5.2.3 硝酸 酸雨及防治-【正禾一本通】2023-2024学年新教材高一化学必修2同步课堂高效讲义教师用书（人教版2019）

课时(三)　硝酸　酸雨及防治 【课程标准解读】　1.结合真实情境并通过实验探究，了解硝酸的主要性质，认识硝酸在工业和农业生产中的重要意义。2.结合真实情境，认识硫、氮的化合物对生态环境的影响，了解酸雨及防治。3.了解硝酸的工业制法。 　高效导学第一步　预习新知，落实必备知识 【教材基点梳理】 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 一、硝酸 1．物理性质 颜色 状态 气味 特性 无色 液态 刺激性 易挥发 2.化学性质 (1)不稳定性 ①浓硝酸见光或受热易分解，化学方程式为4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。 ②保存：一般将浓硝酸保存在棕色试剂瓶中，并放置在阴凉处。 (2)强氧化性 ①与金属铜反应 实验 物质 稀硝酸 浓硝酸 实验 装置 实验 现象 试管内开始产生少量无色气体，反应逐渐加快，气体在试管口变为红棕色，溶液逐渐变蓝，铜丝逐渐变细 试管内产生大量红棕色气体，溶液逐渐变蓝，铜丝逐渐变细 化学 方程式 8HNO3(稀)＋3Cu===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 4HNO3(浓)＋Cu===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O ②与Fe、Al反应 常温下，浓硝酸可使铁、铝表面形成一层致密的氧化物薄膜，即使Fe、Al钝化，所以可以用铁或铝制容器来盛装浓硝酸。当加热时，Fe、Al会与浓硝酸发生反应。 3．工业制硝酸 将氨经过一系列反应得到硝酸，如图所示。 写出每步反应的化学方程式： (1)N2＋3H22NH3； (2)4NH3＋5O24NO＋6H2O； (3)2NO＋O2===2NO2； (4)3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。 二、酸雨及防治 1．SO2与NOx的主要来源 (1)SO2主要来自煤、石油的燃烧和含硫金属矿物的冶炼。 (2)NOx主要来自机动车尾气(高温条件下空气中氮气和氧气反应生成氮氧化物)。 2．酸雨 (1)概念：pH<5.6的雨水。 (2)成因：主要是大气中的SO2和NOx以及它们在大气中发生反应后的生成物溶于雨水形成的。 (3)危害 ①直接损伤农作物，破坏森林和草原，使土壤、湖泊酸化。 ②加速建筑物、桥梁、工业设备、运输工具和电缆的腐蚀。 (4)防治 工业废气排放到大气中之前，必须进行适当处理，防止有害物质污染大气，并充分利用原料 【基础正误辨析】 1．只要雨水的pH<7，雨水属于酸雨(×) 2．CO2的大量排放，导致酸雨的形成(×) 3．常温下，浓HNO3和浓H2SO4与Fe、Al不反应(×) 4．浓硝酸与足量Zn反应，生成的气体中可能有NO2、NO、H2等(×) 5．在铜与硝酸的反应中硝酸只表现氧化性(×) 　高效导学第二步　课堂探究，培优关键能力 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 突破点一 | 硝酸的强氧化性 【要点培优】 1．规律 (1)硝酸的浓度越大，反应温度越高，其氧化性越强。 (2)硝酸作氧化剂的反应中，还原剂一般被氧化成最高价态。 2．表现 (1)硝酸与金属的反应 ①除Au、Pt等少数金属外，硝酸几乎可以氧化所有的金属，如3Ag＋4HNO3(稀)===3AgNO3＋NO↑＋2H2O。 ②活泼金属与硝酸反应不生成H2，硝酸的浓度不同，还原产物不同，可能是NO2、N2O、NO、N2、NH等。 ③常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化；加热时可以与Fe、Al发生反应。 (2)硝酸与非金属的反应 ①反应规律：非金属单质＋浓硝酸―→最高价氧化物或其含氧酸＋NO2↑＋H2O； ②实例：C＋4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O。 (3)硝酸与还原性化合物的反应 HI、HBr、SO2、Fe2＋、FeO、Br－、I－、S2－、SO等还原性化合物或离子均能被HNO3氧化。 3．应用——硝酸与金属反应的相关计算 (1)原子守恒法 即：n(HNO3)消耗＝x·n[M(NO3)x]＋n(NO2)＋n(NO)。 (2)电子守恒法 HNO3中氮原子得到的电子的物质的量等于金属失去的电子的物质的量，即金属失电子的物质的量＝n(NO2)＋3n(NO)。 (3)电荷守恒法 HNO3过量时，反应后溶液中(不考虑OH－)有：c(NO)＝c(H＋)＋nc(Mn＋)(Mn＋代表金属离子)。 (4)离子方程式法 金属与H2SO4、HNO3的混合酸反应时，由于硝酸盐中NO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、H＋或NO进行相关计算，且溶液中要符合电荷守恒。 [点拨]浓硝酸呈现黄色，是浓硝酸分解生成的NO2溶于浓硝酸造成的。 【应用培优】 1．下列有关实验操作、现象和解释或结论都正确的是(　　) 选项 实验操作 实验现象 实验解释或结论 A 过量的铁粉中加入稀硝酸，充分反应