氮的知识点总结

1、氮的知识点总结【思维导图】Ag(NH 3)2+ (13)AgNO 302(加热、催化)z-Cl2、(23)CuQ.02(放电)(14)NaOH (15)HCl<24) (18) HClH 3H2(16)H2O(12) A .11DH2ONH 4Cl*Mg 3N2(17) MgO2 Cu HNO(10)NaOH(20)Cu、(21)Fe2+'、(22)I2 NH3NaNO 2 N204不稳定性强氧化性4HNO 3（浓 ）=4N0 2 T +2H2O+O 2二、氮气（N 2）：有机物与金属反应：Cu、Fe与非金属反应：C、S- IFe、Al在冷、浓 HNO 3钝化J硝化反应:I酯化反

2、应:C6H6C3H5(OH) 3IPt、Au能溶解于王水（浓HNO 3:浓HCl=1:3 ）与还原性化合物反应：Fe2+、SO2、H2S、HIN 2占78 % (体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 NK。由于N2分子中的N三N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

3、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。N 2的氧化性: 与H2化合生成 NH 3 N2 +3H 22NH 3R说明1该反应是一个可逆反应，是工业合域氨的原理。镁条能在N 2中燃烧N 2 + 3Mg = Mg3N 2 （金属镁、锂均能与氮气反应）2 + 2NH 3 TMg 3N 2 易与水反应： Mg 3N2 + 6H 2O = 3Mg(OH)R拓展延伸1镁麻在空气中点燃发生的反礴稼：点燃2Mg + O 2 = 2MgO N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 2Mg + CO 2 = 2MgO + CN2与。2化合生成NO :

4、N2 + O 22NOR说明1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鸨丝被氧化或挥发；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；（6）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NH 4C1饱和溶液和NaNO 2晶体的混合物。NaNO 2 + NH 4Cl = NaCl + N2 仔 2H 2。工业制法：净化、液化液氮（沸点C）分储N2V空气液氧（沸点-183 C）O27 .氮的固定：游离态氮转变为化合

5、态氮的方法。自然固氮 一 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N 2和H 2合成氨气8 .氮的循环：R说明1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：12345各种价态氮氧化物：N( N2。)、N (NO)、N (N2O3)、N (NO 2、N2O4)、N(

6、N2O5),其中N2O3和N2O5分别是HNO 2和HNO 3的酸酎。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。1 . NO、NO 2 性质:氮的氧化物一氧化氮(NO)二氧化氮(NO 2)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 + O 2= 2NO 2NO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：3NO 2 + H 2。= 2HNO 3 + NO(工业制HNO 3原理.在此反应中，NO 2同时作氧化剂和还原剂) 平衡体系：2NO ；- N 2O4氮氧化物

7、对，硝酸型酸雨的产生及危害环境的污染、危害及防治措施造成光化学烟雾的主要因素：氮氧化物（NxOy）和碳氢化合物（CxHy）“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“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（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、NO 2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。2 . NO、NO 2的制取：实验

8、室NO可用Cu与稀HNO 3反应制取：3Cu +8HNO 3 （稀）=3Cu （NO 3）2 + 2NO T由H 2O ,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NO 2可用Cu与浓HNO 3反应制取：Cu +4HNO 3 （浓）=Cu （NO 3） 2 + 2NO 2 f +2H 2O ,由于 NO 2 可与水反应，故只能 用排空气法收集。F3 . 2NO 2N2O4 小0 的应用四、氨和钱盐：1 .氨的合成：N2 + 3H 22NH 32 .氨分子的结构：NH 3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 107 °

9、; 18 ',是极性分子。L 1，比空气小。氨易液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 NH 3 。1P97 实验 4 8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 NH 3 分子与H 2 O 分子结合成NH 3 H2

10、O （一水合氨）。NH 3 H2O为弱电解质，只能部分电离成NH 4 +和。H 。NH 3 + H 2ONH 3 H2O NH 4+ + 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）。NH 3 H2O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出：NH 3 H2O NH 3> H 2Ob.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（NH 3、NH 3 H2。、 H2O）和3种离子（NH 4 +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

11、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NH 3 H2O形式存在，但计算时仍以NH 3作溶质。e NH 3 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NH 3 。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NH 3NH 3、NH 3 H2O、H2。、 NH 4+、 OH 、H + 氨与酸（硫酸、硝酸、盐酸等）反应，生成俊盐。反应原理： NH 3 + H + = NH 4+R说明1 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 NH 3与盐酸挥发

