高三化学知识点之氮及其化合物.docx

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高三化学知识点之氮及其化合物

精品小班课程辅导讲义

讲义编号2014暑假12HX01

辅导科目：

化学年级：

新高三

课题

氮及其化合物

教学目标

NH3、NO、NO2的性质。

理解硝酸与硝酸盐的性质。

教学重点、难点

NH3、NO、NO2的性质。

理解硝酸与硝酸盐的性质。

教学内容

一、考纲要求

主题

学习内容

学习水平

说明

一些元素的单质和化合物

氮

氨

B

（1）氨的物理性质和化学性质

（2）工业合成氨的原理

铵盐

B

（1）铵根离子与碱溶液的反应

（2）铵盐的不稳定性

氮肥

A

（1）常见氮肥：

铵盐（NH4Cl、NH4NO3、NH4HCO3）

二、知识梳理

（一）氮气

（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N278％（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）氮气的物理性质：

纯净的氮气是无色气体，密度比空气略小．氮气在水中的溶解度很小．在常压下，经降温后，氮气变成无色液体，再变成雪花状固体．

（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：

①N2与H2化合生成NH3N2+3H2

2NH3

说明该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理．

②N2与O2化合生成NO：

N2+O2

2NO

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：

①合成氨，制硝酸；

②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；

⑧在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发；

④保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；

⑤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．

（二）一氧化氮和二氧化氮

1、一氧化氮：

无色无味气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。

2NO＋O2→2NO2

2、二氧化氮：

红棕色有刺激性气味气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。

3NO2＋H2O→2HNO3＋NO2NO2

N2O4（无色）

【特别提醒】：

通常“纯净”的NO2或N2O4并不纯，因为在常温、常压下能发生2NO2

N2O4反应。

由于此可逆反应的发生，通常实验测得NO2的相对分子质量大于它的实际值，或在相同条件下，比相同物质的量的气体体积要小。

此外涉及NO2气体的颜色深浅、压强、密度等要考虑此反应。

因而可逆反应2NO2

N2O4在解化学题中有很重要的应用。

【光化学烟雾】NO、NO2有毒，是大气的污染物．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．NO2在紫外线照射下，发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾——光化学烟雾．因此，NO2是造成光化学烟雾的主要因素．光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡．

注意：

关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。

1NO2或NO2与N2（或非O2）的混合气体溶于水时可依据：

3NO2＋H2O→2HNO3＋NO利用气体体积变化差值进行计算。

2NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2＋2H2O＋O2→4HNO3可知，当体积比为

　　　　　　　　＝4：

1，恰好完全反应　　　　　　　

V（NO2）：

V（O2）＞4：

1，NO2过量，剩余气体为NO

＜4：

1，O2过量，乘余气体为O2

3NO和O2同时通入水中时，其反应是：

2NO＋O2→2NO2，3NO2＋H2O→2HNO3＋NO，总反应式为：

4NO＋2H2O＋3O2→4HNO3当体积比为

　　　＝4：

3，恰好完全反应　　　　　　　

V（NO）：

V（O2）＞4：

3，NO过量，剩余气体为NO

＜4：

3，O2过量，乘余气体为O2

④NO、NO2、O2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO2与H2O反应生成的NO的体积，再加上原混合气体中的NO的体积即为NO的总体积，再按③方法进行计算。

（三）硝酸

（1）物理性质：

①纯硝酸是无色、易挥发（沸点为83℃）、有刺激性气味的液体．打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生．（与盐酸相同）

②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的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：

①具有酸的通性．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）

②不稳定性．HNO3见光或受热发生分解，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：

4HNO3

2H2O+4NO2↑+O2↑

1、HNO3具有酸的通性。

2、HNO3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。

③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：

a．几乎能与所有金属（除Hg、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．

b．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）

c．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．

d．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

e．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．

f．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．

（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、硝酸盐等．

[特别提醒]：

有硝酸参与的氧化还原反应的计算：

（1）单质与硝酸的反应，分析讨论是金属还是非金属，若为金属参加的反应硝酸分为两部分，一部分作氧化剂，另一部分起酸性生成硝酸盐，应先确定未被还原的硝酸，再由电子得失守恒求解。

若为非金属单质与硝酸反应时，硝酸全部被还原。

（2）Cu与HNO3的反应中随着反应的进行浓度逐渐变小，产物由NO2变成NO，最终为混合气体。

可以这样理解并分析：

反应的硝酸在产物中共三部分：

Cu（NO3）2

HNO3—

被还原的硝酸无论生成NO还是NO2均为一个N原子与一个HNO3的比例关系，即：

被还原的硝酸与气体的物质的量相等。

而未被还原的硝酸总是生成最高价金属的硝酸盐〔如Cu（NO3）2〕，一个金属离子与金属离子最高价数个HNO3成比例关系，即未被还原的HNO3与金属离子的最高价态数相等。

