氮的知识点及例题Word文档下载推荐.doc
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物理性质
颜色
无色
红棕色
毒性
有毒
溶解性
不溶
能溶
化学性质
与O2反应
2NO+O2===2NO2
与H2O反应
3NO2+H2O===2HNO3+NO
实验室制法(填化学方程式)
3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+
2NO2↑+2H2O
与人体、环境的关系
①与血红蛋白结合使人中毒②转化成NO2形成酸雨、光化学烟雾
形成酸雨、光化学烟雾
二、氨和铵盐
1.氨气物理性质
无色、刺激性气味的气体,密度比空气小,极易溶于水,常温常压下1体积水能溶解700体积的氨气,易液化(可作致冷剂)
2.氨气化学性质
(1)与水反应:
氨水呈碱性,原理:
NH3+H2ONH3·
H2ONH4++OH-
氨气是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体,常用此性质检验氨气。
(2)与酸反应与挥发性酸(如浓盐酸、硝酸)的反应
NH3+HCl=NH4Cl现象:
产生白烟与硫酸反应:
2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
(3)与盐反应:
向AlCl3溶液中滴加氨水反应的离子方程式为:
Al3++3NH3·
H2O=Al(OH)3↓+3NH4+
(4)氨气的还原性
NH3中的N呈—3价,所以NH3具有还原性,能被O2、CuO、NOx、Cl2等物质氧化。
3.实验室制法:
2NH4Cl+Ca(OH)22NH3↑+CaCl2+2H2O。
4用途:
制HNO3、铵盐、纯碱、尿素,制冷剂等。
5.铵盐
(1)物理性质:
都是无色或白色晶体,易溶于水。
(2)化学性质:
△
①不稳定性:
NH4HCO3=NH3↑+H2O+CO2↑(30℃以上可分解),
NH4Cl=NH3↑+HCl↑
②与碱反应:
a.在稀溶液中不加热:
b.加热时或浓溶液:
(3)NH4+的检验:
取少量样品,与碱混合于试管中,加热。
将湿润的红色石蕊试纸靠近管口,试纸变蓝色,说明样品中含有NH4+;
也可以将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近管口,若有白烟产生,说明样品中含有NH4+。
未知液呈碱性湿润红色石蕊试纸变蓝色,则证明含NH。
三、硝酸
1、物理性质
无色、易挥发(在空气中遇水蒸气呈白雾状),有刺激性气味的液体。
2、化学性质
(1)不稳定性
①
②市售浓硝酸呈黄色的原因是:
硝酸分解生成的NO2溶解在硝酸里
③硝酸保存在棕色试剂瓶中,置于冷暗处,不能用橡胶塞。
(2)强氧化性:
硝酸无论浓、稀都有强氧化性,而且浓度越大氧化性越强
①能与Au、Pt以外的所有金属反应,如Cu与浓、稀硝酸的反应方程式:
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O、3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
注意:
有些金属(如Al、Fe等)在冷的浓硝酸中发生钝化。
故可以用铁、铝容器运输冷的浓硝酸。
②与非金属的反应
碳与浓硝酸反应的化学方程式:
C+4HNO3CO2↑+4NO2↑+2H2O
③与某些还原性物质反应(如FeO)
化学方程式:
3FeO+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O
3、NO3离子的检验:
晶体或浓溶液与浓硫酸、Cu共热时,若产生红棕色气体则含NO3;
若为稀溶液则先浓缩。
(3)与有机物反应
①硝化反应(与C6H6反应):
C6H6+HNO3浓硫酸
C6H5NO2+H2O
②颜色反应:
蛋白质遇到浓硝酸时变黄色
3.用途:
化工原料,用于制化肥、染料、炸药等。
【热点难点全析】
一、氨气的实验室制法与性质
1.加热固态铵盐和碱的混合物
(1)反应原理:
2NH4Cl+Ca(OH)22NH3↑+CaCl2+2H2O。
(2)装置:
“固体+固体气体”(与用KClO3或KMnO4制O2的装置相同)。
(3)收集:
只能用向下排空气法。
(4)干燥:
