高中化學歸納 必修一 氮及其化合物
液氮的固點是多少度
1、氮氣
（1）氮元素在自然界的存在形式
既有遊離態也有化合態。空氣中約含N2 78% （體積分數）或75% （質量分數） ；化合態氮存在於多種無機物和有機物中，氮元素是構成蛋白質和核酸不可缺少的元素。
（2）氮氣的物理性質
純淨的氮氣是無色氣體，密度比空氣略小，氮氣在水中的溶解度很小。在常溫下，降溫可以變為液體，再變為雪花狀固體。
（3）氮氣的分子結構
氮氣分子（N2） 的電子式為
結構式為N=N。由於N2分子中N=N鍵很牢固，所以通常情況下，氮氣的化學性質不活潑。（感謝
@少年去遊蕩
指出，氮氣分子是氮氮三鍵，輸入法沒有，請大家以圖為準）
（4）氮氣的化學性質
①N2與H2化合生成NH3：（催化劑，高溫高壓） N2 + 3H2 =2NH3（工業合成氨的原理） ；注意：反應可逆且常溫常壓下平衡常數極小（感謝
@deserve
指出）
②N2和O2化合生成NO：（放電） N2 +O2== 2NO （在閃電或行駛的引擎中會發生以上反應） ；
③與活潑的金屬如Mg反應：
（點燃）N2 + 3Mg = Mg3N2。產物遇水發生雙水解反應： Mg3N2 + 6H2O =3Mg（OH）2↓+2NH3↑；
④N2可做保護氣的原因是氮氣的化學性質很不活潑。
（5）氮氣的用途
①合成氨，制硝酸；
②代替稀有氣體作焊接金屬的保護氣，防止金屬被氧化；
③在燈泡中填充氮氣防止鎢絲被氧化；
③儲存糧食、水果等食品，防治腐爛；
④醫學上用液氮作冷凍劑，以便在冷凍麻醉條件下進行手術；
⑤利用液氮製造低溫環境，如使某些超導材料在低溫下獲得超導效能。
［說明］
將遊離態氮轉變為化合態氮的過程叫氮的固定，固定氮的方式有自然固氮和人工固氮。
①自然固氮：雷雨天產生NO氣體
豆科植物根瘤菌固氮；
②人工固氮：合成氨工業。
2、氮的氧化物
氮元素有+1、+2、+3、+4、+5五種正價，五種正價對應六種氧化物N2O （俗稱“笑氣”， 具有麻醉作：用） NO、N2O、NO2 、 、 N2O3、N2O 4、 N2O5（白色固體）。其中N2O3和N2O5分別是HNO2和HNO3的酸酐。它們都是空氣汙染物，空氣中的NO2是造成光化學煙霧的主要因素。
NO， NO2的性質、實驗室製法的比較見下表
氮的氧化物及某些碳氫化合物經紫外線的照射發生一系列的光化學反應所形成的有毒煙霧，稱為光化學煙霧
3、氨
（1）分子結構
（2）物理性質
NH3是一種無色、有刺激性氣味的氣體，密度比空氣大，其熔沸點比較低，易液化，極易溶於水，其水溶液顯弱鹼性。常溫下，1體積水約能溶700體積氨氣。氨對人的眼睛、鼻子、喉嚨等黏膜有刺激作用，接觸時應小心。如果不慎接觸過多的氨出現病狀，要及時吸入新鮮空氣和水蒸氣，並用大量水沖洗眼睛。
（3）化學性質
①與水反應；
NH3 + H2O=NH3·H2O=NH4++OH-（兩個反應均可逆），氨的水溶液叫氨水。在氨水中所含的微粒有： NH3、H2O、NH3。H2O、 NH、H+、OH-。氨水具有鹼的通性，如能使無色酚酞溶液變紅。
②與酸反應生成銨鹽；
反應實質為： NH3 + H+ = NH4+ （正四面體）
例如： 2NH3 + H2SO4 = （NH4）2SO4
［知識延伸］
NH3分子中N原子有一對孤電子對，能夠跟有空軌道的H+形成配位鍵。
③具有還原性；
（催化劑）4NH3 + 5O2= 4NO + 6H2O （工業制HNO3 的基礎反應）
2NH3 + 3Cl2 = 6HCl+ N2 （Cl2過量）
8NH3 + 3Cl2 = 6NH4Cl + N2 （NH4過量， 可用於檢驗Cl2瓶是否漏氣）
2NH3 + 3CuO= N2 + 3Cu + 3H2O （實驗室制N2）
（催化劑）6NO2 + 8NH3=7N2 + 12H2O
（催化劑）2xNH3 + 3NOx- =（2x+3/2）N2 + 3xH2O
