。高纯磷酸用白磷燃烧产物P₂O₅与水反应制取，粗制品可用磷矿粉与硫酸反应制得。

磷酸

 【灰口铁】生铁中的一种。含碳量约3％，含硅约2％。灰口铁中碳以片状石墨状态存在。断面呈深灰色。质较软，可进行切削加工。热时容易流动，铸造性能好。较耐磨。强度及延展性差。主要用于铸造。

灰口铁

 【白口铁】生铁中的一种。含碳量约2.5％，硅在1％以下。白口铁中的碳以碳化铁Fe₃C存在。断面呈白色，质硬且脆，不易进行机械加工。主要用炼钢。

白口铁

 【生铁】 铁碳合金。一般把含碳量在2～4.3％的铁碳合金叫做生铁。在高炉冶炼过程中，常将铁矿石和焦炭中的硫、磷、硅等带入生铁内。因而使生铁有脆性。生铁产量的90％用于炼钢，10％用于铸造。 

【生铁冶炼】

    生铁主要是用高炉冶炼的。生铁是铁元素与碳元素的合金，熔点1100～1200℃，含碳量一般为1.7～4.3％，此外尚有少量硅、锰、硫、磷等杂质。熔化的生铁流动性好，适宜铸造，但质硬而脆，不便轧制和焊接。经过熔化冶炼后，含碳量低于1.7％的铁碳合金，叫做钢，具有韧性，易于压力加工。未加熔化炼制的，含碳更低、含杂质较多的就是熟铁。高炉炼铁的任务是把铁矿石炼成生铁。铁矿石在高炉中经过还原作用(排除氧化铁中的氧)、造渣作用(将铁与杂石分开)、渗碳作用(铁吸收碳素)等一系列复杂变化，形成铁水和炉渣。铁水可以直接用来炼钢或铸成铁锭(或铸件)；炉渣可以作为水泥、渣砖等的原料。从高炉炉顶放出的高炉煤气(主要含一氧化碳、二氧化碳和氮气、灰尘和某些有害气体)经过净化处理，可作为气体燃料。

炼铁的主要原料是铁矿石(含铁低于45％的矿石，须经过选矿和烧结，才能入高炉冶炼)、焦炭(固定碳含量在80～90％，灰分一般在10～20％，且须强度好)、石灰石(氧化钙含量高，二氧化硅及氧化铝含量低，硫磷含量低，块度适宜)和空气(经过热风炉变成热风再鼓入高炉内，见图)。高炉内的化学反应，自下(炉腹部位)而上(经过炉腰到炉身)主要是：

C＋O₂CO

CO₂＋C2CO

Fe₂O₃＋3CO2Fe＋3CO₂

CaCO₃CaO＋CO₂↑

CaO＋SiO₂CaSiO₃

在冶炼过程中，混在铁矿石里的锰、硅、硫、磷等元素也会被还原出来。少量的碳、锰、硅、硫、磷等在高温下熔合在铁里，成为生铁。

 【铁锈】铁和铁基合金在含有二氧化碳的潮湿空气中受腐蚀生成的红褐色疏松多孔物质。是一种成分不定的混和物，主要成分有氧化铁、水合氧化铁(Fe₂O₃·xH₂O)、水合氧化亚铁等。不溶于水，可溶于酸。

 【氢氧化亚铁】 化学式Fe(OH)₂，式量89.866。白色固体，难溶于水。密度3.4克/厘米³。受热易分解。溶于酸，不溶于碱。易被氧化。用碱溶液跟亚铁盐溶液反应可制得。但不易制得纯物，因Fe(OH)₂在空气中迅速被氧化，变成灰绿色最后变成棕红色的Fe(OH)₃。

氢氧化亚铁制备

 【氢氧化铁】化学式Fe(OH)₃，式量106.87。红棕色无定形粉末，密度3.44～3.6克/厘米³。不溶于水。加热时分解成氧化铁和水。略具两性，碱性强于酸性。新制的易溶于酸，稍加放置后则难溶。新制的能溶于强碱溶液生成铁酸盐。用作颜料、药物和砷的解毒剂。由铁盐溶液跟氨水反应制得。

 【氧化铁】通常指三氧化二铁，化学式Fe₂O₃，式量159.69，棕红色粉末，俗称铁红。密度5.24克/厘米³，熔点1565℃。不溶于水，不与水反应。跟酸反应，生成铁盐。在高温下可被氢气、一氧化碳等还原成铁。用作颜料、抛光剂、催化剂等。灼烧硫酸亚铁或氢氧化铁制得。 

 【四氧化三铁】化学式Fe₃O₄，式量231.54。铁在四氧化三铁中有两种化合价，经研究证明了Fe₃O₄是一种铁(Ⅲ)酸盐，即FeⅡFeⅢ[FeⅢO₄]。黑色晶体，密度5.18克/厘米³。有磁性，故又称磁性氧化铁。潮湿状态的四氧化三铁在空气中容易氧化成三氧化二铁。不溶于水，溶于酸。用作颜料和抛光剂。磁性氧化铁用于制录音磁带和电讯器材。用红热铁跟水蒸气反应制得。

纳米四氧化三铁

 【氧化亚铁】化学式FeO，式量71.85。黑色粉末，密度5.7克/厘米³。不稳定，在空气中加热时迅速被氧化成四氧化三铁，溶于盐酸、稀硫酸生成亚铁盐。不溶于水，不与水反应。在隔绝空气条件下加热草酸亚铁制得：FeC₂O₄=FeO+CO+CO₂

 【氧化铝】化学式Al₂O₃，俗名矾土，白色晶体粉末，不溶于水。它有几种晶型，常见的有α型和γ型，它们的理化性质不同。α－Al₂O₃的熔点为2018℃，沸点为2980℃，密度为3.97克/厘米³ ，性质稳定，不溶于酸，也不易跟别的物质发生化学反应。由于它的熔点很高，可以用来做耐火材料，制造耐火坩埚、管材等。它的硬度也很高，仅次于金刚石和金刚砂(碳化硅)，可用来制造钻头、轴承、砂轮等。天然产生的α－A₁₂O₃叫做刚玉，是无色晶体。有的刚玉含有少量杂质，因而呈现不同的颜色。含有微量Cr^3＋ 的呈红色，称红宝石；含有Fe^2＋ 、Fe^3＋ 和Ti^4＋ 的呈蓝色，称蓝宝石。用熔融氧化铝人工结晶的方法可以制造人造宝石，其性能不次于天然宝石。宝石可用做精密仪器和手表的轴承和装饰品。γ—Al₂O₃能溶于酸和碱，生成铝盐和偏铝酸盐：

Al₂O₃＋6HCl=2AlCl₃＋3H₂O

Al₂O₃＋2NaOH=2NaAlO₂＋H₂O

    γ－Al₂O₃硬度小，质轻，具有很大的表面积，1克γ－Al₂O₃表面积为200～400米² ，比同质量的活性炭表面积大2～4倍，具有很强的吸附能力和催化活性，所以又叫做活性氧化铝，广泛用做吸附剂、催化剂或催化剂的载体。氧化铝是冶炼铝的原料。纯度99.99％的高纯氧化铝作为精细陶瓷，用做集成电路底板、机械耐热陶瓷、录音磁带的填充料，并可制人工骨骼和拉成单晶用于激光技术中。氧化铝纤维可作为增强纤维加在金属、塑料、橡胶或陶瓷中，其强度高于玻璃纤维而与碳纤维相当，在耐热性和电绝缘性方面还优于碳纤维。

氧化铝坩埚

【钢】指含碳量小于2％的铁碳合金。根据成分不同，又可分为碳素钢和合金钢。根据性能和用途不同，又可分为结构钢、工具钢和特殊性能钢。 

【炼 钢】根据所炼钢种的要求把生铁中的含碳量去除到规定范围，并使其它元素的含量减少或增加到规定范围的过程。简单地说，是对生铁降碳、去硫磷、调硅锰含量的过程。这一过程基本上是一个氧化过程，是用不同来源的氧(如空气中的氧、纯氧气、铁矿石中的氧)来氧化铁水中的碳、硅、锰等元素。化学反应主要是：

2FeO＋Si2Fe＋SiO₂

FeO＋MnFe＋MnO

反应生成的一氧化碳很容易从铁水排至炉气中而被除掉。生成的二氧化硅、氧化锰、氧化亚铁互相作用成为炉渣浮在钢水面上。生铁中硫、磷这两种元素在一般情况下对钢是有害的，在炼钢过程中必须尽可能除去。在炼钢炉中加入石灰(CaO)，可以去除硫、磷：

2P＋5FeO＋3CaO5Fe＋Ca₂(PO₄)₂(入渣)

