氮的循环课件

1、第三章 自然界中的元素,第2节 氮的循环,图1 氮在自然界中的循环示意图,一、氮的固定,（1）概念：使空气中游离态的氮转化为含氮化合物,生物固氮,根瘤菌,与大豆、蚕 豆等豆科植 物共生的根 瘤菌中存在 固氮酶，能 在常温常压 下把空气中 的氮气转变 为氨。,合成氨厂,工业固氮-合成氨,N2+3H2 2NH3,1、氮气的性质,结 构,化学性质,稳定，很不活泼，很难与其他物质反应,科学证明：拆开1mol 需 要945.8kJ能量， 拆开1molClCl键只需要247kJ的能量,一、氮气的性质,1、物理性质：无色无味的气体，难溶与水，密度比空气略小。占空气体积分数约78%（氧气约21%）。 2、化学

2、性质：稳定，很难与其他物质反应 与O2反应 与H2反应 3、氮气用途： 保护气，合成氨，制化肥,2、氮的氧化物(形成氧化物种类最多的元素）,N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5,俗语说“雷雨发庄稼”，这句话隐含着什么原理？,（无色，难溶于水）,（红棕色，有刺激性气味）,氮的氧化物,NO,N2O,NO2,N2O3,N2O4,N2O5,物理性质：无色、难溶于水的气体,缺点：,优点：,NO结合血红蛋白的能力比一氧化碳还强， 更容易造成人体缺氧。,一氧化氮分子作为一种传递神经信 息的“信使分子”，在使血管扩张、 免疫、增强记忆力等方面有着 极其重要的作用。,+1,+2,+3,+4,+4,

3、+5,物理性质：红棕色、有刺激性气味的有毒气 体，易溶于水,化学性质：NO2溶于水时生成硝酸和一氧化氮。 工业上利用这一原理制取硝酸。 2NO2+H2O=2HNO3+NO,用途：能使多种织物退色，损坏多种织物和尼龙制品， 对金属和非金属材料也有腐蚀作用,练 习,一定条件下，将等体积的NO和O2的混合气体置于试管中，并将试管倒立于水槽中，充分反应后，剩余气体的体积约为原体积的多少？,上述两个反应可多次循环，综合两式，整理得总反应式,分析：,NO 和O2的体积比为4:3，等体积混和，剩余O2 体积，为原混合气体的 1/8,答案：1/8,将NO2和O2混和气体同时通入水中发生的反应？,迁 移,上述两

4、个反应多次循环，综合 可得总反应关系式,C,A、B、C、D均为中学常见物质且均含有同一种元素， 它们之间的部分转化关系如下图所示： A BCD （1）若A为无色气体，且D为强酸 （2）C物质的颜色是 。 （3）从组成物质的元素化合价变化的角度预测C可能具有的性质 ，并用一个相应的化学方程式表示你预测的性质 。,O2,O2,H2O,德国物理化学家。是合成氨法的发明者。1868年12月9 日生于西里西亚的布雷斯劳(现属波兰)。接受预科教育后,到柏林、海德堡及苏黎世等大学学习。毕业后即进入其父经营化学药品的商店工作,因缺乏兴趣,后转 到耶拿大学研究有机化学课题,1891年获得哲学博士学位。在1894

5、年,去卡尔斯鲁 厄工学院执教,1898年任物理化学教授。主要从事化学平衡、硝基苯电解还原和电弧法、合成氨法固定氮等研究工作。著有工业电化学理论基础(1898)、 工业气体反应中的热力学(1905)等。1909年7月2日,哈伯在实验室内利用高压 装置进行合成氨的实验得到浓度为6的氨。其后,在工业化学家C 博施 的协助下,成功地解决了工业生产中的技术问题。1913年巴登苯胺纯碱公司利用哈伯的发明在德国奥堡建成的世界第一座日产30t氨的工厂投产(见合成氨工业发展史 )。因发明用氮气和氢气直接合成氨的方法,哈伯获1918年诺贝尔化学奖金,1918年诺贝尔化学奖,哈伯,F. Fritz Haber 18

6、681934,1931年诺贝尔化学奖,柏吉斯,F Friedrich Bergius 18841949 德国燃料化学家.,二、氨气,N2+3H2=2NH3,催化剂,高温、高压,工业合成氨：,1.氨的性质,氨的物理性质,无色有刺激性气味的气体,(NH3) (空气)=,极易溶于水，,1729,密度比空气小，,体积比1700,易液化 可做制冷剂：原理是液氨气化时从周围吸收大量的热量，使周围温度急剧降低。,颜色状态气味： 密度： 水溶性：,2、 喷泉实验,如图，在干燥的圆底烧瓶里充满氨气，用带有玻璃管和滴管（滴管里预先吸入水）的塞子塞紧瓶口。倒置烧瓶，使玻璃管插入盛有水的烧杯（预先在水里滴入少量酚酞溶

7、液 ）。轻轻挤压滴管，使少量水进入烧瓶。观察并描叙现象。(看视频） 现象： 产生这一现象的原因： 得出的结论：,现象：,烧杯里的液体由玻璃管进入烧瓶，形成美 丽的喷泉；烧瓶中的液体呈 。,原因：,氨气极易溶于水（1700） 。使烧瓶内 气压急剧下降。,氨气水溶液呈 。,红色,碱性,引发喷泉实验的操作： 打开止水夹，挤出胶头滴管中的水。 对于右图2，如何引发喷泉实验？ 先打开止水夹，用热毛巾捂住圆底烧瓶，有气泡冒出，就可形成喷泉。,现象:,氨的化学性质,、氨气与水的反应：,思考：氨水中存在哪些分子、哪些离子？,分子：NH3、 H2O 、 NH3H2O(主要),离子：NH4+、OH-、微量H+,分

