硝酸 知识点总结.ppt

第 四 节 硝酸 氮元素及其化合物 　硝酸的性质 无色、易挥发、有刺激性气味的液体，密度比水大，沸点比水低；常用浓硝酸的质量分数为69%，98%以上的浓硝酸叫发烟硝酸。 硝酸不稳定，受热或光照条件下易分解； 硝酸具有酸性，能使紫色的石蕊试液变红色，（浓硝酸使石蕊先变红后褪色）能与碱、碱性氧化物和某些盐反应； 硝酸还具有强氧化性，能与C等非金属、Cu等不活泼金属和溶液中的还原性物质反应，硝酸与活泼金属反应没有氢气产生，冷浓硝酸能使铁、铝等金属钝化；硝酸还能与某些有机物反应。 　1.硝酸除具有酸的通性外还具有特殊性(强氧化性) 酸的通性 硝酸的特殊性 (1)酸使紫色石蕊试液变红，如稀硝酸使石蕊变红 浓硝酸使石蕊变红，加热会漂白(强氧化性) (2)酸+碱 (3)酸+碱性氧化物 如：HNO3+NaOH　NaNO3+H2O 2HNO3+CaO　　Ca(NO3)2+H2O 若碱和碱性氧化物中金属为低价态，会被硝酸氧化得到高价盐。如： 3Fe(OH)2+10H++N　3Fe3++NO↑+8H2O 3FeO+10H++N　3Fe3++NO↑+5H2O →盐+水 酸的通性 硝酸的特殊性 (4)酸+盐=新酸+新盐，如： 2HNO3+CaCO3　Ca(NO3)2+H2O+CO2↑ 盐(如：Fe2+、S　　的盐)具有还原性或所生成的酸(如：H2S、HBr、HI)具有还原性，会被氧化。如：3Fe2++4H++N　3Fe3++NO↑+2H2O (5)酸+金属=盐+氢气 金属不能置换HNO3中的氢。如：3Zn+8H++2N　　　　　　　　3Zn2++2NO↑+4H2O 2.氧化性：浓HNO3稀HNO3浓H2SO4 (1)通过浓HNO3使石蕊先变红后褪色，稀HNO3使石蕊只变红不褪色可判断出浓HNO3的氧化性比稀HNO3强。 (2)通过比较Cu与浓HNO3、稀HNO3反应的剧烈程度(浓HNO3剧烈)，说明浓HNO3的氧化性更强。与浓H2SO4相比，浓HNO3、稀HNO3与Cu的反应在常温下即可进行，HNO3的氧化性比浓H2SO4强。 ①硝酸的氧化性强弱不是由HNO3还原产物中氮元素化合价改变的多少决定的，而是由HNO3中氮原子得电子的难易程度决定的。 ②HNO3、H2SO4、HCl在化学反应过程中，其浓度的变化往往引起反应实质的变化，解题时应充分重视。 ③试管壁上的Cu或Ag可用稀硝酸洗去，用稀硝酸比用浓硝酸消耗的HNO3量少，且产生的污染物(NOx)少。 注意： 3.金属与硝酸反应的一般规律 (1)金属与HNO3反应， HNO3的还原产物可以为NO2、NO、N2O、NH4NO3等，HNO3的浓度越低，还原产物中氮的价态越低，但不会生成H2。 (2)足量金属与一定量浓硝酸反应时，随着硝酸浓度的降低，产物也发生改变。 (3)金属与硝酸反应的一般通式： 金属+浓HNO3　　 金属硝酸盐+NO2↑+H2O 金属+稀HNO3　　 金属硝酸盐+NO↑+H2O (4)反应中部分硝酸作为氧化剂被还原，部分起酸的作用生成硝酸盐(硝酸与非金属反应，一般只显氧化性)。 　　　守恒法的应用 计算金属与HNO3反应的常用方法 ①原子守恒法 HNO3与金属反应时，一部分HNO3起酸的作用，以NO3-的形式存在于溶液中；一部分作氧化剂转化为还原产物，这两部分中氮原子的总物质的量等于反应消耗的HNO3中氮原子的物质的量。 　 ②电子守恒法 HNO3与金属的反应属氧化还原反应，HNO3中氮原子得电子的物质的量等于金属失电子的物质的量。依据电子守恒法来解题，是解决氧化还原反应计算题的重要方法之一。 ③离子方程式计算法 金属与H2SO4、HNO3的混合酸反应时，由于硝酸盐中NO3-在H2SO4提供H+的条件下能继续与金属反应，因此此类题目应用离子方程式来计算，先作过量判断，然后根据完全反应的金属或H+或NO3-进行相关计算。 　　　　　　　　其他常考知识点 　　　1.通常情况下，N　在中性或碱性溶液中不具有氧化性，只有在酸性溶液中，Nｏ才具有强氧化性，能将S2-、I-、Fe2+等许多具有还原性的离子氧化。 　　　2.中学阶段，利用N　在酸性条件下与Cu的反应，可检验N　，方法如下： 　　　试样(晶体或浓溶液)　　　　　 产生红棕色气体 Cu+浓H2SO4 △ 　　　3.氮元素单质及其常见化合物的相互关系有： 　　　 　　　 　　　4.三大强酸的浓、稀问题 　　　化学是一门以实验为基础的科学，在解答有关涉及化学反应和化学实验的题目时，要从实际出发，注意在变化过程中反应的实质是否发生变化。中学化学中常见的这类问