《高一必修一化学思维导图》

高一化学必修一核心知识体系

第一章 从实验学化学

• 化学实验基础

  • 化学实验的重要性: 化学是一门以实验为基础的自然科学。
  • 实验室安全:
    • 基本原则：遵守规则，了解药品性质，熟悉仪器操作，做好防护。
    • 常见事故处理：着火、烫伤、割伤、中毒、试剂溅出等处理方法。
    • 危险化学品标志识别。
  • 常用仪器及使用:
    • 计量仪器：托盘天平、量筒、容量瓶、滴定管（酸式、碱式）。
    • 反应容器：试管、烧杯、烧瓶（圆底、平底）、锥形瓶。
    • 加热仪器：酒精灯、电炉。
    • 分离仪器：漏斗（普通、分液、长颈）、蒸发皿、冷凝管。
    • 夹持仪器：铁架台（含铁圈、铁夹）、试管夹。
    • 其他：玻璃棒、药匙、胶头滴管、洗瓶等。
    • 注意事项： 读数方法（平视凹液面最低处/凸液面最高处），仪器洗涤（干净标准），特殊仪器的使用规范（如容量瓶不能加热、不能长期存放溶液）。

• 混合物的分离与提纯

  • 基本概念:
    • 混合物 vs 纯净物。
    • 分离 vs 提纯。
  • 常用方法原理及操作:
    • 过滤: 分离不溶性固体和液体（一贴、二低、三靠）。
    • 蒸发: 分离可溶性固体和液体（加热蒸发皿，玻璃棒搅拌，出现较多固体时停止加热）。
    • 蒸馏: 分离沸点不同的液体混合物（温度计水银球位置，冷凝水流向，加沸石/碎瓷片）。
    • 萃取: 利用溶质在不同溶剂中溶解度的差异分离混合物（选择萃取剂原则，使用分液漏斗，放气，静置分层，下层下放，上层上倒）。
    • 分液: 分离互不相溶的液体（使用分液漏斗）。
    • 结晶:
      • 蒸发结晶：适用于溶解度随温度变化不大的物质。
      • 降温结晶（冷却热饱和溶液）：适用于溶解度随温度变化较大的物质。
    • 渗析: 分离胶体和溶液。
  • 粗盐提纯: 主要步骤（溶解、过滤、蒸发、重结晶）、涉及操作、除杂试剂选择（BaCl₂, NaOH, Na₂CO₃, HCl）及顺序。

• 化学计量在实验中的应用 (初步，详见第二章)

  • 物质的量 (n)
  • 摩尔质量 (M)
  • 气体摩尔体积 (Vm)
  • 物质的量浓度 (c)

第二章 化学物质及其变化

• 物质的分类

  • 分类方法: 交叉分类法、树状分类法。
  • 物质类别:
    • 混合物 vs 纯净物
    • 纯净物：单质 vs 化合物
    • 单质：金属单质 vs 非金属单质
    • 化合物：有机物 vs 无机物
    • 无机物：氧化物、酸、碱、盐
      • 氧化物: 酸性氧化物 (CO₂, SO₂)、碱性氧化物 (Na₂O, CaO)、两性氧化物 (Al₂O₃)、不成盐氧化物 (CO, NO)。
      • 酸: 定义、通性（与指示剂、活泼金属、碱性氧化物、碱、某些盐反应）。
      • 碱: 定义、通性（与指示剂、酸性氧化物、酸、某些盐反应）。
      • 盐: 定义、分类（正盐、酸式盐、碱式盐）。
  • 分散系:
    • 定义：一种或几种物质以粒子形式分散到另一种物质里形成的混合物。
    • 分类：溶液 (<1nm)、胶体 (1nm-100nm)、浊液 (>100nm)。
    • 胶体:
      • 本质特征：分散质粒子直径在 1nm-100nm 之间。
      • 性质：丁达尔效应（区分胶体和溶液）、布朗运动、电泳、聚沉。
      • 常见胶体：Fe(OH)₃ 胶体、淀粉溶液、蛋白质溶液、墨水、豆浆等。
      • 制备：Fe(OH)₃ 胶体制备（FeCl₃ 饱和溶液滴入沸水）。

• 化学计量在实验中的应用 (核心)

