氮的知識點總結

1、氮的知識點總結【思維導圖】Ag(NH 3)2+ (13)AgNO 302(加熱、催化)z-Cl2、(23)CuQ.02(放電)(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不穩(wěn)定性強氧化性4HNO 3（濃 ）=4N0 2 T +2H2O+O 2二、氮氣（N 2）：有機物與金屬反應：Cu、Fe與非金屬反應：C、S- IFe、Al在冷、濃 HNO 3鈍化J硝化反應:I酯化反

2、應:C6H6C3H5(OH) 3IPt、Au能溶解于王水（濃HNO 3:濃HCl=1:3 ）與還原性化合物反應：Fe2+、SO2、H2S、HIN 2占78 % (體1 .氮元素在自然界中的存在形式：既有游離態(tài)又有化合態(tài)。空氣中含積分數(shù)）或75% （質量分數(shù)）；化合態(tài)氮存在于多種無機物和有機物中，氮元素是構成蛋白 質和核酸不可缺少的元素。2,物理性質：純凈的氮氣是無色無味的氣體，密度比空氣略小，難溶于水。3 .氮氣的分子結構：氮分子（N2）的電子式為，結構式為 NK。由于N2分子中的N三N鍵很牢固，所以通常情況下，氮氣的化學性質穩(wěn)定、不活潑。4,氮氣的化學性質：常溫下氮氣很穩(wěn)定，很難與其它物質發(fā)

3、生反應，但這種穩(wěn)定是相對的，在一定條件下（如高溫、放電等），也能跟某些物質（如氧氣、氫氣等）發(fā)生反應。N 2的氧化性: 與H2化合生成 NH 3 N2 +3H 22NH 3R說明1該反應是一個可逆反應，是工業(yè)合域氨的原理。鎂條能在N 2中燃燒N 2 + 3Mg = Mg3N 2 （金屬鎂、鋰均能與氮氣反應）2 + 2NH 3 TMg 3N 2 易與水反應： Mg 3N2 + 6H 2O = 3Mg(OH)R拓展延伸1鎂麻在空氣中點燃發(fā)生的反礴稼：點燃2Mg + O 2 = 2MgO N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 2Mg + CO 2 = 2MgO + CN2與。2化合生成NO :

4、N2 + O 22NOR說明1在閃電或行駛的汽車引擎中會發(fā)生以上反應。5 .氮氣的用途：合成氨，制硝酸；代替稀有氣體作焊接金屬時的保護氣，以防止金屬被空氣氧化； 在燈泡中填充氮氣以防止鴇絲被氧化或揮發(fā)；保存糧食、水果等食品，以防止腐爛； 醫(yī)學上用液氮作冷凍劑，以便在冷凍麻醉下進行手術；（6）利用液氮制造低溫環(huán)境，使某些超導材料獲得超導性能。6 .制法： 實驗室制法：加熱NH 4C1飽和溶液和NaNO 2晶體的混合物。NaNO 2 + NH 4Cl = NaCl + N2 仔 2H 2。工業(yè)制法：凈化、液化液氮（沸點C）分儲N2V空氣液氧（沸點-183 C）O27 .氮的固定：游離態(tài)氮轉變?yōu)榛?/p>

5、態(tài)氮的方法。自然固氮 一 閃電時，N2轉化為NO生物固氮豆科作物根瘤菌將N2轉化為化合態(tài)氮工業(yè)固氮工業(yè)上用N 2和H 2合成氨氣8 .氮的循環(huán)：R說明1在自然界，通過氮的固定，使大氣中游離態(tài)的氮轉變?yōu)榛蠎B(tài)的氮進入土壤，植物從土壤中吸收含氮的化合物制造蛋白質。動物則靠食用植物得到蛋白質。動物的尸體殘骸，動物的排泄物以及植物腐敗物等在土壤中被細菌分解，變?yōu)楹衔铮糠直恢参镂?；而土壤中的硝酸鹽也會被細菌分解成氮氣，氮氣可再回到大氣中。 這一過程保證了氮在自然界的循環(huán)。三、氮的氧化物：12345各種價態(tài)氮氧化物：N( N2。)、N (NO)、N (N2O3)、N (NO 2、N2O4)、N(

