氮的知识点总结.doc

初高中理科专业教学机构 氮的知识点总结【思维导图】O2(加热、催化剂)4HNO3(浓)=4NO2+2H2O+O2强氧化性不稳定性HNO3NaNO2NaOHMgN2O4H2ONH3.H2ONH3N2NONO2Ag(NH3)2+NH4ClAgNO3NaOHHClH2OMg3N2Cl2、(23)CuOH2O2(放电)NH3O2CuHClCu、(21)Fe2+、(22)I与金属反应:Cu、Fe与非金属反应：C、SFe、Al在冷、浓HNO3 钝化Pt、Au能溶解于王水(浓HNO3:浓HCl=1:3）与还原性化合物反应：Fe2+、SO2、H2S、HI有机物硝化反应：C6H6酯化反应：C3H5(OH)3(24)二、氮气（N2）： 1氮元素在自然界中的存在形式：既有游离态又有化合态。空气中含N2 占78（体积分数）或75（质量分数）；化合态氮存在于多种无机物和有机物中，氮元素是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素。 2物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，密度比空气略小，难溶于水。 3氮气的分子结构：氮分子（N2）的电子式为，结构式为NN。由于N2分子中的NN键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼。 4氮气的化学性质：常温下氮气很稳定，很难与其它物质发生反应，但这种稳定是相对的，在一定条件下（如高温、放电等），也能跟某些物质（如氧气、氢气等）发生反应。 N2的氧化性： 与H2化合生成NH3 N2 +3H22NH3点燃说明 该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理。 镁条能在N2中燃烧 N2 + 3Mg = Mg3N2（金属镁、锂均能与氮气反应） Mg3N2易与水反应：Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3点燃点燃点燃拓展延伸镁条在空气中点燃发生的反应有： 2Mg + O2 = 2MgO N2 + 3Mg = Mg3N2 2Mg + CO2 = 2MgO + C N2与O2化合生成NO： N2 + O22NO 说明 在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应。5氮气的用途： 合成氨，制硝酸； 代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化； 在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发； 保存粮食、水果等食品，以防止腐烂； 医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术； 利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能。6制法： 实验室制法：加热NH4Cl饱和溶液和NaNO2晶体的混合物。NaNO2 + NH4Cl = NaCl + N2+ 2H2O分馏净化、液化 工业制法： 液氮（沸点-195.8） N2 空气 液氧（沸点-183） O27氮的固定：游离态氮转变为化合态氮的方法。自然固氮 闪电时，N2 转化为NO生物固氮 豆科作物根瘤菌将N2 转化为化合态氮 工业固氮 工业上用N2 和H2合成氨气 8氮的循环： 说明在自然界，通过氮的固定，使大气中游离态的氮转变为化合态的氮进入土壤，植物从土壤中吸收含氮的化合物制造蛋白质。动物则靠食用植物得到蛋白质。动物的尸体残骸，动物的排泄物以及植物腐败物等在土壤中被细菌分解，变为含氮化合物，部分被植物吸收；而土壤中的硝酸盐也会被细菌分解成氮气，氮气可再回到大气中。这一过程保证了氮在自然界的循环。三、氮的氧化物：各种价态氮氧化物：（N2O）、（NO）、（N2O3）、（NO2、N2O4）、（N2O5），其中N2O3和N2O5分别是HNO2和HNO3的酸酐。气态的氮氧化物几乎都是剧毒性物质，在太阳辐射下还会与碳氢化物反应形成光化学烟雾。1NO、NO2性质：氮的氧化物一氧化氮(NO)二氧化氮(NO2)物理性质为无色、不溶于水、有毒的气体为红棕色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水化学性质极易被空气中的O2氧化：2NO + O2= 2NO2NO中的氮为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性与H2O反应：3NO2 + H2O2HNO3 + NO(工业制HNO3原理在此反应中，NO2同时作氧化剂和还原剂)平衡体系：2NO2 N2O4氮氧化物对环境的污染、危害及防治措施硝酸型酸雨的产生及危害造成光化学烟雾的主要因素：氮氧化物（NxOy）和碳氢化合物（CxHy）在大气环境中受到强烈的太阳紫外线照射后，发生复杂的化学反应，主要生成光化学氧化剂（主在是O3）及其他多种复杂的化合物，这是一种新的二次污染物，统称为光化学烟雾。光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡。光化学烟雾主要发生在阳光强烈的夏、秋季节。破坏臭氧层措施：空气中的NO、NO2污染物主要来自于石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气，因此使用洁净能源，减少氮氧化物的排放；为汽车安装尾气转化装置；处理工厂废气可以减少排放。2NO、NO2的制取： 实验室NO可用Cu与稀HNO3反应制取：3Cu8HNO3（稀）3Cu（NO3）22NO4H2O，由于NO极易与空气中的氧气作用，故只能用排水法收集。 实验室NO2可用Cu与浓HNO3反应制取：Cu4HNO3（浓）Cu（NO3）22NO22H2O，由于NO2可与水反应，故只能用排空气法收集。 32NO2 N2O4 H0 的应用 四、氨和铵盐：1氨的合成： N2 + 3H2 2NH3 2氨分子的结构：NH3的电子式为，结构式为，氨分子的结构为三角锥形，N原子位于锥顶，三个H原子位于锥底，键角10718，是极性分子。3氨气的物理性质：氨气是无色、有刺激性气味的气体，在标准状况下，密度是0.771gL1，比空气小。氨易液化，液氨气化时要吸收大量的热，使周围温度急剧下降，所以液氨可作致冷剂。氨气极易溶于水，常温常压下，1体积水中大约可溶解700体积的氨气。氨的水溶液称氨水。计算氨水的浓度时，溶质应为NH3 。