第12章 氮族、碳族和硼族元素
元素周期表中的主族元素
元素周期表中的主族元素元素周期表是化学中的重要工具，它将元素按照一定规律排列。
其中，主族元素是指周期表中第1A到第8A族元素，也就是代表性元素。
这些元素具有共性，其化学性质也有规律可循。
本文将介绍元素周期表中的主族元素，以及它们在日常生活中的应用。
一、第1A族元素 - 碱金属碱金属是元素周期表中的第1A族元素。
它们包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）和钫（Fr）。
这些元素具有低密度、低熔点和非常活泼的化学性质。
碱金属在自然界中以化合物的形式存在，比如氯化钠（NaCl），它是我们常见的食盐。
此外，钾和铷还用于冶金工业中的合金制备。
二、第2A族元素 - 碱土金属碱土金属是元素周期表中的第2A族元素。
它们包括铍（Be）、镁（Mg）、钙（Ca）、锶（Sr）、钡（Ba）和镭（Ra）。
与碱金属相比，碱土金属的化学性质更为稳定。
它们在自然界中以氧化物和硫化物的形式广泛存在。
钙是人体骨骼、牙齿的重要组成元素，被广泛应用于医药和建筑材料制造。
镁用于制备轻便合金，广泛应用于航空航天领域。
三、第3A族元素 - 硼族元素硼族元素是元素周期表中的第3A族元素。
它们包括硼（B）、铝（Al）、镓（Ga）、铟（In）、铊（Tl）和镓（Uut）。
这些元素的数量较少，化学性质各异。
铝是最常见的硼族元素，具有良好的导电性和导热性，广泛应用于建筑、汽车和航空领域。
四、第4A族元素 - 碳族元素碳族元素是元素周期表中的第4A族元素。
它们包括碳（C）、硅（Si）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）和镤（Fl）。
碳是生命的基础，几乎所有有机物都含有碳元素。
硅在电子工业中应用广泛，是半导体材料的重要组成部分。
锡和铅常用于合金制备，具有良好的焊接性能。
五、第5A族元素 - 氮族元素氮族元素是元素周期表中的第5A族元素。
它们包括氮（N）、磷（P）、砷（As）、锑（Sb）、铋（Bi）和镤（Mc）。
氮是地球大气中的主要成分，也是生物体内常见的元素。
1到12族元素-概述说明以及解释
1到12族元素-概述说明以及解释1.引言1.1 概述概述：元素是构成物质的基本组成单位，根据元素在周期表中的位置不同，可以分为不同的族。
本文将重点介绍1到12族元素，这些元素在化学性质上具有一定的相似性。
1到12族元素分别是氢、碱金属、碱土金属、硼族、碳族、氮族、氧族、氟族、稀有气体、过渡金属、镧系元素和锕系元素。
通过对这些族元素的了解，可以帮助我们更深入地理解元素之间的关系，预测它们的化学性质，以及应用它们在各种领域中的重要性。
本文将对1到12族元素的性质、用途以及未来研究方向进行综述，为读者提供更全面的知识。
1.2 文章结构文章结构部分的内容如下:文章结构部分将重点介绍本文的组织结构和内容安排。
本文将分为引言、正文和结论三个部分。
在引言部分，将对1到12族元素进行概述，并介绍本文的目的和结构。
接着，在正文部分将详细探讨1到4族元素、5到8族元素和9到12族元素的特点和性质。
最后，在结论部分将总结1到12族元素的特点，并提出未来可能的研究方向和结论。
通过以上结构安排，读者将能够系统全面地了解1到12族元素的相关信息，同时也能为今后的研究和探讨提供一定的参考依据。
1.3 目的：本文旨在系统地介绍1到12族元素的特点和性质，帮助读者全面了解这些元素在化学和物理方面的表现。
通过对这些元素进行分类和比较，我们可以更好地理解它们在元素周期表中的位置以及它们之间的关系。
同时，通过对不同族元素的性质和行为进行探讨，我们还可以更深入地探讨元素周期表的规律性和周期性。
最终，我们希望读者能够通过本文对1到12族元素有一个清晰的认识，为进一步研究和应用这些元素打下基础。
