一周强化

一、周知识概述

　　本周学习第三节《硝酸》，内容包括硝酸的物理性质、化学性质，硝酸的实验制法、工业制法，硝酸的用途，硝酸盐的性质，NO3－的检验。重点掌握硝酸的的特性、实验室及工业制HNO3的反应原理、NO3－的检验。

二、重、难点知识剖析

（一）硝酸

1、硝酸的物理性质

（1）纯硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体

（2）密度为1.5027g/cm3，沸点为83℃（易挥发），凝固点为－42℃，能与水以任意比互溶。

（3）98%的硝酸称为“发烟硝酸”，常用浓HNO3的质量分数约为69%

2、硝酸的化学性质

（1）强酸性

HNO3具有酸的通性，能使酸、碱指示剂变色，能与碱、金属、碱性氧化物、某些盐反应。

（2）不稳定性

4HNO3 4NO2↑＋O2↑＋2H2O

注：①浓HNO3一般呈黄色，是由于HNO3分解产生的NO2溶于硝酸的缘故。

　　②硝酸浓度越大越易分解。因此，浓HNO3应放入棕色瓶中（避光），并放在阴凉处保存（避免受热分解），试剂瓶用玻璃塞而不能用橡皮塞（HNO3会腐蚀橡皮塞）。

（3）氧化性

与金属反应：

　　Cu＋4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O （实验室制NO2）

　　3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O （实验室制NO）

　　Fe＋6HNO3(浓) Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O

与非金属反应：

　　C＋4HNO3(浓)＝CO2↑＋4NO2↑＋2H2O

　　S＋6HNO3(浓)＝H2SO4＋6NO2↑＋2H2O

　　P＋5HNO3(浓)＝H3PO4↑＋5NO2↑＋H2O

与还原性化合物（如 H2S、HBr、HI、Fe2＋等）反应

　　6HI＋2HNO3(稀)＝3I2＋2NO↑＋4H2O

　　HI＋6HNO3(浓)＝HIO3＋6NO2↑＋3H2O

反应规律：

　　①除Au、Pt等少数金属外，硝酸几乎可能氧化所有的金属。

　　②常温下Fe、Al等金属在浓HNO3中发生“钝化”。

　　③硝酸越浓，其氧化性越强。如稀HNO3可使石蕊试变红，而浓HNO3可使石蕊试液先变红后褪色。

　　④一般来说，活泼金属与HNO3反应不生成H2，浓HNO3的还原产物为NO2，稀HNO3的还原产物为NO。活泼金属与极稀HNO3反应时，还原产物复杂，可为NO、N2O、NH4NO3等。

　　⑤非金属单质可被HNO3氧化为最高价氧化物或其含氧酸。

　　⑥王水（浓HNO3和浓HCl按体积比1:3配制）具有更强的氧化性，能溶解Au、Pt。

3、硝酸的制法

（1）工业制法——氨的催化氧化法

主要原料：NH3、空气、水

生产原理：4NH3＋5O2 4NO＋6H2O

　　　　　2NO＋O2＝2NO2

　　　　　3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO

尾气吸收：2NO2＋2NaOH＝NaNO3＋NaNO2＋H2O

　　　　　NO＋NO2＋2NaOH＝2NaNO2＋H2O

HNO3的浓缩：用Mg(NO3)2或浓H2SO4作吸水剂，蒸馏所得的HNO3可得发烟硝酸。

注：①由2NO＋O2＝2NO2、3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO可得总反应：

　　　　4NO2＋O2＋2H2O＝4HNO3 、4NO＋3O2＋2H2O＝4HNO3

　　②工业制硝酸过程中，由于有循环氧化吸收作用，故理论上1 mol NH3可制得1 mol HNO3。

（2）实验室制法

反应原理：NaNO3＋H2SO4(浓) NaHSO4＋HNO3↑（利用难挥发性酸制取挥发性酸）

反应装置：曲颈甑

注：①反应不能强热，因为HNO3受热易分解。

　　②因为HNO3有强氧化性，其蒸发时会腐蚀软木塞和橡皮塞，故装置须作玻璃制的曲颈甑。

4、硝酸的用途

　　硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等；在实验室里，它是一种重要的化学试剂。

（二）硝酸盐

1、硝酸盐的性质

（1）硝酸盐均为易溶于水的离子化合物，多数硝酸盐为无色晶体。

（2）由于硝酸盐在高温时受热易分解出O2，故硝酸盐在高温时是强氧化剂。

（3）酸性条件下，硝酸盐有强氧化性。

2、NO3－的检验

　　取样品晶体或浓溶液，加铜片，浓H2SO4并加热，若瓶口或管口产生红棕色气体，则证明原样品中含NO3－。

　　KNO3＋H2SO4(浓) KHSO4＋HNO3↑

　　Cu＋4HNO3＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O

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