5．硝酸(HNO₃)

(1)物理性质：无色、刺激性气味、易挥发液体，能与水以任意比例互溶，常用浓硝

酸的质量分数大约为69%。

(2)化学性质：硝酸为强酸，具有以下性质：

②浓硝酸不稳定性：4HNO₃ ＝ 4NO₂↑+ O₂↑ + 2H₂O

③强氧化性：无论浓稀硝酸均具有强氧化性，与金属反应时不能放出氢气。

a.与金属反应：Cu + 4HNO₃(浓)＝ Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O ；

3Cu + 8HNO₃(稀)＝ 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O；

3Ag + 4HNO₃(稀)＝ 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O ；

常温下浓硝酸使铁、铝钝化。

b.与非金属反应：C + 4HNO₃(浓)＝ CO₂ ↑+ 4NO₂↑ + 2H₂O 。

c.与其他还原剂反应,如H₂S、SO₂、Fe²⁺等。

d.与有机物反应:硝化反应、酯化反应、与蛋白质发生颜色反应(黄色)等。

(3)制法：

①实验室制法：硝酸盐与浓硫酸微热，

NaNO₃(固)+ H₂SO₄(浓)NaHSO₄ + HNO₃↑

②工业制法：氨的催化氧化法，4NH₃ + 5O₂　 ＝ 4NO + 6H₂O；

2NO + O₂ ＝ 2NO₂；

3NO₂ + H₂O ＝ 2HNO₃ + NO；

尾气处理：NO₂ + NO + 2NaOH ＝ 2NaNO₂ + H₂O

4．氮的氧化物

(1)氮的氧化物简介：氮元素有+1、+2、+3、+4、+5五种正价态，对应有六种氧化物

(2)NO和NO₂的重要性质和制法①性质：2NO + O₂ ＝ 2NO₂(易被氧气氧化,无色

气体转化为红棕色)；2NO_{2 (红棕色)} 　N₂O_4(无色)(平衡体系)；3NO₂ + H₂O ＝ 2HNO₃ + NO (工业制硝酸)；NO + NO₂ + 2NaOH ＝ 2NaNO₂ + H₂O(尾气吸收)； NO₂有较强的氧化性,能使湿润的KI淀粉试纸变蓝。②制法：NO： 3Cu + 8HNO₃(稀)＝ 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O(必须用排水法收集NO)；NO₂：Cu + 4HNO₃(浓)＝ Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O (必须用排空气法收集NO₂)

(3)氮的氧化物溶于水的计算：

①NO₂或NO₂与N₂(非O₂)的混合气体溶于水可依据3NO₂ + H₂O ＝ 2HNO₃ + NO利用气体体积变化差值进行计算。

②NO₂和O₂的混合气体溶于水时由4NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃进行计算，当体积比V(NO₂)：V(O₂)=4：1时，恰好反应；>4：1时，NO₂过量，剩余NO；<4：1时，O₂过量，剩余O₂。　　

③NO和O₂同时通入水中时，由4NO + 3O₂ + 2H₂O = 4HNO₃进行计算，原理同②方法。④NO、NO₂、O₂的混合气体通入水中，先按①求出NO的体积，再加上混合气体中NO的体积再按③方法进行计算。

(4)氮的氧化物(NO、NO₂)对环境的影响：

①氮氧化物是形成光化学烟雾和酸雨的一个重要原因，同时也可造成水体污染。汽车尾气中的氮氧化物(燃料在发动机内高温燃烧时，空气中的氮气与氧气反应生成的)与碳氢化合物经紫外线照射发生反应生成形成的一种有毒的烟雾，称为光化学烟雾。光化学烟雾具有特殊气味，刺激眼睛、伤害植物并使大气能见度降低。另外，氮氧化物与空气中的水反应生成硝酸和亚硝酸，是酸雨的成分。大气中氮氧化物主要来源于化石燃料的燃烧、汽车尾气和植物体的焚烧，以及农田土壤和动物排泄物中含氮化合物的转化。因此必须减少氮氧化物的排放，控制进入大气、陆地和海洋的含氮的氧化物。在工业上含氮氧化物的尾气吸收常用以下反应：NO₂ + NO + 2NaOH ＝ 2NaNO₂ + H₂O，既可以回收尾气，生成的亚硝酸盐又是重要的化工原料。

②除人工合成的含氯(如氟利昂)、含溴的物质是造成臭氧层破坏的元凶外，汽车尾气、超音速飞机排出的废气、工业废气等含有大量的氮氧化物(如N0和N0₂等)，也可以破坏掉大量的臭氧分子，从而造成臭氧层的破坏。

