高中化学-含氮化合物知识点总结
展开一、氮气和氮氧化物
1、氮气：无色无味、难溶于水的气体。空气中78%（体积分数）是氮气。
氮分子（N2）为双原子分子，结构稳定，决定了氮气性质的稳定性，常温下氮气很稳定，很难与其它物质发生反应，因此，生产上常用氮气作保护气。但这种稳定是相对的，在一定条件下（如高温、放电等），也能跟某些物质（如氧气、氢气等）发生反应。
N2 + O2 2NO N2 + 3H2 2NH3
2、固氮作用：游离态氮转变为化合态氮的方法。
途径 举例
自然固氮 → 闪电时，N2 转化为NO
生物固氮 → 豆科作物根瘤菌将N2 转化为化合态氮
工业固氮 → 工业上用N2 和H2合成氨气
3、氮氧化物（NO和NO2）：
| NO | NO2 |
色、态（常温下） | 无色气体 | 红棕色气体 |
气 味 | 没有气味 | 刺激性气味 |
毒 性 | 有 毒 | 有 毒 |
重要反应 | 2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO | |
氮氧化物对环境的污染、危害及防治措施 | ①硝酸型酸雨的产生及危害 ②造成光化学烟雾的主要因素③破坏臭氧层 措施：使用洁净能源，减少氮氧化物的排放；为汽车安装尾气转化装置；处理工厂废气 | |
氮的氧化物是大气污染气体，常用碱液
（NaOH溶液）吸收。
二、氮肥的生产和使用
1、氨的合成：N2 + 3H22NH3
2、氨气的物理性质：
氨气是无色、有刺激性气味的气体，在标准状况下，密度是0.771g.L-1，比空气小。氨易液化，液氨气化时要吸收大量的热，使周围温度急剧下降，所以液氨可作致冷剂。
氨极易溶于水，常温常压下，1体积水中大约可溶解700体积的氨气。氨的水溶液称氨水。计算氨水的浓度时，溶质应为NH3 。
3、氨的化学性质：
（1）氨溶于水时，大部分氨分子和水分子形成一水合氨分子（NH3·H2O）。一水合氨分子（NH3·H2O）不稳定，受热时分解为氨气和水。
NH3 + H2ONH3·H2O NH3·H2ONH4+ + OH-
氨水显弱碱性。
比较液氨与氨水：
名 称 | 液 氨 | 氨 水 |
形 成 | 氨降温加压 液 化 | 氨溶于水 |
物质分类 | 纯净物 | 混合物 |
成 分 | NH3 | NH3、NH3·H2O 、H2O 、 NH4+ 、 OH- 、H+ |
（2）氨具有弱碱性，可以与酸（硫酸、硝酸、盐酸等）反应，生成铵盐。
NH3 + H+ = NH4+
（3）与氧气反应（具有还原性）
氨气在催化剂（如铂等）、加热的条件下，生成一氧化氮和水，并放出热量。此反应是放热反应，是工业制硝酸的基础。
4NH3 + 5O24NO + 6H2O
4、铵盐：由铵离子和酸根离子构成的盐。
如：硫酸铵【（NH4）2SO4 ，俗称硫铵，又称肥田粉】，氯化铵【NH4Cl，俗称氯铵】，硝酸铵
【NH4NO3，俗称硝铵】，碳酸氢铵【NH4HCO3，俗称碳铵】，它们都是白色、易溶于水的晶体。铵盐属于铵态氮肥。常用氮肥有硝态氮肥和尿素【 CO（NH2）2 】
①铵盐受热易分解：
NH4ClNH3 + HCl
NH4HCO3NH3 ↑+ H2O + CO2↑
②铵盐能与碱反应放出氨气：
NH4Cl + NaOHNaCl + NH3 ↑+ H2O
▲铵态氮肥，要避免与碱性肥料混合施用。
5、实验反思：①喷泉实验的实质是什么？氨气为什么可做喷泉实验？是否只有氨气才能做该实验？
②用氯化铵和氢氧化钙固体混合共热制氨气，应使用什么实验装置？注意哪些问题？
三、硝酸：
1、硝酸的工业制法：氨催化氧化法
原理： 4NH3 + 5O24NO + 6H2O
2NO + O2 = 2NO2
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
总反应式：NH3 + 2O2 = HNO3 + H2O
2、硝酸的物理性质：
纯硝酸为无色有刺激性气味的液体，沸点较低（83℃），易挥发，在空气中遇水蒸气形成硝酸的小液滴而呈白雾状。98%以上的浓硝酸称为“发烟硝酸”，69%的硝酸溶液称为浓HNO3。浓HNO3由于HNO3分解产生的NO2溶于硝酸中而一般呈黄色。
3、硝酸的化学性质：
（1）不稳定性：4HNO34NO2 + 2H2O + O2
硝酸越浓越易分解，因此浓HNO3应存放在棕色试剂瓶中。
（2）强酸性：具有酸的通性。
（3）强氧化性：HNO3中的+5价N元素处于最高价态，具有很强的氧化性。
如：Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
C + 4HNO3(浓) = CO2 + 4NO2 + 2H2O
钝化作用：常温下, 浓HNO3使Fe、Al钝化。
4、氮及其化合物的性质和转化关系：
5、自然界中氮的循环：
