氮的氢化物铵盐.docx

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氮的氢化物铵盐

氮的氢化物、铵盐　　王振山

一、氨

１、氨分子的结构：

在NH3分子中，N原子采取不等性sp3杂化

，

，

2、氨的物理性质

⑴、无色、有刺激性气味的气体，在S.T.P.下ρ（NH3）=0.771g/L＜ρ（空气）。

[Mr（NH3）=17，

]。

熔点:

-77.7℃，沸点:

-33.4℃。

⑵、易液化（临界温度132.9℃，高；临界压力1.14×107Pa）,气化热较高23.35kJ/mol（可作制冷剂）。

NH3分子间作用力较大。

NH3分子间存在氢键，其熔点和沸点高于同族的膦（PH3）。

⑶、易溶于水，在常温、常压下，１体积水中能溶解约700体积氨。

〔NH3和H2O都是极性分子，“相似相溶”；NH3溶于H2O主要形成水合分子NH3·H2O，只有一小部分发生电离生成NH4+和OH-，所以氨的水溶液呈弱碱性。

〕氨水的密度ρ＜１，且氨水越浓，ρ越小。

NH3在低温下形成两种稳定的水合物，即NH3·H2O和2NH3·H2O。

３、氨的化学性质

⑴、加合反应

NH3分子中N原子上的孤对电子，可以作为Lewis碱与Lewis酸（分子或离子中有适宜的空轨道接受电子对）发生加合反应。

①、跟水的反应

氨水显弱碱性。

NH3+H2O

NH3·H2O

NH4++OH-，简写NH3+H2O

NH4++OH-。

（NH3结合H2O电离出的H+）NH3·H2O不稳定，受热分解NH3·H2O

NH3+H2O。

②、跟酸的反应（NH3结合酸电离出的H+，NH3+H+=NH4+）

NH3+HCl=NH4Cl（检验NH3或HCl），NH3+HNO3=NH4NO3，2NH3+H2SO4=（NH4）2SO4

NH3+H2O+CO2=NH4HCO3，2NH3+H2O+CO2=（NH4）2CO3

③、易形成配位化合物

BF3+NH3→BF3·NH3（亦即F3B←NH3）。

许多过渡金属离子与NH3以配位键相结合组成配位

化合物Ag++2NH3→[Ag（NH3）2]+，Cu2++4NH3→[Cu（NH3）4]2+，Cu（OH）2+4NH3→[Cu（NH3）4]2+

+2OH-，顺-Pt（NH3）2Cl2等。

CaCl2（无水）+8NH3=CaCl2·8NH3（氨合物与结晶水合物相似）

⑵、取代反应：

（氨解反应）

NH3中的3个H可被某些原子或原子团取代，生成－NH2（氨基化物，如NaNH2）、＝NH（亚氨基化物，如CaNH）和≡N（氮化物，如AlN）。

，COCl2（光气）+4NH3=CO（NH2）2（尿素）+2NH4Cl，

HgCl2和NH3·H2O反应：

HgCl2+2NH3=Hg（NH2）Cl↓（氨基氯化汞）+NH4Cl，

3Mg+2NH3

Mg3N2+3H2,对比Mg+2H2O

Mg（OH）2+H2↑,Mg+2H2O

MgO+H2↑。

“氮”和“氧”的相对应化合物比较

KNH2

Ca（NH2）2

PbNH

Hg（NH2）Cl

Ca3N2

CH3NH2

H2NNH2

P3N5

CaCN2

NH2Cl

KOH

Ca（OH）2

PbO

Hg（OH）Cl

CaO

CH3OH

HOOH

P2O5

CaCO3

HOCl

－NH2相当于－OH；＝NH、≡N相当于＝O

在加热条件下，NH3和许多金属反应生成金属氮化物（就像水蒸气和金属反应生成金属氧化物一样），因此，NH3被用来制备金属氮化物（钢铁就是用NH3进行氮化的――使表面变硬）。

