化学元素知识总结解读.docx
《化学元素知识总结解读.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《化学元素知识总结解读.docx（21页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。
化学元素知识总结解读
“元素及其化合物”知识归纳总结
氯气的物理性质
氯气是黄绿色具刺激性气味的有毒气体。
比空气重，可溶于水（20℃时1体积水可溶解2.15体积Cl2），难溶于饱和食盐水，易溶于有机溶剂。
收集时一般采用向上排空气法收集，也可采用排饱和食盐水法收集。
工业上利用它容易液化的性质，将干燥的氯气制成液氯，压入钢瓶贮存。
氯气在水中因溶解得不太多（饱和时0.09摩/升，标准状态下），用水吸收残氯效率不高，故多用碱液（NaOH）吸收。
遇到氯气逸散时，可以站到高处用湿毛巾捂住口鼻以减轻毒害。
用活性炭吸附沸点较高的氯气可使空气净化。
氯水呈浅黄绿色，用CCl4等有机溶剂萃取，则水层转为无色，CCl4层转为较深黄绿色。
除去氯气中混有的少量氯化氢可用饱和食盐水洗气，若氯化氢中混有少量氯气则可用活性炭除去氯气。
氯气的化学性质
除O2、N2、C和稀有气体外，氯气与其它元素几乎都能直接化合为氯化物，且常将变价元素氧化为高或较高价态，如与Cu、Fe等反应。
能与许多还原性化合物反应将其中低价态元素氧化，如与NaBr、NaI、Na2S反应置换出Br2、I2、S；与NH3反应氧化出N2。
与水或碱发生歧化反应，产物为Cl-和氯的含氧酸根ClO-、ClO3-等，如与水的反应：
Cl2+H2O
HCl+HClO，
HClO的强氧化性使氯水和湿氯气有漂白性。
与冷的碱溶液反应以生成氯化物和次氯酸盐为主，在热的碱溶液中则有氯酸盐生成。
氯气与有机物的反应主要是取代反应，（如对烷、苯等）、加成反应（如对烯、炔、橡胶等）。
氯水的有关反应则为：
与碱反应同氯气；对H2S，氧化H2S生成硫沉淀，对SO2或SO32-则生成H2SO4或硫酸盐，对Mg,则氯水中的HCl起重要作用有H2放出；与AgNO3溶液也属于其中Cl-的反应，生成白色的AgCl沉淀。
若要从氯水获得较浓的HClO溶液，则可加入CaCO3粉，因H2CO3比盐酸弱又比HClO强，而CaCO3只与盐酸反应，使氯水中的化学平衡向生成HClO的方向移动。
氯水的漂白性、见光分解出O2皆与其中的HClO有关。
氯气的用途
氯气是重要化工原料。
大量用于制造有机合成的中间体（如氯苯、氯化萘等）、溶剂（如氯代烷类）、盐酸、漂白粉以及制造药物（如氯胺T等）和农药；氯气液化后压入钢瓶常供纸浆漂白、纺织品漂白、自来水消毒杀菌、制次氯酸钠、从卤水中提炼溴和碘以及某些金属或硅的的提纯冶炼等。
次氯酸和漂白粉
HClO，仅存于水溶液中，为强氧化性的弱酸（比H2CO3弱）。
不稳定，见光分解为HCl与O2。
能漂白有色有机物如品红、酸碱指示剂（酚酞、石蕊、甲基橙）、有色布条（色素被氧化而褪色）。
漂白粉为白色粉末，是Ca（ClO）2与CaCl2的混合物。
用于漂白时，因CO2或HCl等酸性物质作用使Ca（ClO）2转化为HClO而起漂白作用：
Ca（ClO）2+H2O+CO2
CaCO3↓+2HclO，Ca（ClO）2+2HCl（极稀）
CaCl2+2HClO
遇浓盐酸则生成氯气
Ca（ClO）2+4HCl（浓）
CaCl2+2H2O+Cl2↑
也可用此法制Cl2或测其中的“有效氯”。
一般有效氯约35％，有效成分是Ca（ClO）2，用为廉价的有效的漂白剂和消毒剂。
工业上用氯气与熟石灰反应制得，保存时应密闭以防吸湿和吸入CO2而失效。
漂粉精的成分与漂白粉相同，只是有效氯的比例更高。
漂白液的有效成分是NaClO,由Cl2与NaOH反应生成。
氯化氢的性质
无色有刺激性气味的气体。
在空气中易发白雾，极易溶于水（1：
500）。
实验室中用水吸收时不得把导管口伸入水下，而要在导管口连接倒放的漏斗，使其边缘紧贴水面以利吸收并防止倒吸。
因HCl的沸点低，不易液化，若混入少量氯气可用活性炭吸附掉易液化的C12。
若Cl2中混入HCl则可用少量水或饱和食盐水洗气以除去溶解度甚大的HCl。
其水溶液叫盐酸，常用的浓盐酸密度为l.18～l.19克/厘米3（含HCl36～38％的溶液）相当于12摩/升左右。
