硝酸 知识点总结
浓硝酸的知识点总结
浓硝酸的知识点总结一、浓硝酸的基本性质1. 化学式：HNO32. 分子量：63.0128 g/mol3. 外观：浓硝酸为无色液体，有强烈刺激气味。
4. 密度：浓硝酸的密度约为1.51g/cm3。
5. 沸点和凝固点：浓硝酸的沸点为83°C，凝固点为-41°C。
6. 溶解性：浓硝酸在水中能够完全溶解，生成盐酸和硫酸。
7. 强氧化性：浓硝酸为强氧化剂，能够氧化许多物质，包括有机物质和金属。
8. 腐蚀性：浓硝酸对皮肤、黏膜和许多材料都有腐蚀作用。
二、浓硝酸的制备方法1. 卷云闪法：将稀硝酸浸渍的硝硫磷矿放置于铜球状容器中，然后点燃弹药以引起硝硫磷矿的爆炸，使硝酸生成固态，再用水冲洗即可得到浓硝酸。
2. 爬塔法：将硝石与浓硫酸按一定的比例加入硝酸塔，利用二者的化学反应，得到浓硝酸。
三、浓硝酸的性质及用途1. 氧化性：浓硝酸能够与很多物质发生氧化反应，用作氧化剂。
例如，金属和非金属物质在浓硝酸中均能够发生氧化反应。
2. 硝化作用：浓硝酸与许多物质发生硝化反应，生成硝基化合物。
这种反应在有机合成中有重要作用。
3. 腐蚀性：浓硝酸具有很强的腐蚀性，在工业上用作腐蚀剂，可用于金属的表面处理等。
4. 漂白作用：浓硝酸可以漂白和去除污渍，被用于纺织和造纸工业中。
5. 用途：浓硝酸广泛用于化工、医药、农药和爆炸品的制造中。
四、浓硝酸的安全注意事项1. 腐蚀性：浓硝酸对皮肤和粘膜有强烈的腐蚀作用，接触后应立即用大量清水冲洗，并及时就医。
2. 氧化性：浓硝酸具有很强的氧化性，会使许多物质发生剧烈反应，因此在使用时需小心谨慎，避免导致意外伤害和事故。
3. 化学反应：浓硝酸在与其他物质接触时会发生化学反应，并释放出有毒气体，故应在通风处使用，并避免混合不相容的化学物质。
4. 储存和处理：浓硝酸应储存在阴凉、通风、干燥的地方，并远离有机物、还原剂、易燃物和氨、碱性气体等可燃易爆物质。
五、浓硝酸的应用领域1. 化工行业：浓硝酸广泛用于有机合成、染料、颜料、医药、化肥等领域。
高中化学必修一二知识点总结
高中化学必修1知识点归纳总结第一章从实验学化学第一节化学实验基本方法一、熟悉化学实验基本操作危险化学品标志，如酒精、汽油——易然液体；浓H2SO4、NaOH（酸碱）——腐蚀品二、混合物的分离和提纯：1、分离的方法：①过滤：固体(不溶)和液体的分离。
②蒸发：固体(可溶)和液体分离。
③蒸馏：沸点不同的液体混合物的分离。
④分液：互不相溶的液体混合物。
⑤萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来。
2、粗盐的提纯：（1）粗盐的成分：主要是NaCl，还含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质（2）步骤：①将粗盐溶解后过滤；②在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂BaCl2(除SO42－)、Na2CO3(除Ca2＋、过量的Ba2＋)、NaOH(除Mg2＋)溶液后过滤；③得到滤液加盐酸(除过量的CO32－、OH－)调pH=7得到NaCl溶液；④蒸发、结晶得到精盐。
加试剂顺序关键：（ⅰ）Na2CO3在BaCl2之后；（ⅱ）盐酸放最后。
3、蒸馏装置注意事项：①加热烧瓶要垫上石棉网；②温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处；③加碎瓷片的目的是防止暴沸；④冷凝水由下口进，上口出。
4、从碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则：①被萃取的物质在萃取剂溶解度比在原溶剂中的大得多；②萃取剂与原溶液溶剂互不相溶; ③萃取剂不能与被萃取的物质反应。
三、离子的检验：①SO42－：先加稀盐酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有SO42－。
Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓②Cl－（用AgNO3溶液、稀硝酸检验）加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中一定含有Cl－；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则原溶液中一定含有Cl－。
Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。
