考点突破--典型的氧化性酸——硝酸

典型的氧化性酸——硝酸

1．物理性质

硝酸是无色、易挥发的液体，有刺激性气味，能与水以任意比例混溶。

2．化学性质

(1)不稳定性：

①反应：4HNO₃△2H₂O＋4NO₂↑＋O₂↑。

②市售浓硝酸呈黄色的原因是：硝酸分解生成的NO₂溶解在硝酸里。

③硝酸保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处，不能用橡胶塞。

(2)强氧化性：

不论浓、稀硝酸都有强氧化性，而且浓度越大氧化性越强。

①与金属反应。

稀硝酸与铜反应的化学方程式：

3Cu＋8HNO₃(稀)===3Cu(NO₃)₂＋2NO↑＋4H₂O。

浓硝酸与铜反应的化学方程式：

Cu＋4HNO₃(浓)===Cu(NO₃)₂＋2NO₂↑＋2H₂O。

②与非金属反应。

如浓硝酸与C反应的化学方程式：

C＋4HNO₃(浓)△,CO₂↑＋4NO₂↑＋2H₂O。

③与还原性化合物反应。

硝酸可氧化H₂S、SO₂、Na₂SO₃、HI、Fe^2＋等还原性物质。

如稀硝酸与FeSO₄溶液反应的离子方程式为：

3Fe^2＋＋4H^＋＋NO3(－)===3Fe^3＋＋NO↑＋2H₂O。

考察点1　浓、稀硝酸氧化性比较

1．由铜与硝酸反应的化学方程式知，浓硝酸被还原为NO₂，氮元素的化合价变化为＋5→＋4；稀硝酸被还原为NO，氮元素的化合价变化为＋5→＋2。一般情况下，硝酸的浓度越小，其还原产物的价态越低。

2．实验证明，硝酸浓度越大，得电子的能力越强，因而其氧化能力越强。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

3．硝酸在氧化还原反应中，其还原产物可能有多种价态的物质：＋4(N)O₂、HN＋3(O)₂、＋2(N)O、＋1(N)₂O、0(N)₂、－3(N)H₃等，这取决于硝酸的浓度和还原剂还原性的强弱。除前面的实例外，锌与硝酸可发生如下反应：

4Zn＋10HNO₃(稀)===4Zn(NO₃)₂＋N₂O↑＋5H₂O

4Zn＋10HNO₃(极稀)===4Zn(NO₃)₂＋NH₄NO₃＋3H₂O

4．硝酸与金属反应的规律：

(1)HNO₃与金属反应不能产生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。

考察点2　硝酸与金属反应的计算

1．思维流程

2．计算中守恒思想的应用

(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；一部分作为氧化剂，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HNO₃中氮原子的物质的量。

(2)得失电子守恒法：

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。

(3)电荷守恒法：

HNO₃过量时反应后溶液中(不考虑OH^－)则有：

c(NO3(－))＝c(H^＋)＋nc(M^n＋)(M^n＋代表金属离子)。

(4)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，且溶液中要符合电荷守恒。