先放一波你不知道的这些事。

1、氮气无毒，但在化工上曾发生过氮气窒息事故。氮气可谓是“隐形杀手”。

2、饮品充氮——“氮气啤酒”。

3、氨水能不能作为一种清洁能源？

4、生活提防：无良商贩用“氨水＋双氧水”洗核桃。

5、你听说过“阿摩神之盐”吗？

6、听说具有爆炸性的硝石还有中药药效作用，你相信吗？

就高考备考中，关于氮的知识给同学们列出以下复习提纲：

1、概括为四大部分：

(1)氮的游离态——即氮单质

(2)氮的化合态——即氮的化合物(包括含氮元素的氧化物、氢化物、酸、碱、盐)

(3)氨气的制备

(4)硝酸的制备

2、氮单质的四个方面：

(1)氮原子结构与价电子排布、氮在周期表中的位置

(2)氮气的物理性质(色、态、味、密度、水溶性)

(3)氮气的化学性质

(4)氮的固定和氮的循环

(5)氮气的制备与用途

3、含氮元素的氧化物——一氧化氮和二氧化氮

4、含氮元素的氢化物——氨和联氨

5、含氮元素的碱——一水合氨

6、含氮元素的酸——硝酸

7、含氮元素的盐——铵盐

8、解硝酸与金属反应计算题的整理思路和计算方法

9、自学延伸(一):含氮化合物的价键理论知识

10、自学延伸(二)：含氮有机物在生、化学科中的相关知识

氮是在18世纪70年代初期从空气中发现的。第一个认识到氮是空气组分之一的是瑞典的ScHeELE。大气中约含78%(体积)的氮气，还含有少量氨，以及因雷电的作用使空气中的氮和氧化合而形成的少量氮的氧化物。此外，由于石油燃烧、汽车废气等因素造成的大气污染，也使氮的氧化物的浓度有所增加。大气中的氮因细菌、闪电和化学作用得到固定；因细菌和燃烧使有机物质分解得到释放，氮在大气中的浓度是这二者之间平衡的结果。土壤中氮的含量不高，约为1%。氮的天然矿藏主要有印度硝石(KNO₃)和智利硝石(NaNO₃)。生物体中的蛋白质、酶和维生素等都含有氮，氮对于生命有着极其重要的意义。

氮是DNA和蛋白质的成分之一，而蛋白质和DNA是所有生命所必须的。在工业革命之前，生命所需的氮有97%都是靠生物所固定的。目前农业上使用的氮大部分源自由1900年发明的哈伯－博施制氮法。这种方法能将大气中的氮与空气中(或化石燃料燃烧所生成)的氢气在高温高压下催化生成氨。哈伯－博施制氮法利用的是非可再生资源，能耗大而且昂贵。

氨(NH₃)是一种无色而有独特刺激性、极易溶解于水的气体。它广泛存在于人畜的排泄物中，并在人畜的粪尿或尸体腐烂时产生出来。所以基本来说，自从有了人类诞生的那一天起，人们就感到了氨的存在。然而，人类真正把它作为一和气体物质，发现它、“捉”住它、研究它，还是近300年间的事。

在19世纪，炸药广泛应用于开矿，而合成炸药需要大量的硝酸。当时硝酸来源于硝石(含硝酸钠)和硫酸的反应。但是硝石的产量很有限。1809年，智利的沙漠地区发现了一个巨大的硝酸钠矿床，很快就开发利用。到1850年世界上硝盐的供应，主要是智利。1902年，德国科学家奥斯特瓦尔德(Ostwald，F. W.，1853～1932)研究了催化过程，成功地使氨在铂上氧化转变成一氧化氮，并进而制造硝酸的工作。

2013年6月3日清晨，吉林宝源丰禽业公司发生火灾，至当天上午10时火势基本被控制住，但现场仍有大量浓烟冒出。此次火灾共造成121人遇难，76人受伤。经调查，该公司存有大量液氨，事故发生时其中一只液氨罐体发生泄漏，遇火星发生爆炸引燃可燃物。

