氮的知识点总结
氮知识点详细总结
氮知识点详细总结一、氮的发现历史氮最早是由苏格兰化学家丹尼尔·罗斯林在1772年通过将水银氧化物和铵盐一起加热而发现的。
他发现生成了一种特殊的气体，后来这种气体被称为氮气。
随后，路易斯-约瑟夫·盖约-路易斯·盖约蒂也独立地通过加热铵盐来制备氮气，并对其进行了一些研究。
在1777年，奥托·恩斯特·格慕林首次发现了氮气的化学性质，他发现氮气无法支持燃烧和呼吸。
这些发现为人们对氮气的性质和用途提供了重要的参考。
二、氮的性质1. 物理性质氮气是一种无色、无味、无臭的气体。
它在常温下是一种双原子分子气体，每个分子由两个氮原子组成（化学式N2）。
氮气密度为1.25克/升，在低温下可以液化，而在极低温下可以固化成为氮冰。
氮气在常温下是不活泼的，但在高温和高压下可以与其他元素和化合物发生化学反应。
2. 化学性质氮气是一种稳定的分子气体，它不易发生化学反应。
它与大多数元素和化合物都不发生反应，这使得氮气成为一种优秀的惰性气体。
然而，当氮气处于高温和高压下，它可以与氧气和氢气等元素反应，生成一系列氮化物和氮氧化物。
此外，氮气还可以通过电解分解或闪电放电等方式，与氢气生成氨。
三、氮的用途1. 生命体系氮是构成生物分子的重要元素之一，它是蛋白质、核酸和细胞壁等生物大分子的组成成分。
生物体通过食物链和氮循环体系，不断地吸收和释放氮，维持生物体内外氮的均衡。
2. 工业生产氮气广泛用于化工、冶金、纺织、医药、食品等行业。
它可以作为惰性气体用于气体保护焊、充填容器、充气压力载体等。
此外，氮气还可以用于气相传输、溶解氧化、干燥防护、气相灭菌和气相冷却等工艺。
四、氮化合物1. 硝酸盐硝酸盐是氮的一种重要化合物，它是由硝酸根阴离子（NO3-）和金属阳离子组成的盐类化合物。
硝酸盐广泛存在于自然界中，它是土壤养分的重要来源之一。
此外，硝酸盐还被用于制备火药、化肥、强氧化剂等。
2. 氨氨是一种由氮和氢组成的挥发性碱性气体，化学式为NH3。
有关氮的知识点总结
有关氮的知识点总结一、氮的性质1. 物理性质氮是一种无色、无味、无毒的气体，具有较低的熔点和沸点。
在常温下，氮气是一种不活泼的物质，不易与其他元素反应。
然而，在极端条件下，比如高温高压下，氮气也会发生化学反应。
2. 化学性质氮气是一种不活泼的气体，不易发生化学反应。
然而，在一些特定情况下，比如高温高压或者在存在催化剂的条件下，氮气可发生化学反应。
例如，氮气可以与氢气在催化剂的作用下生成氨，这是化学工业中的一个重要反应。
此外，氮气还可以与氧气反应生成氮氧化物和硝酸盐。
这些反应在大气中也会发生，参与到大气的化学循环中。
二、氮的来源和循环1. 大气中的氮地球大气中主要以N2的形式存在着氮气。
氮气是由两个氮原子通过共价键连接在一起形成的。
大气中的氮气不易被生物利用，因此要经过一系列化学反应才能转化成可被植物利用的形式。
2. 地表的氮地表的氮主要来自两个方面，一是大气中的氮气通过生物固氮和闪电放电等方式转化成氨和硝酸盐。
另一个来源是地表的生物体，比如植物和微生物，它们可以利用氮气以及氨等氮化合物，将氮固定成蛋白质等有机物。
3. 地球的氮循环地球的氮循环由一系列化学和生物过程组成。
大气中的氮气通过生物固氮和闪电放电等方式转化成氨和硝酸盐，然后被植物吸收利用。
当植物死亡或被食用后，植物体中的氮又会通过分解和有机质的氧化返还到土壤中。
在土壤中，氨和硝酸盐又会被微生物转化成氮气，释放到大气中。
三、氮的应用1. 工业上的应用氮气在化学工业中有着广泛的应用，比如用于生产氨、硝酸、硝酸盐等化学品。
此外，氮气还被用于保护易氧化的物质，比如食品和医药品，可以有效防止其变质和氧化。
2. 农业上的应用氮元素是植物体内最丰富的元素之一，对于植物的生长和发育至关重要。
化肥中的氮元素可以供给植物的生长，提高农作物的产量和品质。
然而，过量的氮肥使用也可能导致农田土壤的污染，对环境造成负面影响。
四、氮的环境影响1. 大气污染氮氧化物是大气中常见的污染物之一，它们是汽车尾气和工厂排放物中的主要成分。
氮元素全部知识点总结
氮元素全部知识点总结1. 氮元素的基本性质氮元素是地球上自然存在的元素之一，它的原子序数为7，原子量为14.007 u，是在化学元素周期表中位于第15族元素。
在常温下，氮气是一种无色、无味、无毒的气体，它在空气中占据了78%的比例。
氮气的沸点为-195.8°C，熔点为-210°C。
与大部分其他气体一样，氮气是不可燃的，不支持燃烧。
2. 氮元素的化合物氮元素主要形成的化合物包括氨、硝酸、硝酸盐等。
其中，氨是氮元素最常见的化合物之一，它是由一个氮原子和三个氢原子组成的化合物。
氨在农业中用作化肥，同时也是工业上的重要化学原料。
硝酸是另一种重要的氮化合物，它主要用于生产肥料和炸药。
硝酸盐则是硝酸和金属离子结合形成的化合物，常见的硝酸盐包括硝酸钠、硝酸铵等，它们也被广泛应用于农业和工业。
3. 氮元素的应用氮元素在农业、工业、医药等领域有着广泛的应用。
在农业中，氮元素主要以化肥的形式施用于土壤，促进植物的生长和发育。
在工业上，氮元素被用于合成化肥、硝酸、氨、硝酸盐等化学品。
此外，氮气也被用于气体保护焊接和气铁器。
在医药领域，氮元素被用于制备一些重要的药物，如硝化甘油等。
4. 氮元素与环境影响氮元素在地球生态系统中起着非常重要的作用，但同时过量的氮元素也会对环境产生负面影响。
通过人类活动排放的氮氧化物和氨等化合物，会导致土壤酸化和土壤养分失衡，对植物和水域生态系统造成破坏。
此外，过量的氮元素被排放到大气中也会导致大气污染问题，加剧酸雨等环境问题。
总的来说，氮元素是地球上非常重要的元素，它在生命系统中起着至关重要的作用。
通过对氮元素的深入了解和科学利用，可以更好地保护环境，维护地球生态平衡的稳定。
希望通过本文的总结，能够为读者提供了解氮元素的全面知识，进而更好地认识和关注这一重要元素。
化学《氮》部分知识点
氮及其化合物1、氮气物理性质：氮气是一种无色无味的气体，密度比空气略小，难溶于水。
2、氮气化学性质：化学性质很稳定，只有在一定条件（如高温、高压、放电等）下，才能跟 H2、O2等物质发生化学反应。
3、与氧气反应 N2 + O2 ===放电或高温 === 2NO4、与氮气反应：工业合成氨 N2 + 3H2==2NH3用途；氮气的用途广泛，工业上，氮气是制硝酸、氮肥的原料，含氮化合物是重要的化工原料。
氮气还常被用作保护气；在医学上，常用液氮作医疗麻醉。
氮的固定指的是将游离态的氮（即氮气）转化为化合态的氮的过程。
氮的固定方式可分为工业固氮、闪电固氮、生物固氮三种。
“雷雨发庄稼”就是一个闪电固氮的过程。
5、NO 物理性质：无色、难溶于水的、有毒气体，大气污染物之一，化学性质：极易在空气里被氧化成 NO2。
6、NO2 物理性质：红棕色、有刺激性气味的、有毒气体，易溶于水，易液化。
7、化学性质：空气中的 NO2在一定条件下易形成光化学烟雾，并且对臭氧层中臭氧的分解起到催化作用。
