1、卤族元素卤族元素包括氟（F） 、氯（Cl） 、溴（Br） 、碘（I） 、砹（At）等，它们最外层电子数都是7 个电子，是元素周期表中的第A 元素。1、氯（1）物理性质：氯气是一种黄绿色有刺激性气味的气味，常温下能溶于水（12） ，比空气重，易液化，有剧毒。（2）化学性质：氯气（Cl 2）是双原子分子，原子的最外层有七个电子，是典型的非金属元素，单质是强氧化剂。与金属反应2Na + Cl2 = 2NaCl（反应剧烈，产生大量白烟）2Fe + 3Cl2=2FeCl3（反应剧烈，产生大量棕褐色烟，溶于水成黄色溶液）Cu + Cl2 =CuCl2（反应剧烈，产生大量棕色的烟，溶于水成蓝色或绿色溶液）氯
2、气能与绝大数金属都能发生反应，表明氯气是一种活泼的非金属单质。与非金属的反应H2 +Cl2 = 2HCl（纯净的氢气在氯气中安静的燃烧，芒白色火焰，在瓶口处有白雾产生） H2 + Cl2 =2HCl （发生爆炸）2P + 3Cl2=2PCl3（液态） PCl3 + Cl2 =PCl5（固态）磷在氯气中剧烈燃烧，产生大量的烟、雾。雾是 PCl3，烟是 PCl5。氯气能有很多非金属单质反应，如 S、C、Si 等。与碱反应Cl2 + 2NaOH = NaCl +NaClO + H2O2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 +2H2O将氯气通入 NaOH 溶液中制备漂白精
3、/漂白液 NaClO，将氯气通入 Ca(OH)2 溶液中制备漂白粉，漂白粉的主要成份是 CaCl2、 Ca(ClO)2，其有效成份是 Ca(ClO)2。工作原理：Ca(ClO) 2 + H2O +CO2 =CaCO3 + 2HClO与某些还原性物质反应：Cl2 + 2FeCl2=2FeCl3 Cl2 +SO2 + 2H2O=2HCl +H2SO4有机反应CH4 + Cl2 CH 3Cl + HCl CH3Cl + Cl2 CH 2Cl2 + HClCH2Cl2+ Cl2 CHCl 3 + HCl CHCl3 + Cl2 CCl 4 + HCl氯气与甲烷的取代反应，如有 1mol Cl2 与 4
4、mol CH4 反应，产物有哪些物质？何种物质含量最多？Cl2 + CH2=CH2 CH 2Cl-CH2Cl （加成反应）取代反应是两种物质反应生成两种物质而加成反应是两种物质反应生成一种物质。上述两反应的鉴别方法可加入硝酸酸化的硝酸银溶液。如是取代反应则有白色沉淀生成。与水反应Cl2 + H2O HCl +HClO （HClO 为一元弱酸，弱电解质 HClO H+ +ClO）分子：H 2O、Cl 2、HClO 离子：H +、Cl 、OH 、ClO 2、次氯酸的性质（HClO）仅存在溶液中，浓溶液呈黄色，稀溶液无色，有非常刺鼻的气味。酸性：次氯酸是弱酸，弱电解质。具有酸的通性。A、显色反应；B
5、、与活泼金属反应置换出氢气；C、与碱反应生成盐和水；D、与部分金属氧化物的反应，生成盐与水；E、与某些盐的反应。氧化性Ca(ClO)2 + 4HCl(浓)=CaCl 2 + Cl2+ 2H 2O漂白性点燃光照点燃因为次氯酸具有强的氧化性，能氧化有色物质生成无色物质，所以次氯酸具有漂白性。如：将干燥的氯气通过干燥的有色布条，布条并没有褪色；而过湿润的有色布条时，布条褪色。说明真正起到漂白作用的是次氯酸。不稳定性次氯酸极不稳定，很容易就发生分解，且存大多种分解形式。如：2HClO=2HCl + O2 3HClO=2HCl + HClO 3为什么漂白粉久置空气中易失效?3、氯气的的制备实验室氯气的制
6、备：在实验室里，氯气可用浓盐酸与某些氧化剂反应来制取。4HCl(浓) + MnO2 = MnCl2 + 2H2O +Cl2 2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl + 2MnCl2+5Cl2+8H2O仪器的选取：一般来有四套装置，一是发生装置；二是除杂装置；三是收集装置；四是尾气处理装置。在这个反应中，会有哪些杂质？用什么除杂呢？用什么来处理尾气？工业上氯气的制备：在工业上用电解饱和食盐水的方法来制取氯气（氯碱工业） 。2NaCl + 2H2O =2NaOH + Cl2+ H 2氯气的检验：使用润湿的淀粉 KI 试纸；氯气能使润湿的淀粉 KI 试纸变蓝。4、用途：氯气除用于消毒，制造盐酸和漂
7、白粉外，还用于制造多种农药，化工原料，生产许多无机试剂、有机试剂。总之在生产生活有着重要的用途。卤族元素的性质1、卤族元素的物理性质随卤素核电荷数增加，电了层数依次递增，原子半径渐增大，其原子结构的递变性而使卤素单质的物理性质呈规律性变化：从 F2 I 2状态 常温下 密度 熔点 水中 酒精 四氯化碳F2 气 浅黄绿色 反应 反应 反应Cl2 气 黄绿色 浅黄绿色 黄绿色 黄绿色Br2 液 深红棕色 橙黄 橙红 橙红I2 固 紫黑色密度由小到大熔、沸点由低到高 棕黄 深棕 紫红2、卤族元素的化学性质由于最外层均为 7 个电子，极易得一个电子，因此卤素都是强氧化剂，在自然界均只以化合态存在。但随
8、着电子层数递增，原子半径渐增大，核对外层电子的引力渐减弱，得电子能力逐渐减弱，其氧化性逐渐减弱。如何比较其得电子能力？比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强。F2 + H2=2HF（相遇即发生爆炸） H2 + Cl2 = 2HCl（爆炸）Br2 + H2 = 2HBr（需加热且反应缓慢） I2 + H2 2HI（可逆反应，缓慢进行）光照 发生装置 除杂装置 收集装置 尾气处理电解光照且气态氢化物的稳定性：HFHClHBrHI比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。一般说来，酸性越强，元素原子得电子的能力
9、越强。HClO4HBrO 4HIO 4置换反应：若非金属 X 能把非金属 Y 从它的盐溶液中置换出来，则金属得电子能力比Y 强，即 X 的非金属性比 Y 强。Cl2 + 2NaBr=2NaCl + Br2 Cl2 + 2KI =2KCl + I2 Br2 + 2KI= 2KBr + I2 通过以上论证可以表明：得电子能力是 FClBrI特性：碘易升华，能使淀粉变蓝色。溴唯一的常温呈液态的非金属，易挥发，保存时加水密封。氟最强氧化剂，不能用氧化剂将 F氧化为 F2。F 元素无正价。 CaX2只有 CaF2 不溶于水。卤离子的检验：使用硝酸酸化的硝酸银溶液。AgCl 为白色沉淀、AgBr 为淡黄色
10、沉淀、AgI为黄色沉淀、AgF 可溶。3、卤化氢性质的比较（1）相似性均是无色有刺激性气味的气体。均极易溶于水，其水溶液是氢卤酸。氢卤酸均易挥发，在空气中冒白雾。氢卤酸具有酸类的通性、氧化性和还原性。（2）递变性按 HF、HCl、HBr、HI 的顺序，稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。氢卤酸的酸性：HFHCl HBrHI ，氢氟酸是弱酸，氢氯酸、氢溴酸和氢碘酸均是强酸。氯碱工业氯碱工业：通过电解饱和食盐水来生产烧碱、氯气和氢气，并以它们为原料生产一系列化工产品。2NaCl + 2H2O =2NaOH + Cl2+ H 2阳极 2ClCl 2+ 2e （氧化反应） 阴极 2H+ + 2e H2 （
11、还原反应）饱和食盐水的来源广泛，主要来源于晒盐场的母液。海水提溴原料来源于晒盐母液（含溴量高） ，氯气。将氯气通入母液中。Cl2 + 2Br = 2Cl + Br2 再鼓入热空气（因为溴易挥发，因此溴就会随着热空气溢出） ，再冷疑、萃取提纯。氮族元素1氮和磷氮族元素 包括氮 (7N)、磷、( 15P)、砷( 33As)、锑( 51Sb)、铋( 83Bi)五种元素氮族元素位于元素周期表中第 VA 族，其代表元素为氮和磷氮族元素的原子结构(1)相似性：最外层电子数均为 5 个；主要化合价：氮有3、+1、+2、+3 、+4、+5 价；磷和砷有3、+3 、+5 价(2)递变规律：按氮、磷、砷、锑、铋的
12、顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强在氮族元素的单质中，氮、磷具有较明显的非金属性；砷虽然是非金属，但有一些金属性；锑、铋为电解金属氮族元素单质的物理性质N2 P As Sb Bi颜色 无色白磷：白色或黄色红磷：红棕色灰砷：灰色 银白色 银白色或微 显红色状态 气体 固体 固体 固体 固体密度 逐 渐 增 大熔点、沸点 先按 N2、P、 As 的顺序逐渐升高，而后按 Sb、Bi 的顺序逐渐降低氮气(1)氮元素在自然界中的存在形式：既有游离态又有化合态空气中含 N2 78(体积分数)或 75(质量分数)；化合态氮存在于多种
13、无机物和有机物中，氮元素是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素(2)氮气的物理性质：纯净的氮气是无色气体，密度比空气略小氮气在水中的溶解度很小在常压下，经降温后，氮气变成无色液体，再变成雪花状固体(3)氮气的分子结构：氮分子(N 2)的电子式为 ，结构式为 NN 由于 N2 分子中的NN 键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼(4)氮气的化学性质：N 2 与 H2 化合生成 NH3 N2 +3H2 2NH3说明 该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理N 2 与 O2 化合生成 NO： N2 + O2 2NO 说明 在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应(5)氮气的用途：合成氨，制硝酸
14、；代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化；在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发；保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术；利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能NO、NO 2 性质的比较氮的氧化物 一氧化氮 (NO) 二氧化氮 (NO2)物理性质 为无色、不溶于水、有毒的气体 为红棕色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水化学性质极易被空气中的 O2 氧化：2NO + O2= 2NO2NO 中的氮为+2 价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性与 H2O 反应：3NO2 + H2O2HNO 3 + NO(工业制 HNO3 原理在此
15、反应中，NO2 同时作氧化剂和还原剂)自然界中硝酸盐的形成过程(1)电闪雷鸣时：N 2+O2 2NO (2) 2NO + O2= 2NO2(3)下雨时：3NO 2 + H2O2HNO 3 + NO(4)生成的硝酸随雨水淋洒到土壤中，并与土壤中的矿物作用生成能被植物吸收的硝酸盐光化学烟雾 NO、NO 2 有毒，是大气的污染物空气中的 NO、NO 2 污染物主要来自于石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气NO 2 在紫外线照射下，发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾光化学烟雾因此，NO 2 是造成光化学烟雾的主要因素光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡磷(1)磷元素在自然界中
16、的存在形式：自然界中无游离态的磷化合态的磷主要以磷酸盐的形式存在于矿石中动物的骨骼、牙齿和神经组织，植物的果实和幼芽，生物的细胞里(2)单质磷的化学性质：与 O2 反应： 4P+5O2 2P2O5磷在 C12 中燃烧： 2P+3C12(不足量) 2PCl3 2P+5Cl2(足量) 2PCl5磷的同素异形体白磷与红磷 磷的同素异形体 白磷 红磷 说明颜色、状态 无色蜡状固体 红棕色粉末密度(gcm 3)1.82 2.34溶解性 不溶于水，溶于CS2不溶于水，也不溶于CS2毒 性 剧 毒 无 毒物理性质着火点40(白磷受到轻微的摩擦就会燃烧；常温时，白磷可被氧化而发光)240白磷与红磷的结构不同是
17、物理性质存在差别的原因由两者物理性质的不同，证明了白磷与红磷是不同的单质化学性质 白磷、红磷在空气中燃烧，都生成白色的 P2O5白磷与红磷燃烧都生成P2O5，证明它们都是由磷元素形成的单质相互转化 白磷 红磷证明白磷与红磷所含元素相同互为同素异形体保存方法 密封保存，少量白磷保存在水中 密封保存，防止吸湿 切削白磷应在水中进行用 途制造高纯度磷酸；制造燃烧弹、烟幕弹制造高纯度磷酸；制农药、安全火柴五氧化二磷、磷酸(1)五氧化二磷的性质：五氧化二磷是白色粉末状固体，极易吸水( 因此可作酸性气体的干燥剂)P 2O5 是酸性氧化物，与水反应：P2O5+3H2O 2H3PO4(2)磷酸的性质、用途：磷