2.正文2.1 1到4族元素1到4族元素是元素周期表中的第一至第四主族元素，它们包括氢（H）、锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）、铍（Be）、镓（Ga）、铟（In）、铊（Tl）、硼（B）、铝（Al）、镧（La）等元素。
元素周期表相关知识点
元素周期表相关知识点元素周期表相关知识点我们从初三开始接触化学，第一个知识就是元素周期表的学习，以下是店铺为大家准备好的元素周期表相关知识点，欢迎大家阅读参考！元素周期表相关知识点篇1元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(纵行序号的个位数与主族序数相等);第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(纵行序号个位数与副族序数相等);第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族;第18纵行称为0族。
ⅠA族称为碱金属元素(氢除外);ⅡA族称为碱土金属元素;ⅢA族称为铝族元素;ⅣA族称为碳族元素;ⅤA族称为氮族元素;ⅥA族称为氧族元素;ⅦA族称为卤族元素。
元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一(2种元素)、二(8种元素)、三(8种元素)周期为短周期(只有主族元素);第四(18种元素)、五(18种元素)、六(32种元素)周期为长周期(既有主族元素，又有过渡元素);第七周期(目前已排26种元素)为不完全周期。
在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强;越在右上部的元素(惰性气体除外)，其非金属性越强。
金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。
在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。
主族元素的价电子是指其最外层电子;过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子;镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。
在目前的112种元素中，只有22种非金属元素(包括6种稀有气体元素)，其余90种都是金属元素;过渡元素全部是金属元素。
在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。
一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药;金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料;过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。
长春理工大学化学与环境工程学院硕士研究生
长春理工大学化学与环境工程学院硕士研究生入学考试科目考试大纲《无机化学》考试大纲考试科目：无机化学参考书：《无机化学》（第四版），天津大学无机化学教研室编，高等教育出版社，2011年第1章化学反应中的质量关系和能量关系1.1 物质的聚集态和层次1.2 化学中的计量1.3 化学反应中的质量关系1.4 化学反应中的能量关系第2章化学反应的方向、速率和限度2.1 化学反应的方向和吉布斯自由能变2.2 化学反应速率2.3 化学反应的限度2.4 化学平衡的移动第3章酸碱反应和沉淀反应3.1 水的解离反应和溶液的酸碱性3.2 弱电解质的解离反应3.3 盐类的水解反应3.4 沉淀反应第4章氧化还原反应与应用电化学4.1 氧化还原方程式的配平4.2 电极电势4.3 