8、和氧气反应：2NO + O2 == 2NO2与 H2O 的反应： 3NO2 + H2O === 2HNO3 + NO工业上利用这一原理来生产硝酸。
9、与碱的反应 2NO2 + 2NaOH === NaNO3 + NaNO2 + H2O 实验室常用 NaOH 来吸收二氧化氮10、用途及危害：空气中的NO2与水作用生成HNO3，随雨水落下形成酸雨，工业制硝酸最后也是用水吸收生成的 NO2 制得硝酸。
11、氨物理性质：无色、有刺激性气味的气体，密度比空气小，易液化，极易溶于水，用氨气做喷泉实验。
12、氮化学性质：氨气具有还原性： 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O氨与水反应 NH3 + H2O=NH3·H2O 氨水是弱碱。
NH3·H2O =NH4+ + OH—氨水中存在的分子有 NH3 、NH3·H2O 、H2O ；存在的离子有 NH4+、OH-、H+（极少量）；氨水密度小于水，氨水越浓氨水的密度越小。
化学氮知识点总结
化学氮知识点总结1. 氮的物理性质氮是一种无色、无味、无臭的气体，在常温常压下，它是一种双原子分子的气体，化学式为N2。
氮气是一种相对稳定的气体，其沸点为-196℃、熔点为-210℃。
2. 氮的化学性质在化学反应中，氮气是相对稳定的，很少参与反应。
但是，当氮气与氢气或氧气等元素形成氨、氮氧化物等化合物时，它就会表现出不同的性质。
氮化合物在生态系统、工业生产、农业生产等领域都扮演着重要的角色。
3. 氮的存在形式氮主要以氮气(N2)的形式存在于大气中，占空气的78%，也以硝酸盐、氨等形式存在于地壳和水中。
在土壤中，氮以有机氮和无机氮的形式存在，有机氮主要来自植物残体、微生物体等有机物质的分解，无机氮主要来自于大气中的氮气和土壤中的氮化物质的分解而来。
氮在大气和土壤中的循环是生态系统中至关重要的一个循环过程，它直接影响了生物体的生长发育和生态系统的稳定性。
4. 氮的化合物氮化合物包括氨、亚硝酸盐、硝酸盐、尿素等。
这些化合物在生态系统中发挥着重要作用，它们在生物体代谢和养分循环过程中发挥着至关重要的作用。
5. 氮的应用氮在工业生产中有着广泛的应用，它可用于制备氨、硝酸、硝酸铵等工业产品，也可用于半导体、电子产业中的制冷等。
在农业生产中，氮是一种重要的营养元素，它是植物体中蛋白质合成的重要原料，因此氮在农业生产中也有着重要的作用。
总的来说，氮是化学中的重要元素，在生态系统中和人类生产活动中都发挥着重要的作用。
深入了解氮的性质和应用，可以帮助我们更好地利用和保护这一重要的元素资源，促进生态系统的健康发展和人类社会的可持续发展。
氮原子知识点归纳总结
氮原子知识点归纳总结一、氮原子的物理性质1. 外观：氮原子是一种无色、无味、无臭的气体。
2. 密度：氮气的密度是空气的0.967倍。
3. 融点和沸点：氮气的融点为-210℃，沸点为-196℃。
4. 不溶于水：在一般条件下，氮气几乎不溶于水。
5. 惰性：氮气是一种较为稳定的气体，在常温下不易与其他元素反应。
二、氮原子的化学性质1. 双原子氮分子（N2）的稳定性：氮分子由两个氮原子共价键组成，这种结构对碳氢化合物不具有活性。
这就使氮气成为一种稳定的气体，并且不易参与常规化学反应。
2. 连接形式：氮气可以和其他元素形成多种化合物，如氨（NH3）、硝酸（HNO3）等。
3. 反应活性：虽然氮气本身不太活跃，但是在高温高压下，氮气可以和氧气反应生成一氧化氮（NO）和二氧化氮（NO2），进而形成酸雨，对环境造成污染。
4. 酸化性：氮气可以和氧气发生反应生成硝酸，从而形成酸性物质，对土壤和水体造成污染。
5. 吸收性：氮原子可以在一定条件下被其中生物体吸收，并且转化为有机氮物质，进而被生物利用。
三、氮原子在生物体内的作用1. 构成蛋白质：氮原子是蛋白质的构成元素之一，蛋白质是生物体内重要的有机物质，是构成细胞的主要物质基础。
2. 构成DNA和RNA：氮原子也是构成遗传物质DNA和RNA的重要组成部分，这些物质对细胞的生长、分化和代谢等过程起着重要的调控作用。
3. 作为营养物质：植物通过吸收土壤中的氮元素来合成氨基酸，从而构成蛋白质，同时也可以作为动物的饲料，满足生物体的生长和代谢需求。
四、氮原子的应用领域1. 化工制造：氮气可以用于生产氨、硝酸等化工产品，广泛应用于化肥、农药、炸药等领域。
2. 保鲜冷藏：氮气可以作为食品保鲜冷藏的冷却介质，使食品能够延长保鲜期限。
3. 医学工业：液体氮被广泛用于制药、医疗等领域，如低温冷冻、医用氧气制备等。
4. 电子工业：氮气被用作制造电子元件、半导体材料、光电产品等的原料和保护气氛。
氮元素知识点总结
氮元素知识点总结氮元素是化学元素周期表中的第七个元素，原子序数为7，化学符号为N。
它是地壳中广泛存在的一种元素，占地壳总重量的约78%，是空气中的主要成分之一。
氮元素在生物体系中起着重要的作用，是生命的基本组成部分之一。
1. 氮元素的特性氮元素是一种无色、无味、无臭的气体，在常温下为双原子分子N2。
氮气是一种不活泼的气体，不易与其他元素发生化学反应，因此被称为惰性气体。
氮气具有弹性，可被液化成液态氮。
2. 氮元素的发现氮元素最早是由苏格兰化学家丹尼尔·隆德斯特德在1772年通过将氧气和一些物质反应而得到的。
他将一只蜡烛放在一个密封的容器中燃烧，然后收集生成的气体。
他发现这种气体不能支持燃烧，也不能使动物在其中生存，因此将其称为“无味燃素”。
3. 氮元素在生物体系中的作用氮元素是生命体系中的重要元素之一，是蛋白质、核酸、氨基酸等生物分子的主要组成成分。
生物体内的氮元素主要来源于土壤中的无机氮化合物，如亚硝酸盐、硝酸盐、氨等，这些无机氮化合物通过植物的吸收和利用进入生物体系中，并随着食物链的传递而进入更高级生物体内。
氮元素的循环在生态系统中起着至关重要的作用。
4. 氮元素的工业应用氮元素在工业中有广泛的应用，主要包括合成氨、合成硝酸、合成氮化合物等。
合成氨可以用于生产化肥，合成硝酸可以用于制备硝化甘油等爆炸物，合成氮化合物可以用于合成化工产品和材料。
5. 氮元素的环境问题氮元素在环境中的循环和利用受到了人类活动的干扰，大量化肥的施用、工业污染等导致了土壤和水体中氮元素的过量积累，引发了一系列的环境问题，如土壤酸化、水体富营养化等。
因此，有效管理和利用氮元素资源，减少人为的氮元素排放成为了当前环境保护和可持续发展的重要课题之一。
总的来说，氮元素是地球上广泛存在的一种元素，它在生命体系中发挥着重要的作用，也在工业生产中有着广泛的应用。
然而，氮元素的循环和利用受到了人类活动的干扰，导致了一系列的环境问题。
高一化学必修二氮知识点归纳
高一化学必修二氮知识点归纳氮（N）是地球上最丰富的元素之一，它在人类生活中具有重要的意义。
在高一化学必修二中，我们学习了关于氮的知识点，下面对这些知识点进行归纳。
一、氮的性质1. 氮的物理性质：氮是一种无色、无臭的气体，密度较空气大。
2. 氮的化学性质：由于氮分子中N元素之间的三重键结合很稳定，使氮分子相对不活泼。
但在高温、高压条件下，氮会与一些金属发生反应。