6、N2O5),其中N2O3和N2O5分別是HNO 2和HNO 3的酸酎。氣態(tài)的氮氧化物幾乎都是劇毒性物質，在太陽輻射下還會與碳氫化物反應形成光化學煙霧。1 . NO、NO 2 性質:氮的氧化物一氧化氮(NO)二氧化氮(NO 2)物理性質為無色、不溶于水、有毒的氣體為紅棕色、有刺激性氣味、有毒的氣體，易溶于水化學性質極易被空氣中的 O2氧化：2NO + O 2= 2NO 2NO中的氮為+2價，處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性與H2O反應：3NO 2 + H 2。= 2HNO 3 + NO(工業(yè)制HNO 3原理.在此反應中，NO 2同時作氧化劑和還原劑) 平衡體系：2NO ；- N 2O4氮氧化物

7、對，硝酸型酸雨的產(chǎn)生及危害環(huán)境的污染、危害及防治措施造成光化學煙霧的主要因素：氮氧化物（NxOy）和碳氫化合物（CxHy）“大氣環(huán)境中受到強烈的太陽紫外線照射后，發(fā)生復雜的化學反應，主要生成光化學氧化劑（主在是O3）及其他多種復雜的化合物，這是一“新的二次污染物，統(tǒng)稱為光化學煙霧。光化學煙霧刺激呼吸器官，使（生病甚至死亡。光化學煙霧主要發(fā)生在陽光強烈的夏、秋季節(jié)。，破壞臭氧層措施：空氣中的 NO、NO 2污染物主要來自于石油產(chǎn)品和煤燃燒的產(chǎn)物、汽車尾氣以及制硝酸工廠的廢氣，因此使用潔凈能源，減少氮氧化物的排放；為汽車安裝尾氣轉化裝置；處理工廠廢氣可以減少排放。2 . NO、NO 2的制?。簩嶒?/p>

8、室NO可用Cu與稀HNO 3反應制?。?Cu +8HNO 3 （稀）=3Cu （NO 3）2 + 2NO T由H 2O ,由于NO 極易與空氣中的氧氣 作用，故只能用排水法收集。實驗室NO 2可用Cu與濃HNO 3反應制?。篊u +4HNO 3 （濃）=Cu （NO 3） 2 + 2NO 2 f +2H 2O ,由于 NO 2 可與水反應，故只能 用排空氣法收集。F3 . 2NO 2N2O4 小0 的應用四、氨和錢鹽：1 .氨的合成：N2 + 3H 22NH 32 .氨分子的結構：NH 3的電子式為，結構式為，氨分子的結構為三角錐形，N原子位于錐頂，三個H原子位于錐底，鍵角 107 °

9、; 18 ',是極性分子。L 1，比空氣小。氨易液3 .氨氣的物理性質：氨氣是無色、有刺激性氣味的氣體，在標準狀況下，密度是化，液氨氣化時要吸收大量的熱，使周圍溫度急劇下降，所以液氨可作致冷劑。氨氣極易溶于水，常溫常壓下，1 體積水中大約可溶解700 體積的氨氣。氨的水溶液稱氨水。計算氨水的濃度時，溶質應為 NH 3 。1P97 實驗 4 8氨對人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用， 若不慎接觸過多的氨而出現(xiàn)病癥， 要及時吸入新鮮空氣和水蒸氣，并用大量水沖洗眼睛。4 氨的化學性質： 跟水反應：氨氣溶于水時（氨氣的水溶液叫氨水） ，大部分的 NH 3 分子與H 2 O 分子結合成NH 3 H2

