备考2020高考化学第一轮复习 第4章 非金属及其化合物 第4节 氮及其重要化合物学案 必修1 6页

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：氮的固定是指 。其中， 称为自然固氮，如自然界雷电作用、豆科植物的根瘤作用；通过 称为人工固氮，如工业合成氨。‎ ‎2．氮气 ‎(1)物理性质： 色， 味， 体， 溶于水，密度比空气 ，沸点比氧气 。‎ ‎(2)化学性质：N2分子内氮原子间以 键结合，非常牢固，使N2化学性质很 ，常作保护气。‎ ‎①与氢气反应： 。 ‎ a 该反应是 的反应。也属于人工固氮的反应之一。‎ b 这是非常典型的可逆反应，高中阶段极少见的反应条件： 。‎ ‎②与氧气反应： 。‎ a 在汽车发动机中发生该反应，使 成为汽车尾气的主要成分之一。在大气中雷电条件下进行此反应，属于自然固氮反应之一。‎ b NO可能像CO一样，与动物 结合使之中毒；NO还能形成 污染环境，NO还能破坏 。能形成光化学烟雾。‎ ‎ ③与活泼金属如Mg反应： ，金属镁在空气中燃烧时，除MgO外，有少量 生成。‎ ‎3.NO和NO2的性质比较 气 体 NO NO2‎ 色、态 溶解性 收集方法 ‎、毒性、‎ 与H2O反应 与O2反应 实验室 制法 二、氨和铵盐 6‎ ‎1．氨气物理性质： 色、 气味的 体， 溶于水，常温常压下1体积水能溶解700体积的氨气，密度比空气 ， 液化，可作制冷剂。‎ ‎2. 氨气化学性质：‎ ‎⑴与水反应：氨水呈 性，氨气是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变 色的气体，常用此性质检验氨气。反应方程式： 。‎ ‎⑵与酸反应：‎ ‎①与挥发性酸(如浓盐酸、硝酸)的反应： 。现象：沾浓盐酸和浓氨水的玻璃棒 。‎ ‎②与不挥发硫酸反应： 。现象： 现象 ‎⑶与盐如AlCl3反应： ，氨水过量时沉淀 。‎ ‎⑷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。‎ ‎①O2催化氧化： ；纯氧中点燃： 。‎ ‎②Cl2足量： ； Cl2少量： 。‎ ‎3. 氨气实验室制法：‎ ‎⑴用固体加固体制取： 。‎ ‎⑵用液体浓氨水与固体碱制取： 。‎ ‎4氨气用途：制HNO3、铵盐、纯碱、尿素，制冷剂等。‎ ‎5.铵盐 ‎⑴物理性质：都是 色或白色晶体，都 溶于水。‎ ‎⑵化学性质：‎ ‎①不稳定性：NH4Cl ；一般分解规律是首先分解生成氨气和酸，然后再看酸是否再分解。如NH4HCO3 。‎ ‎②与碱反应：a. 在稀溶液中不加热：NH4＋＋OH－= 。 ‎ b.加热时或浓溶液：NH4＋＋OH－ 。 ‎ ‎⑶NH4＋的检验：‎ ‎①未知液 →加入 至呈碱性并加热→产生气体使 ，则证明含NH；‎ ‎②也可以将蘸有浓盐酸的玻璃棒代替石蕊试纸，靠近管口，若 ，说明样品中含有NH4+。‎ 三、硝酸 ‎1．物理性质： 色、 气味的液体， 挥发，在空气中遇水蒸气呈 状。‎ ‎2．化学性质：——有酸的通性，如与碱、碱性氧化物、盐等物质反应。另外还有以下特性。‎ ‎⑴不稳定，加热或光照条件分解： 。‎ ‎①市售浓硝酸呈黄色的原因是： 。‎ ‎②硝酸保存在 中，置于冷暗处，用玻璃塞，不能用橡胶塞。‎ ‎⑵强氧化性：‎ 6‎ 铜与溶液硝酸反应： ；‎ 铜与溶液硝酸反应： 。‎ ‎①浓、稀硝酸都有强氧化性，而且 氧化性越强。‎ ‎②能与Au、Pt以外的绝大多数金属反应。‎ ‎③有些金属如Al、Fe等，在 中发生钝化。故可以用 运输冷的浓硝酸。‎ ‎④HNO3(浓) 表现出强氧化性时，生成 和 ，HNO3(稀) 表现出强氧化性时，生成 和 。‎ ‎⑤判断硝酸在反应中表现出的性质时，产物中生成硝酸盐，则硝酸必然表现出酸性；若有氮原子价态降低的产物生成，则硝酸必然表现出强氧化性。如：‎ ‎⑶与有机物反应：①硝化反应(与C6H6反应)：C6H6+HNO‎3‎C6H5NO2+H2O ‎②颜色反应：蛋白质遇到浓硝酸时变 色 ‎3．NO3离子的检验：晶体或浓溶液与浓硫酸、Cu共热时，产生 则含NO3；若为稀溶液则先浓缩。‎ ‎4．用途：化工原料，用于制化肥、染料、炸药等。‎ 规律总结 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方法 ‎(1)反应原理： 。‎ ‎(2)装置：“固体＋固体气体”如图。‎ ‎(3)收集：只能用 。‎ ‎(4)干燥：用 (NaOH和CaO固体的混合物)。 （能/不能）用CaCl2 。‎ ‎(5)验满方法：①用 ；‎ ‎②将蘸有 。‎ ‎(6)环保措施：收集时，一般在试管口塞一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球，目的是 。‎ ‎。 。‎ ‎⑺注意事项：‎ ‎①不宜选用NH4NO3和NH4HCO3，因为NH4NO3受热 ，NH4HCO3受热易 。‎ ‎②不宜直接加热NH4Cl分解制取氨气，因为 。‎ ‎③Ca(OH)2不宜用NaOH、KOH代替，原因 。‎ ‎2．浓氨水中加固态碱性物质制取氨气 ‎(1)原理：浓氨水中存在平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH4+＋OH－，‎ ‎(2)加入固态碱性物质(如CaO、NaOH、碱石灰等)，‎ ‎①溶于水 ，‎ ‎② ，促进了NH3·H2O的分解。‎ ‎(3)装置：右图 6‎ 二、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 ‎ ‎②‎ 红热的铂铑合金丝保持红热，证明反应 ‎ ‎③‎ 吸收 ‎ ‎④‎ 看到 ‎ ‎2．氨气的溶解性实验问题 ‎⑴氨气喷泉实验的基本原理：‎ ‎①气体 ，在短时间内产生足够的压强差(负压)，‎ ‎②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。 ‎ ‎⑵形成喷泉的气体与液体组合：‎ ‎①NH3、HCl、SO2、NO2 与液体 组合能形成喷泉。 ‎ ‎②一些气体如SO2 、CO2、Cl2与液体 组合能形成喷泉。 ‎ 三、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反应的一般通式为：‎ ‎①金属＋浓硝酸―→ ＋ ＋ 反应中，表现氧化性和酸性的HNO3之比为 。‎ ‎②金属＋稀硝酸―→ ＋ ＋ 反应中，表现氧化性和酸性的HNO3之比为 。‎ ‎(2)足量金属与一定量浓硝酸反应时，随着 ，产物也发生改变。‎ ‎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 或 、二氧化氮和水。‎ ‎(2)与非金属单质反应，HNO3表现 性，不表现 性。‎ ‎3．计算中的守恒思想的应用（另有专题详论）‎ ‎(1)原子守恒法：‎ ‎①HNO3与金属反应时，一部分HNO3起酸的作用，以NO3- 形式存在于溶液中；‎ ‎②另一部分作为氧化剂转化为还原产物，这两部分氮原子的总和等于反应消耗的HNO3中氮原子的量。‎ ‎(2)得失电子守恒法：HNO3中氮原子得电子的物质的量等于还原剂失电子的物质的量。‎ ‎(3)电荷守恒法：HNO3过量时反应后溶液中(不考虑OH－)有：c(NO3-)＝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。‎ 6‎ ‎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 ‎2．‎1.92 g Cu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672 mL，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．504 mL B．336 mL C．224 mL D．168 mL ‎3. 