二、氮的存在形态1. 氮的主要存在形态：氮气（N₂）是氮的主要存在形态，占据大气中的约78%。
2. 氮的次要存在形态：除了氮气，氮还以其他化合物的形式存在，例如氨（NH₃）、硝酸盐（NO₃⁻）等。
三、氮的循环1. 氮的气体循环：大气中的氮气通过闪电、固氮细菌和工业活动等途径，转化为氨和氮氧化物，然后被沉降到地面。
通过植物的固氮作用和细菌的反硝化作用，氨和氮氧化物被还原为氮气，重新进入大气。
2. 氮的土壤循环：氮在土壤中以有机态（有机质中的蛋白质和核酸）和无机态（铵离子NH₄⁺、硝态离子NO₃⁻等）存在。
通过植物的吸收、动物的摄取和分解作用，氮在生物体之间进行循环。
四、氮的用途1. 氮的工业用途：氮气广泛用于工业生产中的气氛控制，例如保护焊接、灭火、制冷等。
氨在化肥生产、合成纤维等工业领域中也有重要的应用。
2. 氮的生物用途：氨是植物和动物体内蛋白质和核酸的重要组成部分，是生物体生长和发育的必需物质。
植物通过吸收土壤中的无机氮化合物来满足生长需求。
五、氮的环境问题1. 氮的污染问题：人类活动导致大量氮化合物排放到环境中，如汽车尾气、工业废气和农业排放等。
这些氮化合物导致酸雨、水体富营养化和大气污染等环境问题。
2. 氮的调控问题：合理调控氮的使用和排放对环境保护至关重要，需要制定相应的政策和措施。
总结：高一化学必修二中，我们学习了氮的性质、存在形态、循环、用途和环境问题等知识点。
了解氮的基本特性对于我们理解地球生态系统和环境保护具有重要意义。
我们应当正确利用氮资源，注重环境保护，为可持续发展贡献力量。
高中化学氮的知识点
高中化学氮的知识1氮气1.氮元素的存在既有游离态又有化合态。
它以双原子分子(N2)存在于大气中，约占空气总体积的78%或总质量的75%。
氮是生命物质中的重要组成元素，是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素。
是农作物生长所必需的元素.充足的氮肥使植物枝叶茂盛.叶片增大，从而提高农作物的产量和质量。
2.氮气的结构和性质(1)物理性质纯净的氮气是一种无色、无味、密度比空气稍小的气体，熔点为-209.86℃。
沸点为-195.8℃，难溶于水。
(思考N2的收集方法?)(2)结构：氮氮叁键的键能高达946kJ・mol-1，键能大，分子结构稳定，化学性质不活泼。
(3)化学性质常温下，N2的化学性质很不活泼，可代替稀有气体做保护气，但在高温、放电、点燃等条件下，N2能与H2、O2等发生化学反应。
是工业上合成氨的反应原理。
②与O2反应③与Mg反应3.氮气的用途与工业制法(1)氮气的用途：合成氨;制硝酸;用作保护气;保护农副产品;液氮可作冷冻剂。
(2)氮气的工业制法工业上从液态空气中，利用液态氮的沸点比液态氧的沸点低加以分离而制得氮气。
4.氮的固定将空气中游离的氮气转变为氮的化合物的方法，统称为氮的固定。
氮的固定有三种途径：(1)生物固氮：豆科作物根瘤菌将N2转化为化合态氮。
(2)自然固氮：天空中打雷闪电时，N2转化为NO。
(3)工业固氮：在一定的条件下，N2和H2人工合成氨。
高中化学氮的知识2氮的氧化物(1)物理性质NO：无色、无味的气体，难溶于水，有毒。
NO2：红棕色、有刺激性气味的气体，有毒。
(2)化学性质NO：不与水反应，易被氧气氧化为NO2。
2NO+ O2=== 2NO2NO2：①易与水反应生成硝酸和NO，在工业上利用这一反应制取硝酸。
3NO2+ H2O=2HNO3+NO②有较强的氧化性，可使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝。
学好高中化学的方法一、假设法所谓假设法，就是假设具有某一条件，推得一个结论，将这个结论与实际情况相对比，进行合理判断，从而确定正确选项。
有关氮知识点总结
有关氮知识点总结氮的物理性质：氮是一种气体，在自然状态下是双原子分子N2形式存在的。
在标准大气压下，氮的沸点为-196摄氏度，熔点为-210摄氏度。
氮是一种不支持燃烧的气体，对大部分金属和非金属都不会产生显著的腐蚀作用。
氮气对人体有一定的毒性，如果长时间暴露在高浓度的氮气环境中，会引起窒息。
氮的化学性质：氮是一种稳定的元素，不容易与其他元素发生化学反应，因此也称为惰性气体。
氮气在标准条件下是不可溶于水的，但可以通过一些特殊的方法来使氮气溶解在水中。
在高温高压下，氮气可以与氧气发生反应，生成一氧化二氮。
氮在生物体内的作用：氮是生物体内构成生命物质的重要元素之一，它是组成蛋白质和核酸的主要成分。
在植物生长过程中，氮是构成叶绿素、胰岛素、细胞壁等生物分子的重要元素之一。
而在动物体内，氮则主要通过食物链进入生物体内，成为生物体代谢的重要成分。
氮在工业生产中的应用：氮气在工业生产中有着广泛的应用，它被用于气体保护焊接、食品包装、半导体生产、火箭发动机冷却等领域。
氮气氢在保护焊接过程中，可以有效地防止焊缝被空气中的氧气氢和水蒸气污染和造成氢裂纹。
而在食品包装过程中，氮气可以被用来代替空气，延长食品的保质期。
氮的应用还不仅仅局限于工业生产领域，它还可以应用在医疗、环保、生态保护等领域。
例如，氮气可以用来保护传统文物，防止文物发生氧化反应；氮气可以用来填充车胎，增加其使用寿命。
氮气也经常被用在实验室中，用来保护实验室中的灵敏试剂和样品，避免它们与空气中的氧气发生反应而失效。
总而言之，氮是一种广泛应用的化学元素，在工业生产和生活中发挥着重要作用。
其化学性质稳定，不易与其他元素发生反应，在实际应用中带来了诸多便利。
随着科学技术的不断发展，氮气的应用领域还将不断扩大和深化。
化学高三关于氮的知识点
化学高三关于氮的知识点氮是化学元素周期表中的第七个元素，原子序数为7，符号为N。
它是非金属元素，位于周期表的p区。
氮在自然界中广泛存在于大气、水中、土壤中等地方。
在化学领域，氮具有广泛的应用和重要的地位。
下面将介绍一些关于氮的知识点。
1. 氮的基本性质氮是一种无色、无味、无臭的气体，密度比空气稍大，几乎不溶于水。
在室温下，氮常常以双原子形式存在，即N₂。
它具有高活性，在高温高压下与其他元素形成化合物。
氮是一种稳定的元素，不易与其他元素发生反应。
由于氮分子中的氮氮三键非常强大，使得氮气的生成和分解都需要较高的能量。
2. 氮的生产和利用氮气广泛应用于工业生产和实验室中。
目前主要的氮气生产方法是通过空分设备，利用空气中的氧气和氮气的差异，经过压缩、冷却和分离等步骤，将氮气从空气中提取出来。
氮气的主要应用领域包括化肥制造、金属冶炼、食品保鲜、制冷、火箭推进剂等。
3. 氮的化合物氮是化合物中的重要成分之一，在自然界和工业上形成各种氮化物。
其中最常见的化合物包括氨气（NH₃）、硝酸（HNO₃）、硝酸盐等。
氮化物对植物生长和发育具有重要影响，可以作为农业肥料使用。
此外，氮化物还用于制备爆炸物、防腐剂、胶粘剂等。
4. 氮的环境和生态影响氮是地球上最常见的元素之一，但过多的氮排放对环境和生态系统产生负面影响。
过量的氮排放可能导致酸雨、水体富营养化、土壤酸化、温室效应等问题。