10、O （一水合氨）。NH 3 H2O為弱電解質，只能部分電離成NH 4 +和。H 。NH 3 + H 2ONH 3 H2O NH 4+ + OHa 氨水的性質：氨水具有弱堿性，使無色酚酞試液變?yōu)闇\紅色，使紅色石蕊試液變?yōu)樗{色。氨水的濃度越大，密度反而越?。ㄊ且环N特殊情況）。NH 3 H2O不穩(wěn)定，故加熱氨水時有氨氣逸出：NH 3 H2O NH 3> H 2Ob.氨水的組成：氨水是混合物（液氨是純凈物），其中含有3種分子（NH 3、NH 3 H2。、 H2O）和3種離子（NH 4 +和OH -、極少量的 H + ）。c 氨水的保存方法：氨水對許多金屬有腐蝕作用，所以不能用金屬容器盛裝氨水。通

11、常把氨水盛裝在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷壇或內涂瀝青的鐵桶里。d.有關氨水濃度的計算：氨水雖然大部分以NH 3 H2O形式存在，但計算時仍以NH 3作溶質。e NH 3 是唯一能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍的氣體，常用此性質檢驗NH 3 。比較液氨與氨水：名稱液氨氨水形成氨降溫加壓液化氨溶于水物質分類純凈物混合物成分NH 3NH 3、NH 3 H2O、H2。、 NH 4+、 OH 、H + 氨與酸（硫酸、硝酸、鹽酸等）反應，生成俊鹽。反應原理： NH 3 + H + = NH 4+R說明1 a.當蘸有濃氨水的玻璃棒與蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近時，產(chǎn)生大量白煙。這種白煙是氨水中揮發(fā)出來的 NH 3與鹽酸揮發(fā)

12、出來的 HCl化合生成的NH 4C1晶體小顆粒。反應的方程式：NH 3 + HCl = NH 4Clb.氨氣與揮發(fā)性酸（濃鹽酸、濃硝酸等）相遇，因反應生成微小的俊鹽晶體而冒白煙，這 是檢驗氨氣的方法之一。c.氨氣與不揮發(fā)性酸（如 H2SO4、H 3PO4等）反應時，無白煙生成。與氧化劑反應（具有還原性）4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2。R說明1氨氣在催化劑（如鉗等）、加熱條件下，被氧氣氧化生成NO和H2O。此反應是放點燃熱反應，叫做氨的催化氧化（或叫接觸氧化）是工業(yè)制硝酸的反應原理之一。4NH 3 + 30 2 （純氧） =2N 2 + 6H 2。（黃綠色火焰）2NH 3 + 3

13、C1 2 = N 2 + 6HCl8NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6NH 4Cl5 .氨氣的用途：是氮肥工業(yè)及制造硝酸、錢鹽、純堿的原料；是有機合成工業(yè)如合成纖維、塑料、染料、尿素等的常用原料； 用作冰機中的致冷劑。6 氨的實驗室制法： （必修 1P99 ） 反應原理：2NH 4Cl + Ca（OH） 2 CaCl 2 + 2NH 3 > 2H 2O 發(fā)生裝置：固固反應加熱裝置，與制取氧氣的發(fā)生裝置相同。 干燥：用堿石灰干燥。說明不能用濃H2SO4、 P2O5 等酸性干燥劑和CaCl 2 干燥氨氣，因為它們都能與氨氣發(fā)生反應（CaCl 2與NH 3反應生成 CaCl 2 8N

14、H 3）。 收集方法：由于氨極易溶于水，密度比空氣小，所以只能用向下排空氣法收集。 檢驗： a 用濕潤的紅色石蕊試紙放試管口或者瓶口（變藍）b 蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近試管口或者瓶口（產(chǎn)生白煙） 。 棉花團的作用：是為了防止試管內的 NH 3 與試管外的空氣形成對流，以期在較短時間內收集到較為純凈的氨氣。注意 制氨氣所用的鏤鹽不能用NH 4NO 3、NH 4HCO 3、（NH 4）2CO3等代替，因為NH 4NO 3在加熱時易發(fā)生爆炸，而NH 4 HCO 3 、 （NH 4）2 CO3 極易分解產(chǎn)生CO2 氣體使制得的NH 3不純。 消石灰不能用 NaOH 、 KOH 等強堿代替，因為 NaOH

