Microsoft word tài liçu2

Microsoft Word Tài liÇu2 Đề cương ôn tập Giữa học kì 1 Hóa học lớp 11 chi tiết nhất CHƯƠNG I SỰ ĐIỆN LI SỰ ĐIỆN LI Khái niệm Là quá trình các chất khi hòa tan trong nước (hoặc ở trạng thái nóng chảy),[.]

Đề cương ơn tập Giữa học kì Hóa học lớp 11 chi tiết CHƯƠNG I : SỰ ĐIỆN LI SỰ ĐIỆN LI - Là trình chất hịa tan nước (hoặc trạng thái nóng chảy), phân li thành ion (ion dương âm) Các ion có khả dẫn điện Khái niệm - Q trình điện li khơng phải q trình oxi hóa - khử khơng có cho - nhận e, mà trình tách ion từ mạng tinh thể ion thành ion dương (cation) ion âm (anion), tác dụng phần tử dung môi phân cực (H2O) - Chất điện li : chất tan nước phân li thành ion a/ Chất điện li mạnh : chất tan nước, phân tử hòa tan phân li ion Bao gồm : axit mạnh HCl, H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4, HI, HBr,… Các bazơ mạnh KOH, NaOH, Ba(OH)2,… hầu hết muối Phân loại b/ Chất điện li yếu : chất tan nước có phần số phân tử hòa tan phân li ion, phần lại tồn dạng phân tử dung dịch Bao gồm : axit yếu HF, H2SO3, H2S, HClO, HNO2, H3PO4, CH3COOH, HCOOH,… Các bazơ yếu Bi(OH)3, Mg(OH)2, NH3, amin,… Một số muối thủy ngân HgCl2, Hg(CN)2,… c/ Chất không điện li : chất tan vào nước hoàn toàn khơng phân li thành ion Ví dụ : saccarozơ C12H22O11 , ancol etylic C2H5OH , glixerol C3H5(OH)3 ,… - Trong phương trình chất điện li mạnh, dùng mũi tên chiều : KOH → K+ + OHCách biểu diễn ; Na2SO4 → 2Na+ + SO42- … - Trong phương trình điện li yếu, dùng mũi tên chiều : CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ ; H2S ⇄ HS- + H+ … Định nghĩa : Theo thuyết Arenius, axit chất tan nước, phân li cation H+ Thí dụ : HCl → H+ + Cl- ; HCOOH ⇄ HCOO- + H+ Các dung dịch axit có số tính chất chung, tính chất cation H+ dung dịch Từ hai thí dụ ta thấy, phân tử HCl phân tử HCOOH dung dịch nước phân li nấc ion H+ Đó Axit axit nấc Axit nhiều nấc : Những axit tan nước mà phân tử phân li nhiều nấc ion H+ axit nhiều nấc (đa axit) H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4H2PO4- ⇄ H+ + HPO42HPO42- ⇄ H+ + PO43- Phân tử H3PO4 phân li ba nấc ion H+ , H3PO4 axit ba nấc Theo thuyết Arenius, bazơ chất tan nước phân li ion OH- Ví dụ : NaOH → Na+ + OH- ; Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH* Hiđroxit lưỡng tính : hiđroxit tan nước vừa phân li axit, vừa phân li bazơ Các hiđroxit lưỡng tính thường gặp : Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 Chúng tan nước, lực axit (khả phân li ion) lực bazơ yếu Bazơ Ví dụ 1: phương trình điện li Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2 + Phân li kiểu bazơ : Zn(OH)2 ⇄ Zn2+ + 2OH+ Phân li kiểu axit : H2ZnO2 ⇄ ZnO22- + 2H+ Ví dụ : phương trình điện li Al(OH)3 ↔ HAlO2.H2O + Phân li kiểu bazơ : Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH+ Phân li kiểu axit : HAlO2.H2O ⇄ H+ + AlO2- + H2O Là hợp chất tan nước, phân li cation kim loại (hoặc cation NH4+) anion gốc axit a/ Muối trung hòa : muối mà anion gốc axit khơng cịn