同时该公司存在疏散通管道堵塞，逃生出口封锁等情况。本次事故中，遇难者死亡原因除火灾外，最主要为氨气中毒引发的呼吸道水肿。

今天我们就来好好认识一下氮及其化合物。

第一部分

一、氮原子结构、氮在周期表中的位置、基态氮原子价电子排布

1、氮原子结构

2、氮在周期表中的位置

3、基态氮原子价电子排布

基态N：1s²2s²2p³，简写为[He] 2s²2p³

价电子排布为2s²2p³，价电子数为5。

价电子轨道表达式如图

因内层电子少(只有1s²)，原子半径小，价电子层没有可用于成键的D轨道，使N的配位数最多不超过4。

因氮的电负性较大，可形成离子化合物Li₃N、Mg₃N₂；另外还有形成氢键的倾向，但是H－N^…H键的强度比H－O^…H键要弱。

氮的氧化态可由－3到＋5，因此氮的氧化还原性质很复杂。

二、氮的同位素、存在

1、同位素

已知氮有7种同位素，它们是¹²N、¹³N、¹⁴N、¹⁵N、¹⁶N、¹⁷N、¹⁸N。其中天然存在的稳定同位素有¹⁴N及¹⁵N，它们的丰度比为273:1。其它五种同位素:¹²N、¹³N、¹⁶N、¹⁷N及¹⁸N均为放射性同位素)。寿命最长的¹³N半衰期接近10min，对于大多数化学实验，氮的放射性同位素寿命太短，因此，有关同位素效应及跟踪的研究大都采用¹⁵N同位素。

2、存在

氮在地壳中的含量是0.0046%(质量分数)，绝大部分的氮是以单质状态存在于空气中。除土壤中含有一些铵盐、硝酸盐外，氮很少以无机化合物形式存在于自然界。化合态的氮主要存在于有机体中，它是组成植物体的蛋白质的重要元素。

三、氮气的物理性质(色、态、味、密度、水溶性)

氮气在通常状况下是一种无色无味的气体，密度比空气小，氮气占大气总量的78.08(体积分数)，是空气的主要成分。1体积水中大约只溶解0.02体积的氮气。

氮气是难液化的气体。在标准大气压下，冷却到—195.8℃时，变成没有颜色的液体，冷却到—209.8℃时，液态氮变成雪状的固体。在生产中，通常采用黑色钢瓶盛放氮气。

四、氮气的化学性质

氮气的化学性质不活泼，常温下很难跟其他物质发生反应，所以常被用来制作防腐剂。但在高温、高能量条件下可与某些物质发生化学变化，用来制取对人类有用的新物质。

五、氮的固定和氮的循环

大气中存储着丰富的气态氮分子，但遗憾的是这些氮分子是惰性的，植物和动物自身不能直接利用；只有在微生物与植物协作下，才能将这些惰性氮气转变为生物可利用的活性氮，进入植物体内，转变为氨基酸和蛋白质，如大豆和花生；参与这个过程的微生物叫固氮菌，这个过程也被称之为固氮作用。

并不是只有与豆科植物有关的细菌才能固氮。一些非豆科植物体内也存在一些具有固氮能力的细菌，这些植物内生固氮菌通常能定殖在健康植物体内，与宿主植物进行联合固氮。

六、氮气的制备与用途

1、氮在自然界中主要以双原子分子的形式存在于大气中，因而工业上由液态空气分馏来获得纯度为99%的氮气。实验室里制备少量氮气的常用方法是加热饱和的亚硝酸钠和氯化铵的混合溶液，其反应式为：

NH₄Cl＋NaNO₂NH₄NO₂＋NaCl。

NH₄NO₂N₂＋2H₂O

2、用途(看收藏)

(1)作保护气体，以防止某些物体暴露于空气时被氧所氧化。

(2)作冷冻剂，在医学上用于除斑、包、豆等手术。液氮冷冻技术也广泛应用于在食物的冷冻、冷藏以及运输。

(3)作食品加工助剂，根据国家标准的要求，充气包装不需要标注。所以啤酒、果汁、薯片、饼干糕点、奶粉、咖啡等食品的配料表里是没有氮气的。

(4)高纯氮气用作色谱仪等仪器的载气。

第二部分

一、含氮元素的氧化物——一氧化氮和二氧化氮

氮能形成多种氧化物，常见氧化态为＋1到＋5。如N₂O、NO、N₂O₃、NO₂、N₂O₄及N₂O₅。

其中液态N₂O₄是火箭推进系统的有效氧化剂。

N₂O₅是硝酸的酸酐，很不稳定，容易爆炸

二、含氮元素的氢化物——氨和联氨

1、氨

(1)历史发展

公元八世纪，阿拉伯炼金术士吉伯在他的书中提到了阿摩尼亚盐(Sal Ammonia)。古希腊的亚历山大大帝征服北非以后，在北非沙漠中的一块绿洲上建立了一座新的庙宇，被命名为宙斯——阿摩庙宇。宙斯是希腊诸神中的主神，而阿摩(Ammon)则是古埃及诸神中的佼佼者。由于长期烧骆驼粪，宙斯—阿摩庙宇的墙和天花板蒙上一层烟灰。这种烟灰里包含着一些象盐那样的白色晶体，不时散发出一阵阵刺鼻的气味。当地人把这种白色晶体称作Sal Ammonic(阿摩神之盐)，现在命名为氯化铵。由于氨气的早期利用氯化铵制取，因此被命名为“Ammonia”(阿摩尼亚)

