硝酸的分子结构:

化学式(分子式)：HNO3，结构式：HO—NO2。 HNO3是由极性键形成的极性分子，故易溶于水，分子问以范德华力结合，固态时为分子晶体。

硝酸的物理性质和化学性质:

(1)物理性质：纯硝酸是无色油状液体, 开盖时有烟雾，挥发性酸[沸点低→易挥发→酸雾]
熔点：-42℃，沸点：83℃。密度：1.5 g/cm³，与水任意比互溶，98%的硝酸为发烟硝酸，69%以上的硝酸为浓硝酸。
(2)化学性质：
①具有酸的一些通性：例如：
(实验室制CO₂气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替)
②不稳定性：HNO₃见光或受热发生分解，HNO3越浓，越易分解．硝酸分解放出的NO₂溶于其中而使硝酸呈黄色。有关反应的化学方程式为：
③强氧化性：不论是稀HNO₃还是浓HNO₃，都具有极强的氧化性，HNO3浓度越大，氧化性越强。其氧化性表现在以下几方面
A. 几乎能与所有金属(除Hg、Au外)反应。当HNO₃与金属反应时，HNO₃被还原的程度(即氮元素化合价降低的程度)取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱。对于同一金属单质而言，HNO₃的浓度越小，HNO₃被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多。一般反应规律为：
    金属 + HNO₃(浓) → 硝酸盐 + NO₂↑ + H₂O
    金属 + HNO₃(稀) → 硝酸盐 + NO↑ + H₂O
    较活泼的金属(如Mg、Zn等) + HNO₃(极稀) → 硝酸盐 + H₂O + N₂O↑(或NH₃等)
金属与硝酸反应的重要实例为：
①
该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色(无色的NO被空气氧化为红棕色的NO₂)。实验室通常用此反应制取NO气体。
②
该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生。此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO₂、NO等的混合气体。

B. 常温下，浓HNO₃能将金属Fe、A1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，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应。(与浓硫酸相似)

C. 浓HNO₃与浓盐酸按体积比1∶3配制而成的混合液叫王水。王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au。

D. 能把许多非金属单质(如C、S、P等)氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物。例如：


E．能氧化某些具有还原性的物质，如等，应注意的是NO₃^-无氧化性，而当NO₃^-在酸性溶液中时，则具有强氧化性。例如，在Fe(NO₃)₂溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了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中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO₃继续反应。 F. 能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等。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。
(3)保存方法：硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方。
(4)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。

三大强酸:

几种常见酸的比较:

浓硝酸与稀硝酸的氧化性比较：

由铜与硝酸反应的化学方程式知，浓硝酸被还原为NO2，氮的化合价由+5→+4；而稀硝酸被还原为NO，氮的化合价由+5→+2，由此得出稀硝酸具有更强的氧化能力的结论是错误的。因为氧化剂氧化能力的强弱取决于得电子能力的强弱，而不是本身被还原的程度。实验证明，硝酸越浓，得电子的能力越强，因而其氧化能力越强。如稀硝酸能将HI氧化为I2，而浓硝酸可将HI氧化为HIO3。


硝酸在氧化还原反应中，其还原产物可能有多种价态的物质：等，这取决于硝酸的浓度和还原剂还原性的强弱。除前面的实例外，锌与硝酸可发生如下反应：

浓硝酸的漂白作用:

在浓硝酸中滴入几滴紫色石蕊试液，微热，可观察到：溶液先变红后褪色，说明浓硝酸具有强氧化性，可以使某些有色物质褪色(氧化漂白)。但一般不用它作漂白剂，因为它还具有强腐蚀性。新制氯水或浓硝酸能使淀粉碘化钾试纸先变蓝后褪色，这不是因为它们的漂白性，而是因为发生了如下的化学反应：

这是因为过量的氯水或硝酸又把I2氧化成了HIO3而使试纸褪色的。
另外，浓H2SO4遇湿润的蓝色石蕊试纸的现象是先变红后变黑。这是由浓H2SO4的强酸性和脱水性造成的(脱水炭化而变黑)。

盐类水解:

1．定义：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类水解。
2．实质：生成弱电解质，使水的电离平衡被破坏而建立新的平衡。
3．条件：盐中必须有弱酸根离子或弱碱阳离子，盐溶于水。
4．特点：可逆性，写水解离子方程式时要用“” 水解是吸热过程，是中和反应的逆过程。一般，水解的程度较小，写离子方程式时，不能用“↑”或“↓”符号。多元弱酸根分步水解，以第一步为主。多元弱碱阳离子一步水解。
5．规律：有弱才水解，无弱不水解。谁弱谁水解，谁强显谁性。越弱越水解，都弱都水解。例如：25℃时

四种重要的动态平衡的比较:

沉淀溶解平衡:

1、定义：在一定条件下，当难容电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。
例如:

2、沉淀溶解平衡的特征：
(1)逆：沉淀溶解平衡是可逆过程。
(2)等：
(3)动：动态平衡，溶解的速率和沉淀的速率相等且不为零。
(4)定：达到平衡时，溶液中各离子的浓度保持不变，
(5)变：当外界条件改变时，溶解平衡将发生移动，达到新的平衡。
3、沉淀溶解平衡的影响因素
(1)内因：难溶电解质本身的性质。
(2)外因
a．浓度：加水稀释，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，但不变。
b.温度：多数难溶电解质溶于水是吸热的，所以升高温度，沉淀溶解平衡向溶解的方向移动，同时变大。
c.同离子效应：向沉淀溶解平衡体系中，加入含原体系中某离子的物质，平衡向沉淀生成的方向移动，但不变。
d．其他：向沉淀溶解平衡体系中，加入可与体系巾某些离子反应生成更难溶的物质或气体的物质，平衡向溶解的方向移动，不变。

沉淀溶解平衡的应用：

1．沉淀的生成
(1)意义：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。
(2)方法
a．调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH至7～8，可使转变为沉淀而除去。
 
b．加沉淀剂法：如以等作沉淀剂，使某些金属离子如等生成极难溶的硫化物 等沉淀，也是分离、除杂常用的方法。

说明：化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于时即沉淀完全。
2．沉淀的溶解
(1)意义：在实际工作中，常常会遇到需要使难溶物质溶解的问题、根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断地移去沉淀溶解平衡体系中的相应离子，使平衡就会向沉淀溶解的方向移动，使沉淀溶解。
(2)方法
a．生成弱电解质：加入适当的物质，使其与沉淀溶解平衡体系中的某离子反应生成弱电解质。如向沉淀中加入溶液，结合生成使的溶解平衡向右移动。
b．生成配合物：加入适当的物质，使其与沉淀反应生成配合物。
如:

c．氧化还原法：加入适当的物质，使其与沉淀发生氧化还原反应而使沉淀溶解。


d．沉淀转化溶解法：本法是将难溶物转化为能用上述三种方法之一溶解的沉淀，然后再溶解：
如向中加入饱和溶液使转化为再将溶于盐酸。
3．沉淀的转化
(1)实质：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。 例如
 
(2)沉淀转化在工业上的应用在工业废水处理的过程中，用FeS等难溶物作沉淀剂除去废水中的重金属离子．

固体物质的溶解度:

绝对不溶解的物质是不存在的，任何难溶物质的溶解度都不为零。不同的固体物质在水中的溶解度差别很大，可将物质进行如下分类：