第2節氮的迴圈
1 氮在自然界中的迴圈
1．自然界中氮元素迴圈示意圖
2．主要形式
（1）游離態→化合態
①是豆科植物根部的根瘤菌，把氮氣轉變為硝酸鹽等含氮化合物；
②放電條件下，與氧氣結合為氮氧化合物，並隨降水進入水體中；
③合成氨工廠、汽車發動機都可以將一部分氮氣轉化成化合態。
（2）化合態→游離態：硝酸鹽在某些細菌作用下轉化成氮氣。
（3）化合態→化合態：化石燃料燃燒、森林和農作物枝葉燃燒所產生的氮氧化合物通過大氣進入陸地和海洋，進入氮迴圈。
【領悟·整合】
氮是維持高等動植物生命活動的必須元素，因此，氮的迴圈涉及到地球上生物圈的各個方面。人類活動也在逐漸的影響到氮迴圈。所以，認識氮的迴圈，就把我們將要學習的物質置於「氮的迴圈」這個大的背景下，將會更有利於同學們掌握氮及其化合物的性質。
3．氮氣與氮的固定
（1）氮氣的物理性質：無色無味氣體，難溶於水，與空氣密度相近。
（2）氮氣的化學性質：
【知識·鏈結】
氮氣屬於雙原子分子，兩個氮原子之間的作用非常強。因此，氮氣分子穩定，化學性質不活潑，但要注意，n2一旦吸收能量變為n原子則性質較活潑。在高溫或放電時可與某些物質反應，n表現為既有氧化性，又有還原性。
①與o2的反應
在放電條件下，氮氣跟氧氣能直接化合生成無色的一氧化氮（no）。反應式為：n2+o2 2no
說明：在雷雨天氣，汽車的發動機中均可以發生該反應。在該反應中，n2表現出還原性。
②與h2反應
n2+3h22nh3
說明：a 該反應是工業上合成氨的反應原理，具有非常重要的現實意義。在該反應中，n2表現出氧化性。
b在氮氣跟氫氣反應生成氨的同時，氨氣也在分解生成氮和氫氣。像這樣同時向正反兩個方向進行的反應稱為可逆反應。在可逆反應的化學方程式中用「」代替「＝」。
（3）氮的固定
① 定義：將空氣中游離的氮轉變成氮的化合物的方法叫做氮的固定。
② 分類：
（3）no和no2
【聯想·發散】
氮的氧化物以及與氧氣混合後溶於水的情況分析：
①no2或no2與n2(非o2)的混合氣體溶於水時，可根據反應：3no2＋h2o＝2hno3＋no，利用氣體體積的變化差值進行計算。
②no2和o2的混合氣體溶於水時，根據反應：4no2＋o2＋2h2o＝4hno3
當v(no2)∶v(o2)＝4：1時，恰好反應，無剩餘氣體；
當v(no2)∶v(o2)＜4：1時，剩餘氧氣；
當v(no2)∶v(o2)＞4：1時，no2過量，剩餘氣體為no，且體積為過量no2體積的1/3。
③no和o2同時通入水中時，此時的反應為：4no＋3o2＋2h2o＝4hno3
當v(no) ∶v(o2) ＝4：3時，恰好反應，無剩餘氣體；
當v(no2)∶v(o2)＜4：3時，剩餘氧氣；
當v(no2)∶v(o2)＞4：3時，剩餘no。
2 氨與銨態氮肥
1．氨（1）物理性質：
無色、有刺激性氣味比空氣輕；極易溶於水，在常溫、常壓下1體積水能溶解約700體積氨氣。
（2）化學性質：
①鹼性：氨與水、酸反應時顯鹼性
與水反應：nh3＋h2o nh3·h2onh4+＋oh－
與酸反應：nh3＋hcl＝nh4cl
