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第三节 硝 酸
[教学内容]
1。硝酸的物理性质（易挥发）
2。硝酸的化学性质（酸的通性、不稳定性、强氧化性）
3。有关硝酸的计算（原子守恒、化合价升降总数相等）
[教学重点]
1． 硝酸的特性
[教学难点]
1． 硝酸的强氧化性
2． 有关硝酸计算的技巧
[教学过程]
［引言］硝酸是我们中学常见的三大强酸之一，那么它具有酸的通性应在情理之中，除此以外，硝酸会不会也像硫酸一样也有自身的某些特性呢？通过今天的学习，我们就会对硝酸有一个更全面的认识。
［板书］ 第三节 硝 酸
一、硝酸的物理性质
［师］学生阅读教材
［实物展示］用无色试剂瓶盛装的浓HNO3
［生］观察，注意到其略带黄色。
［师］硝酸本来是无色的，为什么会略带黄色。（可从实验室中装浓硝酸用的是棕色瓶，得出小浓硝酸易分解）原来，这是因为硝酸分解产生了红棕色的NO2，NO2少量的溶解在浓硝酸中而使其略显黄色。
[板书]1．硝酸的物理性质
（1）纯硝酸是无色，易挥发，有刺激性气味的液体；
（2）浓度大于98%的硝酸会在空气产生大量的白雾，故称为发烟硝酸。常有浓硝酸为65%
（密度为1.4g/mL 物质的量为14mol/L）
［板书］二、硝酸的化学性质
1. 酸的通性 （强酸）
［师］硝酸作为一种常见的强酸，具有酸的通性，那么具体地表现在哪些方面呢？
［生］填表格
推测可能现象 有关反应的化学方程式
硝酸跟氧化钙反应
硝酸跟碳酸钙反应
硝酸跟氢氧化铝、氢氧化钠反应
硝酸跟金属铝、铁、铜反应
硝酸溶液中滴入酚酞试剂
[学生分析时可能出现的情况]估计绝大部分学生对前三个问题都能得出正确结论，对于后两个问题，可能会出现多种不同的结论。这正是后面进一步探究硝酸的氧化性创设了问题情景。
注：硝酸与金属反应时，无氢气产生。
［板书］2. 硝酸的不稳定性
4HNO3========4NO2↑+O2↑+2H2O
浓硝酸略显黄色（NO2溶于其中）
保存：棕色瓶中、冷暗处
例1，下列试剂① 浓氨水 ② 氯水 ③ 硝酸银 ④ 浓硝酸 ⑤ 浓盐酸 ⑥ 溴化银，其中必须 用棕色瓶装的是 （ B ）
A．全部 B．②③④⑥ C．②③⑤⑥ D．①③④⑥
［师］市售的浓盐酸中含有Fe3+而显黄色。
［过渡］我们知道一般的酸在与金属反应的时候都将生成氢气，而刚才我提醒过大家，硝酸无论是浓的还是稀的，它们与金属反应生成的气体主要的都不是氢气，这就是由于硝酸的第二个特性——强氧化性的缘故。
［板书］3. 硝酸的强氧化性
［演示实验1—7］常温下，浓硝酸、稀硝酸与铜片的反应。
［生］观察并记录现象：浓HNO3和Cu反应剧烈，生成红棕色气体，溶液变蓝色；稀HNO3和Cu反应缓慢，生成无色气体，橡皮塞打开后，试管口处变为红棕色，溶液变蓝色。
是否有气泡产生？ 逸出气泡的快、慢 气体的颜色 溶液颜色的变化
浓硝酸 有 快 红棕色 溶液变为蓝色
稀硝酸 有 慢 无色遇空气变红色 溶液变为蓝色
引导学生进行分析，写出有关反应的化学方程式。
［板书］①与金属的反应
Cu+4HNO3（浓）====Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3（稀）====3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
用双线桥法分析两个反应：
[说明] a硝酸既表现了强氧化性，又表现了酸性。（类比浓H2SO4与Cu的反应）
b氧化性：浓HNO3 〉稀HNO3（从反应的剧烈程度得出，与得失的电子数目无关）
［板书］还原性物质与HNO3反应的规律：①浓,稀HNO3都有强氧化性，能氧化除Au、Pt以外的几乎所有的金属，且反应时不生成氢气。②通常情况下，浓HNO3的还原产物是NO2，稀HNO3的还原产物是NO。（提示：也有可能是其他还原产物如：N2 N2O3 NH3等）
