一、氮气

1.1组成

  1. 氮气由氮气分子直接构成，是空气中含量最高的气体
  2. 氮气的电子式：
  3. 氮气的结构式：\(\ce{N#N}\)
  4. 氮元素在自然界中的存在状态：既有游离态，又有化合态。是构成蛋白质和必不可少的元素

1.2 性质

  1. 物理性质 ：无色无味的气体，密度比空气略小，溶解度很小，常温常压下降温，先变成无色液体，再变成雪花状固体
  2. 化学性质 ：氮气分子中\(\ce{N#N}\) 很牢固，所以通常条件下，氮气的化学性质很稳定，很难与其他物质发生反应，但在一定条件下可与其他物质发生反应。氮气中氮元素的化合价为0，属于该元素的中间价态，所以在化学反应中体现还原性和氧化性

1.3 转化规律

  1. 还原性 ：\(\ce{N2 + O2 \xlongequal[]{放电或高温} 2NO}\) (该反应只能生成\(\ce{NO}\) 而不能生成\(\ce{NO2}\))
  2. 氧化性 ：
    1. 工业合成氨 ：\(\ce{N2 + 3H2 <=>[高温、高压][催化剂] 2NH3}\)
    2. 与镁的反应 ：\(\ce{N2 + 3Mg \xlongequal[]{点燃} Mg3N2}\)
      • \(\ce{Mg3N2}\) 遇水会剧烈反应，生成 \(\ce{Mg(OH)2 和 NH3}\)
      • 镁在空气中点燃，可以和氧气反应，也可以和空气中的氮气，以及二氧化碳反应
        • \(\ce{Mg + O2 \xlongequal[]{点燃} 2MgO}\)
        • \(\ce{2Mg + CO2 \xlongequal[]{点燃} 2MgO + C}\)
  3. 氮的固定
    1. 定义 ：将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程，主要分为自然固氮和人工固氮两种
    2. 自然固氮 ：
      • 高能固氮：（雷电固氮）雷电作用下，将氮气转化为\(\ce{NO}\)
      • 生物固氮：豆科植物的根瘤菌固氮
    3. 人工固氮 ：即工业合成氨的过程
  1. 自然界中的氮循环主要形式
    1. 游离态\(\rightarrow\)化合态 ：
      1. 豆科植物根瘤菌将氮气转化为硝酸盐
      2. 雷电将氮气转化为\(\ce{NO}\)
      3. 合成氨工厂、汽车发动机将氮气转化为化合态的氮
    2. 化合态\(\rightarrow\)游离态 ：
      1. 硝酸盐在某些细菌的作用下转化为氮气
    3. 化合态\(\rightarrow\)化合态 ：
      1. 燃料及生物体燃烧产生的氮氧化物进入大气、水体、土壤等参与氮循环
  1. 氮气的制备 ：
    1. 工业制法：分离液态空气
    2. 实验室制法：
      • \(\ce{NH4Cl + NaNO2 \xlongequal[]{\Delta} NaCl + N2 ^ + 2H2O}\)
      • \(\ce{2NH3 + 3CuO \xlongequal[]{\Delta} 3Cu + N2 + 3H2O}\)

1.4 氮气的用途

  1. 合成氨，制硝酸
  2. 代替稀有气体作焊接金属的保护气，防止金属被氧化
  3. 在灯泡中填充氮气防止钨丝被氧化
  4. 保存粮食、食品等，防止腐烂
  5. 液氮可以作冷冻剂，在医学和新材料中都有广泛用途

二、氮的氧化物

2.1 组成

  1. \(\ce{NO}\)：由分子直接构成，其中氮元素的化合价是+2
  2. \(\ce{NO2}\) ：由分子直接构成，其中氮元素的化合价是+4

2.2 性质

  1. \(\ce{NO}\) 和 \(\ce{NO2}\) 的物理性质
化学式颜色气味水溶性收集方法
\(\ce{NO}\)无色——不溶于水排水法
\(\ce{NO2}\)红棕色刺激性气体易溶于水向上排空气法
  1. \(\ce{NO}\) 和 \(\ce{NO2}\) 的化学性质
    1. \(\ce{NO}\) :表现出还原性，不是酸性氧化物，与酸、碱都不能反应，，属于不成盐氧化物
    2. \(\ce{NO2}\) ：表现出还原性，不是酸性氧化物，因为与碱发生氧化还原反应，生成两种盐
    3. 同时两者都具有毒性，是空气污染物。 \(\ce{NO}\) 与血红蛋白的结合能力比 \(\ce{CO}\) 还要强，所以它的毒性比\(\ce{CO}\) 还强 。\(\ce{NO2}\) 毒性比\(\ce{NO}\) 还要强