因此，控制氮的排放和利用，以减少对环境的影响，是当前亟待解决的问题之一。
5. 氮的相关理论和研究领域氮的相关理论和研究领域主要包括氮循环、氮转化和氮的储存等。
氮循环研究了氮在大气、地表水、土壤和生物体之间的迁移与转化过程。
氮转化则研究了氮化合物的合成、分解和转变等反应。
氮的储存研究了如何高效地储存氮气或氮化合物，以满足不同行业的需求。
综上所述，氮作为重要的化学元素，在工业生产、农业生产、环境保护等方面都具有广泛的应用和重要的意义。
研究氮的性质、化合物和相关理论，有助于我们更好地理解和利用这一元素。
高一必修一化学氮知识点总结
高一必修一化学氮知识点总结1. 氮的性质和存在形态氮是化学元素周期表中的第7号元素，其原子序数为7，符号为N。
氮是一种气体，常温下是无色、无味、无毒的。
它与氧气一样具有较低的溶解度，能够以分子态存在于大气中。
氮的存在形态有两种：氮气和氮化合物。
氮气是由两个氮原子结合而成的双原子分子，通常以N2表示。
氮化合物则是氮与其他元素的化合物，例如氨气（NH3）和硝酸（HNO3）。
2. 氮的重要性氮是生命中必不可少的元素之一，对于植物、动物和人类都具有重要的意义。
在生态系统中，植物通过光合作用吸收二氧化碳，在氮的帮助下将其转化为有机物。
氮还是蛋白质和核酸的组成部分，对维持生命的正常运作至关重要。
3. 氮的固定尽管氮在大气中占据了78%的比例，但大部分植物无法直接利用这种形式的氮。
植物一般依赖于一种过程，称为氮固定，将氮转化为一种植物可利用的形式。
氮固定可以通过自然的方式，如大气闪电将氮气转化为氮氧化物，并随降水到达地面。
此外，一些细菌也能够以共生的形式将氮固定在根结瘤中，与植物互惠共生。
4. 氨的制备和应用氨是一种氮化合物，由一个氮原子与三个氢原子结合而成的分子，化学式为NH3。
氨在工业上广泛用于制造肥料、工业化学品和洗涤剂。
氨的制备可以通过哈伯-博什过程进行，在高温和高压的条件下，将氮气与氢气反应生成氨。
此外，氨还用于制备硝酸、尿素和合成纤维等。
5. 硝酸和硝酸盐的制备与应用硝酸是一种含氮酸，具有强氧化性。
硝酸可以通过氨气与氧气在催化剂的作用下反应制备而成。
一种常用的制备硝酸盐的方法是将氨气和酸反应，生成相应的硝酸盐。
硝酸盐广泛用于肥料制造、火药制造和炸药制备等领域。
6. 氮的环境问题尽管氮对生命至关重要，但过度使用氮肥和工业排放都会带来负面影响。
过量的氮肥施用会导致土壤酸化、水体富营养化和生物多样性的丧失。
此外，工业过程中的氮氧化物排放也会造成大气污染和酸雨的形成。
因此，合理利用氮资源，减少氮排放对于环境保护至关重要。
氮的知识点总结
氮的知识点总结 思维导图二、氮气N 2：1．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N 2 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N 2的电子式为,结构式为N ≡N;由于N 2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 N 2的氧化性：① 与H 2化合生成NH 3 N 2 +3H 22NH 3〖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N 2中燃烧 N 2 + 3Mg ==== Mg 3N 2金属镁、锂均能与氮气反应Mg 3N 2易与水反应：Mg 3N 2 + 6H 2O === 3MgOH 2 + 2NH 3↑〖拓展延伸〗镁条在空气中点燃发生的反应有： 2Mg + O 2 ==== 2MgO N 2 + 3Mg ==== Mg 3N 2 2Mg + CO 2 ==== 2MgO + C⑵ N 2与O 2化合生成NO ： N 2 + O 22NO〖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； 24HNO 3浓==4NO 2↑+2H 2O+O 2↑ 强氧化性 不稳定性 HNO 3 NaNO 2 ⑽NaOH ⒄Mg N 2O 4 ⒃H 2O NH 3.H 2O NH 3 N 2 NO NO 2 AgNH 32+NH 4Cl ⒀AgNO 3 ⒁NaOH ⒂HCl ⑿Δ ⑾H 2O Mg 3N 2 ⑵Cl 2、23CuO ⑴H 2 ⑶O 2放电 ⑷NH 3 ⑸O 2 ⑹ ⑺ ⑻Cu ⒅HCl ⒇Cu 、21Fe 2+、、22I — ①与金属反应:Cu 、Fe ②与非金属反应：C 、S ③Fe 、Al 在冷、浓HNO 3 钝化④Pt 、Au 能溶解于王水浓HNO 3:浓HCl=1:3 ⑤与还原性化合物反应：Fe 2+、SO 2、H 2S 、HI 有机物 硝化反应：C 6H 6 酯化反应：C 3H 5OH 3 ⑼ Δ 24Δ 点燃 点燃 点燃 点燃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↑+ 2H2O⑵工业制法：液氮沸点-195.8℃ N2空气────→───→液氧沸点-183℃ O27．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：1N+N2O、2N+NO、3N+N2O3、4N+NO2、N2O4、5N+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= 2NO2②NO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N x O y和碳氢化合物C x H 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;③破坏臭氧层△净化、液化分馏措施：空气中的NO 、NO 2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 、NO 2的制取：⑴ 实验室NO 可用Cu 与稀HNO 3反应制取：3Cu ＋8HNO 3稀＝3CuNO 32＋2NO ↑＋4H 2O,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NO 2可用Cu 与浓HNO 3反应制取：Cu ＋4HNO 3浓＝CuNO 32＋2NO 2↑＋2H 2O,由于NO 2可与水反应,故只能用排空气法收集;3．2NO 2 N 2O 4 △H <0 的应用四、氨和铵盐：1．氨的合成： N 2 + 3H 2 2NH 3 2．氨分子的结构：NH 3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NH 3 ;〖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NH 3分子与H 2O 分子结合成NH 3·H 2O 一水合氨;NH 3·H 2O 为弱电解质,只能部分电离成NH 4＋和OH －;NH 3 + H 2O NH 3·H 2O NH 4＋ + 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;NH 3·H 2O 不稳定,故加热氨水时有氨气逸出： NH 3·H 2O NH 3↑+ H 2Ob ．