8NH3+3X2=N2+6NH4X(X=Cl,Br)（2NH3+3X2=N2+6HX ，6NH3+6HX=6NH4X）
高温下，NH3是强还原剂，能还原某些氧化物、氯化物……2NH3+3CuO Δ N2+3H2O+3Cu； ⑶、取代NH3
3Mg+2NH Δ MgN+3H 对比Mg+2HO Δ Mg(OH)+H↑
3
3
2
2
2
2
2
４、NH3的实验室制法：铵盐与碱共热，2NH4Cl+Ca(OH)2 Δ CaCl2+2H2O+2NH3↑
-反应实质：NH4++OHNH3·H2ONH3+H2O；加热，平衡向右移动。
反应物状态：固＋固；反应条件：Δ；生成物NH3的性质：易溶于水，ρ(NH3)＜ρ(空气)。 发生装置：类似于实验室用KClO3制氧气；收集方法：向下排空气法；干燥：用碱石灰（不能用浓H2SO4、P2O5、无水CaCl2）∵CaCl2和NH3反应，生成CaCl2·8NH3
检验是否已满：①、润湿的红色石蕊试纸放试管口，变蓝，√；②、玻璃棒蘸浓盐酸，接近试管口，产生白烟，√。
５、氨的用途：氨是一种重要化工产品。无机合成：氮肥、硝酸、铵盐、纯碱；有机合成：合成纤维、塑料、染料、尿素等；致冷剂。 二、铵盐（NH4+离子与酸根阴离子构成的离子化合物） １、物理性质（共性）
一般是无色晶体（若阴离子无色），易溶于水，溶解性类似钾盐。
２、化学性质：⑴、共性：NH4++OH
-
NH3↑＋H2O
⑵、固态铵盐受热易分解
①、一般分解为NH3和相应的酸
a、挥发性酸的铵盐，NH3和酸一起挥发：
NH4Cl Δ NH3↑+HCl↑(NH4Cl在350℃升华）
NHHCO Δ NH↑+HO↑+CO↑〔NHHCO在常温（30℃）即分解，150℃分解完全。〕
4
3
3
2
2
4
3
b、不挥发性酸的铵盐，只有NH3挥发逸出，酸或酸式盐则残留：
(NH4)2SO4 Δ NH3↑+NH4HSO4，在355℃，(NH4)2SO42NH3↑+H2SO4
在强热下，3(NH4)2SO4=4NH3↑+3SO2↑+N2↑+6H2O↑
(NH)PO Δ 3NH+HPO
43
4
3
3
4
②、氧化性酸的铵盐，分解出的NH3立即被氧化，产物中不存在NH3： 例１、(NH4)2Cr2O7(s)==N2(g)+4H2O(g)+Cr2O3(s)；ΔrHm =-315KJ/mol
(NH4)2Cr2O7(s) Δ N2↑+4H2O↑+Cr2O3(s)（现象：犹如火山爆发） 例２、NH4NO3的热分解反应，复杂多样：
∵NH4NO3在中等温度可逆地挥发；在高温，放热、不可逆地分解为N2O；在更高的温度 下，N2O本身也分解为N2和O2。在１１０℃，NH4NO3(s)=NH3(g)+HNO3(g)；△H=171kJ·mol-1，NH4NO3(l)=N2O(g)+2H2O(g)；ΔrHm =-23kJ·mol-1，2N2O=2N2+O2 。 ∴有如下一些反应：
a、NH4NO3在120℃开始缓慢分解，185℃～250℃迅速分解：NH4NO3N2O↑+2H2O↑ b、高于300℃（480℃～500℃）或撞击，爆炸性分解：
2NH4NO3=4H2O↑+2N2↑+O2↑+238.6kJ
〔即NH4NO3=N2O(g)+2H2O(g)和2N2O(g)=2N2(g)+O2(g)相加〕
6
c、低温下缓慢加热：2NH4NO3 Δ 2NO↑+N2↑+4H2O d、在190℃，5NHNO Δ 4N↑+9HO+2HNO↑
4
3
2
2
3