（治理氮氧化物汙染）
④與CO2反應制尿素；
（200atm，180℃） 2NH3 + CO2 = CO（NH2）2 + H2O
⑤配合反應。
Ag+ + 2NH3 = ［Ag（NH3）2］+
（4）氨的用途
①氨是氮肥工業及製造硝酸、銨鹽、純鹼等的重要原料；
②氨也是有機合成工業（如制尿素、合成纖維、燃料等）上的常用原料；
③氨還可用作製冷劑。
（5）氨的結構與性質的關係總結
①分子結構理論，電子式為
空間構型為三角錐型；
②相對分子質量為17，比空氣輕，可用向下排空氣法收集（使用棉花） ；
③分子間存在特殊作用力（氫鍵） ，易液化，做製冷劑；
④和水分子能形成氫鍵，易形成一水合氨；
⑤和水、酸電離出的H+作用，呈弱鹼性，跟酸及某些鹽反應；
⑥N原子處於最低價態，具有還原性，能被Cl2、O2、CuO等氧化。
4、氨氣的實驗室製法
①藥品：氯化銨與氫氧化鈣固體；
②反應原理： （Δ）2NH4Cl + Ca（OH）2 =CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑；
③反應型別：固+固→氣體；
④發生裝置：大試管；
⑤乾燥方法：透過裝有鹼石灰的乾燥管或U形管（不可用濃硫酸、P2O5 和無水CaCl2乾燥） ；
⑥驗滿方法：
1，用溼潤的紅色石蕊試紙接近試管口，試紙變藍
2，用蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近試管口，產生白煙（感謝評論區
@李sir
指正）；
⑦收集方法：向下排空氣法；
⑧尾氣處理：用水吸收（用防倒吸裝置） ；
⑨裝置圖：
5、銨鹽
（1）概念
銨鹽是由銨根離子和酸根離子組成的化合物。銨鹽都是晶體，都易溶於水。
（2）銨鹽的化學性質
①受熱易分解；
➊非氧化性的揮發性酸形成的銨鹽，分解產物通常為氨和相應的酸。例如：
NH4Cl（固）= NH3↑+HCl↑（感謝評論區
@婧可以叫女青
指正）
（NH4）2CO3= 2NH3↑+H2O↑+CO2↑
❷難揮發性的酸形成的銨鹽，分解產物為氨和難揮發性的酸或酸式鹽。例如：
（加熱）：3（NH4）2SO4 = 3SO2↑+6H2O+N2↑+ 4NH3↑（感謝評論區
@婧可以叫女青
指正）
（加熱）：（NH4）3PO4= H3PO4 + 3NH3↑（注意，此處不適用元素週期律）
❸氧化性酸形成的銨鹽，分解產物為氮或氮的氧化物。例如： （Δ）NH4NO3= N2O↑+2H2O
②與鹼反應- -銨鹽的通性；
固態銨鹽+強鹼（NaOH、 KOH）→無色、有刺激性氣味的氣體
溼潤的紅色石蕊試紙 →試紙變藍
例如： NH4NO3 + 2NaOH= NaNO3 + NH3↑+H2O
［說明］
➊若是銨鹽與強鹼溶液共熱，用離子方程式表示為：
△ NH4+ +OH-=NH3↑+H2O。（感謝評論區
@陌上
指正）
❷若是銨鹽和強鹼的稀溶液混合且不加熱，則無氨氣逸出，用離子方程式表示：
NH4++OH- = NH3。H2O。
❸若反應物都是固體，則只能用化學方程式。
③氮肥的存放和施用
銨鹽可做氮肥。由於銨鹽受熱易分解，儲存氮肥時應密封並存放在陰涼處，施用氮肥時應埋在土下並及時灌水，以保證肥效。
④NH4+的檢驗
取少量待檢物置於試管中，加入NaOH溶液中，加熱，用溼潤的紅色石蕊試紙檢驗，若試紙變藍，則證明待檢物中有銨根離子。
6、硝酸
（1）硝酸的分子結構
化學式（分子式）為： HNO3，結構式： HO一NO2。HNO3是有極性的共價鍵形成的極性分子，故易溶於水，分子間以範德華力結合，固態時為分子晶體。
（2）物理性質
①純硝酸是無色、易揮發（沸 點為83°C）、有刺激性氣味的液體。開啟盛濃硝酸的瓶子，有白霧產生；
②質量分數在98%以上的濃硝酸揮發出來的HNO3蒸氣遇到空氣中的水蒸氣會形成績效的硝酸液滴而產生”發煙“現象，通常叫做發煙硝酸。
