氮的化合价

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。

⑴N2的氧化性：

①与H2化合生成NH3N2+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====2MgON2+3Mg====Mg3N22Mg+CO2====2MgO+C

⑵N2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；

⒆O2(加热、催化剂)

4HNO3(浓)==4NO2↑+2H2O+O2↑

强氧化性

不稳定性

HNO3

NaNO2

⑽NaOH

⒄Mg

N2O4

⒃H2O

NH3N2NO

NO2

Ag(NH3)2

+

NH4Cl

⒀AgNO3

⒁NaOH

⒂HCl

⑿Δ

⑾H2O

Mg3N2

⑵Cl2、(23)CuO

⑴H2

⑶O2(放电)

⑷NH3

⑸O2

⑹

⑺

⑻Cu

⒅HCl

⒇Cu、(21)Fe2+、、(22)I—

①与金属反应:Cu、Fe

②与非金属反应：C、S

③Fe、Al在冷、浓HNO3钝化

④Pt、Au能溶解于王水(浓HNO3:浓HCl=1:3）

⑤与还原性化合物反应：Fe2+、SO2、H2S、HI

有机物

硝化反应：C6H6

酯化反应：C3H5(OH)3

⑼

Δ

(24)Δ

点燃

点燃点燃点燃

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℃）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：1

N

（N2O）、2

N

（NO）、3

N

（N2O3）、4

N

（NO2、N2O4）、5

N

（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。

1．NO、NO2性质：

氮的氧化物一氧化氮(NO)二氧化氮(NO2)

物理性质

为无色、不溶于水、有毒的气体为红棕色、有刺激性气味、有毒的

气体，易溶于水

化学性质

①极易被空气中的O2氧化：

2NO+O2=2NO2

②NO中的氮为+2价，处于中间价

态，既有氧化性又有还原性

①与H2O反应：

3NO2+H2O＝2HNO3+NO

(工业制HNO3原理．在此反应中，

NO2同时作氧化剂和还原剂)

②平衡体系：2NO2N2O4

氮氧化物对

环境的污染、

危害及防治

措施

①硝酸型酸雨的产生及危害

②造成光化学烟雾的主要因素：氮氧化物（NxOy）和碳氢化合物（CxHy）

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。光化学烟雾刺激呼吸器官，使人

生病甚至死亡。光化学烟雾主要发生在阳光强烈的夏、秋季节。

③破坏臭氧层

措施：空气中的NO、NO2污染物主要来自于石油产品和煤燃烧的产物、

△

净化、液化

分馏

汽车尾气以及制硝酸工厂的废气，因此使用洁净能源，减少氮氧化物

的排放；为汽车安装尾气转化装置；处理工厂废气可以减少排放。

2．NO、NO2的制取：

⑴实验室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。

3．2NO2N2O4△H<0的应用

四、氨和铵盐：

1．氨的合成：N2+3H22NH3

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·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。

〖实验〗选修1P97实验4—8

氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用，若不慎接触过多的氨而出现病症，要

及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。

4．氨的化学性质：

⑴跟水反应：氨气溶于水时（氨气的水溶液叫氨水），大部分的NH3分子与H2O分子结

合成NH3·H2O（一水合氨）。NH3·H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4

＋和OH－。

NH3+H2ONH3·H2ONH4

＋+OH－

a．氨水的性质：氨水具有弱碱性，使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为

蓝色。氨水的浓度越大，密度反而越小（是一种特殊情况）。NH3·H2O不稳定，故加热氨水

时有氨气逸出：NH3·H2ONH3↑+H2O

b．氨水的组成：氨水是混合物（液氨是纯净物），其中含有3种分子（NH3、NH3·H2O、

H2O）和3种离子（NH4

＋和OH－、极少量的H＋）。

c．氨水的保存方法：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、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里。

d．有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以NH3·H2O形式存在，但计算时仍以NH3作

溶质。

★e．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。

★比较液氨与氨水：

名称液氨氨水

催化剂

高温高压

⑵氨与酸（硫酸、硝酸、盐酸等）反应，生成铵盐。

反应原理：NH3+H+===NH4

+

〖说明〗a．当蘸有浓氨水的玻璃棒与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时，产生大量白烟。这种白

