Giáo trình Hóa học Lớp 11 nâng cao - Chương 2: Nhóm Nitơ

Chương 2 nhóm nitơ Nhà máy phân đạm Bắc Giang ã Nhóm nitơ gồm những nguyên tố nào ? Vị trí của chúng trong bảng tuần hoàn có liên quan như thế nào với cấu tạo nguyên tử và phân tử của chúng ? ã Các đơn chất và hợp chất của nitơ, photpho có những tính chất cơ bản nào ? Dựa trên cơ sở lí thuyết đã học giải thích những tính chất đó như thế nào ? ã Làm thế nào điều chế được nitơ, photpho và một số hợp chất quan trọng của chúng ? Khái quát về nhóm nitơ Bài 9 (1 tiết) Bài 27 (1 tiết) ã Biết được nhóm nitơ gồm những nguyên tố nào. ã Biết được tính chất của các nguyên tố trong nhóm liên quan như thế nào với cấu hình electron nguyên tử, bán kính nguyên tử và độ âm điện của các nguyên tố đó. I - Vị trí của nhóm nitơ trong bảng tuần hoàn Nhóm nitơ gồm các nguyên tố : nitơ (N), photpho (P), asen (As), antimon (Sb) và bitmut (Bi). Chúng đều thuộc các nguyên tố p. Bảng 2.1. Một số tính chất của các nguyên tố nhóm nitơ Nitơ Photpho Asen Antimon Bitmut Số hiệu nguyên tử 7 15 33 51 83 Nguyên tử khối 14,01 30,97 74,92 121,75 208,98 Cấu hình electron lớp ngoài cùng 2s22p3 3s23p3 4s24p3 5s25p3 6s26p3 Bán kính nguyên tử (nm) 0,070 0,110 0,121 0,141 0,146 Độ âm điện 3,04 2,19 2,18 2,05 2,02 Năng lượng ion hoá thứ nhất (kJ/mol) 1402 1012 947 834 703 II - tính chất chung của các nguyên tố nhóm nitơ 1. Cấu hình electron nguyên tử Lớp electron ngoài cùng của nguyên tử là ns2np3, có 5 electron ư¯ ư ư ư ns2 np3 ở trạng thái cơ bản, nguyên tử của các nguyên tố nhóm nitơ có 3 electron độc thân, do đó trong một số hợp chất chúng có hoá trị ba. Đối với nguyên tử của các nguyên tố P, As, Sb và Bi ở trạng thái kích thích, một electron trong cặp electron của phân lớp ns có thể chuyển sang obitan d trống của phân lớp nd. Như vậy, ở trạng thái kích thích nguyên tử của các nguyên tố này có 5 electron độc thân và chúng có thể có hoá trị năm trong các hợp chất. 2. Sự biến đổi tính chất của các đơn chất a) Tính oxi hoá - khử Trong các hợp chất, các nguyên tố nhóm nitơ có số oxi hoá cao nhất là +5. Ngoài ra, chúng còn có các số oxi hoá +3 và -3. Riêng nguyên tử nitơ còn có thêm các số oxi hoá +1, +2, +4. Do có khả năng giảm và tăng số oxi hoá trong các phản ứng hoá học, nên nguyên tử các nguyên tố nhóm nitơ thể hiện tính oxi hoá và tính khử. Khả năng oxi hoá giảm dần từ nitơ đến bitmut, phù hợp với chiều giảm độ âm điện của các nguyên tử nguyên tố trong nhóm. b) Tính kim loại - phi kim Đi từ nitơ đến bitmut, tính phi kim của các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính kim loại tăng dần. Nitơ, photpho là các phi kim. Asen thể hiện tính phi kim trội hơn tính kim loại. Antimon thể hiện tính kim loại và tính phi kim ở mức độ gần như nhau, còn ở bitmut tính kim loại trội hơn tính phi kim. 3. Sự biến đổi tính chất của các hợp chất a) Hợp chất với hiđro Tất cả các nguyên tố nhóm nitơ đều tạo được các hợp chất khí với hiđro (hiđrua), có công thức chung là RH3. Độ bền nhiệt của các hiđrua giảm dần từ NH3 đến BiH3. Dung dịch của chúng không có tính axit. b) Oxit và hiđroxit Từ nitơ đến bitmut, tính axit của các oxit