在使碳等元素降到规定范围后，钢水中仍含有大量的氧，是有害的杂质，使钢塑性变坏，轧制时易产生裂纹。故炼钢的最后阶段必须加入脱氧剂(例如锰铁、硅铁和铝等)，以除去钢液中多余的氧：

Mn＋FeOMnO＋Fe

Si＋2FeOSiO₂＋2Fe

Al＋3FeOAl₂O₃＋3Fe

同时调整好钢液的成分和温度，达到要求可出钢，把钢水铸成钢锭。

炼钢的方法主要有转炉、电炉和平炉三种。平炉炼钢的主要特点是可搭用较多的废钢(可搭用钢铁料的20～50％的废钢)，原料适应性强，但冶炼时间多。我国目前主要采用平炉炼钢。转炉炼钢广泛采用氧气顶吹转炉(见图)，生产速度快(1座300吨的转炉吹炼时间不到20分钟，包括辅助时间不超过1小时，而300吨平炉炼1炉钢要7个小时)，品种多、质量好，可炼普通钢，也可炼合金钢。电炉炼钢是用电能作热源进行冶炼。可以炼制化学工业需要的不锈耐酸钢，电子工业需要的高牌号硅钢、纯铁，航空工业需要的滚珠钢、耐热钢，机械工业用轴承钢、高速切削工具钢，仪表工业需要的精密合金等。

【镁】镁是第三周期ⅡA族元素，最外层电子是3s²，容易失去，因此它是比较活泼的金属元素，能跟非金属和酸等起作用。常温下镁在空气中极易氧化，生成一层致密的氧化膜，它能阻止镁继续氧化。在高温下，镁在空气中会发生燃烧，产生大量的热，放出眩目的白光，生成MgO和Mg₃N₂：

2Mg＋O₂2MgO

3Mg＋N₂Mg₃N₂

根据镁的这个性质，可以用镁制造照明弹和焰火。由于镁的表面常有一层保护膜，所以在常温下镁不与水起作用，但如将水加热至沸腾，则能缓慢地起作用；将镁置于高温的水蒸气中，能够迅速地反应，生成MgO和H₂。

Mg＋H₂OMgO＋H₂↑

镁跟酸能迅速地反应，生成镁盐和放出H₂。

Mg＋2HClMgCl₂＋H₂↑

镁具有强的还原性，在高温下能夺取许多氧化物或卤化物的氧或卤素：

2Mg＋CO₂2MgO＋C

TiCl₄＋2MgTi＋2MgCl₂

因此，它可以作为还原剂应用于某些稀有金属的冶炼。

 【硫酸锌】化学式ZnSO₄，是常见的一种硫酸盐。无色或白色晶体，受热时未到熔化即于600℃分解为ZnO与SO₃，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；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)₂两性的体现之一。

【硫酸钙】化学式为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CaCO₃沉淀而除去(使硬水软化)。

在大理石遇稀H₂SO₄时因生成微溶CaSO₄覆盖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。

 【定义】
1. 参加化学反应的各物质的质量总和，等于反应后生成的各 物质的质量总和。也就是.说,在化学变化中,反应物的总质量等于 生成物的总质量。
2. 化学变化只能改变物质的组成或结构,但不能创造物质， 也不能消灭物质，所以该定律又叫做物质不灭定律。
3. 在任何跟周围隔绝的体系中,不论发生哪一种变化，它的总质量始终保持不变。
【说明】
1. 化学反应是化学键的破裂或重建的过程，在反应前后原子的种类没有改变,原子的数目也没有增减,所以化学反应前后各物 质的质量总和应该是相等的。
2. 从18世纪开始，经过罗蒙诺素夫、拉瓦锡的多次实验,已 经确认质量守恒定律。以后又经过斯塔、兰多尔特和曼利等科学 家用天平精确研究,使科学界一致公认质量守恒定律是一项精确 的科学定律。我国思想家王夫之在17世纪就提出过物质不灭的思想,但是没有相应的科学实验进行验证。
3. 20世纪以来，科学家发现高速运动的物体的质量随着速度而改变,物质的质量和能量是相互联系的。1905年爱因斯坦 (Albert Einstein, 1879—1955)提出质能关系式：E=mc²   其中E是能量，m是质量,c是真空中的光速。物质在发生化学反应时,必定伴随能量的吸收或释放它的质量会相应地发生变化。c²是一个很大的数值(C=3×10⁸m/s),只要损耗极小的质量就相当于释巨大的能量。换句话说,在化学 反应中释放或吸收的能量都不大,因此,也很难发觉反应前后质量的变化。例如，当氢气和氧气化合生成18g水时，根据质能关系 公式可以算出，放出的能量仅仅相当于亏损3.17×10^-9 g的质 量。如此小的质量,即使用现代最精密的天平也无法称量出,所以 化学反应仍然遵守质量守恒定律。
4.在释放能量特别巨大的核反应中，质量的亏损就显得明 显。例如,lmol Ra 衰变时,共放出 4.8×10¹¹J的能量,按质能关系公式计算,静质量减少0.0053g。这 种现象并不意味物质的消灭,而是物质的静质量转化成另一种运 动形式。现在人们已把物质的质量守恒和能量守恒两个定律联系 起来,称为质量-能量守恒定律。

