化学自习室移动版

一、N的结构与N₂

01．N元素位于元素周期表的第二周期、第VA族。

02．氮原子的最外电子层有5个电子，既不容易得到3个电子，也不容易失去5个电子。因此，氮原子一般通过共用电子对与其他原子相互结合构成具体物质，如NH₃、NO、NO₂、HNO₃等。

03．氮元素既有游离态，又有化合态。N₂存在于空气中(N₂约占空气总体积的78%)，部分氮元素存在于动植物体内的蛋白质中，还有部分氮元素存在于土壤、海洋里的硝酸盐和铵盐中。

04．氮气的电子为：，在书写时，一定不能漏掉两对电子而写成。

05．氮气结构式：N≡N；N₂的化学性质稳定是由于分子内的氮氮三键的键能大，难以破坏。

06．N₂性质稳定，很难与其它物质发生反应，但这种稳定是相对的，在一定条件下可以发生反应：

07．与氢气反应生成NH₃：N₂＋3H₂2NH₃，这个反应需要记住四个要点：高温、高压、催化剂，可逆。

08．与氧气在放电或高温条件下生成NO：N₂＋O₂2NO (在闪电时会发生反应)

09．N₂＋O₂2NO (在汽车引擎中会发生反应)

10．N₂与O₂在高温和放电的条件下都只会生成NO，在常温时NO与O₂反应生成NO₂

11．与活泼金属(Mg、Li)反应：3Mg＋N₂Mg₃N₂；6L i＋N₂2L i₃N

12．氮气能与镁反应生成氮化镁，氮化镁与水反应(水解反应)生成氢氧化镁和氨气，化学方程式为Mg₃N₂＋6H₂O=3Mg(OH)₂＋2NH₃↑。

13．氮气有如下用途

①工业上合成氨，制硝酸；

②代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化；

③在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发；

④保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；

⑤医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术；

⑥高科技利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能。

14．氮气实验室制法：加热NH₄Cl饱和溶液和NaNO₂晶体：NaNO₂＋NH₄ClNaCl＋N₂↑＋2H₂O

15．工业上从液态空气中，利用液态氮的沸点(－195.8℃)比液态氧的沸点(－183℃)低分离而制得N₂。

16．氮的固定是指将将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程。

17．氮的固定有三种途径：

①自然固氮：自然通过闪电释放的能量将空气中的氮气转化为含氮的化合物

②生物固氮：豆科植物根瘤菌将N₂转化成氨

③人工固氮：将氮气氧化或还原为氮的化合物，最重要的人工固氮途径是工业合成氨

二、氮的氧化物

01．氮元素有＋1、＋2、＋3、＋4、＋5价，五种正价对应六种氧化物：(N₂O)、(NO)、(N₂O₃)、(NO₂、N₂O₄)、(N₂O₅)，其中N₂O₃和N₂O₅分别是HNO₂和HNO₃的酸酐。

02．N₂O俗称笑气，NO是信使分子，常作麻醉剂；N₂O₃是HNO₂的酸酐，N₂O₅是HNO₃的酸酐。

03．NO无色、无味的有毒的气体，NO与血红蛋白结合，使人中毒。

04．NO难溶于水，NO易被氧气氧化成NO₂，形成酸雨、光化学烟雾

05．NO被O₂氧化为红棕色的NO₂：2NO＋O₂===2NO₂ (收集NO气体必须用排水集气法)

06．NO₂是红棕色有剌激性气味的有毒气体，易溶于水且与水反应，故收集时只能用向上排空所法。

07．3NO₂＋H₂O=2HNO₃＋NO，反应中氧化剂与还剂之物质的量之比为1:2

08．NO₂通入水中，发生3NO₂＋H₂O=2HNO₃＋NO，反应后剩余的气体为NO，体积为原体积的1/3；

09．通过反应3NO₂＋H₂O=2HNO₃＋NO和反应2NO＋O₂===2NO₂可以叠加出以下三个反应：

①4NO₂＋O₂＋2H₂O=4HNO₃，当V(NO₂):V(O₂)=4:1，混合气体溶于水，无气体剩余；

②4NO＋3O₂＋2H₂O=4HNO₃，当V(NO):V(O₂)=4:3，混合气体溶于水，无气体剩余；

③NO₂＋NO＋O₂＋H₂O=2HNO₃，当V(NO₂):V(NO):V(O₂)=1:1:1，混合气体溶于水，无气体剩余；

10．NO₂既有氧化性又有还原性，以氧化性为主。

①与SO₂的反应：NO₂＋SO₂===SO₃＋NO

②与碘化钾溶液的反应：2NO₂＋2KI===2KNO₂＋I₂(NO₂能使湿润的淀粉KI试纸为蓝)

