硝酸 硝酸盐教案

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1、硝酸硝酸盐教案【基础知识】：一、硝酸的物理性质：1、纯硝酸为无色有刺激性气味的液体，低沸点（83℃），易挥发，在空气中呈白雾状。2、98%HNO3称为“发烟硝酸”，69%HNO3称为浓HNO3。3、浓HNO3一般呈黄色，是由于HNO3分解产生的NO2溶于硝酸中的缘故。二、硝酸的化学性质：1、强酸性：具有酸的通性。2、不稳定性：4HNO34NO2+H2O+O2硝酸越浓越易分解，因此浓HNO3应存放在棕色试剂瓶中。3、强氧化性：本质：HNO3中的+5价N元素具有很强的得电子能力。规律：①HNO3(浓)NO2HNO3(稀)NO②硝酸越浓，其氧化性就

2、越强。③还原剂一般被氧化成最高价态。表现：①与[H]之前的金属反应不产生H2。②溶解Cu、Ag等不活泼的金属（但不能溶解Pt、Au）。Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O③使Fe、Al钝化（只有HNO3，常温下）④与C、S、P等非金属单质反应，S+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2+2H2OC+4HNO3(浓)=CO2+4NO2+2H2O2P+10HNO3(浓)=2H3PO4+10NO2+2H2O⑤与其它还原剂的反应（如：H2S、FeS、SO2、Na2S

3、O3、KI……）⑥王水（浓HNO3与浓盐酸的物质的量比为1∶3）能溶解Au、Pt。三、HNO3的制法：1、实验室：①反应原理：难挥发酸制挥发酸，利用浓H2SO4的难挥发性和HNO3的挥发性，在无水和加热的条件下，有利于HNO3逸出。反应方程式：KNO3(固)+H2SO4(浓)KHSO4+HNO3②由于HNO3易分解，所以加热温度不能过高，只能生成KHSO4不能生成K2SO4。③由于HNO3具有强氧化性，对橡校制品有强烈的腐蚀作用，所以不宜采用制Cl2的装置（可选用曲颈甑）2、工业制法——氨的催化剂法：①原料：NH3、水、空气②原理：4NH3+

4、5O24NO+6H2O2NO+O2=2NO23NO2+2H2O=2HNO3+NO（循环使用）③循环操作的意义：提高了3NH3中N转化成HNO3的转化率，可以认为1molNH31molHNO3。④尾气处理：有害气体为NO、NO2，可用NaOH溶液吸收NO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O⑤硝酸的浓缩：直接蒸馏稀HNO3得到的硝酸的最大浓度为69%，要想制得更浓HNO3，需加吸水剂后再蒸馏（常用浓H2SO4或Mg(NO3)2）。50%HNO396%HNO3四、硝酸盐：1、离子晶体，多为色无，极易溶于水。2、不稳定，加热时易分解放出氧气，所

5、以在高温时是强氧化剂。3、硝酸盐均是易爆物，应低温、避光保存，如AgNO3试剂应放在棕色瓶中。五、氨氧化法制HNO3的转化关系。（重难点）因4NH3+5O24NO+6H2O2NO+O2=2NO23NO2+H2O=2HNO3+NONO循环使用则有关系：NH3~NO~NO2~HNO3若生成NH4NO3，则有：2NH3NH4NO3六、硝酸的强氧化性的特殊表现（重难点）1、在利用HNO3的酸性时，必须考虑到其强氧化性，如：FeO+2HNO3=Fe(NO3)2+H2O（错误）正确为：3FeO+10HNO3=3Fe(NO3)3+NO+5H2ONa2SO3

6、+2HNO3=2NaNO3+SO2+H2O（错误）正确为：3Na2SO3+2HNO3=3Na2SO4+2NO+H2O2、无论浓、稀HNO3均有强氧化性。3、浓HNO3的氧化性强于稀HNO3。氧化性的强弱是指得电子能力的大小，即指反应的难易程度，而不能用氧化剂得电子的数目来衡量。4、在与金属的反应中，HNO3不但是强氧化剂，还表现出强酸性，可由金属与硝酸的反应关系，求还原产物。5、铁在与HNO3反应时，由于有反应：Fe+2Fe3+=3Fe2+，当HNO3过量时，产物为Fe(NO3)3；当Fe过量时产物为Fe(NO3)2；当Fe与HNO3恰好反应

7、时，有可能生成Fe(NO3)2、Fe(NO3)2混合物。6、铜与HNO3反应过程中，若铜过量，起始铜与浓HNO3反应生成NO2，反应进行到一定程度时，硝酸渐稀，产物变成NO，最终NO、NO2的混合气体，可通过电子守恒求解，金属与HNO3的反应现象类似铜。7、NO、H+与下列离子因氧化——还原反应不能共存。【典型应用】：一、基础篇：例1：16g金属铜跟足量的浓硝酸完全反应，被还原的HNO3物质的量是多少？解题分析：本题是涉及浓HNO3强氧性的氧化还原反应计算题。在列出化学方程式求解时容易把4mol浓HNO3都当作被铜还原的物质的量。实际上，4m

8、ol浓硝酸中只有2mol硝酸在氧化还原反应中作为氧化剂被还原成NO2。答案：设被还原的HNO3为xmol。根据反应：Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO