高中化学平衡

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第一篇高中化学平衡:高二化学平衡知识点归纳总结

　　化学平衡的内容是高中学生学习化学的时候遇到的一个难点知识点，这个内容是比较复杂的，我们需要反复理解。下面是百分网小编为大家整理的高二化学重要的知识点，希望对大家有用!
　　高二化学平衡知识点
　　化学平衡
　　1、化学平衡状态
　　(1)溶解平衡状态的建立：当溶液中固体溶质溶解和溶液中溶质分子聚集到固体表面的结晶过程的速率相等时，饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变，达到溶解平衡。溶解平衡是一种动态平衡状态。
　　小贴士：
　　①固体溶解过程中，固体的溶解和溶质分子回到固体溶质表面这两个过程一直存在，只不过二者速率不同，在宏观上表现为固体溶质的减少。当固体全部溶解后仍未达到饱和时，这两个过程都不存在了。
　　②当溶液达到饱和后，溶液中的固体溶解和溶液中的溶质回到固体表面的结晶过程一直在进行，并且两个过程的速率相等，宏观上饱和溶液的浓度和固体溶质的质量都保持不变，达到溶解平衡状态。
　　(2)可逆反应与不可逆反应
　　①可逆反应：在同一条件下，同时向正、 反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。
　　前提：反应物和产物必须同时存在于同一反应体系中，而且在相同条件下，正、逆反应都能自动进行。
　　②不可逆反应：在一定条件下，几乎只能向一定方向(向生成物方向)进行的反应。
　　(3)化学平衡状态的概念：化学平衡状态指的是在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
　　理解化学平衡状态应注意以下三点：
　　①前提是“一定条件下的可逆反应” ，“一定条件” 通常是指一定的温度和压强。
　　②实质是“正反应速率和逆反应速率相等” ，由于速率受外界条件的影响，所以速率相等基于外界条件不变。
　　③标志是“反应混合物中各组分的浓度保持不变” 。浓度没有变化，并不是各种物质的浓度相同。对于一种物质来说，由于单位时间内的生成量与消耗量相等，就表现出物质的多少不再随时间的改变而改变。
　　2、化学平衡移动
　　可逆反应的平衡状态是在一定外界条件下(浓度、温度、压强)建立起来的，当外界条件发生变化时，就会影响到化学反应速率，当正反应速率不再等于逆反应速率时，原平衡状态被破坏，并在新条件下建立起新的平衡。此过程可表示为：
　　(1)化学平衡移动：可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程。
　　(2)化学平衡移动的原因：反应条件的改变，使正、逆反。应速率发生变化，并且正、逆反应速率的改变程度不同，导致正、逆反应速率不相等，平衡受到破坏，平衡混合物中各组分的含量发生相应的变化。
　　①若外界条件改变，引起υ正>ν逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动，各组分的含量发生变化;
　　②若外界条件改变，引起υ正<ν逆时，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动，各组分的含量发生变化;
　　③若外界条件改变，引起υ正和ν逆都发生变化，如果υ正和ν逆仍保持相等，化学平衡就没有发生移动，各组分的含量从保持一定到条件改变时含量没有变化。
　　(3)浓度对化学平衡的影响
　　在其他条件不变的情况下：
　　增大反应物的浓度，平衡向正反应方向移动，使反应物的浓度降低;
　　减小产物的浓度，平衡向正反应方向移动，使产物的浓度增大;
　　增大产物的浓度，平衡向逆反应方向移动，使产物的浓度降低;
　　减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动，使反应物的浓度增大。
　　(4)压强对化学平衡的影响
　　在其他条件不变的情况下，对于有气体参加或者生成的反应，增大压强，会使气体的浓度增大相同的倍数，正、逆反应速率都增加，化学平衡向着气体体积缩小的反应方向移动;
　　减小压强，会使气体的浓度减小相同的倍数，正、逆反应速率都减小，会使化学平衡向着气体体积增大的反应方向移动。
　　(5)温度对化学平衡的影响
　　在其他条件不变的情况下，温度升高，化学平衡向着吸热反应方向移动;温度降低，化学平衡向着放热反应方向移动。
　　(6)催化剂对化学平衡的影响
　　使用催化剂不影响化学平衡的移动。由于催化剂可以改变化学反应速率，而且对于可逆反应来说，催化剂对正反应速率与逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但应注意，虽然催化剂不使化学平衡移动，但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间。
　　(7)勒夏特列原理
　　①原理内容：如果改变影响平衡的一个条件 (如温度、压强等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
　　高中化学知识要点
　　化学能转化为电能——电池
　　1、原电池的工作原理
　　(1)原电池的概念：
　　把化学能转变为电能的装置称为原电池。
　　(2)Cu-Zn原电池的工作原理：
　　如图为Cu-Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2++2e-;Cu得电子，正极反应为：2H++2e-→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。
　　(3)原电池的电能
　　若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极;若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。
　　2、化学电源
　　(1)锌锰干电池
　　负极反应：Zn→Zn2++2e-;
　　正极反应：2NH4++2e-→2NH3+H2;
　　(2)铅蓄电池
　　负极反应：Pb+SO42-PbSO4+2e-
　　正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
　　放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
　　充电时总反应：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
　　(3)氢氧燃料电池
　　负极反应：2H2+4OH-→4H2O+4e-
　　正极反应：O2+2H2O+4e-→4OH-
　　电池总反应：2H2+O2=2H2O
　　3、金属的腐蚀与防护
　　(1)金属腐蚀
　　金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。
　　(2)金属腐蚀的电化学原理。
　　生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2+2H2O+4e-→4OH-，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H++2e-→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。
　　(3)金属的防护
　　金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护;也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。
　　高二化学基础知识
　　化学反应与能量转化
　　化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
　　一、化学反应的热效应
　　1、化学反应的反应热
　　(1)反应热的概念：
　　当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。
　　(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
　　Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
　　(3)反应热的测定
　　测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：
　　Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。
　　2、化学反应的焓变
　　(1)反应焓变
　　物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
　　反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
　　(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
　　对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
　　(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：
　　H>0，反应吸收能量，为吸热反应。
　　H<0，反应释放能量，为放热反应。
　　(4)反应焓变与热化学方程式：
　　把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1
　　书写热化学方程式应注意以下几点：
　　①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
　　②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。
　　③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
　　3、反应焓变的计算
　　(1)盖斯定律
　　对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
　　(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
　　常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
　　(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。
　　对任意反应：aA+bB=cC+dD
　　H=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]