许多金属的氨基化物、亚氨基化物及氮化物易爆炸，所以在制取或使用这些化合物时必须十分小心。

如[Ag（NH3）2]+放置会转化为有爆炸性的Ag2NH，和Ag3N。

3Zn（NH2）2

Zn3N2+4NH3，

⑶、氧化反应：

NH3分子中N原子的化合价为-3，在一定条件下显还原性。

①、跟O2反应：

4NH3+5O2

4NO+6H2O，

==-903.7kJ/mol，

298=10168

（氨的催化氧化，催化剂Pt，８００℃。

工业制硝酸的基础）；

4NH3+3O2（纯氧）

2N2+6H2O，黄色（绿色？

）火焰，

=-1267.8kJ/mol，

298=10228；

②、跟氮氧化物的反应：

加热２００℃～３００℃时：

8NH3+6NO2

7N2+12H2O，

4NH3+6NO

5N2+6H2O；

③、NH3在水溶液中能被许多强氧化剂Cl2、H2O2、HClO、KMnO4……所氧化，例如

ⅰ、常温下，在水溶液中，跟Cl2的反应：

若NH3过量，8NH3+3X2=N2+6NH4X（X=Cl,Br）（2NH3+3X2=N2+6HX，6NH3+6HX=6NH4X）

2NH3+3Cl2=N2+6HCl，

+）6NH3+6HCl=6NH4Cl

8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl

若Cl2过量，NH3+3Cl2=NCl3+3HCl；

在pH＞8.5时，形成氯代胺NH2Cl，在pH=4.5~5.0时，形成二氯化胺NHCl2，在pH＜4.4

时，形成NCl3；

NH3+HClO

NH2Cl+H2O，NH3+2HClO

NHCl2+2H2O，

NH3+3HClO

NCl3+3H2O，

Cl2+H2O

HCl+HClO

NH3+HClO=NH2Cl+H2O

+）NH3+HCl=NH4Cl

2NH3+Cl2=NH2Cl+NH4Cl

当Cl2过量时，NH3+3Cl2==NCl3+3HCl；

NF3NCl3sp3杂化，角锥形。

NCl3:

在90℃：

爆炸分解：

NCl3==½N2+3/2Cl2△rH=-295.5kJ·mol-1

ⅱ、跟H2O2的反应：

2NH3+3H2O2=N2+6H2O

ⅲ、跟MnO-4的反应：

2NH3+2MnO-4=2MnO2+N2+2OH-+2H2O

ⅳ、跟OCl-的反应：

（在强碱性条件下）2NH3+OCl-=N2H4+Cl-+H2O

ⅴ、跟HNO2反应：

NH3+HNO2=N2↑+2H2O

④、高温下，NH3是强还原剂，能还原某些氧化物、氯化物……

2NH3+3CuO

N2+3H2O+3Cu；2NH3+6CuCl2

6CuCl+N2+6HCl

⑤、气体NH3在F2中燃烧，形成NF3，4NH3+3F2=3NH4F+NF3（反应剧烈，黄绿色火焰）；

气体NH3在Cl2中燃烧，由于条件不同，可形成若干产物：

NH4Cl、NH2Cl、NHCl2、NCl3、NCl3·NH3、N2和极少量的N2H4。

４、NH3的实验室制法：

铵盐与碱共热，2NH4Cl+Ca（OH）2

CaCl2+2H2O+2NH3↑

反应实质：

NH4++OH-

NH3·H2O

NH3+H2O；加热，平衡向右移动。

反应物状态：

固＋固；反应条件：

Δ；生成物NH3的性质：

易溶于水，ρ（NH3）＜ρ（空气）。

发生装置：

类似于实验室用KClO3制氧气；收集方法：

向下排空气法；干燥：

用碱石灰（不能用浓H2SO4、P2O5、无水CaCl2）∵CaCl2和NH3反应，生成CaCl2·8NH3

检验是否已满：

①、润湿的红色石蕊试纸放试管口，变蓝，√；②、玻璃棒蘸浓盐酸，接近试管口，产生白烟，√。

５、氨的用途：

氨是一种重要化工产品。

无机合成：

氮肥、硝酸、铵盐、纯碱；有机合成：

合成纤维、塑料、染料、尿素等；致冷剂。

二、铵盐（NH4+离子与酸根阴离子构成的离子化合物）

１、物理性质（共性）：

一般是无色晶体（若阴离子无色），易溶于水，溶解性类似钾盐。

铵盐和碱金属的盐，它们的阳离子电荷相同（NH4+与M+），半径相近（r（NH4+）=143pm，r（K+）=133pm，r（Rb+）=148pmr，在性质上有许多相似之处。