烟是氨水中挥发出来的NH3与盐酸挥发出来的HCl化合生成的NH4C1晶体小颗粒。

反应的方程式：NH3+HCl===NH4Cl

b．氨气与挥发性酸（浓盐酸、浓硝酸等）相遇，因反应生成微小的铵盐晶体而冒白烟，这

是检验氨气的方法之—。

c．氨气与不挥发性酸（如H2SO4、H3PO4等）反应时，无白烟生成。

⑶与氧化剂反应（具有还原性）

4NH3+5O2

催化剂

△

4NO+6H2O

〖说明〗氨气在催化剂（如铂等）、加热条件下，被氧气氧化生成NO和H2O。此反应是放热

反应，叫做氨的催化氧化（或叫接触氧化）是工业制硝酸的反应原理之一。

4NH3+3O2（纯氧）====2N2+6H2O（黄绿色火焰）

2NH3+3Cl2====N2+6HCl8NH3+3Cl2====N2+6NH4Cl

5．氨气的用途：

①是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；

②是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；

③用作冰机中的致冷剂。

6．氨的实验室制法：（必修1P99）

①反应原理：

2NH4Cl+Ca(OH)2

△CaCl2+2NH3↑+2H2O

②发生装置：

固固反应加热装置，与制取氧气的发生装置相同。

③干燥：用碱石灰干燥。

〖说明〗不能用浓H2SO4、P2O5等酸性干燥剂和CaCl2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反

