1．氨气(NH₃)：

(1)分子结构：由极性键形成的三角锥形的极性分子，N原子有一对孤对电子；

(2)物理性质：无色、刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水，常温常压下

1体积水能溶解700体积的氨气，易液化(可作致冷剂)

(3)化学性质：

①与H₂O反应：NH₃ + H₂O NH₃·H₂ONH₄⁺ + OH^-，

溶液呈弱碱性，氨水的成份为：NH₃ 、 H₂O、NH₃·H₂O、NH₄⁺ 、 OH^-、H⁺，氨水易挥发；

②与酸反应：NH₃ + HCl = NH₄Cl　 NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃ 与挥发性酸反应有白烟生成

③还原性(催化氧化)：

4NH₃ + 5O₂　 ＝ 4NO + 6H₂O(N为-3价，最低价态，具有还原性)

(4)实验室制法 　　Ca(OH)₂ + 2NH₄ClCaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O，

工业㓡法：N₂与H₂在高温高压催化剂条件下合成氨气

3、比较H₂O和H₂O₂

	H2O	H2O2
电子式	H: O: H	H:O:O:H
化学键	极性键	极性键和非极性键
分子极性	有	有
稳定性	稳定 2H2O　 　　　2H2↑+O2↑	不稳定 2H2O2　　　 2H2O+O2↑
氧化性	较弱(遇强还原剂反应) 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑	较强(遇还原剂反应) SO2+H2O2===H2SO4
还原性	较弱 (遇极强氧化剂反应) 2F2+2H2O===4HF+O2	较强 (遇较强氧化剂反应) 2MnO4-+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O
作用	饮用、溶剂等	氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等

H₂S+H₂SO₄(浓)S↓+SO₂↑+H₂O

SO₃+2NaHSO₃==Na₂SO₄+2SO₂+H₂O

3CuSO₄ 　3CuO+2SO₂↑+SO₃↑+O₂↑

6FeSO₄+3Br₂══2Fe₂(SO₄)₃+2FeBr₃

2、O₂和O₃比较

	O2	O3
颜色	无色	气态-淡蓝色
气味	无	刺激性特殊臭味
水溶性	臭氧密度比氧气的大
密度	臭氧比氧气易溶于水
氧化性	强 (不易氧化Ag、Hg等)	极强(O3+2KI+H2O==2KOH+I2+O2) (易氧化Ag、Hg等不活泼金属)
漂白性	无	有(极强氧化性-作消毒剂和脱色剂)
稳定性	3O2　　　　　 2O3　　　 2O3===3O2　　 常温：缓慢 　　　　　　　　　　　　　　　　　　 加热：迅速
相互关系	臭氧和氧气是氧的同素异形体

1、氧族元素比较：　 原子半径　 O＜S＜Se＜Te　　 单质氧化性　 O₂＞S＞Se＞Te

单质颜色 无色 淡黄色　 灰色　 银白色　 　　　单质状态 气体　 固体　 固体　 固体

氢化物稳定性　 H₂O＞H₂S＞H₂Se＞H₂Te　沸点　H₂O＞H₂Te＞H₂Se＞H₂S(水反常)

最高价含氧酸酸性　 H₂SO₄＞H₂SeSO₄＞H₂TeO₄

2、尾气处理： 氨水 　(NH₄)₂SO₃　 　(NH₄)₂SO₄+ SO₂↑

　　　　　　　　　　　　　　　　　　 NH₄HSO₃　　

氧族元素

1、生产过程:

5、硫酸的工业制法──接触法

4、硫酸

①稀H₂SO₄具有酸的一般通性，而浓H₂SO₄具有酸的通性外还具有三大特性：

②SO₄^2-的鉴定(干扰离子可能有：CO₃^2-、SO₃^2-、SiO₃^2-、Ag⁺、PO₄^3－等)：

待测液澄清液白色沉淀(说明待测液中含有SO₄^2-离子)

③硫酸的用途：制过磷酸钙、硫酸铵、硫酸铜、硫酸亚铁、医药、炸药，用于铅蓄电池，作干燥剂、制挥发性酸、作脱水剂和催化剂等。

3、硫的氧化物

(1)二氧化硫：

①SO₂是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。

②SO₂是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。

③SO₂有强还原性　 常见氧化剂(见上)均可与SO₂发生氧化一还原反应

　 如：SO₂ + Cl ₂ +2H₂O == H₂SO₄ + 2HCl

④SO₂也有一定的氧化性　 2H₂S + SO₂ == 3S↓ +2H₂O

⑤SO₂具有漂白性，能跟有色有机化合物生成无色物质(可逆、非氧化还原反应)