2.3 转化规律

  1. \(\ce{NO}\) 与氧气反应：\(\ce{2NO + O2 \xlongequal[]{} 2NO2}\)
  2. \(\ce{NO2}\) 与水反应：\(\ce{3NO2 + H2O \xlongequal[]{} 2HNO3 + NO}\)
  3. 以上两个结合：\(\ce{4NO2 + O2 + 2H2O \xlongequal[]{} 4HNO3}\)
  4. \(\ce{NO2}\) 与碱溶液反应：\(\ce{NO2 + 2NaOH \xlongequal[]{} NaNO3 +NaNO2 + H2O}\)

三、氨气

3.1 组成

  1. \(\ce{NH3}\) :属于共价化合物，由分子直接构成，其中氮元素的化合价是-3
  2. 电子式：
  3. 结构式：

3.2 性质

  1. 物理性质 ：无色有刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水（1：700），易液化
  2. 化学性质：氨气具有毒性，可以与水、酸、盐反应，并且具有还原性（最低化合价）

3.3 转化规律

  1. 与水反应 ：\(\ce{NH3 + H2O \xlongequal[]{} NH3·H2O}\) （氨水呈碱性）
    • 氨水受热易分解：\(\ce{ NH3·H2O \xlongequal[]{\Delta} NH3 ^ + H2O}\)
    • 一水合氨是弱电解质：\(\ce{NH3·H2O \xlongequal[]{} NH^{+}4 + OH-}\)
  2. 与酸反应 ：
    1. 蘸有浓盐酸的玻璃棒与蘸有浓氨水的玻璃棒靠近有白烟生成：\(\ce{HCl + NH3 \xlongequal[]{} NH4Cl}\)
    2. 蘸有浓硝酸的玻璃棒与蘸有浓氨水的玻璃棒靠近有白烟生成：\(\ce{HCl + HNO3 \xlongequal[]{} NH4NO3}\)
  3. 与盐溶液反应 : 向 \(\ce{AlCl3}\) 溶液中通入过量的氨气
    • \(\ce{Al^{3+} + 3NH3 + 3H2O \xlongequal[]{} Al(OH)3 v + 3NH^{+}4}\)
  4. 还原性 ：氨气的催化氧化
    1. 氨的催化氧化：\(\ce{4NH3 + 5O2 \xlongequal[\Delta]{催化剂} 4NO + 6H2O}\) （工业制硝酸的基础反应）
    2. 氨还原氧化铜：\(\ce{2NH3 + 3CuO \xlongequal[]{\Delta} 3Cu + N2 + 3H2O}\) (实验室制氮气)
    3. 氨还原氯气：\(\ce{8NH3 + 3Cl2 \xlongequal[]{} 6NH4Cl + N2}\) (\(\ce{NH3}\) 过量，用于检验输送\(\ce{Cl2}\) 管道是否泄露)
  5. 喷泉实验
    1. 原理：烧瓶内外在短时间形成较大的压强差
    2. 产生压强差的方法：
      1. 减小内压：烧瓶气体溶于液体或与其他液体反应
      2. 增大外压：锥形瓶中存在挥发性液体，或者反应生成气体
    3. 可以做喷泉实验的常见气体与吸收剂组合
气体吸收剂
\(\ce{HCl}\)水或 \(\ce{NaOH}\) 溶液
\(\ce{NH3}\)水或盐酸
\(\ce{CO2}\) 、\(\ce{H2S}\) 、\(\ce{SO2}\)\(\ce{NaOH}\)溶液
\(\ce{NO2 + O2}\)水

3.4 氨气的实验室制法

1. 实验室的基本制法

  1. 实验原理：\(\ce{2NH4Cl + Ca(OH)2 \xlongequal[]{\Delta} CaCl2 ^ + 2NH3 ^ + 2H2O}\)
  2. 实验装置： 固固加热生成气体的装置
  3. 收集方法：向下排空气法
  4. 验满方法：用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）或蘸有浓盐酸（或浓硝酸）的玻璃棒（产生白烟）接近试管口
  5. 干燥方法：氨气是碱性气体，常用碱石灰作干燥剂。不能用浓硫酸及无水 \(\ce{CaCl2}\) ，因为都能反应
  6. 尾气处理：可在试管口放一团用水或者稀硫酸浸湿的棉花，用水吸收时要用防倒吸装置
  7. 注意事项：
    1. 药品选择：
      • 不能选用 \(\ce{NH4Cl}\) ,虽然加热会生成\(\ce{NH3}\) ，但是遇冷又会合成为\(\ce{NH4Cl}\)
      • 不能选用 \(\ce{NH4NO3}\) ，因为该物质加热会爆炸
      • 熟石灰不能用不能选用 \(\ce{NaOH}\) 、\(\ce{KOH}\) ,因为后两者具有吸水性，容易结块，不利于\(\ce{NH3}\) 逸出
    2. 试管口要略向下倾斜，防止生成的冷凝水回流爆炸
    3. 导气管要伸入收集氨气的试管的底部
    4. 棉花的作用，防止因空气与 \(\ce{NH3}\) 对流，而使收集的氨气不纯

