并不断搅拌,使产生的热量迅速地扩散.(若将水倒入浓H2SO4中,浓H2SO4密度比水大,溶解时的放热作用使水沸腾而使H2SO4溅出)。 ②难挥发性: NaCl+ H2SO4 (浓)
NaHSO4+HCl↑ (高沸点酸制低沸点酸)
③吸水性: 浓H2SO4能跟水分子强烈结合成水合物.如浓H2SO4吸收水蒸汽在科学实验中作干燥剂；浓H2SO4能夺取结晶水合物中的结晶水等。
④脱水性: 浓H2SO4按水的组成比夺取某些有机化合物中的氢、氧元素,形成水分子.如:
C12H22O11
12C+11H2O
该反应放热使水蒸气蒸发,使生成碳呈疏松多孔状。过量的浓H2SO4这时还能继续氧化碳而产生SO2气体。
⑤强氧化性: 利用浓H2SO4的强氧化性,Al 、Fe常温下遇浓H2SO4可发生钝化(实际中有什么应用?);浓H2SO4能与绝大部分金属发生氧化还原反应,也能与一些非金属反应。如: Cu+2 H2SO4 (浓) C+2 H2SO4 (浓)
CuSO4+SO2↑+2H2O CO2↑+SO2↑+2H2O
浓H2SO4的还原产物通常为SO2。正是由于浓H2SO4的氧化性，所以浓H2SO4与金属反应均没有H2产生，也不能用浓H2SO4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI、H2S等。 2.用途：化肥、医药、农药的生产，金属矿石的处理，金属材料的表面清洗以及科学实验上的干燥剂，有机合成上的催化剂等。 （三）硫酸盐
－
1.SO42的检验
盐酸酸化 滴 BaCl 2溶液 检测液 无现象 有白色沉淀
几种重要的硫酸盐及其应用 ①硫酸钙
利用上述反应制出各种模型及医疗上的石膏绷带。
②硫酸钡 俗称重晶石，不溶于水、酸等，不易被X射线透过。医疗上作检查肠胃内服的药剂（钡餐）。
③硫酸亚铁 FeSO4·7H2O俗称绿矾，是防治缺铁性贫血的药剂。 ④硫酸铜 CuSO4·5H2O俗称胆矾，可配制“波尔多液”（农药）。 此外，还有明矾〔KAl(SO4)2·12H2O〕作净水剂；芒硝（Na2SO4·10H2O）作缓泻剂等。
三、硫和含硫化合物的相互转化 （一）硫和一些含硫化合物
自然界中既有游离态的硫，又有化合态的硫存在，如火山喷口附近、地壳岩层、矿物煤和石油等。 1.硫
淡黄色的硫能与铁、铜、汞、H2、O2等化合。
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2Cu?S ? Cu2S(黑色)?? （?S具有较弱的氧化性）Fe?S ? FeS（黑色）??Hg+S=HgS （黑） (常温下进行，可用于硫磺处理洒落的汞)
H2+S
H2S S+O2
SO2
2.亚硫酸钠
亚硫酸钠同亚硫酸一样易氧化。2Na2SO3+O2= 2Na2SO4 (亚硫酸盐要密封保存) Na2SO3+Cl2+H2O =Na2SO4+2HCl （二）含硫物质的相互转化
FeS Na2SO3 Na2SO4
H2S S SO2 SO3 H2SO4
HgS H2SO3 BaSO4
第二单元 生产生活中的含氮化合物
一、氮氧化物的生产 （一）氮及其氧化物 1、氮气
无色无味的气体，难溶于水。
（1）与O2的化合（放电或高温条件下）
N2?O2放电2NO 2NO?O2?2NO2 3NO2?H2O?2HNO3?NO
（2）与H2的化合 N2+3H2
2NH3
氮气主要有以下三方面的应用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保护气（填充灯泡、保鲜水果、粮食的保存等）；冷冻剂（超低温手术、超导材料的低温环境等）。 （二）氮氧化物对环境的污染与防治 1.形成
氮肥的生产、金属的冶炼和汽车等交通工具的使用等，产生大量的氮氧化物，火山爆发、雷鸣电闪等也会将氮气转变为氮氧化物。 2.危害
（1）产生硝酸型酸雨 （2）产生光化学烟雾 3.防治
①使用洁净能源，减少氮氧化物的排放
②为机动车辆安装尾气转化装置，将汽车尾气中的CO和NO转化成CO2和N2
2CO?2NO催化剂2CO2?N2
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③对生产化肥、硝酸的工厂排放的废气进行处理
2NO2?2NaOH?NaNO3?NaNO2?H2ONO2?NO?2NaOH?2NaNO2?H2O二、氮肥的生产和使用 （一）氨气
1.氨气的合成 N2+3H2
2NH3
2.氨气的性质
氨是没有颜色、有刺激性气味的气体，密度比空气小，易液化。液态的氨汽化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降，所以液氨常用作制冷剂。 氨气极易溶于水（1体积水能溶解700体积的NH3），水溶液叫氨水，其密度随质量分数的增大而下降。
氨的化学性质主要有：
＋－
①与水反应 NH3+H2ONH3·H2ONH4＋OH
