44氮族元素.docx

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44氮族元素

第四单元非金属元素

4．4氮族元素

【知识结构】

【考点诠释】

1．氨分子的结构和性质特点

（1）氨分子的电子式为：

，氨分子的氮原子上有一对孤对电子，能与有空轨道的分子或离子形成配位键（如：

H+、Ag+、BF3）,成为中学中唯一显碱性的气体，且具有络合性。

（2）氨水遇Al3+、Fe3+、Mg2+分别可以生成Al（OH）3、Fe（OH）3、Mg（OH）2沉淀；但氨水中滴加Ag+溶液开始出现沉淀AgOH，继续滴加沉淀即溶解生成[Ag（NH3）2]+溶液；氨也能与无水氯化钙结合成CaCl2·8NH3，因此不能使用无水氯化钙来干燥氨气。

（3）氨水遇酸、酸性氧化物可以成盐，因此实验室不能用浓硫酸干燥氨气。

又根据氨水与酸的量关系分别得到正盐和酸式盐。

如：

用氨水吸收少量二氧化硫的离子方程式：

2NH3.H2O+SO2→2NH4++SO32-+H2O

（4）氨气与挥发性的强酸（如：

HCl、HBr、HI、HNO3）在空气中相遇都会产生白烟，因此实验室常用沾有浓盐酸的玻璃棒或湿润的红色石蕊试纸来检验氨气。

（5）氨分子中的氮原子显-3价，具有还原性，通常的氧化产物是N2，但氨的催化氧化产物为NO。

氨气在纯氧中燃烧：

2NH3+3O2

2N2+6H2O

氨气与灼热的氧化铜反应：

2NH3+3CuO

N2↑+3Cu+3H2O

氨气与过量的氯气反应：

2NH3+3Cl2→N2↑+6HCl

氨的催化氧化：

4NH3+5O2

4NO+6H2O

（6）NH3和H2O都是10电子化合物，具有相似性。

液氨可像水一样可以发生电离，但比水更难电离：

2NH3

NH4++NH2-。

同理：

NH4+和H3O+、NH2—和OH—、N3—和O2—都是等电子体，都会发生相似的反应。

如：

①2Na+2NH3→2NaNH2+H2↑②CaO+2NH4Cl→CaCl2+2NH3↑+H2O

③3Mg（NH2）2

Mg3N2+4NH3↑④NH4Cl+NaNH2→NaCl+2NH3↑

（7）氨是水中溶解度最大的气体（常温1：

700），原因之一是氨分子极性大，原因之二是氨分子能与水分子形成氢键：

（注意不是这样：

）。

（8）氨水的密度小于1，浓度越大，密度越小，氨水的溶质是NH3（非NH3·H2O），等体积混和不同质量分数的氨水，氨水的质量分数小于两质量分数之和的一半。

（9）NH3·H2O不稳定，易分解，氨水的保存必须密封，暗处贮存。

（10）NH3的相对分子质量小，易扩散，收集氨气的试管需塞一团棉花，减少NH3的扩散。

2．铵盐的分解规律

铵盐不稳定，加热时极易分解，分解规律如下：

（1）由挥发性酸生成的铵盐，加热时酸和氨一起放出，冷却时又重新结合成铵盐。

如：

NH4Cl

NH3↑+HCl↑

（2）由不稳定性酸生成的铵盐，受热完全分解，无固体残留物

NH4HCO3

NH3↑+CO2↑+H2O

（3）由难挥发性酸生成的铵盐，受热分解，残留酸或者酸式盐。

（NH4）3PO4

H3PO4+3NH3↑

（4）由强氧化性酸生成的铵盐，受热分解时，发生复杂的氧化还原反应。

NH4NO3

NH3↑+HNO3

NH4NO3

N2O↑+2H2O

5NH4NO3

4N2↑+9H2O+2HNO3

2NH4NO3

N2↑+4H2O+O2↑

4NH4NO3

3N2↑+8H2O+2NO2

所以这样的铵盐[NH4NO3、NH4NO2、NH4ClO4、（NH4）2Cr2O7]受热甚至撞击往往会发生爆炸。

（4）铵盐受热分解的过程就是铵根离子（NH4+）把质子转移给酸根的过程，对于同类型的铵盐，酸根离子半径越小，结合H+能力越强，即酸越弱，对应的铵盐就越不稳定。

如：

稳定性：

NH4I>NH4Br>NH4Cl>NH4F。

3．硝酸

（1）纯硝酸的色态

纯硝酸为无色有刺激性易挥发的液体，在空气中遇水蒸气呈白雾状。

浓硝酸一般为黄色，是因为溶有NO2的缘故。

（2）硝酸与金属反应有哪些规律？

①硝酸具有强氧化性，与金属反应一般不放出H2。

②浓硝酸与不活泼金属反应的还原产物为NO2，稀硝酸与不活泼金属反应的还原产物为NO，类似于铜。

Cu+4HNO3（浓）→Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O、3Cu+8HNO3（稀）→3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O

③一定量的浓硝酸与足量的铜发生反应时，硝酸会由浓变稀，往往得到的是NO和NO2的混合气体。

④极稀硝酸与活泼金属反应可被还原为N2O、NH4+。

4Zn+10HNO3→4Zn（NO3）2+N2O↑+5H2O4Zn+10HNO3→4Zn（NO3）2+NH4NO3+3H2O

④硝酸与金属反应时表现出氧化性同时还表现出酸性。

⑤在常温下，铝、铁等在浓硝酸中钝化，即表面生成致密的氧化物薄膜阻止反应进一步进行。

但加热时它们会发生剧烈的化学反应。

⑥硝酸不能氧化极不活泼的金和铂，只有王水才能氧化金和铂。

浓硝酸和浓盐酸按体积比为1：

3混合的溶液称为王水。

（3）浓硝酸与非金属反应

浓硝酸与碳的反应：

C+4HNO3（浓）

CO2↑+NO2↑+2H2O，硝酸只表现出氧化性。

浓硝酸与S、P、I等非金属加热时反应，能将这些非金属氧化为H2SO4、H3PO4、HIO3，而自身被还原为NO2。

（4）如何证明浓硝酸的氧化性大于稀硝酸？

硝酸越浓氧化性越强。

硝酸氧化性的强弱并不是根据硝酸的还原产物的价态改变的大小来决定的，而是由

得电子的能易来决定的。

证明浓硝酸的氧化性大于稀硝酸：

①与铜反应，浓硝酸的反应速率大于稀硝酸，说明浓硝酸的氧化性比稀硝酸强；②滴加石蕊，在稀硝酸中滴加几滴石蕊试液变只红色（强酸性），在浓硝酸滴加几滴石蕊试液、微热，先变红（强酸性）后褪色（强氧化性），此实验可以证明浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。