2. 实验室其他氨气的制备方法

  1. 加热浓氨水：\(\ce{NH3·H2O \xlongequal[]{\Delta} NH3 ^ + H2O}\) （加热温度不宜过高）
  2. 浓氨水+ \(\ce{NaOH}\)固体：\(\ce{NaOH}\) 固体溶于水放热，使得一水合氨分解，且\(\ce{OH-}\) 浓度增大，有利于\(\ce{NH3}\) 的逸出
  3. 浓氨水+ \(\ce{CaO}\) 固体

3.5 氨气的用途

  1. 氨气是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱等的重要原料
  2. 氨气是有机合成工业（如制尿素、合成纤维、燃料等）中的常用原料
  3. 氨气可用作制冷剂（液氨汽化时吸收大量的热，使周围的气温急剧降低）

四、铵盐

4.1 组成

  1. 概念：由铵根离子（\(\ce{NH^{+}4}\)）与酸根离子形成的化合物。如农业上常用的铵态氮肥都属于铵盐：\(\ce{NH4NO3}\) 、\(\ce{NH4HCO3}\) 、\(\ce{(NH4)2SO4}\) 等
  2. 铵根的电子式：
  3. 铵根的结构式：

4.2 性质

  1. 物理性质 ：铵盐多为无色晶体，易溶于水
  2. 化学性质 ：热稳定性差，体现盐的性质

4.3 转化规律

  1. 热稳定性：铵盐受热易分解，但并不是所有的氨盐都受热易分解（\(\ce{NH4NO3}\) 、\(\ce{(NH4)2SO4}\) 加热分解产物复杂）
    • \(\ce{NH4Cl}\) 加热分解：\(\ce{NH4Cl \xlongequal[]{\Delta} NH3 ^ + HCl ^}\)
    • \(\ce{NH4HCO3}\) 加热分解：\(\ce{NH4HCO3 \xlongequal[]{\Delta} NH3 ^ + H2O + CO2^}\)
    • \(\ce{NH4NO3}\)加热分解：\(\ce{NH4NO3 \xlongequal[]{\Delta} N2O ^ + 2H2O}\)
  2. 与碱反应：\(\ce{2NH4Cl + Ca(OH)2 \xlongequal[]{\Delta} CaCl2 + 2NH3 ^ + 2H2O}\) (两种反应物都是固体)

4.4 铵根离子的检验

  1. 检验流程
铵根的检验.png
铵根的检验
  1. 注意事项：
    1. 待测物中必须先加入碱溶液，然后再加热。因为不是很多铵盐加热后不产生氨气
    2. 必须加热，铵盐与碱在不加热时产生一水合氨，加热之后才能产生氨气

