Bài giảng Chương 1 các nguyên tố nhóm vIIa nhóm halogen

Hóa học các hợp chất vô cơ  Phần II HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ Chương 1 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA Nhóm Halogen 1. Cấu tạo nguyên tử − Cấu hình electron lớp ngoài cùng của X là ns2np5. Dễ dàng thực hiện quá trình : X2 + 2e -> 2X- Thể hiện tính oxi hoá mạnh. − Số oxi hoá: Flo chỉ có số oxi hoá −1, các halogen khác có các số oxi hoá −1, +1, +3, +5 và +7. − Từ F2 → I2: tính oxi hóa giảm, tính khử tăng, độ âm điện giảm. 2. Tính chất vật lý F2, Cl2 là chất khí, Br2 là chất lỏng, I2 là chất rắn. Khí flo màu lục nhạt, khí clo màu vàng lục, chất lỏng brom màu đỏ nâu, tinh thể iot màu tím đen. Các halogen đều rất độc. F2 không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh; Các halogen khác tan tương đối ít trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như: C6H6, CCl4,…. 3. Tính chất hoá học Tính chất hóa học đặc trưng của các halogen là tính oxi hóa mạnh a. Phản ứng với hiđro: Xảy ra với mức độ khác nhau: H2 + F2 -> 2HF phản ứng xảy ra ngay trong bóng tối, ở đk thường, nổ H2 + Cl2 -> 2Cl phản ứng xảy ra khi chiếu sáng hoặc có đốt nóng, nổ H2 + Br2 -> 2HBr phản ứng xảy ra khi đốt nóng H2 + I2 2HI phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao, thuận nghịch b. Phản ứng mạnh với kim loại 2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3 Phản ứng tạo thành hợp chất ở đó kim loại có số oxi hoá cao (nếu kim loại có nhiều số oxi hoá như Fe, Sn…) c. Phản ứng với H2O: Khi cho halogen tan vào nước thì: − Flo phân huỷ nước: F2 + H2O -> 2HF + 1/2O2 − Clo tạo thành hỗn hợp 2 axit: Cl2 + H2O HCl + HClO − Brom cho phản ứng tương tự nhưng tan kém clo. − Iot tan rất ít. d. Phản ứng với phi kim khác 2P + 3Cl2 -> 2PCl3 2P + 5Cl2 -> 2PCl5 Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với oxi. e. Phản ứng với dung dịch kiềm − Clo tác dụng với dung dịch kiềm loãng và nguội tạo thành nước Javen: 0 Cl 2 + NaOH → −1 +1 Na Cl + Na Cl O + H2O − Clo tác dụng với dung dịch kiềm đặc và nóng tạo thành muối clorat: 0 t 0 −1 +5 Cl 2 + NaOH ⎯⎯→ Na Cl + Na Cl O3 + H2O − Clo tác dụng với vôi tôi tạo thành clorua vôi: 0 Cl 2 + Ca(OH)2 bột ẩm, huyền phù → CaOCl 2 + 2H2O Đồng Đức Thiện # 30 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ Nước Javen, clorua vôi là những chất oxi hoá mạnh do Cl+ trong phân tử gây ra. Chúng được dùng làm chất tẩy màu, sát trùng. f. Halogen mạnh đẩy halogen yếu ra khỏi hợp chất: 2Cl2 + NaBr -> 2NaCl + Br2 g. Oxi hóa các hợp chất có tính khử: Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3 Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 I2 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI 4. Ứng dụng và điều chế clo − Clo được dùng để: + Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố + Tẩy trắng vải sợi, giấy + Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl + Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt… − Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl: t 0 4HCl + MnO2 ⎯⎯→ MnCl2 + Cl2 + 2H2 O 16HCl + 2KMnO4 ⎯⎯→ 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2 O − Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua kim loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo phương trình. 