và hiđroxit tương ứng giảm dần đồng thời tính bazơ của chúng tăng dần. Độ bền của các hợp chất với số oxi hoá +3 tăng, còn độ bền của các hợp chất với số oxi hoá +5 nói chung giảm. Các oxit của nitơ và photpho với số oxi hoá +5 (N2O5, P2O5) là oxit axit, hiđroxit của chúng là các axit (HNO3, H3PO4). Trong các oxit với số oxi hoá +3 thì As2O3 là oxit lưỡng tính, tính axit trội hơn tính bazơ ; Sb2O3 là oxit lưỡng tính, tính bazơ trội hơn tính axit ; còn Bi2O3 là oxit bazơ, tan dễ dàng trong dung dịch axit và hầu như không tan trong dung dịch kiềm. Bài tập 1. Viết cấu hình electron đầy đủ của các nguyên tử asen, antimon và bitmut ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích. 2. Dựa vào độ âm điện của các nguyên tố, hãy giải thích : a) Tại sao từ nitơ đến bitmut tính phi kim của các nguyên tố giảm dần ? b) Tại sao tính phi kim của nitơ lại thể hiện yếu hơn so với oxi và càng yếu hơn so với flo ? 3. Nêu một số hợp chất trong đó nitơ và photpho có số oxi hoá -3, +3, +5. 4. Tại sao trong các hợp chất nitơ chỉ có hoá trị tối đa là 4, trong khi đối với các nguyên tố còn lại hoá trị tối đa của chúng là 5 ? 5. Lập các phương trình hoá học sau và cho biết As, Bi và Sb2O3 thể hiện tính chất gì : a) As + HNO3 (đặc) đ H3 AsO4 + NO2 + H2O b) Bi + HNO3 đ Bi(NO3)3 + NO + H2O c) Sb2O3 + HCl đ SbCl3 + H2O d) Sb2O3 + NaOH đ NaSbO2 + H2O Nitơ Bài 10 (1 tiết) Bài 27 (1 tiết) ã Hiểu cấu tạo phân tử, các tính chất vật lí và hoá học của nitơ. ã Biết phương pháp điều chế nitơ trong phòng thí nghiệm, trong công nghiệp và ứng dụng của nitơ. I - Cấu tạo phân tử Nguyên tử nitơ có cấu hình electron 1s22s22p3, phân lớp ngoài cùng có 3 electron độc thân. Hai nguyên tử nitơ liên kết với nhau bằng ba liên kết cộng hoá trị không có cực, tạo thành phân tử N2. II - Tính chất vật lí ở điều kiện thường, nitơ là chất khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí, hoá lỏng ở -196oC, hoá rắn ở -210oC. Khí nitơ tan rất ít trong nước : ở 20oC, 1 lít nước hoà tan được 0,015 lít khí nitơ. Nitơ không duy trì sự cháy và sự sống. III - Tính chất hoá học Vì có liên kết ba với năng lượng liên kết lớn (ENºN = 946 kJ/mol) nên phân tử nitơ rất bền. ở nhiệt độ thường, nitơ khá trơ về mặt hoá học nhưng ở nhiệt độ cao nitơ trở nên hoạt động hơn và có thể tác dụng với nhiều chất. Nguyên tử nitơ là phi kim hoạt động, độ âm điện của nó chỉ nhỏ hơn độ âm điện của flo và oxi. Tuỳ thuộc vào độ âm điện của chất phản ứng mà nitơ thể hiện tính oxi hoá hay tính khử. Tuy nhiên, tính oxi hoá vẫn trội hơn tính khử. 1. Tính oxi hoá a) Tác dụng với hiđro : ở nhiệt độ cao (trên 400oC), áp suất cao và có chất xúc tác, nitơ tác dụng trực tiếp với hiđro tạo ra khí amoniac. Đây là phản ứng thuận nghịch và toả nhiệt. ; DH = -92 kJ b) Tác dụng với kim loại ã ở nhiệt độ thường, nitơ chỉ tác dụng với kim loại liti, tạo thành liti nitrua : ã ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với một số kim loại như Ca, Mg, Al,... 3Mg + N2 Mg3N2 (magie nitrua) Trong các phản ứng với hiđro và kim loại, số oxi hoá của nitơ giảm : nitơ thể hiện tính oxi hoá. 2. Tính khử Tác dụng với oxi : ở nhiệt độ khoảng 3000oC (hoặc nhiệt độ của lò hồ quang điện), nitơ kết hợp trực tiếp với oxi tạo ra khí nitơ monooxit NO : ; DH = +180 kJ Hình 2.1. Trong cơn giông, các tia sét cung cấp năng lượng cho phản ứng giữa N2 và O2 tạo thành NO Đây là phản ứng thuận nghịch và thu nhiệt. ở phản ứng này, số oxi hoá của nitơ tăng, nitơ thể hiện tính khử. Trong thiên nhiên khí NO được tạo thành khi có cơn giông (hình 2.1). ở điều kiện thường, khí NO không màu kết hợp ngay với oxi trong không khí, tạo ra khí nitơ đioxit NO2 màu nâu đỏ. Các oxit khác của nitơ như N2O, N2O3, N2O5 không điều chế được từ phản ứng trực tiếp giữa nitơ và oxi. IV - Trạng thái tự nhiên và điều chế 1. Trạng thái tự nhiên Trong tự nhiên, nitơ tồn tại ở dạng tự do và dạng hợp chất. ã ở dạng tự do, nitơ chiếm khoảng 80% thể tích của không khí. Nitơ thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị : (99,63%) và (0,37%). ã ở dạng hợp chất, nitơ có nhiều trong khoáng vật natri nitrat (NaNO3) với tên gọi là diêm tiêu natri. Nitơ còn có trong thành phần của protein, axit nucleic,... và nhiều hợp chất hữu cơ thiên nhiên. 2. Điều chế a) Trong công nghiệp, nitơ được sản xuất bằng phương pháp chưng cất phân đoạn không khí lỏng. Sau khi đã loại bỏ CO2 và hơi nước, không khí được hoá lỏng dưới áp suất cao và nhiệt độ thấp. Nâng dần nhiệt độ, đến -196oC thì nitơ sôi và được tách khỏi oxi lỏng vì oxi có nhiệt độ sôi cao hơn (-183oC). Khí nitơ được vận chuyển trong các bình thép, nén dưới áp suất 150 atm. b) Trong phòng thí nghiệm. Người ta điều chế một lượng nhỏ nitơ tinh khiết bằng cách đun nóng dung dịch bão hoà muối amoni nitrit (muối amoni của axit nitrơ HNO2) : NH4NO2 N2 + 2H2O Có thể thay muối amoni nitrit kém bền bằng dung dịch của natri nitrit (NaNO2) và amoni clorua (NH4Cl) : NH4Cl + NaNO2 N2 + NaCl + H2O V - ứng dụng Nguyên tố nitơ là một trong những thành phần dinh dưỡng chính của thực vật. Trong công nghiệp, phần lớn lượng nitơ sản xuất ra được dùng để tổng hợp amoniac, từ đó sản xuất phân đạm, axit nitric v.v... Nhiều ngành công nghiệp như luyện kim, thực phẩm, điện tử,... sử dụng nitơ làm môi trường trơ. Nitơ lỏng được dùng để bảo quản máu và các mẫu vật sinh học khác. Bài tập 1. Ion nitrua N3- có cấu hình electron giống cấu hình electron nguyên tử của khí trơ nào, của ion halogenua và của ion kim loại kiềm nào ? Hãy viết cấu hình electron của chúng. 2. Trình bày cấu tạo của phân tử N2. Vì sao ở điều kiện thường N2 là một chất trơ ? ở điều kiện nào N2 trở nên hoạt động hơn ? 3. Xuất phát từ nhiệt phân li thành nguyên tử (DH) của các phân tử cho dưới đây, hãy cho biết ở điều kiện thường chất nào (nitơ, hiđro, oxi, clo) tham gia phản ứng hoá học khó nhất và chất nào dễ nhất ? Vì sao ? N2 đ 2N ; DH = 946 kJ/mol H2 đ 2H ; DH = 431,8 kJ/mol O2 đ 2O ; DH = 491 kJ/mol Cl2 đ 2Cl ; DH = 238 kJ/mol. 4. Nêu những tính chất hoá học đặc trưng của nitơ và dẫn ra những phản ứng hoá học để minh hoạ. 5. Bằng thí nghiệm nào có thể biết được nitơ có chứa tạp chất clo ; hiđro clorua ; hiđro sunfua ? Hãy viết phương trình hoá học của các phản ứng tương ứng. 6. Trộn 200 ml dung dịch natri nitrit 3M với 