早在17世纪初，氨这种气体就被布鲁塞尔的医生海尔蒙德发现了。后来，德国著名的化学家格劳贝尔又在17世纪中叶用人尿与石灰共热的方法制出了它。稍后，德国另一位化学家孔克尔发现，动物残骸腐烂能产生一种看不到却很呛人的气体。但他仅仅记下了这一发现的经过。

1727年英国牧师兼化学家哈尔斯(Hales，S.1677~1761)将石灰和卤砂(主要成分为氯化铵)混合放入曲颈甑内加热，并将曲颈甑管插入水中。他见到水槽中的水被曲颈甑倒吸入甑中的现象。这种方法和我们今天的实验室制氨法相同。但是，由于他并不知道氨是一种极易溶于水的气体，所以尽管他已经看到了水被倒吸的现象，仍然认为“好像什么事情都没有发生!”就这样，他错过了一次千载难逢的成功机会。

1774年化学家普利斯德里重复了赫尔斯用石灰和卤砂混和加热制氨的方法，但在收集氨气时，他巧妙地避开了水而使用了他自己常用的“排汞集气法”。由于氨是不溶于汞的，所以它终于被普利斯特里收到了瓶子里。普利斯德里还研究了氨的性质，发现它易溶于水、可以燃烧。此外，它还发现在氨气中通以电火花时，其容积增加很多，而且分解为两种气体。一种是可燃的氢气；另一种是不能助燃的氮气，从而证实了氨是氮和氢的化合物。

普利斯特里他发现这种气体可以与酸中和成盐，因此将这种气体命名为“碱性空气”。今天看来，这个名字起得可能不甚合理，因为空气本身就是混合物。但在当时，由于人们刚刚开始研究空气，而且那时的“空气”概念与我们今天的“气体”含义接近。所以，为氨起这样一个突出其碱性的名字，的确已经很了不起了。

1780年前后，法国化学家贝托雷进一步测定了氨的组成。把其中氮、氢元素质量比精确到4:1，并再次叫它“挥发性碱”，阿莫尼亚的名字也是从那时开始流传下来的。其后戴维等化学家继续研究，进一步证实了2体积的氨通过火花放电之后，分解为1体积的氮气和3体积的氢气。

在氨的结构中，氮原子的三个电子分别和三个氢原子组成共价键，另外两个电子成为孤对电子，因此它很容易和金属离子结合成络合物。人们很快发现，氨水可以用来清洗铜器、银器上的锈迹，因此氨水又被称为“擦铜水”。

1902年，德国科学家威廉·奥斯特瓦尔德发现用氨气氧化法生产硝酸的方法。首先氨气是通过催化剂(例如铂)与氧气一起加热反应生成一氧化氮和水。其次是在有水存在下，一氧化氮被氧化生成二氧化氮，生成的气体被水吸收，得到产物硝酸，一氧化氮可以循环利用。

1908年，德国的物理学家、化工专家F．哈伯(Haber，1868~1934)和他的学生实现了高压条件下氨气的合成反应。1910年德国巴登苯胺纯碱公司建立了世界上第一座合成氨试验工厂，1913年建立了大型工业规模的合成氨工厂。

目前，氨气在医药、化肥、国防、轻工业方面均用途广泛，是制造氮肥、硝酸、炸药、医药、火箭液体燃料、塑料等物质的原料。如今，制氨工业已经成为当今世界基本化学工业之一。

(2)分子结构

从氨气的电子式结构来看，也能推出来氨气具有以下性质：

因为它有一对孤电子，根据路易斯酸碱理论来说，它可以提供电子，应该为碱，所以显碱性；给出电子，体现还原性；还有一条是选修3会学习到，它能提供电子，是一个配体，如银氨溶液，银离子与氨气形成配位键，类似的还有铜离子与氨气形成配位键。