11．NO₂与N₂O₄之间存在N₂O₄2NO₂，故无纯净的NO₂或N₂O₄，1mol NO₂中分子数小于N_A

12．92g NO₂与N₂O₄的混合物中含有的原子数为3N_A，与二者的量各自为多少没有关系。

13．NO₂与氢氧化钠溶液的反应：2NO₂＋2NaOH===NaNO₃＋NaNO₂＋H₂O

14．NO和NO₂混合气体与氢氧化钠溶液的反应：NO₂＋NO＋2NaOH===2NaNO₂＋H₂O，若气体无剩余，则可知n(NO₂)＞n(NO)。

15．气态的氮氧化物几乎都是剧毒性物质，都是大气污染物，易与碳氢化物反应形成光化学烟雾。

16．空气中的NO、NO₂主要来源于煤和石油的燃烧、汽车尾气、硝酸工厂的废气等。

17．常见的污染类型

①光化学烟雾：氮氧化物(NOy)和碳氢化合物( C_xH_y)受到强烈的太阳紫外线照射后，发生复杂的化学反应，主要生成光化学氧化剂(主要是O₃)及其他多种复杂的化合物，这是一种新的二次污染物，统称为光化学烟雾。光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡。

②酸雨：NOx排入大气中后，与水反应生成HNO₃和HNO₂，随落到地面，就有可能形成酸雨

③破坏臭氧层：NO₂可使平流层中的臭氧催化分解而减少，导致地面紫外线辐射量增加

④水体污染：水体富营养化

18．常见的NOx尾气处理方法

①碱液吸收法：2NO₂＋2NaOH===NaNO₃＋NaNO₂＋H₂O；NO₂＋NO＋2NaOH===2NaNO₂＋H₂O

②催化转化：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N₂)或NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N₂和CO₂)，一般适用于汽车尾气的处理。

三、氨气

01．氨是无色、有刺激性气味的气体，容易液化，可用作制冷剂液氨汽化时吸热，使周围温度降低。

02．氨极易溶于水，在常温常压下，溶解度为1:700，故在处理氨气尾气时需防止倒吸现象的发生。

03．NH₃是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检验NH₃。

04．氨溶于水的水溶液称为氨水，其中大部分NH₃与水结合成一水合氨(NH₃·H₂O)。

05．NH₃·H₂O为弱电解质，氨水中存在平衡：NH₃＋H₂ONH₃·H₂ONH₄^＋＋OH^－，其中存在三分子(NH₃·H₂O、NH₃、H₂O)和三种离子(OH^－、NH₄^＋、H^＋)。

06．氨水的浓度越大，密度反而越小(是一种特殊情况，乙醇也是浓度大，密度小)。

07．NH₃·H₂O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出：NH₃·H₂ONH₃↑＋H₂O

08．氨水虽然大部分以NH₃·H₂O形式存在，但计算时仍以NH₃作溶质

09．蘸有浓盐酸的玻璃棒与蘸有浓氨水的玻璃棒靠近，有大量白烟产生，原因是浓氨水和浓盐酸均有挥发性，挥发出来的NH₃和HCl在空气中相遇，生成NH₄Cl固体小颗粒，即为白烟反应的化学方程式：HCl＋NH₃===NH₄Cl(白烟，可用于检验NH₃)换成浓硝酸有相同现象。

10．NH₃与硫酸反应：2NH₃＋H₂SO₄=(NH₄)₂SO₄(浓硫酸无挥发性，不能形成白烟)，不能干燥NH₃。

11．NH₃分子中氮元素的化合价为－3价，在化学反应中氮元素可以失去电子，因此氨具有还原性。

12．氨的催化氧化是指氨气在催化剂(如铂等)、加热条件下，被氧气氧化生成NO和H₂O。

反应为：4NH₃＋5O₂4NO＋6H₂O(工业制硝酸的基础，也是工业上制NO的方法)

13．与CuO反应：2NH₃＋3CuON₂＋3Cu＋3H₂O

14．氨气与氯气反应：2NH₃(少量)＋ 3Cl₂ ===N₂ ＋ 6HCl；8NH₃(足量)＋3Cl₂===N₂＋6NH₄Cl

15．氨水滴入FeCl₃溶液中，生成红褐色沉淀，Fe^3＋＋3NH₃·H₂O===Fe(OH)₃↓＋3NH

16．氨水滴入AlCl₃溶液中，生成白色沉淀，Al^3＋＋3NH₃·H₂O===Al(OH)₃↓＋3NH

17．氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水，通常把氨水盛装在玻璃容器。

18．氨是氮肥工业及制造硝酸、碳铵、纯碱等的重要原料

19．氨也是有机合成工业中的常用原料(如：尿素、合成纤维、染料等)

