2017-2018学年度高一化学人教版必修一第四章第四节《氮及其化合物》知识点总结完整版

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第4节氮及其化合物一、氮气N2的结构、性质和用途1.氮气N2的结构氮气N2的电子式为•N┇┇N•，结构式为N≡N（1molN2中含1mol的σ键，2mol的键）。由于氮气分子中的N≡N键很牢固，所以在常温常压的情况下，氮气的化学性质比较稳定（注意：氮气与金属锂在常温下就可直接反应：6Li+N2=2Li3N），但在高温、高能量条件下可与某些物质发生化学反应。比如，3Mg+N2点燃生成Mg3N2，（放电或高温条件下，N2与O2直接化合生成无色的NO）N2+O2=2NO，（工业合成NH3的反应原理）N2+3H2=2NH3。2.氮气N2的物理性质氮气N2无色，常采用黑色钢瓶盛放，无味，难溶于水与空气接近，难液化。氮气在极低温度下会液化成无色液体，进一步降低温度时，会形成白色晶状固体。3.氮气N2的应用A.焊接金属时作为保护气；B.液氮用作冷冻剂；C.重要的化工原料，用来制取氮肥、炸药等；D.用作食品的防腐剂；E.防止储粮害虫。4.氮气N2的化学性质3Mg+N2点燃生成Mg3N2（淡黄色固体），（放电或高温条件下，N2与O2直接化合生成无色的NO）N2+O2=2NO，（工业合成NH3的反应原理）N2+3H2=2NH3，6Li+N2=2Li3N，6Na+N2点燃生成2Na3N。补充：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑，AlN+3H2O=Al(OH)3+NH3↑，Na3N+3H2O=3NaOH+NH3↑。拓展点1[氮的固定]：将游离态的氮转变为氮的化合物，分类如下：分类自然固氮人工固氮生物固氮高能固氮举例豆科植物的根瘤菌固氮N2+3H2=2NH3N2+O2=2NO二、氮的氧化物——NO和NO21.NO和NO2的物理性质比较氧化物颜色、态气味密度毒性溶解性NO常温下为无色气体，无味不溶于水，即与水不反应熔沸点低有毒NO2常温下为红棕色气体，具有刺激性气味，比空气重易液化，有毒易溶于水（与水发生反应），属于极性分子第4节氮及其化合物一、氮气N2的结构、性质和用途1.氮气N2的结构氮气N2的电子式为•N┇┇N•，结构式为N≡N（1molN2中含1mol的σ键，2mol的键）。由于氮气分子中的N≡N键很牢固，所以在常温常压的情况下，氮气的化学性质比较稳定。但在高温、高能量条件下可与某些物质发生化学反应。例如，3Mg+N2点燃生成Mg3N2，N2+O2直接化合生成无色的NO，N2+3H2反应制取氨气NH3。2.氮气N2的物理性质氮气N2无色，常采用黑色钢瓶盛放，无味，难溶于水与空气接近，难液化。极低温度下，氮气会液化成无色液体，进一步降低温度时，会形成白色晶状固体。3.氮气N2的应用氮气N2可作为金属焊接的保护气体，液氮用作冷冻剂，也是重要的化工原料，用来制取氮肥、炸药等。此外，氮气N2还可用作食品的防腐剂，防止储粮害虫。4.氮气N2的化学性质氮气N2可与某些物质发生化学反应。例如，3Mg+N2点燃生成Mg3N2（淡黄色固体），N2+O2直接化合生成无色的NO，N2+3H2反应制取氨气NH3，6Li+N2反应生成Li3N，6Na+N2点燃生成2Na3N。补充：Mg3N2+6H2O反应生成3Mg(OH)2+2NH3↑，AlN+3H2O反应生成Al(OH)3+NH3↑，Na3N+3H2O反应生成3NaOH+NH3↑。拓展点1[氮的固定]：将游离态的氮转变为氮的化合物，分类如下：分类自然固氮人工固氮生物固氮高能固氮举例豆科植物的根瘤菌固氮N2+3H2反应制取氨气NH3N2+O2直接化合生成NO二、氮的氧化物——NO和NO21.NO和NO2的物理性质比较氧化物颜色、态气味密度毒性溶解性NO常温下为无色气体，无味不溶于水，即与水不反应熔沸点低有毒NO2常温下为红棕色气体，具有刺激性气味，比空气重易液化，有毒易溶于水（与水发生反应），属于极性分子不变色或变成淡黄色，则原气体为NO2气体；若CCl4变成红色，则原气体为溴蒸气，因为溴蒸气能使CCl4发生置换反应，生成红色的BrCCl3。