生产生活中的含氮化合物
氮氧化物的产生及转化
一、氮元素在自然界中的存在形态及氮的固定
二、氮气
1、物理性质:无色、无气味的气体,密度比空气略小,难溶于水。 2、氮气的化学性质
通常状况下,N 2的化学性质很稳定;但在点燃、高温或放电等条件下,也能与某些物质反应。如: (1)N 2+O 22NO (导致汽车尾气中产生氮的氧化物和雷电固氮) (2)N 2+3H 2 2NH 3 (工业合成氨的反应原理)
(3)3Mg +N 2Mg 3N 2
3、氮气的用途:可用于合成氨,制备硝酸、氮肥、炸药、保护气等。 三、氮氧化物的产生及转化
1、氮有多种价态的氧化物,如、NO 、N 、N 等,其中属于酸性氧化物的是N 、
2、一氧化氮NO
(1)无色、有毒(易与血红蛋白结合)、微溶于水的气体。 (2)2NO +O 2 =2NO 2
(无色) (红棕色)
注意:放电条件下,N 2与O 2反应只生成...NO ,不生成NO 2。 3、二氧化氮NO 2
(1)红棕色、有刺激性气味、有毒气体,易溶于水。 (2)3 NO2+H 2O =2HNO 3+NO 注意:NO 2不是
硝酸的酸酐,也不是酸性氧化物。 某酸和对应的酸酐中的非金属元素的化合价不变。 ........(3)2NO 2N 2O 4(无色) (了解) 4、“雷雨发庄稼”的原理
N 2+O 2
2NO 2NO +O 2 =2NO 2 3 NO2+H 2O =2HNO 3+NO
雨水中的硝酸渗入土壤,与矿物质作用生成硝酸盐,其中硝酸根离子被植物吸收,成为植物生长养料。 5、空气中的氮氧化物的来源:氮肥及硝酸的生产、金属的冶炼和汽车等交通工具的尾气。 6、NO x 对环境的污染
(1)形成硝酸型酸雨 (2)形成光化学烟雾 (3)破坏臭氧层 7、NO x 污染的治理
(1)使用洁净的能源,减少NO x 的排放;
催化剂
(2)汽车安装尾气处理装置:2NO+2CO
N 2+2CO2
(3)对生产化肥、硝酸的工厂的尾气进行处理后再排放
8、NO 2、O 2溶于水的计算
3 NO2+H 2O =2HNO 3+NO ① 2NO +O 2 =2NO 2 ② 迭加后,得:4NO 2+O 2+2H 2O =4HNO 3 ③ =4:1时,只发生③反应,且NO 2和O 2恰好反应完,无气体剩余
...
当V(NO2) :V(O2 <4:1时,只发生③反应,O 2过量,剩余气体为O 2 ...
>4:1时,先发生③反应,NO 2过量,后发生①反应,剩余气体为NO ..
练习:
1.将盛有12毫升NO 2气体的试管倒立于水槽中,充分反应后,试管内剩余气体的体积为 毫升。 2.将盛有12毫升N 2和NO 2的混合气体的试管倒立于水槽中,充分反应后,试管内气体的体积变为6毫升,则通入N 2 3.(双选)将盛有12毫升O 2和NO 2的混合气体的量筒倒立于水槽中,经充分反应后量筒里留下2 mL气体。则原混合气体中O 2和NO 2的体积比是
A .1∶2 B .1∶4 C .1∶7 D .1∶9 4.(双选)将盛有12毫升NO 气体的试管倒立于水槽中,通入一定量的氧气,充分反应后,试管内气体的体积为4毫升,则通入氧气的体积可能为
A .6毫升 B .8毫升 C .11毫升 D .13毫升
氮肥的生产和使用
催化剂
一、氨的合成: N 2+3H 2 2NH 3
高温、高压
氮的固定(固氮):将游离态的氮(即N 2)转变为化合态的氮(即含氮化合物)的方法。 ......