  • 物质的量 (n):
    • 定义：表示含有一定数目粒子的集体，单位：摩尔 (mol)。
    • 基准：0.012kg ¹²C 中所含的碳原子数。
    • 阿伏加德罗常数 (N<0xE2><0x82><0x90>): 约 6.02 × 10²³ mol⁻¹。
    • 核心公式: n = N / N<0xE2><0x82><0x90> (N为粒子数)
  • 摩尔质量 (M):
    • 定义：单位物质的量的物质所具有的质量，单位：g/mol 或 kg/mol。
    • 数值上等于相对原子/分子质量。
    • 核心公式: n = m / M (m为质量)
  • 气体摩尔体积 (V<0xE2><0x82><0x98>):
    • 定义：单位物质的量的气体所占的体积，单位：L/mol 或 m³/mol。
    • 影响因素：温度和压强。
    • 标准状况 (STP): 指 0℃, 101kPa。此时 V<0xE2><0x82><0x98> ≈ 22.4 L/mol。
    • 核心公式 (标况下): n = V / V<0xE2><0x82><0x98> (V为气体体积)
    • 阿伏加德罗定律及其推论：同温同压下，体积比 = 物质的量比 = 分子数比；同温同体积下，压强比 = 物质的量比；同温同压下，密度比 = 摩尔质量比。
  • 物质的量浓度 (c):
    • 定义：单位体积溶液中所含溶质的物质的量，单位：mol/L。
    • 核心公式: c = n / V (V为溶液体积)
    • 溶液配制:
      • 仪器：容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、天平/量筒。
      • 步骤：计算、称量/量取、溶解/稀释、转移、洗涤、定容、摇匀、装瓶贴签。
      • 误差分析：称量、溶解、转移、洗涤、定容各环节操作不当对浓度的影响（偏高/偏低）。
    • 溶液稀释: 稀释前后溶质的物质的量不变：c₁V₁ = c₂V₂。

• 化学反应与离子反应

  • 电解质与非电解质:
    • 定义：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物称为电解质；在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质。
    • 判断依据：必须是化合物；必须是自身能电离导电。
    • 强电解质: 完全电离（强酸、强碱、大部分盐）。
    • 弱电解质: 部分电离（弱酸、弱碱、水）。
    • 电离方程式书写：强电解质用“=”，弱电解质用“⇌”。
  • 离子反应:
    • 定义：有离子参加或生成的反应。
    • 实质：溶液中离子浓度的变化。
    • 发生条件：生成沉淀、生成气体、生成弱电解质（如水、弱酸、弱碱）。
  • 离子方程式:
    • 定义：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
    • 书写步骤：
      1. 写: 写出正确的化学方程式。
      2. 拆: 把易溶于水且易电离的物质（强酸、强碱、可溶性盐）写成离子形式；难溶物、气体、弱电解质、单质、氧化物等仍写化学式。
      3. 删: 删去两边不参加反应的离子（ spectator ions）。
      4. 查: 检查两边各元素的原子个数和电荷总数是否守恒。
    • 意义：表示同一类型的离子反应。

• 氧化还原反应

  • 基本概念:
    • 定义：有电子转移（得失或偏移）或元素化合价升降的反应。
    • 特征：化合价发生变化。
    • 实质：电子发生转移。
  • 相关术语:
    • 化合价升高 → 被氧化 → 发生氧化反应 → 是还原剂 → 生成氧化产物。
    • 化合价降低 → 被还原 → 发生还原反应 → 是氧化剂 → 生成还原产物。
    • 氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。
    • 氧化性/还原性强弱判断：依据反应方程式（强氧化剂 + 强还原剂 → 弱还原产物 + 弱氧化产物），活动性顺序表，反应条件等。
  • 化合价:
    • 标定规则：单质为0；化合物中正负化合价代数和为0；离子中各元素化合价代数和等于离子电荷。常见元素化合价（H, O, F, Cl, Na, K, Ca, Mg, Al, Fe 等）。
  • 表示方法:
    • 双线桥法：表示电子转移的方向和数目。
    • 单线桥法：表示同一元素内部的电子转移。
  • 基本规律:
    • 电子守恒：氧化剂得电子总数 = 还原剂失电子总数。
    • 价变守恒：化合价升高总数 = 化合价降低总数。
  • 常见氧化剂和还原剂:
    • 氧化剂：O₂, Cl₂, Br₂, I₂, HNO₃(浓/稀), H₂SO₄(浓), KMnO₄, K₂Cr₂O₇, Fe³⁺, H₂O₂ 等。
    • 还原剂：活泼金属 (K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe), C, CO, H₂, H₂S, SO₂, Na₂SO₃, Fe²⁺, I⁻, Br⁻, Cl⁻(浓HCl) 等。
  • 氧化还原反应的应用: 冶金、化工生产、电池、消毒等。
  • 氧化还原反应方程式的配平:
    • 原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒（离子方程式）。
    • 方法：化合价升降法（标变价、列升降、求总数、配系数、细调整）。

