2第二节　氮及其化合物

1、高中化学 必修第二册 人教版第二节氮及其化合物1.了解氮元素在自然界中循环的基本过程,认识氮循环过程中的重要物质,了解生物固氮和人工固氮。通过实验探究氨气、铵盐、硝酸等含氮化合物的性质。2.结合实例认识氮及其化合物的多样性,通过对氮及其化合物的学习,掌握氮及其化合物的相互转化关系。3.了解硫、氮及其化合物对环境的影响和环境保护的重要意义,增强环保的意识和责任感。 1.氮气(1)物理性质1 |氮气与氮的固定色、态气味密度水中溶解性毒性无色气体无臭比空气的略小难溶无毒(2)化学性质有关化学方程式:a.3Mg+N2 Mg3N2b.N2+3H2 2NH3c.N2+O2 2NO2.氮的固定将大气中游离态

2、的氮转化为氮的化合物的过程叫做氮的固定。(1)自然固氮:大自然通过闪电释放的能量将空气中的氮气转化为含氮的化合物,或者通过豆科植物的根瘤菌将氮气转化成氨。(2)人工固氮:人类通过控制条件,将氮气氧化或还原为氮的化合物。最重要的人工固氮途径是工业合成氨。1.物理性质2 |一氧化氮和二氧化氮 颜色状态气味毒性水溶性NO无色气态无臭有毒不溶NO2红棕色气态有刺激性气味有毒易溶(反应)2.相互转化(1)NONO2:2NO+O2 2NO2。(2)NO2NO:3NO2+H2O 2HNO3+NO。(3)若NO和O2通入水中,恰好完全反应的化学方程式为4NO+3O2+2H2O 4HNO3。(4)若NO2和O2

3、通入水中,恰好完全反应的化学方程式为4NO2+O2+2H2O 4HNO3。3.NO、NO2与碱溶液反应(1)NO不能与NaOH溶液反应。(2)NO和NO2的混合气体能与NaOH溶液反应,化学方程式为NO+NO2+2NaOH 2NaNO2(亚硝酸钠)+H2O。(3)NO2能与NaOH溶液反应,化学方程式为2NO2+2NaOH NaNO3+NaNO2+H2O。1.氨气(1)物理性质3 |氨和铵盐颜色气味密度水中溶解性沸点无色刺激性气味小于空气极易溶于水(常温常压下,1体积水大约可溶解700体积氨)较低(易液化)(2)喷泉实验a.按图所示装置,打开止水夹,挤压滴管的胶头,烧杯中的溶液由玻璃管进入烧瓶

4、,形成喷泉,烧瓶内液体呈红色。b.上述实验说明氨气极易溶于水,其水溶液呈碱性。c.反应的化学方程式是NH3+H2O NH3H2O。d.氨水(3)氨气的化学性质(4)氨的用途a.氨气是氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱的原料。b.氨气易液化,液氨可用作制冷剂。2.铵盐(1)概念:铵根离子(N)和酸根离子构成的化合物。(2)物理性质:都是无色或白色晶体,绝大多数铵盐易溶于水。(3)化学性质a.不稳定性NH4Cl受热分解:NH4Cl NH3+HCl。现象:白色固体消失,在试管口处重新凝华成白色固体。NH4HCO3受热分解:NH4HCO3 NH3+H2O+CO2。现象:白色固体消失,在试管口

5、处有无色液体。知识拓展若铵盐中酸根离子所对应的酸具有强氧化性,如硝酸、重铬酸等,则加热分解生成的氨气和酸之间会发生氧化还原反应,生成物中就不再有NH3,而一般得到的是N2。b.与碱反应NH4Cl固体与NaOH固体反应的化学方程式:NH4Cl+NaOH NH3+NaCl+H2O。溶液中铵盐与氢氧化钠反应的离子方程式(加热):N+OH- NH3+H2O。溶液中铵盐与氢氧化钠反应的离子方程式(不加热):N+OH- NH3H2O。3.氨气的实验室制法 1.物理性质4 |硝酸颜色状态气味特性无色液态刺激性气味易挥发2.化学性质(1)酸性:属于强酸,具有酸的通性,如CaCO3与HNO3反应的化学方程式为C