第二篇高中化学平衡:高三化学高考知识点之化学平衡

　　化学键与分子结构
　　1、非极性分子和极性分子
　　⑴非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH4、CO2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。
　　⑵极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。
　　⑶常见分子的构型及分子极性
　　⑷判断ABn型分子极性的经验规律
　　若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均为非极性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均为极性分子。
　　ABn分子内中心原子A若有孤对电子(未参与成键的电子对)则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。
　　2、化学键与物质类别关系规律
　　⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、H2、P4、金刚石、晶体硅等。
　　⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。
　　⑶既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等
　　⑷只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等
　　⑸既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等
　　⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH4Cl等
　　⑺无化学键的物质：稀有气体(单原子分子)。
　　化学平衡
　　1、影响化学反应速率的因素
　　⑴内因(决定因素)
　　化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。
　　⑵外因(影响因素)
　　①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。
　　注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率(不考虑表面积的影响)。
　　②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。
　　注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。
　　③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。
　　一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍。
　　④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大;使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。
　　2、外界条件同时对V正、V逆的影响
　　⑴增大反应物浓度，V正急剧增大，V逆逐渐增大;减小反应物的浓度，V正急剧减小，
　　V逆逐渐减小
　　⑵加压对有气体参加或生成的可逆反应，V正、V逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数;降压V正、V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。
　　⑶升温，V正、V逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数;降温，V正、V逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。
　　⑷加催化剂可同倍地改变V正、V逆
　　3、可逆反应达到平衡状态的标志
　　①生成A的速率与消耗A的速率相等。
　　②生成A的速率与消耗B的速率之比为m：n。
　　③生成B 的速率与生成C的速率之比为n：p。
　　⑵各组成成分的量保持不变
　　这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。
　　⑶混合体系的某些总量保持不变
　　对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。
　　总结：高三化学高考知识点就为大家介绍到这了，想要了解更多学习内容，请继续关注。