12、出来的 HCl化合生成的NH 4C1晶体小颗粒。反应的方程式：NH 3 + HCl = NH 4Clb.氨气与挥发性酸（浓盐酸、浓硝酸等）相遇，因反应生成微小的俊盐晶体而冒白烟，这 是检验氨气的方法之一。c.氨气与不挥发性酸（如 H2SO4、H 3PO4等）反应时，无白烟生成。与氧化剂反应（具有还原性）4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2。R说明1氨气在催化剂（如钳等）、加热条件下，被氧气氧化生成NO和H2O。此反应是放点燃热反应，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。4NH 3 + 30 2 （纯氧） =2N 2 + 6H 2。（黄绿色火焰）2NH 3 + 3

13、C1 2 = N 2 + 6HCl8NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6NH 4Cl5 .氨气的用途：是氮肥工业及制造硝酸、钱盐、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：2NH 4Cl + Ca（OH） 2 CaCl 2 + 2NH 3 > 2H 2O 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CaCl 2 干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应（CaCl 2与NH 3反应生成 CaCl 2 8N

14、H 3）。 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 NH 3 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 制氨气所用的镂盐不能用NH 4NO 3、NH 4HCO 3、（NH 4）2CO3等代替，因为NH 4NO 3在加热时易发生爆炸，而NH 4 HCO 3 、 （NH 4）2 CO3 极易分解产生CO2 气体使制得的NH 3不纯。 消石灰不能用 NaOH 、 KOH 等强碱代替，因为 NaOH

15、 、 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。 NH 3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 + NH 3 H2O = Ca(OH) 2 + NH 3 T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NH 3 H2O转化为NH 3,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 【 （NH 4） 2SO4 ， 俗称硫铵，

16、 又称肥田粉】 ， 氯化铵 【NH 4Cl ， 俗称氯铵】 ，硝酸铵【 NH 4NO 3 ，俗称硝铵】，碳酸氢铵【NH 4HCO 3 ，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 （ NH 2 ） 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：（NH 4）2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2NH 3 仔 2H 2。NH 3NO 3 + NaOH NaNO 3 + NH 3 仟 H 2O实质：NH 4+ + OH NH 3 1+ H 2O说明铵盐与碱共热都能产生NH 3 ，这是铵盐的共同性质。有关系式： NH 4+NH 3，相互之间可以转

17、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：NH 4 + + OH NH 3> H 2Ob 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：NH 4 + + OH = NH 3 - H2Oc.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.组成镂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：NH4C1（固）NH 3件HCl T NH 3 + HCl = NH 4Cl（试管上端又有白色固体

18、附着）又如： NH 4HCO 3NH 3 1+ H 2O + CO 2 Tb 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：NH 3NO 3 N2O 1+ 2H 2O （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。8 NH 4 + 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（NH 4 ） 。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

19、用浓HNO 3 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 HNO 3 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 + 2HNO 3（稀）=Ca（NO 3）2 + CO 2 > H 2O（实验室制 CO2 气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替） 不稳定性。 HNO 3 见光或受热易发生分解， HNO 3 越浓，越易分解。硝酸

20、分解放出的 NO 2溶于其中而使硝酸呈黄色。有关反应的化学方程式为：4HNO 32H 2O + 4NO 2 f+O 2 T 强氧化性： 不论是稀 HNO 3 还是浓 HNO 3 ， 都具有极强的氧化性。 HNO 3 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 HNO 3 与金属反应时， HNO 3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， HNO 3 的浓度越小， HNO 3 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+ HNO 3（浓）-硝酸盐+ NO

21、 2T + H 2O金属+ HNO 3（稀）-硝酸盐 + NO T + H 2O较活泼的金属（如Mg、Zn等）+ HNO 3（极稀）- 硝酸盐+ H 2O + N 2O T（或NH 3等）金属与硝酸反应的重要实例为：3Cu + 8HNO 3（稀）=3Cu（NO 3）2 + 2NO > 4H 2O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 NO 2 ） 。实验室通常用此反应制取NO 气体Cu + 4HNO 3（浓）= Cu（NO 3）2 + 2NO 2 件 2H 2。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

22、行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO 2 、 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）+8HNO 3 （稀）=3Fe （NO3）2+2NO TMH2OFe （不足）+ 4HNO 3 （稀）=Fe （NO 3） 3+NO T+2H 2O 常温下，浓HNO 3 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HNO 3与浓盐酸按体积比1 ： 3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 + 4HNO 3（浓）=CO2 什 4NO 2 > 2H 2。 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，NO 3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（NO 3）2溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了 H+而使Fe2+被氧化为Fe3