8、析：液氨、氨水、一水合氨三者的区别液氨 液氨 氨水一水合氨,氨气是唯一的碱性气体，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝（检验氨气）,一水合氨是弱碱，能使酚酞试液变红,氨水是弱碱，对吗？,氨水呈弱碱性,氨水的密度都小于1g/cm3,氨水越浓，密度越小,一水合氨的性质,一水合氨是弱电解质:能部分电离,一水合氨可溶性一元弱碱（具有碱的通性,一水合氨不稳定，易分解：,NH3H2O = NH3 +H2O,氨水保存：棕色试剂瓶、密封 氨水有刺激性气味，原因：,NH3与酸的反应,NH3 + HCl = NH4Cl,现象：产生大量白烟,【实验】用玻璃棒蘸浓氨水，与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近，有何现象？为什么？,NH3+HN

9、O3=NH4NO3 （白烟） 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 （无白烟）,铵盐都易溶于水，都是白色晶体,铵盐受热易分解,NH4Cl = NH3 + HCl ,NH4HCO3 = NH3 + CO2+ H2O,一切铵盐的共同性质，实验室可利用这个性质来检验NH4的存在。如何检验铵盐或NH4？,铵盐与碱反应,（NH4)2SO4 + 2NaOH = 2NH3 + Na2SO4 + 2H2O,实质： NH4+ + OH- = NH3 + H2O,注意： （NH3在空气中反应） 反应条件：催化剂、加热 是工业制硝酸中的关键一步， 也叫氨的催化氧化 说明氨有一定的还原性，可被O2、 Cl2、 C

10、uO等氧化,高温,4NH3+5O2= 4NO+6H2O,催化剂,-3,+2,3、NH3具有还原性,氧气,？,铂丝附近有 红棕色气体,铂丝保持红热,瓶口可能有白烟,灼热的 铂丝,浓氨水,将烧红的铂丝伸入盛有浓氨水的锥形瓶中，使其接近液面，反应方程式：,综合应用,氨在纯氧中燃烧,氨氧化炉（中间是铂铑合金网）,氨的用途,制氮肥 铵盐,制硝酸 纯碱,有机合成 工业原料,致冷剂,氨的用途,（3）装置：,固+固加热型,（4）收集：,向下排空气法,（5）验满：,湿润的红色石蕊试纸变蓝；,(常见唯一的碱性气体),(与氧气的制取装置相同),（6）尾气吸收：,稀硫酸溶液,（1）药品：,氯化铵晶体、消石灰固体,（2

11、）原理：,2NH4Cl+Ca(OH)2 = CaCl2+2H2O+2NH3,2.氨的实验室制法（看视频）,棉花的作用：,防止空气对流，提高集气的速度和纯度。,干燥氨气的常用试剂：,CaO、碱石灰等碱性干燥剂,注意：无水CaCl2不能干燥NH3（形成CaCl2 8NH3),实验室中还可以用哪些方法快速制氨气：,加热浓氨水法,浓氨水加生石灰法,（生石灰吸水、溶解时放热）,NaOH和CaO的混合物,？,检验氨气是否收集满的方法？, 用湿润的红色石蕊试纸靠近 瓶口，看试纸是否变蓝, 用玻璃棒一端蘸取浓盐酸靠近瓶口，看是否产生白烟,讨论,氨是制硝酸的重要原料，如果以氨气、空气、水为原料，如何实现由氨到硝

12、酸的转化？,二、硫酸和硝酸的氧化性,思考与交流 P100,稀硫酸具有酸的通性，是二元强酸,酸的通性： 1）与指示剂作用 2）与活泼金属反应 3）与碱性氧化物反应 4）与碱反应 5）与某些盐反应,浓硫酸,浓H2SO4的物理性质 A.色态：无色、粘稠的油状液体 B.沸点：约338难挥发酸（高沸点酸） C.密度：1.84g/cm3高密度酸 D.溶解性：跟水任意比互溶，溶解放出大量热。,思考 浓硫酸应如何稀释？,用于制易挥发 酸，如盐酸。,浓H2SO4的特性,吸水性 浓硫酸能够吸收现成的由水分子组成的水物质本身含水。,应用：做干燥剂,不能干燥,碱性气体：NH3 PH3,还原性气体：H2S HI,脱水性（蔗糖炭化实验）（看视频） 将有机物中H、O原子按2：1的比例脱去物质本身不含水,强氧化性,A.与金属单质反应(实验4-9) (看视频）,a)加热时，绝大多数金属（At、Pt除外） 能被浓硫酸氧化。,Cu2H2SO4（浓）= CuSO4SO22H2O,浓硫酸表现强氧化性、酸性,b)在常温下，使铝、铁等金属钝化。 钝化是因为形成了致密、坚固的氧化物薄膜，,应用：常温下，用Fe、Al制容器来盛装浓硫酸。,B.与非金属单质反应,2H2SO4(浓)+C = 2H2O+2SO2+CO2,硫酸的用途,浓硝酸（看视频）,不稳定性：,密封于棕色瓶中,并放在阴暗处！,保存：,久置浓硝酸为什么呈黄色？,