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(共55張PPT)
第五章
化工生產中的重要非金屬元素
第二節 氮及其化合物（一）
高中化學人教版（2019）必修第二冊
氮元素在元素周期表中的位置
氮元素位于元素周期表的第二周期，VA族。
氮原子的最外層有5個電子，既不容易得到3個電子，也不容易失去5個電子。一般通過共用電子對與其他原子結合。在自然界里，氮元素主要以氮分子的形式存在于空氣中，部分氮元素存在于動植物體內的蛋白質中，還有部分氮元素存在于土壤、海洋里的硝酸鹽和銨鹽中。
自然界中的氮元素
氮元素
動植物蛋白質
土壤海洋中硝酸鹽和銨鹽
空氣中的氮氣
想一想：
氮是自然界各種生物體生命活動不可缺少的重要元素，自然界是怎樣通過氮的循環為生物體提供氮元素的呢？
一、氮氣與氮的固定
（一）氮氣
1. 氮氣的物理性質
顏色 氣味 狀態 密度 溶解性
無色 無味 氣體 密度與空氣接近 難溶于水
2. 氮氣的結構
由于氮分子內兩個氮原子間以共價三鍵結合，斷開該化學鍵需要較多的能量，所以氮氣的化學性質很穩定，通常情況下難以與其他物質發生化學反應，無法被大多數生物體直接吸收。
（一）氮氣
3. 氮氣的化學性質
（一）氮氣
N2+3Mg === Mg3N2
N2+O2 ==== 2NO
N2+3H2 2NH3
點燃
放電或高溫
高溫、高壓
催化劑
一、氮氣與氮的固定
（二）氮的固定
1. 含義: 將大氣中游離態的氮轉化為含氮化合物的過程叫做氮的固定。
2. 分類:
自 然 固 氮
大自然通過閃電釋放的能量將空氣中的氮氣轉化為含氮的化合物，
或者通過豆科植物的根瘤菌將氮氣轉化成氨，從而實現自然固氮。
1909年，德國化學家哈伯經過反復的實驗研究后發現，在500~600℃、17.5~20.0MPa和鋨為催化劑的條件下，反應后氨的含量可達到6%以上，具備了工業化生產的可能性。
為了把哈伯合成氨的實驗室方法轉化為規模化的工業生產，德國工程師博施作出了重要貢獻。由于合成氨工業生產的實現和相關研究對化學理論與技術發展的推動，哈伯和博施都獲得了諾貝爾化學獎。
合成氨是人類科學技術發展史上的一項重大成就。
人 工 固 氮
合 成 氨
自然界中氮的循環
二、一氧化氮和二氧化氮
物質 顏色 氣味 狀態 水溶性
NO 無色 氣體 難溶于水
NO2 紅棕色 刺激性 氣體 易溶于水
1. 物理性質
二、一氧化氮和二氧化氮
2. 化學性質
實驗5-5：如圖5-10所示，在一支50mL的注射器里充入20mLNO，然后吸入5mL水，用乳膠管和彈簧夾封住管口，振蕩注射器，觀察現象。打開彈簧夾，快速吸入10mL空氣后夾上彈簧夾，觀察現象。振蕩注射器，再觀察現象。
圖5-10 二氧化氮溶于水的實驗
二、一氧化氮和二氧化氮
結論：在一定條件下，NO與NO2可以相互轉化。
反應的化學方程式為：
①NO→NO2: _____________________;
②NO2→NO: __________________________ (工業制取硝酸)。
2NO+O2 = 2NO2
3NO2+H2O = 2HNO3+NO
思考與討論：
如果將注射器中的NO充分轉化，可以采取什么措施？
上述實驗對工業生產硝酸有什么啟示？
三、氨和銨鹽
（一）氨氣的性質
1. 物理性質
顏色狀態 氣味 密度 溶解性 特性
無色 氣體 刺激性 氣味 小于 空氣 極易溶于水 1體積水能溶解700 體積的氨氣 易液化
（一）氨氣的性質
1. 物理性質
氨很容易液化，液氨汽化時要吸收大量的熱，使周圍溫度急劇降低。因此，液氨可用作制冷劑