3．氮气(N₂)

(1)分子结构：电子式为∶N┇┇N∶，结构式为N≡N，氮氮叁键键能大，分子结构稳

定，化学性质不活泼。

(2)物理性质：纯净的氮气是无色无味的气体，难溶于水，空气中约占总体积的78%。

(4)氮气的用途：化工原料；液氮是火箭燃烧的推进剂；还可用作医疗、保护气等。

2．铵盐

(1)物理性质：白色晶体，易溶于水

(2)化学性质：①受热分解：　 NH₄HCO₃ NH₃↑ + H₂O + CO₂↑

　　　　　　　　　　　　　　　　 NH₄Cl NH₃↑+ HCl↑

②与碱反应： NaOH + NH₄Cl 　NaCl + NH₃↑ + H₂O

1．氨气(NH₃)：

(1)分子结构：由极性键形成的三角锥形的极性分子，N原子有一对孤对电子；

(2)物理性质：无色、刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水，常温常压下

1体积水能溶解700体积的氨气，易液化(可作致冷剂)

(3)化学性质：

①与H₂O反应：NH₃ + H₂O NH₃·H₂ONH₄⁺ + OH^-，

溶液呈弱碱性，氨水的成份为：NH₃ 、 H₂O、NH₃·H₂O、NH₄⁺ 、 OH^-、H⁺，氨水易挥发；

②与酸反应：NH₃ + HCl = NH₄Cl　 NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃ 与挥发性酸反应有白烟生成

③还原性(催化氧化)：

4NH₃ + 5O₂　 ＝ 4NO + 6H₂O(N为-3价，最低价态，具有还原性)

(4)实验室制法 　　Ca(OH)₂ + 2NH₄ClCaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O，

工业㓡法：N₂与H₂在高温高压催化剂条件下合成氨气

3、比较H₂O和H₂O₂

	H2O	H2O2
电子式	H: O: H	H:O:O:H
化学键	极性键	极性键和非极性键
分子极性	有	有
稳定性	稳定 2H2O　 　　　2H2↑+O2↑	不稳定 2H2O2　　　 2H2O+O2↑
氧化性	较弱(遇强还原剂反应) 2Na+2H2O==2NaOH+H2↑	较强(遇还原剂反应) SO2+H2O2===H2SO4
还原性	较弱 (遇极强氧化剂反应) 2F2+2H2O===4HF+O2	较强 (遇较强氧化剂反应) 2MnO4-+5H2O2+6H+==2Mn2++5O2↑+8H2O
作用	饮用、溶剂等	氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等

H₂S+H₂SO₄(浓)S↓+SO₂↑+H₂O

SO₃+2NaHSO₃==Na₂SO₄+2SO₂+H₂O

3CuSO₄ 　3CuO+2SO₂↑+SO₃↑+O₂↑

6FeSO₄+3Br₂══2Fe₂(SO₄)₃+2FeBr₃

2、O₂和O₃比较

	O2	O3
颜色	无色	气态-淡蓝色
气味	无	刺激性特殊臭味
水溶性	臭氧密度比氧气的大
密度	臭氧比氧气易溶于水
氧化性	强 (不易氧化Ag、Hg等)	极强(O3+2KI+H2O==2KOH+I2+O2) (易氧化Ag、Hg等不活泼金属)
漂白性	无	有(极强氧化性-作消毒剂和脱色剂)
稳定性	3O2　　　　　 2O3　　　 2O3===3O2　　 常温：缓慢 　　　　　　　　　　　　　　　　　　 加热：迅速
相互关系	臭氧和氧气是氧的同素异形体

1、氧族元素比较：　 原子半径　 O＜S＜Se＜Te　　 单质氧化性　 O₂＞S＞Se＞Te

单质颜色 无色 淡黄色　 灰色　 银白色　 　　　单质状态 气体　 固体　 固体　 固体

氢化物稳定性　 H₂O＞H₂S＞H₂Se＞H₂Te　沸点　H₂O＞H₂Te＞H₂Se＞H₂S(水反常)

最高价含氧酸酸性　 H₂SO₄＞H₂SeSO₄＞H₂TeO₄

2、尾气处理： 氨水 　(NH₄)₂SO₃　 　(NH₄)₂SO₄+ SO₂↑

　　　　　　　　　　　　　　　　　　 NH₄HSO₃　　

氧族元素

1、生产过程: