单元复习03 硫、氮及其循环【过知识】-2022-2023学年高一化学上学期单元复习（沪科版2020必修第一册）

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第三章 硫、氮及其循环
模块一 硫及其重要化合物
考点1 硫的重要化合物
一、硫及其化合物

（一）硫
1、 硫的物理性质：黄色或淡黄色固体，俗称硫磺。
硫有多种同素异形体。如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。
硫 不溶于 水， 微溶于酒精， 易溶于 CS2
2、硫的化学性质
（1）与金属的反应（生成物中金属呈现低价态）
Na+S=Na2S （剧烈反应并发生爆炸）Al+S Al2S3 （制取的唯一途径）
Fe+S FeS（黑色） Cu + S Cu2S（黑色）
Hg + S = HgS（黑色）
思考：通过哪些实验可以证明Cl元素的非金属性比S元素强？
相同浓度的高氯酸酸性比硫酸酸性强，等等。
（2）与非金属的反应
① 硫与氢气反应：
② 硫与氧气反应： S + O2 = SO2
（3）与化合物反应:
S+6HNO3（浓） H2SO4 + 6 NO2 ↑+2H2O
S+2H2SO4（浓） 3 SO2↑+ 2H2O
3S+6NaOH 2K2S + K2SO3 +3H2O

①在溶液中通过化学反应生成少量硫时，有时呈乳白色。②硫的溶解性：不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。因此用物理方法洗去试管壁上的硫，只能用CS2作溶剂。③由硫能溶于热碱溶液可知，用热碱溶液可洗去试管壁上的硫，由于NaOH碱性强，腐蚀玻璃，故实验室常用热Ca(OH)2溶液而不用热NaOH溶液除去试管内的硫。
【例1】（1）将m g铁粉和n g硫粉均匀混合，在密闭容器中加热到红热，冷却后加入____Lb mol·L-1的盐酸就不再产生气体。若把已放出的气体收集起来，在标准状况下的体积是______。
（2）若把0.1 mol铁粉和1.6 g硫粉均匀混合后，铺在石棉网上用酒精灯加热引燃，完全反应后，将残渣全部放入过量的稀H2SO4中充分反应，结果所产生的气体体积在标准状况下明显少于2.24 L，其原因是__________________________________________________。
【答案】
（1） 0.4m L
（2）与硫反应的铁粉过量，过量的铁粉在加热的条件下被空气中的氧气氧化，生成了铁的氧化物，与H2SO4反应不再放出H2，故放出气体的体积小于2.24 L
3、硫单质的用途：制硫酸、制农药(石灰硫磺合剂)、制黑火药、硫磺温泉、硫磺杀虫剂等。

（二）、硫化氢
1、硫化氢的物理性质
无 色 臭鸡蛋 气味气体，密度 比空气大 ，有毒。能溶于水，它的水溶液叫氢硫酸，显弱酸性，1升水中大约能溶解2.6升的硫化氢。
吸入0. 1﹪的硫化氢,就会使人感到头疼,吸入大量硫化氢使人昏迷。动植物腐败产生硫化氢。
在制取和使用硫化氢时，必须在密闭系统或通风橱中进行。
2、 硫化氢的化学性质
（1）H2S在空气中的燃烧=可燃性
A：纯的H2S气体在空气中点燃，并在火焰上方罩一冷而干燥的洁净小烧杯，
现象：发出淡蓝色火焰，小烧杯内壁有水珠，且出现黄色固体。
写出反应方程式： 2H2S + O2 = 2S + 2H2O
B：H2S在充足的O2中燃烧，
现象：会发出淡蓝色火焰，并产生有刺激性气味的气体。
写出反应方程式： 2H2S + 3O2 = 2SO2 +2 H2O
（2）H2S的还原性
2H2S + SO2 = 3S↓+ 2H2O
H2S + H2SO4 （浓）= S↓ + SO2 ↑+ 2H2O (H2S气体不能用浓硫酸进行干燥)
（3）较高温度时，硫化氢不稳定，发生分解=不稳定性
H2S—△=H2＋S
3.制法：
检验：1）醋酸铅试纸或者硝酸铅试纸：（在此要求学生写出其反应的离子方程式）
2）硫酸铜溶液：（同上，该反应是重点考查对象）