NH4+与CH4是等电子体，呈四面体构型。

２、化学性质：

酸性、热稳定性及还原性。

⑴、酸性（共性）：

NH4++H2O

NH3·H2O+H+，NH4++OH-

NH3↑+H2O；

⑵、热稳定性差：

固态铵盐受热易分解，一般分解为NH3和相应的酸

①、挥发性酸的铵盐，NH3和酸一起挥发：

NH4Cl

NH3↑+HCl↑（NH4Cl在350℃升华）

NH4HCO3

NH3↑+H2O↑+CO2↑〔NH4HCO3在常温（30℃）即分解，150℃分解完全。

〕

②、不挥发性酸的铵盐，只有NH3挥发逸出，酸或酸式盐则残留在容器中：

（NH4）2SO4

NH3↑+NH4HSO4；在355℃，（NH4）2SO4

2NH3↑+H2SO4

在强热下，3（NH4）2SO4=4NH3↑+3SO2↑+N2↑+6H2O↑

（NH4）3PO4

3NH3+H3PO4

⑶、还原性：

氧化性酸的铵盐，分解出的NH3立即被氧化，产物中不存在NH3：

例１、（NH4）2Cr2O7（s）=N2（g）+4H2O（g）+Cr2O3（s）；

=-315KJ/mol

（NH4）2Cr2O7（s）

N2↑+4H2O↑+Cr2O3（s）（现象：

犹如火山爆发）

例２、NH4NO3的热分解反应，复杂多样：

∵NH4NO3在中等温度可逆地挥发；在高温，放热、不可逆地分解为N2O；在更高的温度

下，N2O本身也分解为N2和O2。

在110℃，NH4NO3（s）=NH3（g）+HNO3（g）；

=171kJ·mol-1；NH4NO3（l）=N2O（g）+2H2O（g）；

=-23kJ·mol-1，2N2O=2N2+O2。

∴有如下一些反应：

a、NH4NO3在120℃开始缓慢分解，185℃～250℃迅速分解：

NH4NO3

N2O↑+2H2O↑

b、高于300℃（480℃～500℃）或撞击，爆炸性分解：

2NH4NO3=4H2O↑+2N2↑+O2↑，

=-238.6kJ·mol-1；

〔即NH4NO3=N2O（g）+2H2O（g）和2N2O（g）=2N2（g）+O2（g）相加〕

c、低温下缓慢加热：

2NH4NO3

2NO↑+N2↑+4H2O

d、在190℃以上、有机杂质催化的条件下，5NH4NO3

4N2↑+9H2O+2HNO3↑，该反应中生成的HNO3对NH4NO3的分解有催化作用，因此加热大量无水NH4NO3时会引起爆炸。

｛配平：

5NH4NO3……5NH3[5（-３）→０〕+5HNO3〔3（+5）→０〕→４N2〔８（０）〕｝

例3、2NH4ClO4

Cl2↑+2O2↑+N2↑+4H2O↑；例4、NH4NO2=N2↑+2H2O↑

３、铵盐的用途

⑴、碳酸氢铵，硫酸铵，硝酸铵，氯化铵等用作氮肥；

⑵、硝酸铵用作炸药；

⑶、氯化铵用于染料工业、制作干电池以及焊接时除去待焊金属表面的氧化物。

①、普通锌—锰电池（天然MnO2[w（MnO2）=70～75%]，1868年制成。

）

（-）Zn∣NH4Cl∣MnO2,C（+）

（-）极Zn+2NH4Cl-2e-→Zn（NH3）2Cl2↓+2H+

（+）极2MnO2+2H++2e-→2MnOOH（*2MnOOH≡Mn2O3·H2O）

电池反应：

Zn+2NH4Cl+2MnO2→Zn（NH3）2Cl2↓+2MnOOH

②、焊接金属时除去表面的氧化物薄层

NH4Cl

NH3↑+HCl↑

Fe2O3+6NH4Cl

2FeCl3+6NH3↑+3H2O，Al2O3+6NH4Cl

2AlCl3+6NH3+3H2O

（FeCl3沸点315℃，AlCl3升华178℃，SnCl4沸点114℃）

2NH3+3CuO

N2↑+3H2O↑+3Cu

-3-2-1-1/3

NH3N2H4NH2OHHN3

三、联氨

联氨H2N－NH2（N2H4）又叫（肼），可以看作NH3分子中一个H原子被氨基－NH2取代的衍生物。

1、结构：

H2N－NH2分子中N原子以不等性sp3杂化成键，N－N键长144.9pm，N－H键长102.2pm，N－N－H键角112°；每个N原子上都有一对孤对电子，可以接受两个质子。