氧化还原反应的方向和限度4.4 电势图及其应用4.5 实用电池第5章原子结构与元素周期性5.1 原子和元素5.2 原子结构的近代概念5.3 原子中电子的分布5.4 原子性质的周期性第6章分子的结构与性质6.1 键参数6.2 价键理论6.3 分子的几何构型6.4 分子轨道理论6.5 分子间力和氢键第7章固体的结构与性质7.1 晶体和非晶体7.2 离子晶体及其性质7.3 原子晶体和分子晶体7.4 金属晶体7.5 混合型晶体和晶体的缺陷7.6 离子极化对物质性质的影响第8章配合物的结构和性质8.1 配合物的基本概念8.2 配合物的化学键理论8.3 配合物在水溶液中的稳定性8.4 几类典型的配合物8.5 配位化学的应用第9章氢、稀有气体9.1 元素概述9.2 氢9.3 稀有气体第10章碱金属和碱土金属元素10.1 s区元素概述10.2 碱金属和碱土金属的性质10.3 氢化物10.4氧化物10.5 氢氧化物10.6 盐类第11章卤素和氧族元素11.1 p区元素概述11.2 卤族元素11.3 氧族元素第12章氮族、碳族和硼族元素12.1 氮族元素12.2 碳族元素12.3 硼族元素12.4 对角关系第13章过渡元素(一)13.1 过渡元素概论13.2 钛族、钒族元素13.3 铬族元素13.4 锰族元素13.5 铁系和铂系元素第14章过渡元素(二)14.1 铜族元素14.2 锌族元素14.3 镧系和锕系元素概述14.4 镧系元素的重要化合物14.5 稀土元素14.6钍和铀的重要化合物14.7 核反应和超铀元素的合成第15章元素化学综述15.1 单质的晶体结构和性质15.2 二元化合物15.3 氢氧化物和含氧酸15.4 含氧酸盐的某些性质15.5 缩合酸第16章无机物合成16.1 高温、低温法16.2 高压、低压法16.3 水热法16.4溶胶-凝胶法(sol-gel)16.5 电化学合成16.6 光化学合成16.7 微波等离子技术合成16.8 化学气相沉积法16.9 低热固相反应合成第17章生态环境与无机化学17.1 生态系统功能与生态环境保护17.2 化学元素与人体健康17.3 环境污染及其防治17.4 化学工业“三废”治理17.5 绿色化学。
材料化学基础重点(详解)
卤素和氧族元素卤素1 卤素单质颜色、溶解性，卤素单质（除碘外）有较强的氧化性，与单质反应，与水反应2 卤化氢实验室制备、酸性、还原性3 卤化物的溶解性4 氯的含氧酸及其盐氯的含氧酸、盐的酸性强弱比较：氯的氧化态越高，酸性越强氯的含氧酸、盐的氧化性强弱比较：氯的氧化态越高，氧化性降低解释：氯的氧化态越高，氯原子外层的原子数多，使还原剂不易与氯原子接触，所以高价态的含氧酸氧化性越弱，稳定性越高。
热稳定性比较：氯的氧化态越高，热稳定性增强氧族元素O，S典型的非金属元素，硒和碲是准金属元素。
氧与大多数金属形成离子型化合物，而硫与大多数金属形成共价型化合物。
1 氧臭氧的结构过氧化氢的化学性质（对热不稳定性、强氧化性、弱还原性和极弱的酸性）硫化氢的性质（酸性、还原性），硫化物的溶解性（与金属离子的极性有关，极越越强，硫化物溶解度越小，多硫化物的形成，颜色，化学性质与过氧化物相似（具有氧化性和还原性，在酸性溶液中很不稳定，易歧化分解为硫化氢和单质硫）。
硫的氧化物SO2具有氧化性和还原性，还原性更显著。
SO3具有强氧化性。
硫的含氧酸及其盐亚硫酸盐的溶解性，还原性（在碱性条件下更强）和弱的氧化性、受热易分解（硫酸盐和硫化物）硫酸的高沸点，酸性，强吸水性、强氧化性，硫酸盐的溶解性和热稳定性，焦硫酸的强氧化性，焦硫酸盐的热稳定性（熔矿剂）硫代硫酸钠：中强还原剂，强的配体，重金属的硫代硫酸盐难溶且不稳定。
过硫酸盐由于过氧基的存在具有强的氧化性。
连二亚硫酸钠是很强的还原剂。