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NH 3、NH 3·H 2O 、H 2O 和3种离子NH 4＋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NH 3·H 2O 形式存在,但计算时仍以NH 3作溶质;★e ．NH 3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NH 3;★比较液氨与氨水：名 称 液 氨 氨 水 催化剂 高温高压⑵ 氨与酸硫酸、硝酸、盐酸等反应,生成铵盐;反应原理： NH 3 + H + === NH 4+〖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NH 3与盐酸挥发出来的HCl 化合生成的NH 4C1晶体小颗粒;反应的方程式：NH 3 + HCl === NH 4Clb ．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H 2SO 4、H 3PO 4等反应时,无白烟生成;⑶ 与氧化剂反应具有还原性4NH 3 + 5O 2 催化剂 △4NO + 6H 2O 〖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H 2O;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;4NH 3 + 3O 2纯氧 ==== 2N 2 + 6H 2O 黄绿色火焰2NH 3 + 3Cl 2 ==== N 2 + 6HCl 8NH 3 + 3Cl 2 ==== N 2 + 6NH 4Cl5．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1P99① 反应原理：2NH 4Cl + CaOH 2 △2 + 2NH 3↑+ 2H 2O② 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H 2SO 4、P 2O 5等酸性干燥剂和CaCl 2干燥氨气,因为它们都能与氨气发生反应CaCl 2与NH 3反应生成CaCl 2·8NH 3;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NH 3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NH 4NO 3、NH 4HCO 3、NH 42CO 3等代替,因为NH 4NO 3在加热时易发生爆炸,而NH 4HCO 3、NH 42CO 3极易分解产生CO 2气体使制得的NH 3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 NH 3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 NH 3 NH 3、NH 3·H 2O 、H 2O 、 NH 4+ 、 OH — 、H + 点燃化学方程式为： CaO + NH 3·H 2O ==== CaOH 2 + NH 3↑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NH 3·H 2O转化为NH 3,这种制氨气的发生装置与实验室制O 2H 2O 2为原料、C 2H 2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NH 42SO 4 ,俗称硫铵,又称肥田粉,氯化铵NH 4Cl,俗称氯铵,硝酸铵NH 4NO 3,俗称硝铵,碳酸氢铵NH 4HCO 3,俗称碳铵铵盐属于铵态氮肥;常用氮肥有铵态氮肥和尿素 CONH 22 ; ★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：NH 42SO 4 + 2NaOH △ Na 2SO 4 + 2NH 3↑+ 2H 2O NH 3NO 3 + NaOH△ NaNO 3 + NH 3↑+ H 2O 实质：NH 4+ + OH — △NH 3↑+ H 2O〖说明〗铵盐与碱共热都能产生NH 3,这是铵盐的共同性质;有关系式：NH 4+ NH 3,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：NH 4＋+ OH －NH 3↑+ H 2Ob ．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：NH 4＋+ OH －＝NH 3· H 2Oc ．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：NH 4Cl 固 NH 3↑+ HCl ↑ NH 3 + HCl ＝NH 4Cl 试管上端又有白色固体附着又如： NH 4HCO 3NH 3↑+ H 2O + CO 2↑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：NH 3NO 3 △2O ↑+ 2H 2O 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．NH 4+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NH 4＋;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HNO 3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HNO 3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;H OH例如： CaCO3 + 2HNO3稀＝CaNO32 + 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：4HNO 32H2O + 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＝ 3CuNO32 + 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＝ CuNO32 + 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＝3FeNO32＋2NO↑＋4H2OFe不足＋4HNO3稀＝FeNO33＋NO↑＋2H2O③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↑+ 