高中化学-硝酸 硝酸盐知识详解

一、硝酸1．物理性质无色，易挥发，具有刺激性气味的液体，易溶于水。浓硝酸常因为溶解有NO2而呈黄色。质量分数为69%的硝酸为常用浓硝酸。98%以上的硝酸称之为发烟硝酸。2．化学性质（1）硝酸具有酸的通性

①与金属反应：一般不生成氢气

②与碱性氧化物反应：如CuO、Na2O、Fe2O3等

③与碱反应：Cu(OH)2、NaOH等

④与盐反应：NaHCO3、Na2CO3等

⑤与指示剂反应：浓硝酸可使石蕊先变红后褪色【特别提醒】在利用HNO3的酸性时，要注意考虑它的强氧化性。如FeO与稀硝酸反应时的方程式应是：3FeO+10HNO3(稀)==3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O而不是FeO+2HNO3

(稀)==Fe(NO3)2+H2O。(2)不稳定性硝酸是不稳定性酸，受热或者光照易分解，所以实验室中常用棕色瓶储存硝酸。(3)强氧化性由于HNO3中的+5价氮元素有很强的得电子能力，在硝酸参与的氧化还原反应中，几乎全部是+5价氮被还原，故硝酸具有强氧化性。硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越大，氧化性越强。硝酸的强氧化性规律：①温度越高，硝酸越浓，其氧化性越强。

②与硝酸反应时，还原剂一般被氧化成最高价态。①浓硝酸能使紫色石蕊试液先变红，后褪色。②与非金属单质C、S、P等在加热条件下反应，非金属元素被氧化成酸性氧化物。如：③金属与HNO3反应一般不生成H2，浓HNO3一般被还原为NO2，稀HNO3一般被还原为NO，极稀HNO3可被还原成NH3，生成NH4NO3等。3Cu+8HNO3（稀）==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2OCu+4HNO3（浓）==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O【特别提醒】浓硝酸与Cu反应时，若Cu过量，反应开始时浓硝酸的还原产物为NO2，但随着反应的进行，硝酸变稀，其还原产物将为NO，最终应得到NO2与NO的混合气体，可利用氧化还原反应过程中化合价升降总数相等的守恒规律求解有关Cu、HNO3和混合气体之间的量的关系。④钝化：常温时，冷的浓硝酸、浓硫酸可使铝、铁表面生成致密的氧化膜，阻止酸与金属的进一步反应，这种现象叫钝化。钝化其实也是硝酸强氧化性的表现，利用金属Al和Fe的这种性质，我们可以用Al或Fe制的容器来盛装浓硫酸或浓硝酸。⑤硝酸与铁反应时，产物符合以下规律⑥与还原性化合物反应：硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2＋等还原性物质。如稀硝酸与FeSO4溶液反应的离子方程式：3Fe2＋＋4H＋＋NO3===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O。(4)与有机物反应①硝化反应(与苯反应)：②显色反应：含有苯基的蛋白质遇到浓硝酸时变黄色。【易错提醒】(1)HNO3与金属反应一般不能产生H2。(2)还原产物一般为HNO3(浓)→NO2，HNO3(稀)→NO；很稀的硝酸还原产物也可能为N2O、N2或NH4NO3。(3)硝酸与金属反应时既表现氧化性又表现酸性。(4)涉及HNO3的离子反应常见的易错问题①忽视NO3在酸性条件下的强氧化性。在酸性条件下NO3不能与Fe2＋、I－、SO3、S2－等还原性较强的离子大量共存。②在书写离子方程式时，忽视HNO3的强氧化性，将氧化还原反应简单地写成复分解反应。3.硝酸的用途（1）在工业上可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等；（2）在有机化学中，浓硝酸与浓硫酸的混合液是重要的硝化试剂。4.硝酸工业制法的反应原理①NH3在催化剂作用下与O2反应生成NO：5.硝酸的保存①保存硝酸：棕色瓶(避光)、玻璃塞(橡胶塞易被氧化)、阴凉处(防热)。②存放的浓硝酸中，因分解产生的NO2溶于HNO3而使其呈黄色。与工业盐酸中因含Fe3＋而呈黄色易混。【特别提醒】(1)硝酸浓度不同，其还原产物不同，一般为HNO3(浓)→NO2，HNO3(稀)→NO，HNO3(极稀)→N2O或NH4。(2)“钝化”并非不反应。(3)浓硝酸能使紫色石蕊溶液先变红，后褪色。二、硝酸盐1.概念：硝酸盐，是硝酸HNO3与金属反应形成的盐类。由金属离子（或铵离子）和硝酸根离子组成。常见的硝酸盐有硝酸钠、硝酸钾、硝酸铵、硝酸钙、硝酸铅、硝酸铈等。2.物理性质：硝酸盐几乎全部易溶于水，只有硝酸脲微溶于水，碱式硝酸铋难溶于水，所以溶液中硝酸根不能被其他绝大多数阳离子沉淀。3.化学性质（1）不稳定性：固体的硝酸盐加热时能分解放出氧，其中最活泼的金属的硝酸盐仅放出一部分氧而变成亚硝酸盐，其余大部分金属的硝酸盐，分解为金属的氧化物、氧气和二氧化氮。a.按金属活动性顺序表，钾到钠的硝酸盐受热分解生成亚硝酸盐和氧气：b.按金属活动性顺序表，镁到铜的硝酸盐受