五、硝酸

5.1 组成

  1. 纯的硝酸是由分子直接构成的，即\(\ce{HNO3}\) 分子，常温常压下，纯的硝酸是液体

5.2 性质

  1. 物理性质 ：硝酸是无色，易挥发，有刺激性气味的液体
  2. 化学性质 ：稀硝酸具有酸的通性，浓硝酸热稳定性差，稀/浓硝酸都具有还原性

5.3 转化规律

  1. 酸的通性 ：
    1. 酸碱指示剂：稀硝酸使紫色石蕊变红，浓硝酸会使紫色石蕊先变红后褪色
    2. 与碱反应：
    3. 与碱性氧化物反应：
    4. 与弱酸盐反应：\(\ce{CaCO3 + 2HNO3 \xlongequal[]{} Ca(NO3)2 + H2O + CO2 ^}\)
    5. 硝酸与金属的反应，不论浓还是稀与金属反应，一般都不产生氢气
  2. 热稳定性 ：浓硝酸见光或受热分解。硝酸越浓，越易分解
    • \(\ce{4HNO3 \xlongequal[或光照]{\Delta} 2H2O + 4NO2 ^ + O2 ^}\)
  3. 强氧化性 ：硝酸具有强氧化性，浓度越大，氧化性越强
    1. 硝酸与 \(\ce{Cu}\) 的反应：
      1. \(\ce{3Cu + 8HNO3(稀) \xlongequal[]{} 3Cu(NO3)2 + 2NO ^ + 4H2O}\)
        • 现象：铜丝逐渐变细，溶液逐渐变蓝，产生无色气体，气体在试管上部变为红棕色
      2. \(\ce{Cu + 4HNO3(浓) \xlongequal[]{} Cu(NO3)2 + 2NO2 ^ + 2H2O}\)
        • 现象：铜丝逐渐变细，溶液逐渐变绿，产生红棕色气体
    2. 其他金属：\(\ce{Fe、Al}\) 在浓硝酸和浓硫酸中会钝化，所以可用铁或铝制容器装浓硫酸/浓硝酸
    3. 与非金属单质反应 ：加热条件下，浓硝酸能将 \(\ce{C}\) 、\(\ce{P}\)、\(\ce{S}\) 等氧化到对应元素的最高价态
      1. \(\ce{C + 4HNO3(浓) \xlongequal[]{\Delta} CO2 ^ + 4NO2 ^ + 2H2O}\)
      2. \(\ce{S + 6HNO3(浓) \xlongequal[]{\Delta} H2SO4 + 6NO2 ^ + 2H2O}\)
    4. 其他还原性物质 ：\(\ce{SO2 、Fe^{2+}、FeO 、Br-、I-、S^{2-}、SO^{2-}3 }\) 等均能被 \(\ce{HNO3}\) 氧化
      • \(\ce{3Fe^{3+} + 4H+ + NO^{-}3 \xlongequal[]{} 3Fe^{3+} + NO ^ + 2H2O}\)

5.4 硝酸的工业制备

  1. 原理及对应的方程式：
硝酸的工业制法.png
硝酸的工业制法
  1. \(\ce{N2 + 3H2 <=>[高温、高压][催化剂] 2NH3}\)
  2. \(\ce{4NH3 + 5O2 \xlongequal[\Delta]{催化剂} 4NO + 6H2O}\)
  3. \(\ce{2NO + O2 \xlongequal[]{} 2NO2}\)
  4. \(\ce{3NO2 + H2O \xlongequal[]{} 2HNO3 + NO}\)
  5. 保存：实验室用棕色细口瓶、玻璃塞，放于冷暗处
  6. 尾气处理：为避免制硝酸产生的尾气的氮氧化物污染环境，人们开发溶液吸收、催化还原等尾气处理方法。前者使用具有碱性的 \(\ce{Na2CO3}\) 溶液等吸收尾气，后者使用 \(\ce{NH3}\) 或其他物质将氮氧化物还原为 \(\ce{N2}\)

六、其他含氮物质

6.1 联氨

  1. 组成 ：由 \(\ce{N2H4}\) 分子直接构成，又称为肼，氮元素的化合价为-2
  2. 物理性质 ：常温下为无色油状液体，有类似于氨的刺鼻气味
  3. 化学性质 ：弱碱性、较强还原性、
  4. 转化规律 ：
    1. 弱碱性：是一种二元弱碱；

\(\ce{N2H4 + H2O <=> N2H^{+}5 + OH-}\) ; \(\ce{N2H^{+}5 + H2O <=> N2H^{+}6 + OH-}\)

  1. 较强还原性：能被卤素、\(\ce{H2O2}\) 、\(\ce{AgNO3}\) 等氧化
    1. 与\(\ce{Cl2}\) ：\(\ce{2Cl2 + N2H4 \xlongequal[]{} N2 + 4HCl}\)
    2. 与\(\ce{H2O2}\) ：\(\ce{N2H4 + 2H2O2 \xlongequal[]{} N2 ^ + 4H2O}\)
    3. 与\(\ce{AgNO3}\) 反应：\(\ce{N2H4 + 4Ag+ \xlongequal[]{} 4Ag v + N2 ^ + 4H+}\)
  2. 制备 ：\(\ce{2NH3 + ClO- \xlongequal[]{} N2H4 + Cl- + H2O}\)
  3. 用途 ：制药，用作喷气式发动机和火箭的燃料

6.2 亚硝酸

  1. 组成 ：由\(\ce{HNO2}\) 分子直接构成，氮元素的化合价为 +3
  2. 物理性质 ：属于弱酸，，常温下仅存于稀冷的水溶液中
  3. 化学性质 ：不稳定性（易分解）、酸的通性、较强氧化性、还原性
  4. 转化规律 ：
    1. 不稳定性：\(\ce{2HNO2 \xlongequal[]{} H2O + NO ^ + NO2 ^}\)
    2. 弱酸性：\(\ce{HNO2 + NaOH \xlongequal[]{} NaNO2 + H2O}\)
    3. 较强氧化性：可以氧化 \(\ce{I-}\) 、\(\ce{Fe^{2+}}\) 等
      1. \(\ce{4HNO2 + 2I- \xlongequal[]{} I2 + 2NO ^ + 2NO^{-}2 + 2H2O}\)
      2. \(\ce{2HNO2 + Fe^{2+} \xlongequal[]{} Fe^{3+} + NO ^ + H2O}\)
    4. 还原性：能被强氧化剂氧化为硝酸
  5. 制备 ：
    1. 将\(\ce{NO}\) 、\(\ce{NO2}\) 的混合物溶解在零度的水中：\(\ce{NO + NO2 + H2O \xlongequal[]{} 2HNO2}\)
    2. 亚硝酸盐溶液中加入酸：\(\ce{NaNO2 + HCl \xlongequal[]{} NaCl + HNO2}\)

