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氮的知识点总结
【思维导图】
⒆O2(加热、催化剂)
4HNO3(浓)==4NO2↑+2H2O+O2↑
强氧化性
不稳定性
HNO3
NaNO2
⑽NaOH
⒄Mg
N2O4
⒃H2O
NH3.H2O
NH3
N2
NO
NO2
Ag(NH3)2+
NH4Cl
⒀AgNO3
⒁NaOH
⒂HCl
⑿Δ

⑾H2O
Mg3N2
⑵Cl2、(23)CuO
⑴H2
⑶O2(放电)
⑷NH3
⑸O2
⑹
⑺
⑻Cu
⒅HCl
⒇Cu、(21)Fe2+、、(22)I—
①与金属反应:Cu、Fe
②与非金属反应：C、S
③Fe、Al在冷、浓HNO3 钝化
④Pt、Au能溶解于王水(浓HNO3:浓HCl=1:3）
⑤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
⑼
Δ

(24)Δ

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N≡N。由于N2分子中的N≡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（如高温、放电等），也能跟某些物质（如氧气、氢气等）发生反应。
⑴ N2的氧化性：
① 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。
② 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
⑵ 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：
⑴ 合成氨，制硝酸；
⑵ 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；
⑶ 在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发；
⑷ 保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；
⑸ 医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术；
⑹ 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：
△
⑴ 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
⑵ 工业制法： 液氮（沸点-195.8℃） N2
空气 ────→ ───→
液氧（沸点-183℃） O2
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 → 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。
1．NO、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
①极易被空气中的O2氧化：
2NO + O2= 2NO2
②NO中的氮为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性
①与H2O反应：
3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(工业制HNO3原理．在此反应中，NO2同时作氧化剂和还原剂)
②平衡体系：2NO2 N2O4
氮氧化物对环境的污染、危害及防治措施
①硝酸型酸雨的产生及危害
②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。
③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：
⑴ 实验室NO可用Cu与稀HNO3反应制取：
3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O，由于NO极易与空气中的氧气作用，故只能用排水法收集。
⑵ 实验室NO2可用Cu与浓HNO3反应制取：
Cu＋4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O，由于NO2可与水反应，故只能用排空气法收集。
3．2NO2 N2O4 △H<0 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0.771g·L—1，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：
⑴ 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NH3·H2O（一水合氨）。NH3·H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4＋和OH－。
NH3 + H2ONH3·H2O NH4＋ + OH－
a．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）。NH3·H2O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出： NH3·H2O NH3↑+ H2O
b．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、NH3·H2O、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NH3·H2O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
NH3
NH3、NH3·H2O 、H2O 、 NH4+ 、 OH— 、H+
⑵ 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 === NH4Cl
b．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。
⑶ 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：
① 是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；
② 是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；
③ 用作冰机中的致冷剂。
6．氨的实验室制法：（必修1P99）
① 反应原理：
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O
② 发生装置：
固固反应加热装置，与制取氧气的发生装置相同。
③ 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CaCl2·8NH3）。
④ 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。
⑤ 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）。
⑥ 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〗
① 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。
② 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。
③ NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥。
④ 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↑
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NH3·H2O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
① 铵盐都是无色或白色的晶体晶体，且都易溶于水。
② 与碱作用：(NH4)2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2NH3↑+ 2H2O
NH3NO3 + 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＋+ OH－NH3↑+ 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＋+ OH－＝NH3· H2O
c．若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示。
③ 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 + HCl＝NH4Cl （试管上端又有白色固体附着）
又如： NH4HCO3NH3↑+ H2O + CO2↑
b．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。
8．NH4+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：
⑴ 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）
⑵ 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：
⑴ 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）
⑵ 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↑
⑶ 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：
① 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。
② 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）2＋2NO↑＋4H2O
Fe（不足）＋4HNO3（稀）＝Fe（NO3）3＋NO↑＋2H2O
③ 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）
④ 浓HNO3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。
△
⑤ 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
⑥ 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。
⑦ 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。
⑷ 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：
⑴ 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。
⑵ 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)≥1∶1时，尾气可全部被吸收；当NO过量时，应先补充适量的O2；

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