第二节 氮及其化合物 课件(共55张PPT) 高中化学人教版（2019）必修第二册

(共55张PPT)
第五章
化工生产中的重要非金属元素
第二节 氮及其化合物（一）
高中化学人教版（2019）必修第二册
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。
氮原子的最外层有5个电子，既不容易得到3个电子，也不容易失去5个电子。一般通过共用电子对与其他原子结合。在自然界里，氮元素主要以氮分子的形式存在于空气中，部分氮元素存在于动植物体内的蛋白质中，还有部分氮元素存在于土壤、海洋里的硝酸盐和铵盐中。
自然界中的氮元素
氮元素
动植物蛋白质
土壤海洋中硝酸盐和铵盐
空气中的氮气
想一想：
氮是自然界各种生物体生命活动不可缺少的重要元素，自然界是怎样通过氮的循环为生物体提供氮元素的呢？
一、氮气与氮的固定
（一）氮气
1. 氮气的物理性质
颜色 气味 状态 密度 溶解性
无色 无味 气体 密度与空气接近 难溶于水
2. 氮气的结构
由于氮分子内两个氮原子间以共价三键结合，断开该化学键需要较多的能量，所以氮气的化学性质很稳定，通常情况下难以与其他物质发生化学反应，无法被大多数生物体直接吸收。
（一）氮气
3. 氮气的化学性质
（一）氮气
N2+3Mg === Mg3N2
N2+O2 ==== 2NO
N2+3H2 2NH3
点燃
放电或高温
高温、高压
催化剂
一、氮气与氮的固定
（二）氮的固定
1. 含义: 将大气中游离态的氮转化为含氮化合物的过程叫做氮的固定。
2. 分类:
自 然 固 氮
大自然通过闪电释放的能量将空气中的氮气转化为含氮的化合物，
或者通过豆科植物的根瘤菌将氮气转化成氨，从而实现自然固氮。
1909年，德国化学家哈伯经过反复的实验研究后发现，在500~600℃、17.5~20.0MPa和锇为催化剂的条件下，反应后氨的含量可达到6%以上，具备了工业化生产的可能性。
为了把哈伯合成氨的实验室方法转化为规模化的工业生产，德国工程师博施作出了重要贡献。由于合成氨工业生产的实现和相关研究对化学理论与技术发展的推动，哈伯和博施都获得了诺贝尔化学奖。
合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大成就。
人 工 固 氮
合 成 氨
自然界中氮的循环
二、一氧化氮和二氧化氮
物质 颜色 气味 状态 水溶性
NO 无色 气体 难溶于水
NO2 红棕色 刺激性 气体 易溶于水
1. 物理性质
二、一氧化氮和二氧化氮
2. 化学性质
实验5-5：如图5-10所示，在一支50mL的注射器里充入20mLNO，然后吸入5mL水，用乳胶管和弹簧夹封住管口，振荡注射器，观察现象。打开弹簧夹，快速吸入10mL空气后夹上弹簧夹，观察现象。振荡注射器，再观察现象。
图5-10 二氧化氮溶于水的实验
二、一氧化氮和二氧化氮
结论：在一定条件下，NO与NO2可以相互转化。
反应的化学方程式为：
①NO→NO2: _____________________;
②NO2→NO: __________________________ (工业制取硝酸)。
2NO+O2 = 2NO2
3NO2+H2O = 2HNO3+NO
思考与讨论：
如果将注射器中的NO充分转化，可以采取什么措施？
上述实验对工业生产硝酸有什么启示？
三、氨和铵盐
（一）氨气的性质
1. 物理性质
颜色状态 气味 密度 溶解性 特性
无色 气体 刺激性 气味 小于 空气 极易溶于水 1体积水能溶解700 体积的氨气 易液化
（一）氨气的性质
1. 物理性质
氨很容易液化，液氨汽化时要吸收大量的热，使周围温度急剧降低。因此，液氨可用作制冷剂
液氨
（一）氨气的性质
2. 化学性质
【实验5-6】喷泉实验
在干燥的圆底烧瓶里充满NH3，用带有玻璃管和胶头滴管（预先吸入水）的橡胶塞塞紧瓶口。倒置烧瓶，使玻璃管插入盛有水的烧杯中（预先在水里滴入少量酚酞溶液）。打开弹簧夹，挤压胶头滴管，使水进入烧瓶。观察并描述现象，分析出现这些现象的可能原因。
（一）氨气的性质
2. 化学性质
NH3+H2O NH3·H2O NH4+ + OH-
氨的水溶液（俗称氨水）显弱碱性
能使酚酞溶液变红或使红色石蕊试纸变蓝。
现象：
烧杯中的水进入烧瓶中，形成红色的喷泉
（1）与水的反应：
（1）根据以上实验，探究形成喷泉的原因是什么？
因氨气迅速溶解在从胶头滴管挤压出的少量水中，使烧瓶内的压强迅速减小，与外界大气形成较大的压强差，在压强差作用下，液体迅速流动，通过带尖嘴的导管喷出来，形成喷泉。
（2）某同学做该实验时，打开止水夹后将胶头滴管内的水挤入烧瓶内，可并未产生喷泉，试分析实验失败可能的原因是什么？