（5）硝酸的制备

实验室制硝酸利用浓硫酸的难挥发性制取挥发性的硝酸。

NaNO3+H2SO4（浓）

NaHSO4+HNO3↑

因硝酸的不稳定性，反应不能强热，还因为硝酸的强氧化性，此反应装置禁用橡胶制品。

工业上用氨制取硝酸：

4NH3+5O2

4NO+6H2O2NO+O2→2NO23NO2+H2O→2HNO3+NO

4．硝酸盐

硝酸盐均为无色或白色晶体，易溶于水，在中性、碱性溶液中，不表现氧化性，NO3-不与任何离子之间发生复分解反应。

而在酸性溶液中NO3-表现强氧化性，不能与还原性离子（Fe2+、I-、S2-、SO32-、Br-）大量共存。

硝酸盐在常温下是较稳定的，但在高温时固体硝酸盐会分解放出O2显示氧化性，分解产物因金属离子的不同而不同。

分解规律如下表：

盐的种类

K、Ca、Na

Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu

Hg、Ag、Pt、Au

分解产物

亚硝酸盐+O2

金属氧化物+NO2+O2

单质+NO2+O2

5．有关实验

（1）几种含氮物质的检验

物质

试剂及主要现象

反应原理

NH3

湿润的红色石蕊试纸

变蓝

NH3+H2O

NH3·H2O

NH4++OH-

浓盐酸

白烟

NH3+HCl→NH4Cl

NH4+

浓NaOH溶液/△

有气体放出，使湿红色石蕊试纸变蓝。

NH4++OH-

NH3↑+H2O

NO

O2

无色变红棕色

2NO+O2→2NO2

NO2

AgNO3溶液

无沉淀

3NO2+H2O→2HNO3+NO

NO3-

铜+浓硫酸/△

红棕色气体

MNO3+H2SO4（浓）

MHSO4+HNO3↑

Cu+4HNO3

Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O

（2）实验室制氨气

药品选用

铵盐和碱

常用反应原理

2NH4Cl+Ca（OH）2

CaCl2+2NH3↑+2H2O

发生收集装置

干燥剂选择

常用碱石灰，不能浓硫酸和无水氯化钙

验满方法

湿润的红色石蕊试纸或蘸有浓盐酸的玻棒

（3）氨的催化氧化实验

6．方法规律总结——硝酸与金属反应的规律

（1）若硝酸的还原产物为NO2，则反应的硝酸和被还原的硝酸的物质的量比为2：

1，

M+2xHNO3（浓）→MNO3）x+xNO2↑+xH2O

（2）若硝酸的还原产物为NO，则反应的硝酸和被还原的硝酸的物质的量比为4：

1，

3M+4xHNO3（稀）→3M（NO3）x+xNO↑+2xH2O。

实例应用：

①mg铁粉恰好溶解于100mL1.2mol/L的稀硝酸中，若生成的气体均为NO，求：

生成NO的体积（标况）[n（NO）=1/4n（HNO3）=1/4×0.1×1.2=0.03mol，V（NO）=0.672L]

②mg铁屑与含有ngHNO3的溶液恰好完全反应，若m∶n＝1∶3，则起氧化剂作用的HNO3的质量为（BC）

A.mgB.3m/4gC.n/4gD.n/2g

③某铜粉与铁粉混合物，物质的量之和为ymol，其中铜的物质的量分数为a，将其全部投入50mLbmol/L的硝酸溶液中，加热使其充分反应（假设NO是唯一的还原产物）。

若金属全部溶解，当溶液中金属离子只有Fe2+、Fe3+、Cu2+时，产生气体336mL（标准状况），求b的值。

[溶液中有Fe2+，则无HNO3，HNO3完全反应，n（HNO3）=4n（NO）=4×336/22400=0.06mol，0.05b=0.06，b=1.2]

（3）若硝酸的还原产物为N2O或NH4NO3，则金属或金属硫化物与硝酸的物质的量比相同。

实例应用：

①已知镁和稀硝酸反应时，每有1molHNO3反应，就有0.8mol电子转移，此时硝酸的还原产物可能是（BC）

A．NO2B．N2OC．NH4NO3D．NO

【例题精析】

【例1】砷为第四周期第ⅤA族元素，根据其在元素周期表中的位置推测，砷不可能具有的性质是

①砷原子比磷原子原子核外多一个电子层，共多8个电子②砷酸H3AsO4是一种氧化性强酸③砷能表现出一定的金属性④砷难与H2化合，砷化氢极不稳定⑤砷在通常状况下是固体⑥可以有-3、+3、+5等多种化合价⑦As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱

A.①③④B.①②C.⑥⑦D.②④⑥

【考点分析】此题应用氮族元素性质递变规律推测砷元素及其化合物的性质。

【思维点悟】①第四周期共有18种元素，砷原子比磷原子原子核外多一个电子层，共多18个电子；②砷酸H3AsO4相似于磷酸，不是氧化性酸，酸性比磷酸还弱，所以是一种弱酸；③砷与金属锑相邻，所以表现出一定的金属性，如延展性、金属光泽，有一定的还原性等；④氮族元素从上到下，非金属性减弱，与H2反应的能力减弱，砷难与H2化合，砷化氢极不稳定；⑤根据N2→P4→As4相对分子质量由小到大，状态气→固→固，砷在通常状况下是固体；⑥As的最外层有5个电子，所以可以有-3、+3、+5等多种化合价。

⑦氮族元素从上到下，高价氧化物对应水化物的酸性减弱，所以H3AsO4的酸性比H3PO4弱。

砷不具有的性质是①和②。

【正确答案】B

【例2】硫化亚铜与某浓度的硝酸反应，生成硝酸铜和硫酸，若反应中硫化亚铜与硝酸的物质的量比为2：

13，则该反应的还原产物为。

【考点分析】此题是利用守恒关系考查硝酸的有关计算。

【思维点悟】2molCu2S→4molCu（NO3）2+2molH2SO4，共失去20mole，消耗8molHNO3，还有5molHNO3，如果5molHNO3得到20mole，则每个N原子得到4mole，N的最终化合价为+1价，产物为N2O。