　 ⑥实验室制法：Na₂SO₃ + H₂SO_4(浓) 　== Na₂SO₃ + H₂O +SO₂↑　　　　　　　　　　　　　　　

或Cu + 2H₂SO_4(浓) 　CuSO₄ + 2H₂O + SO₂↑

(2)三氧化硫：是一种没有颜色易挥发的晶体；具有酸性氧化物的通性，遇水剧烈反应生成硫酸并放出大量的热。

(3)比较SO₂与CO₂、SO₃

	SO2	CO2	SO3
主要物性	无色、有刺激性气体、易液化易溶于水(1:40)	无色、无气味气体能溶于水(1:1)	无色固体.熔点(16.8℃)
与水反应	SO2+H2O　　 H2SO3　 中强酸	CO2+H2O　　 H2CO2 弱酸	SO3+H2O==H2SO4(强酸)
与碱反应	Ca(OH)2　　　　　 CaSO3↓　　　 Ca(HSO3)2 清液　　　　　　 白　　　　　 清液	Ca(OH)2　　　 CaCO3↓　　　 　Ca(HCO3)2 清液　　　　 白↓　　 清液	SO3+Ca(OH)2==CaSO4(微溶)
紫色石蕊	变红	变红	变红
品红	褪色	不褪色	不褪色
鉴定存在	能使品红褪色 又能使清石灰变浑浊	不能使品红褪色 但能使清石灰水变浑浊
氧化性	SO2+2H2S=2S↓+2H2O	高温 　 CO2+2Mg 　点燃 　2MgO+C CO2+C　 　＝ 　2CO
还原性	有	无
与Na2O2作用	Na2O2+SO2==Na2SO4	2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2	2Na2O2+2SO3==2NaSO4+O2↑

(4)酸雨的形成和防治

酸雨的形成是一个十分复杂的大气化学和大气物理过程。酸雨中含有硫酸和硝酸等酸性物质，其中又以硫酸为主。从污染源排放出来的SO₂、NO_x(NO、NO₂)是酸雨形成的主要起始物，因为大气中的SO₂在光照、烟尘中的金属氧化物等的作用下，经氧化、溶于水等方式形成H₂SO₄，而NO被空气中氧气氧化为NO₂，NO₂直接溶于水形成HNO₃，造成了雨水pH值降低，便形成了酸雨。

硫酸型酸雨的形成过程为：气相反应：2SO₂+O₂=2SO₃、SO₃+H₂O=H₂SO₄；液相反应：SO₂+H₂O=H₂SO₃、2H₂SO₃+O₂=2H₂SO₄。总反应：

硝酸型酸雨的形成过程为：2NO+O₂=2NO₂、3NO₂+H₂O=2HNO₃+NO。

引起硫酸型酸雨的SO₂人为排放主要是化石燃料的燃烧、工业尾气的排放、土法炼硫等。引起硝酸型酸雨的NOx人为排放主要是机动车尾气排放。

酸雨危害：①直接引起人的呼吸系统疾病；②使土壤酸化，损坏森林；③腐蚀建筑结构、工业装备，电信电缆等。

酸雨防治与各种脱硫技术：要防治酸雨的污染，最根本的途径是减少人为的污染物排放。因此研究煤炭中硫资源的综合开发与利用、采取排烟脱硫技术回收二氧化硫、寻找替代能源、城市煤气化、提高燃煤效率等都是防止和治理酸雨的有效途径。目前比较成熟的方法是各种脱硫技术的应用。

在含硫矿物燃料中加生石灰，及时吸收燃烧过程中产生的SO₂，这种方法称为“钙基固硫”，其反应方程式为：SO₂+CaO=CaSO₃，2CaSO₃+O₂=2CaSO₄；也可采用烟气脱硫技术，用石灰浆液或石灰石在烟气吸收塔内循环，吸收烟气中的SO₂，其反应方程式为：SO₂+Ca(OH)₂=CaSO₃+H₂O，SO₂+CaCO₃=CaSO₃+CO₂，2CaSO₃+O₂=2CaSO₄。在冶金工业的烟道废气中，常混有大量的SO₂和CO，它们都是大气的污染物,在773K和催化剂(铝矾土)的作用下，使二者反应可收回大量的硫黄，其反应原理为：SO₂+2CO==S+CO₂

2、硫的氢化物

①硫化氢的制取：

Fe+H₂SO_4(稀)=FeSO_4­+H₂S↑(不能用浓H₂SO₄或硝酸，因为H₂S具有强还原性)

--H₂S是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，密度比空气略大。

②硫化氢的化学性质

A．可燃性： 2H₂S+O₂ ^点燃 　2S+2H₂O(H₂S过量)

　　　 　　2H₂S+3O₂ ^点燃　2SO₂+2H₂O(O₂过量)

B．强还原性：常见氧化剂Cl₂、Br₂、O₂、Fe³⁺、HNO₃、KMnO₄等，甚至SO₂均可将H₂S氧化成S。

C．不稳定性：300℃以上易受热分解

③H₂S的水溶液叫氢硫酸，是二元弱酸。