說明：a氨溶於水，大部分與水結合成一水合氨（nh3·h2o），一水合氨少部分電離，因此，氨水顯弱鹼性。氨氣是中學階段唯一的一種鹼性氣體，利用這一點，可以檢驗nh3。
b nh3與其它酸也能反應生成相應的銨鹽。其中，nh3與鹽酸這樣的易揮發性酸反應時會有白煙（銨鹽固體的小顆粒）生成。利用這個現象，在某些場合也可以檢驗nh3。
②還原性：氨的催化氧化反應
4nh3＋5o24no＋6h2o
說明：a 該反應是工業上生產硝酸的乙個基礎反應。
b nh3中的氮元素的價態為-3價，因此，nh3不僅能被催化氧化生成no，在純氧中燃燒能生成n2。在一定條件下，nh3還能被cl2、cuo等氧化。
【辨析·比較】 液氨和氨水
液氨是氨氣加壓或降溫得到的液態氨，是純淨物，即液氨由氨分子組成的液體。
氨水的主要成分是nh3·h2o．在氨水中以分子狀態存在的粒子有：nh3、h2o、nh3·h2o；以離子狀態存在的粒子主要有：nh4+、h＋、oh－，極少量的是h＋。
所以氨水是混合物。
2．銨鹽
【觀察·思考】
根據以上的觀察與思考，我們可以銨鹽具有以下性質：
（1）銨鹽受熱分解
nh4clnh3↑＋hcl↑
nh4hco3nh3↑＋co2↑＋h2o↑
（2）銨鹽與鹼反應
nh4cl＋naohnacl＋nh3↑＋h2o
(nh4)2so4＋ca(oh)2caso4＋2nh3↑＋2h2o
【梳理·總結】
由銨離子和酸根離子構成的化合物叫銨鹽，所有的銨鹽都是晶體，都能溶於水。受熱均易發生分解，分解產物一般為nh3和相應的酸（或酸的分解產物）。但也有例外，例如5nh4no34n2↑＋2hno3＋9h2o，且nh4no3在不同溫度條件下分解產物不同。
銨鹽與鹼共熱都能產生氨氣，這是銨鹽的共同性質。因此，銨態氮肥不宜和鹼性物質混合施用，同時，利用這個性質可以檢驗銨離子，也可以在實驗室中製備氨氣。
（3）氨的實驗室製取
藥品：nh4cl、消石灰
反應原理：2nh4cl＋ca(oh)2cacl2＋2nh3↑＋2h2o
裝置：與制氧氣相同
收集：向下排空氣法。
驗滿：用濕潤的紅色石蕊試紙或沾有濃鹽酸的玻璃棒。防止多餘氨氣汙染空氣的方法：收集nh3後的導管口處塞一團溼棉花或用稀h2so4浸濕的棉花。
乾燥：nh3通過盛有鹼石灰的乾燥管。
實驗室製取氨的其它方法：加熱濃氨水、氧化鈣與濃氨水反應等。
3 硝酸及其應用
【溫故·知新】
硝酸具有酸的通性
①使指示劑變色：例如：稀hno3使紫色石蕊溶液變紅。
②與鹼反應：如hno3＋naoh＝nano3＋h2o
③與鹼性氧化物反應：如2hno3＋cao＝ca(no3)2＋2h2o
④與弱酸鹽反應：如2hno3＋na2co3＝2nano3＋co2↑＋h2o
⑤與金屬反應：由於硝酸具有強氧化性，因此，與酸反應時一般不產生h2。
硝酸除了具有酸的通性以外，還具有以下特性：
1．硝酸的物理性質：無色、易揮發、有刺激性氣味、易揮發、密度大於水。
2．硝酸的不穩定性：硝酸見光或受熱易分解。
4hno34no2↑＋o2↑＋2h2o
說明：硝酸越濃，越容易分解。長期存放的濃hno3呈黃色，這是由於hno3分解產生的no2溶於硝酸的緣故。也正因為硝酸見光或受熱易分解，一般將它儲存在棕色瓶裡，放置在陰涼處。
3．硝酸的強氧化性：硝酸具有強的氧化性，是因為硝酸分子裡氮呈＋5價。