hiđro có + Muối khả phân li ion H : NaCl, NH4NO3, K2CO3,… anion gốc axit hiđro khơng có khả phân li ion H+ : Na2HPO3 , NaH2PO3 b/ Muối axit : muối mà anion gốc axit cịn hiđro có khả phân li ion H+ : NaHCO3 , KHSO4, Na2HPO4,… c/ Muối hỗn tạp : muối thành phần phân tử gồm cation kim loại với nhiều anion khác Ví dụ : clorua vơi CaOCl2 có gốc axit Cl – Ca – OCl d/ Muối kép : muối thành phần phân tử gồm nhiều cation kim loại, loại ion âm Ví dụ : kali nhơm sunfat KAl(SO4)2 (phèn chua) … Tích số ion nước (ở 250C) Một cách gần đúng, có KH2O = [H+].[OH−] = 1,0.10−14 thể coi giá trị tích số số dd loãng chất khác Các giá trị - Môi trường trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7M pH = [H+] pH đặc trưng - Môi trường axit : [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7M pH < - Môi trường bazơ : [H+] < [OH-] hay [H+] < 10-7M pH > - Có thể đánh giá độ axit độ kiềm dung dịch nồng độ H+ Nhưng dd thường có nồng độ H+ nhỏ Để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm, người ta dùng giá trị pH với quy ước sau : pH = Khái niệm log[H+] Nếu [H+] = 1,0.10-a pH = a pH ý - Giá trị pH có ý nghĩa thực tế to lớn Chẳng hạn, pH máu người nghĩa thực động vật có giá trị gần khơng đổi Thực vật sinh tiễn trưởng bình thường giá trị pH dd đất khoảng xác định đặc trưng cho loại Tốc độ ăn mòn kim loại nước tự nhiên phụ thuộc nhiều vào giá trị pH nước mà kim loại tiếp xúc Là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH dung dịch Chất thị axit – + Quỳ tím : đỏ (pH ≤ 6) , tím (pH = 7) , xanh (pH ≥ 8) bazơ + Phenolphtalein : không màu (pH < 8,3), hồng (pH ≥ 8,3) (trong xút đặc, màu hồng bị mất) PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH - Phản ứng xảy dung dịch chất điện li phản ứng ion - Điều kiện : + Các chất tham gia phản ứng trao đổi ion phải chất tan (dung dịch) , trừ số trường hợp muối không tan tác dụng với axit mạnh (FeS + HCl ; CaCO3 + HNO3 ,…) + Phản ứng xảy ion kết hợp với tạo thành chất sau : chất kết tủa, chất khí, chất điện li yếu - Phương trình ion thu gọn cho biết chất phản ứng dịch chất điện li - Trong phương trình ion thu gọn, người ta loại bỏ ion không tham gia phản ứng, chất kết tủa, điện li yếu, chất khí giữ nguyên dạng phân tử Ví dụ : Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2NaCl - Bước : viết phương trình ion đầy đủ: ta chuyển tất chất vừa dễ tan, vừa điện li mạnh thành ion, chất khí, kết tủa, điện li yếu để nguyên dạng phân tử 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + Phản 2Clứng tạo thành chất - Bước : lược bỏ ion không tham gia phản ứng: kết tủa 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl- Bước : ta phương trình ion thu gọn : Ba2+ + SO42- → BaSO4 ↓ Ví dụ : AgNO3 + HCl → AgCl ↓ + HNO3 - Bước : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3- Bước : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3- Bước : Ag+ + Cl- → AgCl ↓ Ví dụ : 2HCl + K2CO3 → 2KCl + CO2 ↑ + H2O - Bước : 2H+ + 2Cl- + 2K+ + CO32- → 