液氨
（一）氨氣的性質
2. 化學性質
【實驗5-6】噴泉實驗
在干燥的圓底燒瓶里充滿NH3，用帶有玻璃管和膠頭滴管（預先吸入水）的橡膠塞塞緊瓶口。倒置燒瓶，使玻璃管插入盛有水的燒杯中（預先在水里滴入少量酚酞溶液）。打開彈簧夾，擠壓膠頭滴管，使水進入燒瓶。觀察并描述現象，分析出現這些現象的可能原因。
（一）氨氣的性質
2. 化學性質
NH3+H2O NH3·H2O NH4+ + OH-
氨的水溶液（俗稱氨水）顯弱堿性
能使酚酞溶液變紅或使紅色石蕊試紙變藍。
現象：
燒杯中的水進入燒瓶中，形成紅色的噴泉
（1）與水的反應：
（1）根據以上實驗，探究形成噴泉的原因是什么？
因氨氣迅速溶解在從膠頭滴管擠壓出的少量水中，使燒瓶內的壓強迅速減小，與外界大氣形成較大的壓強差，在壓強差作用下，液體迅速流動，通過帶尖嘴的導管噴出來，形成噴泉。
（2）某同學做該實驗時，打開止水夾后將膠頭滴管內的水擠入燒瓶內，可并未產生噴泉，試分析實驗失敗可能的原因是什么？
①裝置氣密性不好
（3）若將NH3換為NO2，能否形成噴泉？若能形成，則實驗后液體能否充滿燒瓶？
能，但不能充滿燒瓶。
②收集的NH3純度較低
③燒瓶不干燥等
3NO2＋H2O = 2HNO3＋NO
思考與討論
2. 化學性質
（2）與酸的反應：
原理：
NH3＋HCl = NH4Cl
現象：
原因：
a 濃氨水遇濃硫酸、濃硝酸也會產生白煙嗎？
氨與氯化氫相遇迅速反應生成固體小顆粒
思考
NH3＋CO2＋H2O = NH4HCO3
NH3＋HNO3 = NH4NO3
b 氨與其它酸的反應：
有大量白煙產生
濃硝酸
2. 化學性質
（3）氨的還原性：
4NH3+5O2 == 4NO+6H2O
催化劑
氨的催化氧化是工業制硝酸的基礎。
（二）銨鹽
銨鹽是農業上常用的氮肥
（二）銨鹽
1．銨鹽的物理性質：均易溶于水
2．銨鹽的化學性質
（1）銨鹽受熱易分解
（2）銨鹽與堿反應
NH4Cl NH3↑+ HCl ↑
(NH4)2CO3 2NH3 ↑+ H2O + CO2↑
NH4HCO3 NH3 ↑+ H2O + CO2↑
注意：銨鹽受熱均易分解，但是不是所有的銨鹽分解都產生氨氣
2．銨鹽的化學性質
（1）銨鹽受熱易分解
2．銨鹽的化學性質
（2）銨鹽與堿反應
NH4Cl稀溶液與NaOH稀溶液混合的離子方程式：
NH4+ + OH- = NH3·H2O
NH4Cl溶液與NaOH濃溶液混合加熱的離子方程式：
NH4+ + OH- NH3 ↑+ H2O
注意：NH4+與OH-離子在溶液中不能大量共存
思考與交流：
根據上述實驗，設計一個檢驗未知溶液中是否含有銨根離子的實驗方案。
說明原溶液中含有銨根離子
（二）銨鹽
銨鹽的檢驗方法
小結
（1）取少許樣品于試管中，加入堿后加熱，將濕潤的紅色石蕊試紙靠近管口，若試紙變藍，則證明樣品中含有NH4+ 。
（2）取少許樣品于試管中，加入堿后加熱，用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近試管口，若有白煙產生，則證明樣品中含有NH4+ 。
思考與討論
圖5-13為實驗室制取氨的簡易裝置示意圖。請仔細觀察實驗裝置，思考如何檢驗試管中已收集滿氨，如何吸收處理實驗中多余的氨。
圖5-13實驗室制取氨的簡易裝置示意圖
（三）氨氣的實驗室制法
(1) 原料：
(2) 原理：
2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O
(3) 制取裝置：
(4) 收集裝置：
