氮的知识点总结

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1、氮的知识点总结【思维导图】Ag(NH3)2+(13)AgNO3（19）02（加热、催化剂）NH3.H2O 丿M NH3 Cl”、(23)Cu(1DH.0(14)NaOH (15)HCl(24) NH4Cl 卩)HCl4H2(叫0Mg3N2(10M不稳定性强氧化性*4HNO3（浓）=4NO2T+2H2O+O2T(20)Cu、(21)Fe2+、(22)1-O2(放电)oN22 NO 二2 nh3(10)NaOHNaNq 与金属反应:Cu、Fe 与非金属反应：C、S*= NOHNO?CuN2O4有机物J硝化反应: 酯化反应:C；H；（OH）3一Fe、Al在冷、浓HNO3钝化Pt、Au能溶解于王水（浓

2、HNO3：浓HCl=1:3） I与还原性化合物反应：Fe2+、SO2、H2S、HI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）的电子式为忙加，结构式为N三N。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，很难与其它物质发生反应，但这种稳定是相对 的，在一定条件下

3、（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NH3N2 +3H22NH3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 = MgN2 （金属镁、锂均能与氮气反应）Mg3N2 易与水反应：Mg3N2 + 6H2O = 3Mg（OH）2 + 2NH3 t拓展延伸镁条在空气中点燃发生的反应有：2Mg + O2 = 2MgO N2 + 3Mg 点= MgN22Mg + CO2点=2MgO + C（2） 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

4、，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NH4C1饱和溶液和NaNO2晶体的混合物。NaNO2 + NH4Cl = NaCl + N2 f + 2H2O2422工业制法：空气净化、液化:.*液氮（沸点-1958C）、_液氧（沸点-183C）7. 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

5、 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：N（N2O）、N（NO）、N（N2O3）、N（NO2、N2O4）、N（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

6、会与碳氢化物反应形成光化学烟雾。1. NO、NO2 性质:氮的氧化物一氧化氮（NO）二氧化氮（NOJ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= 2NO2 NO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 + H2O=2HNO3 + NO223（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：2NO2LN2O4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（N O ）和碳氢化合物（C H ）

7、x yx y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。2. NO、NO2的制取： 实验室NO可用Cu与稀HNO3反应制取：3Cu+8HNO3 （稀）=3Cu （NO3）2+2NO t+4H2O,

8、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：Cu+4HNO3 （浓）=Cu （NO3）2+2NO2t+2H2O，由于NO2可与水反应，故只能用 排空气法收集。3. 2NO2N2O4 H 0 的应用2 24四、氨和铵盐:1氨的合成：N2 + 3H八催化剂“2NH3 高温高压H：N：2. 氨分子的结构：NH3的电子式为 丘H-N-H，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 18，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0.771gL-】，比空气小。图氨易溶于

9、水氨易液化，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-ONH3 + 即二叫即二 NH4+ + OH-a. 氨水的性质：氨水具有弱碱性

10、，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 NH3t+ 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+）。2 4C.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。e. NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝

11、的气体，常用此性质检验NH3o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HC1化合生成的NH4C1晶体小颗粒。反应的方程式：NH3 + HC1 = NH4C1b. 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一。c. 氨气与不挥发性酸（如h2so

12、4、h3po4等）反应时，无白烟生成。与氧化剂反应（具有还原性）4NH + 50 催化剂 4NO + 6HO3 2 2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）点燃=2N2 + 6H2O （黄绿色火焰）3 2222NH3 + 3C12 = N2 + 6HC18NH3 + 3C12 = N2 + 6NH4C132232245. 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

13、. 氨的实验室制法：（必修1P99） 反应原理：2NH4C1 + Ca(OH)2 亠 CaC12 + 2NH3 t + 2H2O4 2232 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CaC12干燥氨气，因为它们都能与氨气发 生反应（CaC12与NH3反应生成CaC128NH3） 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

14、对流，以期在较短时 间内收集到较为纯净的氨气。K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 + NH3 H2O = Ca（OH）2 + NH3 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 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NH4C1,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。