在氨分子中氮原子采取不等性sp³杂化，其中三个杂化轨道与氢原子形成σ键，另一杂化轨道为未键合的孤对电子占据，分子形状为三角锥形。这样的结构使NH₃分子有很强的极性，容易形成氢键。

(3)物理性质

氨气是无色有强烈刺激气味的气体，极易溶于水，还溶于乙醇和乙醚。由于氨分子间存在氢键，所以它的熔点(－77℃)和沸点(－36℃)比同族其他元素的氢化物都高，密度0.91g/cm3，易被液化成无色的液体。易挥发，有毒，对眼、鼻、皮肤有刺激性和腐蚀性，能使人窒息，空气中最高容许浓度30mg/m3。

(4)化学性质

碱性

与水反应NH₃＋H₂ONH₃·H₂ONH₄^＋＋OH^－

(氨气使湿润的红色石蕊试纸变蓝的解释就可以直接用这个平衡)

氨水中存在三分子、三离子

分子：NH₃、NH₃·H₂O、H₂O；

离子：NH₄^＋、OH^－、H^＋；

与酸反应

HCl＋NH₃===NH₄Cl

浓盐酸易挥发出HCl气体，浓氨水易挥发出氨气，二者相遇生成氯化铵固体小颗粒分散在空气中形成白烟

氨气与不同的酸作用可得到各种相应的盐，即铵盐。所有的铵盐均具有的特征：

Δ均是易溶于水的盐

Δ加热都能分解，分解产物一般为氨和相应的酸

Δ特殊情况下(发生氧化还原反应)，分解产物与对应的酸以及加热温度有关

下面来分情况说明。

(1)如果组成铵盐的酸是挥发性的，则分解时，氨气与酸一起挥发，冷却时又重新结合成铵盐。

如NH₄Cl：起初NH₄Cl=== NH₃↑＋HCl↑

而后NH₃＋HCl===NH₄Cl

现象：好象升华一样，实际上不是升华，而是发生了化学变化，NH₄Cl受热分解生成挥发的HCl和NH₃，而它们遇冷又结合生成NH₄Cl晶体。

(2)如果组成的铵盐是难挥发性酸，则分解时只有氨气逸出，而难挥发性的酸残留在加热的容器中。如(NH₄)₂SO₄、(NH₄)₃PO₄等

(NH₄)₂SO₄===2NH₃↑＋H₂SO₄

此反应时常还伴随NH₃被H₂SO₄氧化，产物较复杂。

(NH₄)₃PO₄=== 3NH₃↑＋H₃PO₄

(3)如果酸具有氧化性，则在加热条件下，氧化性酸和产物氨将进一步反应，使NH₃氧化为N₂或氮氧化物。

NH₄NO₃=== NH₃↑＋HNO₃

NH₄NO₃N₂O↑＋2H₂O

在更高的温度或撞击时会因产物都是气体而爆炸

2NH₄NO₃2N₂↑＋O₂↑＋4H₂O

4NH₄NO₃3N₂↑＋2NO₂↑＋8H₂O

这些复杂的氧化还原反应呀╮(╯▽╰)╭

(4)碳酸氢铵最易分解，分解温度为30℃：

NH₄HCO₃NH₃↑＋CO₂↑＋H₂O

还原性

①氨气与O₂反应

NH₃与纯氧反应：4NH₃＋3O₂2N₂＋6H₂O

瓶中事先倒入了少量浓氨水，并让氨气挥发与空气混合。

燃烧匙里放的东西是三氧化二铬(Cr₂O₃)，在此起到了催化的作用。

NH₃催化氧化反应：4NH₃＋5O₂4NO＋6H₂O

②氨气与Cl₂反应

2NH₃(少量)＋3Cl₂===N₂＋6HCl

8NH₃(过量)＋3Cl₂===N₂＋6NH₄Cl

③氨气与CuO反应 2NH₃＋3CuO===N₂＋3Cu＋3H₂O

④氨气与NOx反应归中反应8NH₃＋6NO₂===7N₂＋12H₂O

配位性

氨中氮原子上的孤对电子能与具有空轨道的分子或离子形成配位键。

除去工业尾气中的氮氧化物，常用氨催化吸收法。

(5)实验室制备氨气

方法一

原理：2NH₄Cl＋Ca(OH)₂CaCl₂＋2NH₃↑＋2H₂O

装置：

净化方法：碱石灰

收集方法：向下排空气法

验满方法：

①将湿润的红色石蕊试纸置于试管口(试纸变蓝)

②将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口(白烟)