2K+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O - Bước : 2H+ + 2Cl- + 2K+ + CO32- → 2K+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O Phản ứng tạo + 2→ CO2 ↑ + H2O thành chất - Bước : 2H + CO3 khí Ví dụ : FeS (r) + H2SO4 → FeSO4 + H2S ↑ - Bước : FeS + 2H+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + H2S ↑ - Bước : FeS + 2H+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + H2S ↑ - Bước : FeS + 2H+ → Fe2+ + H2S ↑ Ví dụ : HNO3 + KOH → KNO3 + H2O - Bước : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3- + H2O Tạo thành chất điện li yếu H2O - Bước : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3- + - Bước : H+ + OH- → H2O Ví dụ : CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl - Bước : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl- Bước : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl- Bước : CH3COO- + H+ → CH3COOH CHƯƠNG II : NITƠ - PHOTPHO NITƠ (N) - Nitơ số 7, nhóm VA, chu kì - Cấu hình e : 1s22s22p3 I Vị trí, cấu hình e ngun tử - Ba e phân lớp 2p tạo ba liên kết cộng hóa trị với nguyên tử khác - Phân tử nitơ gồm hai nguyên tử, chúng hình thành liên kết ba - CTCT phân tử N2 : N≡N II Tính chất vật lí trạng thái tự nhiên - Điều kiện thường, chất khí không màu, không vị, không mùi, nhẹ không khí, hóa lỏng -1960C, tan nước (ở điều kiện thường, lít nước hịa tan 0,015 lít khí nitơ) Nitơ khơng trì cháy hô hấp - Trong tự nhiên, nitơ tồn dạng tự dạng hợp chất + Ở dạng tự do, khí nitơ chiếm 78,16% thể tích khơng khí (≈ 4/5 thể tích khơng khí) Nitơ thiên nhiên hỗn hợp đồng vị : N714(99,63%) N715(0,37%) + Ở dạng hợp chất, nitơ có nhiều khoáng chất natri nitrat NaNO3 (diêm tiêu natri) - Ở nhiệt độ thường, nitơ trơ mặt hóa học (do liên kết ba phân tử nitơ bền, 30000C chưa bị phân hủy rõ rệt thành nguyên tử) Ở nhiệt độ cao, nitơ trở nên hoạt động tác dụng với nhiều chất - N có số oxi hóa : -3 , từ +1 đến +5 Khi tham gia phản ứng oxi hóa – khử, số oxi hóa N tăng giảm, thể tính khử tính oxi hóa Tuy nhiên, tính oxi hóa tính chất chủ yếu Tính oxi hóa : Trong hợp chất cộng hóa trị nitơ với nguyên tố có độ âm điện nhỏ (như hiđro, kim loại,…), nguyên tố nitơ có số oxi hóa -3 III Tính chất hóa học a/ Tác dụng với kim loại : - Ở nhiệt độ thường, nitơ tác dụng với kim loại liti, tạo thành liti nitrua: 6Li + N2 → 2Li3N - Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với số kim loại hoạt động Mg, Ca, Al,… tạo thành nitrua kim loại 2Ca + N2 →t0 Ca3N2 (canxi nitrua) 2Al + N2 →t0 2AlN (nhôm nitrua) b/ Tác dụng với hiđro : N2 + 3H2 ⇄xtt0 cao, p cao 2NH3 Tính khử : Trong hợp chất cộng hóa trị nitơ với nguyên tố có độ âm điện lớn (như oxi,flo), nguyên tố nitơ có số oxi hóa dương, từ +1 đến +5 N2 + O2 ⇄t0 lò hòa quang điện ≈ 30000C 2NO Trong thiên nhiên, khí NO tạo thành có sấm sét Ở điều kiện thường, khí NO khơng màu kết hợp với khí oxi khơng khí tạo nitơ đioxit NO2 màu nâu đỏ : 2NO + O2 → 2NO2 Ngoài oxit trên, oxit khác nitơ N2O, N2O3, N2O5, chúng không điều chế trực tiếp phản ứng nitơ oxi - Nguyên tố nitơ thành phần dinh dưỡng thực vật IV Ứng dụng - Trong cơng nghiệp, phần lớn lượng khí nitơ sản xuất dùng để tổng hợp khí amoniac, từ sản xuất axit nitric, phân đạm,… - Nhiều ngành công nghiệp luyện kim, thực phẩm, điện tử,… sử dụng nitơ làm môi trường trơ Nitơ lỏng dùng để bảo quản máu mẫu vật khác Trong công nghiệp : phương pháp chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng Trong phịng thí nghiệm : V Điều chế - Một lượng nhỏ nitơ tinh khiết điều chế cách đun nóng nhẹ dung dịch bão hào muối amoni nitrit : NH4NO2 →t0 N2 + 2H2O - Muối bền, thay dung dịch bão hòa amoni clorua natri nitrit : NH4Cl + NaNO2 →t0 N2 + NaCl + 2H2O AMONIAC (NH3) Trong phân tử amoniac, nguyên tử N liên kết với nguyên tử H liên kết cộng hóa trị có cực I Cấu Những đơi e dùng chung tạo lệch phía nguyên tử N phân tử có độ âm điện lớn Phân tử NH3 có cấu tạo hình chóp với ngun tử N đỉnh, đáy tam giác mà đỉnh nguyên tử H Trong phân tử NH3, nguyên tử NH3 cịn cặp e hóa trị tham gia liên kết với nguyên tử khác II Tính Là chất khí khơng màu, mùi khai xốc, nhẹ khơng khí, tan chất nhiều nước (ở điều kiện thường, lít nước hịa tan khoảng vật lí 800 lít khí amoniac) Tính bazơ yếu : a Tác dụng với nước : Khi tan nước, NH3 kết hợp với ion H+ nước, tạo thành ion NH4+ OH- , làm cho dd có tính bazơ dẫn điện : NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- III Tính chất hóa học Trong dd, amoniac bazơ yếu, hóa xanh quỳ tím, hóa hồng phenolphtalein b Tác dụng với dd muối : - Dung dịch amoniac tác dụng với dd muối nhiều kim loại, tạo thành kết tủa hiđroxit kim loại FeSO4 + 2NH3 + 2H2O → (NH4)2SO4 + Fe(OH)2 ↓ - Với dd muối Cu2+ , Zn2+ , Ag+ tạo phức chất tan [Cu(NH3)4]2+ , [Zn(NH3)4]2+ , [Ag(NH3)2]+ CuCl2 + 2NH3 + 2H2O → 2NH4Cl + Cu(OH)2 ↓ 4NH3 + Cu(OH)2 → [Cu(NH3)4](OH)2 (phức xanh thẫm) c Tác dụng với axit : Khí amoniac, dd amoniac, tác dụng với dd axit tạo muối amoni NH3 + HCl → NH4Cl ; 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 Tính khử mạnh : Trong phân tử amoniac, N có số oxi hóa -3 (số oxi hóa thấp nhất), amoniac có tính khử Tính chất thể amoniac tác dụng với chất oxi hóa a Với oxi : 4NH3 + 3O2 →t0 2N2 + 6H2O (phản ứng cháy với lửa màu vàng) 4NH3 + 5O2 b Với clo : 4NO + 6H2O clo oxi hóa mạnh amoniac tạo nitơ hiđro clorua 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl Đồng thời NH3 kết hợp với HCl tạo thành “khói” trắng NH4Cl NH3 + HCl → NH4Cl Tổng hợp : 8NH3 + 3Cl2 → N2 + 6NH4Cl c Với CuO : 2NH3 + 3CuO →t0 3Cu + N2 + 3H2O Điều chế : IV Điều chế ứng dụng a Trong phịng thí nghiệm : đun nóng muối amoni với dd kiềm 2NH4Cl + Ca(OH)2 →t0 CaCl2 + 2NH3 ↑ + 2H2O Để làm khơ khí, người ta cho khí amoniac vừa tạo thành có lẫn nước qua bình đựng vơi sống (CaO) Khi muốn điều chế nhanh lượng nhỏ khí amoniac, người ta thường đun nóng dd amoniac đậm đặc b Trong cơng nghiệp : tổng hợp tử nitơ hiđro N2(k) + 3H2(k) ⇄t0 , p, xt 2NH3(k) ΔH < Đây phản ứng thuận