2H2O⑥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FeNO32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CuNO32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：原理：利用浓H2SO4的高沸点,难挥发性制取挥发性的HNO3;微热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：4NO + 6H2O 2NO + O2 == 2NO2 3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO4NH3 + 5O2催化剂△尾气吸收：NO2和NO NO2+NO+2NaOH=2NaNO2+ H2O2NO2 + 2NaOH == NaNO2 + NaNO3 + H2O消除对大气的污染当VNO2∶VNO≥1∶1时,尾气可全部被吸收；当NO过量时,应先补充适量的O2；。
氮的知识点总结
氮的知识点总结氮的性质氮是一种无色、无味、无臭的气体，密度约为0.00125 g/cm3，在常温下是一种不活泼的气体。
氮的沸点为-196°C，熔点为-210.1°C。
由于氮气十分稳定，在常温下极不活泼，一般无法与其他物质发生反应。
但通过高温、高压等条件，氮气也能和一些物质发生化学反应。
氮的化合物氮是一种重要的元素，在自然界中以多种化合物的形式存在。
最为人所熟知的化合物就是氮气、氨气以及硝酸盐。
此外，氮还参与了许多其他化合物的形成，比如尿素、氮化物等。
其中，氨气是氮的重要化合物之一，它在化肥、合成纤维、合成药品等方面有广泛的应用。
硝酸盐则是一种重要的化学原料，也是地球上重要的氮源。
氮在生物体中的作用氮是生物体生长和繁殖所必需的元素之一，它存在于蛋白质、核酸、细胞膜等生物大分子中。
氮在生物体内承担着非常重要的生理功能，它是生物体中许多重要生物分子的组成元素。
氮的生物固定氮气的天然氮气不可直接被多数生物利用。
为了能让氮气变为生物利用的氮，需要经过一系列生物和非生物的固定作用。
生物固氮是指把空气中的氮固定成一些含氮的化合物的过程。
通过一系列细菌的作用，氮气可以转变为氨、硝酸根离子等形式的固态氮，被植物所吸收。
同时，也可以通过人工手段制造化肥，来补充土壤中的氮元素，以促进作物的生长。
氮的应用氮气主要是用于制造氨气、硝酸盐以及其他含氮化合物。
氨气作为一种重要的化学原料，在合成化肥、合成纤维、制造合成胶、制药等领域有着广泛的应用。
氨气还可以用来制造氨基酸、化肥等。
此外，氮气还被用于保护食物、保护零部件以及作为气体冷却剂等方面。
氮气的危害虽然氮气是主要成分之一的大气中的气体，但在高浓度下氮气也会对人体造成危害。
高浓度的氮气可以导致头痛、头晕、嗜睡以及氧气缺乏症状等。
因此，在特定的场合，需要注意防护氮气对人体的危害。
总的来说，氮气是一种重要的元素，它在生物体内和自然界中扮演着重要的角色。
同时，氮气也有着广泛的应用，为我们的生活和生产带来了诸多益处。
高一氮知识点总结
高一氮知识点总结氮是地球上最常见的元素之一，在自然界中主要以氮气（N2）的形式存在。
氮气是由两个氮原子通过三键结合而成，具有较高的稳定性。
下面是高一氮知识点的总结。
一、氮的性质1. 惰性：氮气具有较高的惰性，不易参与化学反应，因而不会与大多数物质发生直接反应。
2. 不溶于水：氮气在水中不溶解，因而氮气泡可以通过水来除去。
3. 高燃点：氮气在正常温度下不燃烧，但在高温和强氧化剂的存在下，会形成一氧化氮（NO）和二氧化氮（NO2）等氮氧化物，参与燃烧反应。
二、氮的应用1. 合成氨：氨是一种有机化工原料，用途广泛。
通过哈柏法或奥斯汀法等工艺可以将氮气与氢气反应，生成氨气。
氨在农业中用作肥料，促进植物生长。
2. 制冷剂：液氮是一种常用的制冷剂，其沸点非常低，可以达到-196℃。
液氮广泛应用于科研、医疗和工业领域中，用于低温试验、冷冻保存和超导材料的研究等。
3. 高压氮气：氮气可以被压缩成高压钢瓶中，用作气体推进剂。
在火箭发动机和喷气式飞机的运行过程中，高压氮气可以提供推力。
三、氮循环1. 固氮作用：部分细菌能够通过共生关系将空气中的氮气固定成有机物，如根瘤菌与豆科植物的共生关系。
这种固氮作用有助于提供土壤中的氮源，促进植物的生长。
2. 氮化作用：细菌、真菌和动物等有机体会将有机氮化合物还原为氨或氨基酸。
这个过程发生在生物体内，有助于释放有机氮并使之循环。
四、氮的污染和防治1. 氮肥过量：过度使用氮肥会导致农田中的氮元素浓度升高，进而影响土壤、水体和空气中的氮含量。
水体中过量的氮会引起水华现象，对水生态环境造成破坏。
2. 氮氧化物排放：燃煤、汽车尾气等排放物中含有大量的氮氧化物，它们会与大气中的氧气反应形成二氧化氮等化合物，对大气环境产生污染。
3. 氮损失防治：农业生产中应注意合理使用氮肥，避免过量施用，同时加强土壤保护，降低氮肥的损失。
此外，科学种植轮作、利用绿肥等方式也有助于减少氮损失。
氮作为一种常见的元素在我们的日常生活和科学研究中扮演着重要的角色。
氮知识点总结化学
氮知识点总结化学氮气的性质：1. 物理性质：在常温下为无色、无味、无臭的气体，密度比空气小，不支持燃烧，不活泼，不与金属发生反应。
2. 化学性质：氮气在高温下可以与氢气反应生成氨气；在高温高压下还可以与氧气发生反应生成二氧化氮；此外，氮气还可以与氢气、氧气等元素发生合成反应，生成氮化物、氮氧化物等化合物。
氮的存在形式及重要化合物：1. 氮气：地球大气中大约有78%的氮气，它是生命活动中的重要原料。
2. 氨：是氮和氢的化合物，是一种重要的化肥原料，也是生物体中的重要成分之一。
3. 硝酸盐：是一类含氮的盐类化合物，如硝酸钾、硝酸铵等，可用作化肥、炸药等。
4. 蛋白质：生物体中含氮最多的有机物之一，是生命体活动的重要成分。
氮的生物地球化学作用：1. 生命体中的重要成分：氮是构成生物体中蛋白质、核酸等重要有机物的主要元素之一，是生命活动不可缺少的成分。
2. 化肥原料：氨是化肥的主要原料之一，广泛应用于农业生产中，可供给植物生长所需的氮元素。
3. 氮循环：氮在地球大气和生物体中不断循环，通过尿素分解、植物吸收、细菌固氮等过程，完成氮的循环和再利用，保持了地球生态系统的平衡。
4. 生物固氮：某些微生物，如雷霉、蓝绿藻等，能够利用大气中的氮气，将其固定成亚硝酸盐、氨等化合物，为植物提供氮源，促进植物生长。
氮的应用：1. 化肥工业：氮是植物生长所需的主要元素之一，化肥工业是氮的主要应用领域之一。
2. 炸药工业：硝化甘油、三硝基甲苯等炸药中含氮元素，是氮在军事领域的重要应用。
3. 医药工业：氨、硝酸、硝酸银等氮化合物在医药工业中应用广泛。
4. 冶金工业：氮气可用作保护与氮化处理金属的气氛。
氮的危害：1. 氮气：氮气是一种无毒无害的气体，对人体无害。