（1）與金屬反應：hno3幾乎能與所有的金屬（除金、鉑、鈦以外）發生氧化還原反應。
cu＋4hno3(濃)＝cu(no3)2＋2no2↑＋2h2o
3cu＋8hno3(稀)＝3cu(no3)2＋2no↑＋4h2o
說明：硝酸與不活潑金屬反應時，濃硝酸生成no2，稀硝酸生成no。
【交流·研討】
①常溫下為什麼可以用鋁槽車或鐵罐運輸濃硝酸
鋁、鐵等金屬可以在冷的濃硝酸中發生鈍化現象，濃hno3會把鋁或鐵的表面氧化，形成一層薄而緻密的氧化膜，阻止了反應的進一步發生．遇熱時，該氧化膜會被破壞．因此常溫下鋁、鐵製品可以盛放冷的濃hno3．
②銅與濃hno3反應時，放出no2氣體，與稀hno3反應時，放出no氣體。能否由此說明稀hno3比濃hno3的氧化能力更強？
硝酸與金屬反應時，硝酸被還原的程度取決於硝酸的濃度和還原劑的強弱。對於同一種還原劑來說，硝酸越稀被還原的程度越大．因為當hno3的濃度在8 mol·l－1以上時，hno3氧化性很強，在此過程中生成氮的低價氧化物在強的氧化氣氛中不能存在，繼續被氧化成**的氮的氧化物，所以產物為no2．當硝酸較稀時，它的氧化性較弱，氮的低價氧化物也能夠存在，所以主要產物是no．濃hno3與cu反應放出no2氣體要比稀hno3與cu反應放出no氣體劇烈的多，所以濃hno3氧化能力比稀hno3氧化能力更強。
【知識·鏈結】
王水：濃hno3和濃鹽酸的混合物（體積比1∶3）叫王水，它的氧化能力比硝酸更強，能夠使一些不溶於硝酸的金屬如金、鉑等溶解。
（2）與非金屬反應：硝酸能與許多非金屬及某些有機物發生氧化還原反應：
c＋4hno3(濃) co2↑＋4no2↑＋2h2o
【辨析·比較】
氧化性酸和酸的氧化性概念辨析
酸的氧化性：實質上指氫離子的氧化性，任何酸都有不同程度電離出h＋的能力，h＋在一定條件下獲得電子生成h2．因此在某些反應中酸作氧化劑其實質上是h＋作氧化劑如：鋅與鹽酸或稀h2so4的反應，都可以用zn＋2h＋＝zn2＋＋h2↑離子方程式表示此類反應的實質。
氧化性酸：是酸根離子中心原子獲得電子的能力，酸根離子獲得電子後，中心原子化合價降低，形成相應的低價含氧化合物甚至是單質．如濃h2so4與cu反應：cu＋2h2so4(濃) cuso4＋so2↑＋2h2o，濃h2so4與木炭反應：
c＋2h2so4(濃) co2↑＋2so2↑＋2h2o，硝酸與鋅反應：4zn＋10hno3(稀)＝4zn(no3)2＋n2o↑＋5h2o 5zn＋12hno3(很稀)＝5zn(no3)2＋n2↑＋6h2o，濃hno3與木炭、單質硫、磷的反應等等。
作為氧化性酸，不僅能氧化金屬而且還能氧化某些非金屬單質。而酸的氧化性即h＋的氧化能力較弱，只能氧化較活潑的金屬（即金屬活動順序表中氫前金屬）。
【領悟·整合】
硝酸除了具有酸的通性以外，還具有揮發性、不穩定性、強氧化性等特性。硝酸不僅是氮迴圈中的一種重要物質，在實驗室中也是一種重要的化學試劑，在工業上更是一種重要的化工原料，可用於製造炸藥、燃料、塑料和硝酸鹽等。
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