③CO32－：（用BaCl2溶液、稀盐酸检验）先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中一定含有CO32－。
浓硝酸+稀硝酸+硝酸盐知识点总结
硝酸+硝酸盐1.HNO 3的物理性质：无色、有刺激性气味的液体，沸点低、易挥发，在空气中遇水蒸气而产生白雾。
质量分数69%以上的硝酸为浓硝酸，98%的硝酸称为“发烟”硝酸。
浓HNO 3中因溶有HNO 3分解产生的NO 2而呈黄色。
2. HNO 3的化学性质：（1）强酸性：HNO 3 →H ++NO 3—，硝酸是一元强酸，具有酸的通性。
将少量稀硝酸滴在石蕊试纸上观察到现象是___________________；将少量浓硝酸滴在石蕊试纸上观察到现象是___________________； 以上对比说明：浓硝酸具有漂白性，浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。
（2）不稳定性：()32224HNO 4NO O 2H O ∆−−→↑+↑+光HNO 3浓度越大，越易分解；HNO 3应保存在玻璃塞（HNO 3腐蚀橡胶）棕色细口瓶中，放于阴凉处。
（3）强氧化性：(a)与金属单质反应：除Pt 、Au 外的金属均能与HNO 3反应。
Cu+4HNO 3(浓) →Cu(NO 3)2+2NO 2↑+ 2H 2O （实验室制NO 2）；3Cu+8HNO 33Cu(NO 3)2+2NO ↑+ 4H 2O （实验室制NO ）；Zn+4HNO 3(浓) →Zn (NO 3)2+2NO 2↑+ 2H 2O ；3Zn +8HNO 33Zn (NO 3)2+2NO ↑+ 4H 2O ；注意：常温下，Fe 、Al 等金属在浓HNO 3中发生钝化反应，金属表面生成致密的氧化膜。
(b)与非金属单质反应：能氧化C 、S 等非金属。
C+4HNO 3(浓)CO 2↑+4NO 2↑+ 2H 2O ；S+6HNO 3(浓)H 2SO 4+6NO 2↑+ 2H 2O ；HNO 3与还原剂，如H 2S 、HBr 、HI 、SO 2、Na 2SO 3、氯化亚铁等发生反应，对应的还原产物一般情况下为：()()2NO NO −−−→−−−→还原剂还原剂浓硝酸还原产物稀硝酸还原产物 （4）王水：浓硝酸和浓盐酸按体积比1:3混合而成。
硝酸工作总结
硝酸工作总结
硝酸是一种常见的化学物质，广泛应用于化工、医药、农业等领域。
在化工行业中，硝酸被用作溶剂、催化剂和原料，其工作总结对于保障生产安全和提高生产效率具有重要意义。
首先，硝酸的生产和储存需要严格遵守相关的安全操作规程。
在生产过程中，应严格控制反应温度和压力，避免产生危险的中间体和副产物。
同时，对于硝酸的储存和运输也需要特别注意防火防爆措施，以防止意外事故的发生。
其次，硝酸的使用需要严格控制操作条件。
在使用硝酸进行化学反应时，操作人员应佩戴防护装备，保持操作场所通风良好，避免硝酸蒸气对人体造成伤害。
此外，对于硝酸的废液处理也需要严格按照规定进行，避免对环境造成污染。
最后，对于硝酸的质量控制也是工作总结中的重要内容。
在生产过程中，应定期对硝酸的纯度、含水量和杂质进行检测，确保产品符合标准要求。
同时，对于硝酸的包装和标识也需要严格执行，以确保产品在运输和使用过程中不会发生泄漏或混淆。
总的来说，硝酸的工作总结涉及到生产、储存、使用和质量控制等多个方面，需要全面考虑安全、环保和生产效率等因素。
只有严格遵守相关规定和标准，才能保障硝酸生产和使用的安全可靠，为化工行业的发展做出贡献。
化学高一硝酸知识点总结
化学高一硝酸知识点总结一、硝酸的化学性质硝酸通常是指HNO3，是一种无机酸。
硝酸是一种强氧化性酸，它能和许多金属和非金属反应。
硝酸和硫酸一样都属于强酸,当与水混合时，它发生很强的放热反应。
同时，硝酸也是一种强腐蚀性酸，接触皮肤和黏膜会引起烧伤。
硝酸的溶解度是对其具有很重要的意义。
硝酸在水中是容易溶解的，而且生成的溶液具有特别的氧化性。
硝酸还可以与许多物质发生反应，例如硝化甘油就是硝酸和甘油发生反应的产物。
二、硝酸盐的制备与性质硝酸盐是硝酸的盐类化合物，通常的通式为： R-ONO2。
硝酸盐可以由硝酸和金属氧化物（或碱）反应生成。
硝酸盐一般都是白色晶体，常常在空气中变化25℃以上则失水变质。
硝酸盐的性质由它们的阳离子和硝酸根离子（NO3-）决定。
一般来说，硝酸盐都具有高毒、易燃和爆炸的性质。
硝酸铵（NH4NO3）和硝酸钾（KNO3）在工业上是重要的炸药和火药成分。