二、氨的物理性质
氨是无色、有刺激性气味的气体,密度比空气小,极易溶于水(1:700)。氨加压时很容易液化,液氨(纯净物)汽化时要吸收大量的热,使周围环境温度急剧下降,工业上可用液氨作制冷剂。 三、氨的化学性质
-
1、与水: NH 3+H 2O NH 3 ·H 2O NH 3 ·H 2O NH 4++OH 【实验】课本P 98实验1。 【现象】出现了红色的喷泉。 ..【分析】:当滴管中水挤入后,烧瓶内NH 3迅速溶解,使瓶内压强迅速减小。在大气压作用下,烧杯中的
水被压入烧瓶中,从而形成了喷泉;又因NH 3溶于水形成氨水呈碱性,使酚酞试液变红。
【原理】:内外产生压强差>液柱产生的压强。 【方法】:减小瓶内的压强或增大瓶外的压强。 【喷泉失败原因】:(1)装置漏气;(2)烧瓶不干燥;(3)烧瓶内充入氨气量太少等。 注意:
(1)NH 3是中学化学中唯一的碱性气体,能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。 ...
(2)氨气的水溶液叫做氨水,氨水呈弱碱性。 (3)氨水浓度大,密度反而小。 ..
(4)氨水的成分是三分子:NH 3、NH 3·H 2O 、H 2O ;三离子:NH 4、OH 、H (极少量)。计算氨水浓度时,溶质视为NH 3。
-
(5)做喷泉后获得溶液的浓度为1 / 22.4 mol ·L 1。
(6)氨水不稳定:NH 3 ·H 2O
+
-
+
NH 3↑+H 2O (快速制NH 3) ..
2、与酸 (实质:NH 3+H =NH 4)
NH 3+HCl =NH 4Cl (白烟) NH 3+HNO 3=NH 4NO 3(白烟) ..
2NH 3+H 2SO 4=(NH4) 2 SO4 NH 3+H 2SO 4=NH 4HSO 4(无白烟) .
NH 3+H 2O +CO 2=NH 4HCO 3
催化剂
3、氨的催化氧化: 4 NH3+5O 24NO +6H 2O
△
四、氨的用途
(1)制氮肥 如:稀氨水、NH 4HCO 3、NH 4Cl 、(NH4) 2SO 4、NH 4NO 3、CO(NH2) 2等 (2)制硝酸 (3)制纯碱 (4)作制冷剂。 五、铵盐
1、常见的铵盐
(NH4) 2SO 4 俗称硫铵,又称肥田粉 NH 4Cl 俗称氯铵 NH 4HCO 3 俗称碳铵 NH 4NO 3 俗称硝铵 2、物理性质: 白色晶体,易溶于水 3、化学性质 (1)受热易分解
NH 4Cl
△
++
NH 3↑+HCl↑ NH 3+HCl===NH4Cl NH 4HCO 3
△
NH 3↑+CO 2↑+H 2O↑
注意:铵盐受热都能分解,但不一定都产生氨气。 ...(2)与碱:2NH 4Cl +Ca(OH)2
(NH4) 2SO 4+2NaOH
△
CaCl 2+2NH 3↑+2H 2O
△
△
Na 2SO 4+2NH 3↑+2H 2O NH 4NO 3+NaOH 3+NH 3↑+H 2O
铵盐与碱溶液反应的离子方程式
+-
a .在稀溶液中不加热:NH 4+OH ===NH3·H 2O 。 b .加热时或浓溶液:NH 4+OH
+
-
△
NH 3↑+H 2O 。
铵盐的检验:取样,加入NaOH 溶液,微热,产生刺激性气味气体,该气体能使湿润红色石蕊试纸变蓝。 ..六、氨气的实验室制法:2NH 4Cl +Ca(OH)2
△
CaCl 2+2NH 3↑+2H 2O
1、发生装置 (与制氧气类似)
2、除杂 碱石灰,也可用其他碱性干燥剂 3、收集 向下排空气法
浸有水的棉花放入瓶口的作用:减小NH 3与空气间的对流,使收集到的氨更纯;吸收多余的氨,防止污染环境。 验满:湿润的红色石蕊试纸或蘸有浓盐酸的玻璃棒放于集气瓶瓶口处 ......