【结构】

【性质】

纯羟氨是无色固体，熔点305K，不稳定，在288K以上便分解为NH₃、N₂和H₂O

3NH₂OHNH₃＋ N₂＋ 3H₂O

4NH₂OH2NH₃＋ N₂O ＋ 3H₂O(部分按此式分解)

羟氨易溶于水，它的水溶液比较稳定显弱碱性(比联氨还弱).

NH₂OH ＋ H₂ONH₃OH^＋ ＋ OH^－ K=6.6×10^－9 (298K)

它与酸形成盐，常见的盐有[NH₃OH]Cl和[NH₃OH]₂SO₄。

将较高氧化态的含氮化合物还原，可制得羟氨，如把亚硝酸盐还原为羟氨的盐.

NH₄NO₂＋ NH₄HSO₃＋ SO₂＋ 2H₂O[NH₃OH]^＋ HSO₄^－ ＋ (NH₄)₂SO₄

羟氨既有还原性又有氧化性，但它主要用作还原剂。羟氨与联氨作为还原剂的优点，一方面是它们具有强的还原性，另一方面是它们的氧化产物主要是气体(N₂，N₂O，NO)，可以脱离反应体系，不会给反应体系带来杂质。

【铁氰化钾】俗名赤血盐, 化学式K3[Fe(CN)6], 式量329.25, 深红色晶体或黄色粉末, 有毒。密度1.85克/厘米³ , 溶于水, 不溶于乙醇。见光或在水溶液中都不稳定, 加热时分解。在碱性介质中是强氧化剂。铁氰化钾跟稀硫酸混合加热时即分解放出剧毒的氢氰酸。和浓硫酸作用时放出一氧化碳。跟亚铁盐溶液反应时可生成蓝色沉淀。用于印染、电镀、制革工业, 也用于制颜料、晒蓝图等。还用于测定锌的试剂、无机络合物的合成、影片洗印等方面。将氯气通入亚铁氰化钾溶液中可制得本品。

【制备】

使亚铁盐与KCN溶液反应得Fe(CN)₂沉淀，KCN过量时沉淀溶解。
        FeSO₄ + 2KCNFe(CN)₂ + K₂SO₄
        Fe(CN)₂ + 4KCNK₄[Fe(CN)₆]
从溶液中析出来的黄色晶体是K₄[Fe(CN)₆]·6H₂O，叫六氰合铁(Ⅱ)酸钾或亚铁氰化钾，俗称黄血盐。[Fe(CN)₆]^4- 离子在水溶液中相当稳定，几乎检验不出有Fe²⁺ 离子的存在。
   在黄血盐溶液中通入氯气(或用其它氧化剂)，可把Fe(Ⅱ)氧化成Fe(Ⅲ)，得到六氰合铁(Ⅲ)酸钾(或铁氰化钾)K₃[Fe(CN)₆]
         2K₄[Fe(CN)₆] + Cl₂2KCl + 2K₃[Fe(CN)₆]
它的晶体为深红色，俗称赤血盐。
   人们早就知道Fe³⁺ 离子和[Fe(CN)₆]^4- 离子能形成蓝色沉淀，称普鲁士蓝(Prussian blue)，Fe²⁺ 离子和[Fe(CN)₆]^3- 离子能生成滕氏蓝沉淀(Turnbull's blue)。实验证明两者是相同的物质，都是六氰合亚铁酸铁(Ⅲ)。