200 ml dung dịch amoni clorua 2M rồi đun nóng cho đến khi phản ứng thực hiện xong. Xác định thể tích của khí nitơ sinh ra (đo ở đktc) và nồng độ mol của các muối trong dung dịch sau phản ứng. Giả thiết thể tích của dung dịch biến đổi không đáng kể. amoniac và muối amoni ã Biết được tính chất vật lí, hoá học của amoniac và muối amoni. Bài 11 (2 tiết) Bài 27 (1 tiết) ã Biết rõ vai trò quan trọng của amoniac và muối amoni trong đời sống và trong sản xuất. ã Vận dụng nguyên lí chuyển dịch cân bằng để giải thích các điều kiện của phản ứng tổng hợp amoniac từ nitơ và hiđro. A. amoniac (Nh3) I - cấu tạo phân tử Do có ba electron độc thân, nên nguyên tử nitơ trong phân tử amoniac tạo thành ba liên kết cộng hoá trị với ba nguyên tử hiđro. Công thức electron Công thức cấu tạo Hình 2.2. Sơ đồ cấu tạo của phân tử amoniac Phân tử NH3 có cấu tạo hình chóp, với nguyên tử nitơ ở đỉnh, đáy là một tam giác mà đỉnh là ba nguyên tử hiđro (hình 2.2). Ba liên kết N - H đều là liên kết có cực, các cặp electron chung đều lệch về phía nguyên tử nitơ. Do đó, NH3 là phân tử có cực : ở N có dư điện tích âm, ở các nguyên tử H có dư điện tích dương. Hình 2.3. Thí nghiệm về tính tan nhiều của NH3 trong nước II - tính chất vật lí ã Amoniac là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí nên có thể thu khí NH3 bằng cách đẩy không khí (úp ngược bình). ã Khí NH3 tan rất nhiều trong nước : 1 lít nước ở 20oC hoà tan được 800 lít khí NH3. Thí nghiệm ở hình 2.3 chứng minh tính tan nhiều của NH3 trong nước. Do tan nhiều trong nước, áp suất của khí NH3 trong bình giảm đột ngột, nước trong cốc bị hút vào bình qua ống thuỷ tinh vuốt nhọn, phun thành các tia nước có màu hồng. ã Amoniac tan trong nước tạo thành dung dịch amoniac. Dung dịch amoniac đậm đặc thường có nồng độ 25% (D = 0,91 g/cm3). III - tính chất hoá học 1. Tính bazơ yếu a) Tác dụng với nước. Khi tan trong nước, một phần nhỏ các phân tử amoniac kết hợp với ion H+ của nước, tạo thành ion amoni và ion hiđroxit (OH-). Ion OH- làm cho dung dịch có tính bazơ, tuy nhiên so với dung dịch kiềm mạnh (thí dụ NaOH) cùng nồng độ, thì nồng độ ion OH- nhỏ hơn nhiều. Phương trình hoá học : NH3 + H2O + OH- Trong dung dịch, amoniac là một bazơ yếu : ở 25oC, hằng số điện li bazơ Kb = 1,8.10-5. Dung dịch amoniac làm cho phenolphtalein từ không màu chuyển sang màu hồng, quỳ tím chuyển sang màu xanh. Lợi dụng tính chất này người ta dùng giấy quỳ tím tẩm ướt để nhận ra khí amoniac. b) Tác dụng với axit. Amoniac (dạng khí cũng như dung dịch) kết hợp dễ dàng với ion H+ của dung dịch axit tạo thành muối amoni. Thí dụ : 2NH3 + H2SO4 đ (NH4)2SO4 NH3 + H+ đ Hình 2.4. Sự tạo thành "khói" amoni clorua. Thí nghiệm : Đặt hai bình mở nút đựng dung dịch HCl đặc và NH3 đặc, gần nhau thì thấy có "khói" màu trắng tạo thành (hình 2.4). "Khói" là những hạt nhỏ li ti của tinh thể muối amoni clorua NH4Cl. Muối này được tạo thành do khí amoniac và khí hiđro clorua hoá hợp với nhau : NH3 (k) + HCl (k) đ NH4Cl (r) Phản ứng này cũng được sử dụng để nhận ra khí amoniac. c) Dung dịch amoniac có khả năng làm kết tủa nhiều hiđroxit kim loại khi tác dụng với