6、aCO3+2HNO3(稀) Ca(NO3)2+CO2+H2O。(2)不稳定性:浓硝酸见光或受热易分解,化学方程式为4HNO3 4NO2+O2+2H2O。(3)强氧化性硝酸具有强氧化性,能与除金、铂、钛以外的大多数金属反应。a.Cu与浓HNO3反应的化学方程式为Cu+4HNO3(浓) Cu(NO3)2+2NO2+2H2O。Cu与稀HNO3反应的化学方程式为3Cu+8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2+2NO+4H2O。b.与Fe、Al反应:常温下浓硝酸或浓硫酸可使铁、铝表面形成致密的氧化膜而钝化,所以可以用铁容器或铝容器盛放浓硝酸、浓硫酸。知识拓展浓硝酸和浓盐酸的混合物(体积比为13)叫做王水,

7、能溶解一些不溶于硝酸的金属,如金、铂等。3.用途硝酸是一种重要的化工原料,可用于制造炸药、染料、硝酸盐等。1.SO2和NO2的主要来源、危害和防治5 |酸雨及防治 2.酸雨判断正误,正确的画“”,错误的画“”。1.农谚“雷雨发庄稼”和“塘泥泥豆红花草,农家做田三件宝”均包含着自然固氮过程,其中起到“固氮”作用的分别是“雷雨”和“红花草”。“雷雨”将空气中的N2最终转化成硝酸,“红花草”中的根瘤菌则将N2最终转化为NH3,所以“雷雨”固氮是一个氮元素的氧化过程,“红花草”固氮是一个氮元素的还原过程()提示:“雷雨”固氮是将氮气氧化为氮氧化物,最终转化为硝酸,是一个氮元素的氧化过程;“红花草”固氮

8、是将氮气最终还原为氨气,是一个氮元素的还原过程。2.碳铵(NH4HCO3)常用作“追肥”,但施肥不当会造成烧苗。烧苗现象的出现与碳铵受热易分解产生NH3有关()提示:由于碳铵(NH4HCO3)受热易分解,分解产生的氨气会烧伤秧苗。3.硝酸是一种重要的无机化工原料。由于常温下铝遇浓硝酸会发生钝化,所以铝是浓、稀硝酸理想且经济的容器()提示:常温下铝遇浓硝酸发生钝化。但稀硝酸与铝会不断反应,使铝溶解。4.常温下,NO与O2混合能生成NO2,此过程中氮元素被氧化;NO2与H2O反应部分能转变为NO,此过程中氮元素仅被还原()提示:NO与O2反应生成NO2,此过程中氮元素被氧化,而NO2与H2O反应生

9、成硝酸和NO,氮元素既被氧化,又被还原。5.NO2有毒性,实验室进行有关实验时所产生的NO2可用浓NaOH溶液吸收除去()提示:NO2能与NaOH溶液完全反应,生成硝酸钠和亚硝酸钠。6.将NO2通入水中,NO2与水反应生成HNO3,所以NO2属于酸性氧化物,为硝酸的酸酐()提示:酸性氧化物与水反应时只生成酸,而NO2与水反应时除了生成硝酸外,还生成了NO,所以NO2不是硝酸的酸酐。7.利用干燥的氨气和含有少量酚酞的蒸馏水进行的喷泉实验能观察到红色的“喷泉”,实验中氨气表现了易溶性和还原性()提示:氨的喷泉实验体现了氨极易溶于水的性质,而与其还原性无关。8.检验N时,往试样中加入NaOH浓溶液,

10、微热,用湿润的蓝色石蕊试纸检验逸出的气体()提示:若溶液中存在N,则经过相应操作后会有NH3产生,而检验NH3应该使用湿润的红色石蕊试纸,NH3能使试纸变蓝。9.浓、稀硝酸都能使蓝色石蕊试纸最终变为红色()提示:浓硝酸具有酸性和强氧化性,可使蓝色石蕊试纸先变红后褪色。10.在常温下,Fe和Al遇浓硫酸和浓硝酸发生“钝化”,说明常温下浓硫酸和浓硝酸与Fe、Al都不反应()提示:“钝化”是Fe和Al的表面被浓硫酸或浓硝酸氧化,生成了一层致密的氧化膜,发生了化学反应。1|氨气的工业合成和实验室制法人类获得氨这种氮的重要化合物,经历了两个重要阶段,也在诺贝尔化学奖的获奖历史上留下了哈伯与博施两位著名化