应（CaCl2与NH3反应生成CaCl2·8NH3）。

④收集方法：由于氨极易溶于水，密度比空气小，所以只能用向下排空气法收集。

⑤检验：a．用湿润的红色石蕊试纸放试管口或者瓶口（变蓝）

b．蘸有浓盐酸的玻璃棒接近试管口或者瓶口（产生白烟）。

⑥棉花团的作用：是为了防止试管内的NH3与试管外的空气形成对流，以期在较短时间

内收集到较为纯净的氨气。

〖注意〗

①制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易

发生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯。

②消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，

不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。

③NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥。

④实验室制取氨气的另一种常用方法：将浓氨水滴到生石灰或烧碱固体上。有关反应

形成氨降温加压

液化

氨溶于水

物质分类纯净物混合物

成分NH3NH3、NH3·H2O、H2O、NH4

+、OH—、H+

点燃

的化学方程式为：CaO+NH3·H2O====Ca(OH)2+NH3↑

烧碱或生石灰的作用：一是增大溶液中的OH－浓度，二是溶解或反应放热，促使NH3·H2O

转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制O2（H2O2为原料）、C2H2气体的装置相同。

7．铵盐：由铵离子和酸根离子构成的盐。

如：硫酸铵【（NH4）2SO4，俗称硫铵，又称肥田粉】，氯化铵【NH4Cl，俗称氯铵】，

硝酸铵【NH4NO3，俗称硝铵】，碳酸氢铵【NH4HCO3，俗称碳铵】铵盐属于铵态氮肥。常用氮

肥有铵态氮肥和尿素【CO（NH2）2】。

★铵盐的性质

①铵盐都是无色或白色的晶体晶体，且都易溶于水。

②与碱作用：(NH4)2SO4+2NaOH

△

Na2SO4+2NH3↑+2H2O

NH3NO3+NaOH

△

NaNO3+NH3↑+H2O

实质：NH4

++OH—

△

NH3↑+H2O

〖说明〗铵盐与碱共热都能产生NH3，这是铵盐的共同性质。

有关系式：NH4

+NH3，相互之间可以转化。

a．若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：

NH4

＋+OH－NH3↑+H2O

b．若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示为：

NH4

＋+OH－＝NH3·H2O

c．若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示。

③受热发生分解反应：固态铵盐受热都易分解．根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸

的性质的不同，铵盐分解时有以下两种情况：

a．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时

挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。例如：

NH4Cl(固)NH3↑+HCl↑NH3+HCl＝NH4Cl（试管上端又有白色固体附着）

又如：NH4HCO3NH3↑+H2O+CO2↑

b．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气

逸出．例如：

NH3NO3

△

N2O↑+2H2O（发生复杂的反应，爆炸）

〖注意〗贮存铵态氮肥时，为了防止受热分解，应密封包装并放在阴凉通风处；施用氮肥

时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效。

8．NH4

+的检验方法：

将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管

口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐(NH4

＋)。

五、硝酸：

1．物理性质：

⑴纯硝酸是无色、易挥发（沸点为83℃）、有刺激性气味的液体，常用浓HNO3的质量

分数为69%，能跟水以任意比互溶，打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生。（与浓盐酸相

同）

⑵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”。

H

OH

2．化学性质：

⑴具有酸的一些通性，但硝酸与金属反应时一般无氢气产生。

例如：CaCO3+2HNO3(稀)＝Ca(NO3)2+CO2↑+H2O

（实验室制CO2气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替）

⑵不稳定性。HNO3见光或受热易发生分解，HNO3越浓，越易分解。硝酸分解放出的NO2

溶于其中而使硝酸呈黄色。有关反应的化学方程式为：

4HNO32H2O+4NO2↑+O2↑

⑶强氧化性：不论是稀HNO3还是浓HNO3，都具有极强的氧化性。HNO3浓度越大，氧化

性越强。其氧化性表现在以下几方面：

①几乎能与所有金属（除Pt、Au外）反应。当HNO3与金属反应时，HNO3被还原的程

度（即氮元素化合价降低的程度）取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱。对于同一

金属单质而言，HNO3的浓度越小，HNO3被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多。一般

反应规律为：

金属+HNO3(浓)→硝酸盐+NO2↑+H2O

金属+HNO3(稀)→硝酸盐+NO↑+H2O

较活泼的金属(如Mg、Zn等)+HNO3(极稀)→硝酸盐+H2O+N2O↑(或NH3等)

金属与硝酸反应的重要实例为：

3Cu+8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色（无色的

NO被空气氧化为红棕色的NO2）。实验室通常用此反应制取NO气体．

Cu+4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生，此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐

变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体。

②变价金属与硝酸反应时，产物的价态则要看硝酸与金属的物质的量的相对大小，若

金属过量，则生成低价的金属硝酸盐；若硝酸过量，则生成高价的金属硝酸盐。

如：铁与稀硝酸的反应：3Fe（过量）＋8HNO3（稀）＝3Fe（NO3）2＋2NO↑＋4H2O

Fe（不足）＋4HNO3（稀）＝Fe（NO3）3＋NO↑＋2H2O

③常温下，浓HNO3能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧

化膜。因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、

铝反应。（与浓硫酸相似）

④浓HNO3与浓盐酸按体积比1∶3配制而成的混合液叫王水。王水溶解金属的能力更

强，能溶解金属Pt、Au。

⑤能把许多非金属单质（如C、S、P等）氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧

化物。例如：

C+4HNO3(浓)====CO2↑+4NO2↑+2H2O

⑥能氧化某些具有还原性的物质，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2＋等。应注意的

是，NO3

－无氧化性，而当NO3

－在酸性溶液中时，则具有强氧化性。例如，在Fe(NO3)2溶液中

加入盐酸或硫酸，因引入了H＋而使Fe2＋被氧化为Fe3＋；又如，向浓HNO3与足量的Cu反应

后形成的Cu(NO3)2中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO3继续反应。

⑦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）时要特别小心，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。

⑷与有机物反应：

△

在一定条件下硝酸可与某些有机物发生取代反应和颜色反应。

如：浓硝酸与苯、苯酚等物质的硝化反应；与纤维素的酯化反应；与某些蛋白质的颜

色反应等。

3．保存方法：

硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸

时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方。

4．用途：

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。

5．硝酸的制法：

⑴硝酸的实验室制法：

原理：利用浓H2SO4的高沸点，难挥发性制取挥发性的HNO3。

NaNO3+H2SO4(浓)====NaHSO4+HNO3↑

因HNO3的不稳定性，加热温度不宜过高，还因为硝酸易腐蚀橡胶，所以此反应禁用橡

胶塞，所用仪器为曲颈甑。

⑵硝酸的工业制法：

4NH3+5O2

催化剂

△

4NO+6H2O2NO+O2==2NO23NO2+H2O==2HNO3+NO

尾气吸收：NO2和NONO2+NO+2NaOH=2NaNO2+H2O

2NO2+2NaOH==NaNO2+NaNO3+H2O消除对大气的污染

当V(NO2)∶V(NO)≥1∶1时，尾气可全部被吸收；当NO过量时，应先补充适量的O2；

微热