氮的知识点及例题.doc

第四节 氮及其重要化合物
一、氮的单质及其氧化物
1.氮在自然界中的存在与转化
(1)氮元素的存在与氮的固定

2氮气
(1)物理性质
颜色：无色；气味：无味；状态：气体；密度：比空气小；溶解性：难溶于水。
(2)化学性质

3.NO和NO2的性质比较

NO
NO2
物理性质
颜色
无色
红棕色
毒性
有毒
有毒

溶解性
不溶
能溶
化学性质
与O2反应
2NO＋O2===2NO2

与H2O反应

3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
实验室制法(填化学方程式)
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋
2NO2↑＋2H2O
与人体、环境的关系
①与血红蛋白结合使人中毒②转化成NO2形成酸雨、光化学烟雾
形成酸雨、光化学烟雾
二、氨和铵盐
1．氨气物理性质
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）
2. 氨气化学性质

（1）与水反应：
氨水呈碱性，原理：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-
氨气是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体，常用此性质检验氨气。
（2）与酸反应与挥发性酸(如浓盐酸、硝酸)的反应
NH3+HCl=NH4Cl 现象：产生白烟 与硫酸反应：2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
（3）与盐反应：向AlCl3溶液中滴加氨水反应的离子方程式为：Al3++3 NH3·H2O=Al(OH)3↓+3 NH4+
（4）氨气的还原性
NH3中的N呈—3价，所以NH3具有还原性，能被O2、CuO、NOx、Cl2等物质氧化。

3.实验室制法：
2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O。4用途：制HNO3、铵盐、纯碱、尿素，制冷剂等。
5.铵盐
（1）物理性质：都是无色或白色晶体，易溶于水。
（2）化学性质：

△
①不稳定性： NH4HCO3 ＝ NH3↑ + H2O + CO2↑（30℃以上可分解），
△

NH4Cl ＝ NH3↑+ HCl↑
②与碱反应：
a. 在稀溶液中不加热：
b.加热时或浓溶液：
（3）NH4+的检验：取少量样品，与碱混合于试管中，加热。将湿润的红色石蕊试纸靠近管口，试纸变蓝色，说明样品中含有NH4+；也可以将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近管口，若有白烟产生，说明样品中含有NH4+。
未知液呈碱性湿润红色石蕊试纸变蓝色，则证明含NH。
三、硝酸
1、物理性质
无色、易挥发（在空气中遇水蒸气呈白雾状），有刺激性气味的液体。
2、化学性质

（1）不稳定性
①
②市售浓硝酸呈黄色的原因是：硝酸分解生成的NO2溶解在硝酸里
③硝酸保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处，不能用橡胶塞。
（2）强氧化性：硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越大氧化性越强
①能与Au、Pt以外的所有金属反应，如Cu与浓、稀硝酸的反应方程式：
Cu+4HNO3(浓)= Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O、3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

注意：有些金属(如Al、Fe等)在冷的浓硝酸中发生钝化。故可以用铁、铝容器运输冷的浓硝酸。
②与非金属的反应
碳与浓硝酸反应的化学方程式：C+4HNO3 CO2↑+4NO2↑+2H2O
③与某些还原性物质反应（如FeO）
化学方程式：3FeO+ 10HNO3(稀)= 3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O
3、NO3离子的检验：晶体或浓溶液与浓硫酸、Cu共热时，若产生红棕色气体则含NO3；若为稀溶液则先浓缩。
(3)与有机物反应
①硝化反应(与C6H6反应)：
C6H6+HNO3浓硫酸
△
C6H5NO2+H2O
②颜色反应：蛋白质遇到浓硝酸时变黄色
3.用途：化工原料，用于制化肥、染料、炸药等。
【热点难点全析】
一、氨气的实验室制法与性质
1．加热固态铵盐和碱的混合物
(1)反应原理： 2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O。
(2)装置：“固体＋固体气体”(与用KClO3或KMnO4制O2的装置相同)。

(3)收集：只能用向下排空气法。
(4)干燥：用碱石灰(NaOH和CaO固体的混合物)。
(5)验满方法：①用湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝色；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，有白烟产生。
(6)环保措施：收集时，一般在管口塞一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球，可减小NH3与空气的对流速度，收集到纯净的NH3，同时也可避免污染空
2．加热浓氨水