11、学家的名字。哈伯在实验室阶段找到了高温、高压,使用催化剂,并及时分离氨等合成氨的反应条件。博施则解决了工业用催化剂的选择和高压环境下合成塔材料的选择,完美实现了合成氨生产工艺由实验室走向工厂。而在哈伯与博施研究由N2合成NH3的生产条件之前,1727年英国化学家哈尔斯用氯化铵与熟石灰的混合物在以水封闭的曲颈瓶中加热,想通过实验获得氨气,然而,实验中只见水被吸入瓶中并没有气体放出。1774年英国化学家普利斯特里重做该实验,同时采用汞代替水对曲颈瓶进行密封,实验中普利斯特里制得了碱空气(氨气)。问题1.哈尔斯的实验为什么没有制得氨气?他的实验为现在实验室中制取氨气提供了哪些启示?提示:氨气易溶于水

12、,所以只能观察到水被吸入瓶中而没有气体放出。该实验提示我们在实验室制取并收集氨气时,一是装置必须干燥,二是收集方法不能选择排水集气法。2.普利斯特里在研究氨气的性质时发现氨气可以在纯氧中燃烧,燃烧得到的混合气体与空气的组成成分无明显差异;若将氨气通入灼热的氧化铜,发现固体颜色由黑色变为红色,收集的尾气中不存在氮的氧化物。上述实验说明氨具有什么性质?写出反应的化学方程式。提示:两个实验均说明氨气具有较强的还原性。相应反应的化学方程式分别为4NH3+3O2 2N2+6H2O、2NH3+3CuO N2+3Cu+3H2O。3.氨气在有催化剂存在的条件下能与空气中的氧气反应生成NO和H2O,该反应是工业

13、生产HNO3的核心反应。而在实验室进行相关实验时,往往在实验过程中能观察到反应容器内产生大量的“白烟”,试分析“白烟”产生的原因,写出相关反应的化学方程式。提示:氨被氧化为NO,NO与O2反应生成NO2,NO2再与H2O反应生成了HNO3,HNO3则与剩余的NH3反应生成了NH4NO3,硝酸铵固体小颗粒就是所观察到的白烟。相关反应的化学方程式为4NH3+5O2 4NO+6H2O,2NO+O2 2NO2,3NO2+H2O 2HNO3+NO,HNO3+NH3 NH4NO3。4.实验室用铵盐与碱制取氨气时,铵盐为什么不选用硝酸铵或碳酸氢铵?能否用氢氧化钠替代消石灰?提示:考虑操作方便、安全,铵盐一般

14、用氯化铵,不选用硝酸铵或碳酸氢铵,因硝酸铵受热易爆炸,碳酸氢铵受热分解会产生二氧化碳,使产生的氨气中混有较多的杂质气体。反应所用碱一般为Ca(OH)2,不用NaOH,因为NaOH固体易潮解,成本高,且加热状态下NaOH易腐蚀玻璃。氨气的实验室制法(1)原理:2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3+2H2O。(2)装置发生装置:固体+固体 气体,与实验室利用氯酸钾和二氧化锰加热制取氧气的装置相同。净化装置:通常用碱石灰干燥氨气,不能用五氧化二磷、浓硫酸或无水氯化钙干燥。(3)收集方法:向下排空气法。试管口塞一团疏松的棉花,目的是防止氨气与空气形成对流,收集到较纯净的氨气。(4)验满方

15、法方法一:将湿润的红色石蕊试纸放置在试管口附近,若试纸变蓝,说明已经收集满。方法二:用蘸取浓盐酸的玻璃棒靠近试管口,若有白烟生成,说明已经收集满。(5)尾气处理:多余的氨气要吸收掉(可在试管口放一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球)以避免污染空气。在吸收时要防止倒吸,常采用的装置有: 实验室快速制氨气的方法(1)加热浓氨水法:NH3H2O不稳定,受热易分解生成NH3,化学方程式为NH3H2O NH3+H2O,故可直接加热浓氨水制备NH3。(2)浓氨水加NaOH固体(或生石灰、碱石灰)法:NaOH固体溶于水放出大量的热,会促使一水合氨分解,而生石灰可与水反应生成Ca(OH)2,同时反应放出大量的热,也会

