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氮的知识点总结 【思维导图】 二、氮气（N2）： 1．氮元素在自然界中的存在形式：既有游离态又有化合态。空气中含N2 占78％（体积分数）或75％（质量分数）；化合态氮存在于多种无机物和有机物中，氮元素是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素。 2．物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，密度比空气略小，难溶于水。 3．氮气的分子结构：氮分子（N2）的电子式为，结构式为N≡N。由于N2分子中的N≡N键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼。 4．氮气的化学性质：常温下氮气很稳定，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（如高温、放电等），也能跟某些物质（如氧气、氢气等）发生反应。 ⑴ N2的氧化性： ① 与H2化合生成NH3 N2 +3H22NH3 〖说明〗 该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理。 ② 镁条能在N2中燃烧 N2 + 3Mg ==== Mg3N2（金属镁、锂均能与氮气反应） Mg3N2易与水反应：Mg3N2 + 6H2O === 3Mg(OH)2 + 2NH3↑ 〖拓展延伸〗镁条在空气中点燃发生的反应有： 2Mg + O2 ==== 2MgO N2 + 3Mg ==== Mg3N2 2Mg + CO2 ==== 2MgO + C ⑵ N2与O2化合生成NO： N2 + O22NO 〖说明〗 在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应。 5．氮气的用途： ⑴ 合成氨，制硝酸； ⑵ 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； ⑶ 在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发； ⑷ 保存粮食、水果等食品，以防止腐烂； ⑸ 医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术； ⑹ 利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能。 6．制法： ⑴ 实验室制法：加热NH4Cl饱和溶液和NaNO2晶体的混合物。 NaNO2 + NH4Cl === NaCl + N2↑+ 2H2O ⑵ 工业制法： 液氮（沸点-195.8℃） N2 空气 ────→ ───→ 液氧（沸点-183℃） O2 7．氮的固定：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 8．氮的循环： 〖说明〗在自然界，通过氮的固定，使大气中游离态的氮转变为化合态的氮进入土壤，植物从土壤中吸收含氮的化合物制造蛋白质。动物则靠食用植物得到蛋白质。动物的尸体残骸，动物的排泄物以及植物腐败物等在土壤中被细菌分解，变为含氮化合物，部分被植物吸收；而土壤中的硝酸盐也会被细菌分解成氮气，氮气可再回到大气中。这一过程保证了氮在自然界的循环。 三、氮的氧化物： 各种价态氮氧化物：（N2O）、（NO）、（N2O3）、（NO2、N2O4）、（N2O5），其中N2O3和N2O5分别是HNO2和HNO3的酸酐。气态的氮氧化物几乎都是剧毒性物质，在太阳辐射下还会与碳氢化物反应形成光化学烟雾氮氧化物（NOy）和碳氢化合物（CHy）在大气环境中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（主在是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。光化学烟雾主要发生在阳光强烈的夏、秋季节。NO可用Cu与稀HNO3反应制取： 3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O，由于NO极易与空气中的氧气作用，故只能用排水法收集。 ⑵ 实验室NO2可用Cu与浓HNO3反应制取： Cu＋4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O，由于NO2可与水反应，故只能用排空气法收集。 3．2NO2 N2O4 △H0 的应用 四、氨和铵盐： 1．氨的合成： N2 + 3H2 2NH3 2．氨分子的结构：NH3的电子式为，结构式为，氨分子的结构为三角锥形，N原子位于锥顶，三个H原子位于锥底，键角107°18′，是极性分子。 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。 氨气极易溶于水，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 。