①装置气密性不好
（3）若将NH3换为NO2，能否形成喷泉？若能形成，则实验后液体能否充满烧瓶？
能，但不能充满烧瓶。
②收集的NH3纯度较低
③烧瓶不干燥等
3NO2＋H2O = 2HNO3＋NO
思考与讨论
2. 化学性质
（2）与酸的反应：
原理：
NH3＋HCl = NH4Cl
现象：
原因：
a 浓氨水遇浓硫酸、浓硝酸也会产生白烟吗？
氨与氯化氢相遇迅速反应生成固体小颗粒
思考
NH3＋CO2＋H2O = NH4HCO3
NH3＋HNO3 = NH4NO3
b 氨与其它酸的反应：
有大量白烟产生
浓硝酸
2. 化学性质
（3）氨的还原性：
4NH3+5O2 == 4NO+6H2O
催化剂
氨的催化氧化是工业制硝酸的基础。
（二）铵盐
铵盐是农业上常用的氮肥
（二）铵盐
1．铵盐的物理性质：均易溶于水
2．铵盐的化学性质
（1）铵盐受热易分解
（2）铵盐与碱反应
NH4Cl NH3↑+ HCl ↑
(NH4)2CO3 2NH3 ↑+ H2O + CO2↑
NH4HCO3 NH3 ↑+ H2O + CO2↑
注意：铵盐受热均易分解，但是不是所有的铵盐分解都产生氨气
2．铵盐的化学性质
（1）铵盐受热易分解
2．铵盐的化学性质
（2）铵盐与碱反应
NH4Cl稀溶液与NaOH稀溶液混合的离子方程式：
NH4+ + OH- = NH3·H2O
NH4Cl溶液与NaOH浓溶液混合加热的离子方程式：
NH4+ + OH- NH3 ↑+ H2O
注意：NH4+与OH-离子在溶液中不能大量共存
思考与交流：
根据上述实验，设计一个检验未知溶液中是否含有铵根离子的实验方案。
说明原溶液中含有铵根离子
（二）铵盐
铵盐的检验方法
小结
（1）取少许样品于试管中，加入碱后加热，将湿润的红色石蕊试纸靠近管口，若试纸变蓝，则证明样品中含有NH4+ 。
（2）取少许样品于试管中，加入碱后加热，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，若有白烟产生，则证明样品中含有NH4+ 。
思考与讨论
图5-13为实验室制取氨的简易装置示意图。请仔细观察实验装置，思考如何检验试管中已收集满氨，如何吸收处理实验中多余的氨。
图5-13实验室制取氨的简易装置示意图
（三）氨气的实验室制法
(1) 原料：
(2) 原理：
2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O
(3) 制取装置：
(4) 收集装置：
(5) 棉花的作用：
固固加热装置
向下排空气法
防止空气对流
NH4Cl与Ca(OH)2
1. 实验室制法
（三）氨气的实验室制法
(6) 验满：
a. 湿润的红色石蕊试纸变蓝
b. 蘸有浓HCl的玻璃棒接近试管口产生白烟
(7) 环保措施：
硫酸(或水)吸收多余的氨气
(8)干燥装置：
装置：倒扣漏斗
用碱石灰干燥
（三）氨气的实验室制法
方法一：
NH3·H2O NH3↑+H2O
方法二：
加热浓氨水制氨气
浓氨水滴入生石灰(或NaOH)中制氨气
2. 快速简易制法
浓氨水
方法一
CaO或NaOH
浓氨水
方法二
N2+3H2 2NH3
高温高压
催化剂
（四）氨气的工业制法
例 ：下面是实验室制取氨气的装置和选用的试剂，其中错误的是(　　)
A． ①② B． ②③ C． ①③ D． ③④
C
第五章
化工生产中的重要非金属元素
第二节 氮及其化合物（二）
高中化学人教版（2019）必修第二册
四、硝酸
1. 硝酸的物理性质
硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体
产品介绍
四、硝酸
2. 硝酸的化学性质
（1）酸的通性
（2）不稳定性
（3）强氧化性
2. 硝酸的化学性质
（1）酸的通性
① 与指示剂作用：浓硝酸使紫色石蕊先变红，后褪色
② 与氢前金属反应：
③ 与碱性氧化物的反应：
④ 与碱的反应：
⑤ 与盐的反应：
（2）不稳定性
硝酸的贮存：
一般将浓硝酸保存在棕色试剂瓶中，并避光放置于阴凉处
浓硝酸中，因分解产生的NO2又溶于硝酸而使其呈黄色
4HNO3 4NO2↑+ O2↑+2H2O
2. 硝酸的化学性质
（3）强氧化性
【实验5-8】
如图5-14所示，在橡胶塞侧面挖一个凹槽，并嵌入下端卷成螺旋状的铜丝。向两支具支试管中分别加入2mL浓硝酸和稀硝酸，用橡胶塞塞住试管口，使铜丝与硝酸接触，观察并比较实验现象。向上拉铜丝，终止反应。
2. 硝酸的化学性质
①与金属反应
Cu + 4HNO3 (浓) = 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）强氧化性
