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N2 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)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 +3H22NH3
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放电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＋NO 2NO2N2O4（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2NO2N2O4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
2NO2N2O4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加热或光照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．
（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：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107.3°，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NH 3分子与H 2O 分子结合成NH 3·H 2O(叫一
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：
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(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．
②与酸反应：NH 3 + HCl
NH 4C1
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—．NH 3 + HCl NH 4C1 （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．）
b ．氨气与不挥发性酸(如H 2SO 4、H 3PO 4等)反应时，无白烟生成．
③还原性
NH 3分子中氮元素呈－3价，具有还原性，能在一定条件下与
O 2、Cl 2、CuO 等反应，被它们氧化：a ．跟氧气反应：4NH 3 + 5O 2催化剂
4NO + 6H 2O
（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)：2NH 3 + 3Cl 2
N 2 + 6HCl
8NH 3 + 3Cl 2
N 2 + 8 NH 4Cl
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
[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HNO 3的反应中随着反应的进行浓度逐渐变小，产物由NO 2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(NO 3)2
HNO 3—
被还原的硝酸无论生成NO 还是NO 2均为一个N 原子与一个
HNO 3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 (NO 3)2〕，一个金属
离子与金属离子最高价数个HNO 3成比例关系，即未被还原的
HNO 3与金属离子的最高价态数相等。

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)2CO32NH3↑+ H2O + CO2↑NH4HCO3NH3↑+ 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)2SO4NH4HSO4 + NH3↑(NH4)3PO4H3PO4 + 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：
NH4NO3N2O↑+ 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湿润的红色石蕊试纸试纸变蓝色．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)2CaCl2 + 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。