（3）化學性質
①具有酸的通性
②不穩定性
純淨的硝酸或濃硝酸在常溫下見光或受熱發生分解。硝酸越濃，越易分解。
△或光照 4HNO3 2H2O+4NO2↑+O2↑
③強氧化性
不論是稀硝酸還是濃硝酸都具有極強的氧化性。濃度越大，氧化性越強。
➊幾乎能與所有的金屬反應（除金、鉑外）。當硝酸與金屬反應時，硝酸被還原的程度（化合價的降低多少）與硝酸的濃度和金屬的活潑性有關。對於同一金屬單質，硝酸的濃度越小，硝酸被還原的程度越大，氮元素的化合價降低越多。一般規律為：
金屬+HNO3 （濃） →硝酸鹽+NO2↑+H2O
金屬+HNO3 （稀） →硝酸鹽+NO個+H2O
較活潑金屬（Zn， Mg等） +HNO3 （極稀）→硝酸鹽+N2O↑+H2O （或NH3等） 。
❷常溫下，濃HNO3能使金屬Fe、Al， 發生鈍化。因此，可用鐵製品或鋁製品盛放濃硝酸，但要注意密封，以防硝酸揮發變稀後與鐵、鋁反應。
❸濃硝酸與濃鹽酸按體積比1 ： 3配置而成的混合酸叫王水。王水溶解金屬的能力更強，能溶解-些不溶於硝酸的金屬鉑、金等。
❹能把許多非金屬（如C、S、P等）氧化，生成最高價含氧酸或最高價非金屬氧化物。如：
C+4HNO3（濃） = CO2↑+4NO2↑+2H2O。（感謝
@知世
指正）
❺能氧化某些還原性的物質，如H2S、SO2、
Na2SO3、HI、HBr、Fe2+ 等。
應注意NO3無氧化性，而NOz在酸性溶液中時，則具有很強的氧化性。例如，在Fe（NO3 ）2溶液中加入鹽酸或硫酸，因引入了H+而被氧化為Fe3+。
❻能腐蝕某些有機物，如面板、衣服、紙張、橡膠等。
（4）儲存方法
實驗室儲存硝酸時，將硝酸盛放在帶玻璃塞的棕色試劑瓶中，並貯存在黑暗且溫度較低的地方
（5）用途
硝酸是- -種重要的化工原料，用於製造炸藥、染料、塑膠、硝酸鹽等；在實驗室裡，它是一種重要的化學試劑。
7、磷
（1）磷在自然界中的存在
自然界中沒有遊離態的磷，磷主要以磷酸鹽的形式存在於礦石中。磷和氫一樣，是構成蛋白質的成分之一。 動物的骨骼、牙齒和神經組織都含有磷。
（2）磷的物理性質
磷的單質有多種同分異構體，其中常見的有白磷和紅磷。白磷和紅磷的性質如下表：
［特別提醒］
白磷遇光輝逐漸變為黃色。因此，白磷又稱為黃磷，白磷的顏色通常表述為“白色或黃色”。
（3）白磷和紅磷的化學性質
白磷和紅磷都能在空氣中燃燒，燃燒產物- -般為五氧化二_磷，且放出大量的熱。
（4）用途
用於製造純度較高的磷酸，白磷可以用於製造燃燒彈、煙幕彈等；紅磷可以用於制農藥、安全火柴等。
（5）磷的化合物
①五氧化二磷
➊五氧化二磷的分子式為P4O10，通常寫為P2O5。
❷五氧化二磷通常為白色固體，由磷在空氣中燃燒生成，623K。
❸五氧化二磷是典型的酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性。
❹五氧化二磷很易和水反應，與冷水反應生成偏磷酸，跟熱水反應生成磷酸，反應放出大量熱。
P2O5 + H2O = 2HPO3 （偏 磷酸）
P2O5 + 3H2O=2H3PO4
［注意］五氧化二磷的強親水性決定了它可以作為乾燥劑。五氧化二磷是一種固態、酸性、無強氧化性的乾燥能力很強的乾燥劑
②磷酸
➊磷酸為三元中強酸，屬於弱電解質，易溶於水，在水中分三級電離。
H3PO4 = H2PO4- + H+
H2PO4- = HPO4 2- + H
HPO4 2- = PO4 3- + H+
❷純磷酸是無色晶體，熔點為315K，沸點很高，可溶於水。
❸磷酸無強氧化性，具有酸的通性。為了避免Br-、I-被氧化，可用於濃磷酸代替濃硫酸在實驗室中製備HBr、HI。
③磷酸鹽
磷酸是三元酸，對應的鹽有正鹽和酸式鹽： Na3PO4、Na2HPO4、NaH2PO4
8、常見酸小結