但如果是每个N得8mole，则N的化合价为-3价，得电子的HNO3为2.5mol，则产物为NH4NO3。

【误区警示】此题容易忽略第二种可能，而丢失一个答案。

HNO3氧化其它物质时，还原产物是N2O与还原产物是NH4NO3的反应物比是相同的，如：

4Mg+10HNO3→4Mg（NO3）2+N2O↑+5H2O4Mg+10HNO3→4Mg（NO3）2+NH4NO3+3H2O

大家以后碰到类似题都必须注意。

【正确答案】N2O或NH4NO3

【例3】如右图所示，将一充满NO气体（标准状况）的试管倒扣于水槽中，然后通过导管缓慢地向其中通入纯氧气，整个过程中发生的现象是，当试管内刚好充满水时，通入O2与原NO气体的体积比是。

假设试管中产生的溶液不扩散，则其浓度为。

【考点分析】此题考查氮氧化物溶于水通入氧气涉及的可能反应、实验现象及计算方法。

【思维点悟】氮氧化物溶于水通入氧气涉及的可能反应及现象有：

2NO+O2→2NO2（气体变红棕色），

3NO2+H2O→2HNO3+NO（然后红棕色褪去，同时试管内液面上升直至水充满试管），4NO+3O2+2H2O→4HNO3，

若V（NO）∶V（O2）=4∶3，则容器内无气体剩余，水可充满容器。

设试管的体积为VL，则溶液的体积为VL，n（HNO3）=V/22.4mol，c（HNO3）=1/22.4mol/L。

【正确答案】气体变为红棕色，然后红棕色褪去，同时试管内液面上升直至水充满试管,

3:

41/22.4mol/L。

【方法总结】氮氧化物溶于水通氧气的计算涉及的可能反应化学反应方程式为：

2NO+O2→2NO23NO2+H2O→2HNO3+NO4NO+3O2+2H2O→4HNO3，4NO2+O2+2H2O→4HNO3，NO2+NO+O2+H2O=2HNO3。

（1）NO与NO2混合气体溶于水：

反应最后得到的气体是NO，其体积=V（NO）+1/3V（NO2）

（2）NO与O2的混合气体溶于水：

若V（NO）∶V（O2）=4∶3，则容器内无气体剩余，水可充满容器。

若V（NO）∶V（O2）>4∶3，则容器内剩余气体为过量的NO。

若V（NO）∶V（O2）<4∶3，则容器内剩余气体为过量的O2。

（3）NO2与O2的混合气体溶于水：

若V（NO2）∶V（O2）=4∶1，则容器内无气体剩余，水可充满容器。

若V（NO2）∶V（O2）>4∶1，则NO2过量，容器内剩余气体为的NO，体积为过量的NO2的1/3。

（4）若V（NO2）∶V（O2）<4∶1，则O2过量，容器内剩余气体为过量的O2。

（5）NO2、NO与O2三种气体溶于水：

若V（NO2）∶V（NO）∶V（O2）=1∶1∶1，则容器内无气体剩余，水可充满容器。

若按1∶1∶1反应后，仍有某两种或一种气体多余可按前面思路进行判断。

【例4】甲、乙两个研究性学习小组为测定氨分子中氮、氢原子个数比，设计了如下实验流程：

试验中，先用制得的氨气排尽洗气瓶前所有装置中的空气，再连接洗气瓶和气体收集装置，立即加热氧化铜。

反应完成后，黑色的氧化铜转化为红色的铜。

下图A、B、C为甲、乙两小组制取氨气时可能用到的装置，D为盛有浓硫酸的洗气瓶。

甲小组测得：

反应前氧化铜的质量为m1g、氧化铜反应后剩余固体的质量为m2g、生成氮气在标准状况下的体积V1L。

乙小组测得：

洗气前装置D的质量m3g、洗气后装置后D的质量m4g、生成氮气在标准状况下的体积V2L。

请回答下列问题：

（1）写出仪器a的名称：

。

（2）检查A装置气密性的操作是。

实验装置

实验药品

制备原理

甲小组

A

氢氧化钙、硫酸铵

反应的化学方程式为

①

乙小组

②

浓氨水、氢氧化钠

用化学平衡原理分析氢氧化钠的作用：

③

（3）甲、乙两小组选择了不同方法制取氨气，请将实验装置的字母编号和制备原理填写在下表空格中。

（4）甲小组用所测数据计算出氨分子中氮、氢的原子个数之比为。

（5）乙小组用所测数据计算出氨分子中氮、氢的原子个数比明显小于理论值，其原因是。

为此，乙小组在原有实验的基础上增加了一个装有药品的实验仪器，重新实验。

根据实验前后该药品的质量变化及生成氮气的体积，得出合理的实验结果。

该药品的名称是。

【考点分析】此题以NH3的实验室制备和有关性质为核心内容，设计实验测定氨分子中氮、氢原子个数比，考查学生综合分析实验原理的能力和知识运用能力。

【思维点悟】

（1）仪器a是圆底烧瓶。

（2）根据气体状态方程：

PV=nRT，若压强不变，温度升高，则气体的体积增大，导管口会看到气泡产生；降低温度，则气体的体积减小，导管会倒吸一段水柱。

为了准确判断装置气密性，温度的变化幅度要小，所以通常用微热。