【一氧化二氮】俗称笑气。化学式N2O, 式量44.02。无色气体, 有微甜气味和微甜味道。密度1.977克/升, 熔点-90.8℃, 沸点-88.5℃。溶于水和乙醇, 但不与水反应。室温时不活动。加热至500℃以上分解为氮气和氧气。高温时跟碱金属及许多有机物反应。有麻醉作用, 吸入极少量时刺激面神经使人发笑。用作外科或牙科的麻醉剂及食物溶胶。用硝酸铵在熔融状态下分解制得。

【三氧化硫】又称硫酸酐, 化学式SO₃。式量SO₃为80.06。无色固体, 易挥发。熔点16.8℃, 沸点44.8℃。密度2.29克/厘米³ (-10℃)。液体密度1.92克/厘米³ (20℃)。蒸气状态的分子为平面三角形。固态时有三种变体, 较重要的有α型和β型。α型是冰状结构的三聚体(SO₃)³ , β型是与石棉结构相似的(SO₃)ⁿ 结构。极易吸水, 溶于水生成硫酸, 并放出大量热。在空气中强烈冒“烟”。溶于浓硫酸生成发烟硫酸。是酸性氧化物, 跟氧化镁反应放热发强白光。有强氧化性是强氧化剂, 高温时氧化磷, 生成五氧化二磷和二氧化硫, 氧化碘化钾, 生成碘和亚硫酸钾。用于制硫酸、氯磺酸及有机化合物的磺化。将二氧化硫和氧气在五氧化二钒催化作用下制得。

   在室温下三氧化硫是一种无色的易挥发固体，熔点289.8K、沸点317K。它是一个强氧化剂，特别在高温时它能氧化磷、碘化钾和铁、锌等金属：
          5S0₃ + 2P 5SO₂ + P₂O₅
          2KI + SO₃ K₂SO₃ + I₂
   三氧化硫极易吸收水分，在空气中强烈冒烟，溶于水中即生成硫酸并放出大量热。这大量热使水蒸发，所产生的水蒸气与SO₃形成酸雾，影响吸收的效果，所以工业上生产硫酸不是用水去吸收S0₃，而是用浓硫酸吸收SO₃。将SO₃溶解在浓硫酸中所生成的溶液称为发烟硫酸。当它暴露于空气中时，挥发出来的SO₃和空气中的水蒸气形成硫酸的细小露滴而冒烟，所以称为发烟硫酸。通常以游离SO₃的含量来标明不同浓度的发烟硫酸，如20%、40%等发烟硫酸即表示在100%硫酸中含有20%或40%游离的SO₃。

【连二亚硫酸钠】又称保险粉。在空气中极易被氧化，不便于使用，经酒精和浓NaOH共热后，就成为比较稳定的无水盐。
   Na₂S₂O₄是一种白色固体，加热至402K即分解：
          2Na₂S₂O₄ Na₂S₂O₃ + Na₂SO₃ + SO₂
   从硫的电势图可见,Na₂S₂O₄是一个很强的还原剂,它的水溶液在空气中放置能被空气中的氧氧化，生成亚硫酸盐或硫酸盐，因此,Na₂S₂O₄在气体分析中用来吸收氧气：

          2Na₂S₂O₄ + O₂ + 2H₂O 4NaHSO₃
          Na₂S₂O₄ + O₂ + H₂O NaHSO₃ + NaHSO₄
   Na₂S₂O₄是印染工业中非常重要的还原剂，有许多有机染料都能被它还原，它还用于染料合成、造纸、保存食物和医学等部门。

【焦硫酸】一种无色的晶状固体、熔点308K。当冷却发烟硫酸时, 可以析出焦硫酸晶体。
   焦硫酸可看作是由两分子硫酸脱去一分子水所得的产物：

   焦硫酸与水反应又生成H₂SO₄。焦硫酸具有比浓硫酸更强的氧化性，吸水性和腐蚀性，在制造某些染料、炸药中用作脱水剂。
   将碱金属的酸式硫酸盐加热到熔点以上，可得焦硫酸盐。
          2KHSO₄ K₂S₂O₇ + H₂O
进一步加热，分解为K₂SO₄和SO₃
          K₂S₂O₇ K₂SO₄ + SO₃
   焦硫酸盐在无机合成上的一个重要用途是与一些难熔的碱性金属氧化物(如Fe₂O₃，Al₂O₃，TiO₂等)共熔生成可溶性的硫酸盐。
          Fe₂O₃ + 3K₂S₂O₇ Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄
          Al₂O₃ + 3K₂S₂O₇ Al₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄

【过硫酸】可以看成是过氧化氢中氢原子被HSO₃^- 取代的产物。HO·OH中一个H被HSO₃^- 取代后得HO·OSO₃H，即过一硫酸；另一个H也被HSO₃^- 取代后，得HSO₃O0·0SO₃H，即过二硫酸，它的结构式见表12－4。

   过二硫酸是无色晶体，在338K时熔化并分解，具有极强的氧化性，它不仅能使纸炭化，还能烧焦石蜡。
   所有的过硫酸盐都是强氧化剂。例如，过硫酸钾和铜能按下式反应：
          Cu + K₂S₂O₈ CuSO₄ + K₂SO₄
   过硫酸盐在Ag⁺ 离子的作用下，能将Mn²⁺ 氧化成MnO₄^- 离子：
          2Mn²⁺ + 5S₂O₈^2- + 8H₂O 2Mn0₄^- + 10S0₄^2- + 16H⁺
在钢铁分析中常用过硫酸铵(或过硫酸钾)氧化法测定钢中锰的含量。
   应该指出，过二硫酸及其盐作为氧化剂在氧化还原反应过程，它的过氧链断裂，其中两个氧原子的氧化数从-Ⅰ降到-Ⅱ，而硫的氧化数不变仍然是+Ⅵ。
   过硫酸及其盐都是不稳定的，在加热时容易分解，例如，K₂S₂O₈受热时会放出SO₃和O₂:
          2K₂S₂O₈ 2K₂SO₄ + 2SO₃ + O₂

【硫酸】化学式H₂SO₄ , 式量98.08。纯硫酸为无色油状液体。市售浓硫酸含H₂SO₄  96～98％,密度1.841克/厘米³ 。凝固点10.4℃,沸点338℃(98.3％)浓硫酸有强烈吸水性,能与水以任意比混溶, 并放出大量热,这是水合作用的结果。用水稀释浓硫酸时, 只能在搅拌下将浓硫酸徐徐注入水中,切勿将水注入浓硫酸中。有强烈脱水性, 从有机物中按水的组成夺取氢、氧原子,并能使某些有机物碳化。硫酸是二元强酸, 纯硫酸中存在大量未电离分子,几乎不导电。它的水溶液导电, 第一步电离完全,第二步电离不完全K₂ =1.2×10^-2 。稀硫酸具有酸的通性,其中H⁺ 也有氧化性。浓硫酸有强氧化性,可以氧化金、铂等以外的大多数金属和许多非金属。

铁、铝、铬等在冷、浓硫酸中发生钝化。浓硫酸将H₂S氧化析出硫, 将NaBr氧化生成溴, 将KI氧化生成碘。跟苯等有机物发生磺化反应。硫酸是化学工业中最重要的产品之一, 广泛用于生产化肥、农药、染料、炸药、人造纤维、精炼石油、冶金、金属加工、有机合成、铀矿加工等。工业上用接触法或铅室法制硫酸。接触法是以硫或黄铁矿(FeS₂ )为原料, 在空气中燃烧生成二氧化硫, 在五氧化二钒催化剂作用下, 二氧化硫被氧化生成三氧化硫, 用98.3％的硫酸吸收三氧化硫, 再用水稀释制得。

【硫化氢】化学式H₂S, 式量34.08, 有腐卵臭味的无色气体,有毒。分子结构与水相似, 呈V形,有极性。密度1.539克/升,熔点-85.5℃, 沸点-60.7℃。能溶于水,水溶液叫氢硫酸, 还能溶于乙醇和甘油。完全干燥的硫化氢常温下不与空气中氧气反应,点火时可燃烧、有蓝色火焰。空气充足时生成二氧化硫和水,若空气不足或温度较低时生成硫和水。能使银、铜制品表面变黑,生成金属硫化物。有较强的还原性, 跟二氧化硫反应生成硫和水,跟浓硫酸反应生二氧化硫和硫, 跟氯气反应生成硫和氯化氢,跟三价铁盐溶液生成二价铁盐和硫, 使硝酸还原为二氧化氮,使I² 还原为I^- ,使MnO₄^- 还原为Mn²⁺ ,反应中H₂S通常被氧化为S, 若氧化剂氧化性较强并过量时,H₂S还可能被氧化成H₂SO₄。H₂S能跟多种金属离子反应可成不溶于水和酸的硫化物沉淀。用于分离和鉴定金属离子,精制盐酸, 制备单质硫。由硫化亚铁跟盐酸或用硫蒸气跟氢气化合制备。