第三篇高中化学平衡:高中化学必背要点知识归纳

　　很多小伙伴都反映高中化学内容多、理解困难，与初中的化学内容相比，高中的化学学习的确是有难度，那么高中化学具体会涉及哪些知识点呢?下面是百分网小编为大家整理的高中化学重点知识，希望对大家有用!
　　高中化学平衡知识
　　1、定义：
　　化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
　　2、化学平衡的特征
　　逆(研究前提是可逆反应)
　　等(同一物质的正逆反应速率相等)
　　动(动态平衡)
　　定(各物质的浓度与质量分数恒定)
　　变(条件改变，平衡发生变化)
　　3、影响化学平衡移动的因素
　　(一)浓度对化学平衡移动的影响
　　(1)影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
　　(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
　　(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
　　(二)温度对化学平衡移动的影响
　　影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
　　(三)压强对化学平衡移动的影响
　　影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
　　注意：
　　(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
　　(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
　　(四)催化剂对化学平衡的影响：
　　由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
　　(五)勒夏特列原理(平衡移动原理)：
　　如果改变影响平衡的条件之一(如温度，压强，浓度)，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
　　4、化学平衡常数
　　(一)定义：
　　在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号：K
　　(二)使用化学平衡常数K应注意的问题：
　　1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
　　2、K只与温度(T)关，与反应物或生成物的浓度无关。
　　3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
　　4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
　　(三)化学平衡常数K的应用:
　　1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。
　　2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q：浓度积)Q〈K：反应向正反应方向进行;Q=K：反应处于平衡状态 ;Q〉K：反应向逆反应方向进行。
　　3、利用K值可判断反应的热效应
　　若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应。
　　高中化学选修四知识
　　一、弱电解质的电离
　　1、定义：
　　电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
　　非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
　　强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
　　弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
　　2、电解质与非电解质本质区别：
　　电解质——离子化合物或共价化合物
　　非电解质——共价化合物
　　注意：①电解质、非电解质都是化合物
　　②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
　　③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
　　3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
　　4、影响电离平衡的因素：
　　A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
　　B、浓度：浓度越大，电离程度越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
　　C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
　　D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
　　5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)
　　6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。)
　　7、影响因素：
　　a.电离常数的大小主要由物质的本性决定。
　　b.电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
　　C.同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
　　二、水的电离和溶液的酸碱性
　　1、水电离平衡：
　　水的离子积：KW=c[H+]·c[OH-]
　　25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L;
　　KW=[H+]·[OH-]=1*10-14
　　注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定。KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)
　　2、水电离特点：
　　(1)可逆
　　(2)吸热
　　(3)极弱
　　3、影响水电离平衡的外界因素：
　　①酸、碱：抑制水的电离
　　②温度：促进水的电离(水的电离是吸热的)
　　③易水解的盐：促进水的电离
　　4、溶液的酸碱性和pH：
　　(1)pH=-lgc[H+]
　　(2)pH的测定方法：
　　酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
　　变色范围：
　　甲基橙 3.1~4.4(橙色)
　　石蕊5.0~8.0(紫色)
　　酚酞8.2~10.0(浅红色)
　　pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
　　注意：
　　①事先不能用水湿润PH试纸;
　　②广泛pH试纸只能读取整数值或范围。
　　高中必修一化学知识
　　氮及其化合物
　　1、氮的氧化物：NO2和NO
　　N2+O2 ========高温或放电 2NO，生成的一氧化氮很不稳定： 2NO+O2 == 2NO2
　　一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒(与CO中毒原理相同)，不溶于水。是空气中的污染物。
　　二氧化氮：红棕色气体(与溴蒸气颜色相同)、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应：
　　3NO2+H2O=2HNO3+NO，此反应中NO2既是氧化剂又是还原剂。以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。
　　2、硝酸(HNO3)：
　　(1)硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点(83℃)、易挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾状。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”，常用浓硝酸的质量分数为69%。
　　(2)硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红(H+作用)后褪色(浓硝酸的强氧化性)。用此实验可证明浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放出氢气，通常浓硝酸产生NO2，稀硝酸产生NO，如：
　　①Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
　　②3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
　　反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为1?2;反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为3?2。
　　常温下，Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化，(说成不反应是不妥的)，加热时能发生反应：
　　当溶液中有H+和NO3-时，相当于溶液中含HNO3，此时，因为硝酸具有强氧化性，使得在酸性条件下NO3-与具有强还原性的离子如S2-、Fe2+、SO32-、I-、Br-(通常是这几种)因发生氧化还原反应而不能大量共存。(有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。)
　　3、氨气(NH3)
　　(1)氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于水，1体积水可以溶解700体积的氨气(可做红色喷泉实验)。浓氨水易挥发出氨气。
　　(2)氨气的化学性质：
　　a. 溶于水溶液呈弱碱性：
　　生成的一水合氨NH3·H2O是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：
　　氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶质是NH3，而不是NH3·H2O。
　　氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4+、OH—、H+(极少量，水微弱电离出来)。
　　喷泉实验的原理：是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使气体容器内压强降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。
　　喷泉实验成功的关键：
　　(1)气体在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI、NO2用水吸收，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。
　　(2)装置的气密性要好。
　　(3)烧瓶内的气体纯度要大。
　　b. 氨气可以与酸反应生成盐：
　　①NH3+HCl=NH4Cl
　　②NH3+HNO3=NH4NO3
　　③ 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
　　因NH3溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有NH3存在。
　　(3)氨气的实验室制法：
　　①原理：铵盐与碱共热产生氨气
　　②装置特点：固+固气体，与制O2相同。
　　③收集：向下排空气法。
　　④验满：
　　a. 湿润的红色石蕊试纸(NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体)
　　b. 蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟)
　　⑤干燥：用碱石灰(NaOH与CaO的混合物)或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3。P2O5、浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。
　　⑥吸收：在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，方便收集氨气;二是吸收多余的氨气，防止污染空气。
　　(4)氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会吸收热量，使得周围环境温度降低，因此，液氨可以作制冷剂。

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