（四）氨

（1）氨的物理性质：

①氨是无色、有刺激性气味的气体，比空气轻；②氨易液化．在常压下冷却或常温下加压，气态氨转化为无色的液态氨，同时放出大量热．液态氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降；③氨气极易溶于水．在常温、常压下，1体积水中能溶解约700体积的氨气（因此，氨气可进行喷泉实验）；④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．

（2）氨分子结构：

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107.3°，是极性分子．

（3）氨的化学性质：

①与水反应．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（叫一水合氨）．NH3·H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4＋和OH－：

NH3+H2O

NH3·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：

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．

②与酸反应：

NH3+HCl

NH4C1

a．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—．NH3+HCl

NH4C1（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．）

b．氨气与不挥发性酸（如H2SO4、H3PO4等）反应时，无白烟生成．

③还原性

NH3分子中氮元素呈－3价，具有还原性，能在一定条件下与O2、Cl2、CuO等反应，被它们氧化：

a．跟氧气反应：

4NH3+5O2

4NO+6H2O（催化剂：

铂铑合金或三氧化二铬）

说明这一反应叫做氨的催化氧化（或叫接触氧化），是工业上制硝酸的反应原理之一．

ｂ．跟氯气反应（检查氯气是否泄漏）：

2NH3+3Cl2

N2+6HCl8NH3+3Cl2

N2+8NH4Cl

ｃ．跟氧化铜反应：

（4）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用作冰机中的制冷剂．

【铵盐】

铵盐是由铵离子（NH4＋）和酸根阴离子组成的离子化合物．铵盐都是白色晶体，都易溶于水．

（1）铵盐的化学性质：

①受热分解．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，铵盐分解时有以下三种情况：

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：

（NH4）2CO3

2NH3↑+H2O+CO2↑NH4HCO3

NH3↑+H2O+CO2↑

b．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中．如：

（NH4）2SO4

NH4HSO4+NH3↑（NH4）3PO4

H3PO4+3NH3↑

c．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：

NH4NO3

N2O↑+2H2O

②跟碱反应——铵盐的通性．

固态铵盐+强碱（NaOH、KOH）

无色、有刺激性气味的气体

试纸变蓝色．例如：

（NH4）2SO4+2NaOH

Na2SO4+2NH3↑+2H2O

NH4NO3+NaOH

NaNO3+NH3↑+H2O

说明：

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．

（2）氮肥的存放和施用．铵盐可用作氮肥．由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效．

【铵盐（NH4＋）的检验】

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＋）．

NH4＋+OH－

NH3↑+H2O

【氨气的实验室制法】

（1）反应原理：

固态铵盐[如NH4Cl、（NH4）2SO4等]与消石灰或生石灰混合共热：

2NH4Cl+Ca（OH）2

CaCl2+2NH3↑+2H2O

（2）发生装置类型：

固体+固体

气体型装置（与制O2相同）．

（3）干燥方法：

常用碱石灰（CaO和NaOH的混合物）作干燥剂．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：

只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制得的氨气不纯．

（5）验满方法；

①将湿润的红色石蕊试纸接近集气瓶口，若试纸变蓝色，则说明氨气已充满集气瓶；

②将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近集气瓶口，有白烟产生，说明氨气已充满集气瓶．

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．

③NH3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：

将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热．或直接加热浓氨水，有关反应的化学方程式为：

CaO+NH3·H2O

Ca（OH）2+NH3↑NH3·H2O

NH3↑+H2O

加烧碱的作用是增大溶液中的OH－浓度，促使NH3·H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制Cl2、HCl气体的装置相同．

[特别提醒]：

①制氨气所用铵盐不能用硝铵、碳铵。

因加热过程中NH4NO3可能发生爆炸性的分解反应，发生危险；而碳铵受热极易分解产生CO2，使生成的NH3中混有较多的CO2杂质。

②消石灰不能用NaOH、KOH代替，原因是：

a、NaOH、KOH具有吸湿性、易结块，不利于产生NH3；b、在高温下能腐蚀大试管。

③因氨气比空气轻，易与空气发生对流，所以收集时，导气管应插入收集气体的试管底部附近，管口塞一团干燥的棉花团，来防止NH3与空气对流，确保收集到纯净的氨气。

④制备NH3也可以通过加热浓氨水的方法，利用NH3·H2O

NH3↑+H2O原理制备。

也可以利用往浓氨水中加入烧碱制备，原理：

烧碱溶于水为放热反应，促进NH3·H2O的分解，增大c（OH-）使上述可逆反应向左移动，而产生NH3。