硝酸的性质
一、硝酸的物理性质:纯硝酸是无色、有刺激性气味的液体,沸点较低,易挥发,与水任意比混溶。 二、硝酸的化学性质
+-
1、具有酸的通性: HNO 3=H +NO 3 (1)酸碱指示剂:稀硝酸能使石蕊试液变红。 .(2)金属与稀硝酸能反应,但一般不产生H 2。 ..(3)碱性氧化物:(4)碱: 复分解 (5)某些盐:
2、不稳定性 4 HNO3 (浓或纯) 4NO 2↑+O 2↑+2H 2O
(1)稀硝酸较稳定,而浓硝酸或纯硝酸不稳定,易分解。且硝酸越浓越易分解,光照越强越易分解,温度越
高越易分解。
(2)浓硝酸应低温、避光保存。
(3)浓硝酸分解产生的NO 2气体溶解在浓硝酸中,会使久置的浓硝酸呈黄色;可通入O 2除去黄色。 3、强氧化性 (1)与金属反应
Cu +4HNO 3(浓)=Cu(NO3) 2 +2NO 2↑+2H 2O (反应放热)
+-+
Cu +4H +2NO 3=Cu 2+2NO 2↑+2H 2O
现象:剧烈反应,铜片逐渐溶解,产生红棕色气体,溶液呈蓝色。 注意:
①该反应中硝酸表现出酸性和强氧化性。 ②该反应可制取NO 2,发生装置同制H 2。
③常温下,铜与浓硝酸能反应,而铜与浓硫酸不反应,说明浓硝酸的氧化性强于浓硫酸。 ④石蕊试液滴入浓硝酸中,溶液先变红后褪色。 .......⑤常温下,Fe 、Al 在浓硝酸中钝化,因此可用铁制或铝制的容器盛装浓硝酸。 3Cu +8HNO 3(稀)=3Cu(NO3) 2 +2NO↑+4H 2O
+-+
3Cu +8H +2NO 3=3Cu 2+2NO↑+4H 2O
现象:反应较慢,铜片上有无色气泡逸出,在试管口附近转化为红棕色,溶液显蓝色。 注意:
①该反应中硝酸表现出酸性和氧化性。
②该反应可制取NO ,因反应较慢,常需加热,发生装置同制Cl 2。 ③硝酸不论浓稀,都具有强氧化性。且硝酸越浓,氧化性越强。 ④一般,浓硝酸被还原为NO 2,稀硝酸被还原为NO 。 ⑤硝酸能氧化绝大多数的金属(除金、铂外),但金、铂能溶于王水(浓硝酸和浓盐酸按体积比1:3配成的混合物)。
⑥金属与硝酸反应的规律(N 原子守恒): A 、起氧化剂作用硝酸的物质的量等于NO 和NO 2的物质的量之和。 ...
B 、起酸作用的硝酸的物质的量等于产物硝酸盐中NO 3总物质的量。 ...
C 、反应中消耗硝酸总物质的量等于起酸作用的硝酸和起氧化剂作用的硝酸的物质的量之和。
⑦铜与足量浓硫酸作用,铜可消耗完;但浓硫酸与足量铜作用,浓硫酸不能消耗完;铜与足量浓硝酸作用,铜可消耗完;浓硝酸与足量铜作用,浓硝酸也能消耗完。 (2)非金属:C +4HNO 3(浓)
4NO 2 ↑+CO 2 ↑+2H 2O
-
光照或△
注意:浓硝酸在反应中只表现出氧化性。
--+
(3)氧化某些还原性化合物,如I 、H 2S 、SO 32、Fe 2等。
+-++
3Fe 2+NO 3+4H =3Fe 3+NO ↑+2H 2O
+-
三、硝酸的用途:化工原料,制炸药、染料、塑料、硝酸盐等;实验室中作化学试剂,如鉴别Ag 、Cl 等。 四、硝酸的工业制法 1、原理:P102
4 NH3+5O 2 4NO +6H 2O 2NO +O 2 =2NO 2 3NO 2+H 2O =2HNO 3+NO 2、流程:
(1)热交换器:提高热量利用率,降低生产成本。 (2)转化器
(3)吸收塔 NO 的循环使用可提高原料利用率,降低生产成本,防止污染。