注意事项：

①发生装置试管口略向下倾斜。

②不能用NH₄NO₃跟Ca(OH)₂反应制氨气。硝酸铵受撞击、加热易爆炸，且产物与温度有关，可能产生NH₃、N₂、N₂O、NO。

③不能用NaOH、KOH代替Ca(OH)₂。强碱具有吸湿性(潮解)易结块，不易与铵盐混合充分接触反应，且加热情况下对玻璃仪器有腐蚀作用。

④NH₃分子直径小，易与空气发生对流，收集时在管口塞一团棉花球，可减少NH₃与空气的对流速度，收集到纯净的NH₃。

⑤加热浓氨水时也会有水蒸气，需要用碱石灰干燥，而能采用浓硫酸和固体CaCl₂。

浓H₂SO₄与NH₃反应

H₂SO₄＋NH₃= (NH₄)₂SO₄

NH₃与CaCl₂反应生成“八氨合氯化钙”

CaCl₂＋8NH₃= CaCl₂·8NH₃(因NH₃是Lewis碱，这是一个加合反应)

⑥若将氨气通入水中进行尾气处理，要注意防倒吸。常见的防倒吸的装置如下：

⑦不能直接加热氯化铵分解制备氨气，因为氯化铵受热分解后遇冷又会化合生成氯化铵，得不到氨气。

其他快速制取氨气的方法：

①加热浓氨水

②浓氨水＋氢氧化钠

③浓氨水＋氧化钙

方法二

加热浓氨水

一般用于实验室快速制氨气

NH₃·H₂ONH₃↑＋H₂O

浓氨水中加固态碱性物质

加入固态碱性物质(如CaO，NaOH，碱石灰等)，消耗水且c(OH^－)增大，使平衡移动，同时反应放热，促使NH₃·H₂O的分解。

(6)用途：氨可用来制造化肥、硝酸和炸药等。氨还是合成纤维(锦纶、腈纶)、树脂、橡胶等工业用品的重要原料。液氨(因汽化热很高)还可用作深度冷冻剂。

2、联氨

联氨又称肼。它可看成是氨分子内的一个氢原子被氨基所取代的衍生物，其中氮的氧化态为一2。其结构如图所示，分子中的两个n(原子以)sp³杂化轨道形成б键，由于两对孤对电子的排斥作用，使两对电子处于反位，并使N－n(键能减小)，因此N₂H₄的稳定性比NH₃小，受热即发生爆炸性分解，生成N₂、NH₃和H₂。

(1)强还原性

阿波罗宇宙飞船就是利用N₂O₄做氧化剂，以1:1的CH₃NHNH₂和(CH₃)₂NNH₂的混合物做火箭推进剂。

N₂O₄(1) ＋ 2N₂H₄(I)一3N₂(g) ＋ 4H₂O(g)

(2)弱碱性

联氨的水溶液呈弱碱性，其强度比氨水还要弱。

N₂H₄＋H₂ON₂H^5＋＋OH^－ K₁(298K)＝8.5×10^－7

N₂H^5＋＋H₂ON₂H₆₂＋＋OH－K₂(298K)＝8.9×10^－16

氨有一对孤对电子，可以与氢离子形成配位键，肼有两对孤对电子，可以与两个氢离子形成两个配位键。氨、肼呈碱性不是直接电离出OH^－，就是因为其与水中的H^＋形成了配位键，留下了OH^－。肼应该属于二元碱了。

氨与酸反应，肼与酸反应，也都是与H^＋形成了配位键。

与硫酸反应时，要考虑到硫酸是二元强酸，如果硫酸量少，应该生成硫酸铵，如果硫酸量过量，则应该生成硫酸氢铵。

三、氨水(氨气的水溶液)

1、物理性质

氨水具有特殊的强烈刺激性臭味，吸入后对鼻、喉和肺有刺激性会引起咳嗽、气短和哮喘等；氨水溅入眼内，可造成严重损害，甚至导致失明；皮肤接触可致灼伤，因此使用氨水时要小心。浓氨水易挥发，因此保存氨水要密闭，置于阴冷处。

氨水又称阿摩尼亚水，主要成分为NH₃·H₂O，是氨气的水溶液，无色透明且具有刺激性气味。

2、化学性质

(1)弱碱性：一水合氨是一元弱碱，具有碱的通性。

NH₃·H₂ONH₄^＋＋OH^－

能使无色酚酞试液变红色，能使紫色石蕊试液变蓝色，能使湿润红色石蕊试纸变蓝。实验室中常见此法检验NH₃的存在。

能与酸反应，生成铵盐。浓氨水与挥发性酸(如浓盐酸和浓硝酸)相遇会产生白烟。(实验室中可用此法检验来检验氨气、氨水的存在)