（3）

仿照NH4Cl与碱石灰混合加热制取氨气，即可写出相应的化学方程式为：

（NH4）2SO4+Ca（OH）2

2NH3↑+2H2O+CaSO4

浓氨水与固体NaOH混合即可制得氨气，且两种物质混合就无法控制反应随关随停，因此不需要选用C装置，选用B装置即可。

固体NaOH溶于浓氨水后，结合了水，放出大量的热，促使NH3的挥发，溶液中OH-浓度的增加，这三个因素都使“NH3+H2O

NH3·H2O

NH4＋+OH－”平衡向逆反应方向即生成NH3的方向移动。

（4）由反应前后氧化铜减少的质量（m1－m2）g即氧原子的质量，

可求得氨气被氧化生成水的质量为9/8（m1－m2）g，

其中氢原子的物质的量为1/8（m1－m2）mol；氮原子的物质的量为2V1/22.4mol，

则氨分子中氮、氢原子个数比为2V1/22.4mol：

1/8（m1－m2）mol＝5V1：

7（m1－m2）。

（5）未参加反应的氨气与水蒸气一起被浓硫酸吸收了，导致计算中水的质量增大，求得氢原子的物质的量增大，最终求得氨分子中氮、氢原子个数比明显比理论值偏小。

可以选用只吸收水分而不吸收氨气的药品（如碱石灰等）及相应的装置。

【正确答案】

（1）圆底烧瓶

（2）连接导管，将导管的末端插入水中，若用手握住试管，导管口有气泡产生，放手后导管中能形成一段稳定的水柱，说明气密性良好。

（3）①（NH4）2SO4+Ca（OH）2

2NH3↑+2H2O+CaSO4②B

③氢氧化钠溶于氨水后，吸水、放热、增加氢氧根离子浓度，

使NH3+H2O

NH3·H2O

NH4＋+OH－向逆反应方向移动，加快氨气逸出。

（4）5V1:

7（m1－m2）

（5）浓硫酸吸收了未反应的氨气，从而使计算的氨的含量偏高，碱石灰（氢氧化钠、氧化钙等）。

【例5】某中学研究性学习小组设计了以下装置用于制取氮的氧化物。

部分氮的氧化物沸点（℃）见下表：

氮的氧化物

N2O

NO

N2O3

N2O4

N2O5

沸点/℃

-88.5

-151.8

3.5（分解）

21.3

47（分解）

（1）用上图A、B、C组合装置实验，可以在B集气瓶中收集到红棕色气体，A中发生反应的化学方程式为。

C中烧杯内盛装浓烧碱溶液，其作用是，

已知C中生成等物质的量的硝酸钠和亚硝酸钠，请写出反应的离子方程式

。

（2）若用上图中的A、D组合装置实验，可以在盛水的集气瓶中收集到一种无色气体，D中发生反应的化学方程式为；

如果A中溶解了0.96g铜，则最多可收集到标准状况下的这种无色气体mL。

（3）用上图中的A、E组合装置实验，可以看到A中生成的红棕色气体进入E中U形管后颜色变浅，并在U形管底部出现无色液体，请解释上述实验现象。

【考点分析】此题以NO2的实验室制备和有关性质为核心内容，设计实验探究NO2的性质，考查学实验现象的分析和推理能力。

【思维点悟】

（1）A中发生的反应为：

Cu+4HNO3（浓）→Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O，C烧杯中的浓烧碱溶液是吸收NO2尾气，防止污染环境，反应的离子方程式为：

2NO2+2OH-→NO3-+NO2-+H2O。

（2）D是一个贮气装置，将NO2贮存在瓶中，NO2与水反应生成了无色的NO：

3NO2+H2O→2HNO3+NO。

Cu～2NO2～2/3NO，V（NO）=22.4×2/3×0.96/64=0.224L。

（3）E是一个冷却装置，NO2中存在如下平衡：

2NO2（棕色）

N2O4（无色）+Q；温度降低平衡右移，NO2变成N2O4，N2O4受冷液化，气体变成液态N2O4。

【正确答案】

（1）Cu+4HNO3（浓）→Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O，吸收尾气中有毒的NO2，防止污染空气，2NO2+2OH-→NO3-+NO2-+H2O；

（2）3NO2+H2O→2HNO3+NO，224；

（3）2NO2（红棕色）

N2O4（无色）；放热，温度降低使平衡右移，导致气体颜色变浅，N2O4受冷液化，气体变成液态N2O4。

【例6】铁在热的稀HNO3中反应，其主要还原产物为N2O，而在冷的稀HNO3中反应，其主要还原产物为NO，当溶液更稀时，其主要还原产物是NH4+。

请分析下图，回答有关问题。

（1）假设在任一气体产生的曲线段内只有一种还原产物，试配平由b点到c点时反应的化学方程式：

（2）判断从o点到a点时的还原产物，应为。

（3）a点到b点时产生还原产物为，其原因是。

（4）已知达到d点时反应完全结束，此时溶液中的主要阳离子为。

分析投入金属铁的物质的量之比

=。

【考点分析】此题以氧化还原反应中条件对反应的影响来考查学生分析理解图像的能力。

 旨在拓展学生知识面，让学生知道铁与稀硝酸反应时，受温度和浓度的影响。

【思维点悟】为将复杂问题简单化，可将题给的图像拆分为两部分：

一个为氢离子浓度c（H+）随参加反应的铁的物质的量n（Fe）的增多而减小；另一个为产生的气体体积V（g）随n（Fe）而改变的情况。

从图像中的c（H+）变化情况可以看出：

c点时，溶液中c（H+）=0，表明HNO3已反应完全。

从图像中产生的气体体积的变化情况看，o→a和a→b两段内均有气体放出，但两直线的斜率大小不同（与化学方程式中的系数相对应）。

反应开始时（图中o点到a点）体系中的温度较低，铁与稀硝酸反应主要还原产物为NO气体；随着反应的进行，积聚反应放出的热，使体系温度升高，可见a→b段放出的气体是N2O；当反应到c点时稀硝酸浓度很小，无气体放出，生成的氨与硝酸化合，反应的主要还原产物为NH4+；c点到d点是Fe3+，与单质铁反应生成Fe2+。

　　具体反应如下 

　　Fe+4HNO3（冷稀）→Fe（NO3）3+NO↑+2H2O 

8Fe+30HNO3（热稀）→8Fe（NO3）3+3N2O↑+15H2O 

　　8Fe+30HNO3（极稀）→8Fe（NO3）3+3NH4NO3+9H2O 

　　Fe+2Fe（NO3）3→3Fe（NO3）2 

　　从最后一个反应可以看出：

如果从c点到d点参加反应的铁的物质的量为1mol，则o点到c点时参加反应的铁的物质的量共为2mol，可方便地推算出c点和d点参加反应的铁的物质的量之比是2∶3。

【正确答案】

（1）8Fe+30HNO3→8Fe（NO3）3+3NH4NO3+9H2O

（2）NO

（3）N2O反应为放热反应，当温度升高后，则生成N2O（4）Fe2+2∶3

【拓展训练】

1．将空气中氮气转化成氮的化合物的过程称为固氮。

下图中能实现人工固氮的是

2．关于氮族元素（用R代表）的下列叙述正确的是

A.最高化合价是+5B.氢化物的通式为RH5

C.非金属性由上到下递增D.其含氧酸均为一元强酸

3.经研究发现，有一种磷分子具有链状结构如图所示，下列说法