浓盐酸是挥发性强酸，加热蒸发时则HCl逸出得比水多，致使浓度下降，至20％即不再下降，成为“恒沸点溶液”。
盐酸具有酸的通性，其酸根Cl-无氧化性，为非氧化性酸。
氯化钠
NaCl，俗称食盐，无色立方晶体，中性，味咸。
易溶于水，在水中的溶解度随温度变化较小。
NaCl晶体中Na+和Cl-以离子键结合，每个离子的配位数为6，化学式为NaCl，表示
Na+：
Cl-=1：
l，不是分子式。
食盐用为调味剂、腌渍食品、制造氯气、烧碱、盐酸、纯碱、次氯酸钠、金属钠等，精制的0.9％NaCl水溶液即医疗用的生理食盐水。
自然界食盐主要存在于海水，盐湖、盐矿、盐井中，可晒海水或采矿获得。
氟
元素符号F，周期表中ⅦA族元素，原子序数9。
游离态氟气F2为淡黄色气体，有不愉快的刺激气味，剧毒。
是最活泼的非金属，有极强的氧化性，能与除He、Ne、Ar外的一切元素化合。
遇水或氨气发生剧烈反应有HF、O2或N2生成。
F2的氧化性Cl2、Br2、I2强，但对卤化物水溶液则与水反应生成O2和HF，因而不能从水溶液中置换出Cl2、Br2、I2。
F-还原性极弱，几乎没有化学药品能将它氧化。
制F2只好采用电解HF－KF的无水熔态液体，于阳极上生成F2，阴极上生成H2。
溴
元素符号Br，周期表ⅦA族元素。
原子序数35。
溴单质Br2，为深棕色液体，不断挥发出棕红色刺激性气味的Br2蒸气。
难溶于水，易溶于有机溶剂。
具有强非金属性和氧化性，但弱于F2、O2、Cl2，与有机物在不同条件下可发生取代或加成反应。
对橡胶腐蚀严重，液溴必须保存在密闭玻璃塞瓶里，有时为防止挥发可加少许水，使表面形成薄层“水封”。
主要用于制溴化物和有机合成。
工业上用氯气与卤水反应再经处理制取液溴。
溴水呈棕黄至橙色。
在日光作用下反应较明显，Br2+H2O
HBr+HBrO。
故应贮于棕色玻璃塞瓶中密闭保存。
因反应使溴水褪色的常见的物质有NaOH、Na2CO3、SO2、SO32-、Fe2+、乙烯等。
I-虽与Br2反应但生成的I2溶解可使溶液颜色转深。
有机溶剂中的C6H6、C6H5CH3、、CCl4等不与溴水反应，但能萃取Br2使有机溶剂层颜色变深呈棕红或橙红色。
碘
元素周期表中ⅦA族元素，紫黑色晶体，有金属光泽，性脆，为分子晶体。
易升华，这个性质可用来提纯碘。
微溶于水呈浅褐色，甚易溶于苯、CCl4、CS2等有机溶剂中呈紫色。
据此可用苯或CCl4从水溶液里萃取碘或检验碘的存在。
游离态I2的非金属性和氧化性均比卤素中的F2、Cl2、Br2弱。
它与金属或非金属的反应一般比Cl2、Br2、F2弱，如难与H2化合，与Fe仅生成FeI2。
溶于碱有碘化物、碘酸盐生成（歧化）。
与淀粉显蓝色，是I2的特征反应之一。
用KI淀粉试纸检验Cl2等即根据2I→I2，随即与淀粉发生显色反应。
此试纸遇Br2、O3、NO2等都能变蓝，故不要用它区分Br2蒸气与NO2（可用水或AgNO3溶液）。
碘元素在化合物中常呈-l、+5、+7价。
I-为具较强还原性的阴离子，易被活泼卤素、O2、NO2、HNO3、Fe3+氧化。
氯化钙
无水CaCl2有强吸湿性，是实验室里常用的干燥剂，但不能用于干燥氨气，因为会生成氨合物。
保存时必须密闭以防吸水潮解。
水溶液里通入CO2不反应，无沉淀现象。
溴化银
AgBr，浅黄色晶体。
难溶于水和稀硝酸，易见光分解，用于制照像底片，感光纸等。
在眼镜玻璃中掺入AgBr微粒，在光照时分解出银粒变深，无光时Ag与周围的Br2化合为AgBr又变浅，这是变色镜的变色原理。
工业上用AgNO3溶液与NaBr溶液反应制取。
碘化银
AgI，黄色晶体。
难溶于水和稀硝酸，见光变色，最后变黑，感光作用比AgBr差。
用于制照像底片和感光纸，也用于人工降雨。
可用AgNO3溶液与KI溶液反应制取。
卤族元素
元素周期表中ⅦA族元素，简称卤素。
包括氟、氯、溴、碘、砹五种元素。
最外层电子数皆为7（具ns2np5结构），易得电子成-1价阴离子。
非金属性皆强于同周期的其它元素。
除氟为-1价外，其它卤元素皆有-1、＋1、＋3、＋5、＋7价。
其单质化学性质活泼，能与大多数金属和非金属直接化合，因与金属直接化合成盐，按“天生曰卤，人造曰盐”而得名“卤素”。
其中砹为放射性元素。
本族在自然界中无游离态，以化合态存在于卤化物和其它矿物中。
卤族元素单质、化合物的相似性和递变性
游离态皆为双原子分子，固态时皆为分子晶体。
