第一章氮族元素教案(人教版).doc

第一章 氮族元素复习课
一、氮族元素
1、氮族元素的原子结构特征
相同点：最外层都是5个电子
不同点：电子层数不同
2、氮族元素在元素周期表中的位置：第VA族
3、氮族元素的性质

氮
磷
砷
锑
铋
核外电子排布

颜色
状态
无色气体
白磷：白色或黄色固体
红磷：红棕色固体
灰砷：灰色固体
银白色金属
银白色或微显红色金属
化合价
-3、+1、+2、+3、+4、+5
-3、+3、+5
-3、+3、+5
+3、+5、
+3、+5
熔沸点
熔沸点逐渐升高
熔沸点降低
密度
密度逐渐增大
原子半径
逐渐增大
最高价氧化物的水化物
HNO3
H3PO4
H3AsO4
—
—
酸性逐渐减弱
氢化物的稳定性
NH3
PH3
AsH3
SbH3
BiH3
全是分子晶体，稳定性逐渐减弱
元素的性质
非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强
二、氮气
1、分子结构
电子式： 结构式：N≡N
氮元素的非金属很强，但N≡N的键能很大，明显大于其他双原子分子，故氮分子的结构很稳定。
2、物理性质：氮气是一种无色的气体，密度比空气稍小。难溶于水，(1：0．02)。在自然界中，氮元素既有游离态，又有化合态。
3、化学性质
氮气分子中，N≡N的键能很大，结构稳定。因此通常条件下，氮气的化学性质很不活泼，很难和其它物质反应。但在高温或放电条件下，氮变得比较活泼，并能与H2、O2和一些金属反应：
⑴N2 + 3H2 2NH3 (工业合成氨)
⑵N2 + O2 2NO
“雷雨发庄稼”：
①N2 ＋ O22NO ②2NO ＋ O2 ＝ 2NO2 3NO2 ＋ H2O ＝ 2HNO3 ＋ NO
硝酸随雨淋洒到土壤中，并与土壤中的矿物质作用，生成能被植物吸收的硝酸盐。这样就使土壤从空气中得到氮，促进植物的生长。
⑶在高温下，氮气与镁，钙，锶，钡等金属反应，生成离子型氮化物
Mg2+ N 3-Mg2+ N 3-Mg2+
N2 + 3Mg Mg3N2 (离子化合物)
Mg3N2的电子式：
Mg3N2与水发生水解反应： Mg3N2 ＋ 6H2O＝3Mg(OH)2↓＋ 2NH3↑
Mg3N2 + 8HCI == 3MgCI2 + 2NH4Cl（与酸反应生成两种盐）
镁在空气中燃烧发生的反应：2Mg + O2 = 2MgO
3Mg + N2 = Mg3N2
Mg + CO2 = MgO + C
问题：24克镁在空气中燃烧与在纯氧中燃烧所得的质量相等吗？
4、用途：⑴合成氨，制氮肥、硝酸
⑵作保护气。如焊接金属时作保护气，灯泡中填充N2以防止钨丝氧化或挥发，低氧高氮保存粮食、水果、植物种子。
⑶液氮可作致冷剂
5、氮的固定：将空气中游离的氮转变成氮的化合物的方法称为氮的固定。
自然固氮：雷雨固氮(雷雨发庄稼)；生物固氮(根瘤菌固氮)。人工固氮：合成氨
三、氮的氧化物
+1        +2          +3           +4      +4       +5
 N2O       NO        N2O3       NO2 、N2O4      N2O5  氮的氧化物都有毒。
①N2O无色气体，俗称笑气，是一种中性氧化物，常被用作麻醉剂。硝酸铵加热分解可制备出N2O
NH4NO3 N2O + 2H2O (190℃ — 300℃)
②NO是一种无色气体，微溶于水，是一种中性氧化物。常温下与氧立即反应生成红棕色的NO2：2 NO + O2 ==== 2 NO2
实验室中制备NO的方法是用铜与稀硝酸反应：
3 Cu + 8 HNO3(稀) === 3 Cu(NO3)2 + 2 NO↑ + 4 H2O
③N2O3是不稳定的蓝色气体。N2O3是一个酸性氧化物，它是亚硝酸的酸酐。
N2O3 + H2O = 2HNO2
④NO2是一种红棕色有刺激性气味的有毒气体。
ⅰ、聚合反应：低温时易聚合成无色的N2O4：2 NO2 N2O4 (此反应常温即可进行，是可逆反应。平时收集的NO2实际上是NO2和N2O4的混合物。由于此可逆反应的发生，通常实验测得的NO2的式量大于它的实际值46，或在相同条件下降比相同物质的量的其它气体体积小。)
ⅱ、歧化反应：NO2可与碱生成硝酸盐和亚硝酸盐：
2 NO2 + 2 NaOH === NaNO3 + NaNO2 + H2O
ⅲ、强氧化性：NO2具有强氧化性，可以氧化SO2：
NO2 + SO2 = NO + SO3
能使湿润的淀粉KI试纸变蓝：2NO2 + 2KI = 2KNO2 + I2
ⅳ、NO2易溶于水：
3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
ⅴ、毒性：NO2有毒，是造成光化学烟雾的主要因素。
NO +NO2 +2NaOH ==2NaNO2 + H2O（工业制取硝酸尾气处理）
NO2的实验室制法：Cu +4HNO3(浓) ==Cu(NO3)2 +2NO2↑+ 2H2O
⑤N2O5是一种白色固体，易潮解，极不稳定，能爆炸性分解，分解为NO2和O2，是个强氧化剂，溶于水生成硝酸，它是酸性氧化物，是硝酸的酸酐。N2O5 + H2O = 2HNO3
专题：问题如何鉴别NO2与溴蒸气？
由于NO2和Br2均具有强氧化性，所以均能使淀粉－KI试纸变蓝；
2NO2 + 2KI = 2KNO2 + I2
Br2 + 2KI = 2KBr2 + I2
都可以与碱反应；
Br2 ＋2NaOH = BaBr ＋ NaBrO ＋ H2O
2NO2 ＋ 2NaOH = NaNO2 ＋ NaNO3 ＋ H2O
可以用以下方法鉴别NO2与溴蒸气：⑴AgNO3溶液：⑵水
四、磷、五氧化二磷
1、磷的物理性质
在自然界中，磷元素以化合态形式存在。它主要以磷酸盐的形式存在于矿石中。磷的单质有多种同素异形体，白磷和红磷是其中最常见的两种。
名称
白磷
红磷
分子结构
化学式为P4，正四面体结构
化学式为P，但结构复杂
颜色、状态
白色或黄色蜡状固体
暗红色粉末
毒性
剧毒
无毒
溶解性
不溶于水，易溶于CS2
不溶于水和CS2
着火点
40℃
240℃
保存方法
保存在水中
密封保存
相互转化
隔绝空气加热到260℃
加热到416℃升华后，冷凝

白磷 红磷
白磷剧毒，若皮肤接触了白磷，可在接触处涂CuSO4溶液，以防灼烧皮肤和防止中毒。
2、磷的化学性质
①与O2反应：白磷，红磷在空气中燃烧，都生成白色的P2O5。白磷的燃点很低，在空气中能自燃，所以少量白磷保存的水中，加水是隔绝空气。(溴加水保存是为了防止其挥发，加水的目的不同)
4P ＋ 5O2 2P2O5（白色固体）
②与Cl2反应
2P ＋ 3Cl22PCl3（无色液体）
2P ＋ 5Cl22PCl5（白色固体）(生成白色烟雾，烟是PCl5，雾是PCl3)
③与其它强的氧化剂反应
2P ＋ 5H2SO4(浓) 2H3PO4 ＋ 5SO2↑ ＋ 2H2O
P ＋ 5HNO3(浓)H3PO4↑＋5NO2↑＋H2O
3、磷的用途：白磷可用于制造H3PO4、烟幕弹和燃烧弹等；红磷可用于制H3PO4、农药、安全火柴等
4、P2O5：是白色粉末状固体，极易吸水(因此可作酸性气体的干燥剂)。P2O5是酸性氧化物，是磷酸和偏磷酸的酸酐，具有酸性氧化物通性
①和热水反应生成磷酸 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 (无毒)
②和冷水反应生成偏磷酸 P2O5 + H2O = 2HPO3 (剧毒)
③和碱性氧化物或碱反应生成磷酸盐
3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
6NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 +3H2O
五、磷酸、磷酸盐
磷酸
1、物理性质
纯净磷酸是无色透明的晶体，难挥发，具有吸湿性，能和水以任意比互溶。常用的浓磷酸是含83～98%H3PO4的无色黏稠液体。
2、化学性质
磷酸是三元中强酸，弱电解质，共价化合物；在溶液中分三步电离：
H3PO4 H+ + H2PO4- (主)
H2PO4- H+ + HPO42-
HPO42- H+ + PO43-
磷酸属非氧化性酸，具有酸的通性
（1）与碱反应
NaOH ＋ H3PO4＝NaH2PO4 ＋ H2O