6.3 亚硝酸钠

  1. 组成 ：由 \(\ce{Na+}\) 和\(\ce{NO^{-}2}\) 构成，属于离子化合物，其中的氮元素的化合价是+3
  2. 物理性质 ：外观与 \(\ce{NaCl}\) 相似，易溶于水，微溶于乙醇
  3. 化学性质 ：盐的通性；毒性；氧化性，还原性（较弱）
  4. 转化规律 ：
    1. 盐的通性：\(\ce{NaNO2 + AgNO3 \xlongequal[]{} AgNO2 v + NaNO3}\)
    2. 氧化性：
      1. 酸性条件下：\(\ce{NO^{-}2 + 2I- + 4H+ \xlongequal[]{} 2NO ^ + I2 + 2H2O}\) (可以靠淀粉碘化钾试纸检验 \(\ce{NO^{-}2}\))
      2. 酸性条件下：\(\ce{NO^{-}2 + Fe^{2+} + 2H+ \xlongequal[]{} NO ^ + Fe^{3+} + H2O}\)
    3. 还原性：能被强氧化剂氧化
      1. 酸性重铬酸钾：\(\ce{NO^{-}2 + Cr2O^{2-}7 +8H+ \xlongequal[]{} 3NO^{-}3 + 2Cr^{3+} + 4H2O}\)
    4. 毒性：能把血红蛋白中的\(\ce{Fe^{2+}}\) ,氧化成 \(\ce{Fe^{3+}}\) ,使人缺氧中毒。误食用，可服用维生素C来缓解中毒状况
  5. 鉴别 ：\(\ce{NaNO2}\) 和\(\ce{NaCl}\) 的鉴别，两者都与 \(\ce{AgNO3}\) 溶液反应，前者生成的\(\ce{AgNO2}\) 沉淀可溶于稀硝酸，后者生成的\(\ce{AgCl}\) 沉淀不溶于稀硝酸

七、酸雨及防治

7.1 酸雨的形成

  1. 酸雨的主要类型
酸雨的主要类型.png
酸雨的主要类型

7.2 主要污染物的防治

1. 含二氧化硫废气的处理方法

  1. 钙基固硫法：工业上常用生石灰和含硫的煤混合燃烧
    1. \(\ce{ S + O2 \xlongequal[]{点燃} SO2}\)
    2. \(\ce{SO2 + CaO \xlongequal[]{} CaSO3}\)
    3. \(\ce{2CaSO3 + O2 \xlongequal[]{} 2CaSO4}\)
    4. 总反应方程式：\(\ce{2CaO + 2SO2 + O2 \xlongequal[]{} 2CaSO4}\)
  2. 氨脱硫法：酸碱中和与氧化还原反应相结合
    1. \(\ce{2NH3 + SO2 + H2O \xlongequal[]{} (NH4)2SO3}\)
    2. \(\ce{2(NH4)2SO3 + O2 \xlongequal[]{} 2(NH4)2SO4}\)
  3. 钠碱脱硫法：用\(\ce{NaOH}\) 和\(\ce{Na2CO3}\) 吸收烟气中的 \(\ce{SO2}\)
    1. \(\ce{2NaOH + SO2 \xlongequal[]{} Na2SO3 + H2O}\)
    2. \(\ce{Na2CO3 + SO2 \xlongequal[]{} Na2SO3 + CO2}\)
    3. \(\ce{Na2SO3 + SO2 + H2O \xlongequal[]{} 2NaHSO3}\)
  4. 双碱脱硫法：本质上还是会转化为\(\ce{CaSO3}\) 和 \(\ce{CaSO4}\) 来处理
    1. 吸收反应：利用 \(\ce{NaOH}\) 溶液
      • \(\ce{2NaOH + SO2 \xlongequal[]{} Na2SO3 + H2O}\)
      • \(\ce{2Na2SO3 + O2 \xlongequal[]{} 2Na2SO4}\)
    2. 再生反应：利用\(\ce{Ca(OH)2}\) 溶液
      • \(\ce{Na2SO3 + Ca(OH)2 \xlongequal[]{} CaSO3 + 2NaOH}\)
      • \(\ce{Na2SO4 + Ca(OH)2 \xlongequal[]{} CaSO4 + 2NaOH}\)

