N族元素知识点
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N2O3, HNO2, NO2
NO2
N2O5, HNO3, NO3
由N2 合成氮化合物总是先将其还原为最低氧化态的 NH3，高于 -3 氧化态化合物的合成总是采取迂回路线而 不是直接实现的 。
某些重要含氮物种之间的转换关系
氧化数 离子
分子
还 原
氧 化
氮的氢化物
一、氨 氨是氮的最重要化合物之一。在工业上氨的制
二、铵盐（热稳定性）
NH4Cl ＝ NH3↑ + HCl ↑
(NH4)2SO4 ＝ NH3↑ + NH4HSO4
(i) 酸是挥发性的 (ii) 酸是不挥发的
强氧化性的酸的铵盐受热时，可发生自氧化还原反应而分解：
NH4NO3 ＝ N2O + 2 H2O
(iii) 酸根离子有强氧化性
(NH4)2Cr2O7 ＝ N2 ↑+ Cr2O3 + 2 H2O
（Na、K、Ca）
稀溶液蓝色，浓溶液青铜色
④取代反应
两种类型 (a) NH3中H被取代：
例1 2Na + 2NH3 → 2Na+NH2- + H2(g)
对比 2Na + H2O → 2NaOH + H2(g) 2Al + 2NH3 → 2AlN + 3H2(g)
AlN是原子晶体，熔点高，硬度大。
(b) 氨解反应 NH3以-NH2（氨基）或＞NH（亚氨基）取代其它化 合物中的原子或原子团：
F3B←NH3 酸碱加合物
H2O + NH3 ＝ + + OHHCl(g) + NH3(g) ＝ NH4Cl(s)
③液氨自偶电离
NH3(l) + NH3(l) = NH4+ + NH2-
223 K, K =1.910-30, 很小 → 液氨是电不良导体
类似 H2O + H2O = H3O+ + OH- 295 K, Kw =1.0×10-14 ∵μ(NH3) ＜ μ(H2O) ∴极性弱的化合物在液氨中溶解度↑
氮族元素
基本性质
N
价电子构型
主要 氧化数
r
-3~ -1,0, +1~ +5 小
I1 电负性
大 3.04
EA1
/kJ.mol-1
B.E.(E-E) /kJ.mol-1
58 ＜ 160 ＜
P -3, 0, +1,+3,+5
2.19 75 209
As ns2np3 -3,0, +3,+5
2.18 58
Sb 0,+3,+5
2NH4ClO4 N2 + Cl2 + 2O2 + 4H2O
三、肼(N2H4联氨)
弱碱性:联氨中每一个N有一孤电子对，可以 接受两个质子而显碱性，是二元弱碱，碱 性稍弱于氨。
N2H4+H2O=N2H5++OH- K1=1.010-6(298K) N2H5++H2O=N2H62++OH- K2=9.010-16(298K)
2NH3(aq) + 3H2O2 (aq) = N2(g) + 6H2O
② Lewis 碱性（配位作用）
AgCl (s) + 2 NH3 (aq) = [Ag(NH3)2]+ + Cl-(aq)
(Cu2+、Co2+、Co3+、Ni2+ …)
BF3 + NH3 ＝ Lewis acid Lewis base
2.05 59
Bi
0,+3,+5
大 小 2.02 33
N的EA1和B.E. (E-E) “反常”，原因似F 、O，反映第二周期元素的特殊性。
P(III)、 As (III)、 Sb (III)、 Bi (III)
稳定性增大
P(V)、 As (V)、 Sb (V)、 Bi (V)
稳定性增大
第四、第六周期高价态不稳定、强氧化性 (次周期性、6s2惰性电子对效应)
氧化还原性:联氨在酸性条件下既是氧化剂又 是还原剂,在中性和碱性溶液中主要做还原 剂。
N2H4=N2 + 4H+ + 4e
φA = 0.23V
N2H4+4OH-=N2 +4H2O+4e φB = 1.16V
能将CuO、IO3-、Cl2、Br2还原，本身被氧化为N2
4CuO+N2H4===2Cu2O+N2↑+2H2O 2IO3-+3N2H4===2I-+3N2↑+6H2O
例1 Cl-Hg-Cl + 2 H-NH2 = Cl-Hg-NH2↓（白色）+NH4Cl 氯化氨基汞