配合物的结构和性质1配合物的组成形成体配体配位数多齿配体和单齿配体2 配合物的化学式和命名原则3 配合物的价键理论配合物的几何构型内轨配键和外轨配键内轨型配合物和外轨型配合物配位化合物的磁性磁矩与未成对电子之间的关系4 配离子稳定常数及有关计算碱金属和碱土金属元素1 金属单质的性质（金属性强，非常活泼可与许多非金属单质反应。
）2 氢化物的性质受热分解与水反应产生氢气极强的还原剂3 过氧化物含有过氧基的化合物，常见的过氧化钠。
化学元素周期表中的主族元素
化学元素周期表中的主族元素化学元素周期表是化学研究中至关重要的工具，通过周期表，我们可以对各种元素的性质和特征进行分类和研究。
其中，主族元素是周期表中一类重要的元素，具有独特的特性和应用价值。
本文将介绍主族元素的概念、分类以及一些典型的主族元素。
一、主族元素的概念与分类主族元素是指周期表中的第1A族至8A族元素，也被称为s区或p区元素。
这些元素具有相似的化学性质，拥有相同的电子配置，因此它们之间存在一些共同的性质和趋势。
主族元素可以进一步分为两类：典型主族元素和类金属元素。
典型主族元素包括氢（H）、碱金属（如钠、钾等）、碱土金属（如镁、钙等）、硼族元素（如硼、铝等）、碳族元素（如碳、硅等）、氮族元素（如氮、磷等）、氧族元素（如氧、硫等）以及卤素（如氯、溴等）。
而类金属元素则包括准金属元素（如硼、硅等）和金属元素（如铟、锑等）。
二、典型主族元素特征与应用1. 氢（H）氢是最轻的元素，唯一的一个没有中子的元素。
它具有较小的原子半径和较高的电阻率，在自然界中主要以氢气的形式存在。
氢在工业生产中有广泛应用，例如用于氨的合成、石油加氢和金属加氢等过程。
碱金属具有低的密度、低的熔点和极强的还原性。
它们非常活泼，与水反应会放出大量氢气。
钠被广泛用于制造肥皂、玻璃和一些消毒剂。
钾在植物生长中起着重要作用。
3. 碱土金属碱土金属的化合物在工业上具有广泛应用。
例如，氢氧化钙（石灰）被用于净化废水和控制酸碱度。
4. 硼族元素硼族元素具有类金属和非金属元素的特征，因此在化学性质上表现出一定的复杂性。
硼被广泛用于玻璃和陶瓷的生产，铝是常见的金属。
5. 碳族元素碳是生命的基础，它存在于所有有机物中。
硅是地壳中含量最多的元素之一，它广泛应用于半导体和太阳能电池等。
6. 氮族元素氮是大气中的主要成分之一，广泛存在于生物分子中。
磷是DNA和RNA等生命分子中必需的元素。
7. 氧族元素氧是地壳中含量最多的元素，它在燃烧和呼吸等过程中具有重要作用。
8.P区元素及其化合物的性质2（氮、碳、硼族）
实验p区元素及其化合物的性质2（氮、碳、硼族）一、实验目的1、了解氮碳硼族元素及其化合物的基本性质；2、掌握铵盐的部分性质、磷酸根离子的鉴定；3、掌握As(Ⅲ)、Sb(Ⅲ)、Bi(Ⅲ)氢氧化物的酸碱性、还原性以及五价态氧化性；二、实验内容氮族1、铵盐的热分解——“火山爆发”实验（演示实验）取1 g研细的重铬酸铵晶体，放在石棉网上堆成锥形，往中间插灼热的玻璃棒，观察现象。
2、HNO2的生成在两个试管中各加入5滴NaNO2和5滴2 mol/L H2SO4，置于冰水浴中冷却，然后迅速将H2SO4倒入NaNO2中，再将试管置于冰水浴中，观察现象。
然后再将试管取出，置于空气中，观察现象。
3、亚硝酸盐的性质（1）氧化性在2滴NaNO2溶液中，滴入2滴KI溶液，有无变化？再滴加1滴2 mol·L-1 H2SO4溶液，有何变化？（2）还原性在2滴NaNO2溶液中，滴入1滴KMnO4溶液，有无变化？再滴加1滴2 mol·L-1 H2SO4溶液，有何变化？4、磷酸盐（1）磷酸银的生成在点滴板中分别加入2滴0.1 mol·L-1的Na3PO4、Na2HPO4和NaH2PO4溶液，自己计算出它们的pH值，分别用pH试纸测出其pH值，比较结果是否一致。
然后各滴入5滴AgNO3溶液，观察现象，再次测定其pH值并说明原因。
（2）磷酸钙盐的溶解性分别在3支离心试管中加入4滴0.1 mol·L-1的Na3PO4、Na2HPO4和NaH2PO4溶液，再滴入4滴0.2 mol·L-1的CaCl2溶液，搅拌均匀后，观察现象。
离心沉淀，滴入2滴2 mol/L稀氨水后有何变化？以上实验说明什么问题？5、磷酸根的鉴定——磷钼酸铵法在一支试管中滴入2滴Na3PO4溶液，2滴 1 mol·L-1HNO3和8滴(NH4)2MoO4溶液，观察现象。
（如果现象不明显可微热之，并用玻璃棒摩擦试管内壁）。
大学材料化学复习重点
第八章配合物的结构和性质1配合物的组成形成体配体配位数多齿配体和单齿配体2 配合物的化学式和命名原则3 配合物的价键理论配合物的几何构型内轨配键和外轨配键内轨型配合物和外轨型配合物配位化合物的磁性磁矩与未成对电子之间的关系4 配离子稳定常数及有关计算第十章碱金属和碱土金属元素1 金属单质的性质（金属性强，非常活泼可与许多非金属单质反应。
）2 氢化物的性质受热分解与水反应产生氢气极强的还原剂3 过氧化物含有过氧基的化合物，常见的过氧化钠。
在碱性介质中是强氧化剂，常用作熔矿剂，以使既不溶于水又不溶于酸的矿石被氧化分解为可溶于水的化合物。
与水或稀酸反应与二氧化碳反应放出氧气4 氢氧化物的碱性判断和溶解性变化规律氢氧化物的酸碱性递变规律，用离子势判断。
（不适用于过渡金属）氧化物的酸碱性判断与对应的氢氧化物一致。
5 盐的性质1 晶体类型除Be盐属于共价型晶体外，其余都属于离子晶体。
2 热稳定性各种盐类的热稳定性3 溶解度碱金属、碱土金属离子对应的各种盐类溶解性。
4 镁、钙、钡盐在溶液中的鉴定晶体在水中溶解度相对大小有什么变化规律？对于极化作用很小的离子晶体：小的阳离子与大的阴离子、大的阳离子与小的阴离子组成的离子晶体，溶解度相对较大；小的阳离子和小的阴离子，大的阳离子和大的阴离子组成的离子晶体，溶解度相对较小。
对于极化作用强的离子晶体：离子极化作用越强，在水中溶解度越小。
第十一章卤素和氧族元素卤素1 卤素单质颜色、溶解性，卤素单质（除碘外）有较强的氧化性，与单质反应，与水反应2 卤化氢实验室制备、酸性、还原性3 卤化物的溶解性4 氯的含氧酸及其盐氯的含氧酸、盐的酸性强弱比较：氯的氧化态越高，酸性越强氯的含氧酸、盐的氧化性强弱比较：氯的氧化态越高，氧化性降低解释：氯的氧化态越高，氯原子外层的原子数多，使还原剂不易与氯原子接触，所以高价态的含氧酸氧化性越弱，稳定性越高。
热稳定性比较：氯的氧化态越高，热稳定性增强氧族元素O，S典型的非金属元素，硒和碲是准金属元素。
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氮化学时间表（续）
1908年
1909年 和 ， 分
1925年
1928年
W．Ostwald 把NH3经过催化氧化以制取HN03(1901)的 方法扩大为工业规模(由于他在催化方面的成就，获得 1909年诺贝尔化学奖)。
在1913年以前，F．Haber 和 C．Bosch 合作，把氨的 催化合成扩大为大规模的工业过程 (Haber因在“由氮 氢合成氨”方面的贡献，而获得1918年诺贝尔化学奖 Bosch由于他对“化学高压法的发明和发展的贡献”而 享1931年诺贝尔奖，Haber法合成氨，是第一个高压工 业过程)。
明星分子NO
1992年NO被Science评为年度明星分子
广泛存在于各类细胞中独特的信息因子和效应因子，参 与机体心血管系统，神经系统，免疫系统等多方面生理 和病理的活动
掀起NO生物化学、生理学、病理学和药理学研究的热潮
1998年三位科学家因发现NO在心血管系统中的重要 作用获得诺贝尔奖
(2) 二氧化氮(NO2)
N原子外围电子是2S22P3，当2个N原子结合成N2 时，形成一个б键和二个π键。 键能：
2. 固氮
把空气中的N2转化为可利用的氮化合物，叫固氮 (Nitrogen fixation)。如：
CaC2十N2＝CaCN2十C Na2CO3十4C十N2＝2NaCN十3CO N2十3H2＝2NH3