第三章 金属及其化合物 (以 Na, Al, Fe 为例)

• 金属的通性与存在

  • 物理通性：常温下一般为固态（汞除外），具有金属光泽，良好的导电性、导热性、延展性。
  • 化学通性：易失电子，表现还原性。
    • 与 O₂ 反应（生成氧化物）。
    • 与酸反应（生成盐和 H₂）。
    • 与某些盐溶液反应（置换反应，K-Ca-Na 除外）。
    • 与水反应（K, Ca, Na 等）。
  • 存在：多数以化合态存在（矿物），少数以游离态存在（如 Au, Ag）。
  • 冶炼：热还原法、电解法、热分解法等。

• 钠 (Na) 及其化合物

  • 钠 (Na):
    • 物理性质：银白色，质软，密度比水小，熔点低。
    • 化学性质（活泼）：
      • 与 O₂ 反应：常温生成 Na₂O（白色）；加热生成 Na₂O₂（淡黄色）。
      • 与 H₂O 反应：2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ (现象：浮、熔、游、响、红)。
      • 与 Cl₂ 反应：2Na + Cl₂ --点燃--> 2NaCl (黄色火焰)。
      • 与酸反应剧烈。
      • 与盐溶液反应：先与水反应生成 NaOH，再看 NaOH 是否与盐反应。
    • 保存：保存在煤油或石蜡油中。
    • 用途：制备 Na₂O₂，钠光灯，核反应堆导热剂等。
  • 氧化钠 (Na₂O) 与过氧化钠 (Na₂O₂):
    • Na₂O：白色固体，碱性氧化物 (Na₂O + H₂O = 2NaOH; Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃)。
    • Na₂O₂：淡黄色固体，过氧化物。
      • 与 H₂O 反应：2Na₂O₂ + 2H₂O = 4NaOH + O₂↑。
      • 与 CO₂ 反应：2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂ (供氧剂)。
      • 强氧化性（漂白）。
  • 氢氧化钠 (NaOH):
    • 俗称：烧碱、火碱、苛性钠。
    • 强碱，易潮解，有腐蚀性。
    • 与酸、酸性氧化物、某些盐反应。
    • 用途：肥皂、造纸、纺织、印染、石油精炼等。
  • 碳酸钠 (Na₂CO₃) 与碳酸氢钠 (NaHCO₃):
    • 俗称：Na₂CO₃ (纯碱、苏打)，NaHCO₃ (小苏打)。
    • 溶解性：Na₂CO₃ > NaHCO₃。
    • 溶液碱性：Na₂CO₃ > NaHCO₃ (同浓度)。
    • 热稳定性：Na₂CO₃ 稳定，NaHCO₃ 受热分解 (2NaHCO₃ --△--> Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑)。
    • 与酸反应：Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑；NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂↑ (NaHCO₃ 反应更快)。
    • 与碱反应：NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O；Na₂CO₃ 一般不与 NaOH 反应。
    • 相互转化：Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ = 2NaHCO₃；2NaHCO₃ --△--> Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑；NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O。
    • 鉴别：加热法、加 CaCl₂/BaCl₂ 溶液、同浓度 pH 比较、与等量盐酸反应速率比较。
    • 用途：Na₂CO₃ (玻璃、造纸、洗涤剂)，NaHCO₃ (发酵粉、灭火剂、治疗胃酸过多)。
  • 焰色反应: 某些金属或其化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的现象（物理变化）。操作：铂丝（或镍铬丝）用盐酸洗净，灼烧至无色，蘸取样品，在无色火焰（酒精灯外焰）上灼烧，观察火焰颜色。Na (黄色)，K (紫色，需透过蓝色钴玻璃观察)。