Cl Hg Cl H NH2 Cl Hg NH2
对比“水解反应”： Cl-Hg-Cl + H-OH = Cl-Hg-OH + HCl 氯化羟基汞
⑤、弱碱性 NH3·H2O的Kb=1.810-5，可与酸发生中和反应。
φ(N2/NH3) = -0.73 V
例：4NH3 3O2 (纯) 2N2 6H2O
4NH3 5O2 (空气) Pt 4NO 6H2O 2 NH 3 (g) + 3 CuO(s) 3 Cu(s) + N2 (g) + H2O(g)
2NH3 (g) + 3Cl2 (g) ＝ N2 (g) + 6 HCl NH3 (g) + 3Cl2 (过量) ＝ NCl3 (g) + 3 HCl
N2H4 + AgBr → 4 Ag↓ + N2↑ + 4 HBr
参加反应的氧化剂不同，N2H4的氧化产物除了N2，还有 NH4+和HN3。 2MnO4- +10N2H5++6H+===10NH4++5N2↑+2Mn2++8H2O
备是用氮气和氢气在高温高压和催化剂存在下合成 的。在实验室中通常用铵盐和碱的反应来制备少量 氨气。
NH3（Ammonia） (1) 分子结构：
N sp3不等性杂化，三角锥型分子。 μ(NH3) ＜μ(H2O) 1.47 D 1.85 D
-3 (2) 化学性质 NH3
①强还原性
酸介质
φ(N2/NH4+) = 0.27 V 碱介质
-2 -2 +1 +1 N2H4 P2H4 N2O H3PO2 Li3N、Mg3N2、 Na3P遇水强烈水解成NH3、PH3
氧化态 -3 -2 -1 -1/3 0
Nitrogen Nitrogen Nitrogen
实例 氧化态
实例
NH3·Li3N
+1
N2H4
+2
NH2OH
+3
HN3
+4
N2
+5
N2O NO
例1： 水中溶解度 AgF ＞ AgCl ＞ AgBr ＞ AgI
液氨中溶解度 AgF ＜ AgCl ＜ AgBr ＜ AgI
例2： 一些反应的方向 液氨
2AgCl(s) + Ba(NO3) 2 水
2AgNO3 + BaCl2
金属液氨溶液：顺磁性、导电（似金属）和强还原性
K + x NH3(l) = K+ + [e(NH3)x]-
NO2
N2O5, HNO3, NO3
由N2 合成氮化合物总是先将其还原为最低氧化态的 NH3，高于 -3 氧化态化合物的合成总是采取迂回路线而 不是直接实现的 。
某些重要含氮物种之间的转换关系
氧化数 离子
分子
还 原
氧 化
氮的氢化物
一、氨 氨是氮的最重要化合物之一。在工业上氨的制
二、铵盐（热稳定性）
NH4Cl ＝ NH3↑ + HCl ↑
(NH4)2SO4 ＝ NH3↑ + NH4HSO4
(i) 酸是挥发性的 (ii) 酸是不挥发的
强氧化性的酸的铵盐受热时，可发生自氧化还原反应而分解：
NH4NO3 ＝ N2O + 2 H2O
(iii) 酸根离子有强氧化性
(NH4)2Cr2O7 ＝ N2 ↑+ Cr2O3 + 2 H2O
（Na、K、Ca）
稀溶液蓝色，浓溶液青铜色
④取代反应
两种类型 (a) NH3中H被取代：
例1 2Na + 2NH3 → 2Na+NH2- + H2(g)
对比 2Na + H2O → 2NaOH + H2(g) 2Al + 2NH3 → 2AlN + 3H2(g)
AlN是原子晶体，熔点高，硬度大。
(b) 氨解反应 NH3以-NH2（氨基）或＞NH（亚氨基）取代其它化 合物中的原子或原子团：
F3B←NH3 酸碱加合物
H2O + NH3 ＝ + + OHHCl(g) + NH3(g) ＝ NH4Cl(s)
③液氨自偶电离
NH3(l) + NH3(l) = NH4+ + NH2-
223 K, K =1.910-30, 很小 → 液氨是电不良导体
类似 H2O + H2O = H3O+ + OH- 295 K, Kw =1.0×10-14 ∵μ(NH3) ＜ μ(H2O) ∴极性弱的化合物在液氨中溶解度↑
氮族元素
基本性质
N
价电子构型
主要 氧化数
r
-3~ -1,0, +1~ +5 小
I1 电负性
大 3.04
EA1
/kJ.mol-1
B.E.(E-E) /kJ.mol-1