nghịch tỏa nhiệt Các điều kiện áp dụng công nghiệp sản xuất amoniac : - Nhiệt độ : 450 - 5000C Ở nhiệt độ thấp hơn, cân hóa học chuyển dịch sang phải làm tăng hiệu suất phản ứng, lại làm giảm tốc độ phản ứng - Áp suất cao, từ 200 – 300 atm - Chất xúc tác sắt kim loại trộn thêm Al2O3, K2O,… Trong khí amoniac tạo thành lẫn nitơ hiđro Hỗn hợp làm lạnh, có amoniac hóa lỏng tách Còn nitơ hiđro chưa tham gia phản ứng lại bổ sung vào hỗn hợp nguyên liệu ban đầu Ứng dụng : Amoniac sử dụng chủ yếu để sản xuất axit nitric, phân đạm urê, amoni nitrat, amoni sunfat,… ; điều chế hiđrazin N2H4 làm nhiên liệu tên lửa Amoniac lỏng dùng làm chất gây lạnh thiết bị lạnh PHOTPHO (P) I Vị trí - Photpho số 15, nhóm VA, chu kì cấu hình e nguyên - Cấu hình e : 1s22s22p63s23p3 tử Do lớp ngồi có e , nên hợp chất, hóa trị p Ngồi ra, số hợp chất, P cịn có hóa trị Photpho tồn số dạng thù hình khác nhau, quan trọng Photpho trắng Photpho đỏ Photpho trắng Photpho đỏ - Chất rắn suốt, màu trắng vàng, trông giống sáp, có cấu trúc mạng tinh thể nguyên tử Trong tinh thể, phân tử P4 nằm nút mạng liên kết với liên kết yếu Do P trắng mềm, dễ nóng chảy (tnc = 44,10C) II Tính - P trắng khơng tan nước, tan chất vật dung môi hữu : C6H6, lí CS2,… độc, gây bỏng - Chất bột màu đỏ, dễ hút ẩm chảy rữa, bền không khí nhiệt độ thường, khơng phát quang màu lục bóng tối, khơng tan dung mơi thơng thường - P đỏ có cấu trúc polime, nên khó nóng chảy, bốc cháy nhiệt độ 2500C, khó bay P trắng - P trắng bốc cháy khơng khí - Khi đun nóng khơng có khơng t0 > 400C, nên bảo quản khí, P đỏ chuyển thành hơi, cách ngâm nước làm lạnh ngưng tụ lạnh thành P trắng - Phát quang màu lục nhạt bóng tối nhiệt độ thường P trắng →khơng có khơng khí2500C P đỏ P phi kim tương đối hoạt động P trắng hoạt động hóa học mạnh P đỏ Trong hợp chất, P có số oxi hóa -3, +3, +5 Do đó, tham gia phản ứng hóa học P thể tính oxi hóa tính khử III Tính oxi hóa : P thể tính oxi hóa tác dụng với số kim loại Tính hoạt động tạo photphua kim loại chất hóa học 2P + 3Mg →t0 Mg3P2 (magie photphua) 2P + 3Zn →t0 Zn3P2 (kẽm photphua – thuốc chuột) Tính khử : P thể tính khử tác dụng với phi kim hoạt động oxi, halogen, lưu huỳnh,… hợp chất có tính oxi hóa mạnh khác 4P + O2 (thiếu) →t0 2P2O3 (điphotpho trioxit) 4P + O2 (dư) →t0 2P2O5 (điphotpho pentaoxit) 2P + 3Cl2 (thiếu) →t0 2PCl3 (photpho triclorua) 2P + 5Cl2 (dư) →t0 2PCl5 (photpho pentaclorua) 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO 6P + 5K2Cr2O7 → 5K2O + 5Cr2O3 + 3P2O3 6P (đỏ) + 5KClO3 →t0 3P2O5 + 5KCl (phản ứng xảy trình đốt diêm) Trạng thái tự nhiên : Trong tự nhiên không gặp P trạng thái hoạt động mặt hóa học Hai khống vật P photphorit Ca3(PO4)2 apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2 IV Trạng thái tự nhiên ứng dụng – sản xuất Ứng dụng : - Phần lớn Photpho sản xuất sử dụng dùng để sản xuất axit photphoric, phần lại chủ yếu dùng sản xuất diêm - Ngoài ra, Photpho cịn dùng vào mục đích qn : sản xuất bom, đạn