5NH4NO3……5NH3[5(-３）→０〕+5HNO3〔3(+5)→０〕→４N2〔８(０)〕 例3、2NH4ClO4Cl2↑+2O2↑+N2↑+4H2O↑ ３、铵盐的用途
⑴、碳酸氢铵，硫酸铵，硝酸铵，氯化铵等用作氮肥； ⑵、硝酸铵用作炸药；
⑶、氯化铵用于染料工业、制作干电池以及焊接时除去待焊金属表面的氧化物。 ①、普通锌—锰电池（天然MnO2[w(MnO2)=70～75%]，1868年制成。） （-）Zn∣NH4Cl∣MnO2 ,C（+） （-）极 Zn + 2NH4Cl - 2e- → Zn(NH3)2Cl2↓ + 2H+
（+）极 2MnO2 + 2H+ + 2e- →2MnOOH （* 2MnOOH≡Mn2O3·H2O） 电池反应： Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 → Zn(NH3)2Cl2↓ + 2MnOOH ②、焊接金属时除去表面的氧化物薄层
NHCl Δ NH↑+HCl↑
4
3
Fe2O3+6NH4Cl Δ 2FeCl3+6NH3↑+3H2O，Al2O3+6NH4Cl Δ 2AlCl3+6NH3+3H2O
（FeCl3沸点315℃，AlCl3升华178℃，SnCl4沸点114℃）
2NH3+3CuON2↑+3H2O↑+3Cu
第四节 硝酸（参阅“NOx和硝酸”部分）（★附１、亚硝酸HNO2，见后面。） 一、硝酸的物理性质
１、无水硝酸：无色、发烟、易挥发、有刺激性气味的油状液体，ρ＝1.5027g/cm3，m.p.-41.6℃,b.p.82.6℃,在冰点时呈白色雪状晶体。和水可以按任何比例混合。恒沸液：ω(HNO3)=68.4%,ρ＝1.405g/cm3，相当于15mol/L,b.p.120.7℃。（无水HNO3仅能获得纯HNO3固体，在气相和液相HNO3自发分解为NO2，在日光下分解更迅速。） 形成的结晶水合物HNO3·H2O（m.p.-37.68℃,称为正硝酸）以及HNO3·3H2O（m.p.-18.47℃）。硝酸可以从6～16mol/L水溶液中用甲苯萃取而得到半水合物2HNO3·H2O。
２、浓硝酸：市售浓硝酸ω(HNO3)=69.2%，受热或见光就按下式逐渐分解，生成的NO2 溶于硝酸使溶液呈黄色：4HNO3
hν 4NO2↑+O2↑+2H2O；ΔrHm =259.4kJ·mol-1。作为
重要化工原料的浓硝酸ω(HNO3)≥96％ 。
３、发烟硝酸：“HNO3+N2O4”。一般指ω(HNO3)≥98％的硝酸。ω(HNO3）≥86％的硝酸，由于HNO3的挥发出而产生“白烟”—HNO3（g)+空气中H2O（g)→微小的硝酸液滴，“发雾”。发烟硝酸，由于溶解了过量的NO2使硝酸溶液呈红棕色，冒出有窒息性的毒烟－“红烟”，可作火箭燃料的氧化剂。（发烟硝酸，具有浓硝酸性质，但其腐蚀性、氧化性更强，反应也较硝酸更剧烈。） 市售浓硝酸 化工原料浓硝酸 ω（HNO3） 69.2% ≥96％ 68.4% ≥9８% 56%～71% 32%～40% 12% c（HNO3） 15.49 mol·L-1 22.8mol·L-1 15.18mol·L-1 23.3mol·L-1 12～16mol·L-1 6～8mol·L-1 2.030mol·L-1 试剂硝酸 发烟硝酸 实验室浓硝酸 稀硝酸 说明： 1.410g·cm-3 1、市售浓硝酸呈黄2、试剂硝酸是恒1.495g·cm-3 色；ω（HNO3）1.405g·cm-3 沸混合物，1.506g·cm-3 =68.4% b.p.120.7℃；发烟硝酸，即溶解1.345～1.418 3、1.193～1.246 了过量NO2的浓硝酸，呈红棕色。 1.0660 7