（三）、二氧化硫
1、物理性质
无 色， 有刺激性气味的气体，有毒，密度比空气大。
易溶于水，在通常情况下，1体积水可溶解 40 体积的二氧化硫。溶于水的二氧化硫与水反应生成亚硫酸（H2SO3），亚硫酸是一种弱酸，不稳定，容易分解。
2、化学性质
（1）酸性氧化物
A:与水反应 SO2 + H2O = H2SO3
B:跟碱反应 SO2 + CaO = CaSO3
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
SO2 + Ca(OH)2 = CaSO3+ H2O
（2）氧化性
SO2+ 2H2S—=3S↓+2H2O 现象：有淡黄色固体和水珠。
（3） 还原性
催化氧化 2SO2 + O2 2SO3
使卤水褪色 SO2 + X2 + 2H2O =H2SO4 + 2HX (X—Cl、Br、I)
使酸性KMnO4褪色：
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O=K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
（4）漂白性：使品红褪色。
3 、制法
工业制法：
S+ O2 =SO2
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
实验室制法
Na2SO3 + H2SO4(浓) = Na2SO4 + SO2↑+ H2O

（四）、关于SO2的漂白作用与其他漂白物质的对比
漂白的物质
原理
稳定性
氯水
强氧化性
稳定
二氧化硫
与某些有色的有机物结合成无色物质
不稳定
Na2O2 (或H2O2)
强氧化性
稳定
O3
强氧化性
稳定
活性碳
吸附性
稳定
①能使品红溶液褪色的物质有：SO2 、Cl2、O3、H2O2、Na2O2、活性碳等。
② SO2使氯水、溴水、酸性KMnO4溶液腿色，不是由于其漂白性，而是因为其还原性。③ 干燥的SO2气体无漂白作用。④ 等物质的量SO2 和Cl2混合后通入品红溶液中，不能使之腿色。原因是SO2 和Cl2发生反应生成了无漂白性的盐酸和硫酸。⑤SO2只能使品红等某些有机色质褪色，而不能使石蕊溶液等有机色质褪色。
【例2】下列实验能证明某无色气体为SO2的是 （ ）
①能使澄清石灰水变浑浊 ②能使湿润的蓝色石蕊试纸变红 ③能使品红试液褪色，加热后又显红色 ④能使溴水褪色，再滴加酸化的BaCl2溶液有白色沉淀产生
A．①②③④ B．①③④ C．③④ D．②③④
【解析】能使澄清石灰水变浑浊的气体有SO2、CO2；能使湿润的蓝色石蕊试纸变红的气体为酸性气体(如：HCl、HBr、SO2、CO2等)；能使品红褪色的气体有Cl2、SO2，但Cl2有颜色，褪色后加热又显红色的只有SO2；能使溴水褪色，再滴加酸化的BaCl2溶液有白色沉淀生成，只有SO2气体符合。
【答案】C

【规律总结】 SO2和CO2都能使澄清的石灰水变浑浊，若通入的气体过量，则沉淀都可消失。所以不能用澄清的石灰水鉴别SO2和CO2。通常可用以下方法：
①用品红溶液，使品红溶液褪色的是SO2，不能使品红溶液褪色的是CO2。
②用氢硫酸，出现浑浊的是SO2，无明显现象的是CO2。2H2S+SO2=2H2O+3S↓
③用高锰酸钾溶液，紫色褪去的是SO2，无明显现象的是CO2。
2KMnO4+5SO2+2H2O=K2SO4+2MnSO4+2H2SO4
④用溴水，使橙色褪去的是SO2，无明显现象的是CO2。Br2+2H2O+SO2=2HBr+H2SO4
⑤用硝酸酸化的硝酸钡溶液，产生白色沉淀的是SO2，无明显现象的是CO2。
2H2O+2HNO3+3SO2=3H2SO4+2NO Ba(NO3)2+H2SO4=BaSO4↓+2HNO3
⑥用FeCl3溶液，使棕黄色颜色变浅的是SO2，无明显现象的是CO2。
2FeCl3+SO2+2H2O=FeCl2+FeSO4+4HCl

（五）、硫酸
1、纯硫酸的物理性质
纯硫酸是一种无色油状的液体，是一种难挥发的酸。市售硫酸的质量分数有92.5%和98%两种。当浓硫酸吸收了大量的三氧化硫后，就成了发烟硫酸。
2、浓硫酸的物理性质
（1）浓硫酸能以任意比与水混溶，浓硫酸溶解时放出大量的热。
问：如何稀释浓硫酸呢？
答： 把浓硫酸沿器壁慢慢的注入水中，并不断搅拌，使产生的热量迅速地扩散出去。切不可把水倒入浓硫酸里。
（2）高沸点、难挥发酸可用来制盐酸、硝酸。
NaCl+H2SO4(浓)NaHSO4+HCl↑
NaNO3+H2SO4(浓)Na2SO4+HNO3↑
3、浓硫酸的特性
（1）吸水性（干燥剂）
浓硫酸具有吸水性，常作为干燥剂，那么它能干燥哪些气体呢？不能干燥哪些气体呢？
注意：通常可用浓硫酸干燥的气体有： O2、H2、CO2、Cl2、HCl、SO2、CO、CH4、C2H2 等。
不能用浓硫酸干燥的气体有： 碱性和还原性气体，如氨气、硫化氢等 。
干燥装置：长进短出
（2）脱水性（炭化）：把化合物里的氢原子核氧原子按2：1脱去，通常用于有机物的脱水。
①在潮湿的纸屑、棉花、木屑中分别滴入几滴浓硫酸，这三种物质都发生了变化，生成了黑色的物质。
②皮肤与纸屑、棉花、木屑一样都是有机物，含C、H、O等元素。
【思考】浓硫酸对皮肤有强烈的腐蚀性，如果我们做实验时不慎沾上了浓硫酸怎么办？
答案： 先用干抹布擦拭，在用大量水冲洗。
（3）强氧化性
① 跟金属反应
A.常温下，浓硫酸能使 铁、铝 等金属钝化。
B.加热时，浓硫酸可与除Au、Pt之外的所有金属反应。
浓硫酸与铜反应：化学方程式：Cu+2H2SO4（浓） CuSO4 + SO2↑ +2H2O
[小结] 金属+H2SO4（浓） 高价硫酸盐 + SO2↑ +H2O
如：2Fe +6 H2SO4（浓） Fe2(SO4)3 +3 SO2↑ +6H2O
【思考】 ① 浓硫酸与排在氢前的金属反应，能否产生氢气？为什么？
② 氧化性酸与酸的氧化性有什么不同？
答案：因为浓硫酸有强氧化性，生成的是SO2；酸的氧化性是指氢元素的化合价从+1价降低到0价，显氧化性，而氧化性酸中显氧化性的不是氢元素。
② 跟非金属反应：
热的浓硫酸可将C、P、S等非金属单质氧化到其最高价态的氧化物或含氧酸
C+ 2H2SO4（浓） CO2 + 2SO2↑+ 2H2O
S+ 2H2SO4（浓） 3SO2↑+ 2H2O
“黑面包”实验：化学方程式：
蔗糖加入浓硫酸炭化，在蔗糖内加了几滴水，浓硫酸吸水放出大量的热，使浓硫酸与生成的碳发生氧化还原反应，浓硫酸被还原所生成的二氧化硫，碳又被浓硫酸氧化成二氧化碳，所以有大量气体产生，因此会出现体积膨胀，疏松多孔海绵状炭及刺激性气味产生的现象。这里既体现了浓硫酸的脱水性，也体现了其氧化性。
③ 与其它还原性物质反应
3H2S+ H2SO4（浓）=4S↓+ 4H2O 2HBr+ H2SO4（浓）= Br2 + SO2↑ + 2H2O
2HI+ H2SO4（浓）= I2 + SO2↑ + 2H2O