NH₃·H₂O＋HCl===NH₄Cl＋H₂O(白烟)

NH₃·H₂O＋HNO₃===NH₄NO₃＋H₂O(白烟)　　

遇不挥发性酸(如硫酸、磷酸)无此现象。

工业上，利用氨水的弱碱性来吸收硫酸工业尾气，防止污染环境。

SO₂＋2NH₃·H₂O=== (NH₄)₂SO₃＋H₂O

(NH₄)₂SO₃＋SO₂＋H₂O===2NH₄HSO₃

(2)沉淀性：能与多种金属离子反应，生成难溶性弱碱或两性氢氧化物。

Mg^2＋＋2NH₃·H₂O===Mg(OH)₂↓＋2NH₄^＋

AlCl₃＋3NH₃·H₂O===Al(OH)₃↓＋3NH₄Cl

Al(OH)₃沉淀不溶于过量氨水。利用此性质，实验中可制取Al(OH)₃等。

(3)络合性：与Ag^＋、Cu^2＋、Zn^2＋等离子能发生络合反应，当氨水少量时，产生不溶性弱碱或两性氢氧化物，当氨水过量时，不溶性物质又转化成络离子而溶解。

AgOH＋2NH₃·H₂O=== [Ag(NH₃)₂]^＋＋OH^－＋2H₂O

实验室中用此反应配制银氨溶液。　　

Cu(OH)₂＋4NH₃·H₂O=== [Cu(NH₃)₄]^2＋＋2OH^－＋4H₂O

(深蓝色)

(4)不稳定性：见光受热易分解而生成氨和水。　　　

NH₃·H₂ONH₃↑＋H₂O

实验室中，可用加热浓氨水制氨，或常温下用浓氨水与固体烧碱混合的方法制氨，其装置与操作简便，且所得到的氨气浓度较大，可以用做“喷泉”实验。由于氨水具有挥发性和不稳定性，故一水合氨应密封保存在棕色或深色试剂瓶中，放在冷暗处。

(5)弱还原性：由于氨水中的氮元素元素处于最低价态，所以氨水表现出弱的还原性，可被强氧化剂氧化。如氨水可与Cl₂发生反应：

3Cl₂＋8NH₃·H₂O===6NH₄Cl＋N₂＋8H₂O

3、用途

由于氨水可以作为肥料直接施于农田，且施入土壤后易于农作物吸收，所以在农村使用很普遍。

氨水是实验室重要的试剂，主要用作分析试剂，中和剂，生物碱浸出剂，铝盐合成和弱碱性溶剂。

作为一种碱性消毒剂，在军事上用于消毒沙林类毒剂。

医药上用稀氨水对呼吸和循环起反射性刺激，医治晕倒和昏厥，并作皮肤刺激药和消毒药。

四、含氮元素的酸——硝酸

氮能形成多种含氧酸，其中以硝酸最为重要，它是重要的化工原料。

1、物理性质

纯硝酸是无色液体，沸点是359 K，在226K下凝为无色晶体。硝酸和水可以按任何比例混合。密度为1.42g·cm³，含HNO₃为69.2%，相当于16mol·L^－1。这就是一般市售的浓硝酸。浓度为86%以上的浓硝酸因挥发而产生白烟，故通常称为发烟硝酸

2、化学性质

(1)强酸性：HNO₃===H^＋＋NO₃^－

(2)不稳定性：见光或受热时分解

4HNO₃4NO₂↑＋O₂↑＋2H₂O

因此，硝酸中由于溶有分解出来的NO₂而常常带有黄色或红棕色。浓硝酸应置于阴凉不见光处存放。

(3)强氧化性

与非金属单质(C、S、P、I₂等)反应

S＋6HNO₃(浓)H₂SO₄＋6NO₂↑＋2H₂O

C＋4HNO₃(浓)CO₂↑＋4NO₂↑＋2H₂O

P＋5HNO₃(浓)H₃PO₄＋5NO₂↑＋H₂O

I₂＋10HNO₃(浓)2HIO₃＋10NO₂↑＋4H₂O

与金属单质(Au、Pt、Ti除外)反应

Cu＋4HNO₃(浓)=== Cu(NO₃)₂＋2NO₂↑＋2H₂O

3Cu＋8HNO₃(稀)=== 3Cu(NO₃)₂＋2NO↑＋4H₂O

4Zn＋10HNO₃(稀)=== 4Zn(NO₃)₂＋N₂O↑＋5H₂O

4Zn＋10HNO₃(很稀)=== 4Zn(NO₃)₂＋NH₄NO₃＋3H₂O

HNO₃被还原的产物，可能为以下一系列较低氧化态的氮的化合物:

特别提醒：

①Fe、Al遇浓硝酸、浓硫酸钝化，钝化是一种化学反应，在金属表面形成一层致密的氧化膜，可阻止内层金属继续与酸反应。故常温下，浓硝酸可用铁桶盛放。

②硝酸与金属反应时既表现氧化性又表现酸性。浓硝酸能使紫色石蕊试液先变红，后褪色，该反应过程中浓硝酸表现出强酸性和强氧化性。

③浓、稀硝酸均具有强氧化性，浓度越大，氧化性越强，在与变价金属反应时，金属能够被氧化为最高价态。

(4)与有机物的反应(硝化作用)

硝酸以硝基(－NO₂)取代有机化合物分子中的一个或几个氢原子的作用称为硝化作用。

利用硝酸的硝化作用可以制造许多含氮染料、塑料、药物；制造硝化甘油、三硝基甲苯(TNT)、三硝基苯酚等，它们都是烈性的含氮炸药。

五、含氮元素的盐——铵盐

铵盐一般是无色的晶体，易溶于水，其水溶液呈酸性。

(1)在任何铵盐溶液中加入强碱，并加热，就会放出氨(NH₄^＋的鉴定反应):

NH₄^＋＋OH^－NH₃↑＋H₂O

(2)受热分解，铵盐热分解产物和阴离子对应的酸的氧化性，挥发性有关，也和分解温度有关。

①若对应的酸有挥发性，而无氧化性，则分解产物为NH₃和相应的酸，如NH₄Cl、NH₄HCO₃；

②若酸是不挥发性的，则只有NH₃挥发逸出，而酸或酸式盐则残留在容器中，如(NH₄)₂SO₄、(NH₄)₃PO₄；

③若对应的酸有氧化性，则分解出来的NH₃立即被氧化为氮或氮的氧化物，并放出大量的热。例如NH₄NO₃分解反应在密团容器中进行。就会产生爆炸。因此，NH₄NO₃可用于制造炸药。

(3)用途

铵盐中的碳酸氢铵、硫酸铵、氯化铵和硝酸铵都是优良的肥料，氯化铵还用于染料工业，制作干电池以及焊接时除去待焊金属物体表面的氧化物。

第三部分

解硝酸与金属反应计算题的整理思路和计算方法

1、整体思路

2、计算方法

(1)原子守恒法

HNO₃与金属反应时，一部分HNO₃起酸的作用，以NO₃^－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)电子守恒法

HNO₃与金属的反应属于氧化还原反应，HNO₃中氮原子得电子的物质的量等于金属失电子的物质的量。

(3)离子方程式计算法

金属与H₂SO₄、HNO₃的混合酸反应时，由于硝酸盐中NO₃^－在H₂SO₄提供H^＋的条件下能继续与金属反应，因此此类题目应用离子方程式来计算，先作过量判断，然后根据完全反应的金属或H^＋或NO₃^－进行相关计算，且溶液中要符合电荷守恒。

第四部分

一、合成氨工业——20世纪最伟大的化学发明

二、硝酸工业

三、喷泉实验——华丽的倒吸

1、喷泉实验的原理

使烧瓶内外在短时间内产生较大的压强差，利用大气压将烧瓶下面烧杯中的液体压入烧瓶内，在尖嘴导管口形成喷泉。

2、几种能形成喷泉的气体和液体

3、引发喷泉的几种方法

(1)使烧瓶内的气体迅速溶于水货某种液体

(2)使烧瓶内气体温度降低，从而使气压减小

(3)使烧瓶外待喷液面上的气压增大

4、喷泉实验成功的关键

(1)盛气体的烧瓶必须干燥

(2)气体要充满烧瓶

(3)烧瓶不能漏气

(4)所用气体能大量溶于所用液体或气体与液体快速反应

四、证明氨水是弱碱的七种方案

方案一：配置0.1mol/L 的氨水溶液，用pH计测定该溶液的pH。

现象：测出的pH＜13。

原理：溶液的pH＜13，说明NH₃•H₂O只有一小部分能发生电离(0.1mol/L 氨水的电离度为0.1%)，所以证实一水合氨是弱电解质。

问题：配置氨水的浓度是稍微高点好，还是稍微低点好?