用碱石灰(NaOH和CaO固体的混合物)。
(5)验满方法:
①用湿润的红色石蕊试纸置于试管口,试纸变蓝色;
②将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口,有白烟产生。
(6)环保措施:
收集时,一般在管口塞一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球,可减小NH3与空气的对流速度,收集到纯净的NH3,同时也可避免污染空
2.加热浓氨水
NH3·
H2ONH3↑+H2O。
(2)装置:
右图
3.浓氨水中加固态碱性物质
(1)原理:
浓氨水中存在以下平衡:
NH3+H2ONH3·
H2ONH
+OH-,加入固态碱性物质(如CaO、NaOH、碱石灰等),
使平衡逆向移动,促进了NH3·
H2O的分解。
[特别提醒]
加热铵盐和碱制氨气时:
(1)不宜选用NH4NO3和NH4HCO3,NH4NO3受热易爆炸,NH4HCO3受热易分解产生CO2。
(2)Ca(OH)2不宜用NaOH、KOH代替,原因是NaOH、KOH易吸湿,结块,不利于NH3的逸出。
4.氨气的性质
(1)氨气的催化氧化实验探究
装置 作用或现象
① 提供氨气和氧气
② 使氨气被催化氧化,红热状态的铂铑合金丝更加红热
③ 吸收剩余的氨气和生成的水蒸气
④ 看到有红棕色的气体产生
(2)氨气的溶解性实验问题
①喷泉实验的基本原理
气体在液体中溶解度很大,在短时间内产生足够的压强差(负压),则打开止水夹后,大气压将烧杯内的液体压入烧瓶中,在尖嘴导管口形成喷泉。
②形成喷泉的气体与液体组合
a.NH3、HCl、SO2、NO2与水组合能形成喷泉。
b.酸性气体与NaOH溶液组合能形成喷泉。
【典例1】实验室里可按下图所示的装置干燥、贮存某气体R,多余的气体可用水吸收,则R是 ( )
A.NO2 B.HCl
C.CH4 D.NH3
解析:
由储气瓶的连接方式知,瓶内只能收集密度小于空气的气体,排除NO2、HCl;
由尾气吸收装置知,该气体极易溶于水,排除CH4。
答案:
D
二、硝酸与金属、非金属反应的一般规律
1.硝酸与金属反应的一般规律
(1)金属与HNO3反应一般不生成H2,浓HNO3一般被还原为NO2,稀HNO3一般被还原为NO。
(2)足量金属与一定量浓硝酸反应时,随着硝酸浓度的降低,产物也发生改变。
(3)金属与HNO3反应的一般通式为
①金属+浓硝酸―→金属硝酸盐+NO2↑+H2O
反应中,表现氧化性(被还原)的HNO3占;
表现酸性生成硝酸盐的HNO3占。
②金属+稀硝酸―→金属硝酸盐+NO↑+H2O
2.硝酸与非金属反应的规律
(1)浓硝酸能与碳、硫、磷等非金属单质反应,一般生成最高价含氧酸或最高价氧化物、二氧化氮和水。
(2)与非金属反应,HNO3表现强氧化性,不表现酸性。
3.计算中的守恒思想的应用
(1)原子守恒法
HNO3与金属反应时,一部分HNO3起酸的作用,以NO的形式存在于溶液中;
一部分作为氧化剂转化为还原产物,这两部分中氮原子的总物质的量等于反应消耗的HNO3中氮原子的物质的量。
(2)得失电子守恒法
HNO3与金属的反应属于氧化还原反应,HNO3中氮原子得电子的物质的量等于金属失电子的物质的量。
(3)电荷守恒法
HNO3过量时反应后溶液中(不考虑OH-)则有:
c(NO)=c(H+)+nc(Mn+)(Mn+代表金属离子)。
(4)离子方程式计算法
金属与H2SO4、HNO3的混合酸反应时,由于硝酸盐中NO在H2SO4提供H+的条件下能继续与金属反应,因此此类题目应用离子方程式来计算,先作过量判断,然后根据完全反应的金属或H+或NO进行相关计算,且溶液中要符合电荷守恒。
【典例2】1.92gCu投入一定量的浓HNO3溶液中,Cu完全溶解,生成气体颜色越来越浅,共收集到标准状况下的气体672mL,将盛有此气体的容器倒扣在水槽中,通入标准状况下一定体积的氧气,恰好使气体完全溶于水,则通入的氧气的体积为 ( )
A.504mL B.336mL
C.224mL D.168mL
[解析] 从整个反应来看,Cu→Cu2+;
HNO3→NO、NO2→HNO3,O2→H2O,N元素的化合价在整个反应前后没有变化,则Cu失去电子的物质的量等于氧气得到电子的物质的量。
所以O2在标准状况下的体积为
×
22.4L/mol×
103mL/L=336mL。
[答案] B