20．实验室制备氨气利用铵盐＋碱氨气＋盐＋水，2NH₄Cl＋Ca(OH)₂2NH₃↑＋CaCl₂＋H₂O。

21．不能选择NH₄NO₃和NH₄HCO₃代替NH₄Cl，是因为NH₄NO₃加热会发生爆炸造成危险；NH₄HCO₃受热易分解成CO₂，使收集的NH₃不纯。

22．不能用NaOH代替Ca(OH)₂，是因为NaOH易潮解，结块，且对玻璃有腐蚀。

23．因为CaCl₂能与NH₃反应生成CaCl₂·8NH₃，所以干燥NH₃一般选择碱石灰。

24．P₂O₅与浓硫酸均能与NH₃反应，生成相应的盐，故不能用来干燥氨气。

25．收集时，在试管口塞一团棉花，作用是减小NH₃与空气的对流速度，使收集的NH₃更纯净。

26．NH₃的验满方法有：

①用湿润的红色石蕊试纸置于试管口，若试纸变蓝，则NH₃已集满；

②将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，若有白烟产生，则NH₃已集满。

27．喷泉实验的原理是烧瓶内外产生压强差，产生喷泉的方法有①物理溶解，②化学反应。

四、铵盐

01．铵盐是指由铵根离子和酸根离子构成的盐，铵盐中即有离子键，又有共价键。

02．铵盐＋碱氨气＋盐＋水：NH₄Cl＋NaOHNH₃↑＋NaCl＋H₂O

03．若是铵盐溶液与碱溶液共热，产物写成NH₃；若是铵盐溶液与浓碱溶液，写成NH₃；

04．若是反应物为稀溶液且不加热时或无特殊说明写NH₃·H₂O

05．在铵根离子的检验的时候，为了让效果更明显，一般反应条件为浓溶液，且加热。

06．紫色石蕊试纸遇碱变蓝，这一现象变化不明显，故改用红色石蕊试纸，且检测前需湿润。

07．铵盐不稳定，受热易分解，一般生成氨气和对应的酸(酸可能继续分解)：

①NH₄ClNH₃↑＋HCl↑(生成的NH₃与HCl易重新化合，NH₃＋HCl=NH₄Cl，不能用来制备NH₃)

②NH₄HCO₃固体受热分解：NH₄HCO₃NH₃↑＋CO₂↑＋H₂O

③(NH₄)₂CO₃固体受热分解：(NH₄)₂CO₃2NH₃↑＋CO₂↑＋H₂O

08．NH₄NO₃受热分解较为复杂：NH₄NO₃N₂O↑＋2H₂O，2NH₄NO₃2N₂↑＋O₂↑＋4H₂O

五、硝酸

01．纯硝酸是无色、易挥发(沸点为83℃)、有刺激性气味的液体。

02．常用浓HNO₃质量分数为69%，与水以任意比互溶，打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生。

03．质量分数为98%以上的浓硝酸挥发出来的HNO₃蒸气遇空气中的水蒸气形成极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象”。因此，质量分数为98%以上的浓硝酸通常叫做“发烟硝酸”