dung dịch muối của chúng. Thí dụ : Al3+ + 3NH3 + 3H2O đ Al(OH)3¯ + 2. Khả năng tạo phức Dung dịch amoniac có khả năng hoà tan hiđroxit hay muối ít tan của một số kim loại, tạo thành các dung dịch phức chất. Thí dụ : Cu(OH)2 + 4NH3 đ [Cu(NH3)4](OH)2 Cu(OH)2 + 4NH3 đ [Cu(NH3)4]2+ + 2OH- (xanh thẫm) AgCl + 2NH3 đ [Ag(NH3)2]Cl AgCl + 2NH3 đ [Ag(NH3)2]+ + Cl- Sự tạo thành các ion phức [Cu(NH3)4]2+, [Ag(NH3)2]+,... xảy ra do các phân tử amoniac kết hợp với các ion Cu2+, Ag+,... bằng các liên kết cho - nhận giữa cặp electron chưa sử dụng của nguyên tử nitơ với obitan trống của ion kim loại. 3. Tính khử Hình 2.5. Amoniac cháy trong khí oxi a) Tác dụng với oxi : Khi đốt trong khí oxi, amoniac cháy với ngọn lửa màu vàng, tạo ra khí nitơ và hơi nước (hình 2.5). Khi đốt amoniac trong oxi không khí có mặt chất xúc tác thì tạo ra khí NO và nước : b) Tác dụng với clo : Dẫn khí NH3 vào bình chứa khí clo, NH3 tự bốc cháy tạo ra ngọn lửa có "khói" trắng. "Khói" trắng là những hạt NH4Cl sinh ra do khí HCl vừa tạo thành hoá hợp với NH3. c) Tác dụng với oxit kim loại Khi đun nóng, NH3 có thể khử một số oxit kim loại thành kim loại, chẳng hạn NH3 khử CuO màu đen tạo ra Cu màu đỏ, nước và khí N2 : IV - ứng dụng Amoniac được sử dụng để sản xuất axit nitric ; các loại phân đạm như NH4NO3, (NH4)2SO4, urê,... ; điều chế hiđrazin N2H4 làm nhiên liệu cho tên lửa. Amoniac lỏng được dùng làm chất gây lạnh trong máy lạnh. V - điều chế 1. Trong phòng thí nghiệm Khí amoniac được điều chế bằng cách cho muối amoni tác dụng với kiềm, thí dụ Ca(OH)2, và đun nóng nhẹ. Thí dụ : 2NH4Cl + Ca(OH)2 2NH3ư + CaCl2 + 2H2O. Muốn điều chế nhanh một lượng nhỏ khí amoniac, người ta thường đun nóng dung dịch amoniac đậm đặc. Để làm khô khí, người ta cho khí NH3 vừa được tạo thành có lẫn hơi nước đi qua bình đựng vôi sống (CaO). 2. Trong công nghiệp Amoniac được tổng hợp từ khí nitơ và khí hiđro theo phản ứng : N2(k) + 3H2(k) 2NH3(k) ; DH = -92 kJ Đây là phản ứng thuận nghịch và toả nhiệt. Theo nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Sa-tơ-li-ê, muốn cho cân bằng chuyển dịch về phía tạo thành amoniac cần phải hạ nhiệt độ và tăng áp suất. Tuy nhiên, nếu nhiệt độ thấp quá thì phản ứng xảy ra rất chậm và nếu áp suất cao quá thì đòi hỏi thiết bị cồng kềnh và phức tạp. Trên thực tế, người ta thường thực hiện phản ứng ở nhiệt độ khoảng 450 - 500oC, áp suất khoảng 200 - 300 atm và dùng chất xúc tác là sắt kim loại được trộn thêm Al2O3, K2O,... để làm cho cân bằng nhanh chóng được thiết lập. ở các điều kiện như trên, hiệu suất chuyển hoá thành NH3 cũng chỉ đạt tới 20 - 25%. Hình 2.6. Sơ đồ thiết bị tổng hợp amoniac trong công nghiệp Hỗn hợp khí N2 và H2 (tỉ lệ mol 1 : 3) được nén ở áp suất cao và đưa vào tháp tổng hợp (hình 2.6). Trong tháp này, amoniac được tạo thành ở các điều kiện nhiệt độ, áp suất và chất xúc tác thích hợp đã nêu ở trên. Hỗn hợp khí đi ra từ tháp tổng hợp (gồm có N2, H2 và NH3) được dẫn đến tháp làm lạnh. ở đây, khí amoniac hoá lỏng và được tách riêng ra, còn hỗn hợp khí N2 và H2 chưa phản ứng được đưa trở lại tháp tổng hợp. B. Muối AmoNI I - Tính chất vật lí Muối