从六十年代开始，人们仿生物固氮的方法，用过渡金 属的有机化合物和N2作用，在常温、常压下生成NH3。 固氮研究的主要原理是：或夺走N2分子中成键轨道中的 电子，或向N2分子反键轨道上加电子，使氮容易发生化 学反应。
(NH4 )3 PO4 3NH3 (g) H3PO4
(NH4 )2 SO4 NH3 (g) NH4HSO4
氧化性酸铵盐 HNO3 HNO2 H2Cr2O7
NH4 NO2 N 2 (g) 2H2O
(NH4 )2 Cr2O7 N 2 (g) Cr2O3 (s) 4H2O
2NH4 NO3 催3化00剂C 2N 2 O2 4H 2O NH4 NO3 N 2O 2H2O
工 业：N2 3H2 450~5 00C 30MPa Fe2NH3
工业合成氨技术
Haber法
N2 3H2 450~5 00C 30MPa Fe2NH3
Haber因在“由氮和氢合成氨”方面 的贡献，而获得1918年诺贝尔化学 奖
Bosch（博施）由于他对“化学高压 法的发明和发展的贡献”而分享1931 年诺贝尔奖
1965年 1966年 1968年
A.D. A11an 和C. V.Senoff制得第一个N2配体的配合物。 两个研究小组分别发现了ONF4(与CF4等电子)。 在[(NH3)5RuN2Ru(NH3)5]4＋中，N2当作成桥配体 (D.P.Harrison，E.Weissbeger 和 H.Taube)。
哈伯
在第一次世界大战 期间，哈伯主持了炸药 和毒气的生产，德国首先使用氯气毒 气于战场 。哈伯1916年辞去化学兵工厂的职务，1933年 纳粹上台后，哈伯因犹太血统被免去威廉皇家 物理化学和电化 学研究所所长的职务，以访问
学者的身份流亡英国，在剑桥大学卡文迪什实 验室工作数月后去罗马，途中不幸逝世。
1895年
1900年
1906年
认识到土壤中的氮对于农业的重要性。 W. Weyl 报导了液态NH3有溶解金属形成有色溶液的
证明大气中的N2被某些根瘤菌中的有机体所“固定”
T. Curtius 首先分离出肼（N2H4), 1890年他还第一个由 肼制得HN3。 第一个有关大气氮的工业加工方法－－Frank-Caro法制 氰氨化钙问世。 Brikeland-Eyde 法， 先将N2氧化为NO， 再由NO制 HNO3（现已不用）。 F. Rasching 首先制得晶状氨基磺酸H3NSO3。
H2N
C O 2NH4Cl
光气（二氯碳酰）
尿素
（2）铵盐：
a 铵盐一般为无色晶体，绝大多数易溶于水
水解：
NH
4
H2O
NH 3 H3O
b
NH
4
的鉴定
NH
4
的结构：
H
石蕊试纸法 (红→蓝)
N
Nessler试剂法 (K2HgI4)
H HH
NH
4
2[HgI4 ]2
4OH
O
Hg Hg
NH2 I(s) 7I 3H2O
结构：
N：sp2杂化后
π
制备：
NaNO2 H2SO 4 冷 NaHSO 4 HNO2 NO NO2 H2O 冷冻2HNO2
NH3的性质：
a 易溶于水，易形成一元弱碱
NH3 H2O
NH3 H2O
NH 4
_
OH
b 强还原性
4NH3 3O2 (纯) 2N2 6H2O 4NH3 5O2 (空气) Pt 4NO 6H2O
c 加合反应
H NH3 NH4 Ag + :NH3 = F3BNH3
S．M. Naude 发现氮的同位素15N。 1934年 首先观察到NH 3中的微波吸收(由于分子倒转）—这标
志着微波光谱学的开始。 1950年 W．E．Proctor 和 F. C. Yu 首次观察到含有14N和15N的
化合物的核磁共振。 1957年 C．B．Colburn 和 A．Kennedy 首先制得N2F4，几年之
1.3 氮的化合物
氮的氢化物 (1) 氨
氮的氧化物 (1) NO
(2) 铵盐
氮的含氧酸及其盐 (1) 亚硝酸及其盐
(2) NO2 (2) 硝酸及其盐
1 氮的氢化物 （1）氨 (NH3)
结构：
..
