氮的知识点及例题.doc

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第四节氮及其重要化合物

一、氮的单质及其氧化物

1.氮在自然界中的存在与转化

（1）氮元素的存在与氮的固定

2氮气

（1）物理性质

颜色：

无色；气味：

无味；状态：

气体；密度：

比空气小；溶解性：

难溶于水。

（2）化学性质

3.NO和NO2的性质比较

NO

NO2

物理性质

颜色

无色

红棕色

毒性

有毒

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

（1）反应原理：

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＋H2ONH3·H2ONH

＋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。

（2）装置：

[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

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．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