引申：a.硝酸与其他金属的反应(注：与变价金属反应，一般生成高价态金属离子)
Ag + 2 HNO3 ( 浓) ＝ AgNO 3 ＋ NO2 ↑ ＋ H2O
3Ag + 4 HNO3 ( 稀) ＝ 3AgNO 3 ＋ NO ↑ ＋ 2H2O
注：常温下浓HNO3使Fe、Al发生钝化。加热条件下，能继续反应。
练习：书写浓HNO3与Fe、Al加热时的反应方程式：
b.过量的金属与浓硝酸反应（硝酸由浓变稀）或过量的浓硝酸与金属反应
练习1：分别书写过量的铜、锌与浓硝酸反应的方程式
练习2：分别书写过量的浓硝酸与铝、汞反应的化学方程式
区别：书写足量的铜、锌与浓硫酸反应的化学方程式
c.硝酸与金属的反应计算：原子守恒法，电子守恒法
原子守恒法：硝酸与金属的反应时，一部分以NO3—— 存在，一部分转化成还原产物，这两部分N 原子的物质的量与消耗的HNO3 的物质的量相等。
电子守恒法：硝酸与金属的反应是氧化还原反应，N 原子得到的电子数等于金属原子失去的电子数。
例1：把3.84克铜投入到有一定量硝酸的试管中，当在标准状况下收集到1.68L气体时，金属铜刚好全部消耗完，求反应中消耗的酸的物质的量。 0.195moL
例2：在标准状况下，将1.92g铜和一定量的浓硝酸反应，随着铜的不断溶解，反应后气体的颜色逐渐变浅，当铜全部溶解后，共收集到1.12LNO和NO2组成的混合气体，据此可知生成NO的体积为112mL 消耗硝酸的物质的量是0.11mol
补充： Fe与浓硝酸反应时产物的分析：
发生的反应：第一步： Fe＋6HNO3(浓)=Fe(NO3)3＋3H2O＋3NO2↑
第二步：Fe + 4HNO3 ( 稀) ＝Fe（NO 3）3＋ NO ↑＋ 2H2O
第三步：Fe + 2Fe3+ ＝ 3Fe2+
①Fe不足：溶液中溶质为Fe（NO 3）3和HNO3
②Fe适量：溶液中溶质为Fe（NO 3）3
③Fe过量不太多：溶液中溶质Fe（NO 3）3和Fe（NO 3）2
④Fe过量多：溶液中溶质Fe（NO 3）2
②.硝酸和非金属的反应
C+4HNO3(浓) CO2↑+4NO2↑+2H2O
S+6HNO3(浓) H2SO4+6NO2↑+3H2O
③.硝酸和某些还原性离子的反应
注：NO3—在酸性环境中有强氧化性，能氧化 I- S2- SO32- Fe2+等离子。
练习：1.巳知某溶液中存在较多的H＋、SO42—、NO3—，则该溶液中还可能大量存在的离子组是 （D）
　A．Al3+、CH3C00—、Cl— B．Mg2+、Ba2+、Br—
　C．Mg2+、Cl—、I— D．Na+、NH4+、Cl—
2．在pH = 1的溶液中，因发生氧化还原反应而不能大量共存的离子组是： （C D）
　A．Ag+、Ca2+、Cl-、HCO3-　 　 B．Mg2+、K+ 、NO3-、Cl-、
　C．SO32-、NO3—、Na+、Mg2+　　 D．K+ 、Na+、S2 - 、SO32-
3。在某100mL混合酸中，HNO3物质的量浓度为0.4mol·L-1，H2SO4物质的量浓 度0.2mol·L-1，向其中加入1.92g铜粉、微热，待充分反应后，溶液中Cu2+物质的量浓度约为( )
A.0.15mol·L-1 B.0.3mol·L-1 C.0.225mol·L-1 D .无法计算
王水: 浓HNO3与浓盐酸按体积比1;3 混合 ，
三．硝酸的制法
1．硝酸的实验室制法
实验室可用硝酸钠跟浓硫酸反应制取硝酸：
NaNO3+H2SO4(浓) NaHSO4+HNO3↑
注意，一般情况下，该反应不需高温，温度较高时，硝酸易分解。
2．工业制法------氨氧化法制硝酸：
4NH3+5O2 4NO+6H2O（属于放热反应）
2NO+O2 = 2NO2（属于放热反应）
3NO2+H2O=2HNO3+NO（属于放热反应）
生产步骤和产要设备：
氧化炉：氨氧化成一氧化氮；
吸收塔：一氧化氮转化成二氧化氮，用水吸收二氧化氮生成硝酸。
蒸馏浓缩：用浓硫酸或硝酸镁作吸水剂进行蒸馏浓缩可得到更浓的硝酸。这种方法可制得96%以上的硝酸溶液。