2NaCl + 2H2O ⎯d⎯pdd⎯,⎯mn → 2NaOH + H2 + Cl2 5. Trạng thái tự nhiên Trong lớp vỏ trái đất, clo đứng thứ 11 trong tất cả các nguyên tố hóa học và đứng thứ 17 nhất trong các halogen. Clo tự nhiên tồn tại ở hai dạng đồng vị: 35Cl (75,77%) 17 và 37 Cl (24,23%). Do hoạt động hóa học mạnh, clo chỉ tồn tại trong tự nhiên ở dạng hợp chất, chủ yếu là muối clorua (trong nước biển, mỏ muối, khoáng vật: cacnalit KCl. MgCl2.6H2O và xinvinit NaCl. KCl). 6. Hợp chất a. Hiđro halogenua_ axit halogenhiđric (HX) − Đều là chất khí, tan nhiều trong H2O thành những axit mạnh (trừ HF là axit yếu vì giữa các phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li hoàn toàn trong dung dịch: HX + H2O -> H3O+ + X- HCl là chất khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí (d = 1,26). Trong không khí ẩm nó tạo thành các hạt nhỏ như sương mù. Nồng độ cho phép trong không khí là: 0,005mg/l. − Axit halogenhiđric có đầy đủ các tính chất hóa học đặc trưng của một axit: + Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ + Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước HCl + NaOH -> NaCl + H2O 2HCl + CuO -> CuCl2 + H2O + Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H2 2HCl + Zn -> ZnCl2 + H2 + Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới (muối mới phải ít tan hoặc axit mới phải dễ bay hơi): 2HCl + CaCO3 -> CaCl2 + CO2 ↑ + H2O • Riêng HF có tính chất đặc biệt: nó có thể tác dụng được với SiO2 (thủy tinh) 4HF + SiO2 -> SìF4 + 2H2O 2HF + SìF4 -> H2[SìF6] Do vậy người ta không đựng dung dịch HF trong các lọ thủy tinh mà đựng trong các lọ bằng chất dẻo. Đồng Đức Thiện # 31 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ - Ngoài tính axit, các HX do có chứa X-1 nên chúng còn thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh. Từ HF -> HI tính khử tăng dần Ví dụ: 16HCl + 2KMnO4 -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O − Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H2O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl2, Hg2Cl2, Cu2Cl2,…Tính tan của các muối bromua và iođua tương tự muối clorua. - Điều chế các HX: + Tổng hợp trực tiếp: H2 + X2 -> 2HX + Dùng phương pháp trao đổi ion: t 0 NaClrắn + H2SO4 đặc ⎯⎯→ HCl + NaHSO4 − Cách nhận biết ion Cl− (Br−, I−): Bằng phản ứng tạo muối clorua (bromua…) kết tủa với Ag+ (AgNO3) AgNO3 + NaCl -> NaNO3 + AgCl ↓ Trắng AgBr kết tủa màu vàng, AgI kết tủa màu vàng đậm b. Axit hipoclorơ (HClO) − Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch. − Axit HClO và muối của nó là hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì có chứa Cl+ : Cl+ + 2e -> Cl-1 c. Axit cloric (HClO3) − Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H2O, chỉ tồn tại trong dung dịch nồng độ dưới 50%. − Axit HClO3 và muối clorat (KClO3) có tính oxi hoá mạnh. +5 −1 Cl + 6e → Cl - Muối clorat là nguyên liệu điều chế Oxi trong phòng thí nghiệm 0 KClO3 ⎯M⎯nO⎯2⎯,t → KCl + 3/2O2 d. Axit pecloric (HClO4) Là chất lỏng không màu, bốc khói trong không khí, là axit mạnh nhất trong các axit, tan nhiều trong H2O, HClO4 có tính oxi hoá mạnh. Axit pecloric được điều chế bằng phản ứng: 2KClO4 + H2SO4 → 2HClO4 + K2SO4 Từ HClO -> HClO4 tính bền, tính axit tăng và khả năng oxi hóa giảm. Đồng Đức Thiện # 32 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ I. Oxi 1. Cấu tạo nguyên tử  Chương 2 OXI – LƯU HUỲNH − Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: 1s22s22p4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s2 2s2 2p4 Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá mạnh: O2 + 4e -> 2O-2 − Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O2 Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O3 − Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên: 16 O (99,76%); 17 O (0,037%); 18O (0,2%) 8 8 8 2. Tính chất vật lý − Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí (d = 1,1), hoá lỏng ở −183oC, hoá rắn ở −219oC, tan ít trong nước, duy trì sự cháy sự sống. Oxi lỏng và rắn có màu xanh da trời. − Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời. 3. Tính chất hoá học: Oxi là chất oxi hóa mạnh, thể hiện qua: − Tác dụng với kim loại: Oxi phản ứng trực tiếp vói hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit 0 Fe + O2 -> Fe3O4 − Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác dụng với O2 ở to thường) ⎯t 0 S + O2 C + O2 ⎯→ SO2 ⎯→ CO2 ⎯t − Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O2, do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do. O3 -> O2 + O Điều này thể hiện ở phản ứng O3 đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O2 không có phản ứng này). 4. Điều chế 2KI + O3 + H2O -> I2 + O2 + 2KOH − Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các muối giàu oxi. Ví dụ: +5 −2 0 −1 0 hay K Cl O 3 ⎯⎯t → K Cl + O 2 t 0 2KMnO4 ⎯⎯→ K2MnO4 + MnO2 + O2 − Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp (−200oC), sau đó chưng phân đoạn lấy O2 (ở −183oC) 5. Trạng thái tự nhiên: Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trên trái đất, chiếm khoảng 20% thể tích không khí, khoảng 50% khối lượng vỏ trái đất, khoảng 60% khối lượng cơ thể người, 89% khối lượng nước. Mỗi người một ngày cần 20 – 30m3 oxi để thở. Đồng Đức Thiện # 33 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ II. Lưu huỳnh 1. Cấu tạo nguyên tử − Lưu huỳnh (S) ở cùng nhóm VIA với oxi, có cấu hình e : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Lớp e ngoài cùng cũng có 6e, dễ dàng thực hiện quá trình. S + 2e -> S-2 thể hiện tính oxi hoá nhưng yếu hơn oxi. − Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử lưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S8) khép kín thành vòng: S S S S S S S S 2. Tính chất vật lý − Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng nhạt, không tan trong H2O, tan trong một số dung môi hữu cơ như: CCl4, C6H6, rượu…dẫn nhiệt, dẫn điện rất kém. − Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8oC nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo. Srắn -> S lỏng, vàng - > S quánh, nhớt, nâu đỏ -> S sôi ->S hơi -> S bột vàng 1190C 1870C 4450C làm lạnh 3. Tính chất hoá học Lưu huỳnh vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử, thường gặp các mức oxi hóa sau: S-2, S+4, S+6. 