实验选修1P97实验48氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用，若不慎接触过多的氨而出现病症，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。4氨的化学性质： 跟水反应：氨气溶于水时（氨气的水溶液叫氨水），大部分的NH3分子与H2O分子结合成NH3H2O（一水合氨）。NH3H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4和OH。NH3 + H2ONH3H2O NH4 + OHa氨水的性质：氨水具有弱碱性，使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为蓝色。氨水的浓度越大，密度反而越小（是一种特殊情况）。NH3H2O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出： NH3H2O NH3+ H2Ob氨水的组成：氨水是混合物（液氨是纯净物），其中含有3种分子（NH3、NH3H2O、H2O）和3种离子（NH4和OH、极少量的H）。c氨水的保存方法：氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水。通常把氨水盛装在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里。d有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以NH3H2O形式存在，但计算时仍以NH3作溶质。eNH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检验NH3。比较液氨与氨水：名 称液 氨氨 水形 成氨降温加压液 化氨溶于水物质分类纯净物混合物成 分NH3NH3、NH3H2O 、H2O 、 NH4+ 、 OH 、H+ 氨与酸（硫酸、硝酸、盐酸等）反应，生成铵盐。反应原理： NH3 + H+ = NH4+说明a当蘸有浓氨水的玻璃棒与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时，产生大量白烟。这种白烟是氨水中挥发出来的NH3与盐酸挥发出来的HCl化合生成的NH4C1晶体小颗粒。反应的方程式：NH3 + HCl = NH4Clb氨气与挥发性酸（浓盐酸、浓硝酸等）相遇，因反应生成微小的铵盐晶体而冒白烟，这是检验氨气的方法之。c氨气与不挥发性酸（如H2SO4、H3PO4等）反应时，无白烟生成。 与氧化剂反应（具有还原性） 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O点燃说明氨气在催化剂（如铂等）、加热条件下，被氧气氧化生成NO和H2O。此反应是放热反应，叫做氨的催化氧化（或叫接触氧化）是工业制硝酸的反应原理之一。 4NH3 + 3O2（纯氧） = 2N2 + 6H2O（黄绿色火焰） 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl 8NH3 + 3Cl2 = N2 + 6NH4Cl 5氨气的用途： 是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料； 是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料； 用作冰机中的致冷剂。6氨的实验室制法：（必修1P99） 反应原理：2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3+ 2H2O 发生装置：固固反应加热装置，与制取氧气的发生装置相同。 干燥：用碱石灰干燥。说明不能用浓H2SO4、P2O5等酸性干燥剂和CaCl2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应（CaCl2与NH3反应生成CaCl28NH3）。 收集方法：由于氨极易溶于水，密度比空气小，所以只能用向下排空气法收集。 检验：a用湿润的红色石蕊试纸放试管口或者瓶口（变蓝）b蘸有浓盐酸的玻璃棒接近试管口或者瓶口（产生白烟）。 棉花团的作用：是为了防止试管内的NH3与试管外的空气形成对流，以期在较短时间内收集到较为纯净的氨气。注意 制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易发生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯。 消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。 NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥。 实验室制取氨气的另一种常用方法：将浓氨水滴到生石灰或烧碱固体上。有关反应的化学方程式为： CaO + NH3H2O = Ca(OH)2 + NH3 烧碱或生石灰的作用：一是增大溶液中的OH浓度，二是溶解或反应放热，促使NH3H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制O2（H2O2为原料）、C2H2气体的装置相同。7铵盐：由铵离子和酸根离子构成的盐。如：硫酸铵【（NH4）2SO4 ，俗称硫铵，又称肥田粉】，氯化铵【NH4Cl，俗称氯铵】，硝酸铵【NH4NO3，俗称硝铵】，碳酸氢铵【NH4HCO3，俗称碳铵】铵盐属于铵态氮肥。常用氮肥有铵态氮肥和尿素【 CO（NH2）2 】 。铵盐的性质 铵盐都是无色或白色的晶体晶体，且都易溶于水。 与碱作用：(NH4)2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2NH3+ 2H2ONH3NO3 + NaOH NaNO3 + NH3+ H2O实质：NH4+ + OH NH3+ H2O说明铵盐与碱共热都能产生NH3，这是铵盐的共同性质。有关系式：NH4+ NH3，相互之间可以转化。a若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：NH4+ OHNH3+ H2O b若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示为：NH4+ OHNH3 H2O c若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示。 受热发生分解反应：固态铵盐受热都易分解根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下两种情况：a组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。