(5) 棉花的作用：
固固加熱裝置
向下排空氣法
防止空氣對流
NH4Cl與Ca(OH)2
1. 實驗室制法
（三）氨氣的實驗室制法
(6) 驗滿：
a. 濕潤的紅色石蕊試紙變藍
b. 蘸有濃HCl的玻璃棒接近試管口產生白煙
(7) 環保措施：
硫酸(或水)吸收多余的氨氣
(8)干燥裝置：
裝置：倒扣漏斗
用堿石灰干燥
（三）氨氣的實驗室制法
方法一：
NH3·H2O NH3↑+H2O
方法二：
加熱濃氨水制氨氣
濃氨水滴入生石灰(或NaOH)中制氨氣
2. 快速簡易制法
濃氨水
方法一
CaO或NaOH
濃氨水
方法二
N2+3H2 2NH3
高溫高壓
催化劑
（四）氨氣的工業制法
例 ：下面是實驗室制取氨氣的裝置和選用的試劑，其中錯誤的是(　　)
A． ①② B． ②③ C． ①③ D． ③④
C
第五章
化工生產中的重要非金屬元素
第二節 氮及其化合物（二）
高中化學人教版（2019）必修第二冊
四、硝酸
1. 硝酸的物理性質
硝酸是無色、易揮發、有刺激性氣味的液體
產品介紹
四、硝酸
2. 硝酸的化學性質
（1）酸的通性
（2）不穩定性
（3）強氧化性
2. 硝酸的化學性質
（1）酸的通性
① 與指示劑作用：濃硝酸使紫色石蕊先變紅，后褪色
② 與氫前金屬反應：
③ 與堿性氧化物的反應：
④ 與堿的反應：
⑤ 與鹽的反應：
（2）不穩定性
硝酸的貯存：
一般將濃硝酸保存在棕色試劑瓶中，并避光放置于陰涼處
濃硝酸中，因分解產生的NO2又溶于硝酸而使其呈黃色
4HNO3 4NO2↑+ O2↑+2H2O
2. 硝酸的化學性質
（3）強氧化性
【實驗5-8】
如圖5-14所示，在橡膠塞側面挖一個凹槽，并嵌入下端卷成螺旋狀的銅絲。向兩支具支試管中分別加入2mL濃硝酸和稀硝酸，用橡膠塞塞住試管口，使銅絲與硝酸接觸，觀察并比較實驗現象。向上拉銅絲，終止反應。
2. 硝酸的化學性質
①與金屬反應
Cu + 4HNO3 (濃) = Cu ( NO3)2 + 2NO2 ↑+ 2H2O
Cu + 4H+ + 2NO3- = Cu2+ + 2NO2 ↑+ 2H2O
3Cu + 8HNO3 (稀) = 3Cu ( NO3)2 + 2NO ↑+ 4H2O
3Cu + 8H+ + 2NO3- = 3Cu2+ + 2NO↑+ 4H2O
（3）強氧化性
硝酸無論濃稀，都具有強氧化性，而且濃度越大，氧化性越強
硝酸的濃度不同，與金屬反應的產物也不同
一般情況金屬與硝酸反應，濃硝酸被還原成NO2，稀硝酸被還原成NO
反應規律：
② 常溫下濃硝酸能使Fe、Al發生鈍化
（3）強氧化性
原理：鐵和鋁與冷的濃硝酸接觸時會鈍化，
即表面生成一層致密的氧化物，阻止了金屬的進一步氧化。
應用：一般用鋁、鐵制容器來盛裝濃硝酸。
注意：在加熱或稀釋時，仍會發生反應 。
③ 與非金屬反應
C + 4HNO3(濃) = 2H2O + 4NO2↑ + CO2↑
△
S + 6HNO3(濃) = H2SO4+ 6NO2↑ + 2H2O
△
（3）強氧化性
勞厄和弗蘭克，曾獲得1914年和1925年的物理學獎，德國納粹政府要沒收他們的諾貝爾獎牌，他們輾轉來到丹麥，請求丹麥同行、1922年物理學獎得主玻爾幫忙保存。1940年，納粹德國占領丹麥，受人之托的玻爾急得團團轉。同在實驗室工作的一位匈牙利化學家赫維西（1943年化學獎得主）幫他想了個好主意：將獎牌放入“王水” 中，純金獎牌便溶解了。玻爾于是將溶液瓶放在實驗室架子上，來搜查的納粹士兵果然沒有發現這一秘密。戰爭結束后，溶液瓶里的黃金被還原后送到斯德哥爾摩，按當年的模子重新鑄造，于1949年完璧歸趙。