硝酸无论浓稀，都具有强氧化性，而且浓度越大，氧化性越强
硝酸的浓度不同，与金属反应的产物也不同
一般情况金属与硝酸反应，浓硝酸被还原成NO2，稀硝酸被还原成NO
反应规律：
② 常温下浓硝酸能使Fe、Al发生钝化
（3）强氧化性
原理：铁和铝与冷的浓硝酸接触时会钝化，
即表面生成一层致密的氧化物，阻止了金属的进一步氧化。
应用：一般用铝、铁制容器来盛装浓硝酸。
注意：在加热或稀释时，仍会发生反应 。
③ 与非金属反应
C + 4HNO3(浓) = 2H2O + 4NO2↑ + CO2↑
△
S + 6HNO3(浓) = H2SO4+ 6NO2↑ + 2H2O
△
（3）强氧化性
劳厄和弗兰克，曾获得1914年和1925年的物理学奖，德国纳粹政府要没收他们的诺贝尔奖牌，他们辗转来到丹麦，请求丹麦同行、1922年物理学奖得主玻尔帮忙保存。1940年，纳粹德国占领丹麦，受人之托的玻尔急得团团转。同在实验室工作的一位匈牙利化学家赫维西（1943年化学奖得主）帮他想了个好主意：将奖牌放入“王水” 中，纯金奖牌便溶解了。玻尔于是将溶液瓶放在实验室架子上，来搜查的纳粹士兵果然没有发现这一秘密。战争结束后，溶液瓶里的黄金被还原后送到斯德哥尔摩，按当年的模子重新铸造，于1949年完璧归赵。
能使不溶于硝酸的金属如金、铂等溶解。
浓硝酸和浓盐酸按体积比为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
农药
炸药
染料等……
例 ．在下列反应中，HNO3既表现出氧化性，又表现出酸性的是（ ）
A．H2S+2HNO3 = S↓+2NO2↑+2H2O
B．CuO+2HNO3 = Cu(NO3)2+H2O
C．
D．3Cu+8HNO3 = 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
D
典型例题
4HNO3 4NO2↑+ O2↑+2H2O
例 ．关于硝酸的说法正确的是（ ）
A．硝酸与金属反应时，主要是+5价的氮得电子
B．浓HNO3与浓HCl按3∶1的体积比所得的混合物叫王水
C．硝酸电离出的H+离子，能被Zn、Fe等金属还原成H2
D．常温下，向浓HNO3中投入Fe片，会产生大量的红棕色气体
A
典型例题
思考与交流
硝酸是重要的化工原料，用于制化肥、农药、炸药、染料等。工业上制硝酸的原理是将氨经过一系列反应得到硝酸，如下图所示：
N2
H2
O2
O2
H2O
NH3
NO
NO2
HNO3
(1) 写出每一步反应的化学方程式。
(2) 请分析上述反应中的物质类别和氮元素化合价的变化情况，以及每一步反应中含氮物质发生的是氧化反应还是还原反应。
N2
H2
O2
O2
H2O
NH3
NO
NO2
HNO3
写出有关化学方程式:
N2→NH3: ________________________________。
NH3→NO: _______________________________。
NO→NO2: _______________________________。
NO2→HNO3: _____________________________。
2NO+O2 = 2NO2
3NO2+H2O = 2HNO3+NO
N2+3H2 2NH3
高温高压
催化剂
4NH3+5O2 == 4NO+6H2O
催化剂
练习 ：能否利用 Ba(NO3)2 溶液将 SO2 和 CO2 区分开？
练习 ：下列离子在溶液中是否可以共存
Fe2+ SO42- H+ NO3-
课堂练习
五、酸雨及其防治
煤、石油和某些金属矿物中含有硫，在燃烧或冶炼时往往会生成二氧化硫。在机动车发动机中，燃料燃烧产生的高温条件会使空气中的氮气与氧气反应，生成氮氧化物。它们会引起呼吸道疾病，危害人体健康，严重时会使人死亡。
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：主要是大气中的SO2与NOx溶于水形成的。
(1) 能浸入人体的肺部，引起肺水肿等疾病而使人致死。
(2)引起河流、湖泊的水体酸化，严重影响水生动物生长。
(3)破坏土壤、植被、森林。
(4)腐蚀金属、油漆、皮革、纺织品及建筑材料等。
(5)渗入地下，可引起地下水酸化。
2. 酸雨的危害
(1)调整能源结构，积极开发新能源
(2)对煤（其中含硫为0.3%-5%)进行处理，如选洗加工、综合
开发、在煤中加入适量的生石灰、对排放的烟进行处理等
(3)种植能够吸收SO2的有关树木(如臭椿、垂柳、柳杉）等
(4)加强工厂废气的回收处理
(5)改进汽车尾气的处理技术，控制尾气排放
3. 酸雨的防治
谢谢