ρ
6% 极稀硝酸 1%～2% 0.982 mol·L-1 0.159～0.320 mol·L-1 1.0314 1.004～1.009 二、硝酸的化学性质
-１、强酸性：HNO3→H++NO3，具有酸的通性，⑴、稀硝酸，使石蕊试液变红；⑵、浓硝酸，使石蕊试液先变红、后褪色。
２、不稳定性：4HNO3Δ或光照 4NO2↑+O2↑+2H2O，加热至100℃时有11.17%HNO3 分解，加热至256℃时100％的分解。硝酸越浓，越易分解。∴应保存在玻璃塞棕色细口瓶 中，放阴凉处（黑暗、温度低）。（不能用橡胶塞，避光、热。） ３、氧化性
硝酸越浓，氧化性越强—NO2的催化作用
+-
NO2+e-→NO- 2, NO2+H→HNO2, HNO2+HNO3→H2O+2NO2 ⑴、跟非金属的反应(除O2、Cl2外，都能与之反应）
有机物或碳能被浓HNO3氧化成CO2，表现为HNO3对有机物（衣服、皮肤）的腐蚀性和破坏性。有些有机物（例如松节油）遇到浓HNO3甚至可以引起燃烧。
浓HNO3作为氧化剂时，其还原产物多数是NO2，但同非金属作用时往往是NO。 C(红热)+4HNO(浓)=CO↑+4NO↑+2HO，3C+4HNO(浓) Δ 3CO↑+4NO↑+2HO
3
2
2
2
3
22
P+5HNO3(浓) Δ H3PO4+5NO2↑+H2O, 3P+5HNO3(浓)+2H2O Δ 3H3PO4+5NO↑ S+6HNO3(浓) Δ H2SO4+６NO2↑+2H2O, I2+10HNO3(浓) Δ 2HIO3+10NO2↑+4H2O I+4HNO(发烟) Δ 2HIO+3NO↑+NO↑+HO，
2
3
322
3I2+10HNO3(稀) Δ 6HIO3+10NO↑+2H2O
⑵、跟金属的反应：除Au、Pt、Ir、Rh、Nb、Ta、Ti等金属外，硝酸几乎可氧化所有金属，分以下三种情况：
①、Fe、Cr、Al、Mo、Ni等能溶于稀HNO3，但和冷、浓HNO3作用，在金属表面形成一层不溶于冷、浓HNO3的保护膜—钝化，从而阻碍反应进行。经浓HNO3处理后的“钝态”金属就不易再与稀酸作用。[*钝化膜理论：用光学法已测定，Fe在浓HNO3中钝化时，薄膜厚度仅30×1010m～40×1010m,即几个分子厚。有人认为是Fe8O11,大部分膜是晶体结构。此外，吸附理论：有电学说和电化学说。〕
②、Sn、As、Sb、Mo、W等偏酸性的金属和浓HNO3作用，生成含水的氧化物或含氧酸 Sn+4HNO3(浓)=SnO2↓(白色粉末）+4NO2↑+2H2O(这里的SnO2↓是指不溶于酸的β-锡酸， SnO2·xH2O)；４Sn+10HNO3(很稀)=4Sn(NO3)2+NH4NO3+3H2O
3As+5HNO(浓)+2HO Δ 3HAsO+5NO↑,3Sb+5HNO(浓)+2HO Δ 3HSbO+5NO↑
3
2
3
4
3
2
3
4
③、其余金属和硝酸反应均生成可溶性硝酸盐 硝酸与金属反应的主要产物,一般地说： a、浓硝酸（12～16mol·L-1）与金属反应，不论金属活泼与否，它被还原的产物主要是NO2。例如，Cu+4HNO3(浓)== Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O（实验室制NO2的反应） b、稀硝酸（6～8mol·L-1）与不活泼金属（如Cu）反应，主要产物是NO ； 例如，3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O（实验室制NO的反应）