判断在下列反应中硝酸表现出的性质：‎ ‎(1)C+4 HNO3 CO2↑+4NO2↑+2H2O ；HNO3表现出 性。‎ ‎(2)与某些还原性物质反应：3 FeO+ 10 HNO3(稀)= 3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O；表现出 性。‎ 第四节 氮及其重要化合物参考答案：‎ ‎【基础落实】‎ 一、氮的单质及其氧化物 ‎1.将游离态的氮转化成化合态的氮 自然界中自动完成的反应 工业生产完成的反应 ‎2.(1)无 无 气 难 小 低 ‎(2) （N≡N）三个 稳定 ①N2＋3 H22NH3 工业合成氨气 高温、高压、催化剂 ②N2＋O2 高温或放电 2NO NO 血红蛋白 酸雨 臭氧层 ③3Mg＋N2Mg3N2 Mg3N2‎ ‎3.‎ NO NO2‎ 无色气态 红棕 色气态 不 溶于水 能 溶于水 排水法 向上排气 法 ‎，有毒，‎ ‎，有毒，‎ 无 ‎3NO2＋H2O===2HNO3＋NO ‎2NO＋O2===2NO2‎ 无 ‎ 3 Cu＋ 8 HNO3(稀)===‎ ‎3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O ‎ ‎ Cu＋ 4 HNO3(浓)===‎ Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O ‎ 二、氨和铵盐 ‎1. 无 刺激性 气 极易 小 易 ‎2. ⑴碱 蓝 NH3+H2ONH3·H2O NH4++OH-‎ ‎⑵HCl +NH3 =NH4Cl 接近时产生白烟 2 NH3+ H2SO4=(NH4)2SO4 无明显 ‎⑶AlCl3+ 3 NH3·H2O=Al(OH)3↓+3 NH4Cl 不溶解 ‎ ‎⑷4 NH3＋ 5 O24NO＋6H2O 4 NH3＋ 3 O22N2＋6H2O ‎2NH3＋3Cl2=N2＋6HCl 8 NH3（足量）＋ 3 Cl2=N2＋6NH4Cl ‎3. ⑴2NH4Cl＋Ca(OH)2 2NH3↑＋CaCl2＋2H2O ⑵NH3·H2O =(强碱)= NH3↑+H2O ‎5.⑴无 易 ⑵①NH3↑+ HCl↑ NH3↑ + H2O + CO2↑ ②NH3·H2O NH3↑ + H2O ‎⑶OH－溶液 湿润红色石蕊试纸变蓝色 有白烟产生 三、硝酸 ‎1. 无 有刺激性 易 白雾 ‎2. ⑴4 HNO3 4NO2↑＋O2↑＋2H2O 硝酸分解生成的NO2溶解在硝酸里 棕色试剂瓶 ‎ ‎⑵Cu+4HNO3(浓)= Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 6‎ 浓度越大 冷的浓硝酸 铁、铝容器 NO2 H2O NO H2O ⑶黄 ‎3．红棕色气体 ‎【规律总结】‎ 一、氨气的实验室制法与性质 ‎1．(1)2 NH4Cl＋ Ca(OH)22NH3↑＋CaCl2＋2H2O (3)向下排空气法 (4) 碱石灰 不能 ‎(5)湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝色 浓盐酸的玻璃棒置于试管口，有白烟产生 ‎(6)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气 ‎⑺①易爆炸 分解产生CO2 ②分解产生的NH3和HCl气体冷却后重新化合成NH4Cl ‎ ‎③是NaOH、KOH易吸湿，结块，不利于NH3的逸出 ‎2．放热 产生OH－使平衡逆向移动 二、氨气的性质 ‎1．①氨气和氧气 ②放热 ③剩余的氨气和生成的水蒸气 有④红棕色的气体产生 ‎2．⑴在液体中溶解度很大 ⑵水 NaOH溶液 三、硝酸与金属、非金属反应的一般规律 ‎1. (1) 金属硝酸盐 NO2 H2O 1：1 金属硝酸盐 NO H2O 1：3 (2)硝酸浓度的降低 ‎2. 最高价含氧酸 最高价氧化物 强氧化 酸 ‎【对点训练】‎ ‎1．D 2．B 3. (1) 强氧化性 (2) 酸性和强氧化 6‎