硝酸-知识点总结

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+NaOHNaNO3+H2O2HNO3+CaOCa(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++N3Fe3++NO↑+8H2O3FeO+10H++N3Fe3++NO↑+5H2O→盐+水3O3O酸的通性硝酸的特殊性(4)酸+盐=新酸+新盐，如：2HNO3+CaCO3Ca(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++N3Fe3++NO↑+2H2O(5)酸+金属=盐+氢气金属不能置换HNO3中的氢。如：3Zn+8H++2N3Zn2++2NO↑+4H2O3O24O3O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3O3O3O3O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题有：•(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•随着反应进行，硫酸浓度变稀，再发生反应：•Zn+H2SO4ZnSO4+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第28讲│考点整合3．强氧化性1与金属反应①CuZn～Ag浓HNO3稀HNO3NO2NO等＋H2O＋硝酸盐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](2)与非金属反应与木炭：_______________________________________。与硫：_____________________________________。C＋4HNO3(浓)=====△4NO2↑＋CO2↑＋2H2OS＋6HNO3(浓)=====△H2SO4＋2H2O＋6NO2↑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＋H2O2HNO3＋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。第28讲│考点整合四、三大强酸对比硝酸硫酸盐酸重要物理性质纯净硝酸为无色液体，常见浓硝酸因溶有分解产生的二氧化氮而呈黄色，易挥发。能以任意比与水混溶无色油状液体，难挥发。能以任意比与水混溶纯净盐酸为无色液体，常见盐酸因含有工业杂质(Fe3＋)而呈黄色重要化学性质强酸性；不稳定性，受热见光易分解；浓、稀硝酸均有强氧化性强酸性；稀硫酸只表现酸性，浓硫酸既表现酸性又表现吸水性、脱水性、强氧化性强酸性；还原性(浓度越大还原性越强)第28讲│考点整合硝酸硫酸盐酸实验室制法硝酸钠与浓硫酸微热氯化钠与浓硫酸强热工业制法NH3～NO～NO2～HNO3：NO循环氧化吸收FeS2～2SO2～2SO3～2H2SO4注：SO2循环氧化吸收H2在Cl2中燃烧生成的HCl用水吸收要点探究第28讲│要点探究►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。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。学习快乐