由于两对孤对电子的排斥作用，使两对电子处于相反位置，并使N－N键能减小，使N2H4的热稳定性比NH3小，在室温下稳定，受热（250℃）即发生爆炸性分解，生成N2、H2和NH3：

3N2H4

N2↑+4NH3↑，N2H4==N2↑+2H2↑。

N2H4是吸热化合物，

，

。

在结构和某些化学性质上，N2H4与NH3的关系同H2O2与H2O的关系相似，相当于两个分子各脱去一个H原子而结合起来的产物。

，

，

2、物理性质：

无水N2H4是无色液体，在空气中强烈发烟，有微弱的氨的气味。

熔点1.4℃，沸点113.5℃。

3、化学性质：

碱性、氧化还原性、配位性。

⑴、碱性：

N2H4为二元碱，其水溶液呈弱碱性，碱性比NH3的水溶液还弱。

N2H4+H2O

N2H+5+OH-；

N2H+5+H2O

N2H2+6+OH-；

可以形成两系列的联氨盐，如N2H5Cl、N2H6Cl2，（N2H5）2SO4、（N2H6）·SO4或N2H4·H2SO4。

N2H4的硫酸盐仅微溶于水，但加热时溶解度增加。

根据这一性质来提纯联氨。

⑵、氧化还原性

①、N2H4分子中N的氧化态为-2，处于中间价态，，既有还原性又有氧化性，以还原性更为显著。

在酸性溶液中以氧化性为主，被还原的产物是NH4+，但大多数氧化反应的速度很慢。

在碱性溶液中以还原性为主，被氧化的产物一般是N2。

通常总是把N2H4用作强还原剂，它可将Ag+、CuO、卤素（X2）还原为Ag、Cu2O和X-。

N2H4+4CuO==2Cu2O+N2↑+2H2O，

在酸性溶液中，N2H4以N2H+5形式存在，是强氧化剂：

N2H+5+3H++2e–

2NH4+，

=+1.27V

在酸性溶液中作还原剂，NH4++1/2N2+H++e–

N2H+5，

=-1.74V（用Fe3+、MnO-4作氧化剂）

1/2NH4++1/2HN3+5/2H++2e–

N2H+5，

=+0.11V（用H2O2、HNO2作氧化剂）

在碱性溶液中，是强还原剂；N2+4H2O+4e–

N2H4+4OH-，

=-1.16V；

NH3+1/2N2+H2O+e–

N2H4+OH-，

=-2.42V；

1/2NH3+1/3N3-+5/2H2O+2e–

N2H4+5/2OH-，

=-0.92V；

②、在空气中点燃时，迅速而完全地燃烧，放出大量的热，N2H4作为高能燃料。

〔N－N键能为247kJ·mol-1，仅为N≡N键能的26%，当N2H4被氧化为N2时释放出大量热。

〕

N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（g）；

=-621.5kJ·mol-1，燃烧时生成紫色火焰。

用其它的氧化剂，如N2O4（l）、H2O2、HNO3甚至F2，也能发生类似的氧化燃烧反应。

N2H4（l）+2H2O2（l）==N2（g）+4H2O（g），

2N2H4（l）+N2O4（l）=3N2（g）+4H2O（g）；

=-1038.7kJ/mol，

=911.61J·K-1·mol-1在热力学上非常有利于推动反应的自发进行。

（

，任何温度下均为自发反应）所以N2H4及其甲基衍生物CH3NHNH2和（CH3）2NNH2的主要用途是做导弹、宇宙飞船飞行的火箭燃料。

例如，发射阿波罗Apollo宇宙飞船是用N2O4（l）做氧化剂，以物质的量之比为1∶1的CH3NHNH2和（CH3）2NNH2的混合物做燃料——火箭推进剂。

N2H4选作火箭燃料是基于下列原因：

①、N2H4燃烧反应的热效应很大；②、N2H4摩尔

质量小，1kgN2H4燃烧可产生的热量特别高；③、燃烧产物是一些气态小分子，有助于形成高压喷射；④、N2H4在常温下为液态，便于储藏和运输；⑤、N2H4为弱碱，对设备的腐蚀性很小。