• 铝 (Al) 及其化合物

  • 铝 (Al):
    • 物理性质：银白色轻金属，良好导电导热延展性。
    • 化学性质：
      • 与 O₂ 反应：表面形成致密氧化膜 (Al₂O₃)，阻止内部进一步氧化（钝化）。
      • 与酸反应：2Al + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂↑。
      • 与强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑ (偏铝酸钠)。
      • 铝热反应：2Al + Fe₂O₃ --高温--> Al₂O₃ + 2Fe (放热，用于焊接钢轨、冶炼难熔金属)。
  • 氧化铝 (Al₂O₃):
    • 白色固体，难溶于水，熔点高，硬度大（刚玉）。
    • 两性氧化物：Al₂O₃ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂O；Al₂O₃ + 2OH⁻ = 2AlO₂⁻ + H₂O。
  • 氢氧化铝 (Al(OH)₃):
    • 白色胶状沉淀，难溶于水。
    • 两性氢氧化物：Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O；Al(OH)₃ + OH⁻ = AlO₂⁻ + 2H₂O。
    • 不稳定性：受热分解 2Al(OH)₃ --△--> Al₂O₃ + 3H₂O。
    • 制备：可溶性铝盐与氨水反应（Al³⁺ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃↓ + 3NH₄⁺）。不能用强碱，过量强碱会溶解沉淀。
    • 用途：胃药（中和胃酸）、净水剂（吸附杂质）。
  • 铝盐: 如 AlCl₃, Al₂(SO₄)₃。Al³⁺ 水解使溶液呈酸性。

• 铁 (Fe) 及其化合物

  • 铁 (Fe):
    • 物理性质：银白色金属（纯铁），有延展性，是电和热的良导体，能被磁铁吸引。
    • 化学性质（中等活泼）：
      • 与非金属反应：如 3Fe + 2O₂ --点燃--> Fe₃O₄；2Fe + 3Cl₂ --点燃--> 2FeCl₃；Fe + S --△--> FeS。
      • 与水反应：高温下与水蒸气反应 3Fe + 4H₂O(g) --高温--> Fe₃O₄ + 4H₂。
      • 与酸反应：与非氧化性酸反应生成 Fe²⁺ (Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂↑)；与强氧化性酸（浓 H₂SO₄, HNO₃）常温下钝化，加热反应生成 Fe³⁺。
      • 与盐溶液反应：如 Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu。
  • 铁的氧化物:
    • FeO（黑色）、Fe₂O₃（红棕色）、Fe₃O₄（黑色）。
    • Fe₂O₃：碱性氧化物，与酸反应生成 Fe³⁺ 盐。
    • Fe₃O₄：可看作 FeO·Fe₂O₃，与酸反应生成 Fe²⁺ 和 Fe³⁺ 盐。
  • 铁的氢氧化物:
    • Fe(OH)₂：白色沉淀，不稳定，易被氧化：4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃（灰绿 → 红褐）。
    • Fe(OH)₃：红褐色沉淀，难溶于水，弱碱性，可与强酸反应：Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O。
    • 制备：可溶性 Fe²⁺ 盐与碱反应制 Fe(OH)₂（需隔绝空气）；可溶性 Fe³⁺ 盐与碱反应制 Fe(OH)₃。
  • Fe²⁺ 与 Fe³⁺:
    • 颜色：Fe²⁺ (浅绿色)，Fe³⁺ (黄色或棕黄色)。
    • 性质：
      • Fe²⁺ 具有还原性，可被氧化剂（如 Cl₂, O₂, KMnO₄）氧化为 Fe³⁺。
      • Fe³⁺ 具有氧化性，可被还原剂（如 Fe, Cu, I⁻, SO₂）还原为 Fe²⁺。
    • 检验:
      • 检验 Fe³⁺：加入 KSCN 溶液，溶液变血红色。
      • 检验 Fe²⁺：先加入 KSCN 溶液无明显现象，再滴加氯水（或其他氧化剂），溶液变血红色；或加入 [Fe(CN)₆]³⁻ (铁氰化钾) 溶液，产生蓝色沉淀（普鲁士蓝）。

第四章 非金属及其化合物 (以 Si, Cl, S, N 为例) (部分教材可能将部分内容移至选修)