0 − Ở to thường, S hoạt động kém so với oxi. Ở to cao, S phản ứng được với nhiều phi kim và kim loại. 0 S + O2 S + Fe S + H2 ⎯⎯t → 0 ⎯⎯t → ⎯⎯t → SO2 (S0 -> S+4) FeS (S0 -> S-2) H2S (S0 -> S-2) − Hoà tan trong axit oxi hoá: 0 S + 2HNO3 ⎯⎯t → H2SO4 + 2NO (S0 -> S+6) 0 S + 2H2SO4 đặc ⎯⎯t → 2H2O + 3SO2 (S0 -> S+4) * 90% lượng S dùng để sản xuất H2SO4, 10% còn lại dùng để lưu hóa cao su, sản xuất diêm, chất dẻo ebonit,…. 4. Hợp chất a) Hiđro sunfua (H2S−2) − Là chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, nặng hơn không khí (d = 1,17), ít tan trong H2O. H2S hóa lỏng ở -600C và hóa rắn ở - 860C. Dung dịch H2S là axit sunfuhiđric. − Có tính khử mạnh, cháy trong O2: t 0 H2S + 3/2O2 2H2S + SO2 ⎯⎯→ 0 ⎯→ SO2 + H2O ⎯t 3S + 2H2O Khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, S-2 có thể bị oxi hoá đến S+6: t 0 H2S + 4Cl2 + 4H2O H2S là axit yếu. ⎯⎯→ 8HCl + H2SO4 Khi có mặt oxi và nước, H2S có thể phản ứng với một số kim loại như: Ag, Cu: 2H2S + 4Ag + O2 không khí ẩm bị hóa đen. ⎯⎯→ 2Ag2S + 2H2O Vì vậy một số đồ vật bằng bạc, đồng để trong Muối sunfua trung tính (ví dụ ZnS) hầu hết ít tan trong H2O. Chỉ có sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ tan nhiều. Đồng Đức Thiện # 34 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ − Để nhận biết H2S hoặc muối sunfua (S2−) dùng muối chì, kết tủa PbS màu đen sẽ xuất hiện. Pb(NO3)2 + Na2S -> PbS ↓ + 2NaNO3 +4 b) Lưu huỳnh đioxit SO2 và axit sunfurơ H2SO3 ( S ) − SO2 là chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn không khí (d = 2,2), hóa lỏng ở -100C, độc, tác dụng với H2O: SO2 + H2O H2SO3 HSO3- + H+ - SO2 vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử và là một oxit axit. t 0 SO2 + 1/2O2 ⎯⎯→ t 0 SO3 SO2 + 2H2S ⎯⎯→ 3S + 2H2O SO2 + NaOH -> NaHSO3 SO2 + 2NaOH -> Na2SO3 + H2O − H2SO3 là axit yếu (K1 = 2.10-2), không bền chỉ tồn tại trong dung dịch loãng. Muối của axit sunfurơ là sunfit (ví dụ Na2SO3). Mức oxi hoá +4 là mức trung gian, nên H2SO3 và muối sunfit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử. S+4 – 2e -> S+6: tính khử S+4 + 4e -> S0: tính oxi hóa c) Lưu huỳnh trioxit SO3 và axit sunfuric (H2SO4) − Ở điều kiện thường, SO3 là chất lỏng không màu, dễ bay hơi, nhiệt độ nóng chảy là 16,80C, nhiệt độ sôi là 44,70C. SO3 rất háo nước, tan vô hạn trong H2O và trong axit H2SO4 và toả nhiều nhiệt. SO3 + H2O -> H2SO4 Δ H = - 88KJ/mol − SO3 không có ứng dụng thực tế, nó là sản phẩm trung gian trong quá trình sản xuất axit H2SO4. − H2SO4 là chất lỏng sánh, tan vô hạn trong nước, H2SO4 đặc hút ẩm rất mạnh và toả nhiều nhiệt. − Dung dịch H2SO4 loãng có đầy đủ các tính chất hóa học của một axit thông thường: + Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ + Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O H2SO4 + CuO -> CuSO4 + H2O + Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H2 Fe + H2SO4 l -> FeSO4 + H2 + Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới (muối mới phải ít tan hoặc axit mới phải dễ bay hơi): H2SO4 + CaCO3 -> CaSO4 + CO2 ↑ + H2O − Dung dịch H2SO4 đậm đặc là chất oxi hoá mạnh, hoà tan được hầu hết các kim loại khi đun nóng (trừ Au và Pt). Kim loại càng mạnh khử S+6 của H2SO4 đặc về hợp chất có số oxi hoá càng thấp (SO2, S, H2S). Ví dụ: 3H2SO4 đ, nóng + 4Na -> 2Na2SO4 + H2S + 2H2O 3H2SO4 đ, nóng + 2Mg -> 2MgSO4 + S + 3H2O 2H2SO4 đ, nóng + Cu -> CuSO4 + SO2 + 2H2O Chú ý: Fe và Al bị thụ động hoá trong H2SO4 đặc nguội, do đó có thể dùng thùng băng nhôm hoặc sắt để đựng axit sunfuric đặc nguội. Đồng Đức Thiện # 35 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ − Ngoài những tính chất trên, H2SO4 còn có tính chất đặc biệt là tính háo nước. Nó có khả năng chiếm nước của nhiều muối kết tinh hoặc của các hợp chất: CuSO4. 5H2O ⎯H⎯2 SO⎯4 đ → CuSO4 Xanh trắng Hoặc: C12H22O11 trắng ⎯H⎯2 SO⎯4 đ → C đen Một phần C tham gia phản ứng: C + 2H2SO4 -> CO2 + 2SO2 + 2H2O − Phần lớn các muối sunfat tan nhiều trong nước. Chỉ có 1 số muối không tan là : BaSO4, PbSO4, Ag2SO4 và CaSO4 ít tan. − Cách nhận biết ion SO42-. Bằng phản ứng tạo thành muối sunfat kết tủa: Ba2+ + SO42- -> BaSO4 ↓ (trắng) − Điều chế axit H2SO4. Axit sunfuric chủ yếu được điều chế từ lưu huỳnh và từ quặng pirit FeS2 theo các phản ứng: ⎯t 0 2FeS2 + 11O2 ⎯→ t 0 Fe2O3 + 4SO2 SO2 + 1/2O2 ⎯⎯→ SO3 SO3 + H2O -> H2SO4 d) Các muối sunfat: Các muối sunfat quan trọng có giá trị trong thực tế là: CaSO4 (thạch cao) được dùng trong công nghiệp sản xuất xi măng, để đúc tượng, làm bột bó chỗ xương gẫy. MgSO4 dùng làm thuốc nhuận tràng. Na2SO4 dùng trong công nghiệp thuỷ tinh. CuSO4 dùng để mạ điện, thuốc trừ nấm… Na2S2O3 (natri thiosunfat) dùng trong phép chuẩn độ iot (chất chỉ thị là hồ tinh bột). 2Na2S2O3 + I2 -> 2NaI + Na2S4O6 Thiosunfat còn dùng trong kỹ thuật điện ảnh Đồng Đức Thiện # 36 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ I. Nitơ 1. Cấu tạo nguyên tử − Nitơ có cấu hình electron Chương 3 NITƠ - PHOTPHO ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s2 2s2 2p3 Do có 3 e độc thân nên nitơ có khả năng tạo ra ba liên kết cộng hoá trị với nguyên tố khác. − Độ âm điện của N là 3, chỉ nhỏ hơn của F và O, do đó N có số oxi hoá dương trong hợp chất với 2 nguyên tố này. Còn trong các hợp chất khác, nitơ có số oxi hoá âm. Số oxi hoá của N : −3, 0, +1, +2, +3, +4 và +5. − Nitơ tồn tại bền ở dạng phân tử N2 (N ≡ N). 7 N 7 − Nguyên tố nitơ tự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị 14 N và 15 với tỷ lệ 272 : 1. Nitơ chiếm 0,01% khối lượng vỏ Trái Đất. Dạng tồn tại tự do là những phân tử hai nguyên tử. 2. Tính chất vật lý Nitơ là chất khí, không màu, không mùi, không cháy, hoá lỏng ở −195,8oC và hoá rắn ở −209,9oC. Nitơ nhẹ hơn không khí (d = 1,2506g/lít ở đktc), hoà tan rất ít trong nước. 3. Tính chất hoá học Vì có liên kết ba nên phân tử N2 rất bền, chỉ ở nhiệt độ rất cao mới phân li thành nguyên tử. Do vậy ở nhiệt độ thường, nitơ rất trơ, không phản ứng với các nguyên tố khác. Ở nhiệt độ cao, đặc