N2H4和O2反应，可用来除去锅炉水中O2，以减缓腐蚀。

M（N2H4）=M（O2），1kgN2H4可除

去105t沸水中的O2（0.01×10-6）。

N2H4的主要用途：

作为发泡剂，制作农药、药物，处理锅炉用水，导弹及空间项目……

③、N2H4和HNO2反应产物有HN3、N2O、N2和H2O：

N2H4+HNO2=HN3↑+2H2O，N2H4+HNO2=HN3↑+N2O↑+H2O，HN3+HNO2=N2O↑+N2↑+H2O

⑶、配位性

N2H4是一个Lewis碱，作为配位体（双齿或单齿）可以和过渡金属离子形成配合物。

形成配合物的能力，NH3＞N2H4。

[Pt（NH3）2（N2H4）2]Cl

CoCl2+6N2H4（无水）=Co（N2H4）6Cl2，FeCl2+6N2H4（无水）

Fe（N2H4）2Cl2

4、制备方法

⑴、古老但有用的的方法（1907年）：

用次氯酸鈉氧化过量的氨（※此法仅能获得N2H4的稀溶液），总反应：

2NH3+NaClO

N2H4+NaCl+H2O。

此反应分两个主要步骤进行。

首先用氯或次氯酸鈉处理稀氨水，迅速形成氯代胺NH2Cl，2NH3+Cl2=NH2Cl+NH4Cl，或NH3+ClO-=NH2Cl+OH-；再加入过量的NH3，即得联氨2NH3+NH2Cl=N2H4+NH4Cl，或NH3+NH2Cl+OH-=N2H4+Cl-+H2O。

