第三节硝酸教学目的：1、掌握硝酸的制备。2、牢固掌握硝酸的重要性质。3、能熟练进行有关硝酸生成的计算，通过习题教学，培养学生思维的敏捷性、多向性和严密性。教学重点：1、硝酸的不稳定性和强氧化性。2、有关硝酸生成的计算。教学难点：考题中发现硝酸的存在，并用强氧化性解题。教学过程：1：HNO3中N处于最高的+5价态，但N元素是较强的非金属元素，有明显的得电子倾向，上述存在的矛盾使得HNO3里的+5价的N力求降低价态，这是HNO3具有氧化性的原因。所以，浓硝酸见光分解的不稳定性，实质上是+5价N的强氧化性。2：HNO3浓度越大，氧化性越强，在反应中N的化合价不必降得较低，就能将还原剂氧化；HNO3浓度越小，氧化性越弱，在反应中N的化合价需要降得更低，才能将还原剂氧化。一，硝酸的物理性质色味态密度熔沸点挥发性浓硝酸发烟硝酸二，硝酸的化学性质1，酸的通性酸通性中的氧化性：（1）石蕊试液：红褪色（2）+金属：无H2产生（3）+低价碱性氧化物产生高价盐（4）+低价碱（5）+盐：若产生新酸或新盐有还原性，则会继续发生氧化还原反应2：不稳定性硝酸见光或受热分解的化学方程式。不稳定性：4HNO3===4NO2+O2+2H2O硝酸溶液通常呈现黄色是由于其分解产物NO2溶入其中所致，可以通过向其中通入空气（或氧气）除去，发生的反应方程式：4NO2+O2+2H2O===4HNO3［小结］①久置的硝酸常呈黄色，是由于分解生成的NO2溶于硝酸的缘故。②实验室制HNO3时，不强热而用微热，是尽可能减少硝酸分解。易挥发性只用蓝色石蕊试纸鉴别三瓶失去标签的液体：浓HCl、浓H2SO4、浓HNO3。［演示］各取少量试液分放于三支试管，分别用玻璃棒蘸取试液滴到湿润的蓝色石蕊试纸上（湿润的试纸先放在点滴板上），再加热。［小结］①浓硝酸：变红色→红色褪去（具有酸性、氧化性）②浓硫酸：变红色→变黑色（具有酸性、脱水性）③浓盐酸：变红色→红色不变（具有酸性）强酸性用心爱心专心1写出硝酸与下对物质反应的离子方程式：①NH3•H2O②Ba(OH)2③CuO④Na2CO3⑤Ca(HCO3)2［讲解］硝酸的强酸性，可从理论上加以说明，硝酸是强电解质，在水溶液中几乎完全电离成H十和NO3一。［讨论］只用铜丝鉴别三瓶失去标签的液体：浓HCl、浓H2SO4、浓HNO3。［演示］各取少量试液分放于三支试管，分别插入铜丝。［小结］浓硝酸：立即反应，产生红棕色气体，溶液变蓝色（具有强氧化性）浓硫酸：无现象，加热后产生刺激性气体，溶液变蓝色（具有强氧化性）浓盐酸：无现象，加热后仍无现象（非氧化性酸）2：强氧化性（不论稀、浓）本质：HNO3中的+5价N元素具有很强的得电子能力。完成下列化学方程式：①Cu＋HNO3(浓)——②Cu＋HNO3(稀)——③Mg＋HNO3（极稀）——N2O或NH4NO3④Fe＋HNO3(稀，过量)——⑤Fe(过量)＋HNO3(稀)——⑥C＋HNO3(浓)——⑦FeO＋HNO3(稀)——⑧Na2SO3＋HNO3(稀)——⑨H2S＋HNO3(稀)——强氧化性：能与绝大多数金属（除Pt、Au）或非金属（S、C、P），及很多还原性化学物如（SO2、SO32-、H2S、S2-、Fe2+、HI、I-），其氧化性随浓度的增大而增强，浓硝酸的强氧化性可以使石蕊试液、试纸退色。规律：①HNO3(浓)NO2HNO3(稀)NO②硝酸越浓，其氧化性就越强。③还原剂一般被氧化成最高价态。①实验室制取硝酸的装置中不能用橡皮接头和橡皮塞，而用特制的曲颈甑。这是因为橡胶中含有不饱和的双键，具有还原性，被硝酸氧化而腐蚀。②常温下，浓硝酸对铁、铝等金属有钝化作用。故用铁槽车运输浓硝酸。③除Pt、Au等少量金属外，其余金属几乎都能与硝酸反应，其反应的一般规律如下：不产生氢气，浓硝酸主要被还原成NO2，稀硝酸主要被还原成NO。中学化学有关HNO3氧化性表现的认识，包括以下范围：浓HNO3NO2①Cu++H2O+NO3-盐（Zn—Ag）稀HNO3NO等（1）与金属反应②Fe、Al+冷、浓HNO3发生“钝化”；热与①同③Pt、Au溶于“王水”（HNO3：HCl=1：3）（2）与非金属反应：如C+HNO3（浓）====↑+↑+S+6HNO3===H2SO4+2H2O+4NO2P+5HNO3===H3PO4+H2O+5NO2（3）与还原性化合物反应（如：SO2、H2S、HBr、HI、Fe2+等）氧化H2S-——S或H2SO4SO2——H2SO4SO32-——SO42-Fe2+——Fe3+I---——I2写出浓硝酸与氧化亚铁的化学反应方程式，...
