氮元素及其化合物的性质与应用教案

氮元素及其化合物的性质与应用

知识点

氮的化合物的性质及用途

二、知识讲解

考点1、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）；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．氮的固定：使空气中游离态的氮转化为化合态的氮的过程

①天然固氮：电闪雷鸣时：N2+O22NO

2NO + O22NO2

3NO2 + H2O 2HNO3 + NO

生成的硝酸随雨水淋洒到土壤中，并与土壤中的矿物作用生成能被植物吸收的硝酸盐。

②豆科植物的根瘤菌可以直接把空气中游离态的氮转化为化合态。

③人工固氮：工业合成氨

3．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，只在放电、高温、催化剂等条件下才发生一些化学反应。

①N2与H2化合生成NH3

N2 +3H2催化剂

高温高压

2NH3 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 + O22NO 在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应。

4．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；

③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。

考点2、氮的氧化物

1．

氮的氧化物一氧化氮(NO) 二氧化氮(NO2)

物理性质无色、不溶于水、有毒的气体红棕色、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：与H2O反应：

2NO + O 2 2NO 2 ②NO 中的氮为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性

3NO 2 + H 2O 2HNO 3 + NO

（工业制HNO 3原理．在此反应中，NO 2同时作氧化剂和还原剂）

特别提示：

1．NO 、NO 2有毒，是大气的污染物。

2．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。

3．NO 2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。 2．氮的氧化物的性质比较

种 类 色 态 化学性质

N 2O 无色气体 较不活泼 NO

无色气体

活泼，不溶于水

N 2O 3（亚硝酸酐） 无色气体，蓝色液体（-20℃） 常温极易分解为NO 、NO 2 NO 2 红棕色气体 较活泼，与水反应 N 2O 4

无色气体 较活泼，受热易分解 N 2O 5（硝酸酸酐）

无色固体

气态时不稳定，易分解

考点3、氨气 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．氨气的实验室制法

①反应原理：固态铵盐（如NH 4Cl 、(NH 4)2SO 4等）与消石灰混合共热：

2NH 4Cl+Ca(OH)2

△

2 + 2NH 3↑+ 2H 2O

②发生装置类型：固体+固体

△

气体型装置（与制O 2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：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：

ⅰ．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； ⅱ．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。 特别提示：

1．制氨气所用的铵盐不能用NH 4NO 3、NH 4HCO 3、(NH 4)2CO 3等代替，因为NH 4NO 3

在加热时易发生爆炸，而NH 4HCO 3、(NH 4)2CO 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：向生石灰或烧碱中加入浓氨水中并加热，有关反应的化学方程式为：CaO + NH 3·H 2O

△

Ca(OH)2 + NH 3↑，加烧碱的作用是增大溶液中的

OH －

浓度，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Cl 2、HCl 气体的装置相同。 4．氨的化学性质：

（1）跟水反应。氨气溶于水时，大部分的NH 3分子与H 2O 分子结合成NH 3·H 2O 。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 4＋

+ OH

－

△

NH 3↑+ H 2O

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）跟氯化氢气体的反应：NH 3 + HCl

NH 4C1

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。

b ．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。 （3）跟氧气反应：4NH 3 + 5O 2

催化剂 加热

4NO + 6H 2O

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。 5．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；