2NaOH ＋ H3PO4＝Na2HPO4 ＋ 2H2O
3NaOH ＋ H3PO4＝Na3PO4 ＋ 3H2O
（2）与某些盐反应
NaBr ＋ H3PO4(浓) NaH2PO4 ＋ HBr↑
NaI ＋ H3PO4(浓) NaH2PO4 ＋ HI↑
反应类型：难挥发性酸制挥发性酸或高沸点酸制低沸点酸
3、工业制法
Ca3(PO4)2 ＋ 3H2SO4(浓)3CaSO4↓ ＋ 2H3PO4
4、磷酸盐
磷酸盐有：正盐（PO43－）、磷酸一氢盐（HPO42－）、磷酸二氢盐（H2PO4－）。三类盐之间的转化关系为
H+
OH-
H+
OH-
磷酸盐(PO43-) 磷酸一氢盐(HPO42-) 磷酸二氢盐(H2PO4-)
①溶解性规律
正盐和一氢盐：除钾、钠、铵等少数盐外，其余都难溶于水，但能溶于强酸。
磷酸二氢盐：都易溶于水。
②相互转化
往澄清石灰水中逐滴滴加H3PO4，边滴边振荡。
现象：开始有白色沉淀生成，而后逐渐溶解。
反应方程式：3Ca(OH)2 ＋ 2H3PO4＝Ca3(PO4)2↓ ＋ 6H2O
Ca3(PO4)2 ＋ H3PO4＝3CaHPO4
CaHPO4 ＋ H3PO4＝Ca(H2PO4)2
往磷酸溶液中逐滴滴加澄清石灰水，边滴加振荡。
现象：开始无现象，当澄清石灰水滴到一定量时，有白色沉淀生成。
反应方程式：Ca(OH)2 ＋ 2H3PO4＝Ca(H2PO4)2 ＋ 2H2O
Ca(H2PO4)2 ＋ Ca(OH)2＝2CaHPO4↓
2CaHPO4 ＋ Ca(OH)2＝Ca3(PO4)2↓ ＋ 2H2O
③离子共存的问题
（1）H2PO4－、HPO42－、PO43－与H＋不能大量共存
（2）H2PO4－、HPO42－与OH－不能大量共存
（3）H2PO4－与PO43－不能共存
　　 H2PO4－ ＋ PO43－＝2HPO42－
（4）H2PO4－与HPO42－；HPO42－与PO43－可共存
④磷肥的制取和使用
制磷肥的目的是把不溶性的磷酸盐，转化为可溶性的磷酸二氢盐，便于植物吸收。
普钙（即过磷酸钙）：Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 = Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
重钙：Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 = 3Ca(H2PO4)2
使用：磷肥不能与碱性物质混合使用，以免把可溶性的磷酸二氢盐转化为难溶的磷酸盐。
⑤PO43－的检验
若在待测液中滴加AgNO3溶液，有黄色沉淀生成，再滴入稀HNO3，黄色沉淀溶解，则可证明原溶液中含有PO43－。
六、氨
1、氨分子结构：
H
H
H
N
H
H
H
N
呈三角锥形，是含有极性键的极性分子，共价化合物，非电解质。键角：107°18＂

电子式和结构式
2、氨的物理性质
无色、有刺激性气味的气体，比空气轻（标准状况下的密度为0．771g/L），易液化（沸点 - 33．5℃）可作致冷剂，极易溶于水（1：700）。氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用。若不慎接触过多的氨，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。
3、化学性质：
（1）、氨跟水的反应
    NH 3 + H2ONH3·H 2O
①氨水弱碱性，能使酚酞溶液变红色。NH3 + H2ONH3·H 2O NH4 + + OH-
②氨水的不稳定性，受热就会分解而生成氨和水：NH3·H 2O = NH3↑ + H2O
③刺激性、腐蚀性，氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水。通常把氨水盛装在玻璃容器，橡皮袋，陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里
④氨水浓度的计算 以最初溶解的氨作为溶质
例如：1mol/L的氨水溶液是指1L溶液中，最初溶解的氨为1mol,在1L溶液中有
NH3·H2O + NH4+ + NH3 物质的量之和为 1mol
⑤氨水的密度比水小，且越浓越小
例：把浓度为2a%的氨水和水等体积混合后，溶液的浓度会小于a%..想一想：把氨水改为硫酸会怎么样？
⑥氨水与液氨区别：
液氨是纯净物，只有氨分子，所以液氨不导电，也不能电离出OH-。氨水是混合物，其中有H2O、NH3·H 2O、NH3、NH4+、OH-等，并且氨水的浓度越大，密度反而越小。注意：氨水中的溶质是NH3，而不是NH3·H2O
⑦喷泉实验计算：
标准状况下，在六个干燥的圆底烧瓶中分别充满：①纯净的NH３，②混有少量空气的NH３，③纯净的NO２，④混有少量NO的NO２，⑤NO２和O２［V（NO２）∶V（O）＝４∶１］，⑥NO和O２［V（NO）∶V（O２）＝４∶３］，⑦纯净的NO2，并不断通入O2至恰好完全反应，①到⑦分别和水进行喷泉实验，经充分反应后，所各溶液的物质的量浓度之比为（ ）
　解：设①、②两烧瓶中NH３的体积分别为ａＬ、ｂＬ，则所得溶液的浓度分别为：① ②

③、④设两个烧瓶中的NＯ２分别为cＬ、dＬ，则溶液的浓度分别为：
　③ ④
⑤、⑥设两个烧瓶中恰好完全反应的ＮＯ２和Ｏ２的总体积为ｍＬ、nＬ，则溶液浓度分别为：
　⑤ ⑥
⑦
　综上所述，溶液的物质的量浓度之比为：35∶35∶35∶35∶28∶20∶35
（2）、氨跟酸的反应
    NH3 + HCl = NH4Cl (白烟，检验氨气的一种方法)
  NH3 + HNO3 = NH4NO3
             2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 或  NH3 + H2SO4 = NH4HSO4
（3）、氨与氧化剂的反应
       4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O (工业制硝酸第一步，铂铑合金网)
4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O (氨在纯氧中燃烧)
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (氨少量)
8NH3 + 3Cl2 = N2 + 6NH4Cl
2NH3 + 3CuO N2 + 3Cu + 3H2O (氨气还原氧化铜)
（4）、氨与盐的反应
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
Fe3+ + 3NH3·H2O = Fe(OH)3↓+ 3NH4+
Ag+ + NH3·H2O = AgOH↓ + NH4+
AgOH + 2NH3·H2O = [Ag(NH3)2]OH + 2H2O (银氨溶液的配制)
4、氨的制法：
⑴氨的工业制法：合成氨
N2 + 3H2 2NH3
⑵氨的实验室制法：
(1)反应原理：固态铵盐(NH4Cl、(NH4)2SO4等)与消石灰混合共热
2NH4Cl + Ca(OH)2CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O
(2)发生装置：固 + 固 气 (与制O2相同)
(3)干燥：常用碱石灰(CaO和NaOH的混合物)作干燥剂。不能用浓H2SO4，P2O5等酸性干燥剂和CaCl2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应 CaCl2 + 8NH3 = CaCl2·8NH3
(4)收集：只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制得的氨气不纯(KMnO4制O2的棉花团，制C2H2的棉花团)
(5)验满：①湿润的红色石蕊试纸
②蘸有浓盐酸的玻璃棒
注意：
①制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易发生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯
②消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用
③NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥
④实验室制取氨气的另一种常用方法：将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热。
方程式： CaO + NH3·H2O = Ca(OH)2 + NH3↑
加烧碱的作用是增大溶液中的OH-浓度，促使NH3·H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制Cl2、HCl气体的装置相同
5、氨的用途：
氨是一种重要的化工产品。它是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱等的重要原料。在有机合成工业(如制合成纤维、塑料、染料、尿素等)中，氨也是一种常用的原料。氨还可以用作制冰机中的制冷剂。
七、铵盐
1、物理性质：铵盐是由铵离子(NH4+)和酸根离子组成的化合物。铵盐大都是白色晶体，都易溶于水
2、化学性质：
①受热分解：固态铵盐受热都易分解。
根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下三种情况：
a．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。如：
NH4Cl(固) NH3↑ + HCl↑
冷却时：NH3 + HCl = NH4Cl (试管上端又有白色固体附着)
(NH4)2CO3 2NH3↑ + H2O + CO2↑
冷却时： 2NH3↑ + H2O + CO2↑ = (NH4)2CO3
b．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中。如：
(NH4)2SO4 H2SO4 + 2NH3↑
NH4HSO4 H2SO4 + NH3↑
(NH4)3PO4 H3PO4 + 3NH3↑
c．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出。如：
NH4NO3 N2O + 2H2O (190℃ — 300℃)
2NH4NO3 = 2N2↑ + 4H2O + O2↑(爆炸)
所以NH4NO3属于易爆物物质
d.组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是易分解的酸，加热时则酸也分解
2NH4I 2NH3↑+ H2↑+ I2↑
(NH4)2S 2NH3 + H2↑ + S
②跟碱反应 —— 铵盐的通性
固态铵盐 + 强碱(NaOH、KOH)加热产生无色，有刺激性气味的气体。能使红色石蕊试纸变蓝。如：
(NH4)2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2NH3↑ + 2H2O
NH4NO3 + NaOH NaNO3 + NH3↑ + H2O
铵盐与碱反应的离子方程式表示：
a．若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用
NH4+ + OH- = NH3↑ + H2O
b．若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，为：
NH4+ + OH- = NH3· H2O
c．若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示
3、氮肥的存放和施用：铵盐可用作氮肥。由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效。
4、NH4+的检验： 将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH溶液，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐NH4+。或用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近管口，若有白烟生成，则证明待检物中含铵盐NH4+。
八、硝酸
1、物理性质
（1）纯硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体
（2）密度为1．5027g/cm3，沸点为83℃（易挥发），凝固点为－42℃，能与水以任意比互溶。
（3）98%以上的硝酸称为“发烟硝酸”，常用浓HNO3的质量分数约为69%
（4）硝酸具有强氧化性，对皮肤，衣物，纸张，橡胶等都有腐蚀作用。因此在使用硝酸(尤其是浓硝酸)时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤。
2、化学性质
⑴强酸性
HNO3具有酸的通性，能使指示剂变色(如稀HNO3可以使蓝色石蕊试纸变红，而浓HNO3可使蓝色石蕊试纸先变红后褪色)，能与金属、碱、碱性氧化物、某些盐反应。
⑵不稳定性
4HNO3 4NO2↑＋O2↑＋2H2O (光照也能使硝酸分解)
注：①浓HNO3一般呈黄色，是由于HNO3分解产生的NO2溶于硝酸的缘故。
　　②硝酸浓度越大越易分解。因此，浓HNO3应放入棕色瓶中（避光），并置于冷暗处保存（避免受热分解），试剂瓶用玻璃塞而不能用橡皮塞（HNO3会腐蚀橡皮塞）。
⑶氧化性：硝酸越浓，其氧化性越强。
①与金属反应：
　　Cu ＋ 4HNO3(浓) ＝ Cu(NO3)2 ＋ 2NO2↑ ＋ 2H2O （实验室制NO2）
　　3Cu ＋ 8HNO3(稀) ＝ 3Cu(NO3)2 ＋ 2NO↑ ＋ 4H2O （实验室制NO）
Fe ＋ 6HNO3(浓) Fe(NO3)3 ＋ 3NO2↑ ＋ 3H2O (Fe与浓HNO3不加热时钝化)
Fe ＋ 4HNO3(稀) ＝ Fe(NO3)3 ＋ NO2↑ ＋ 2H2O (HNO3过量)
3Fe ＋ 8HNO3(稀) ＝ 3Fe(NO3)2 ＋ 2NO↑ ＋ 4H2O (Fe过量 )
l 通常活泼金属与HNO3反应不生成H2，浓HNO3的还原产物为NO2，稀HNO3的还原产物为NO。活泼金属与极稀HNO3反应时，产物复杂，可为NO、N2O、NH4NO3等。
如：Zn +4HNO3（浓）== Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
3Zn + 8HNO3（稀）== 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
4Zn + 10HNO3（较稀）== 4Zn(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
4Zn +10HNO3（极稀）== 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
l 除Au、Pt等少数金属外，硝酸几乎可能氧化所有的金属。王水（浓HNO3和浓HCl按体积比1：3配制）具有更强的氧化性，能溶解Au、Pt。
l 常温下Fe、Al等金属在浓HNO3中发生“钝化”，使Fe，A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜。因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸。
②与非金属反应：非金属单质可被HNO3氧化为最高价氧化物或其含氧酸。
　　C ＋ 4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
　　S ＋ 6HNO3(浓)H2SO4＋6NO2↑＋2H2O
P ＋ 5HNO3(浓)H3PO4↑＋5NO2↑＋H2O
③与还原性化合物（如 H2S、HBr、HI、Fe2＋、SO2、Na2SO3等）反应
　　6HI ＋ 2HNO3(稀)＝3I2 ＋ 2NO↑ ＋ 4H2O
HI ＋ 6HNO3(浓)＝HIO3 ＋ 6NO2↑ ＋ 3H2O
注意：NO3-无氧化性，而当NO3-在酸性溶液中时，则具有强氧化性。如：在Fe(NO3)2溶液中加入HCl或H2SO4，引入了H+而使Fe2+被氧化为Fe3+；又如：向浓HNO3与足量的Cu反应后形成的Cu(NO3)2溶液中再加入HCl或H2SO4，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO3继续反应
④与有机物反应：HNO3可以与有机物发生硝化，酯化，颜色反应等。
3、硝酸的制法
（1）工业制法——氨的催化氧化法
主要原料：NH3、空气、水
生产原理：4NH3 ＋ 5O2 4NO ＋ 6H2O (Pt做催化剂)
　　　　　2NO ＋ O2 ＝ 2NO2
　　　　　3NO2 ＋ H2O ＝ 2HNO3 ＋ NO
尾气吸收：2NO2 ＋ 2NaOH ＝ NaNO3 ＋ NaNO2 ＋ H2O
　　　　　NO ＋ NO2 ＋ 2NaOH ＝2NaNO2 ＋ H2O
HNO3的浓缩：用Mg(NO3)2或浓H2SO4作吸水剂，蒸馏所得的HNO3可得发烟硝酸。
注：①由2NO ＋ O2＝2NO2、3NO2 ＋ H2O＝2HNO3 ＋ NO可得总反应：
　　　　4NO2 ＋ O2 ＋ 2H2O＝4HNO3 、4NO ＋ 3O2 ＋ 2H2O＝4HNO3
　　②工业制硝酸过程中，由于有循环氧化吸收作用，故理论上1 mol NH3可制得1 mol HNO3。
（2）实验室制法
反应原理：NaNO3 ＋ H2SO4(浓) NaHSO4 ＋ HNO3↑（难挥发性酸制挥发性酸）
反应装置：曲颈甑
注：①反应不能强热，因为HNO3受热易分解。
　　②因为HNO3有强氧化性，其蒸发时会腐蚀软木塞和橡皮塞，故装置须作玻璃制的曲颈甑。
4、硝酸的用途
硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等。
九、硝酸盐、亚硝酸盐
1、硝酸盐的性质
（1）硝酸盐均为易溶于水的离子化合物，多数硝酸盐为无色晶体。
（2）硝酸盐在高温时是强氧化剂，如S + 2KNO3 + 3C = K2S + 3CO2↑+ N2↑
（3）酸性条件下，硝酸盐有强氧化性。
（4）不稳定性，受热易分解，且均有O2产生。
受热分解规律：
K、Ca、Na、的硝酸盐，受热分解生成亚硝酸盐和氧气
Ca(NO3)2 Ca(NO2)2 + O2
Mg—Cu的硝酸盐，受热分解生成金属氧化物、NO2和O2。且NO2和O2的体积比为4:1
2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑
4Fe(NO3)3 2Fe2O3 + 12NO2↑ + 3O2↑
金属活动性在Cu之后的硝酸盐受热分解生成金属单质、NO2和O2
2AgNO3 2Ag + 2NO2 ↑+ O2↑
NH4(NO3)2的分解比较复杂：如：
5NH4NO3 = 2HNO3 + 4N2↑+ 9H2O
NH4NO3 = N2O↑+ 2H2O (190~300℃)
2NH4NO3 = 2N2↑+ O2↑+ 4H2O
2、NO3－的检验
　　取样品晶体或浓溶液，加铜片，浓H2SO4并加热，若瓶口或管口产生红棕色气体，则证明原样品中含NO3－。
　　KNO3 ＋ H2SO4(浓) KHSO4 ＋ HNO3↑
　　Cu ＋ 4HNO3＝Cu(NO3)2 ＋ 2NO2↑ ＋ 2H2O
3、亚硝酸盐
亚硝酸盐是一种潜在的致癌物质，过量或长期食用对人体会造成危害．若误食亚硝酸盐或食用含有过量的亚硝酸盐的食物，会出现嘴唇，指甲，皮肤发紫以及头晕，呕吐，腹泻等症状，严重时可致人死亡．所以，国家对食品中的亚硝酸盐的含量有严格的限制．亚硝酸盐常用于①用于印染，漂白等行业；②在某些食品如腊肉，香肠中用作防腐剂和增色剂；⑧用作混凝土的掺合剂等
NaNO2：是无色或浅黄色晶体，外观类似食盐，有咸味，易溶于水，有毒。具有氧化性又具有还原性。硝酸钠的存在：①长时间加热煮沸或反复加热沸腾的水中；②腐烂的蔬菜中；③腌制的食品如酸菜、肉制品中
十、氧化还原反应方程式的配平
(1)配平的原则：
①质量守恒(原子守恒)：反应前后各元素的原子个数相等．
②电子守恒(化合价升降守恒)：氧化剂化合价降低总数与还原剂化合价升高总数相等．
