氮族元素重难点及其解析
一. 重点、难点：
1. 掌握氮族元素及氮族元素的原子结构特点及性质变化规律。

2. 掌握氮元素的重要化合物NH3及氧化物硝酸、硝酸盐的重要结构与性质、用途。

3. 了解氮的氧化物对大气的污染
4. 了解磷及磷的化合物的性质
三. 具体内容：
（一）氮族元素的结构及性质逆变规律
氮族元素包括N、P、As、Sb、Bi五种元素，在周期表中位于第V A族。

它们的最外层电子数均为5个，它们的原子半径随着核电荷数的增大而逐渐增大。

它们在原子结构上的异同处决定了性质的相似性和递变性。

单质的物理性质递变规律有：从氮到铋、单质的密度逐渐增大；固态氮和红磷、白磷均属分子晶体，熔沸点逐渐升高；锑和铋的金属性已较显著，熔、沸点的递变规律与碱金属单质相仿，逐渐降低。

砷较特殊，灰砷已呈现一定金属性，但常压下，它在6130C时能升华，加压下测得的熔点是氮族元素的单质中最高的。

氮族元素的相似性和递变性
相似性递变性
最外层上均为5个电子，均能
获得3个电子而达到稳定结构。

在最高价氧化物中化合价都是
+5价，化学式为R2O5
在气态氢化物中，都显－3价，化学式为RH3
最高价氧化物的水化物的化学式为H3RO4或HRO3 氮、磷、砷、锑、铋的单质从非金属过渡到金属。

氮、磷与氧气反应的条件不同
（难化合）
（难化合）
氮、磷与H2反应的条件不同
而磷与H2很难直接化合成PH3
所以氧化性N>P
气态氢化物的稳定性
NH3、PH3、AsH3、SbH3
稳定性逐渐减弱
最高价氧化物的水化物的酸性
HNO3、H3PO4、H3AsO4、H3SbO4
酸性逐渐减弱
说明：①氮族元素原子的价电子数是5，但主要为+3、+5价。

②氮族元素最高价氧化物的水化物的通式为H3RO4，但硝酸为HNO3比通式少一个水分子。

原因是氮原子半径小。

（二）N2单质的结构性质
1. 结构特点：
电子式：，结构式：。

分子中三键键能大，分子稳定，化学性质不活泼，但要注意，N2一旦吸收能量变为N原子则性质较活泼。

2. 物理化学性质：
无色无味气体，难溶于水，与空气密度相近。

在高温或放电时可与某些物质反应，N表现为既有氧化性，又有还原性。

（1）与H2的反应：
（2）O2的反应
2NO+O2=2NO2 2NO2 N2O4
（无色）（红棕色）（无色）
3NO2+H2O=2HNO3+NO
4NO2+O2+2H2O=4HNO3
4NO+3O2+2H2O=4HNO3
（3）与某些金属的反应：
3Mg+N2 Mg3N2（第ⅡA族金属都可发生类似反应）
（镁在空气中生成微量Mg3N2，镁跟氮气反应比镁跟氧气反应要难得多。

因此mg Mg 在空气中完全燃烧，所得固体的质量小于m× g，氮化镁为离子化合物，电子式为Mg2+[:N:]3－Mg2+[:N:]3－Mg2+）
（4）固态：
N游离态N的化合态（生物固氮）
（三）氮的氢化物——氨
1. 结构：
电子式：
结构式，空间呈三角锥形，键角107°18′
物理化学性质：无色，有刺激性气味气体，易液化（与Cl2，CO2相同），极易溶于水（1:700），形成氨水。

与水反应：
NH3+H2O NH3•H2O NH4++OH－，水溶液呈弱碱性。

氨水的成分是：
NH3、H2O、NH3•H2O（NH3的主要存在形式）、NH4+、OH－、H+（极少）
注：氨水中含大量NH3•H2O，但表示浓度时用NH3的多少（mol，g，%）
2. 与酸反应：
NH3+HCl=NH4Cl（白烟）
2NH3+H2SO4=
实质是NH3+H+=NH4+
3. 与非金属反应：
4NH3+5O2 = 4NO+6H2O+Q
8NH3+3Cl2=6NH4Cl+N2
4. NH3的制法：
（1）工业制法：
H2的来源：
C+H2O（气）CO+H2
（2）实验室制法：
注：NH3不能用CaCl2，浓H2SO4干燥，可用碱石灰干燥，防止NH3与空气对流，便于收集纯净的NH3。

