【教师整理】高中化学鲁科版必修一教学参考课件：氮的循环第三课时

1、第三课时 硝酸,第三章 第二节 氮的循环,无色、有刺激性气味的液体，密度比水大，与水互溶、沸点83。沸点低、易挥发,1、硝酸的物理性质,五、硝酸,“发烟硝酸”：,常用浓硝酸的质量分数为,69%,95%的浓硝酸挥发出的硝酸蒸气遇到空气里的水蒸气生成的硝酸小液滴,是雾而非烟,【知识点击】,(1)酸的通性,与指示剂作用：,稀硝酸使紫色石蕊试纸（液）变红； 浓硝酸使紫色石蕊试纸（液）先红后褪色,与活泼金属反应,但不产生H2。,与碱性氧化物反应：与CaO反应。,与盐反应：与CaCO3反应,2硝酸的化学性质,与碱反应：与NaOH反应。,2HNO3+ CaCO3 = Ca(NO3)2+ H2O + CO2,

2、2HNO3+ CaO = Ca(NO3)2 + H2O,HNO3+ NaOH = NaNO3 + H2O,一元强酸：HNO3 = H+ + NO3-,浓硝酸显黄色的原因是什么？,（2）不稳定性,硝酸分解产生的NO2溶于硝酸使硝酸显黄色,棕色细口瓶，用玻璃塞，不能用橡皮塞（HNO3会腐蚀橡皮塞），存于避光阴凉处。,浓硝酸如何保存？,浓HNO3 、AgNO3 、氯水、溴水、 AgBr、AgI,常见的需要放在棕色瓶中的试剂：, Cu 与浓HNO3反应,Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O,3Cu+8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+ 2NO+4H2O,Cu与稀HNO3反

3、应,铜片溶解,溶液变绿，有红棕色的气体产生。,铜片缓慢溶解，溶液变蓝，产生无色气体，遇空气变红棕色。,（3）硝酸的强氧化性,氧化性:酸性=1:1,氧化性:酸性=1:3,S+6HNO3(浓) =H2SO4+6NO2+2H2O,与非金属反应 浓硝酸能与碳、硫等非金属单质反应，非金属单质一般被氧化为最高价含氧酸或最高价氧化物、二氧化氮和水，硝酸只表现氧化性。,硝酸具有强氧化性，与某些还原性化合物或离子发生反应：Fe2+（FeO ）、H2S（S2- ）、SO2（ SO32- ）、HBr （ Br- ）、HI （ I- ），因此Fe2+ 、S2-、SO32- 、Br- 、 I-、遇 NO3- +H+不共

4、存,3FeO+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3+NO+5H2O,3H2S+8HNO3(稀)=3H2SO4+8NO+4H2O,3SO32-+ 2NO3-+2H+=3SO42-+2NO +H2O,3Fe2+4H+NO3-=3Fe3+NO+2H2O,6HBr+2HNO3=3Br2+2NO+4H2O,硝酸表现氧化性和酸性,6I- +2NO3-+8H+=3I2+2NO+4H2O,3SO2+2H2O+2HNO3(稀）=3H2SO4+2NO,3S2-+8NO3-+8H+=3SO42-+8NO+4H2O,取少量样品，加入浓H2SO4和Cu片，共热,如产生红棕色的气体,则证明它是硝酸盐或含有NO3- (若

5、为稀溶液,应先将溶液浓缩),(2)实验室制法：,3、用途：硝酸是一种重要的化工原料，常用来制备氮肥、染料、塑料、炸药、硝酸盐等。,(1)工业制法：NH3-NO-NO2-HNO3,4、制备,5、NO3-的检验,一、金属与硝酸反应规律,【考点深化】,硝酸具有强氧化性，能氧化除Au、Pt外的金属。一般来说，活泼金属与HNO3反应不生成H2，浓硝酸被还原为NO2 ，稀硝酸被还原为NO，活泼金属与极稀HNO3反应时，还原产物复杂，为NO、N2O、NH4NO3等,硝酸的浓度越大，氧化性越强，即氧化性：浓硝酸稀硝酸。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。,金属与硝酸反应的一般通式

6、为： 金属浓硝酸=金属硝酸盐NO2H2O 金属稀硝酸=金属硝酸盐NOH2O 与金属反应，硝酸既表现氧化性，又表现酸性。,“王水”（三盐一硝）：浓HCl和浓HNO3按体积比3： 1配制）具有更强的氧化性，能溶解Au、Pt,硝酸与变价金属（如Fe）反应，根据硝酸的量的多少分别得到高价、低价或两种价态共存的混合物。,浓硝酸在常温下能使Fe、Al 钝化 ，故可用铁、铝容器运输冷的浓硝酸。,3Fe(过量)8HNO3(稀)=3Fe(NO3)22NO4H2O,Fe(少量)4HNO3(稀)=Fe(NO3) 3NO2H2O,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。例如铜与浓HNO3反应

7、,若Cu过量,开始时硝酸的还原产物为NO2, 随着反应的进行, 浓HNO3变稀,硝酸的还原产物为NO, 最终得到NO2和NO的混合气体。,HNO3与金属反应时，一部分HNO3表现酸性，以NO3-的形式存在于溶液中；一部分表现氧化性被还原，浓硝酸的还原产物主要是NO2,稀硝酸的还原产物主要是NO若金属和一定量浓硝酸恰好反应,则产生的气体为NONO2的混合气体，无论硝酸的还原产物是NONO2还是两者的混合物,n(HNO3)还原=n(气体),消耗HNO3的量= M (NO3) x盐中NO3-的量（表现酸性的HNO3）+气体中的N原子的量（被还原的HNO3）,(1)原子守恒(元素守恒)：N原子守恒或N

8、元素守恒,二、金属与硝酸反应的有关计算,【考点深化】,n(HNO3)消耗= n (HNO3)酸性n(HNO3)氧化或被还原 = xn（Mx+） n(气体),练习1：a mol Cu与含有b mol HNO3的溶液恰好完全反应，则被还原的HNO3的物质的量一定是 A(b2a) mol Bb/4 mol C2a/3 mol D2a mol,例1、将12.8g铜跟一定量的浓硝酸反应，铜耗完时，共产生气体5.6L（标准状况），则所消耗的硝酸的物质的量是_,0.65mol,A,解析：Cu与HNO3反应时，HNO3一部分作氧化剂，另一部分起酸性作用，生成Cu(NO3)2，因此被还原的HNO3的物质的量为(

9、b2a) mol。,金属失电子总数或物质的量=HNO3中氮原子得电子得电子总数或物质的量,(2)电子守恒法： HNO3与金属的反应属于氧化还原反应，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。,例2铜与一定量浓硝酸反应，得到硝酸铜溶液和NO2、N2O4、NO的混合气体，这些气体与5.6 L O2(标准状况)混合后通入水中，所有气体完全被水吸收生成硝酸。则消耗铜的质量为() A16 g B32 g C64 g D无法计算,B,解析该题氮元素变化为硝酸氮的氧化物硝酸，所以题目中的反应可以看成是铜与氧气的反应，其中硝酸为“催化剂”，所以铜的物质的量为20.25 mol 0.5 mol，

10、即32 g。,练习2：锌与很稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。 当生成1 mol硝酸锌时，被还原的硝酸的物质的量为 A2 mol B1 mol C0.5 mol D0.25 mol,解析：生成1 mol Zn(NO3)2，失去2 mol电子，而生成1 mol NH4NO3得到8 mol电子，则生成1 mol Zn(NO3)2时被还原的HNO3为0.25 mol。,D,（3）电荷守恒：HNO3过量时，反应后溶液中(，溶液中OH-很小，可以不考虑 )有：NO3-= H+ n Mn+( Mn+代表金属离子),例题3：6.4 g铜与过量的硝酸(8 mol/L 60 mL)充分反应后，硝酸的还原产物有

11、NO、NO2，反应后溶液中所含H为n mol，此时溶液中所含NO3-的物质的量是 A0.28 molB0.31 mol C(n0.2)molD(n0.4)mol,解析：最后溶液中存在的NO3- ，应是起酸性的硝酸即生成Cu(NO3)2中的NO3- 及过量的硝酸之和。,C,【练习3】 将3.2 g Cu跟30.0 mL 10.0 molL1的HNO3充分反应，还原产物有NO和NO2，若反应后溶液中有a mol H，则此时溶液中含 NO3- 的物质的量为 A0.5a mol B(0.1a) mol C0.1a mol D2a mol,B,解析：首先判断Cu与硝酸谁过量，经判断知HNO3过量，Cu全

12、部反应，根据溶液中的电荷守恒，n(NO3- )n( H)2n( Cu2 )，则n( Cu2 ) n( Cu ) 0.05 mol 所以n( NO3-)a mol0.05 mol2(a0.1) mol。,(4)离子方程式计算法：金属与硝酸反应，求算离子浓度、pH等，金属与 NO3- 、H混合溶液反应的计算,金属与H2SO4、HNO3的混合酸反应时，由于NO3-在H2SO4提供H的条件下能与金属反应，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，且溶液中要符合电荷守恒。,在浓硝酸中放入铜片：(1)开始反应的离子方程式为_，实验现象为_。 (2)

13、若铜有剩余，则反应将要结束时的离子方程式为 _ (3)待反应停止后，再加入少量25%的稀硫酸，这时铜片上又有气泡产生，原因是_。,例4：在某100 mL的混合液中，硝酸和硫酸的物质的量浓度分别是0.4 mol/L、0.1 mol/L，向该混合液中加入1.92 g铜粉，加热，待充分反应后，所得溶液中铜离子的物质的量浓度是 A0.15 mol/LB0.225 mol/L C0.30 mol/L D0.45 mol/L,B,解析溶液中同时存在H和NO3-时就能够与Cu发生反应。该溶液中H实际为0.06 mol，应该根据离子方程式进行计算。设生成铜离子的物质的量为x，则 3Cu 8H2NO=3Cu22NO4H2O 3 8