第四讲 生产生活中的含氮化合物-2021-2022学年高一下化学同步讲解培优（苏教版必修第二册）

第四讲 生产生活中的含氮化合物 【知识导航】 知识点1：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 NO NO2 色态 无色气体 无色气体 红棕色气体 气味 无味 无味 有刺激性气味 密度 比空气的略小 比空气的略小 比空气的大 溶解性 难溶 微溶 与水反应 毒性 无毒 有毒 有毒 2．固氮作用：游离态氮转变为化合态氮的方法。 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 氮的氧化物溶于水的计算 1．反应原理 ①3NO2＋H2O===2HNO3＋NO ②2NO＋O2===2NO2 反应①×2＋②⇒ 4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3 反应①×2＋②×3⇒ 4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3 知识点2：氮肥的生产和使用。 1．氨的合成(工业制法)： N2 + 3H22NH3 2．氨气的实验室制法 (1)反应原理：2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋2H2O＋CaCl2 (2)发生装置：固体＋固体气体 a. 收集装置和反应装置的试管和导管必须是干燥的； b. 发生装置的试管口略向下倾斜； c. 由于氨气的密度比空气的密度小，因此收集氨气时，导管应插入试管的底部； d. 加热温度不宜过高，并用酒精灯外焰由前向后逐渐加热。 (3)净化装置：盛有碱石灰固体的干燥管(或U形管)吸水。 (4)收集方法：只能用向下排空气法。 (5)尾气吸收：棉花用稀硫酸浸湿，吸收氨气，防止多余的氨气逸出污染空气。 (6)验满方法 a. 将湿润的红色石蕊试纸放在试管口处，若试纸变蓝，则说明氨气已收集满。 b. 用玻璃棒蘸取浓盐酸靠近试管口处，若产生白烟，则说明氨气已收集满。 3．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 。 4．氨气的化学性质 知识点3：硝酸 1．硝酸的工业制法：氨催化氧化法 原理： 4NH3 + 5O2 4NO + 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。 1)硝酸和金属的反应。 ①除Au、Pt等少数金属外，硝酸几乎可以氧化所有的金属。 如3Ag＋4HNO3(稀)===3AgNO3＋NO↑＋2H2O ②活泼金属与HNO3反应不生成H2，HNO3的浓度不同，还原产物不同，一般情况下为 ③常温下浓硝酸能使Fe、Al钝化 王水：1体积的浓硝酸与3体积的浓盐酸混合，能溶解金和铂 2)硝酸与非金属的反应。 ①一般反应规律：非金属单质＋浓硝酸―→最高价氧化物或其含氧酸＋二氧化氮 ②举例：C＋4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O；S＋6HNO3(浓)H2SO4＋6NO2↑＋2H2O (3)硝酸与还原性化合物的反应。 物质类别 典型实例 －2价的硫 H2S、Na2S、NaHS、FeS等 ＋4价的硫 SO2、H2SO3、Na2SO3、NaHSO3等 -1价的碘 HI、KI等 ＋2价的铁 FeSO4、FeCl2、FeO、Fe(OH)2等 【规律总结】　 金属和硝酸反应的计算原理 (1)原理图 (2)三个守恒。 ①原子守恒法：HNO3与金属反应时，一部分HNO3表现酸的作用，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