硝酸 知识点总结

第28讲 │ 考点整合
浓硝酸与稀硝酸氧化能力对比 由铜与硝酸反应的化学方程式知浓硝酸被还原为 NO2，氮的化 合价由 N(＋5)→N(＋4)， 而稀硝酸被还原为 NO， 氮的化合价由 N(＋ 5)→N(＋2)，如果由此而得出稀硝酸具有更强的氧化能力的结论是 错误的。因为氧化剂氧化能力的强弱决定于得电子能力的强弱，而 不是本身被还原的程度。实验证明，硝酸越浓得电子的能力越强， 因而氧化能力越强。如稀硝酸能将 HI 氧化为 I2，而浓硝酸可将 HI 氧化为 HIO3。 6HI＋2HNO3(稀)＝3I2＋2NO↑＋4H2O； HI＋6HNO3(浓)＝HIO3＋6NO2↑＋3H2O。 关于铜与浓硝酸、稀硝酸反应所得产物的不同，也可用以下化 学方程式加以说明：3NO2＋H2O 2HNO3＋NO，当硝酸浓度增大 时，平衡左移而生成 NO2；硝酸浓度小时，平衡右移而生成 NO。
酸的通性 硝酸的特殊性 (1)酸使紫色石蕊试液变红 浓硝酸使石蕊变红，加热 会漂白(强氧化性) ，如稀硝酸使石蕊变红
(2)酸+碱 →盐+水 (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 O3 3+ 3Fe +NO↑+8H2O 3FeO+10H++N OO 3 3Fe3++NO↑+5H 2
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随着反应进行，硫酸浓度变稀，再 发生反应： Zn+H2SO4 ZnSO4+H2↑ (2)盐酸：如MnO2和浓盐酸反应制 Cl2 只发生反应： MnO2+4HCl(浓) △ MnCl2+Cl2↑+2H2O 随着反应的进行，盐酸浓度变稀， MnO2与稀盐酸不再反应。
• (3)硝酸：如Cu和浓硝酸的反应 • 先发生反应： • Cu+4HNO3(浓) Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O • 随着反应的进行，硝酸浓度变稀，再 发生反应： • 3Cu+8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
硝酸的特殊性 盐(如：Fe2+、S O2 的盐)具 4 (4)酸+盐=新酸+新盐， 有还原性或所生成的酸(如： 如： H2S、HBr、HI)具有还原性 ，会被氧化。如： 2HNO3+CaCO3 Ca(NO3)2+H2O+CO2↑ 3Fe2++4H++N O3 O 3Fe3++NO↑+2H 2 金属不能置换HNO3中的氢 ++2N 。如： 3Zn+8H (5)酸+金属=盐+氢气 2+ O 3Zn +2NO↑+4H2O 3
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实验室 制法 工业制 法Leabharlann Baidu
硝酸 硝酸钠与浓硫酸微 热 NH3～NO～ NO2～ HNO3： NO 循环氧化吸收
硫酸
盐酸 氯化钠与浓 硫酸强热
FeS2～ H2 在 Cl2 中 2SO2～2SO3～ 2H2SO4 燃烧生成的 注：SO2 循环 HCl 用水吸收 氧化吸收
第28讲 │ 要点探究 要点探究
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3．强氧化性
1与 金属 反应
①Cu Zn～Ag
浓HNO3 NO2 ＋H2O＋硝酸盐 NO等 稀HNO3
②Fe、Al遇冷、浓HNO3发生“钝化” ③Pt、Au溶于“王水”[V浓HNO3∶V浓盐酸 ＝1∶3]
注意：
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。
3．氮元素守恒：参加反应的硝酸分两部分，一部分体现酸性 生成盐，一部分体现氧化性被还原，故发生反应的硝酸的物质的量 等于生成盐中硝酸根离子的物质的量加还原产物中氮原子的物质 的量。 另外注意：当一定量浓硝酸与足量铜反应时，随硝酸浓度的降 低，还原产物由二氧化氮变为一氧化氮。
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第 四 节 氮元素及其化合物
硝酸
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)
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3. 氮元素单质及其常见化合物的相互 关系有：
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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 问题有：
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(1)硫酸：不活泼金属，如Cu、Ag 等与浓硫酸的反应只发生： • Cu+2H2SO4(浓) △ CuSO4+SO2↑+ 2H2O。随着反应的进行，硫酸浓度变稀， Cu与稀H2SO4不再反应。 • 活泼金属，如Zn、Mg等与浓H2SO4 反应： • 先发生反应：Zn+2H2SO4(浓) △ ZnSO4+SO2↑+2H2O
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 HNO 3 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。
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其他常考知识点 1. 通常情况下，O N3 在中性或碱性溶 液中不具有氧化性，只有在酸性溶液中， N O3 ｏ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 O3 与Cu的反应，可检验N ，方法如下： O3 • 试样(晶体或浓溶液) Cu+浓H SO 产生 2 4 红棕色气体 △
► 探究点一 对硝酸与金属的反应及其计算的考查
虽然金属与硝酸反应很复杂，但究其本质，我们不难发现，参 加反应的硝酸可分成两部分，一部分体现酸性，与金属阳离子结合 生成盐，一部分体现氧化性，得到电子还原为氮的低价化合物。因 此可以总结出以下三个解题原则： 1．电荷守恒原则：生成的盐中的硝酸根离子 (即体现酸性的硝 酸)的物质的量等于金属离子所带电荷的总物质的量。 2．电子守恒：金属失去的电子的物质的量等于硝酸被还原生 成氮的氧化物或其他还原产物时得到的电子的物质的量。
(2)与非金属反应 △ 4NO2↑＋CO2↑＋2H2O 与木炭：_______________________________________ 。 C＋4HNO3(浓)===== 与硫：_____________________________________ 。 △ S＋6HNO3(浓)=====H2SO4＋2H2O＋6NO2↑
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)。
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四、三大强酸对比 硝酸 硫酸 纯净硝酸为无色液 无色油状液 体，常见浓硝酸因溶 重要 体，难挥发。能 物理性 有分解产生的二氧化 以任意比与水混 质 氮而呈黄色， 易挥发。 溶 能以任意比与水混溶 强酸性；稀硫 酸只表现酸性， 重要 强酸性； 不稳定性， 浓硫酸既表现酸 化学性 受热见光易分解； 浓、 性又表现吸水 质 稀硝酸均有强氧化性 性、脱水性、强 氧化性 盐酸 纯净盐酸为 无色液体，常 见盐酸因含有 工业杂质(Fe3 ＋ )而呈黄色 强酸性；还 原性(浓度越 大还原性越 强)
酸的通性
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。