③电荷守恒：离子方程式两边阴、阳离子所带的正、负电荷的总数相等．
(2)配平的一般步骤：
①“标价态”．将反应前后价态发生了改变的元素的化合价标出．
②“找变价”．根据所标价态，找出发生化合价变化的元素．
③“定升降”．根据所标价态，列出变价元素的升高值和降低值．
④“求倍数”．用最小公倍数法使化合价升降的总数相等，以保证化合价守恒．
⑤“配系数”．先将氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物配平后，再配平价态未发生变化的物质(一般为酸、碱、水)，以保证质量守恒和电荷守恒．
⑥“查守恒”．
(3)配平的一般方法：在具体涉及到一个氧化还原反应方程式的配平时，究竟是先配反应物还是产物，或是先配氧化剂及其还原产物、再配还原剂及其氧化产物，则需根据不同的氧化还原反应方程式作具体分析．
化合价升降法：
例1：H2S ＋ HNO3 — S ＋ NO ＋ H2O
例2：HI ＋ HNO3 — I2 ＋ NO ＋ H2O
归纳：要照顾变价元素中带脚标的物质。
例3：Fe(NO3)2 ＋ HNO3 — Fe(NO3)3 ＋ NO ＋ H2O
归纳：对于有氧化性酸(浓HNO3、稀HNO3、浓H2SO4)参与的反应，若该酸既表现氧化性又表现酸性；配平时从等号后面开始配平。
例4：歧化反应：
Cl2 ＋ NaOH NaCl ＋ NaClO3 ＋ H2O
归纳：歧化反应从等号后面开始配平。
例5：归中反应：
H2S ＋ SO2 — S ＋ H2O
归纳：归中反应从等号前面开始配平。
零价配平法：
Fe(0)S(0)2 + O2一Fe2O3 + SO2
Fe(+2)S(-1)2 + O2一Fe2O3 + SO2
Fe(+2x)S(-x)2 + O2一Fe2O3 + SO2
平均价法：(表观化合价法)
N(+1)H4N(+1)O3 — N2 ＋ HNO ＋ H2O
CH3CH2OH ＋ K2Cr2O7 ＋ H2SO4 — CH3COOH ＋ K2SO4 ＋ Cr2(SO4)3 ＋ H2O
特殊反应：
Na2O2 ＋ CO2 — Na2CO3 ＋ O2
Na2O2 ＋ H2O — NaOH ＋ O2
O3 ＋ KI ＋ H2O — KOH ＋ O2 ＋ I2
NaClO2 ＋ HCl — ClO2 ＋ NaCl ＋ H2O
Na2Sx ＋ NaClO ＋ NaOH — Na2SO4 ＋ NaCl ＋ H2O
十一、NO、NO2、O2混合计算
原理：因为这一反应过程是一个多步反应过程，
      即：2NO + O2 ==2NO2           --（1）
          3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO ↑  --（2）
     由上述两式通过加合可以得到
          4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3  --（3）
     或： 4NO + 3O2+ 2H2O == 4HNO3  -- （4）
结论：⑴
1、当 NO2和O2的体积比大于4 ：1时，NO2过量，最后发生反应（2）得NO气体。
当 NO2和O2的体积比等于4 ：1时，怡好反应完，生成硝酸。
当 NO2和O2的体积比小于4 ：1时，O2过量。
2、当NO和O2的体积比大于4 ：3时，NO过量，余NO气体。
当NO和O2的体积比等到于4 ：3时，怡好反应完，生成硝酸。
当NO和O2的体积比小于4 ：3时，O2过量，余O2
3、如果是NO、NO2、O2三种气体混和计算时可以分开计算，也可以将NO2转变NO后再计算。
4、当NO、NO2、混合气体通入过量氢氧化钠溶液时，首先发生NO+NO2+2NaOH==2NaNO2+H2O 然后发生2NO2+2NaOH==NaNO3+NaNO2+H2O
当VNO>VNO2时，反应后余NO,剩余体积为VNO-VNO2
当VNO≤VNO2时，最后无气体剩余
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