amoni là những chất tinh thể ion, phân tử gồm cation amoni và anion gốc axit. Tất cả các muối amoni đều dễ tan trong nước và khi tan điện li hoàn toàn thành các ion. Ion không có màu. II - Tính chất hoá học 1. Tác dụng với bazơ kiềm Dung dịch đậm đặc của muối amoni tác dụng với dung dịch kiềm khi đun nóng sẽ cho khí NH3 bay ra. Thí dụ : (NH4)2SO4 + 2NaOH 2NH3ư + Na2SO4 + 2H2O Ion nhường H+ cho ion OH-, vậy trong dung dịch ion là một axit. Phản ứng này được sử dụng để nhận biết ion . Ngoài ra, muối amoni còn có thể tham gia phản ứng trao đổi với dung dịch các muối khác. 2. Phản ứng nhiệt phân Khi đun nóng, các muối amoni dễ bị nhiệt phân huỷ, tạo ra các sản phẩm khác nhau. Sản phẩm của sự phân huỷ được quyết định chủ yếu bởi bản chất của axit tạo nên muối. ã Muối amoni của axit dễ bay hơi khi đun nóng bị phân huỷ thành amoniac. Thí dụ : Tinh thể NH4Cl được đun nóng trong ống nghiệm (hình 2.7) sẽ phân huỷ thành khí NH3 và khí HCl : NH4Cl (r) NH3(k) + HCl (k) Khi bay lên miệng ống nghiệm gặp nhiệt độ thấp hơn, hai khí này hoá hợp với nhau tạo lại tinh thể NH4Cl màu trắng bám lên thành ống. ã Hình 2.7. Sự phân huỷ của NH4Cl Các muối amoni cacbonat và amoni hiđrocacbonat bị phân huỷ chậm ngay ở nhiệt độ thường, giải phóng khí NH3 và khí CO2 (NH4)2CO3 đ NH3 + NH4HCO3 NH4HCO3 đ NH3 + CO2 + H2O Trong thực tế người ta thường dùng muối NH4HCO3 để làm cho bánh trở nên xốp. ã Muối amoni của axit có tính oxi hoá như axit nitrơ, axit nitric khi bị nhiệt phân cho ra N2, N2O (đinitơ oxit) và nước. Thí dụ : NH4NO2 đ N2 + 2H2O NH4NO3 đ N2O + 2H2O Những phản ứng này được sử dụng để điều chế các khí N2 và N2O ở trong phòng thí nghiệm. Bài tập 1. Mô tả và giải thích hiện tượng thí nghiệm chứng minh tính tan nhiều của khí amoniac trong nước. 2. Có 5 bình đựng riêng biệt 5 chất khí : N2, O2, NH3, Cl2 và CO2. Hãy đưa ra một thí nghiệm đơn giản để nhận ra bình đựng khí NH3. 3. Nêu tính chất hoá học đặc trưng và những ứng dụng của amoniac. Tại sao người ta nói amoniac là một bazơ yếu ? 4. Dung dịch amoniac có thể hoà tan được Zn(OH)2 là do A. Zn(OH)2 là hiđroxit lưỡng tính. B. Zn(OH)2 là một bazơ ít tan. C. Zn(OH)2 có khả năng tạo thành phức chất tan, tương tự như Cu(OH)2. D. NH3 là một hợp chất có cực và là một bazơ yếu. Hãy chọn câu đúng. 5. Viết phương trình hoá học của các phản ứng thực hiện sơ đồ chuyển hoá sau : Khí A dung dịch A B khí A C D + H2O 6. Cho cân bằng hoá học : N2(k) + 3 H2(k) 2NH3(k) ; DH = -92 kJ Cân bằng trên sẽ chuyển dịch theo chiều nào (có giải thích) khi : a) tăng nhiệt độ ; b) hoá lỏng amoniac để tách amoniac ra khỏi hỗn hợp phản ứng ; c) giảm thể tích của hỗn hợp phản ứng. 7. Có thể phân biệt muối amoni với các muối khác bằng cách cho nó tác dụng với kiềm mạnh, vì khi đó A. thoát ra một chất khi màu lục nhạt. B. thoát ra một chất khí không màu, rất xốc, làm xanh giấy quỳ tím ẩm. C. thoát ra một chất khí màu nâu đỏ, làm xanh giấy quỳ tím ẩm. D. thoát ra chất khí không màu, không mùi. Hãy chọn đáp án đúng. 8*. Hiện nay người ta sản xuất amoniac bằng cách chuyển hoá có xúc tác một hỗn hợp gồm không khí, hơi nước và khí metan (thành phần chính