16、促使一水合氨分解,故可在常温下向NaOH固体或CaO固体中滴加浓氨水来制备NH3。快速制氨气的装置有: 2|探究硝酸的氧化性硝酸分子中氮元素为最高价态(+5价),因此硝酸具有强氧化性。硝酸在表现强氧化性时,其还原产物因硝酸浓度的不同而有变化,从总体上说,硝酸浓度越高,平均每分子硝酸得到的电子数越少,浓硝酸的还原产物主要为NO2,稀硝酸的还原产物主要为NO,更稀的硝酸可以被还原为N2O、N2、NH4NO3等,需要指出的是,上述只是优势产物,实际上随着反应的进行,硝酸浓度逐渐降低,所有还原产物都可能生成。下图是在相同温度下不同密度的硝酸与金属铁反应生成还原产物的分布曲线。已知,硝酸的密度越大,其溶

17、液浓度越大。 问题1.一种钢铁防腐的方法是将钢铁放在冷的浓硝酸中浸泡。但是加热或在稀硝酸中,铁与硝酸会不断反应。钢铁在冷的浓硝酸中浸泡能防腐的原因是什么?工业上一般不用冷的浓硝酸进行铁表面处理,其可能的原因是什么?提示:铁在冷的浓硝酸中会发生钝化,将钢铁放在冷的浓硝酸中浸泡,会在钢铁表面形成一层致密的氧化物保护膜。由于硝酸易挥发,且不稳定,见光易分解,生成的NO2还会对环境造成严重污染,故不宜用冷的浓硝酸进行铁表面处理。2.由图示可知,密度为1.35 gmL-1的硝酸与铁反应时,其还原产物主要是什么?提示:由图示可知,密度为1.35 gmL-1的硝酸与铁反应时,其还原产物主要为NO2、NO。3

18、.足量的铁与一定量的浓硝酸反应时,反应过程中气体产物有哪些?待反应结束后向所得溶液中加入足量浓NaOH溶液并加热,是否会有气体逸出?请用一句话概括该图反映出的基本结论。提示:反应过程中硝酸浓度逐渐减小,所以图示中的所有还原产物均能生成,其中气体产物有NO2、NO、N2、N2O;当浓度较小时,也会有N生成,所以当反应停止后,所得溶液中存在N,加入浓NaOH溶液并加热时会有NH3逸出。结论:硝酸的浓度越大,其还原产物中氮元素的化合价越高(或硝酸的浓度越低,还原产物中氮元素的化合价越低)。硝酸的强氧化性HNO3中氮元素的化合价为+5价,N具有很强的得电子能力。硝酸的浓度越大,反应温度越高,其氧化性越

19、强。(1)硝酸与金属的反应除Au、Pt等,硝酸可以氧化大多数的金属,如3Ag+4HNO3(稀) 3AgNO3+NO+2H2O。活泼金属与硝酸反应不生成H2,硝酸的浓度不同,还原产物不同。常温下,浓硝酸能使Fe、Al钝化。(2)硝酸与非金属的反应反应规律:非金属单质+浓硝酸 最高价氧化物或其含氧酸+NO2+H2O;实例:C+4HNO3(浓) CO2+4NO2+2H2O。(3)硝酸与还原性化合物的反应硝酸的强氧化性还表现在可以氧化具有还原性的化合物或离子,如HI、HBr、SO2、Fe2+、FeO、Br-、I-、S2-、S等均能被HNO3氧化。硝酸与金属反应的计算(1)得失电子守恒法:硝酸与金属反应属于氧化还原反应,氮原子得到的电子总数等于金属原子失去的电子总数。(2)原子守恒法:硝酸与金属反应时,反应前硝酸中的N一部分仍以N的形式存在,一部分转化为还原产物,这两部分中N的物质的量之和与反应消耗的硝酸中N的物质的量相等。(3)利用离子方程式计算硝酸与硫酸混合溶液跟金属的反应,当金属足量时,不能用硝酸与金属反应的化学方程式计算,应用离子方程式计算,因为生成的硝酸盐中的N与硫酸电离出的H+仍能继续与金属反应。如金属铜与混酸反应的离子方程式为3Cu+8H+2N 3Cu2+2NO+4H2O。解题模板 3|探究不同价态含氮物质的转化关系酸雨是重要的环境