18、酸(H 3PO4)是一种中等强度的三元酸，具有酸的通性磷酸主要用于制造磷肥，也用于食品、纺织等工业氮、磷元素及其单质、化合物性质的比较元素 氮(N) 磷(P)自然界中存在的形式 游离态和化合态 只有化合态单质与 O2 化合的情况 N2+O2 2NO（易）4P+5O2 2P2O5（难）单质与 H2 化合的情况N2 +3H2 2NH32P(蒸汽) + 3H 2 2PH3单质的化学活泼性及原因单质活泼性：N 2P原因：N 2 分子中 NN 键很牢固，故 N2 性质稳定、不活泼氢化物的稳定性 NH3PH 3 最高价氧化物对应水化物的酸性HNO3H 3PO4非金属性 NP2铵盐氨(1)氨的物理性质：氨是
19、无色、有刺激性气味的气体，比空气轻；氨易液化在常压下冷却或常温下加压，气态氨转化为无色的液态氨，同时放出大量热液态氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降；氨气极易溶于水在常温、常压下，1 体积水中能溶解约 700 体积的氨气(因此，氨气可进行喷泉实验) ；氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用若不慎接触过多的氨而出现病症，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛(2)氨分子的结构：NH 3 的电子式为 ，结构式为 ，氨分子的结构为三角锥形，N 原子位于锥顶，三个 H 原子位于锥底，键角 10718 ，是极性分子(3)氨的化学性质：跟水反应氨气溶于水时(氨气的水溶液叫氨水) ，大部分的
20、NH3 分子与 H2O 分子结合成NH3H2O(叫一水合氨) NH 3H2O 为弱电解质，只能部分电离成 NH4 和 OH ：NH3 + H2O NH3H2O NH4 + OHa氨水的性质：氨水具有弱碱性，使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为蓝色氨水的浓度越大，密度反而越小(是一种特殊情况) NH3H2O 不稳定，故加热氨水时有氨气逸出：NH4 + OH NH3+ H2Ob氨水的组成：氨水是混合物(液氨是纯净物) ，其中含有 3 种分子(NH3、 NH3H2O、H 2O)和 3 种离子(NH 4 和 OH 、极少量的 H )c氨水的保存方法：氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器
21、盛装氨水通常把氨水盛装在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里d有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以 NH3H2O 形式存在，但计算时仍以 NH3 作溶质跟氯化氢气体的反应：NH 3 + HCl NH4C1说明 a当蘸有浓氨水的玻璃棒与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时，产生大量白烟这种白烟是氨水中挥发出来的 NH3 与盐酸挥发出来的 HCl 化合生成的 NH4C1 晶体小颗粒b氨气与挥发性酸(浓盐酸、浓硝酸等 )相遇，因反应生成微小的铵盐晶体而冒白烟，这是检验氨气的方法之c氨气与不挥发性酸( 如 H2SO4、H 3PO4 等)反应时，无白烟生成跟氧气反应： 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2
22、O 说明 这一反应叫做氨的催化氧化(或叫接触氧化) ，是工业上制硝酸的反应原理之一(4)氨气的用途：是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；用作冰机中的致冷剂铵盐 铵盐是由铵离子(NH 4 )和酸根阴离子组成的化合物铵盐都是白色晶体，都易溶于水(1)铵盐的化学性质： 受热分解固态铵盐受热都易分解根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下三种情况：a组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。例如：NH4Cl(固) NH3+ HCl NH3 + HClNH 4C
23、l (试管上端又有白色固体附着)又如：(NH4)2CO3 2NH3+ H 2O + CO2 NH4HCO3 NH3+ H 2O + CO2b组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中如：(NH4)2SO4 NH4HSO4 + NH3 (NH4)3PO4 H3PO4 + 3NH3c组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出例如：NH4NO3 N2O+ 2H 2O跟碱反应铵盐的通性固态铵盐 + 强碱(NaOH、KOH) 无色、有刺激性气味的气体 湿 润 的 红 色 石 蕊 试 纸 试纸变蓝色例如：(NH4)2SO4+2