（3）检验，用湿润的红色石蕊试纸，现象是变蓝，或用沾有浓HCl的玻璃棒，接近有白烟。

（四）铵盐：
1. 物理性质：无色晶体，易溶于水
2. 化学性质：受热易分解：
NH4HCO3 NH3↑+CO2↑+H2O
NH4Cl NH3↑+HCl↑（在容器上部重新结合生成NH4Cl）
NH4NO3，（NH4）2SO4受热分解产物复杂，NH4NO3不能撞击
3. NH4+的检验
用碱液与铵盐共热，放出氨气，NH4++OH－=NH3 +H2O，然后用湿润的红色石蕊试纸，试纸变蓝，证明有NH4+
（五）氮的氧化物
包括N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5
1. 一氧化氮
无色有毒，不溶于水的气体，能与血红蛋白结合引起中毒。

2NO+O2=2NO2
NO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O（除硝酸厂尾气）不能单独与碱作用生成盐，为不成盐氧化物。

制法：实验室：Cu和HNO3（稀）制NO（只能用排水法收集）
工业上：NH3和O2制NO（氨催化氧化法）
2. 二氧化氮：
（1）物性：红棕色有毒，有刺激性气味的气体
（2）化性：与水反应：3NO2+H2O=2HNO3+NO
（3）转化：2NO2 N2O4（由于是无条件转化，只要有NO2，就有N2O4）
（4）氧化性：NO2是一种强氧化剂，能将I－、SO2、H2S等氧化
2KI+4NO2=2KNO3+I2+2NO
SO2+NO2=NO+SO3
H2S+NO2=S+NO+H2O
制法：Cu和HNO3（浓）反应
Cu+4HNO3（浓）=Cu（NO3）2+2NO2 ↑+2H2O
只能用向上排空气法收集
工业上：NH3→ NO→NO2（制硝酸）
3. N2O5：白色固体，极不稳定，是硝酸的酸酐，具有酸性氧化物的通性。

N2O5+H2O=2HNO3
（六）硝酸（HNO3）
1. 物理性质：
纯HNO3为无色液体，易挥发，形成白雾，有刺激性气味。

挥发性随浓度增大而增强，98%以上的为发烟硝酸。

浓HNO3与浓盐酸体积比1:3的混合物叫王水，能溶解金和铂。

2. 化学特性
由于HNO3=H++NO3－，所以具有酸的通性，但与金属反应不生成H2。

遇石蕊溶液，先变红后褪色。

①不稳定性
4HNO3=4NO2↑+ O2↑+ 2H2O
生成NO2溶于酸中可使酸呈黄色，所以HNO3应存放在棕色瓶中。

②强氧化性：无论浓、稀HNO3都有氧化性，浓度越高，氧化性越强。

③与金属反应
常温下，浓HNO3与Fe、Al钝化。

硝酸与金属的反应复杂，一般硝酸越浓，被还原为NO2；浓度稀，被还原为NO；金属越活泼，N还原的价态越低，可使HNO3还原为N2O、
N2或NH3。

3Cu+8HNO3（稀）= +2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3（浓）= +2NO↑+2H2O
4Zn+10HNO3（较稀）=4Zn（NO3）2+N2O↑+5H2O
4Zn+10HNO3（极稀）=4Zn（NO3）2+NH4NO3 +3H2O
与非金属反应
一般浓HNO3被还原为NO2，稀HNO3被还原为NO，非金属常被氧化为最高价含氧酸或高价氧化物：
C+4HNO3（浓）=CO2↑+4NO2↑+2H2O
S+6HNO3（浓）=H2SO4+6NO2↑+2H2O
3P+5HNO3（稀）+2H2O=3H3PO4+5NO
3. 与还原性化合物反应
3FeO+10HNO3=3Fe（NO3）3+NO↑+5H2O
3Na2S+8HNO3=6NaNO3+3S+4H2O+2NO
4. 与有机物反应
C6H6+HO－NO2 C6H5－NO2+H2O
5. 硝酸的制法
（1）工业制法——氨氧化反应
阶段氨氧化氧化、吸收
反应原理
4NH3+5O2 4NO+6H2O
2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO
设备氧化炉吸收塔
注意：
①循环氧化，相当于NH3全部氧化为HNO3
② 50% HNO3 96%HNO3
③尾气吸收
（2）实验室制法：
NaNO3（固）+H2SO4（浓）NaHSO4+HNO3 ↑
硝酸盐的性质：
物理性质：多数为无色晶体，极易溶于水
化学性质：
盐的通性。

一般在盐溶液中NO3－不具有强氧化性，当溶液中有强酸时，表现强氧化性。

不稳定性
在高温时，是强氧化剂，受热放出O2。

分解规律：
K~Na：生成亚硝酸盐和O2
Mg~Cu：生成金属氧化物（低价盐变高价氧化物）NO2，O2
Hg~Ag：生成金属单质、NO2、O2。