※下述反应迅速、破坏所生成的N2H4，微量的重金属离子可加速此反应：

N2H4+2NH2Cl=2NH4Cl+N2。

⑵、氨和醛（或酮）的混合物与氯气进行气相反应合成出异肼，然后使其水解而得到－无水的肼。

四、羟胺NH2OH

羟胺NH2OH，可以看作NH3分子中一个H原子被羟基－OH取代的衍生物。

1、结构

在NH2OH分子中，N原子以不等性sp3杂化成键，N原子上有一对孤对电子。

2、物理性质：

⑴、白色固体，熔点33℃，吸湿性化合物。

由于N－O键能较小，因此NH2OH是一种对热不稳定的固体。

在15℃以上发生分解，生成NH3、N2、N2O、NO和H2O的混合物。

高温分解时会发生爆炸。

所以NH2OH必须保存在0℃，以免分解。

⑵、NH2OH易溶于水，其水溶液比较稳定，特别是在酸性溶液中。

常见的都是羟胺的水溶液或盐。

如（NH3OH）Cl、（NH3OH）NO3及（NH3OH）2SO4等（其盐比较稳定）。

NH2OH是有机化学中的重要试剂。

3、化学性质：

碱性、氧化还原性、配位性。

⑴、碱性

NH2OH的水溶液呈弱碱性，碱性比NH3和N2H4的水溶液都弱。

｛◆从结构上解释，∵OH基团的电负性＞H，中心N原子上的电子云向OH基团转移，使N原子上电子云密度降低（N原子核的有效正电荷较大），电子较难给出，碱性减弱。

｝｛氢化物的酸碱性取决于与氢直接相连的原子上的电子云密度，电子云密度越小，易给出质子，酸性越强；反之，电子云密度越大，易结合质子，碱性越强。

｝

NH2OH+H2O

NH3OH++OH-，

⑵、氧化还原性：

在NH2OH分子中，N的氧化态为-1，处于中间价态，既有还原性又有氧化性，常被用作还原剂。

特别是在碱性溶液中是强还原剂，可使银盐、卤素还原，本身则被氧化为N2、N2O、NO气体放出，不使体系带来杂质。

在酸性溶液中，NH3OH++2H++2e–

NH4++H2O，

=+1.34V

N2+4H++2H2O+2e–

2NH3OH+-，

=-1.87V。

①、纯NH2OH不稳定，易分解：

3NH2OH==NH3↑+3H2O+N2↑（在碱性溶液中），

4NH2OH==2NH3↑+N2O↑+3H2O（在酸性溶液中的主要分解反应），

②、NH2OH作还原剂时，在不同情况下的产物不同。

例如，NH2OH和AgBr反应，产生N2和N2O，Ag+变为Ag。

化学方程式分别为：

2NH2OH+2AgBr=2Ag↓+N2↑+2HBr+2H2O，

2NH2OH+4AgBr=4Ag↓+N2O↑+4HBr+H2O。

NH2OH和Hg2（NO3）2反应，则主要产物是N2O，Hg2+2变为Hg。

NH2OH（NH3OH+）和Fe3+反应，2NH3OH++4Fe3+=4Fe2++N2O↑+6H++H2O。

NH2OH和HNO2反应，NH2OH+HNO2=N2O↑+2H2O，

③、NH2OH作氧化剂时，产物通常为NH4+（或NH3）。

⑶、配位性

在NH2OH分子中，由于N原子上有一对孤对电子，羟胺也可以作为配位体生成配合物，如Co（NH2OH）6Cl3、Ni（NH2OH）4X2（X=Cl，Br，NO3，ClO4）、Zn（NH2OH）2X2[X=Cl，Br，（1/2）SO4]。

在形成配合物时，NH2OH既能以N原子又能以O原子作为配位原子（M←NH2OH和M←ONH2）。

形成配合物的能力强弱：

NH3＞N2H4＞NH2OH

4、制备方法：

用还原剂还原较高氧化态的含氮化合物，例如，用SO2还原亚硝酸盐：

NH4NO2+NH4HSO3+SO2+2H2O=[NH3OH]+HSO-4+（NH4）2SO4，通过离子交换得到NH2OH水溶液，或利用液氨进行氨解而得到无水化合物。

NH2OH可与醛、酮形成肟，是聚酰胺纤维或尼龙的中间体。

※羟胺的合成：

采用传统的拉西法是：

将氨经空气催化氧化生成N2O3，用碳酸铵溶液吸收N2O3，生成亚硝酸铵，然后用二氧化硫还原，生成羟胺二磺酸盐，再水解得羟胺硫酸盐：

N2O3+（NH4）2CO3→2NH4NO2+CO2，2NH4NO2+4SO2+2NH3+2H2O→2HON（SO3NH4）2，

2HON（SO3NH4）2+4H2O→（NH2OH）·H2SO4+2（NH4）2SO4+H2SO4

五、叠氮酸

1、结构

在HN3分子中3个N原子在一条直线上，以σ键和π键相连。

两个N－N键的长度是不相等的，N－N－N键与N－H键间的夹角为110.9°。

HN3分子中的第一个N原子sp2杂化，第二和第三个N原子sp杂化，在3个N原子间还存在一个Π

的离域π键。

※直线型的叠氮酸根离子N3-和CO2与N2O互为等电子体，有两个σ键和两个Π

。

，

，

2、性质：

无色液体，熔点-80℃，沸点37℃，易挥发，有令人厌恶的强烈的刺激性气味，是一种致死的毒药。

⑴、无水HN3极不稳定，受震动或撞击就立即强烈地爆炸分解，NH3

3N2+H2，

2HN3=3N2↑+H2↑；

=-593.6kJ/mol，2在水溶液中是稳定的。

⑵、在水溶液中是个弱酸，酸性与醋酸相近，

=1.9×10-5；

HN3+NaOH=NaN3+H2O，2HN3+Zn=Zn（N3）2+H2。

HN3和Zn反应，产物为Zn（N3）2、NH3和N2。

⑶、氧化还原性：

HN3分子中N原子的氧化态为-1/3，所以它既有氧化性又有还原性，HN3在水溶液中就会发生岐化而分解：

HN3+H2O=NH2OH+N2

3N2+2H++2e–

2HN3，

=-3.09V。

HN3+HNO2=N2O↑+N2↑+H2O

3、制备方法

⑴、N2H4被HNO2氧化（1890年），生成HN3和H2O。

N2H4+HNO2=HN3+2H2O

⑵、用不挥发性的酸与叠氮化物反应：

H2SO4（40%）和NaN3反应，经蒸馏可得含HN3的溶液（3%）。

NaN3+H2SO4（40%）=NaHSO4+HN3↑，利用HN3的挥发性。

4、金属叠氮化物

⑴、NaN3：

在金属叠氮化物中NaN3比较稳定，它是制备其他叠氮化物的主要原料。

①、NaN3的制法

ⅰ、2NaNH2+N2O

NaN3+NaOH+NH3↑，该反应是下列两个反应相加的结果

（NaNH2+N2O=NaN3+H2O和NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑）

3NaNH2