24、NaOH Na2SO4 + 2NH3+ 2H 2ONH4NO3+NaOH NaNO3 + NH3+ H 2O说明：a若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：NH4 + OH NH3+ H2Ob若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示为：NH 4 + OH NH 3 H2Oc若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示(2)氮肥的存放和施用铵盐可用作氮肥由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效铵盐(NH 4 )的检验 将待检物取出少量置于试管中，加入 NaOH 溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验
25、，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐(NH 4 )氨气的实验室制法(1)反应原理：固态铵盐如 NH4Cl、(NH 4)2SO4 等与消石灰混合共热：2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3+ 2H 2O(2)发生装置类型：固体+ 固体 气体型装置(与制 O2 相同)(3)干燥方法：常用碱石灰(CaO 和 NaOH 的混合物)作干燥剂不能用浓 H2SO4、P 2O5 等酸性干燥剂和 CaCl2 干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应 (CaCl2 与 NH3 反应生成CaCl28NH3)(4)收集方法：只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制
26、得的氨气不纯(5)验满方法；将湿润的红色石蕊试纸接近集气瓶口，若试纸变蓝色，则说明氨气已充满集气瓶；将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近集气瓶口，有白烟产生，说明氨气已充满集气瓶注意 制氨气所用的铵盐不能用 NH4NO3、NH 4HCO3、(NH 4)2CO3 等代替，因为NH4NO3 在加热时易发生爆炸，而 NH4HCO3、(NH 4)2CO3 极易分解产生 CO2 气体使制得的NH3 不纯消石灰不能用 NaOH、KOH 等强碱代替，因为 NaOH、KOH 具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且 NaOH、KOH 对玻璃有强烈的腐蚀作用NH 3 极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥实验室制取
27、氨气的另一种常用方法：将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热有关反应的化学方程式为： CaO + NH3H2O Ca(OH)2 + NH3加烧碱的作用是增大溶液中的 OH 浓度，促使 NH3H2O 转化为 NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制 Cl2、 HCl 气体的装置相同3硝酸硝酸(1)物理性质：纯硝酸是无色、易挥发(沸点为 83) 、有刺激性气味的液体打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生(与盐酸相同)质量分数为 98以上的浓硝酸挥发出来的 HNO3 蒸气遇空气中的水蒸气形成的极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象” 因此，质量分数为 98以上的浓硝酸通常叫做发烟硝酸(2)化学性质：具有酸的一些通性例