（4）浓硫酸和稀硫酸氧化性比较
比较项目
浓硫酸
稀硫酸
氧化性强弱
强氧化性（S）
弱 氧化性（H+）
氧化性的原因
硫元素处于最高价态，可以得电子
氢元素处于最高价态
还原产物
一般是SO2，可以是硫单质
H2
与金属单质的反应
在常温下，使铁、铝钝化，但加热条件下可以反应。规律：金属＋H2SO4=高价硫酸盐 + SO2↑ +H2O
能与排在金属活动顺序表氢之前的金属发生置换反应。
与非金属单质的反应
加热条件下可以和某些非金属单质反应
不能反应
与H2S等还原性物质反应
能够反应
不能反应

【思考】：氨水的密度是随浓度的增大，而如何变化？
答案：浓度越大，密度越小。
（5）硫酸的用途
1．制磷酸、除锈、制硫酸盐 2．干燥剂 3．炸药 4．蓄电池
（六）、硫酸根离子的检验
1、原理：利用Ba2++SO42-=BaSO4↓（白色），BaSO4不溶于盐酸、硝酸的特性。
2、试剂： 盐酸和氯化钡溶液 。
3、检验的误区
干扰检验的离子：Ag+能与SO42-离子反应生成难溶于水的白色沉淀Ag 2SO4；Ag+还能与Cl-反应生成难溶于水的白色沉淀AgCl；SO32-、CO32-、SiO32-、PO43-等能与Ba2+反应生成难溶于水的白色沉淀。但这些白色沉淀溶于强酸中。
4、检验步骤
①在待测溶液中加入 盐酸 ，排除Ag+、SO32-、CO32-、SiO32-、PO43-等离子的干扰。注意一般不用稀HNO3，因为稀HNO3能将 SO32- 氧化成 SO42- 而被漏检。
②在排除干扰后的溶液中加入 氯化钡溶液 ，产生的白色沉淀一定是BaSO4，则此溶液中一定含有SO42-。

【例3】对某酸性溶液（可能含有Br-、SO42-、H2SO3、NH4+）分别进行如下实验：
①加热时放出的气体可以使品红溶液褪色 ②加碱调至碱性后，加热时放出的气体可以使湿润的红色石蕊试纸变蓝 ③加入氯水时，溶液略显黄色，再加入BaCl2溶液时，产生的白色沉淀不溶于稀硝酸。对于下列物质不能确认其在溶液中是否存在的是 （ ）
A．Br- B．SO42- C．H2SO3 D．NH4+
【解析】①加热时放出的气体可以使品红褪色，则溶液中一定含有H2SO3，因H2SO3不稳定，分解产生的SO2可使品红褪色。②加碱后加热，产生使润湿的红色石蕊试纸变蓝的气体，即有NH3产生，说明溶液中一定含有NH4+。③加氯水时溶液显黄色，说明原溶液中含有Br-。再加BaCl2有白色不溶于HNO3的沉淀生成，说明此时溶液中含SO42-，但可能是原溶液含有的，也可能是氯水氧化H2SO3产生的，故不能确定的为SO42-。【答案】B
【误区警示】SO42-检验的误区：
①只加可溶性钡盐，不酸化。误将CO32-、PO43-、SO32-、Ag+等干扰离子判成SO42-，此时上述离子同样会产生BaCO3、Ba3(PO4)2、BaSO3、AgCl的白色沉淀。
②误将Ag+、Pb2+判成SO42-。如向待测液中滴加BaCl2溶液，再加盐酸有白色沉淀便断定含SO42-。其错误是未注意溶液中不含SO42-而含Ag+或Pb2+也会有同样现象。
因为Ag++Cl-=AgCl↓（白色） Pb2++2Cl-=PbCl2↓（白色）
③误将SO32-判成SO42-。如向待测液中滴加用盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO42-。该错误是未注意在酸性环境下NO3-具有强氧化性，发生反应：Ba2++SO32-=BaSO3↓（白色），3BaSO3+2H++2NO3-=3BaSO4↓（白色）+2NO↑+H2O
再如向待测液中滴加用硝酸酸化的BaCl2溶液产生白色沉淀便错误认定一定含SO42-，也同样是落入干扰离子转化为SO42-从而生成BaSO4的陷阱中。