2. 氨气：氨气具有刺激性的气味，浓度过高会对人体呼吸系统造成刺激和损害。
3. 硝化物：过量的硝化物会造成土壤和水体的污染，对生态系统造成破坏。
综上所述，氮是一种非常重要的化学元素，广泛存在于自然界中，并在生物体、农业、化工等领域中发挥着重要的作用。
高一氮知识点
高一氮知识点氮是地球大气中最主要的成分之一，也是生物体中重要的化学元素之一。
在高中化学学习中，氮的相关知识点是非常重要的一部分。
接下来，我将为大家详细介绍高一氮的相关知识点，包括氮的性质、氮的化合物和氮的应用。
一、氮的性质1. 氮的物理性质：氮是一种无色、无味、无毒的气体，常温下具有低活性。
氮分子由两个氮原子组成，化学式为N2。
2. 氮的化学性质：氮是一种相对稳定的元素，不易发生化学反应。
在大气中，氮气是稳定的。
但在高温和高压条件下，氮会与氢气反应生成氨气。
二、氮的化合物1. 氨气（NH3）：氨气是由氮气和氢气反应生成的化合物。
氨气是一种无色气体，有刺激性的气味。
它具有碱性，在水中可以溶解，形成氨水溶液。
2. 硝酸盐：硝酸盐是一类氮的化合物，常见的有硝酸钾（KNO3）和硝酸铵（NH4NO3）。
硝酸盐在自然界中普遍存在，是重要的植物营养物质。
3. 氮氧化物：氮氧化物是一类含氮氧化合物，如一氧化氮（NO）、二氧化氮（NO2）等。
它们在大气中存在，是空气污染的主要成分之一。
三、氮的应用1. 合成氨：氮气经过工业过程可以合成氨气。
合成氨是农业上重要的原料，用于制造农药和肥料。
2. 液态氮：液态氮的沸点很低，可用于冷冻和保藏食品、生物样本等。
3. 氮气保护：由于氮气具有较低的活性，常被用于化学试剂的保存和运输过程中，以防止试剂的分解或氧化。
4. 氧气稀释：在一些特殊情况下，需要降低氧气浓度，使用氮气稀释。
总结：在高一化学学习中，氮的知识点是必须要掌握的内容。
我们了解了氮的性质、氮的化合物以及氮的应用。
氮是地球大气中重要的成分之一，也是生物体中重要的化学元素之一。
通过学习氮的相关知识点，我们可以更好地理解和应用氮在各个领域中的作用。
以上就是关于高一氮知识点的详细介绍。
希望大家通过学习，能够更好地掌握氮的相关知识，拓宽化学知识面，为今后的学习打下坚实的基础。
高考化学氮的知识点
高考化学氮的知识点氮是我们日常生活中常见的元素之一，也是化学中非常重要的元素之一。
在高考化学中，对氮及其相关的化合物的了解是必不可少的。
本文将详细介绍高考化学中涉及到的氮的知识点。
1. 氮的基本性质氮的原子序数为7，原子量为14.01。
在常温下，氮是一种无色、无味、无毒的气体，它占据了大气中的主要成分之一。
氮分子由两个氮原子(N₂)组成，它具有非常高的稳定性，需要较大的能量才能使其发生化学反应。
2. 氮的存在形式在自然界中，氮主要以N₂的形式存在于大气中，占据了大气的78%。
此外，氮还存在于许多有机化合物中，如氨、尿素等。
氮还是生物体中的重要组成部分，包括蛋白质、核酸等。
3. 氮的化合价及化合物氮的化合价主要有两种情况：+5 和-3。
在+5的化合价下，氮常形成亚硝酸盐（NO₃⁻）等化合物；在-3的化合价下，氮形成氨（NH₃）等化合物。
4. 氨和氧化氮化合物氨是氮的重要化合物之一，它是一种无色气体。
氨在化学工业中广泛应用，主要用于制取硝化肥、制药等领域。
此外，反应剧烈的氨还可以作为燃料和火箭推进剂的主要成分。
氧化氮化合物是由氮和氧元素组成的化合物，其中包括一氧化氮（NO）、二氧化氮（NO₂）等。
它们在大气污染中起着重要的作用，也是酸雨和光化学烟雾的原因之一。
5. 氮的硫氮化合物硝酸盐是一类重要的氮硫化合物，也是常见的化学肥料。
例如，硝酸钾（KNO₃）和硝酸铵（NH₄NO₃）等，它们被广泛应用于农业生产中。
此外，氯化铵（NH₄Cl）、氨基酸等也是含有氮的硫氮化合物。
6. 氮的硅氮化合物硅氮化合物是由硅和氮元素组成的化合物，具有很高的硬度和耐热性。
硅氮化合物的应用领域非常广泛，比如用作陶瓷材料、涂料、电子材料等。
7. 溶液中氮的性质氮在水中溶解度较低，但在海水中的溶解度相对较高。
当氮的溶解度超过饱和度时，水中的氮就会逸出，这也是鱼类在寒冷水域死亡的原因之一。
以上就是高考化学中与氮相关的知识点的详细介绍。
氮的知识点总结范文
氮的知识点总结范文氮的化学性质：1.氮是一种高度稳定的元素，很少直接参与化学反应。
只有在高温、高压或特殊催化剂的作用下，才能与其他元素或化合物发生反应。
2.氮气（N2）是一种无色、无臭、几乎不可溶于水的气体。
它是氮分子由两个N原子组成的双原子分子。
3.氮气具有很高的电离能，使其难以与其他元素形成化合物。
只有少数元素如锂、钠、铁和钇等与氮形成化合物。
4.氮气具有较低的溶解度，在水中几乎不会发生反应。
但在高温和高压下，一氧化氮（NO）与氢气（H2）反应生成氨（NH3），这是用于工业生产化肥的重要反应。
5.氮气还可以通过电火花、放电、高能量辐射等方式与氧气（O2）反应生成一氧化氮（NO），一氧化氮与氧气进一步反应形成二氧化氮（NO2），这些氮氧化物是空气污染物的主要组成部分。
氮的生物地球化学循环：1.氮在地球上存在着氮循环，包括氮气的固定、氨的释放和利用、生物固氮、腐生物质的分解等。
2.空气中的氮气可以通过闪电、火山喷发和工业活动等途径固定为化合氮，如硝酸盐和铵盐等。
这些化合氮可以被植物吸收并转化为蛋白质等有机分子。
3.植物通过根系与土壤中的根结瘤菌共生，将氮气固定为氨，这是一种重要的生物固氮方式。
4.植物和动物通过摄取植物和其他生物的组织来获得氮，形成食物链。
在食物链中，氮不断地从一种生物转移到另一种生物，最终通过生物死亡和分解返回到土壤中。
5.在土壤中，氮化合物可以通过腐生和硝化作用被分解为氮气，再次进入大气中，完成了氮的循环。
氮的应用：1.氮气是一种常用的惰性气体，可以用于保护反应物和产物免受氧气、水分和其他污染物的影响。
它广泛应用于化工、电子、食品和药品工业等领域。
2.氨是一种重要的工业原料，用于制造肥料、塑料、炸药和化学品等。
氨也被用作制冷剂。
3.氧化亚氮（N2O）是一种重要的温室气体，它在大气中的浓度升高导致了全球变暖问题。
氧化亚氮也被用作潜水员的麻醉剂。
氮的环境问题：1.过量使用氮肥导致了水体和土壤中氮污染的问题。
高考化学氮知识点
高考化学氮知识点化学中的氮元素是高考化学考试中的重要知识点之一。
了解氮的性质、化合物以及化学反应等内容，是高考化学考试中取得好成绩的关键之一。
一、氮元素的性质氮 (N) 是化学元素周期表中的第七个元素，原子序数为7，原子量为14.00674。
氮是一种无色、无臭、无味的气体，占据大气中约78%的体积。
氮具有很高的稳定性，不易与其他元素发生反应。
这种稳定性使得氮在许多化学反应和化合物的形成中起到重要作用。
二、氮的化合物1. 氮气（N2）氮气是由两个氮原子通过三键结合而形成的分子。
氮气在常温下是一种稳定的、不易被其他物质反应的气体。
2. 氨气（NH3）氨气是由氮气和氢气反应得到的化合物。
具有刺激性气味且易溶于水。
氨气是许多化工工业中的重要原料，也是合成尿素等化合物的关键。