28、如： CaCO3 + 2HNO3(稀)Ca(NO 3)2 + CO2+ H 2O(实验室制 CO2 气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替 )不稳定性HNO 3 见光或受热发生分解，HNO 3 越浓，越易分解硝酸分解放出的 NO2 溶于其中而使硝酸呈黄色有关反应的化学方程式为：4HNO3 2H2O + 4NO2+O 2强氧化性：不论是稀 HNO3 还是浓 HNO3，都具有极强的氧化性HNO 3 浓度越大，氧化性越强其氧化性表现在以下几方面：a几乎能与所有金属( 除 Hg、Au 外) 反应当 HNO3 与金属反应时，HNO 3 被还原的程度(即氮元素化合价降低的程度) 取决于硝酸的浓度和金属单质还原性
29、的强弱对于同一金属单质而言，HNO 3 的浓度越小，HNO 3 被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多一般反应规律为：金属 + HNO3(浓) 硝酸盐 + NO2 + H 2O金属 + HNO3(稀) 硝酸盐 + NO + H 2O较活泼的金属(如 Mg、Zn 等) + HNO3(极稀) 硝酸盐 + H2O + N2O( 或 NH3 等)金属与硝酸反应的重要实例为：3Cu + 8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H 2O该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色(无色的NO 被空气氧化为红棕色的 NO2)。实验室通常用此反应制取 NO 气体Cu
30、+ 4HNO3(浓) Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H 2O该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是 NO2、NO 等的混合气体b常温下，浓 HNO3 能将金属 Fe、A1 钝化，使 Fe、A1 的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应(与浓硫酸相似)c浓 HNO3 与浓盐酸按体积比 13 配制而成的混合液叫王水王水溶解金属的能力更强，能溶解金属 Pt、Au d能把许多非金属单质(如 C、S、P 等) 氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物例如：C + 4
31、HNO3(浓) CO2 + 4NO2+ 2H 2Oe能氧化某些具有还原性的物质，如 H2S、SO 2、Na 2SO3、HI 、HBr、Fe 2 等应注意的是，NO 3 无氧化性，而当 NO3 在酸性溶液中时，则具有强氧化性例如，在 Fe(NO3)2 溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了 H 而使 Fe2 被氧化为 Fe3 ；又如，向浓 HNO3 与足量的Cu 反应后形成的 Cu(NO3)2 中再加入盐酸或硫酸，则剩余的 Cu 会与后来新形成的稀 HNO3继续反应f能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等因此在使用硝酸( 尤其是浓硝酸)时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水
32、冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤(3)保存方法硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方(4)用途硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等*亚硝酸盐(1)亚硝酸钠的性质：亚硝酸钠(NaNO 2)是无色或浅黄色晶体，外观类似食盐，有咸味，易溶于水，有毒既具有氧化性又具有还原性(2)亚硝酸钠的存在：长时间加热煮沸或反复加热沸腾的水，由于水中 NO3 浓度增大，饮用后部分 NO3 在人体内被还原为 NO腐烂的蔬菜中；腌制的食品如酸菜、肉制品中(3)亚硝酸盐的用途：用于印染、漂白等行业；在某些食品如腊肉、香肠中用作防腐剂和增色剂；用作混凝土的掺合剂等(4)亚硝酸盐对人体的危害亚硝酸盐是一种潜在的致癌物质，过量或长期食用对人体会造成危害若误食亚硝酸盐或食用含有过量的亚硝酸盐的食物，会出现嘴唇、指甲、皮肤发紫以及头晕、呕吐、腹泻等症状，严重时可致人死亡所以，国家对食品中的亚硝酸盐的含量有严格的限制
