一、氮

1、“位－构－性”

(1)位置：第二周期Va族。

(2)结构：

(3)性质：(预测)

①氧化性：最外层能得3电子，反应后显－3价，显示为氧化性。与金属钠反应：生成Na₃N。与金属Mg反应：生成Mg₃N₂。

②还原性：自然界中能看到稳定的＋5价，说明氮具有一定的还原性。

但氮既不易失电子，也不易得电子，更容易以形成共用电子对的方式构成物质。

③氧化性比较：实际上N₂比O₂的氧化性差很多，还有一个原因是N₂中N之间的共价键比O₂的O之间的共价键强很多，更不容易断裂所致。【推理】

2、氮气的物理性质

颜色？状态？气味？毒性？溶解性？密度？熔沸点？

无色无味无毒的气体。溶解性：难溶于水。

【推理】密度：与空气相近。熔沸点：很低。

氮气由分子构成，分子之间为分子间作用力，分子的相对分子质量很小，所以熔沸点很低。

3、氮气的化学性质(从金属、非金属、氧化物、酸、碱、盐等角度分析)

(1)与金属反应：Na或Mg在空气中燃烧时，会产生少量的氮化物。

3Mg＋N₂Mg₃N₂

(2)与非金属反应：

N₂若与氧化性非金属反应，显示为还原性。

N₂＋O₂2NO

N₂若与还原性非金属反应，显示为氧化性。

N₂＋3H₂2NH₃

这是工业制氨的反应，也是工业制氮的化合物的重要反应。

(3)与常见的氧化物、酸、碱、盐一般不反应。

(4)氮的固定：把游离态的氮转化为氮的化合物。

大自然通过闪电或根瘤菌能实现自然固氮。

4、金属氮化物的化学性质

(1)遇水能水解。

Mg₃N₂＋6H₂O=3Mg(OH)₂＋2NH₃↑

(2)遇酸能反应生成两种盐。

Mg₃N₂＋8HCl=3MgCl₂＋2NH₄Cl

二、NO和NO₂

1、NO的物理性质

颜色？状态？气味？毒性？溶解性？密度？熔沸点？

无色、有毒气体，不溶于水。

【推理】密度与空气相近。

熔沸点：比N₂稍高。(分子的极性越高，分子间作用力越大)

2、NO的化学性质

遇空气生成红棕色的NO₂。

2NO＋ O₂=2NO₂

3、NO₂的物理性质

颜色？状态？气味？毒性？溶解性？密度？熔沸点？

红棕色、有刺激性气味的有毒气体，易溶于水

【推理】密度比空气大。

熔沸点：易液化，熔沸点比NO高很多。(NO₂在低温下易形成N₂O₄，使相对分子质量变大，分子间作用力变大)

注意：NO₂在标准状况下是液体。

4、NO₂的化学性质

(1)溶于水时会有一部分与水反应，生成HNO₃和NO。

3NO₂＋H₂O=2HNO₃＋NO

(2)NO₂气体内存在着生成N₂O₄的平衡。

2NO₂⇌ N₂O₄

所以NO₂气体中含有N₂O₄。(N₂O₄为无色气体)

5、NO、NO₂的其它化学性质

(1)NO₂和O₂混合气体与水反应，能全部生成HNO₃。

4NO₂＋O₂＋2H₂O=4HNO₃

(2)NO和O₂混合后与水反应，能全部生成HNO₃。

4NO ＋3O₂＋2H₂O=4HNO₃

(3)NO₂与NaOH溶液反应，生成NaNO₃和NaNO₂。

2NO₂＋2NaOH=NaNO₃＋NaNO₂＋H₂O

(4)NO、NO₂的混合气体与NaOH溶液反应，生成NaNO₂。

NO＋NO₂＋2NaOH=2NaNO₂＋H₂O

三、NH₃和铵盐

1、NH₃的物理性质

颜色？状态？气味？毒性？溶解性？密度？熔沸点？

无色、有刺激性气味的气体。

【推理】密度比空气小。

熔沸点：熔沸点比N₂高。(分子之间有氢键)

易液化，液氨气化时吸收大量能量，可以用作致冷剂。

【实验】氨气溶于水的喷泉实验

此实验证实了，氨气易溶于水，氨气溶于水会显碱性。

常温常压下1体积的水中大约可溶解700体积的氨气。

氨水的密度小于水的密度，浓度越大，密度越小。

2、NH₃的化学性质

(1)遇水显碱性。

NH₃＋H₂O⇌NH₃·H₂O⇌NH₄^＋＋OH^－

氨水(主要成分为NH₃·H₂O)能使酚酞溶液变红或使蓝色石蕊试纸变蓝。

氨与酸生成铵盐。氨气遇氯化氢时，会产生白烟。

NH₃＋HCl=NH₄Cl

(2)有很强的还原性。

①在催化剂的作用下，能与O₂反应，生成NO。

4NH₃＋5O₂4NO＋6H₂O

②能还原CuO。

2NH₃＋3CuO3Cu＋N₂＋3H₂O

③能与Cl₂反应。

2NH₃＋3Cl₂=6HCl＋N₂

或8NH₃＋3Cl₂=8NH₄Cl＋N₂

3、铵盐的物理性质

多数为无色晶体，有的是白色固体，易溶于水。受热易分解，很多无熔沸点。有氨的气味。密度比水大。

4、铵盐的化学性质

(1)铵盐易分解。

NH₄ClNH₃↑＋HCl↑

NH₄HCO₃NH₃↑＋CO₂↑＋H₂O

(2)铵盐是弱碱盐，可以用强碱与铵盐反应，制取氨气。

NH₄Cl＋NaOH(浓)NH₃↑＋NaCl＋H₂O

NH₄Cl＋NaOH=NH₃·H₂O＋NaCl

由于氨气极易溶于水并且与水形成NH₃·H₂O，生成量浓度较低时，写NH₃·H₂O。生成量浓度较高时，写NH₃↑＋H₂O。

(3)NH₃的实验室制法

①反应原理：2NH₄Cl＋Ca(OH)₂CaCl₂＋2NH₃↑＋2H₂O

②收集方法：向下排气法。(为什么不能用排水法？)