2. 含氮氧化物

  1. 碱液吸收法：硝酸工业产生的废气中含有较多的 \(\ce{NO}\) 、\(\ce{NO2}\) ,并且当 n(\(\ce{NO2}\))\(\ge\) n(\(\ce{NO}\)) 时，才能被碱性溶液完全处理完
    1. \(\ce{2NO2 + 2NaOH \xlongequal[]{} NaNO3 + NaNO2 + H2O}\)
    2. \(\ce{NO2 + NO + 2NaOH \xlongequal[]{} 2NaNO2 + H2O}\)
  2. 催化转化法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为氮气
    1. \(\ce{6NO + 4NH3 \xlongequal[\Delta]{催化剂} 5N2 + 6H2O}\)
    2. \(\ce{6NO2 + 8NH3 \xlongequal[\Delta]{催化剂} 7N2 + 12H2O}\)
    3. \(\ce{NOx}\) 与 \(\ce{CO}\) 在一定温度下催化转化为无毒气体（\(\ce{N2}\) 和 \(\ce{CO2}\)）

八、含氮物质之间的转化

8.1 从化合价角度的转变

1. 最低价态：-3价 （如：*\(\ce{NH3}\)、\(\ce{NH4+}\)（铵盐）、\(\ce{Mg3N2}\)*）

  1. \(\ce{NH3}\)：具有较强还原性，能与水、酸、盐反应，并表现出最低价态的还原性。
    • 与水反应：\(\ce{NH3 + H2O <=> NH3·H2O}\)（不变价），氨水呈弱碱性。
    • 与酸反应生成铵盐：\(\ce{NH3 + HCl \xlongequal[]{} NH4Cl}\)、\(\ce{NH3 + HNO3 \xlongequal[]{} NH4NO3}\)（均不变价）。
    • 与盐溶液反应：\(\ce{Al^{3+} + 3NH3 + 3H2O \xlongequal[]{} Al(OH)3 v + 3NH4+}\)（不变价）。
    • 还原性：
      • -3→+2 （\(\ce{4NH3 + 5O2 \xlongequal[\Delta]{催化剂} 4NO + 6H2O}\)）生成 \(\ce{NO}\)；
      • -3→0 （\(\ce{2NH3 + 3CuO \xlongequal[]{\Delta} 3Cu + N2 + 3H2O}\)）生成 \(\ce{N2}\)；
      • -3→0 （\(\ce{8NH3 + 3Cl2 \xlongequal[]{} 6NH4Cl + N2}\)）部分氮元素生成 \(\ce{N2}\)，部分以 \(\ce{NH4Cl}\) 形式不变价。
  2. 铵盐（\(\ce{NH4+}\)）：热稳定性差，与碱反应放 \(\ce{NH3}\)。
    • 受热分解：
      • \(\ce{NH4Cl \xlongequal[]{\Delta} NH3 ^ + HCl ^}\)（不变价）；
      • \(\ce{NH4HCO3 \xlongequal[]{\Delta} NH3 ^ + H2O + CO2 ^}\)（不变价）；
      • \(\ce{NH4NO3 \xlongequal[]{\Delta} N2O ^ + 2H2O}\)（-3→+1，氮元素发生归中反应）。
    • 与碱反应：\(\ce{2NH4Cl + Ca(OH)2 \xlongequal[]{\Delta} CaCl2 + 2NH3 ^ + 2H2O}\)（不变价）。
  3. \(\ce{Mg3N2}\)：遇水剧烈反应。
    • \(\ce{Mg3N2 + 6H2O \xlongequal[]{} 3Mg(OH)2 + 2NH3 ^}\)（不变价，水解反应）。

2. 次低价态：-2价 （如：*\(\ce{N2H4}\)*）

  1. \(\ce{N2H4}\)（联氨）：弱碱性，较强还原性。
    • 弱碱性（二元弱碱）：\(\ce{N2H4 + H2O <=> N2H5+ + OH-}\)（不变价）。
    • 较强还原性：
      • -2→0 （\(\ce{N2H4 + 2H2O2 \xlongequal[]{} N2 ^ + 4H2O}\)）生成 \(\ce{N2}\)；
      • -2→0 （\(\ce{N2H4 + 2Cl2 \xlongequal[]{} N2 + 4HCl}\)）生成 \(\ce{N2}\)；
      • -2→0 （\(\ce{N2H4 + 4Ag+ \xlongequal[]{} 4Ag v + N2 ^ + 4H+}\)）生成 \(\ce{N2}\)。
    • 制备（从-3到-2）：\(\ce{2NH3 + ClO- \xlongequal[]{} N2H4 + Cl- + H2O}\)（\(\ce{NH3}\)中氮元素被氧化为 \(\ce{N2H4}\)）。