与活泼金属（如Fe、Zn、Mg等）反应，则可能生成N2O[当c（HNO3）≈2mol·L-1时]或NH4+ [当c（HNO3）＜2mol·L-1时]。
6HNO(浓)+Fe Δ Fe(NO)+3NO↑+3HO，4HNO(稀)+Fe Δ Fe(NO)+NO↑+2HO，
3
33
2
2
3
33
2
30HNO3(稀)+8Fe Δ 8Fe(NO3)3+3N2O↑+15H2O，
8
36HNO3(稀)+10Fe Δ 10Fe(NO3)3+3N2↑+18H2O， 30HNO(稀)+8Fe Δ 8Fe(NO)+3NHNO+9HO；
3
33
4
3
2
Zn+4HNO3(浓)=Zn(NO3)2+2NO2↑+2H2O,3Zn+8HNO3(稀)=3Zn(NO3)2+2NO↑+4H2O, 4Zn+10HNO3(稀)=4Zn(NO3)2+N2O↑+5H2O, 4Zn+10HNO3(极稀)=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2O, Zn+2HNO3+NH4NO3=Zn(NO3)2+3H2O+N2↑,
c、极稀硝酸（1%～2%）与极活泼的金属作用，会有H2放出。例如，
Mg+2HNO3(极稀)=Mg(NO3)2+H2↑，Zn+2HNO3(极稀)=Zn(NO3)2+H2↑
*注１：c(HNO3)=0.1mol·L-1的硝酸，约93%离解。*c(HNO3)＜2mol·L-1的硝酸，氧化能力小。 注２：NO的溶解性：NO在水中的溶解度甚微，例如0℃，7.38mL/100mLH2O；20℃，4.71mL/100mLH2O ；40℃，3.51mL/100mLH2O ；80℃，2.7mL/100mLH2O ；但在硝酸溶液中的溶解度比在水中的大很多倍，且随硝酸浓度增大而增加。
+
2NO- 2+CO(NH2)2+2H=CO2↑+2N2↑+3H2O
HNO3 （12~16 mol·L?1）? NO2 HNO3（6~8 mol·L?1） ? NO M + HNO3（~2 mol·L?1） ? N2O ?1?NH4HNO3（? 2 mol·L） ? HNO3（极稀） ? N2 例如 4 Mg + 10 HNO3 (稀) == 4 Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (稀) == 4 Zn(NO3)2 + N2O? + 5 H2O
但应注意，以上反应不是独立进行的，同一条件下往往几种反应同时进行，只是主次不 同而已。
三、王水：一体积浓HNO3和三体积浓HCl的混合液叫做王水。“三强”试剂，可溶解Au、Pt等。
Au?HNO3?4HCl?H[AuCl4](黄色)?NO??2H2O，3Pt?4HNO3?18HCl?3H2[PtCl6（氯铂酸，棕红色）]?4NO??8H2Oⅳⅲ
⑴、强酸性 ⑵、强氧化性
王水中不仅含有HNO3，而且还含有Cl2、NOCl（氯化亚硝酰）等强氧化剂：HNO3+3HCl=NOCl+Cl2↑+2H2O
+-NO- 3+3H+2e
HNO2+H2O φ (HNO3/HNO2)=0.934V,
+
NO2+H2O φ (NO- NO2+e-3,H/NO2)=0.80V，
－－