③检验氨气：用湿润的红色石蕊试纸，现象为试纸变蓝。

④若干燥氨气：用干燥管和碱石灰。

不能用无水氯化钙或浓硫酸吸收。(为什么？)

⑤若进行尾气处理：防倒吸，用水或稀硫酸吸收。

⑥棉花团的作用：防止氨气与空气对流。

⑦不能用NaOH固体，NaOH易与玻璃中的SiO₂反应，使试管破裂。

5、铵盐是农业的重要肥料。

左侧为缺少氮肥的植物，右侧为氮肥施加正常的植物

四、硝酸和硝酸盐

1、纯硝酸、浓硝酸、稀硝酸

(1)纯硝酸：无色、有刺激性气味的液体，易挥发，与水以任意比混溶。密度(1.51g·cm^－3)大于水。

纯硝酸中HNO₃以分子形式存在，分子之间有氢键，不发生电离，纯液体状态下不导电。

熔点－42℃，沸点83℃。熔沸点较高，原因是分子之间有氢键。但熔沸点比浓硫酸低，原因是HNO₃分子也会形成分子内氢键。

(2)浓硝酸：发烟硝酸的质量分数为98%。平时用的浓硝酸的质量分数为68%。

①不稳定：易分解为NO₂、O₂和H₂O。所以一般保存在棕色试剂瓶中，并放置在阴凉处。

4HNO₃4NO₂↑＋O₂↑＋2H₂O

浓硝酸一般呈黄色，是因为易分解，生成NO₂并溶于浓硝酸。

②强氧化性：不仅能氧化Mg、Zn等活泼金属，还能氧化Cu、Ag等不太活泼的金属和非金属C、S等。自身生成NO₂。

Cu＋4HNO₃(浓)= Cu(NO₃)₂＋2NO₂↑＋2H₂O

C＋4HNO₃(浓) CO₂↑＋4NO₂↑＋2H₂O

③钝化：Al、Fe遇到浓硝酸也会发生钝化现象。常温下可以用铁或铝制容器盛装浓硝酸。

(3)稀硝酸：低于6mol·L^－1的硝酸。具有强酸性和强氧化性，还原产物一般为NO。若硝酸的浓度更低，还原产物还可能为N₂O、N₂、铵盐等。

Fe₂O₃＋6HNO₃=2Fe(NO₃)₃＋3H₂O

3FeO＋10HNO₃=3Fe(NO₃)₃＋NO↑＋5H₂O

3Cu＋8HNO₃(稀)= 3Cu(NO₃)₂＋2NO↑＋4H₂O

4Zn＋10HNO₃(极稀)=4Zn(NO₃)₂＋NH₄NO₃＋3H₂O

(4)工业制硝酸的流程

2、硝酸盐

(1)物理性质：固体，绝大多数易溶于水。

在农业上可以用作肥料。

(2)化学性质：不稳定，受热易分解。与可燃物一起易发生爆炸，属于危险品。

分解规律如下

碱金属及碱土金属的硝酸盐：2NaNO₃2NaNO₂＋O₂↑

镁到铜：2Cu(NO₃)₂2CuO＋4NO₂↑＋O₂↑

银：2AgNO₃2Ag＋2NO₂↑＋O₂↑

(3)检验NO₃^－的方法：

在酸性介质中，通过和FeSO₄反应产生棕色环[Fe(NO)]SO₄加以定性检出。

五、酸雨及防治

1、正常雨水：pH值约为5.6，溶解CO₂所致。酸雨的pH小于5.6。

2、酸雨的形成原因：

化石燃料或矿物在燃烧或冶炼时会产生SO₂，机动车发动机会产生氮氧化物，SO₂和氮氧化物以及它们在大气中发生反应的生成物溶于水会形成酸雨。

3、酸雨的危害：

损伤农作物，破坏草原、森林，使土壤、湖泊酸化，加速建筑物、桥梁、工业设备、运输工具、电缆的腐蚀等。

4、酸雨的预防：

家用燃料改用去硫的燃气，工业废气在排放前要处理，机动车废气要进行催化处理等。

六、亚硝酸及亚硝酸盐

1、不同价态含氮物质的价类二维图

2、亚硝酸只存在于稀的水溶液中，亮蓝色，是弱酸。亚硝酸的盐类大多数是无色结晶，易溶于水，有毒。

NaNO₂＋H₂SO₄=NaHSO₄＋HNO₂

亚硝酸溶液遇微热即分解。

2HNO₂=NO↑＋NO₂↑＋H₂O

3、亚硝酸及亚硝酸盐既有氧化性，又有还原性。

酸性KMnO₄溶液、Cl₂、O₂等，能氧化NO₂^－。

NO₂^－＋Cl₂＋H₂O=NO₃^－＋2H^＋＋2Cl^－

2NaNO₂＋O₂=2NaNO₃

NO₂^－能氧化I^－等。

2HNO₂＋2I^－＋2H^＋=2NO↑＋I₂＋2H₂O

4、亚硝酸盐是一种食品防腐剂，能防止食品腐败变质，具有显著的杀菌或抑菌效能，特别是在腌肉工业上得到广泛应用。但亚硝酸钠有一定毒性，食入0.3～0.5克的亚硝酸盐即可引起中毒，3克导致死亡。它还有一定的致癌性，在2a类致癌物清单中。使用时需要严格控制用量。