能使不溶于硝酸的金屬如金、鉑等溶解。
濃硝酸和濃鹽酸按體積比為1∶3混合得到的混合物。
王 水
3. 硝酸的用途
重要化工原料
用于制化肥
農藥
炸藥
染料等……
例 ．在下列反應中，HNO3既表現出氧化性，又表現出酸性的是（ ）
A．H2S+2HNO3 = S↓+2NO2↑+2H2O
B．CuO+2HNO3 = Cu(NO3)2+H2O
C．
D．3Cu+8HNO3 = 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
D
典型例題
4HNO3 4NO2↑+ O2↑+2H2O
例 ．關于硝酸的說法正確的是（ ）
A．硝酸與金屬反應時，主要是+5價的氮得電子
B．濃HNO3與濃HCl按3∶1的體積比所得的混合物叫王水
C．硝酸電離出的H+離子，能被Zn、Fe等金屬還原成H2
D．常溫下，向濃HNO3中投入Fe片，會產生大量的紅棕色氣體
A
典型例題
思考與交流
硝酸是重要的化工原料，用于制化肥、農藥、炸藥、染料等。工業上制硝酸的原理是將氨經過一系列反應得到硝酸，如下圖所示：
N2
H2
O2
O2
H2O
NH3
NO
NO2
HNO3
(1) 寫出每一步反應的化學方程式。
(2) 請分析上述反應中的物質類別和氮元素化合價的變化情況，以及每一步反應中含氮物質發生的是氧化反應還是還原反應。
N2
H2
O2
O2
H2O
NH3
NO
NO2
HNO3
寫出有關化學方程式:
N2→NH3: ________________________________。
NH3→NO: _______________________________。
NO→NO2: _______________________________。
NO2→HNO3: _____________________________。
2NO+O2 = 2NO2
3NO2+H2O = 2HNO3+NO
N2+3H2 2NH3
高溫高壓
催化劑
4NH3+5O2 == 4NO+6H2O
催化劑
練習 ：能否利用 Ba(NO3)2 溶液將 SO2 和 CO2 區分開？
練習 ：下列離子在溶液中是否可以共存
Fe2+ SO42- H+ NO3-
課堂練習
五、酸雨及其防治
煤、石油和某些金屬礦物中含有硫，在燃燒或冶煉時往往會生成二氧化硫。在機動車發動機中，燃料燃燒產生的高溫條件會使空氣中的氮氣與氧氣反應，生成氮氧化物。它們會引起呼吸道疾病，危害人體健康，嚴重時會使人死亡。
五、酸雨及其防治
1. 酸雨的形成:
（1）酸雨：主要指 pH小于5.6 的雨水
其主要是含有硫酸和硝酸。
SO2
H2SO4
硫酸型酸雨：
硝酸型酸雨：
NO2
HNO3
（2）成因：主要是大氣中的SO2與NOx溶于水形成的。
(1) 能浸入人體的肺部，引起肺水腫等疾病而使人致死。
(2)引起河流、湖泊的水體酸化，嚴重影響水生動物生長。
(3)破壞土壤、植被、森林。
(4)腐蝕金屬、油漆、皮革、紡織品及建筑材料等。
(5)滲入地下，可引起地下水酸化。
2. 酸雨的危害
(1)調整能源結構，積極開發新能源
(2)對煤（其中含硫為0.3%-5%)進行處理，如選洗加工、綜合
開發、在煤中加入適量的生石灰、對排放的煙進行處理等
(3)種植能夠吸收SO2的有關樹木(如臭椿、垂柳、柳杉）等
(4)加強工廠廢氣的回收處理
(5)改進汽車尾氣的處理技術，控制尾氣排放
3. 酸雨的防治
謝謝

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