＋－
氨水是混合物，溶液中含有H2O、NH3·H2O、NH3等分子和NH4、OH（还含有极少量的H+）等离子（氨在水中大部分以NH3·H2O形式存在），所以，溶液呈弱碱性，能使无色的酚酞试液变红色。
氨水易挥发，受热时容易逸出氨气（NH3·H2O
NH3↑+ H2O），不易运输保存等，所以常将
氨转化成各种铵盐。
②与酸反应 NH3+HCl=NH4Cl
呈现冒白烟现象，白烟是生成的NH4Cl小颗粒，这可以检验氨气的存在。 ③与一些氧化剂的反应 4NH3+5O23.氨气的实验室制备 Ca(OH)2+2NH4Cl
4NO+6H2O
CaCl2+2NH3↑+2H2O
收集NH3用向下排空气法；检验用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）或用蘸有浓盐酸的玻璃棒（冒白烟）；干燥用盛碱石灰（CaO和NaOH的混合物）的干燥管。 （二）铵盐
＋
由铵根离子（NH4）和酸根离子构成的化合物叫铵盐，铵盐都是晶体、易溶于水。 1.不稳定性 一般铵盐受热分解出氨气和相应的酸。 ．．NH4HCO3NH4Cl
NH3↑+CO2↑+ H2O （NH4）2SO4 NH3↑+HCl↑
2NH3↑+H2SO4
NH4Cl受热分解有类似“升华”现象（NH3?HCl冷NH4Cl），可用于物质的提纯，如NaCl混入NH4Cl中可加热提纯。 2.与碱的反应 NH4Cl+NaOH
NaCl+ NH3↑+ H2O
铵盐与碱共热都能产生氨气，这是铵盐的特征反应。可据此检验铵盐的存在，即取样品与NaOH
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溶液共热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色，说明样品含铵盐。
贮存铵盐应密封包装并放在阴凉通风处，铵盐属于铵态氮肥，在施用铵态氮肥时，要避免与碱性肥料混合施用。 三、硝酸
（一）硝酸的工业制法 4NH3+5O2
4NO+6H2O
4NO+3O2+2H2O=HNO3 （二）硝酸的性质 硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体，能以任意比溶解于水。69%的硝酸被称为浓硝酸，98%的浓硝酸通常叫“发烟硝酸”，浓硝酸常带有黄色。 1.不稳定性
4 HNO3光或热2H2O?4NO2??O2?
硝酸应贮存在避光、低温处。 2.强氧化性
3Cu＋8HNO3（稀）=3 Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O Cu＋4HNO3（浓）= Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
浓HNO3还能使铁、铝等发生钝化现象。所以可用铝制容器装运浓硝酸。 四、规律总结
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高中化学必修2知识点归纳总结
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
一、原子结构
质子（Z个）
原子核 注意：
中子（N个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
A 1.原子数 Z X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子
核外电子（Z个）
★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：
H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多
2
容纳的电子数是2n；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 ．．．．．．．．．．
主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：
核外电子层数 元素种类
第一周期 1 2种元素
短周期 第二周期 2 8种元素
周期 第三周期 3 8种元素
元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素
期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间 （16个族） 零族：稀有气体 三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化的必然结果。 ．．．．．．．．．
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