方案二：取相同体积、相同浓度的氨水和氢氧化钠，接通电源和灯泡

现象：经过氢氧化钠溶液的灯泡亮度较高

原理：溶液导电性与离子浓度的大小和电荷数有关；氨水的导电性比同浓度的氢氧化钠低。说明氨水的离子浓度低，证明一水合氨不能发生完全电离。

问题：能不能把氢氧化钠换成同浓度的氢氧化钡?

方案三：配制一定浓度的氯化铵溶液，向其中加入几滴石蕊试液。

现象：溶液由紫色变为红色。

原理：石蕊变红证明氯化铵溶液显酸性，说明铵根离子与水电离出的氢氧根离子结合生成一水合氨，因此可以证实一水合氨是弱电解质。

问题：能不能把石蕊试液换成酚酞或者甲基橙?

方案四：配制一定浓度的氯化铵溶液，向其中加入镁粉。

现象：溶液中有气体放出。

原理：与金属镁反应气体生成变红证明氯化铵溶液显酸性，说明铵根离子与水电离出的氢氧根离子结合生成一水合氨，因此可以证实一水合氨是弱电解质。

问题：能不能把金属镁换成金属铝?

方案五：配制相同pH=a盐酸溶液，加入相同体积pH=14−a氨水溶液。再测定混合液的pH值

现象：混合溶液pH＞7，显碱性。

原理：酸碱完全中和时，消耗碱的多少与酸溶液中所含酸的物质的量成正比。溶液显碱性说明溶液中有未中和的碱，从而证明在氢离子和氢氧根浓度相同时，氨水浓度大于盐酸浓度，从而证明一水合氨是弱电解质。

问题：能不能把盐酸换成同pH的硫酸呢?

方案六：配制某浓度的氨水溶液，然后再加入少量醋酸铵晶体，比较两者的pH值。

现象：加入醋酸铵晶体后，溶液pH值降低。

原理：醋酸铵溶液显中性，加入时不影响溶液的pH值。溶液pH值降低，说明一水合氨的电离受到铵根浓度的影响，进而证实一水合氨存在着电离平衡。

问题：能不能把醋酸铵晶体换成氯化铵晶体呢?

方案七：取一定浓度的氨水溶液，测定其pH值；然后将溶液稀释100倍，再测定稀释液的pH值。

现象：稀释液的pH值高于原先测定的pH－2。

原理：pH差值小于2个单位，证明在稀释后氢氧根离子浓度降低，但降低幅度比稀释倍数小。证实一水合氨存在电离平衡。

问题：如果起始氨水的pH值是8，还需要进行下面的实验么？

五、防弹透明陶瓷

科学家们没有找到让金属铝透明的办法，但是却开发出了一种能达到类似强度的透明铝基材料——氮氧化铝(AlON)。

六、硝石

第43届世界遗产委员会会议将于6月30日至7月10日在阿塞拜疆首都巴库举行，会议审核被提名列入联合国教科文组织《世界遗产名录》的36处遗产地。同时在大会期间，委员会决定将智利遗产地“亨伯斯通和圣劳拉硝石采石场”移出《濒危世界遗产名录》。这一决定是对智利政府为该遗产地的保护和可持续管理所做努力的回应。

采石场于2005年被列入《世界遗产名录》，并因40余年疏于管理维护，场内建筑已是危房，且受大风损坏，于同年被被列入《濒危世界遗产名录》。

3、硝石和德国

在合成氨没有发明以前，制造炸药基本上各国都是到南美洲的智利去购买硝石。德国的化学家奥斯瓦尔德认为，如果哪个国家能将智利的硝石控制住，那么它就能取得战争的胜利。因为没有硝石就不能制造硝酸，没有硝酸就不能制造炸药。

德国化学家FrITz HABeR因为在开发合成氨工艺中的杰出贡献而获得1918年的诺贝尔化学奖。FrITz HABeR是一位饱受争议的科学家，曾经研究过化学武器，并在一战中造成大量的伤亡。但是，从科学贡献上，HABeR还是一位杰出的科学家。

位于波兰Lower Silesian省的Wocław Salon Slaski俱乐部里面挂着两排这个省诞生的诺贝尔奖得主。其中两幅肖像是倒立的。一幅是Haber的，另一幅是阴极射线的发明者Philipp L Enard。Lenard后来成为种族主义者。