• 硅 (Si) 及其化合物

  • 硅 (Si):
    • 存在：地壳中含量第二，无游离态，主要以 SiO₂ 和硅酸盐形式存在。
    • 物理性质：灰黑色固体，有金属光泽，硬而脆，是良好的半导体材料。
    • 化学性质 (常温稳定)：
      • 与 F₂ 反应。
      • 与 HF 反应：Si + 4HF = SiF₄↑ + 2H₂↑。
      • 与强碱溶液反应：Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂↑。
      • 高温下与 O₂, Cl₂, C 等反应。
    • 用途：半导体器件（芯片）、合金等。
  • 二氧化硅 (SiO₂):
    • 存在：石英、水晶、玛瑙、沙子等。
    • 结构：正四面体空间网状结构 (原子晶体)。
    • 物理性质：硬度大，熔点高，难溶于水。
    • 化学性质 (稳定)：
      • 酸性氧化物：与强碱反应 (SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O)；与碱性氧化物反应 (SiO₂ + CaO --高温--> CaSiO₃)。
      • 与 HF 反应：SiO₂ + 4HF = SiF₄↑ + 2H₂O (雕刻玻璃)。
    • 用途：光导纤维、玻璃、石英坩埚、饰品、建筑材料等。
  • 硅酸 (H₂SiO₃):
    • 弱酸，酸性比碳酸弱 (Na₂SiO₃ + CO₂ + H₂O = Na₂CO₃ + H₂SiO₃↓)。
    • 白色胶状沉淀，难溶于水。
    • 制备：可溶性硅酸盐与酸反应 (Na₂SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃↓)。
    • 硅胶：H₂SiO₃ 凝胶经干燥脱水制得，多孔结构，用作干燥剂、催化剂载体。
  • 硅酸盐:
    • 结构复杂，常用氧化物形式表示（活泼金属氧化物 · 较活泼金属氧化物 · SiO₂ · H₂O）。
    • 硅酸钠 (Na₂SiO₃)：水溶液俗称水玻璃或泡花碱，有粘性，可作粘合剂、防火剂。
    • 传统硅酸盐产品：玻璃、水泥、陶瓷。

• 氯 (Cl) 及其化合物

  • 氯气 (Cl₂):
    • 物理性质：黄绿色，有刺激性气味，有毒，密度比空气大，能溶于水。
    • 化学性质 (活泼)：
      • 与金属反应：Cu + Cl₂ --点燃--> CuCl₂ (棕黄色烟)；2Fe + 3Cl₂ --点燃--> 2FeCl₃ (棕褐色烟)。
      • 与非金属反应：H₂ + Cl₂ --点燃/光照--> 2HCl (苍白色火焰，瓶口白雾)；P。
      • 与水反应：Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO (次氯酸)。
      • 与碱溶液反应：Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O (制漂白液)；2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ = CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O (制漂白粉)。
    • 实验室制法: MnO₂ + 4HCl(浓) --△--> MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O。
    • 收集：向上排空气法 或 排饱和食盐水法。
    • 尾气处理：用 NaOH 溶液吸收。
    • 用途：消毒、漂白、制盐酸、有机合成等。
  • 次氯酸 (HClO):
    • 弱酸 (比 H₂CO₃ 弱)。
    • 强氧化性 (用于漂白、消毒)。
    • 不稳定性：见光分解 2HClO --光照--> 2HCl + O₂↑。
  • 氯离子 (Cl⁻) 的检验: 加入 AgNO₃ 溶液，产生不溶于稀 HNO₃ 的白色沉淀 AgCl。
  • 卤素 (F, Cl, Br, I): 性质递变规律（氧化性、与 H₂ 反应、与水反应等）。

• 硫 (S) 及其化合物

  • 硫 (S):
    • 物理性质：淡黄色固体，不溶于水，微溶于酒精，易溶于 CS₂。
    • 化学性质：
      • 既有氧化性（与 H₂, 活泼金属反应），又有还原性（与 O₂, 强氧化剂反应）。
      • 与 O₂ 反应：S + O₂ --点燃--> SO₂ (蓝紫色火焰)。
  • 二氧化硫 (SO₂):
    • 物理性质：无色，有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易溶于水。
    • 化学性质：
      • 酸性氧化物：SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃ (亚硫酸)；SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O；SO₂ + NaOH = NaHSO₃。
      • 漂白性：能与某些有色物质化合生成不稳定的无色物质（暂时性漂白，可逆）。
      • 还原性：2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃；SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl。
      • 氧化性：SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂O。
    • 用途：漂白纸浆、毛、丝等，杀菌消毒，制 H₂SO₄。
    • 环境问题：形成酸雨。
  • 三氧化硫 (SO₃):
    • 物理性质：常温下为无色晶体，熔点较低。
    • 化学性质：酸性氧化物，SO₃ + H₂O = H₂SO₄ (放出大量热)。
  • 硫酸 (H₂SO₄):
    • 浓硫酸:
      • 物理性质：无色油状液体，难挥发，密度大，易溶于水并放热，稀释时“酸入水”。
      • 特性：
        • 吸水性 (作干燥剂，不能干燥 NH₃, H₂S 等)。
        • 脱水性 (使纸张、蔗糖等碳化)。
        • 强氧化性：与金属反应 (Cu + 2H₂SO₄(浓) --△--> CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O)；与非金属反应 (C + 2H₂SO₄(浓) --△--> CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O)。常温下使 Fe, Al 钝化。
    • 稀硫酸: 具有酸的通性（与指示剂、活泼金属、碱性氧化物、碱、某些盐反应），不表现强氧化性。
  • 硫酸根离子 (SO₄²⁻) 的检验: 先加入稀盐酸（排除 Ag⁺, CO₃²⁻ 等干扰），再加入 BaCl₂ 溶液，产生不溶于稀盐酸的白色沉淀 BaSO₄。