(1)反应原理：NH3·H2ONH3↑＋H2O。
(2)装置：右图

3．浓氨水中加固态碱性物质
(1)原理：
浓氨水中存在以下平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH
＋OH－，加入固态碱性物质(如CaO、NaOH、碱石灰等)，
使平衡逆向移动，促进了NH3·H2O的分解。
(2)装置：

[特别提醒]
加热铵盐和碱制氨气时：(1)不宜选用NH4NO3和NH4HCO3，NH4NO3受热易爆炸，NH4HCO3受热易分解产生CO2。
(2)Ca(OH)2不宜用NaOH、KOH代替，原因是NaOH、KOH易吸湿，结块，不利于NH3的逸出。
4.氨气的性质
(1)氨气的催化氧化实验探究

装置 作用或现象
① 提供氨气和氧气
② 使氨气被催化氧化，红热状态的铂铑合金丝更加红热
③ 吸收剩余的氨气和生成的水蒸气
④ 看到有红棕色的气体产生
(2)氨气的溶解性实验问题
①喷泉实验的基本原理
气体在液体中溶解度很大，在短时间内产生足够的压强差(负压)，则打开止水夹后，大气压将烧杯内的液体压入烧瓶中，在尖嘴导管口形成喷泉。
②形成喷泉的气体与液体组合
a.NH3、HCl、SO2、NO2 与水组合能形成喷泉。
b.酸性气体与NaOH溶液组合能形成喷泉。
【典例1】实验室里可按下图所示的装置干燥、贮存某气体R，多余的气体可用水吸收，则R是 (　　)

A．NO2　　　　　　　　　　B．HCl
C．CH4 D．NH3
解析：由储气瓶的连接方式知，瓶内只能收集密度小于空气的气体，排除NO2、HCl；由尾气吸收装置知，该气体极易溶于水，排除CH4。
答案： D
二、硝酸与金属、非金属反应的一般规律
1．硝酸与金属反应的一般规律
(1)金属与HNO3反应一般不生成H2，浓HNO3一般被还原为NO2，稀HNO3一般被还原为NO。
(2)足量金属与一定量浓硝酸反应时，随着硝酸浓度的降低，产物也发生改变。
(3)金属与HNO3反应的一般通式为
①金属＋浓硝酸―→金属硝酸盐＋NO2↑＋H2O
反应中，表现氧化性(被还原)的HNO3占；表现酸性生成硝酸盐的HNO3占。
②金属＋稀硝酸―→金属硝酸盐＋NO↑＋H2O
反应中，表现氧化性(被还原)的HNO3占；表现酸性生成硝酸盐的HNO3占。
2．硝酸与非金属反应的规律
(1)浓硝酸能与碳、硫、磷等非金属单质反应，一般生成最高价含氧酸或最高价氧化物、二氧化氮和水。
(2)与非金属反应，HNO3表现强氧化性，不表现酸性。
3．计算中的守恒思想的应用
(1)原子守恒法
HNO3与金属反应时，一部分HNO3起酸的作用，以NO的形式存在于溶液中；一部分作为氧化剂转化为还原产物，这两部分中氮原子的总物质的量等于反应消耗的HNO3中氮原子的物质的量。
(2)得失电子守恒法
HNO3与金属的反应属于氧化还原反应，HNO3中氮原子得电子的物质的量等于金属失电子的物质的量。
(3)电荷守恒法
HNO3过量时反应后溶液中(不考虑OH－)则有：
c(NO)＝c(H＋)＋nc(Mn＋)(Mn＋代表金属离子)。
(4)离子方程式计算法
金属与H2SO4、HNO3的混合酸反应时，由于硝酸盐中NO在H2SO4提供H＋的条件下能继续与金属反应，因此此类题目应用离子方程式来计算，先作过量判断，然后根据完全反应的金属或H＋或NO进行相关计算，且溶液中要符合电荷守恒。
【典例2】1.92 g Cu投入一定量的浓HNO3溶液中，Cu完全溶解，生成气体颜色越来越浅，共收集到标准状况下的气体672 mL，将盛有此气体的容器倒扣在水槽中，通入标准状况下一定体积的氧气，恰好使气体完全溶于水，则通入的氧气的体积为 (　　)
A．504 mL B．336 mL
C．224 mL D．168 mL
[解析]　从整个反应来看，Cu→Cu2＋；HNO3→NO、NO2→HNO3，O2→H2O，N元素的化合价在整个反应前后没有变化，则Cu失去电子的物质的量等于氧气得到电子的物质的量。所以O2在标准状况下的体积为
×22.4 L/mol×103 mL/L＝336 mL。
[答案]　B