3. 中间价态：0价 （如：*\(\ce{N2}\)*）

  1. \(\ce{N2}\)：结构稳定，通常条件下化学性质稳定，一定条件下既有氧化性又有还原性。
    • 氧化性：
      • 0→-3 （\(\ce{N2 + 3H2 <=>[高温、高压][催化剂] 2NH3}\)）生成 \(\ce{NH3}\)；
      • 0→-3 （\(\ce{N2 + 3Mg \xlongequal[]{点燃} Mg3N2}\)）生成 \(\ce{Mg3N2}\)。
    • 还原性：
      • 0→+2 （\(\ce{N2 + O2 \xlongequal[]{放电或高温} 2NO}\)）生成 \(\ce{NO}\)。
    • 氮的固定：将游离态 \(\ce{N2}\) 转化为含氮化合物的过程（化合价均发生变化）。
    • 归中反应生成 \(\ce{N2}\)：
      • \(\ce{NH4Cl + NaNO2 \xlongequal[]{\Delta} NaCl + N2 ^ + 2H2O}\)（-3 与 +3 → 0）；
      • \(\ce{2NH3 + 3CuO \xlongequal[]{\Delta} 3Cu + N2 + 3H2O}\)（-3 → 0）。

4. 中间价态：+2价 （如：*\(\ce{NO}\)*）

  1. \(\ce{NO}\)：不成盐氧化物，毒性很强，具有还原性。
    • 还原性：
      • +2→+4 （\(\ce{2NO + O2 \xlongequal[]{} 2NO2}\)）生成 \(\ce{NO2}\)。
    • 归中反应：
      • +2 与 +4 → +3 （\(\ce{NO + NO2 + H2O \xlongequal[]{} 2HNO2}\)）生成 \(\ce{HNO2}\)；
      • +2 与 +4 → +3 （\(\ce{NO2 + NO + 2NaOH \xlongequal[]{} 2NaNO2 + H2O}\)）生成 \(\ce{NaNO2}\)。
    • 催化还原（脱硝）：
      • +2→0 （\(\ce{6NO + 4NH3 \xlongequal[\Delta]{催化剂} 5N2 + 6H2O}\)）生成 \(\ce{N2}\)。

5. 中间价态：+3价 （如：*\(\ce{HNO2}\)、\(\ce{NaNO2}\)（\(\ce{NO2-}\)）*）

  1. \(\ce{HNO2}\)（亚硝酸）：弱酸，不稳定，既具有氧化性又具有还原性。
    • 不稳定性（歧化）：\(\ce{2HNO2 \xlongequal[]{} H2O + NO ^ + NO2 ^}\)（+3 → +2 和 +4）。
    • 弱酸性：\(\ce{HNO2 + NaOH \xlongequal[]{} NaNO2 + H2O}\)（不变价）。
    • 氧化性：
      • +3→+2 （\(\ce{4HNO2 + 2I- \xlongequal[]{} I2 + 2NO ^ + 2NO2- + 2H2O}\)）生成 \(\ce{NO}\)；
      • +3→+2 （\(\ce{2HNO2 + Fe^{2+} \xlongequal[]{} Fe^{3+} + NO ^ + H2O}\)）生成 \(\ce{NO}\)。
    • 还原性：可被强氧化剂（如 \(\ce{KMnO4}\)）氧化为 \(\ce{HNO3}\)（+3 → +5）。
    • 制备：
      • \(\ce{NO + NO2 + H2O \xlongequal[]{} 2HNO2}\)（归中反应，+2 与 +4 → +3）；
      • \(\ce{NaNO2 + HCl \xlongequal[]{} NaCl + HNO2}\)（不变价）。
  1. \(\ce{NaNO2}\)（亚硝酸钠）：盐的通性，具有氧化性、还原性（较弱）和毒性。
    • 氧化性（酸性条件下）：
      • +3→+2 （\(\ce{NO2- + 2I- + 4H+ \xlongequal[]{} 2NO ^ + I2 + 2H2O}\)）生成 \(\ce{NO}\)；
      • +3→+2 （\(\ce{NO2- + Fe^{2+} + 2H+ \xlongequal[]{} NO ^ + Fe^{3+} + H2O}\)）生成 \(\ce{NO}\)。
    • 还原性：
      • +3→+5 （\(\ce{3NO2- + Cr2O7^{2-} + 8H+ \xlongequal[]{} 3NO3- + 2Cr^{3+} + 4H2O}\)）生成 \(\ce{NO3-}\)。
    • 毒性：将血红蛋白中 \(\ce{Fe^{2+}}\) 氧化为 \(\ce{Fe^{3+}}\)。