biệt là khi có chất xúc tác, nitơ phản ứng với nhiều nguyên tố kim loại và phi kim. a) Tác dụng với hiđro Ở 400oC, có bột Fe xúc tác, áp suất cao, N2 tác dụng với H2. Phản ứng phát nhiệt: N2 + 3H2 2NH3 b) Tác dụng với oxi Ở 3000oC hoặc có tia lửa điện, N2 tác dụng với O2. Phản ứng thu nhiệt: N2 + O2 2NO Ở nhiệt độ thường, NO hoá hợp ngay với O2 của không khí tạo ra NO2 màu nâu: NO + 1/2O2 c) Tác dụng với kim loại: t 0 NO2 Al + 1/2N2 ⎯⎯→ AlN (nhôm nitrua) Nitơ không phản ứng trực tiếp với halogen, lưu huỳnh. 4. Điều chế và ứng dụng a) Trong công nghiệp : Hoá lỏng không khí, sau đó chưng cất phân đoạn và thu N2 ở -196oC. b) Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phân 1 số muối amoni. Ví dụ: t 0 NH4NO2 ⎯⎯→ N2 + 2H2O t 0 (NH4)2Cr2O7 ⎯⎯→ N2 +Cr2O3 + 4H2O Nitơ chủ yếu được dùng để sản xuất amoniac, axit nitric, phân đạm, tạo môi trường lạnh. 5. Các hợp chất quan trọng của nitơ. a) Amoniac Đồng Đức Thiện # 37 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ Công thức cấu tạo:  H N H H Phân tử NH3 tồn tại trong không gian dưới dạng tứ diện, góc liên kết là 107,80 (ba liên kết tạo thành bởi 3 obitan lai hoá sp3 của N) Liên kết giữa N và 3H là liên kết cộng hoá trị có cực, cặp e dùng chung lệch về phía N. Phân tử NH3 là phân tử phân cực, ở N còn 1 cặp electron tự do làm cho NH3 tạo được liên kết hiđro. − Tính chất vật lý: NH3 là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan nhiều trong H2O (ở 20oC, một thể tích nước có thể hoà tan 700 thể tích NH3 khí). NH3 hoá lỏng ở −33,4oC, hoá rắn ở −77,8oC. − Tính chất hoá học + Tính bazơ: NH3 là một bazơ vì có khả năng nhận proton. NH3 + HOH -> NH4+ + OH- Kbazơ = 1,8.10−3 * NH3 tác dụng với axit tạo thành muối amoni: NH3 + HCl -> NH4Cl Dạng ion: NH3 + H+ -> NH4+ Nếu thực hiện phản ứng giữa NH3 (khí) và HCl (khí) thì tạo thành đám khói trắng - đó là những tinh thể rất nhỏ NH4Cl. * Dung dịch NH3 làm xanh quỳ tím, làm hồng phenolphtalein * Dung dịch NH3 có khả năng kết tủa nhiều kim loại mà hiđroxit của chúng không tan: Ví dụ như: 3NH3 + 3HOH + AlCl3 -> 3NH4Cl + Al(OH)3 ↓ + Đặc biệt: NH3 có thể tạo phức với một số ion kim loại như Ag+, Cu2+, Ni2+, Hg2+, Cd2+,… Vì vậy, khi cho dung dịch NH3 tác dụng từ từ với dung dịch muối của các kim loại trên thấy kết tủa (hiđroxit hoặc muối bazơ) sau đó kết tủa tan vì tạo phức: 2NH3 + 2HOH + ZnCl2 -> 2NH4Cl + Zn(OH)2 ↓ Zn(OH)2 + 4NH3 -> [Zn(NH3)4]2+ + 2OH- + Tính khử: NH3 cháy trong oxi cho ngọn lửa màu vàng: t 0 2NH3 + 3/2O2 kk ⎯⎯→ N2 + 3H2O NH3 cháy trong Cl2 tạo khói trắng NH4Cl t 0 2NH3 + 3Cl2 kk và ⎯⎯→ N2 + 6HCl NH3 k + HClk = NH4Clrắn NH3 khử được một số oxit kim loại: t 0 2NH3 + 3CuO ⎯⎯→ 3Cu + N2 + 3H2O + Bản thân NH3 có thể bị nhiệt phân thành N2, H2 ở khoảng 6000C – 8000C: 2NH3 N2 + 3H2 + Các muối amoni dễ bị nhiệt phân: t 0 NH4Cl ⎯⎯→ t 0 NH3 ↑ + HCl (NH4)2CO3 ⎯⎯→ 2NH3 ↑ + CO2 ↑ + H2O NH4HCO3, (NH4)2CO3 là bột nở, ở 60oC đã phân huỷ, được dùng trong công nghệ thực phẩm. Đồng Đức Thiện # 38 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ + Muối amoni nitrat bị nhiệt phân theo 2 cách: t 0 NH4NO3 ⎯⎯→ 0 N2O + 2H2O NH4NO3 − Điều chế: ⎯>⎯200⎯C → N2 + 1/2O2 + 2H2O Điều chế NH3 dựa trên phản ứng. N2 + 3H2 2NH3 + Q (tỏa nhiệt) Muốn phản ứng đạt hiệu suất cao cần tiến hành ở áp suất cao (300 − 1000 atm), nhiệt độ vừa phải (400oC – 5000C) và có bột sắt làm xúc tác. Khí N2 lấy từ không khí. Khí H2 lấy từ khí tự nhiên, khí lò cốc hoặc từ sản phẩm của phản ứng giữa cacbon và H2O. − Ứng dụng: NH3 dùng để điều chế axit HNO3, các muối amoni (NH4Cl, NH4NO3), điều chế xôđa… b) Các oxit của nitơ Nitơ tạo với oxi 5 loại oxit: N2O, NO, N2O3, NO2 và N2O5. Số oxi hoá: +1, +2, +3, +4, và +5. Chỉ có NO và NO2 điều chế trực tiếp được bằng các phản ứng hóa học. − N2O : khí không màu, mùi dễ chịu, hơi có vị ngọt. N2O không tác dụng với oxi. ở 500oC bị phân huỷ thành N2 và O2. N2O N2 + 1/2O2 − NO: khí không màu, để trong không khí phản ứng với oxi tạo thành NO2 màu nâu. NO + 1/2O2 NO2 − NO2: khí màu nâu, rất độc, bị đime hoá theo cân bằng. 2 NO2 N2O4 Ở điều kiện thường, tồn tại hỗn hợp NO2 và N2O4. Tỷ lệ số mol NO2 : N2O4 phụ thuộc vào nhiệt độ. Trên 100oC chỉ có NO2 NO2 là oxit axit hỗn hợp. Khi tác dụng với H2O cho hỗn hợp hai axit: 2NO2 + H2O -> HNO3 + HNO2 và 3HNO2 -> HNO3 + 2NO + H2O Khi tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm muối nitrat và muối nitrit. 2NO2 + 2NaOH -> NaNO3 + NaNO2 + H2O Các oxit NO và NO2 thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh: NO2 + SO2 -> NO + SO3 NO + H2S -> 1/2N2 + S + H2O Và thể hiện tính khử khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, Br2, O3, KMNO4… NO + 1/2Cl2 -> NOCl (nitrozyl clorua ) 2NO2 + O3 -> N2O5 + O2 c) Axit nitrơ HNO2 Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch loãng. Khi đặc hoặc nóng dễ bị phân huỷ. 3HNO2 -> HNO3 + 2NO + H2O HNO2 và muối nitrit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử: N+3 + 1e -> N+2 (NO) N+5 -2e -> N+5 (HNO3) d) Axit nitric HNO3 Đồng Đức Thiện # 39 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ Công thức cấu tạo: O H O N O Trong phân tử HNO3 có một liên kết cho - nhận và hoá trị của N là IV (4 cặp e dùng chung), còn số oxi hoá của N là +5 (về hình thức N có hoá trị V). − Tính chất vật lý: Axit nitric nguyên chất là chất lỏng không màu, sôi ở 86oC, hoá rắn ở −41oC. HNO3 dễ bị phân huỷ ngoài ánh sáng thành NO2, O2 và H2O nên dung dịch HNO3 đặc có màu vàng (vì có lẫn NO2) và phải được bảo quản trong các bình tối màu. HNO3 đặc dễ gây bỏng nặng, làm vàng da, phá hỏng vải, giấy. − Tính chất hoá học: * Tính axit: Là axit mạnh, phân li hoàn toàn. HNO3 -> H+ + NO3- Hay HNO3 + H2O -> H3O+ + NO3- * Tính oxi hoá: Do chứa N+5 (là mức oxi hóa cao nhất của N) HNO3 là chất oxi hoá manh. Nó tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin) và khi đó N+5 có thể bị khử thành N+4, N+2, N+1, No và N-3 tuỳ thuộc vào nồng độ axit, nhiệt độ và độ hoạt động của kim loại. Đối với axit HNO3 đặc, nóng: Oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là NO2 màu nâu. 4H NO3 đ,n + Mg -> Mg(NO3)2 + 2NO2 ↑ + 2H2O 4H NO3 đ,n + Cu -> Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑ HNO3 đặc, nguội: thụ động với Fe và Al + 2H2O Đối với axit HNO3 loãng: Oxi hoá hầu được hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là NO, N2O, N2 hoặc NH3 (NH4NO3). Khi axit càng loãng, chất khử càng mạnh thì N+5 (trong HNO3) bị khử về số oxi hoá càng thấp (tính oxi hóa càng mạnh) Ví dụ: 30HNO3 + 8Al -> 8Al(NO3)3 + 3N2O ↑ + 15H2O * Hỗn hợp dung dịch đậm đặc của HNO3 và HCl có tỷ lệ mol: 1mol HNO3 + 3mol HCl gọi là nước cường thủy hay cường toan, hoà tan được cả Au và Pt. HNO3 + 3HCl + Au -> AuCl3 + NO + 2H2O Axit HNO3 cũng oxi hoá được nhiều phi kim như C, Si, P, S: 2HNO3 + S -> H2SO4 + 2NO 2HNO3 + 3/2C -> 2NO + 3/2CO2 + H2O − Điều chế axit HNO3: * Trong phòng thí nghiệm KNO3 + H2SO4 đ -> KHSO4 + HNO3 Để thu HNO3, người ta chưng cất dung dịch trong chân không. * Trong công nghiệp, sản xuất HNO3 từ NH3 và O2: 0 2NH3 + 5/2O2 kk ⎯8⎯50 ⎯C⎯, Pt → 2NO + 3H2O NO + 1/2O2 -> NO2 2NO2 + 1/2O2 + H2O -> 2HNO3 − Ứng dụng: HNO3 là nguyên liệu cơ bản để điều chế muối nitrat, phân bón, chất nổ, nhiên liệu tên lửa, các hợp chất nitro, amin. e) Muối nitrat Đồng Đức Thiện # 40 " Trường THPT Sơn Động số 3 Hóa học các hợp chất vô cơ − Tính tan: Tất cả các muối nitrat đều dễ tan trong H2O, là những chất điện li mạnh. Cu(NO3)2 -> Cu2+ + 2NO3- − Khả năng bị nhiệt phân: Tất cả các muối nitrat đều không bền ở nhiệt độ cao. Tuỳ thuộc ion kim loại có trong muối, các nitrat bị phân huỷ tạo thành những loại hợp chất khác nhau (nhưng đều phải giải phóng O2) * Nhiệt phân muối nitrat của kim loại mạnh (đứng trước Mg trong dãy Bêkêtôp): -> Muối Nitrit + O2 ⎯ KNO3 ⎯t 0 → KNO2 + 1/2O2 ↑ * Nhiệt phân muối nitrat của kim loại trung bình (Từ Mg → Cu): -> Oxit + NO2 + O2 t 0 Cu(NO3)2 ⎯⎯→ CuO + 2NO2 + 1/2O2 ↑ * Nhiệt phân muối nitrat của kim loại yếu (sau Cu): -> kim loại + NO2 + O2 3 ⎯→ AgNO ⎯t 0 Ag + NO2 + 1/2O2 ↑ − Ứng dụng của muối nitrat: dùng làm phân bón, thuốc nổ, cung cấp oxi trong phòng thí nghiệm,... Kali nitrat dùng để chế tạo thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói). Thành phần thuốc nổ đen : 75% KNO3, 10% S, 15% C. Khi hỗn hợp nổ, xảy ra phản ứng. KNO3 + S + C -> K2S + SO2 + CO2 − Nhận biết ion NO3- : Để nhận biết ion NO3- (HNO3, muối nitrat) có thể dùng hỗn hợp Cu trong môi trường axit (ví dụ H2SO4) 2NO3- + 3Cu + 8H+ -> 3Cu2+ + 2NO ↑ + 4H2O Ta thấy Cu tan, dung dịch có màu xanh, có khí không màu bay ra, rồi hoá nâu trong không khí. II. Phot pho 1. Cấu tạo nguyên tử Photpho có điện tích hạt nhân +15 Cấu hình e: 1s22s22p63s23p3 Photpho ở phân nhóm chính nhóm V, chu kỳ 3. Nguyên tử P có 3 electron ở phân lớp 3p và phân lớp 3d còn trống (chưa có electron) nên 1e ở phân lớp 3s có thể nhảy lên 3d làm cho P có 5e độc thân và như vậy có thể có hoá trị V (khác N) 2. Tính chất vật lý và các dạng thù hình Đơn chất photpho có thể tồn tại dưới nhiều dạng thù hình khác nhau. Hai dạng thù hình quan trọng là photpho trắng và photpho đỏ. − Photpho trắng: là chất rắn màu trắng hoặc hơi vàng, rất độc. ở 280oC, photpho trắng chuyển thành photpho đỏ. Photpho trắng tự bốc cháy trong không khí, phát sáng trong bóng tối (lân tinh). Người ta bảo