04．硝酸具有①酸的通性 ②不稳定性 ③强氧化性。

05．稀硝酸使石蕊试液变红色不褪色，浓硝酸使紫色石蕊试液先变红后褪色(酸性和强氧化性)。

06．硝酸具有酸的一些通性，但硝酸与活泼金属反应时无氢气产生。

07．HNO₃不稳定，光照或受热易分解：4HNO₃4NO₂↑＋O₂↑＋2H₂O。

08．HNO₃略呈黄色的原因是部分HNO₃分解生成NO₂溶解在HNO₃所致，可以通入O₂除去，不宜加水除去，一则产生NO，二来会改变原硝酸的浓度。

09．硝酸一般保存在棕色细颈瓶中，并放置在阴凉处，以减少硝酸见光受热分解。

10．HNO₃中的＋5价氮元素具有很强的得电子能力。硝酸的浓度越大，温度越高，其氧化性越强。

11．除Au、Pt等金属外，硝酸几乎可以氧化所有金属，3Ag＋4HNO₃(稀)=3AgNO₃＋NO↑＋2H₂O。

12．活泼金属与硝酸反应，硝酸的浓度不同，还原产物不同，可能是NO₂、N₂O、NO、N₂、NH₄NO₃

如：Cu＋4HNO₃(浓)=Cu(NO₃)₂＋2NO₂↑＋2H₂O

如：3Cu＋8HNO₃(稀)=3Cu(NO₃)₂＋2NO↑＋4H₂O

如：4Zn＋10HNO₃(稀)===4Zn(NO₃)₂＋NH₄NO₃＋3H₂O

HNO₃作氧化剂，没有特别说明，浓HNO₃→NO₂，稀HNO₃→NO，其它情形根据题目所给信息处理即可。

13．稀、浓HNO₃都具有强氧化性；浓度越大，氧化性越强，浓HNO₃的还原产物一般是NO₂，稀HNO₃的还原产物一般是NO。

14．稀硝酸与H₂S反应的离子方程式：3H₂S＋2HNO₃(稀)===3S↓＋2NO↑＋4H₂O

15．稀硝酸与SO₂反应的离子方程式：3SO₂＋2NO₃^－＋2H₂O===3SO₄^2－＋2NO↑＋4H^＋

16．稀硝酸与Na₂SO₃反应的离子方程式：3SO₃^2－＋2NO₃^－＋2H^＋===3SO₄^2－＋2NO↑＋H₂O

17．稀硝酸与HI反应的离子方程式：6I^－＋2NO₃^－＋8H^＋===3I₂＋2NO↑＋4H₂O

18．稀硝酸与Fe^2＋反应的离子方程式：3Fe^2＋＋NO₃^－＋4H^＋===3Fe^3＋＋NO↑＋2H₂O

19．稀硝酸与FeO反应的离子方程式：3FeO＋NO₃^－＋10H^＋===3Fe^3＋＋NO↑＋5H₂O

20．常温下，浓HNO₃能使Fe、Al发生钝化，钝化也是化学变化；

21．铜与浓硝酸反应的方程式为：Cu＋4HNO₃(浓)=Cu(NO₃)₂＋2NO₂↑＋2H₂O；

22．铜与稀硝酸反应的方程式为：3Cu＋8HNO₃(稀)=3Cu(NO₃)₂＋2NO↑＋4H₂O

23．少量铁与稀硝酸反应的方程式为：Fe＋4HNO₃(稀)=Fe(NO₃)₃＋NO↑＋2H₂O；

24．足量铁与稀硝酸反应的方程式为：3Fe＋8HNO₃(稀)=3Fe(NO₃)₂＋2NO↑＋4H₂O

25．浓HNO₃和浓盐酸按照体积比为1:3混合；称为“王水”，可溶解金、铂等金属。

26．硝酸与非金属反应时，硝酸只表现出氧化性，而没有表现出酸性。

①木炭与浓硝酸反应：C＋4HNO₃(浓)CO₂↑＋4NO₂↑＋2H₂O

②硫与浓硝酸反应：S ＋ 6HNO-3(浓)H₂SO₄＋6NO₂↑＋4H₂O

③红磷与浓硝酸反应：P ＋ 5HNO₃(浓)H₃PO₄＋5NO₂↑＋H₂O

④白磷与浓硝酸反应：P₄ ＋ 20HNO₃(浓)4H₃PO₄＋20NO₂↑＋4H₂O

通过上述反应发现，浓硝酸将非金属单质都氧化成其最高价含氧酸(①中本质是生成H₂CO₃)。

27．NO₃^－无氧化性，而当NO₃^－在酸性溶液中时，由于形成硝酸而具有强氧化性。

例如：在Fe(NO₃)₂溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H^＋而使Fe^2＋被氧化为Fe^3＋

28．过量的Cu与浓硝酸反应，待反应停止后，再加入稀盐酸或硫酸，此时铜片上有无色气体生成，这是因为：加入的酸电离出的H^＋与Cu(NO₃)₂中的NO₃^－结合具有强氧化性，能使Cu继续溶解。

29．铜片与稀硝酸、稀硫酸反应：3Cu＋8H^＋＋2NO₃^－===3Cu^2＋＋2NO↑＋4H₂O(混酸计算最简方法)。

30．根据信息，求出铜、H^＋、NO₃^－三者的物质的量，然后找出量不足的那种物质，以其作为标准，求出相关量进行作答。

31．Cu与稀硝酸反应后，固体无剩余，向其中加入NaOH溶液，使Cu^2＋恰好沉淀，这一类题目，抓住Cu^2＋恰好沉淀时，溶质为NaNO₃，可知n(NO₃^－)=n(NaNO₃)=n(NaOH)，可以确定残留NO₃^－的物质的量，释放出的NO、残留的NO₃^－二者物质的量之和为原硝酸的物质的量。

32．能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等。因此在使用硝酸(尤其是浓硝酸)时万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤。

33．硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐、氮肥等。

34．NaNO₃＋H₂SO₄(浓)NaHSO₄＋HNO₃↑(利用浓H₂SO₄的高沸点，难挥发性酸制取挥发性酸)