6. 中间价态：+4价 （如：*\(\ce{NO2}\)*）

  1. \(\ce{NO2}\)：红棕色刺激性气体，易溶于水，毒性更强，具有还原性并能发生歧化反应。
    • 还原性：
      • +4→+5 （\(\ce{4NO2 + O2 + 2H2O \xlongequal[]{} 4HNO3}\)）生成 \(\ce{HNO3}\)；
      • +4→+5 （\(\ce{2NO2 + O2 \xlongequal[]{} 2N2O5}\) 或实际在硝酸工业中与 \(\ce{O2}\)、\(\ce{H2O}\) 联合制硝酸）。
    • 歧化反应：
      • +4→+5 和 +2 （\(\ce{3NO2 + H2O \xlongequal[]{} 2HNO3 + NO}\)）生成 \(\ce{HNO3}\) 和 \(\ce{NO}\)；
      • +4→+5 和 +3 （\(\ce{2NO2 + 2NaOH \xlongequal[]{} NaNO3 + NaNO2 + H2O}\)）生成 \(\ce{NaNO3}\) 和 \(\ce{NaNO2}\)。
    • 归中反应：
      • +4 与 +2 → +3 （\(\ce{NO2 + NO + 2NaOH \xlongequal[]{} 2NaNO2 + H2O}\)）生成 \(\ce{NaNO2}\)；
      • +4 与 +2 → +3 （\(\ce{NO + NO2 + H2O \xlongequal[]{} 2HNO2}\)）生成 \(\ce{HNO2}\)。
    • 催化还原（脱硝）：
      • +4→0 （\(\ce{6NO2 + 8NH3 \xlongequal[\Delta]{催化剂} 7N2 + 12H2O}\)）生成 \(\ce{N2}\)。

7. 最高价态：+5价 （如：*\(\ce{HNO3}\)、\(\ce{NO3-}\)（硝酸盐）*）

  1. \(\ce{HNO3}\)（硝酸）：强氧化性酸，浓硝酸不稳定，浓度越大氧化性越强。
    • 热分解：\(\ce{4HNO3 \xlongequal[或光照]{\Delta} 2H2O + 4NO2 ^ + O2 ^}\)（+5 → +4）。
    • 酸的通性（稀硝酸）：使指示剂变色、与碱、碱性氧化物、弱酸盐反应（不变价，如 \(\ce{CaCO3 + 2HNO3 \xlongequal[]{} Ca(NO3)2 + H2O + CO2 ^}\)）。
    • 强氧化性：
      • 与金属 \(\ce{Cu}\)：
        • +5→+2 （\(\ce{3Cu + 8HNO3(稀) \xlongequal[]{} 3Cu(NO3)2 + 2NO ^ + 4H2O}\)）生成 \(\ce{NO}\)；
        • +5→+4 （\(\ce{Cu + 4HNO3(浓) \xlongequal[]{} Cu(NO3)2 + 2NO2 ^ + 2H2O}\)）生成 \(\ce{NO2}\)。
      • 与非金属：
        • +5→+4 （\(\ce{C + 4HNO3(浓) \xlongequal[]{\Delta} CO2 ^ + 4NO2 ^ + 2H2O}\)）生成 \(\ce{NO2}\)；
        • +5→+4 （\(\ce{S + 6HNO3(浓) \xlongequal[]{\Delta} H2SO4 + 6NO2 ^ + 2H2O}\)）生成 \(\ce{NO2}\)。
      • 氧化其他还原性物质（\(\ce{Fe^{2+}}\)、\(\ce{SO2}\)、\(\ce{I-}\) 等）：
        • +5→+2 （\(\ce{3Fe^{2+} + 4H+ + NO3- \xlongequal[]{} 3Fe^{3+} + NO ^ + 2H2O}\)）生成 \(\ce{NO}\)。
    • 工业制备（含氮物质化合价变化链）：

\(\ce{N2(0) -> NH3(-3) -> NO(+2) -> NO2(+4) -> HNO3(+5)}\)，体现了氮元素从 0 价逐步被氧化到最高价态的过程。

  1. 硝酸盐（如 \(\ce{Cu(NO3)2}\)、\(\ce{NaNO3}\)）：盐的通性，在酸性条件下表现出氧化性（本质是 \(\ce{NO3-}\) 在酸性环境中的强氧化性，化合价可降至 +4 或 +2）。固态硝酸盐受热可分解（一般规律），但本节笔记未重点展开。