[小结]：
[作业布置]：
[教学反思]：
附：板书设计
第三节 硝 酸
一、硝酸的物理性质
纯硝酸是无色，易挥发，有刺激性气味的液体；
二、硝酸的化学性质
1. 酸的通性 （强酸）注：硝酸与金属反应时，无氢气产生。
2. 硝酸的不稳定性
4HNO3========4NO2↑+O2↑+2H2O 浓硝酸略显黄色（NO2溶于其中）保存：棕色瓶中、冷暗处
市售的浓盐酸中含有Fe3+而显黄色。
3. 硝酸的强氧化性
①与金属的反应
Cu+4HNO3（浓）====Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3（稀）====3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
[说明] a硝酸既表现了强氧化性，又表现了酸性。（类比浓H2SO4与Cu的反应）
b氧化性：浓HNO3 〉稀HNO3（从反应的剧烈程度得出，与得失的电子数目无关）
还原性物质与HNO3反应的规律：
①浓,稀HNO3都有强氧化性，能氧化除Au、Pt以外的几乎所有的金属，且反应时不生成氢气。②通常情况下，浓HNO3的还原产物是NO2，稀HNO3的还原产物是NO。（提示：也有可能是其他还原产物如：N2 N2O3 NH3等）
引申：a.硝酸与其他金属的反应(注：与变价金属反应，一般生成高价态金属离子)
Ag + 2 HNO3 ( 浓) ＝ AgNO 3 ＋ NO2 ↑ ＋ H2O
3Ag + 4 HNO3 ( 稀) ＝ 3AgNO 3 ＋ NO ↑ ＋ 2H2O
注：常温下浓H2SO4使Fe、Al发生钝化。加热条件下，能继续反应。
练习：书写浓HNO3与Fe、Al加热时的反应方程式：
b.过量的金属与浓硝酸反应（硝酸由浓变稀）或过量的浓硝酸与金属反应
练习1：分别书写过量的铜、锌与浓硝酸反应的方程式
练习2：分别书写过量的浓硝酸与铝、汞反应的化学方程式
区别：书写足量的铜、锌与浓硫酸反应的化学方程式
c.硝酸与金属的反应计算：原子守恒法，电子守恒法
原子守恒法：硝酸与金属的反应时，一部分以NO3—— 存在，一部分转化成还原产物，这两部分N 原子的物质的量与消耗的HNO3 的物质的量相等。
电子守恒法：硝酸与金属的反应是氧化还原反应，N 原子得到的电子数等于金属原子失去的电子数。
补充： Fe与浓硝酸反应时产物的分析：
发生的反应：第一步： Fe＋6HNO3(浓)=Fe(NO3)3＋3H2O＋3NO2↑
第二步：Fe + 4HNO3 ( 稀) ＝Fe（NO 3）3＋ NO ↑＋ 2H2O
第三步：Fe + 2Fe3+ ＝ 3Fe2+
①Fe不足：溶液中溶质为Fe（NO 3）3和HNO3
②Fe适量：溶液中溶质为Fe（NO 3）3
③Fe过量不太多：溶液中溶质Fe（NO 3）3和Fe（NO 3）2
④Fe过量多：溶液中溶质Fe（NO 3）2
②.硝酸和非金属的反应
C+4HNO3(浓) CO2↑+4NO2↑+2H2O
S+6HNO3(浓) H2SO4+6NO2↑+3H2O
③.硝酸和某些还原性离子的反应
注：NO3—在酸性环境中有强氧化性，能氧化 I- S2- SO32- Fe2+等离子。
王水: 浓HNO3与浓盐酸按体积比1;3 混合 ，
三．硝酸的制法
1．硝酸的实验室制法
NaNO3+H2SO4(浓) NaHSO4+HNO3↑
注意，一般情况下，该反应不需高温，温度较高时，硝酸易分解。
2．工业制法------氨氧化法制硝酸：
4NH3+5O2 4NO+6H2O（属于放热反应）
2NO+O2 = 2NO2（属于放热反应）
3NO2+H2O=2HNO3+NO（属于放热反应）
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或光照
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