3. 氮的氧化物氮的氧化物包括氮氧化物（NO、NO2）和二氧化氮（N2O4）。
氮氧化物是大气污染的主要成分之一，会对人体和环境产生有害影响。
三、氮的化学反应1. 氮和氢的反应氮气与氢气可以通过催化剂的作用反应生成氨气，这个反应也被称为氮的固氮过程。
固氮是工业化学中重要的过程之一，用于生产化肥等产品。
2. 氮和金属的反应氮可以与某些金属反应，形成金属氮化物。
金属氮化物具有一定的导电性和热稳定性，常用于电子材料和高温材料的制备。
3. 氮的氧化反应氮气可以与氧气在高温高压条件下反应生成氮氧化物。
这种反应常见于发动机内燃过程中的高温燃烧反应，也是大气中氮氧化物生成的主要途径。
四、氮的应用1. 化肥生产氮是植物生长的关键营养元素之一，因此氮肥在农业生产中扮演着重要角色。
通过化学反应合成氨气，再将氨气进一步合成尿素、硝酸铵等化合物，可以制备各种氮肥产品。
2. 材料制备氮化硅、氮化铝等金属氮化物在材料科学中具有重要应用。
它们具有热稳定性和导电性，常被用于高温材料、半导体材料的制备。
3. 燃料和能源氨是一种常用燃料，可以被用作替代传统石油燃料的清洁能源。
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氮的知识点总结【思维导图】二、氮气（N 2）： 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N 2 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（N 2）的电子式为，结构式为N ≡N 。
由于N 2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 N 2的氧化性：① 与H 2化合生成NH 3 N 2 +3H 22NH 3〖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N 2中燃烧 N 2 + 3Mg ==== Mg 3N 2（金属镁、锂均能与氮气反应） 4HNO 3(浓3 Ag(NH 3)2+ NH 4⒀AgNO 3⒁NaOH ⒂⒇Cu 、(21)Fe 2+、、(22)I — ⑤与还原性化合物反应：Fe 2+、SO 2、H 2S 、HIC 6H 6 C 3H 5(OH)3 Δ点燃Mg 3N 2易与水反应：Mg 3N 2 + 6H 2O === 3Mg(OH)2 + 2NH 3↑〖拓展延伸〗镁条在空气中点燃发生的反应有： 2Mg + O 2 ==== 2MgO N 2 + 3Mg ==== Mg 3N 2 2Mg + CO 2 ==== 2MgO + C⑵ N 2与O 2化合生成NO ： N 2 + O 22NO〖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NH 4Cl 饱和溶液和NaNO 2晶体的混合物。
NaNO 2 + NH 4Cl === NaCl + N 2↑+ 2H 2O⑵ 工业制法： 液氮（沸点℃） N 2 空气 ────→ ───→液氧（沸点-183℃） O 27．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，N 2 转化为NO生物固氮 → 豆科作物根瘤菌将N 2 转化为化合态氮点燃 点燃 点燃△ 净化、液化分馏工业固氮→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：1N+（N2O）、2N+（NO）、3N+（N2O3）、4N+（NO2、N2O4）、5N+（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：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。
3．2NO2N2O4△H<0 的应用四、氨和铵盐：1．氨的合成：N2 + 3H2 2NH32．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·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↑+ 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、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：⑵ 氨与酸（硫酸、硝酸、盐酸等）反应，生成铵盐。
反应原理： NH 3 + H + === NH 4+〖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NH 3与盐酸挥发出来的HCl 化合生成的NH 4C1晶体小颗粒。
反应的方程式：NH 3 + HCl === NH 4Clb ．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H 2SO 4、H 3PO 4等）反应时，无白烟生成。
⑶ 与氧化剂反应（具有还原性）4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2O〖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H 2O 。
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。
4NH 3 + 3O 2（纯氧） ==== 2N 2 + 6H 2O （黄绿色火焰）2NH 3 + 3Cl 2 ==== N 2 + 6HCl 8NH 3 + 3Cl 2 ==== N 2 + 6NH 4Cl5．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；点燃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)2CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O②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。
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↑+ 2H2ONH3NO3 + 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↑+ H2Ob．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·H2Oc．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：NH3NO3N2O↑+ 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。