【氢硫酸】化学式H₂S, 式量34.08, 硫化氢的水溶液叫氢硫酸,有腐卵臭味。是很弱的酸, 在18℃时的电离常数为：K₁=9.1×10^-8 , K₂=1.1×10^-12 。在空气中易被氧化析出硫,溶液变浑浊。

【水】分子式为H₂O， 水在地球表面上分布最广， 约占地球表面的3/4， 大气中含有水蒸气， 土壤、岩石、动植物体中也含有大量的水， 动物体中的水约占70％， 新鲜植物体中的水分约占80～90％， 地球上水的含量约有2×10¹⁸ 吨。

18世纪以前， 人们认为水是一种单质， 1781年英国化学家卡文迪许首先发现氢气在空气中燃烧生成的唯一产物是水， 证明水是由氢、氧两种元素组成的化合物。几年以后， 拉瓦锡测定了水的质量组成。近代结构理论证明， 水分子呈V(形结构)。用x射线测定水的晶体(冰)结构， 证明两个O—H键间形成104.5°的键角， 由于水分子是不对称结构， 故知水是极性分子。实验还证明， 水分子通过氢键发生缔合， 形成较复杂的分子集团， 水沸腾时水蒸气中含有3.5％的双分子水(H₂O)₂， 液态水中含有较复杂的(H₂O)_n分子(n可以是2、3、4…)， 这些较复杂的缔合水分子的化学性质和水(H₂O)相同。

纯水是无色、无嗅、无味的液体， 深层的天然水呈蓝绿色。水的热容为4.1868焦尔/克·度(1卡/克·度)， 在所有液态和固态物质中， 水的热容最大。水在4℃时密度为1克/厘米³ 。在101325帕(1大气压)时， 水的沸点为100℃， 水的气化热为2.257千焦/克， 凝固点是0℃。水是极弱的电解质， 可发生自偶离解：

H₂O＋H₂OH₃O^＋ ＋OH^－

常温下， 水的电离常数为1.8×10^－16 ， 水的离子积K_w＝1×10^－14 。

水是较稳定的化合物， 在1000℃以上才开始分解。在硫酸或氢氧化钠等存在条件下， 电解水可生成氢气和氧气。许多活动性强的金属如K、Na、Ba、Ca等在常温下可跟水反应生成碱和氢气， Mg、Al在加热至水沸腾时跟水反应生成碱和氢气。水可跟许多较活动金属如锌、铁等在高温下反应生成金属氧化物和氢气。水可跟某些非金属反应， 如：

2F₂＋2H₂O=4HF＋O₂↑

Cl₂＋H₂OHCl＋HClO

C＋H₂OCO＋H₂

水可以跟许多碱性氧化物如K₂O、Na₂O、CaO、BaO、MgO等化合生成碱， 水可以和多种酸性氧化物SO₃、SO₂、CO₂、P₂O₅等化合生成相应的酸。水还能跟某些盐或酯、糖等有机物发生水解反应。

水是一种广泛应用的溶剂， 极性物质(如HCl、NaCl等)容易在水中溶解。

【白磷】 化学式为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)

用此法可制PH₃但副产物为自然的联瞵P₂H₄，而制得的PH₃也能自燃。白磷在常温下可以与CuSO₄溶液发生反应：

2P+5CuSO₄+8H₂O =5Cu+2H₃PO₄+5H₂SO₄

如不小心把白磷沾到皮肤上，用CuSO₄溶液冲洗即利用这一反应。加热时反应变为：

11P+15CuSO₄+24H₂O =5Cu₃P+6H₃PO₄+15H₂SO₄

白磷主要用于生产磷酸、三氯化磷、三氯氧磷(POCl₃)和五硫化二磷等，供农药生产使用。少量白磷用于生产红磷和磷酐，军事上用于烟幕弹，曳光弹、信号弹、燃烧弹。一般用磷矿粉、砂、焦炭于电炉中制取：

2Ca₃(PO₄)₂+10C+6SiO₂P₄+6CaSiO₃+10CO↑

白磷为制红磷与黑磷的原料，隔绝空气加热则缓缓转化为红磷，在较高温(220℃)和高压条件下则渐渐转变为黑磷。

白磷为正四面体分子，由四个磷原子构成，键角为60°，与五原子构成的正四面体分子键角109°28'不同。