皆有颜色，按原子序数增大顺序（下同）颜色按浅黄绿、黄绿、深棕红、紫黑、黑色逐渐加深。
熔沸点皆不高，仍呈由低到高的趋势。
由难液化气体至易液化气体，再至易挥发液体，至碘、砹为固体。
单质的密度由小到大的递变。
卤单质皆为强或较强非金属，化性活泼，氧化性显著，随原子序数增大而活动性依次减弱。
皆与氢气直接化合成易溶于水的气态氢化物，化合力渐弱；与金属直接化合成盐。
皆与水反应除F2与水置换出氧外，其它皆发生歧化反应，但与水作用的程度依次递减。
皆与碱反应除F2特殊外，其它皆产生卤化物与卤酸盐或次卤酸盐。
总趋势为非金属活动性由强而弱，氧化性也由强到弱。
卤素的氢化物皆为无色气体皆有刺激性气味，于湿空气中发白雾。
极易溶于水，水溶液为氢卤酸，依卤素的原子序数加大（下同）酸性渐强（HF为弱酸，其它为强酸）。
氢化物皆不能在空气中点燃，稳定性由强而弱，至HI等即极难于保存。
卤阴离子皆具有还原性，但F-极弱，几乎没有任何化学药品能将其氧化，以后则依次还原性增强，如HCl中Cl-能被MnO2等氧化但浓H2SO4不与其作用，Br-则浓H2SO4可将其氧化，I-则浓H2SO4能将其迅速全部氧化。
卤素的银盐除AgF为可溶外，其它皆难溶于水，且溶解性递减，颜色渐深。
硫的物理性质
黄色松脆固体。
难溶于水，略溶于酒精、乙醚，易溶于二硫化碳、苯、四氯化碳。
据此分离黑火药成分（KNO3、C、S）时可先用CS2溶去硫，再用水溶去KNO3，剩余物为炭粉。
硫的化学性质
主要有-2、+2、+4、+6价。
单质硫为0价，属于中间价态。
既可表现氧化性也能表现出还原性，但以氧化性为主。
当其作为较弱的氧化剂时，常见的反应有，与H2加热生成H2S；与金属反应生成硫化物，且化合时常比与O2反应容易，如与Na共研发生爆炸、与Al共热剧烈反应生成Al2S3、与Fe加热伴有燃烧现象生成低价铁的硫化物FeS、与Cu燃烧生成低价铜的硫化物Cu2S、与Hg共研于常温即生成黑色HgS、与Ag共热生成黑色Ag2S。
硫的还原性则表现于跟强氧化剂的反应中，如与O2在363℃（着火点）可燃烧生成SO2，在空气中燃烧火焰呈淡蓝色，在纯氧中燃烧火焰呈蓝紫色。
与热浓H2SO4或浓HNO3可被氧化分别生成SO2或H2SO4。
硫的用途
化学工业主要用以生产硫酸、制硫化物、亚硫酸盐等。
在一些轻工和食品工业用硫制得SO2以用来除杂质或漂白。
二氧化硫
SO2，无色有刺激性气味的气体。
熔点-72.℃，沸点-10℃？
，易液化，曾用为致冷剂。
易溶于水（约1∶40）。
SO2中的S为中间价态，通常反应中呈还原性，如与O2在催化剂和加热条件下生成SO3、与N02生成SO3和NO、与氯水或溴水反应生成H2SO4和对应的氢卤酸。
遇强还原剂则可显氧化性。
如与H2S则生成H2O与S。
有水时SO2能使某些有机色素与其本身结合变为无色，即SO2具漂白性。
但久放或日晒、加热颜色会复现。
其水溶液为亚硫酸，属于中强酸，仅存于水溶液中。
与碱反应生成对应的亚硫酸盐。
SO2用为漂白剂（常漂白品红，但不能使酸碱指示剂、有色布条漂白），SO2使溴水、高锰酸钾溶液、加酚酞的NaOH溶液褪色的原理分别体现了还原性、还原性、酸性氧化物的性质，并非漂白性。
SO2用做冷冻剂、漂白剂、制亚硫酸盐等。
实验室常用新开封的Na2SO3与H2SO4制取，工业上可燃硫或煅烧黄铁矿制取。
浓硫酸
无色液体，较粘稠。
密度1.84克/厘米3（96～98％），高沸点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（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。
如使纸张、糖发生炭化（常伴有副反应）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反应生成SO2、H2O和碳、硫的二氧化物。
此外浓硫酸于常温即可使I-、S2-、H2S、HI氧化，但不能氧化Cl-，加热时亦如此。
硫酸的工业制法
现代皆用接触法，开始阶段为制备SO2及其净化，第二阶段是SO2的催化氧化，将混合气体经V2O5催化生成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。
硫酸钙
微溶于水。