三、硝酸与环境保护硝酸被使用在肥料生产中，特别是硝态氮肥。
但大量使用硝酸使土壤中的硝态氮浓度升高，从而造成土壤的环境问题。
过多的硝态氮会导致土壤和水体的污染，使河湖水体富营养化，生态系统遭受破坏，甚至危及人类健康。
因此，环保领域对硝酸和其盐的排放进行了严格的限制。
化肥制造商也加强了相关技术的研发，使硝酸肥料的使用更加科学和环保。
四、金属的硝酸溶液反应硝酸可以溶解大多数金属，产生相应的硝酸盐和氧化物或氢气。
通常，硝酸和活泼金属发生反应尤为激烈。
金属的硝酸溶液反应以铜为例：Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O硝酸还与还原性较强的金属反应时生成亚硝酸盐，如：3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 +2NO↑+ 4H2O。
五、硝酸与有机化合物的反应硝酸能与许多有机化合物发生反应，主要有硝化反应和硝基化反应。
硝基化合物是亚硝酸盐和含硝基团的有机物，是非常活泼的化合物，有时是爆炸性的。
硝化反应：是指含有活泼氢原子或者含有同位素甲烷，乙烷时，在浓硫酸中加入硝酸，这种反应称为硝化反应。
高考化学硝酸知识点
高考化学硝酸知识点高考化学硝酸知识点(一)概述1.硝酸是强酸，具有酸的通性;2.浓、稀硝酸都有强的氧化性，浓度越大，氧化性越强。
3.硝酸属于挥发性酸，浓度越大，挥发性越强(98%以上为发烟硝酸)，4.硝酸不太稳定，光照或受热时会分解(长期放置时变黄色的原因?保存注意事项?棕色瓶冷暗处);5.硝酸有强烈的腐蚀性，不但腐蚀肌肤，也腐蚀橡胶等，6。
工业制硝酸用氨的催化氧化法(三步反应?)。
7.硝酸可与大多数金属反应，通常生成硝酸盐。
8.浓硝酸可氧化硫、磷、碳等非金属成高价的酸或相应的'氧化物，本身还原为二氧化氮。
9.硝酸(混以浓硫酸)与苯的硝化反应硝酸(混以浓硫酸)与甲苯的硝化反应(制TNT)10.硝酸与乙醇的酯化反应。
与甘油的酯化反应(二)硝酸与金属反应的“特殊性”及规律1.浓硝酸与铁、铝的钝化现象(原因及应用：钝化。
常温可以用铝罐车或铁罐车运硝酸)(表现了浓硝酸的什么性质?)2.浓、稀硝酸与活泼金属反应都不生成氢气(原因?)3.浓、稀硝酸能与铜、银等不活泼金属反应(表现了硝酸的什么性质?试管中粘附的铜或银用什么来洗?)4.与金属反应时硝酸的主要还原产物：(1)、与铜、银等不活泼金属反应，浓硝酸生成NO2，而稀硝酸生成NO(2)、与锌、镁等活泼金属反应，还原产物比较复杂，其价态随金属活泼性增强和酸的浓度降低而降低，最低可得NH4+。
(3)、浓、稀硝酸与金属反应中的作用：表现出——酸性、强氧化性(注意:定量计算中应用)5.稀硝酸与铁反应，如果硝酸过量，生成三价铁盐，如果铁过量，生成二价铁盐(在硝酸与铁的摩尔比的不同溶液中铁元素存在的形式不同)。
初中化学硝酸-概述说明以及解释
初中化学硝酸-概述说明以及解释1.引言【1.1 概述】概述部分为读者介绍本文的基本背景和要点，是引导读者进入文章主题的重要部分。
在介绍概述时，可以从以下几个方面入手：首先，引入硝酸的概念，简要介绍硝酸的定义和化学性质。
硝酸是一种常见且重要的无机化合物，化学式为HNO3。
它通常呈无色液体，具有强烈的腐蚀性和氧化性。
硝酸是一种有毒物质，需要在实验室和工业生产中小心处理和使用。
其次，简单说明本文将重点讨论硝酸的制备方法。
硝酸的制备过程多种多样，我们将介绍其中常见的几种方法，并对它们的原理进行解析。
通过了解硝酸的制备方法，可以更好地理解并运用化学实验中的相关技术。
然后，对硝酸的用途和影响进行简要介绍。
硝酸在生活和工业中有广泛的应用，如用于肥料生产、火药制造、金属表面处理等等。
然而，硝酸的过度使用和排放也会对环境和人类健康造成一定程度的影响，这需要我们对硝酸的使用和管理进行深入思考。
最后，概述部分还可以对本文的结构和目的进行简要说明。
本文将包含引言、正文和结论三个部分。
正文部分将详细介绍硝酸的定义和性质、制备方法以及用途和影响等内容。
结论部分将对文章进行总结，并探讨初中化学学习硝酸的意义和未来发展方向。
通过以上内容的概述，读者可以初步了解硝酸的基本情况和本文的主要内容，为后续的阅读和理解打下基础。
1.2 文章结构本篇文章将按照以下结构进行叙述：首先，在第一部分引言中，我们将对硝酸的概述进行介绍。
我们将探讨硝酸的基本定义和相关性质，以帮助读者对硝酸有一个基本的了解。
接着，我们将介绍文章的整体结构和分布，以让读者清晰地了解本文的组织方式。
最后，我们将明确本文的目的，明确我们撰写本文的初衷。
接下来，我们将进入正文部分。
在第二部分中，我们将详细介绍硝酸的制备方法。
我们将探讨不同的制备方法，并详细说明每种方法的步骤和条件。
我们还将介绍制备硝酸时需要注意的安全事项，确保读者在进行实验时的安全。
随后，我们将讨论硝酸的用途和影响。
高三化学硝酸知识点
高三化学硝酸知识点硝酸是一种常见的无机化合物，具有广泛的应用。
在高三化学学习中，了解硝酸的性质、制备方法以及重要的应用是非常重要的。
本文将围绕这些知识点进行详细介绍。
一、硝酸的性质硝酸的化学式为HNO3，是一种无色透明的液体。
其性质如下：1. 硝酸是一种强氧化剂，能与许多物质发生剧烈的反应，如与金属、非金属、有机物等反应。
2. 硝酸具有强烈的腐蚀性，能灼伤皮肤和眼睛，因此在实验室中使用时需要注意安全。
3. 硝酸具有较高的沸点和溶解度，溶液中硝酸分子与水分子之间形成了氢键。
二、硝酸的制备方法硝酸的制备方法主要有两种：实验室制备和工业生产。
1. 实验室制备在实验室中，常用的硝酸制备方法是将浓硫酸与硝酸钠或硝酸银进行反应。
反应方程式如下：2NaNO3 + H2SO4 → 2HNO3 + Na2SO42. 工业生产工业上主要采用奥斯曼法进行硝酸的生产。
该方法是将氨气和空气经过特定催化剂的催化作用，氧化生成一氧化氮，再与氧气反应得到二氧化氮，最后与水反应生成硝酸。
三、硝酸的重要应用硝酸是一种重要的化工原料，在科学研究和工业生产中都有广泛的应用。
1. 用作化学试剂由于硝酸具有较强的氧化性，常被用作化学试剂，如氧化还原反应中的氧化剂。
2. 用作肥料硝酸中的氮元素是植物生长的重要元素之一，因此硝酸被广泛应用于农业中，作为氮肥的一种。
3. 用于制药工业硝酸作为制药工业中的原料或中间体，在药物合成过程中起到重要的作用。
4. 用于爆炸物的制备硝酸与其他物质反应可制备出爆炸物，如硝酸甘油。
5. 用于金属腐蚀处理在金属加工过程中，硝酸可以用作金属腐蚀处理的药液，去除金属表面的氧化物和脏污。
总结：硝酸作为一种常见的无机化合物，具有重要的性质、制备方法和应用。
在化学学习中，学生应该充分掌握其性质和制备方法，理解其在实际应用中的重要性。
掌握硝酸知识点对于高三化学学习和日后的学习与工作都具有重要的意义。
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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
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。
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
第28讲 │ 考点整合
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)
► 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
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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
(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)。
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。
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，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 △
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
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。
第28讲 │ 考点整合
实验室 制法 工业制 法
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
点整合
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]
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)
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。