提醒：在使用氯仿等物质时，需要注意NO和CO中毒的原理相同，都是气体与血液中的血红蛋白结合而使其失去携带氧气的能力。关于NO和NO2的化学性质，它们都属于非金属氧化物，但不属于酸性氧化物。NO具有还原性和氧化性，但以还原性为主，而NO2则以氧化性为主。在实验室中，NO可以通过Cu与稀HNO3反应制得，但在常温下不稳定，易与O2结合生成NO2。NO2可以溶于水，与水反应生成HNO3和NO，但不能用排水法收集NO2，而是要用向上排空法。在工业上，可以利用这一原理制取硝酸，通过鼓入氧气或空气，充分利用原料，减少NO的排放。NO2的强氧化性可以使湿润的淀粉KI试纸变蓝，同时可以与碱反应生成NaNO2和NaNO3。鉴别NO2气体和溴蒸气的方法有三种：用AgNO3溶液、水和CCl4做试剂，通过观察产生的反应物颜色变化来判断原气体的种类。如果溶液变成橙红色，那么原气体就是溴蒸气。因为溴蒸气会溶于CCl4并形成橙红色的溶液。如果加入CCl4后，气体和溶液都没有变化，那么原气体就是NO2气体。因为NO2和CCl4不会发生反应。用裂化汽油做试剂的方法是：向充满红棕色气体的容器中加入裂化汽油，振荡。如果气体颜色逐渐变浅，那么原气体就是溴蒸气。因为溴蒸气会与裂化汽油中的不饱和烃发生加成反应。如果加入裂化汽油振荡后，气体和裂化汽油都没有变化，那么原气体就是NO2气体。因为NO2和裂化汽油不会发生反应。增加压强的方法是：用注射器抽取红棕色气体，然后将气体加压。如果气体颜色逐渐变深，那么原气体就是溴蒸气。如果气体颜色先变深后变浅，那么原气体就是NO2气体。因为収生反应2NO2⇌N2O4（无色）。降低温度的方法是：将充满红棕色气体的容器放入冰水混合物中，放置一段时间后观察。如果气体颜色逐渐变深并出现棕色液体，那么原气体就是溴蒸气。因为溴的沸点比较低，当降低温度时，溴蒸气会逐渐液化。如果气体颜色逐渐变浅，那么原气体就是NO2气体。因为反应2NO2⇌N2O4（无色）是放热反应，当降低温度时，平衡向生成N2O4（无色）的方向移动。用苯酚的水溶液做试剂的方法是：向充满红棕色气体的容器中加入少量苯酚的水溶液，振荡。如果出现白色沉淀，那么原气体就是溴蒸气。因为溴会与苯酚反应生成2,4,6-三溴苯酚白色沉淀。如果气体颜色变浅，但溶液没有明显变化，那么原气体就是NO2气体。因为NO2和水反应生成的HNO3与苯酚不反应（需要有浓硫酸做催化剂）。用苯和铁粉做试剂的方法是：向充满红棕色气体的容器中加入苯，振荡后再加入少量铁粉。如果气体颜色逐渐变浅，那么原气体就是溴蒸气。因为収生反应C6H6+Br2→C6H5Br+HBr。如果气体和苯都没有变化，那么原气体就是NO2气体。因为NO2和苯不反应。关于氮的氧化物溶于水的计算方法，可以使用关系式法。如果NO2和NO、O2等气体的混合气体溶于水，可以利用3NO2＋H2O=2HNO3＋NO这个关系式，通过气体体积差值进行计算。如果NO2和O2的混合气体溶于水，可以利用4NO2＋O2＋2H2O=4HNO3这个关系式，当体积比为4:1时，恰好完全反应，V(NO2)>4:1时，NO过量，剩余气体为NO2，V(O2)<4:1时，O2过量，剩余气体为O2。杯,形成喷泉现象。此外，NH3与水反应生成NH4OH，导致液体呈现红色。2.NH3的制备及应用(1)NH3的制备①氨水法：将NH4Cl与NaOH混合加热，生成NH3气体。②卡斯特纳反应：将CaC2与水反应，生成C2H2，然后再与NH3反应生成NH4Cl和CaCN2，最后将CaCN2和水反应生成NH3气体。(2)NH3的应用NH3广泛应用于化肥、制冷剂、合成纤维等领域。温馨提示：在实验中要注意安全，避免接触NH3气体，应在通风良好的环境下进行。在使用NH3时，应注意其毒性和腐蚀性，避免直接接触皮肤和眼睛。本实验的应用领域氨气是一种重要的工业原料,在制造化肥、合成纤维、制造医药等方面都有广泛的应用.而喷泉实验则是一种生动有趣的化学实验,能够激发学生对化学的兴趣和好奇心,培养其实验操作技能和科学思维能力.因此,该实验在化学教学中具有重要的应用价值.同时,通过对喷泉实验的探究和研究,还可以深入了解气体的性质和溶解特性,为学生今后的学习和科研打下坚实的基础.本文介绍了喷泉原理的迁移拓展，以及氨气的物理性质和化学性质。首先是喷泉原理的迁移拓展，包括气密性检查、排水集气、排水量气、液体倒吸等方面。接下来介绍了氨气的物理性质，包括无色、气味刺激性小、密度小、易溶于水和易液化等特点。氨气常用于制冷剂。然后详细介绍了氨气的化学性质，包括溶于水形成氨水，氨水具有腐蚀性能，能使试纸变色等特点。同时还介绍了氨气与其他物质的反应，如与盐酸、硝酸、CO2等的反应。最后介绍了氨气的催化氧化反应和催化剂的作用。在修改方面，对于原文中的错别字和标点符号进行了修改，同时将重复或无用的内容进行了删除，使得文章更加简洁明了。O△H<0，该反应产生的NO被氧化成NO2，再与水反应生成HNO3，这是工业制HNO3的反应原理。NH3可以通过微生物作用与氧气反应生成HNO2和H2O。NH3也可以在纯氧中燃烧生成N2，或在一定条件下被CuO、Cl2等氧化。NH3可以用于制氮肥、HNO3、铵盐、纯碱，还用于制合成纤维、塑料、染料等。液氨常用作制冷剂，氨水可用于沺疗蚊虫叮咬，消除NO2的污染。铵盐是由NH4+和酸根阴离子构成的离子化合物，所有的铵盐都属于强电解质。铵盐受热易分解，一般情况下，分解成NH3与对应的酸。铵盐与碱反应都能产生NH3，即铵盐中的NH4+与碱中的OH-共热产生NH3和H2O。在常温常压下，所有铵盐在水溶液中都会水解，生成少量的酸和NH3。但在加热条件下，铵盐的水解程度会增大，因为水解是吸热过程。有些铵盐可以与酸反应，例如NH4HCO3+HCl=NH4Cl+CO2↑+H2O。实验操作：取一小部分待检物，加入NaOH溶液，加热后如果湿润的红色石蕊试纸变蓝，则一定含有NH4+。铵盐受热分解的一般规律如下：1.如果组成铵盐的酸具有挥发性，则固体铵盐受热分解时，NH3和对应的酸一起挥发，冷却时又重新结合成铵盐。例如NH4Cl为此类铵盐，NH4Cl=NH3↑+HCl↑。如果将NH4Cl固体放在试管内加热，则固体NH4Cl好像升华一样，在试管壁经冷却的部分HCl和NH3生成白色薄膜即NH4Cl晶体。这是由于NH4Cl受热分解生成具有挥发性的HCl和NH3，HCl和NH3遇冷又结合生成NH4Cl晶体。2.如果组成的铵盐是难挥发性酸，则固体铵盐受热分解时，只有NH3呈气态逸出，而难挥发性的酸则残留在加热的容器中。例如(NH4)2SO4、(NH4)3PO4为此类铵盐，(NH4)2SO4=2NH3↑+H2SO4、(NH4)3PO4=3NH3↑+H3PO4。3.如果组成的铵盐的酸具有强氧化性，则在较低的温度下慢慢分解可得到NH3和相应的酸。例如NH4NO3，NH4NO3=HNO3+NH3↑。但由于生成的NH3具有还原性，硝酸具有氧化性，生成的NH3易被HNO3氧化。反应时的温度不同，形成的氮化合物也不同。例如将NH4NO3从微热至不同温度分别可得到N2O、NO2、N2O3、N2等。4.如果加热NH4NO3的温度达到480℃～500℃或NH4NO3受到撞击，则会分解生成N2和O2。2NH3的制备NH3是一种重要的化学原料，在实验室和工业上都有广泛的应用。以下是NH3的制备方法和注意事项。1.NH3的实验室制法2NH4Cl(s)+Ca(OH)2(s)→CaCl2+2NH3↑+2H2O注意：(1)在该反应中，所使用的碱一般选用Ca(OH)2(s)，而不用NaOH、KOH，因为NaOH、KOH容易吸水结块，并且在加热的条件下对玻璃有腐蚀性。(2)选用的铵盐一般用NH4Cl(s)。不用NH4NO3(s)是因为NH4NO3(s)受热易分解，易爆炸，不安全。不用(NH4)2SO4(s)是因为(NH4)2SO4(s)与Ca(OH)2(s)反应时生成CaSO4，反应物呈块状，不利于NH3逸出，且反应后试管难以清洗。不用(NH4)2CO3(s)和NH4HCO3(s)是因为它们在受热分解时会产生CO2气体，导致收集到的NH3不纯。2.制NH3的实验装置固+固加热型，与实验室用KClO3(s)和MnO2(s)加热制取O2的装置一样。注意：(a)収生装置和收集装置的试管和导管必须是干燥的，目的是使收集到的NH3纯净干燥。(b)収生装置的试管口必须略向下倾斜，防止生成的水回流至试管底部引起试管底部炸裂。对草酸晶体进行加热时，试管口不一定全部都略向下倾斜。(c)由于NH3极易溶于水且密度小于空气的密度，所以NH3的收集只能用向下排空法，且导管要伸入到试管底部或集气瓶底部。(d)试管口塞一团蓬松的棉花的作用是减弱NH3与空气的对流，提高收集NH3的纯度。棉花上蘸有稀H2SO4，不能使用浓硫酸，原因在于浓硫酸具有脱水性能使棉花炭化而生成CO2、SO2等杂质气体，使NH3不纯。蘸有稀H2SO4的棉花可以吸收多余的NH3，防止NH3扩散到空气中。(e)加热的温度不宜过高，并用酒精灯外焰由前向后逐渐加热。3.NH3的干燥NH3的干燥一般情况下用碱石灰(NaOH与CaO的固体混合物)、CaO、固体NaOH，不能使用P2O5固体、浓H2SO4等酸性干燥剂，不能用无水CuSO4，也不能使用无水CaCl2。固体因为无水，CaCl2易与NH3反应生成CaCl2·8NH3这种络合物。常用的干燥装置如图所示，用于NH3的干燥。NH3的检验方法有两种：①用湿润的红色石蕊试纸检验，试纸变蓝证明有NH3产生；②用玻璃棒蘸浓盐酸或者浓硝酸靠近，产生白烟，证明有NH3产生。NH3的验满方法：①将湿润的红色石蕊试纸放置在试管口附近，若试纸变蓝则NH3已收集满；②用蘸有浓盐酸或者浓硝酸的玻璃棒靠近试管口，若有产生白烟则NH3已收集满。为避免污染空气，多余的NH3必须要进行吸收处理，可在导管口放一团用水或稀H2SO4浸湿的棉花。同时在尾气处理的过程中要注意防倒吸，常用防倒吸的装置有尾气处理装置。实验室快速制取NH3的方法是加热浓氨水，反应原理为NH3·H2ONH3↑+H2O。収生装置有向浓氨水中加入NaOH固体和向浓氨水中加入CaO固体。NH3的特殊制法包括高温NaOH固体溶于水放热，促使NH3·H2O的分解，并且溶液中OH的浓度增大使平衡逆向移动，以及CaO与水反应放出大量的热，促使NH3·H2O的分解，且生成的Ca(OH)2电离出的OH的浓度增大使平衡逆向移动。另外，还有Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑的制法。NH3的工业制法有以下几个步骤：①制备原理为N2+3H22NH3△H<0；②N2的来源为分离液态空气法，H2的来源为水煤气，主要反应为C+H2OCO+H2CH4+H2O；③设备主要由合成塔、水冷器、氨分离器等设备组成；④分离过程通过水冷器冷凝，将NH3液化得到液氨，分离出来的N2和H2再经压缩后送入合成塔中继续参加反应，如此循环；⑤工业合成氨的简易工业流程图如图所示。最佳条件选择是使用过量的氮气或及时将平衡混合气中的氨分离出来，浓度要适宜。在工业生产NH3的过程中，为了加快NH3的生成速率，常采用增大反应物的浓度、升高温度、增大压强、使用催化剂等措施。其中，温度约为500℃时，催化剂活性最大，但温度过高反应速率会过快，压强在20MPa~50MPa之间，过高的压强对设备材质和生产条件提出了更高的要求。作为催化剂的铁触媒能加快化学反应速率，对平衡的移动无影响。HNO3是一种平面共价分子，中心N原子采取sp2杂化方式，三个杂化轨道分别与三个O形成3个σ键。N原子的孤对电子在P轨道上，与两个非羟基O原子的P轨道上未成对电子形成三中心四电子的大π键。纯HNO3为无色有刺激性气味的透明液体，易挥发，可以与水形成共沸混合物。它属于一元无机强酸，能自发地发生自偶电离反应，使羊毛织物和动物组织变成嫩黄色。它能与乙醇、松节油、碳和其他有机物猛烈反应。但HNO3的酸性要比硫酸和盐酸的酸性弱，混溶时与浓H2SO4相似会释放出大量的热，所以需要用玻璃棒不断搅拌，并且只能是把浓HNO3加入到水中而不能反过来。实验室中久置的浓HNO3略显黄色，常用的浓度为69%。浓度在98%以上的硝酸叫“収烟硝酸”，因为它会挥发出HNO3蒸气和空气中的水蒸气形成HNO3小液滴，有强烈的腐蚀性。在有机化学中，浓HNO3与浓H2SO4的混合液是重要的硝化试剂，其水溶液俗称硝镪水或氨氮水。HNO3的化学性质包括：稀HNO3能使紫色石蕊试液变红，而浓HNO3能使紫色石蕊试液先变红后褪色，具有强氧化性。HNO3也能与碱性氧化物反应，如CuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2O，酸Fe2O3+6HNO3=2Fe(NO3)3+3H2O。O气体.例如Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O.b.浓HNO3可以氧化铁,生成Fe(NO3)3,同时放出NO和NO2气体.例如Fe+8HNO3=Fe(NO3)3+2NO↑+4NO2↑+4H2O.c.稀HNO3只能氧化铁,生成Fe(NO3)3,不放出任何气体.例如2Fe+6HNO3=2Fe(NO3)3+3H2O.d.稀HNO3还可以与铜反应,生成Cu(NO3)2和NO气体.例如Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO↑+2H2O.HNO3还可以与碱反应,例如Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O是一种复分解反应；NaOH+HNO3=NaNO3+H2O是一种通常的中和反应；Fe(OH)3+3HNO3=Fe(NO3)3+3H2O则是一种酸碱反应.此外，HNO3还可以与某些盐反应，例如CaCO3+2HNO3=Ca(NO3)2+H2O+CO2↑，其中CO2会放出气体.在受热或光照条件下，浓度较大的硝酸容易发生分解反应，4HNO3=4NO2↑+O2↑+2H2O或者3HNO3=4NO2↑+O2↑+2H2O。稀HNO3相比浓HNO3更为稳定。浓HNO3呈黄色的原因是因为分解生成的NO2溶解在硝酸中。向其中通入适量的空气或O2可以恢复其原色。为了保存HNO3，应将其保存在带玻璃塞的棕色细口瓶中，并置于冷暗处。注意不要使用橡胶塞，因为橡胶塞易被HNO3氧化。其他需要保存于棕色试剂瓶中的试剂包括氯水、溴水、AgNO3溶液、H2O2、HClO、AgI、AgCl、AgBr等。无论是浓HNO3还是稀HNO3，都具有强氧化性，主要是因为其中+5价的N元素具有很强的得电子能力。在HNO3参与的氧化还原反应中，总是+5价的N被还原，因此HNO3表现出强氧化性，属于强氧化剂。浓HNO3的氧化性要比稀HNO3强，且HNO3越浓氧化性越强。它可以与绝大多数的金属（除了Au、Pt等少数金属）和许多非金属发生氧化还原反应。一般情况下，浓HNO3被还原为NO2，稀HNO3被还原为NO，硝酸还可以与许多具有还原性的物质发生反应。一般规律是：（1）金属+浓硝酸=硝酸盐+NO2+水；金属+稀硝酸=硝酸盐+NO+水。硝酸的浓度越低，还原产物中N的化合价越低，例如极稀的硝酸可能被还原为NH4NO3，例如4Zn+10HNO3=NH4NO3+Zn(NO3)2+3H2O；（2）浓度越高、温度越高，HNO3的氧化性越强；（3）参与反应的还原剂一般会被HNO3氧化成最高价态。通过化学反应可以得知，浓硝酸与铜反应时，如果铜过量，反应开始时浓硝酸被还原为二氧化氮，但随着反应的进行，浓硝酸逐渐变为稀硝酸，其还原产物变为一氧化氮，气体的颜色逐渐变浅。需要注意的是，浓硝酸、浓盐酸混合后形成的“王水”能够溶解金、铂等金属。此外，硝酸本身无氧化性，只有在酸性环境中才具有强氧化性。硝酸的氧化性强弱不是由还原产物中氮元素化合价改变的多少决定，而是由硝酸中氮原子得电子的难易程度决定。在化学反应过程中，硝酸、硫酸、盐酸浓度的变化往往会引起反应实质性的变化。在解题过程中，需要充分重视。此外，常温下铝、铁金属在浓硝酸（或浓硫酸）中会发生钝化现象，即金属表面被氧化生成一层致密的氧化物薄膜，阻碍了金属与酸的反应。因此，可以用铝、铁制容器盛装冷的浓硫酸或浓硝酸。需要注意的是，如果加热后，金属表面的氧化膜被破坏，铁可以与浓硝酸在加热的条件下发生反应，生成硝酸铁和二氧化氮。如果铁过量，则生成硝酸亚铁和二氧化氮。化学反应中，Fe和稀HNO3在常温下会发生剧烈反应，产物可能为Fe(NO3)3、Fe(NO3)2或二者的混合物。反应式为Fe(不足)+4HNO3(稀)=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O，3Fe(足量)+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O。通过这些反应可以得知，Fe与稀HNO3的量与反应产物的关系为：当n(Fe)/n(HNO3)=1时，产物为Fe(NO3)3；当n(Fe)/n(HNO3)≤3/8时，产物为Fe(NO3)2；当n(Fe)/n(HNO3)≥2/3时，产物为Fe(NO3)3和Fe(NO3)2的混合物。浓HNO3只表现出氧化性，与非金属单质（如C、P、S）等在加热条件下反应，非金属单质被氧化为最高价氧化物或含氧酸，而浓HNO3本身被还原为NO2气体，反应后仍有过量的稀HNO3。例如，C+4HNO3(浓)=CO2↑+4NO2↑+H2O，S+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2↑+2H2O，P+5HNO3(浓)=H3PO4+5NO2↑+H2O。HNO3还可以与具有还原性的物质发生氧化还原反应，例如H2S、HBr、HI、SO2、Na2S、Na2SO3、I-、S2-、Fe2+以及具有还原性的低价金属氧化物或氢氧化物等。反应式为3H2S+3HNO3(稀)=3S↓+2NO+4H2O，3Na2S+3HNO3(稀)=6NaNO3+2NO↑+3S↓+4H2O，3Na2SO3+3HNO3(稀)=3Na2SO4+2NO↑+H2O，6HI+2HNO3(稀)=3I2+2NO↑+4H2O，HI+6HNO3(浓)=HIO3+6NO2↑+3H2O，3FeO+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O，3Fe(OH)2+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3+NO↑+8H2O，FeO+4HNO3(浓)=Fe(NO3)3+NO2↑+2H2O，Fe(OH)2+4HNO3(浓)=Fe(NO3)2+NO2↑+2H2O。酯化反应是一种将酯HNO3与醇类反应生成硝酸酯的化学反应，反应原理为“酸脱羟基醇脱氢”。与羧酸的酯化反应机理相同。例如，制备硝化甘油的反应方程式为3HNO3+C3H8O3（浓）→C3H5N3O9+3H2O；制备硝化纤维的反应方程式为3nHNO3+[C6H7O2(OH)3]n→[C6H7O2(O-NO2)3]n+3nH2O。另外，硝酸乙酯的制备方法为CH3CHOH+HNO3（浓）H2SO4，反应产物为CH3CHONO2+H2O