15、 、 KOH 具有吸濕性，易潮解結塊，不利于生成的氨氣逸出，而且NaOH 、 KOH 對玻璃有強烈的腐蝕作用。 NH 3極易溶于水，制取和收集的容器必須干燥。 實驗室制取氨氣的另一種常用方法： 將濃氨水滴到生石灰或燒堿固體上。 有關反應的化學方程式為：CaO + NH 3 H2O = Ca(OH) 2 + NH 3 T燒堿或生石灰的作用：一是增大溶液中的 OH 濃度，二是溶解或反應放熱，促使NH 3 H2O轉化為NH 3,這種制氨氣的發(fā)生裝置與實驗室制O2 （H2O2為原料）、C2H2氣體的裝置相同。7 銨鹽：由銨離子和酸根離子構成的鹽。如： 硫酸銨 【 （NH 4） 2SO4 ， 俗稱硫銨，

16、 又稱肥田粉】 ， 氯化銨 【NH 4Cl ， 俗稱氯銨】 ，硝酸銨【 NH 4NO 3 ，俗稱硝銨】，碳酸氫銨【NH 4HCO 3 ，俗稱碳銨】銨鹽屬于銨態(tài)氮肥。常用氮肥有銨態(tài)氮肥和尿素【 CO （ NH 2 ） 2 】。銨鹽的性質 銨鹽都是無色或白色的晶體晶體，且都易溶于水。 與堿作用：（NH 4）2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2NH 3 仔 2H 2。NH 3NO 3 + NaOH NaNO 3 + NH 3 仟 H 2O實質：NH 4+ + OH NH 3 1+ H 2O說明銨鹽與堿共熱都能產(chǎn)生NH 3 ，這是銨鹽的共同性質。有關系式： NH 4+NH 3，相互之間可以轉

17、化。a 若是銨鹽溶液與燒堿溶液共熱，則可用離子方程式表示為：NH 4 + + OH NH 3> H 2Ob 若反應物為稀溶液且不加熱時，則無氨氣逸出，用離子方程式表示為：NH 4 + + OH = NH 3 - H2Oc.若反應物都是固體時，則只能用化學方程式表示。 受熱發(fā)生分解反應： 固態(tài)銨鹽受熱都易分解 根據(jù)組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸的性質的不同，銨鹽分解時有以下兩種情況：a.組成鏤鹽的酸根陰離子對應的酸是非氧化性的揮發(fā)性酸時，則加熱時酸與氨氣同時揮發(fā)，冷卻時又重新化合生成銨鹽。例如：NH4C1（固）NH 3件HCl T NH 3 + HCl = NH 4Cl（試管上端又有白色固體

18、附著）又如： NH 4HCO 3NH 3 1+ H 2O + CO 2 Tb 組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是氧化性酸，加熱時則發(fā)生氧化還原反應，無氨氣逸出例如：NH 3NO 3 N2O 1+ 2H 2O （發(fā)生復雜的反應，爆炸）注意貯存銨態(tài)氮肥時，為了防止受熱分解，應密封包裝并放在陰涼通風處；施用氮肥時應埋在土下并及時灌水，以保證肥效。8 NH 4 + 的檢驗方法：將待檢物取出少量置于試管中，加入 NaOH 溶液后，加熱，用濕潤的紅色石蕊試紙在管口檢驗，若試紙變藍色，則證明待檢物中含銨鹽（NH 4 ） 。五、硝酸：1 物理性質： 純硝酸是無色、易揮發(fā)（沸點為 83 ） 、有刺激性氣味的液體，常

19、用濃HNO 3 的質量分數(shù)為 69% ，能跟水以任意比互溶，打開盛濃硝酸的試劑瓶蓋，有白霧產(chǎn)生。 （與濃鹽酸相同） 質量分數(shù)為 98 以上的濃硝酸揮發(fā)出來的 HNO 3 蒸氣遇空氣中的水蒸氣形成極微小的硝酸液滴而產(chǎn)生 “發(fā)煙現(xiàn)象” 。 因此， 質量分數(shù)為 98 以上的濃硝酸通常叫做 “發(fā)煙硝酸” 。2 化學性質： 具有酸的一些通性，但硝酸與金屬反應時一般無氫氣產(chǎn)生。例如： CaCO3 + 2HNO 3（?。?Ca（NO 3）2 + CO 2 > H 2O（實驗室制 CO2 氣體時，若無稀鹽酸可用稀硝酸代替） 不穩(wěn)定性。 HNO 3 見光或受熱易發(fā)生分解， HNO 3 越濃，越易分解。硝酸

20、分解放出的 NO 2溶于其中而使硝酸呈黃色。有關反應的化學方程式為：4HNO 32H 2O + 4NO 2 f+O 2 T 強氧化性： 不論是稀 HNO 3 還是濃 HNO 3 ， 都具有極強的氧化性。 HNO 3 濃度越大，氧化性越強。其氧化性表現(xiàn)在以下幾方面： 幾乎能與所有金屬（除Pt 、 Au 外）反應。當 HNO 3 與金屬反應時， HNO 3被還原的程度 （即氮元素化合價降低的程度） 取決于硝酸的濃度和金屬單質還原性的強弱。 對于同一金屬單質而言， HNO 3 的濃度越小， HNO 3 被還原的程度越大，氮元素的化合價降低越多。一般反應規(guī)律為：金屬+ HNO 3（濃）-硝酸鹽+ NO

21、 2T + H 2O金屬+ HNO 3（?。?硝酸鹽 + NO T + H 2O較活潑的金屬（如Mg、Zn等）+ HNO 3（極?。? 硝酸鹽+ H 2O + N 2O T（或NH 3等）金屬與硝酸反應的重要實例為：3Cu + 8HNO 3（?。?3Cu（NO 3）2 + 2NO > 4H 2O該反應較緩慢，反應后溶液顯藍色，反應產(chǎn)生的無色氣體遇到空氣后變?yōu)榧t棕色（無色的NO 被空氣氧化為紅棕色的 NO 2 ） 。實驗室通常用此反應制取NO 氣體Cu + 4HNO 3（濃）= Cu（NO 3）2 + 2NO 2 件 2H 2。該反應較劇烈， 反應過程中有紅棕色氣體產(chǎn)生，此外，隨著反應的進

22、行，硝酸的濃度漸漸變稀，反應產(chǎn)生的氣體是NO 2 、 NO 等的混合氣體。 變價金屬與硝酸反應時，產(chǎn)物的價態(tài)則要看硝酸與金屬的物質的量的相對大小，若金屬過量，則生成低價的金屬硝酸鹽；若硝酸過量，則生成高價的金屬硝酸鹽。如：鐵與稀硝酸的反應：3Fe （過量）+8HNO 3 （稀）=3Fe （NO3）2+2NO TMH2OFe （不足）+ 4HNO 3 （?。?Fe （NO 3） 3+NO T+2H 2O 常溫下，濃HNO 3 能將金屬 Fe 、 A1 鈍化，使 Fe、 A1 的表面氧化生成一薄層致密的氧化膜。 因此，可用鐵或鋁制容器盛放濃硝酸， 但要注意密封， 以防止硝酸揮發(fā)變稀后與鐵、鋁反應。 （與濃硫酸相似） 濃HNO 3與濃鹽酸按體積比1 ： 3配制而成的混合液叫王水。王水溶解金屬的能力更強，能溶解金屬 Pt 、 Au 。 能把許多非金屬單質（如 C 、 S 、 P 等）氧化，生成最高價含氧酸或最高價非金屬氧 化物。例如：C + 4HNO 3（濃）=CO2 什 4NO 2 > 2H 2。 能氧化某些具有還原性的物質，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2+等。應注意的是，NO 3無氧化性，而當 NO3在酸性溶液中時，則具有強氧化性。例如，在Fe（NO 3）2溶液中加入鹽酸或硫酸，因引入了 H+而使Fe2+被氧化為Fe3