58 ＜ 160 ＜
P -3, 0, +1,+3,+5
2.19 75 209
As ns2np3 -3,0, +3,+5
2.18 58
Sb 0,+3,+5
2NH4ClO4 N2 + Cl2 + 2O2 + 4H2O
三、肼(N2H4联氨)
弱碱性:联氨中每一个N有一孤电子对，可以 接受两个质子而显碱性，是二元弱碱，碱 性稍弱于氨。
N2H4+H2O=N2H5++OH- K1=1.010-6(298K) N2H5++H2O=N2H62++OH- K2=9.010-16(298K)
2NH3(aq) + 3H2O2 (aq) = N2(g) + 6H2O
② Lewis 碱性（配位作用）
AgCl (s) + 2 NH3 (aq) = [Ag(NH3)2]+ + Cl-(aq)
(Cu2+、Co2+、Co3+、Ni2+ …)
BF3 + NH3 ＝ Lewis acid Lewis base
2.05 59
Bi
0,+3,+5
大 小 2.02 33
N的EA1和B.E. (E-E) “反常”，原因似F 、O，反映第二周期元素的特殊性。
P(III)、 As (III)、 Sb (III)、 Bi (III)
稳定性增大
P(V)、 As (V)、 Sb (V)、 Bi (V)
稳定性增大
第四、第六周期高价态不稳定、强氧化性 (次周期性、6s2惰性电子对效应)
氧化还原性:联氨在酸性条件下既是氧化剂又 是还原剂,在中性和碱性溶液中主要做还原 剂。
N2H4=N2 + 4H+ + 4e
φA = 0.23V
N2H4+4OH-=N2 +4H2O+4e φB = 1.16V
能将CuO、IO3-、Cl2、Br2还原，本身被氧化为N2
4CuO+N2H4===2Cu2O+N2↑+2H2O 2IO3-+3N2H4===2I-+3N2↑+6H2O
例1 Cl-Hg-Cl + 2 H-NH2 = Cl-Hg-NH2↓（白色）+NH4Cl 氯化氨基汞
Cl Hg Cl H NH2 Cl Hg NH2
对比“水解反应”： Cl-Hg-Cl + H-OH = Cl-Hg-OH + HCl 氯化羟基汞
⑤、弱碱性 NH3·H2O的Kb=1.810-5，可与酸发生中和反应。
φ(N2/NH3) = -0.73 V
例：4NH3 3O2 (纯) 2N2 6H2O
4NH3 5O2 (空气) Pt 4NO 6H2O 2 NH 3 (g) + 3 CuO(s) 3 Cu(s) + N2 (g) + H2O(g)
2NH3 (g) + 3Cl2 (g) ＝ N2 (g) + 6 HCl NH3 (g) + 3Cl2 (过量) ＝ NCl3 (g) + 3 HCl
N2H4 + AgBr → 4 Ag↓ + N2↑ + 4 HBr
参加反应的氧化剂不同，N2H4的氧化产物除了N2，还有 NH4+和HN3。 2MnO4- +10N2H5++6H+===10NH4++5N2↑+2Mn2++8H2O
备是用氮气和氢气在高温高压和催化剂存在下合成 的。在实验室中通常用铵盐和碱的反应来制备少量 氨气。
NH3（Ammonia） (1) 分子结构：
N sp3不等性杂化，三角锥型分子。 μ(NH3) ＜μ(H2O) 1.47 D 1.85 D
-3 (2) 化学性质 NH3
①强还原性
酸介质
φ(N2/NH4+) = 0.27 V 碱介质
-2 -2 +1 +1 N2H4 P2H4 N2O H3PO2 Li3N、Mg3N2、 Na3P遇水强烈水解成NH3、PH3
氧化态 -3 -2 -1 -1/3 0
Nitrogen Nitrogen Nitrogen
实例 氧化态
实例
NH3·Li3N
+1
N2H4
+2
NH2OH
+3
HN3
+4
N2
+5
N2O NO
例1： 水中溶解度 AgF ＞ AgCl ＞ AgBr ＞ AgI
液氨中溶解度 AgF ＜ AgCl ＜ AgBr ＜ AgI
例2： 一些反应的方向 液氨
2AgCl(s) + Ba(NO3) 2 水
2AgNO3 + BaCl2
金属液氨溶液：顺磁性、导电（似金属）和强还原性
K + x NH3(l) = K+ + [e(NH3)x]-