N
107.3o
N：sp3杂化，三角锥形
H
H
H
制备:
实验室：
2NH 4Cl Ca(OH) 2 CaCl 2 2H 2O 2NH 3 (g)
N +5 | -3
4
酸性
P As Sb Bi
+5 +5 +5 (+5) +3 +3 +3 +3 -3 -3 (-3)
6
6
66
酸性 两性 两性 碱性 酸性增加
稳定性下降
氮化学时间表
1772 年 D. Rutherford 分离出N2气（同时C. W. Scheele 和 H. Cavandish 也分离出N2气）。
*结构：
N：价电子2s22p3 π
sp2杂化后
π3 3
性质:（1）有毒，有特殊臭味的红棕色气体
（2）2NO（ 2 红棕色）冷却N2O（ 4 无色）
（3）溶于水 3NO 2 H 2O 2HNO 3 NO （4）用碱吸收
2NO 2 2NaOH NaNO 3 NaNO 2 H2O
3 氮的含氧酸及其盐 (1) 亚硝酸（HNO2）
A．Stock 和 E. Pohland 制得与苯相似的环硼氮烷 (HBNH)3。
在制得NCl3(1811)117年之后，O. Ruff 和 E．Hanke首 先制得NF3。
氮化学时间表（续）
1925—1935年 逐步分析研究了N原子光谱。 1929年 在这一年的早些时候，有人发现O和C的同位素之后,
F
H
B FF
:N H H
d 取代反应
①NH3 中 H 被取代： 例 1 2Na + 2NH3
对比 2Na + H2O
2Al + 2NH3
350 2Na+NH2- + 2NaOH + H2(g) 2AlN + 3H2(g)
H2(g)
原子晶体，熔点高，硬度大
NH2-NH2联氨(肼)，NH 亚氨基，N 氮化物
1974年 J.Chatt和J.R.Dilworth分离出第一个硫代业硝酚基(NS)配 合物。
1975年 发现自1910年以来为人们所知的(SN)x聚合物具有金属性( 在温度低于0.33K时为超导体)。
目前仍不断有令人兴奋的发现…….
1.2 氮元素的单质
1. 氮分子的结构
氮气是无色、无臭、无味的气体。沸点为 -195.8°C。微溶于水。 常温下化学性质极不活泼，加热时与活泼金属Li、Ca，Mg等反应， 生成离子型化合物。
2 氮的氧化物
(1) 一氧化氮(NO) 制备：
工业：4NH 3 (g) 5O 2 (g) 铂80丝0C网 4NO(g) 6H 2O 实验室：3Cu 8HNO 3 (稀) 3Cu(NO 3 )2 2NO 4H 2O
性质：
无色气体，水中溶解度较小
2NO O2 2NO2 2NO Cl2 2NOCl(氯化亚硝酰) Fe2 NO [Fe(NO)]2
1772年 J. Priestley 制得N2O, 并指出其有助燃作用。
1774年 Priestley 用汞在集气槽中分析出NH3气。
1809年 J. L. Gay Lussac 制得第一个给予体－接受体加合物 （配位化合物）。
1811年 P.L. Dulong 制得NCl3, 在研究NCl3的性质时，他失去 了一只眼睛和三个手指。
哈伯
哈伯一生致力于化学平衡及气体反应等方 面的研究。1918年提出借热化学循环来求出晶 体点阵能的方法，称为哈伯循环。然而其最大 的贡献是1909年在卡尔斯鲁厄任教期间所完成 的氨合成法。他采用了过渡金属饿为催化剂， 并使未反应的气体原料循环使用、首次取得具 有工业化价值的合成 氨方法，并立即为德国巴 登苯胺纯碱公司所采用。因此哈伯获得1918年 诺贝尔化学奖。
②氨解反应：
NH3 以-NH2（氨基）或＞NH（亚氨基）取代其它化合物中的原子 或原子团：
例 1．Cl-Hg-Cl + 2NH3 = Cl-Hg-NH2↓ + NH4Cl 氯化氨基汞