【思考】如何检验SO32-离子？
答案：向溶液中加入盐酸，将产生的气体通入品红溶液中红色褪去；或加入氯化钡溶液生成白色沉淀，加盐酸，沉淀溶解并产生有刺激性气味的气体。

（七）、常见的硫酸盐
1、硫酸钙（CaSO4）：生石膏：CaSO4·2H2O 熟石膏： ___
2、硫酸钡（BaSO4）
天然的硫酸钡叫重晶石，俗称“钡餐”。
性质：不溶于水，不溶于酸，不易被X射线透过。
3、常见的硫酸盐及俗名
胆矾（蓝矾）：__ CuSO4·5H2O_ 明矾：__ KAl(SO4)2·12H2O 绿矾：FeSO4·7H2O

（八）、硫酸的工业制法
原理：H2SO4 SO3 SO2 FeS2

S
1、硫酸生产中的“三”
①三种原料：硫铁矿、硫磺、含硫工业废物

②三个主要生产步骤：造气、接触氧化、三氧化硫吸收

③三个反应：
造气：FeS2（s）＋11/4O2(g) 1/2Fe2O3(s)＋2SO2(g) + Q1 Q1= 853KJ·mol-1
接触氧化： 2SO2（气）+ O2（气）=2SO3（气）+ Q2 Q2= 196.6KJ·mol-1
SO3的吸收：SO3 + H2O = H2SO4 + Q3 Q3= 130.3KJ ·mol-1
④三种主要生产设备：沸腾炉、接触室、吸收塔