例如：NH4Cl(固) NH3+ HCl NH3 + HClNH4Cl （试管上端又有白色固体附着）又如： NH4HCO3NH3+ H2O + CO2b组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出例如：NH3NO3 N2O+ 2H2O （发生复杂的反应，爆炸）注意贮存铵态氮肥时，为了防止受热分解，应密封包装并放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效。8NH4+的检验方法：将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐(NH4)。五、硝酸：1物理性质： 纯硝酸是无色、易挥发（沸点为83）、有刺激性气味的液体，常用浓HNO3的质量分数为69%，能跟水以任意比互溶，打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生。（与浓盐酸相同） 质量分数为98以上的浓硝酸挥发出来的HNO3蒸气遇空气中的水蒸气形成极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象”。因此，质量分数为98以上的浓硝酸通常叫做“发烟硝酸”。2化学性质： 具有酸的一些通性，但硝酸与金属反应时一般无氢气产生。例如： CaCO3 + 2HNO3(稀)Ca(NO3)2 + CO2+ H2O（实验室制CO2气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替） 不稳定性。HNO3见光或受热易发生分解，HNO3越浓，越易分解。硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黄色。有关反应的化学方程式为： 4HNO32H2O + 4NO2+O2 强氧化性：不论是稀HNO3还是浓HNO3，都具有极强的氧化性。HNO3浓度越大，氧化性越强。其氧化性表现在以下几方面： 几乎能与所有金属（除Pt、Au外）反应。当HNO3与金属反应时，HNO3被还原的程度（即氮元素化合价降低的程度）取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱。对于同一金属单质而言，HNO3的浓度越小，HNO3被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多。一般反应规律为： 金属 + HNO3(浓) 硝酸盐 + NO2 + H2O 金属 + HNO3(稀) 硝酸盐 + NO + H2O 较活泼的金属(如Mg、Zn等) + HNO3(极稀) 硝酸盐 + H2O + N2O(或NH3等)金属与硝酸反应的重要实例为： 3Cu + 8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色（无色的NO被空气氧化为红棕色的NO2）。实验室通常用此反应制取NO气体Cu + 4HNO3(浓) Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生，此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体。 变价金属与硝酸反应时，产物的价态则要看硝酸与金属的物质的量的相对大小，若金属过量，则生成低价的金属硝酸盐；若硝酸过量，则生成高价的金属硝酸盐。如：铁与稀硝酸的反应：3Fe（过量）8HNO3（稀）3Fe（NO3）22NO4H2OFe（不足）4HNO3（稀）Fe（NO3）3NO2H2O 常温下，浓HNO3能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜。因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应。（与浓硫酸相似） 浓HNO3与浓盐酸按体积比13配制而成的混合液叫王水。王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au。 能把许多非金属单质（如C、S、P等）氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物。例如： C + 4HNO3(浓) = CO2+ 4NO2+ 2H2O 能氧化某些具有还原性的物质，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2等。应注意的是，NO3无氧化性，而当NO3在酸性溶液中时，则具有强氧化性。例如，在Fe(NO3)2溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H而使Fe2被氧化为Fe3；又如，向浓HNO3与足量的Cu反应后形成的Cu(NO3)2中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO3继续反应。 能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等。因此在使用硝酸（尤其是浓硝酸）时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤。 与有机物反应：在一定条件下硝酸可与某些有机物发生取代反应和颜色反应。如：浓硝酸与苯、苯酚等物质的硝化反应；与纤维素的酯化反应；与某些蛋白质的颜色反应等。3保存方法：硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方。4用途：硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐、氮肥等。 5硝酸的制法： 硝酸的实验室制法：微热原理：利用浓H2SO4的高沸点，难挥发性制取挥发性的HNO3。NaNO3 + H2SO4(浓) = NaHSO4 + HNO3 因HNO3的不稳定性，加热温度不宜过高，还因为硝酸易腐蚀橡胶，所以此反应禁用橡胶塞，所用仪器为曲颈甑。 硝酸的工业制法：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO尾气吸收：NO2和NO NO2+NO+2NaOH=2NaNO2+ H2O 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O消除对大气的污染当V(NO2)V(NO)11时，尾气可全部被吸收；当NO过量时，应先补充适量的O2；7咨询电话 [phone] 15057296160