第5章 第2节 第3课时 硝酸 酸雨及防治（课件+练习）-新教材高中化学必修第二册【优化指导】人教版

第3课时　硝酸　酸雨及防治 学习目标 1．了解硝酸的主要性质和工业生产原理，认识其在生产中的应用。 2．了解酸雨的形成原因、主要危害 及其防治措施，并体会化学对环境保护的作用。 知识点一　硝酸的性质与应用(★★★) 1．物理性质 纯净的硝酸是__无__色、__易__挥发、有__刺激性__气味的液体，熔沸点较低，质量分数为95%以上的浓硝酸在空气中挥发出硝酸蒸汽会产生“__发烟__”现象，通常又称为__发烟硝酸__。 2．化学性质 (1)酸性：属于强酸，具有酸的通性，能和碱、碱性氧化物、某些盐发生复分解反应，但与金属反应不能生成氢气。 (2)不稳定性：受热或见光易分解，其化学方程式为：　4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O　。 (3)强氧化性： ①与金属反应 能与除__金、铂、钛__以外的大多数金属反应，通常浓硝酸的还原产物是NO2，稀硝酸的还原产物是__NO__。 a．Cu与浓HNO3反应的化学方程式为： 　Cu＋4HNO3(浓)== Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O　。 Cu与稀HNO3反应的化学方程式为： 　3Cu＋8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O　。 b．与Fe、Al反应 常温下浓硝酸可使铁、铝表面形成致密的氧化膜而__钝化__，保护内部金属不再与酸反应，所以可以用__铁__容器或__铝__容器盛放浓硝酸。 ②与非金属反应 浓硝酸在加热条件下，还能与碳等非金属单质发生氧化还原反应，如碳与浓硝酸反应的化学方程式为 　C＋4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O　。 3．工业制备原理 其反应的化学方程式为： ①　N2＋3H22NH3　 ②　4NH3＋5O24NO＋6H2O　 ③　2NO＋O2==2NO2　 ④　3NO2＋H2O==2HNO3＋NO　 4．主要应用 硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造化肥、农药、炸药、染料和硝酸盐等；在实验室里是一种重要的化学试剂。 1．为什么实验室放置较久的浓硝酸呈黄色？实验室里如何保存硝酸？ 提示　实验室放置较久的浓硝酸呈黄色是由于浓HNO3分解产生NO2，又溶解到了浓硝酸中；为防止硝酸分解一般保存在棕色细口试剂瓶里，并放置于阴凉处。 2．为什么金属和硝酸反应无氢气生成？ 提示　由于硝酸中NO的氧化能力大于H＋，所以金属和硝酸反应无H2生成。 3．硝酸与铜和C反应时分别表现出什么性质？ 提示　强氧化性和酸性，强氧化性。 4．钝化能否理解成没发生反应？在加热条件下浓硝酸还能使铁、铝发生钝化吗？ 提示　钝化是浓硝酸把铁和铝表面氧化成致密的氧化膜，属于化学反应；在加热条件下浓硝酸不能使铁和铝钝化，而发生反应生成硝酸盐和氮的氧化物。 5．把浓HNO3滴到紫色石蕊试纸上有什么现象？ 提示　先变红后褪色。先变红是因为硝酸具有酸性，后褪色是因为浓硝酸有强氧化性，将石蕊氧化而使红色褪去。 硝酸的强氧化性表现在＋5价氮元素上，反应中N原子得到电子转化为较低价态。具体表现为： 1．硝酸与金属反应 ⑴硝酸能够与除Pt、Au、Ti以外的几乎所有的金属发生反应，硝酸与金属反应不生成H2，浓硝酸一般生成NO2，稀硝酸生成NO，硝酸越稀还原产物的价态越低，硝酸既表现强氧化性，又表现酸性，参加反应的硝酸部分被还原，还有一部分仍以NO形式存在。 (2)浓硝酸与金属如Cu反应时，若金属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。 (3)稀硝酸与铁反应： 反应物的量 HNO3过量 Fe过量 恰好反应 产物 Fe(NO3)3 Fe(NO3)2 Fe(NO3)3或Fe(NO3)2或二者的混合物 2．浓硝酸与非金属反应 浓硝酸在加热条件下能与C、S、P等非金属单质反应，非金属单质被氧化成最高价酸性氧化物或生成最高价态的含氧酸。如S＋6HNO3(浓)H2SO4＋6NO2↑＋2H2O。 3．硝酸与具有还原性的化合物反应 硝酸可氧化具有还原性的化合物，如I－、Br－、SO2、Fe2＋、S2－、SO等。 4．硝酸越浓，反应温度越高，氧化性越强，稀硝酸只能使紫色石蕊试液变红，浓硝酸能使紫色石蕊试液先变红，后褪色。 5．中性和碱性溶液中NO无氧化性，当溶液中有大量H＋存在时，NO就表现出强氧化性，如有H＋、NO存在的溶液中就不能存在I－、Br－、Fe2＋、S2－、SO等还原性离子。 1．关于硝酸的说法中正确的是(　　) A．硝酸电离出的H＋，能被Zn还原成H2 B．常温下，向浓HNO3中投入Fe片，会产生大量的红棕色气体 C．向装有Fe(NO3)2溶液的试管中加入稀H2SO4，可在管口观察到红棕色气体 D．过量的Fe粉中加入稀HNO3，充分反应后，滴入KSCN溶液，溶液呈红色 C　[A不正确，硝酸具