⑤三个适宜条件：温度、压强、催化剂

模块二 氮及其重要化合物
考点2 氮的重要化合物


一、氮及其化合物
（一）、氨气
1、氨的物理性质 
氨气为 无 色、有 刺激性 气味的 气体，比空气 轻 ， 易 液化， 极易 溶于水，氨水的密度小于水的密度，氨水的浓度 越高 ，密度 越小 。
2、氨的化学性质；
（1）与水反应，溶液呈碱性：NH3+H2O⇌NH3·H2O⇌NH4++OH-
氨水中所含有微粒： NH3·H2O分子，NH4+，OH— ，氨水中溶质通常看作为NH3，而不是NH3·H2O。
（2） 与酸反应
NH3+HNO3=NH4NO3
HCl+NH3⇌NH4Cl
氨气与氯化氢相遇便产生 白烟 ，可用于NH3与HCl的相互检验。
H2SO4+2NH3= (NH4)2SO4
（3）还原性
NH3分子中氮元素呈－3价，具有还原性，能在一定条件下与O2、Cl2、CuO等反应，被它们氧化：
2NH3＋3Cl2= N2+6HCl
2NH3＋3CuO= 3Cu+N2 + 3H2O
4NH3+5O2 4NO + 6H2O
3、氨气的实验室制法（高考中明确不考，但是在
（1）原理：固态铵盐与碱加热反应： 2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O
（2）发生装置：固+固+加热型，与制备 氧气 相似；
（3）收集： 只能向下排空气法 。（需要添加棉花）
（4）干燥：在干燥管中盛放 碱石灰 作干燥剂。不能用浓硫酸、P2O5、无水氯化钙作干燥剂，因CaCl2吸收氨气生成CaCl2·8NH3。
（5）验满：a．用湿润的红色石蕊试纸放在瓶口，若变蓝，则满；
b．蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口，若产生白烟，则满。
[特别提醒]：
①制氨气所用铵盐不能用硝铵、碳铵。因加热过程中NH4NO3可能发生爆炸性的分解反应，发生危险；而碳铵受热极易分解产生CO2，使生成的NH3中混有较多的CO2杂质。
②消石灰不能用NaOH、KOH代替，原因是：a、NaOH、KOH具有吸湿性、易结块，不利于产生NH3；b、在高温下能腐蚀大试管。
③因氨气比空气轻，易与空气发生对流，所以收集时，导气管应插入收集气体的试管底部附近，管口塞一团干燥的棉花团，来防止NH3与空气对流，确保收集到纯净的氨气。
④制备NH3也可以通过加热浓氨水的方法，利用NH3·H2ONH3↑+H2O原理制备。也可以利用往浓氨水中加入烧碱制备，原理：烧碱溶于水为放热反应，促进NH3·H2O的分解，增大c(OH-)使上述可逆反应向左移动，而产生NH3。
氨气的快速制氨气的方法：
A. 加热浓氨水的方法 (见下图图1)
B. 浓氨水加生石灰（或碱石灰）法（见下图图2）

图1 加热浓氨水制取氨气 图2浓氨水加生石灰（或碱石灰）法制取氨气
【思考】用浓氨水加生石灰制取氨气时，生石灰的作用是：生石灰溶解并与水反应，反应放热，减少氨气在水中溶解度，促进氨气逸出。 换成碱石灰，也是同样的作用。
氨的用途
(1)作制冷剂；(2)制氮肥；(3)制硝酸；(4)制纯碱；(5)在有机合成工业中作原料。
二、氨的工业制法
1、合成氨工业
（1）反应原理：N2+3H22NH3 +Q
（2）主要设备：合成塔。
（3）合成氨条件的选择：增大N2、H2浓度，及时分离出氨；适当的温度（500℃左右）和压强（2×107Pa～5×107Pa）；采用铁催化剂。
压强：20MPa~50MPa(中压) (有利于氨的合成,对动力、材料强度、设备制造要求适中)
温度：500℃左右(速率较快,转化率适中催化剂活性最大)
催化剂：铁触媒
浓度：C(N2)：C(H2)=1：2.8（将生成的氨及时从混合气中分离出来，且向循环气中不断补充）
（4）合成氨工业流程：原料气制取=净化=压缩=合成=分离=液氨，原料 循环 利用
注意：①该反应为可逆反应，所以所得产品是NH3、N2、H2的混合物，利用NH3易液化的特点将NH3分离以后，N2、H2可循环使用。
②原料N2可通过蒸馏液态空气获得，而原料H2一般通过焦炭与高温水蒸气反应获得，有关反应方程式为：C+H2OCO + H2，CO+H2OCO2 + H2，除去CO2即得H2。
三、铵盐与化学肥料
1．铵根离子的结构与铵盐的定义
电子式为，结构式为，空间构型为正四面体型，键和键之间的夹角为109°28′。铵盐是由铵根离子和酸根离子构成的盐。在NH4+才中存在着共价键和配位键，形成铵盐的离子都是非金属元素，但铵盐属于___离子__晶体，在铵盐中存在的化学键有：离子键、共价键和配位键。铵盐都是晶体，都能溶于水。
2．铵盐的化学性质
(1)铵盐受热分解
如：NH4ClNH3↑+ HCl↑ NH4HCO3NH3↑+ H2O↑+ CO2↑
温度不同，硝酸铵分解产物也不同。
在110°C时：NH4NO3 NH3+HNO3
在185～200°C时：NH4NO3 N2O+2H2O
在230°C以上时，同时有弱光：2NH4NO3 2N2+O2+4H2O
在400°C以上时，发生爆炸：4NH4NO3 3N2+2NO2+8H2O
注意：①并不是所有的铵盐受热分解都产生NH3。
②NH4Cl在试管中受热分解的现象与碘的升华相似。但二者有本质的差别，前者是NH4Cl分解后又化合成NH4Cl，属于化学变化过程。而后者是物理变化过程。
(2)铵盐与碱的反应
如：(NH4)2SO4 + 2NaOHNa2SO4 + 2NH3↑+ 2H2O.
NH4NO3 + NaOHNaNO3 + NH3↑+ H2O。
注意：铵盐与碱共热都能产生NH3，这是铵盐的共同性质。实验室利用铵盐的这一性质来制取氨气和验根离子的存在。
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3．铵盐的用途及贮存
(1)用途：铵盐可作氮肥。常用的氮肥有硝酸铵(NH4NO3)、硫酸铵[(NH4)2SO4]、碳酸氢铵(NH4HCO3)和尿素[(NH2)2CO]等。
(2)贮存：密封包装并放在阴凉通风处。
因为铵盐受热易分解。所以施肥时应将肥料埋在土下并及时灌水，以保证肥效。
4．尿素
(1)尿素[(NH2)2CO]是一种白色晶体，其中氮的质量分数为47%左右，是目前同体氮肥中含氮量最高的一种。尿素是一种中性肥料，适用于各种土壤和植物，是一种优质，高效的氮肥。尿素施入土壤后，受微生物的作用，跟水缓慢反应生成碳酸铵，因此尿素的肥效比较持久。
(2)工业上尿素的合成
2NH3 + CO2(NH2)2CO + H2O
5．化肥的利与弊及化肥的合理施用
(1)利：化学肥料为增加粮食产量，作出了重要的贡献。
(2)弊：长期使用化学肥料的土壤，容易酸化、板结。雨水的冲洗使肥料离开土壤，进入溪水、河水和湖泊进入水中的肥料会使细菌和藻类迅速生成，并会消耗水中的氧气，严重时导致水中含氧量的迅速减少，使许多水生生物死亡、腐烂，水会变黑发臭。
(3)化肥的合理施用
化学肥料的施用要适时、适地、适量，只有讲究科学种田，才能既达到农作物丰收，又减少对环境的负面影响。

（二）、氮的氧化物
氮元素有+1、+2、+3、+4、+5等五种正价态，对应有N2O、NO、N2O3、NO2、N2O5等五种氧化物，
其中N2O3和N2O5分别是HNO2和HNO3的酸酐；

NO
NO2
物理性质
颜色
无色
红棕色
毒性
有毒
无毒
溶解性
不溶
能溶
化学性质
与O2反应
2NO＋O2===2NO2

与H2O反应

3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
实验室制法
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
与人体、环境的关系
①与血红蛋白结合使人中毒
②转化成NO2形成酸雨、光化学烟雾
形成酸雨、光化学烟雾
特别提醒：
　(1)氮的氧化物都是大气污染物。
(2)空气中NO2是造成光化学烟雾和形成雾霾天气的主要因素。
(3)空气中NO、NO2主要来源于煤和石油的燃烧、汽车尾气、硝酸工厂等。
(4)NO2：既有氧化性又有还原性，以氧化性为主。NO2能使湿润的淀粉­KI试纸变蓝。
（三）、氮氧化物溶于水和氢氧化钠的计算方法
1、单一气体：NO2溶于水时，可依据3NO2＋H2O=2HNO3＋NO，利用气体体积的变化差值进行计算。
2、混合气体：（含氧气）
涉及的可能相关化学反应方程式分别为：
3NO2+H2O=2HNO3+NO、4NO+3O2+2H2O=4HNO3、4NO2+O2+2H2O=4HNO3、NO2+NO+O2+H2O=2HNO3。
（1）NO2和O2的混合气体溶于水时，由反应4NO2＋O2＋2H2O=4HNO3进行计算。
①当V(NO2)∶V(O2)＝4∶1时，恰好完全反应，无气体剩余。
②当V(NO2)∶V(O2)>4∶1时，NO2过量，剩余气体为NO。
③当V(NO2)∶V(O2)<4∶1时，O2过量，剩余气体为O2。
（2）NO和O2的混合气体溶于水时，由反应4NO＋3O2＋2H2O=4HNO3进行计算。
①当V(NO)∶V(O2)＝4∶3时，恰好完全反应。
②当V(NO)∶V(O2)>4∶3时，剩余气体为NO。
③当V(NO)∶V(O2)<4∶3时，剩余气体为O2。
（3）NO2、NO与O2三种气体溶于水：利用混合气体中N、O原子个数比进行分析
①当N（N）∶N（O）<2∶5，则容器内剩余气体为O2。
②当N（N）∶N（O）=2∶5，则容器内无气体剩余，水可充满容器。
③当N（N）∶N（O）>2∶5，则容器内剩余气体为NO。
3.氮氧化物与氢氧化钠的反应。
2NO2 +2NaOH = NaNO2+ NaNO3+ H2O
NO2 +NO+ 2NaOH =2 NaNO2 + H2O
（四）、硝酸的性质
1. 物理性质
纯净硝酸是无色、易挥发，有刺激性气味的液体，密度比水大。常用浓硝酸的质量分数大约是69%。98%以上的浓硝酸叫“发烟硝酸”。由于浓硝酸具有挥发性、不稳定性，遇金属铁、铝产生钝化现象；因此保存时要把它盛放在棕色瓶里，储存在阴暗而且温度低的地方。
2．化学性质
浓、稀硝酸均为强氧化性酸，与金属反应均不产生氢气，但浓硝酸的氧化性更强。
1、 硝酸的不稳定性
4HNO3 2H2O+4NO2↑+O2↑ (常用浓硝酸略带黄色，是因为硝酸分解产生NO2气体溶解在硝酸中)
2、 硝酸的氧化性
Cu +4 HNO3（浓）= Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O
3Cu + 8HNO3（稀）= 3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
铁在过量的浓硝酸中加热发生反应为：Fe+4HNO3（浓） Fe（NO3）3+NO2↑+2H2O
王水（浓硝酸和浓盐酸体积比为1：3）能使Pt、Au溶解。
3、硝酸的制法
1、 硝酸的实验室制法：NaNO3+H2SO4（浓）NaHSO4+HNO3↑（难挥发性酸制挥发性酸）
(五)、工业制硝酸法

⑴第一阶段：氨的催化氧化
⑵第二阶段：NO2的生成和吸收2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO
⑶计算关系：NH3-NO-NO2-HNO3
⑷主要设备：氧化炉 吸收塔
⑸尾气处理：NO2+NO+2NaOH=2NaNO2+H2O 2NO2+2NaOH=NaNO2+NaNO3+H2O

（六）、硝酸盐受热分解的规律：
　   ①金属活动顺序表中从K到Mg对应的盐受热分解生成亚硝酸盐和氧气。
　　　Ca(NO3)2= Ca(NO2)2+O2↑
        ②金属活动顺序表中从Al到Cu对应的盐受热时生成金属氧化物、NO2和O2。
         2Cu(NO3)2= 2CuO+4NO2↑+O2↑
　　   注意：此类盐受热后的产物通人水中没有气体剩余：4NO2+O2+H2O=4HNO3
         ③金属活动顺序表中Cu以后的金属对应的盐受热时生成金属单质,NO2和O2。
　　2AgNO3=2Ag+2NO2↑+O2↑