của khí thiên nhiên). Phản ứng điều chế H2 : CH4 + 2H2O đ CO2 + 4H2 (1) Phản ứng loại O2 để thu N2 : CH4 + 2O2 đ CO2 + 2H2O (2) Phản ứng tổng hợp NH3 : N2 + 3H2 € 2NH3 Để sản xuất khí amoniac, nếu lấy 841,7 m3 không khí (chứa 21,03% O2 ; 78,02% N2 ; còn lại là khí hiếm), thì cần phải lấy bao nhiêu m3 khí metan và bao nhiêu m3 hơi nước để có đủ lượng N2 và H2 theo tỉ lệ 1 : 3 về thể tích dùng cho phản ứng tổng hợp amoniac. Giả thiết các phản ứng (1) và (2) đều xảy ra hoàn toàn và các thể tích khí được đo ở cùng điều kiện. Bài 12 (2 tiết) Bài 27 (1 tiết) Axit Nitric và muối nitrat ã Biết cấu tạo phân tử, tính chất vật lí và hiệu ứng tích chất hoá học của axit nitric và muối nitrat. ã Biết phương pháp điều chế axit nitric trong phòng thí nghiệm và sản xuất axit nitric trong công nghiệp. ã Rèn luyện kĩ năng viết phương trình phản ứng oxi hoá - khử. A. Axit nitric (HNO3) I - Cấu tạo phân tử Phân tử HNO3 có cấu tạo : Trong hợp chất HNO3, nguyên tố nitơ có số oxi hoá cao nhất là +5. II - Tính chất vật lí ã Axit nitric tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm, khối lượng riêng bằng 1,53 g/cm3, sôi ở 86oC. Axit nitric không bền lắm : khi đun nóng bị phân huỷ một phần theo phương trình : 4HNO3 đ 4NO2 + O2 + 2H2O Phản ứng này cũng xảy ra ở điều kiện thường, đặc biệt khi có ánh sáng mặt trời. Khí nitơ đioxit tan vào dung dịch axit, làm cho dung dịch có màu vàng. ã Axit nitric tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào. Trên thực tế thường dùng loại axit đặc có nồng độ 68%, D = 1,40 g/cm3. III - Tính chất hoá học 1. Tính axit Axit nitric là một trong số các axit mạnh nhất, trong dung dịch loãng nó phân li hoàn toàn thành H+ và . Dung dịch HNO3 có đầy đủ tính chất của dung dịch axit : làm quỳ tím đổi thành màu đỏ, tác dụng với oxit bazơ và bazơ tạo thành muối nitrat và nước, tác dụng với muối của axit yếu hơn. Thí dụ : CuO + 2HNO3 đ Cu(NO3)2 + H2O Ca(OH)2 + 2HNO3 đ Ca(NO3)2 + 2H2O CaCO3 + 2HNO3 đ Ca(NO3)2 + CO2 + H2O 2. Tính oxi hoá Axit nitric là một trong những axit có tính oxi hoá mạnh. Tuỳ thuộc vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử mà HNO3 có thể bị khử đến một số sản phẩm khác nhau của nitơ. a) Với kim loại Do ion trong phân tử HNO3 có khả năng oxi hoá mạnh hơn ion H+, nên HNO3 oxi hoá được hầu hết các kim loại, kể cả các kim loại có tính khử yếu như Cu, Ag,..., trừ Au và Pt. Khi đó, kim loại bị oxi hoá đến mức oxi hoá cao nhất và tạo ra muối nitrat. Khi tác dụng với kim loại có tính khử yếu như Cu, Pb, Ag,... HNO3 đặc bị khử đến NO2 (hình 2.8), còn HNO3 loãng bị khử đến NO. Thí dụ : Hình 2.8. Phản ứng của Cu với HNO3 đặc Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh như Mg, Zn, Al,... HNO3 loãng có thể bị khử đến , hoặc . Thí dụ : ã Fe, Al bị thụ động hoá trong dung dịch HNO3 đặc, nguội vì tạo nên một màng oxit bền trên bề mặt các kim loại này, bảo vệ cho kim loại không tác dụng với axit nitric và những axit khác mà trước đó chúng tác dụng dễ dàng. b) Với phi kim Khi đun nóng, axit nitric đặc có thể oxi hoá được nhiều phi kim như C, S, P,... Khi đó, các phi kim bị oxi hoá đến mức oxi hoá cao nhất, còn HNO3 bị khử đến NO2 hoặc NO tuỳ theo nồng độ của axit. Thí dụ : c) Với hợp chất Khi đun nóng, axit nitric có thể oxi hoá được nhiều hợp chất như H2S, HI, SO2, FeO, muối sắt (II),... Thí dụ : Nhiều chất hữu cơ bị phá huỷ hoặc bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc. IV - ứng dụng HNO3 là một trong những hoá chất cơ bản quan trọng. Phần lớn HNO3 sản xuất trong công nghiệp được dùng để điều chế phân bón NH4NO3. HNO3 còn được dùng để sản xuất thuốc nổ (thí dụ trinitrotoluen TNT,...), thuốc nhuộm, dược phẩm. V - Điều chế 1. Trong phòng thí nghiệm HNO3 được điều chế bằng cách cho natri nitrat hoặc kali nitrat tác dụng với H2SO4 đặc, nóng : NaNO3(r) + H2SO4(đặc) đ HNO3 + NaHSO4 Hơi HNO3 thoát ra được dẫn vào bình, được làm lạnh và ngưng tụ ở đó (hình 2.9). Phương pháp này chỉ được dùng để điều chế một lượng nhỏ HNO3 bốc khói. Hình 2.9. Điều chế HNO3 đặc trong phòng thí nghiệm 2. Trong công nghiệp HNO3 được sản xuất từ amoniac. Quá trình sản xuất gồm ba giai đoạn : ã Oxi hoá khí amoniac bằng oxi không khí ở nhiệt độ 850 - 900o C, có mặt chất xúc tác là hợp kim platin (Pt) và iriđi (Ir) : 4NH3 + 5O2 đ 4NO + 6H2O ; DH = - 907 kJ Phản ứng này toả nhiệt và xảy ra gần như hoàn toàn. ã Oxi hoá NO thành NO2. Hỗn hợp chứa NO được làm nguội và cho hoá hợp với oxi không khí tạo thành khí nitơ đioxit : 2NO + O2 đ 2NO2 ã Chuyển hoá NO2 thành HNO3. Cho hỗn hợp nitơ đioxit vừa tạo thành và oxi tác dụng với nước, sẽ thu được dung dịch axit nitric : 4NO2 + 2H2O + O2 đ 4HNO3 Dung dịch HNO3 thu được có nồng độ không vượt quá 60 - 62%. Để làm tăng nồng độ của HNO3, người ta chưng cất dung dịch HNO3 này với H2SO4 đậm đặc trong các thiết bị đặc biệt. Khi đó thu được dung dịch HNO3 có nồng độ cao hơn. B. Muối nitrat Muối nitrat là muối của axit nitric. Thí dụ, natri nitrat (NaNO3), đồng (II) nitrat (Cu(NO3)2),... I - Tính chất của muối nitrat 1. Tính chất vật lí Tất cả các muối nitrat đều tan nhiều trong nước và là chất điện li mạnh. Trong dung dịch, chúng phân li hoàn toàn thành các ion. Ion không có màu, nên màu của một số muối nitrat là do màu của cation kim loại của muối tạo nên. Thí dụ Cu(NO3)2 có màu xanh. Một số muối nitrat như NaNO3, NH4NO3 ... hấp thụ hơi nước trong không khí nên dễ bị chảy rữa. 2. Tính chất hoá học Các muối nitrat kém bền với nhiệt, chúng bị phân huỷ khi đun nóng. Độ bền nhiệt của muối nitrat phụ thuộc vào bản chất của cation kim loại tạo muối. ã Nói chung, muối nitrat của các kim loại hoạt động mạnh (kali, natri,...) bị phân huỷ thành muối nitrit và oxi : Thí dụ : 2KNO3 2KNO2 + O2 ã Muối nitrat của magie, kẽm, sắt, chì, đồng,... bị phân huỷ thành oxit kim loại tương ứng, NO2 và O2 : Thí dụ : 2Mg(NO3)2 2MgO + 4NO2 + O2 ã Muối nitrat của bạc, vàng, thuỷ ngân,... bị phân huỷ thành kim loại tương ứng, khí NO2 và O2. Thí dụ : 2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2 ở nhiệt độ cao, muối nitrat phân huỷ ra oxi nên chúng là các chất oxi hoá mạnh. Khi cho than nóng đỏ vào muối kali nitrat nóng chảy, than bùng cháy. Hỗn hợp muối nitrat nóng chảy và chất hữu cơ dễ bắt cháy và cháy mạnh. 3. Nhận biết ion nitrat