生石膏CaSO4·2H2O是天然矿物，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。
日常点豆腐可用它为凝结剂（胶体的聚沉）。
农业上施用石膏以降低土壤的碱性。
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。
硫酸钡
BaSO4，白色晶体，难溶于水和酸。
是唯一无毒的常见钡盐，天然矿物称重晶石。
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”。
BaSO4为强电解质，但溶解度极小不能测出其在水中的导电性。
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，火焰呈黄色，生成过氧化钠，2Na+O2
Na2O2。
钠能跟卤素、硫等非金属直接发生反应，生成相应的化合物。
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。
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。
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。
它易与水或稀酸反应，
2Na2O2+2H2O
4NaOH+O22Na2O2+2H2SO4（稀）
2Na2SO4+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，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，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，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。
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。
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，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。
锂在氧气中燃烧主要生成氧化锂（Li2O）,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。
氮气的物理性质
无色无味气体，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、自然固氮如闪电条件下O2与N2化合NO等。
生物固氮如大豆、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（因分子间形成氢键），易液化。
熔点-77.7℃。
液氨气化热大，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：
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
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+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。
氨氧化法可生产硝酸用于制造炸药和染料。
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。
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。
与碱共热则出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，NH4HCO3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：
NH4NO3
N2O+2H2O
硝酸的物理性质
无色液体，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。
浓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
升级会员 