NO2 φ (NO2/NO2)=0.88V,
+-NO- 3+2H+e
NO2+2H++2e-1.07V，Cl2+2e-
NO+H2O φ (NO2 ,H+/NO)=1.03V，NO2+H++e-2Cl-，φ (Cl2/Cl-)=1.36V, NO++e-
HNO2 φ (NO2/HNO2)=
NO↑，φ =１.4６V,
⑶、强配合性
王水中含有高浓度的Cl-，能够形成稳定的配离子，如[AuCl4]-、[PtCl6]2-，使溶液中金属
9
离子浓度减小，金属的还原能力增强。 Au3++3e
-
Au，φ =1.498V; [AuCl4]-+3e
-
Au+4Cl,φ =1.002V -
四、硝酸盐 ⑴、硝酸盐
①、水溶性：几乎所有的硝酸盐都易溶于水而且容易结晶。 ②、绝大多数硝酸盐都是离子型化合物，只有个别硝酸盐是共价化合物。如在非水溶剂（液态NO2）中制得的无水Cu(NO3)2（蓝色，在真空中加热到423K～473K，它升华但不分解。） ⑵、硝酸盐热分解规律
O NO- 3离子的结构 O N 120° ６ 2ΠN原子SP杂化 ４121pm O 硝酸盐的热稳定性主要表现在NO- 硝酸盐热分解产物和金属3离子的不稳定性和氧化性上。离子有关。硝酸盐热分解的情况复杂，主要可分为以下几种： 在金属活动顺序表中，
①、位于Mg之前的金属，2MNO Δ 2MNO+O↑
3
2
2
例如，2KNO3 Δ 2KNO2+O2↑，Ca(NO3)2 Δ Ca(NO2)2+O2↑
②、位于Mg－Cu之间的金属，2M(NO3)2 Δ 2MO+4NO2↑+O2↑
例如，2Mg(NO3)2 Δ 2MgO+4NO2↑+O2↑, 2Cu(NO3)2 Δ 2CuO+4NO2↑+O2↑ ③、位于Cu之后的金属，2MNO Δ 2M+2NO↑+O↑
3
2
2
例如，2AgNO3 Δ 2Ag+2NO2↑+O2↑, *④、特殊情况
4LiNO3 Δ 2Li2O+4NO2↑+O2↑,2LiNO3 Δ Li2O+NO2↑+NO↑+O2↑
灼烧 2Pb(NO3)2 Δ 2PbO+4NO2↑+O2↑, Pb(NO3)2PbO2+2NO2↑, Sn(NO) Δ SnO+2NO↑，2Fe(NO) Δ FeO+4NO↑+1/2 O↑,
32
2
2
32
2
3
2
2
Mn(NO3)2 Δ MnO2+2NO2↑， 几种硝酸盐热分解温度／℃ KNO3 NaNO3 LiNO3 730℃ 380℃ 380℃ 730℃ 700℃ 500℃ 600℃ 700℃ Mg(NO3)2 Ca(NO3)2 Mn(NO3)2 ～120℃ ≥561℃ 160℃～200℃ Pb(NO3)2 470℃ ① 670℃ ② 400℃ ③ 400℃ ④ ⑤ 670℃ ①、②、③、④、⑤几本参考书所列数据。 五、硝酸的实验室制法（这是历史上１７世纪至２０世纪初的工业制法。）
NaNO3(固)+H2SO4(浓) Δ NaHSO4+HNO3↑（加热温度120℃～150℃，只到生成NaHSO4 为止，避免剧烈加热。第二步反应NaNO(固)+NaHSO Δ NaSO+HNO↑需要500℃左
3
4
2
4
3
右，这时HNO3会分解反而使产率降低。）
发生装置：曲颈甑中装有NaNO3(固)+H2SO4(浓)的混合物，用酒精灯加热； 收集装置：烧瓶或大的硬质试管作承受器，放在水槽中用冷水冷却。 六、硝酸的工业制法
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