• 氮 (N) 及其化合物

  • 氮气 (N₂):
    • 物理性质：无色无味气体，难溶于水，密度与空气接近。
    • 化学性质：不活泼（N≡N 键能大）。高温、高压、催化剂条件下可与 H₂ 合成氨；放电条件下可与 O₂ 反应生成 NO。
    • 用途：保护气，合成氨原料，制硝酸，液氮作制冷剂。
  • 氮的氧化物:
    • NO：无色气体，不溶于水，有毒。不稳定，易与 O₂ 反应：2NO + O₂ = 2NO₂ (红棕色)。
    • NO₂：红棕色气体，有刺激性气味，有毒。与水反应：3NO₂ + H₂O = 2HNO₃ + NO。
    • 环境问题：光化学烟雾，酸雨。
  • 氨 (NH₃):
    • 物理性质：无色，有刺激性气味，密度比空气小，极易溶于水 (1:700)，水溶液呈弱碱性（氨水）。
    • 化学性质：
      • 与水反应：NH₃ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O (一水合氨) ⇌ NH₄⁺ + OH⁻。
      • 与酸反应：NH₃ + HCl = NH₄Cl (白烟)。
      • 催化氧化：4NH₃ + 5O₂ --催化剂,△--> 4NO + 6H₂O (工业制硝酸基础)。
    • 实验室制法: 2NH₄Cl(固) + Ca(OH)₂(固) --△--> CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O。
    • 收集：向下排空气法。
    • 干燥：用碱石灰。
    • 检验：用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）或蘸有浓盐酸的玻璃棒（产生白烟）。
    • 用途：制氮肥、硝酸、纯碱，作制冷剂。
  • 铵盐 (NH₄⁺):
    • 物理性质：都为白色晶体，都易溶于水。
    • 化学性质：
      • 受热易分解（不稳定性）：NH₄HCO₃ --△--> NH₃↑ + H₂O + CO₂↑；NH₄Cl --△--> NH₃↑ + HCl↑。
      • 与强碱共热产生 NH₃：NH₄⁺ + OH⁻ --△--> NH₃↑ + H₂O (用于 NH₄⁺ 检验和 NH₃ 制备)。
    • NH₄⁺ 的检验：取样，加入 NaOH 溶液并加热，用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体，若试纸变蓝，则证明含有 NH₄⁺。
  • 硝酸 (HNO₃):
    • 物理性质：无色液体，易挥发，有刺激性气味。
    • 化学性质：
      • 强酸性。
      • 不稳定性：见光或受热分解 4HNO₃ --光/△--> 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O (浓硝酸常呈黄色原因)。
      • 强氧化性：
        • 与金属反应：除 Au, Pt 外，几乎能与所有金属反应，一般不生成 H₂。与 Cu 反应：Cu + 4HNO₃(浓) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O；3Cu + 8HNO₃(稀) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O。常温下使 Fe, Al 钝化。
        • 与非金属反应：C + 4HNO₃(浓) --△--> CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O。
    • 保存：棕色瓶，避光，阴凉处。
    • 用途：制化肥、炸药、染料、硝酸盐等。

说明: 本思维导图旨在梳理高一化学必修一的核心知识点，构建知识网络。具体内容和深度可能因教材版本和教学要求略有差异。学习时应结合教材、课堂笔记和练习题进行深入理解和掌握。