cháy, đạn khói,… Sản xuất : Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C →12000C 3CaSiO3 + 5CO + 2P (hơi P thoát ngưng tụ làm lạnh, thu P trắng dạng rắn) Muối amoni chất tinh thể ion, gồm cation amoni NH4+ anion gốc axit I Tính chất vật lí : Tất muối amoni tan nhiều nước, tan điện li hoàn toàn thành ion Ion NH4+ khơng màu II Tính chất hóa học : Tác dụng với dd kiềm : Dung dịch đậm đặc muối amoni phản ứng với dd kiềm đun nóng cho khí amoniac bay (NH4)2CO3 + KOH →t0 K2CO3 + 2NH3 ↑ + 2H2O Phương trình ion thu gọn : NH4+ + OH- → NH3 ↑ + H2O (Phản ứng dùng để nhận biết ion amoni điều chế amoniac phịng thí nghiệm) Muối amoni Phản ứng nhiệt phân : muối amoni dễ bị phân hủy nhiệt a/ Muối amoni chứa gốc axit khơng có tính oxi hóa (Cl- , HSO4- , SO42- , HCO3-, CO32-,…) đun nóng bị phân hủy thành amoniac NH4Cl →t0 NH3 + HCl (NH4)2CO3 →t0 NH3 + NH4HCO3 (NH4)2SO4 →t0 NH3 + NH4HSO4 NH4HSO4 →t0 NH3 + N2 + 3SO2 + 6H2O NH4HCO3 →t0 NH3 + CO2 + H2O (NH4HCO3 dùng làm bột nở) b/ Muối amoni chứa gốc axit có tính oxi hóa axit nitrơ, axit nitric bị nhiệt phân cho N2 , N2O (đinitơ oxit) NH4NO2 →t0 N2 + 2H2O ; NH4NO3 →t0 N2O + 2H2O (các phản ứng dùng để điều chế N2 N2O phịng thí nghiệm) Muối axit nitric gọi muối nitrat I Tính chất vật lí : Tất muối nitrat dễ tan nước chất điện li mạnh Trong dd loãng, chúng phân li hồn tồn thành ion Ion NO3- khơng màu II Tính chất hóa học : Phản ứng nhiệt phân : - Các muối nitrat kim loại hoạt động mạnh (Na, K,…) bị phân hủy tạo muối nitrit O2 NaNO3 →t0 NaNO2 + O2 Muối nitrat - Muối nitrat Mg, Zn, Fe, Pb, Cu,… bị phân hủy tạo oxit kim loại tương ứng, NO2 O2 2Cu(NO3)2 →t0 2CuO + 4NO2 + O2 4Al(NO3)3 →t0 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 4Fe(NO3)2 →t0 2Fe2O3 + 8NO2 + O2 4Fe(NO3)3 →t0 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2 - Muối nitrat Ag, Au, Hg,… bị phân hủy tạo thành kim loại tương ứng, NO2 O2 2AgNO3 →t0 2Ag + 2NO2 + O2 Hg(NO3)2 →t0 Hg + 2NO2 + O2 Phản ứng oxi hóa – khử : 3Cu + 8H+ + 2NO3- →t0 3Cu2+ + 2NO ↑ + 4H2O 2NO + O2 (khơng khí) → 2NO2 (màu nâu đỏ) (phản ứng để nhận biết ion NO3- dung dịch) III Ứng dụng : - Các muối nitrat chủ yếu sử dụng làm phân bón (phân đạm) Ví dụ : NH4NO3 (đạm lá), NaNO3, KNO3,… - Kali nitrat dùng chế tạo thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói) Thuốc nổ đen chứa 75% KNO3 , 10% S 15% C Muối photphat muối axit photphoric Gồm loại muối : - Muối photphat trung hòa : Na3PO4, (NH4)3PO4 , Ca3(PO4)2 ,… - Muối đihiđrophotphat : KH2PO4, NH4H2PO4 , Ca(H2PO4)2 ,… - Muối hiđrophotphat : Na2HPO4 , (NH4)2HPO4 , CaHPO4 ,… Muối photph Tính tan : tất muối đihiđrophotphat tan Trong muối at hiđrophotphat photphat trung hòa có muối kim loại Na, K amoni dễ tan muối kim loại khác khơng tan tan Nhận biết ion photphat : 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4 ↓ (màu vàng) (kết tủa không tan nước, tan dd axit nitric loãng) AXIT NITRIC (HNO3) I Mũi tên CTCT Cấu cho biết cặp e liên kết tạo nguyên tử N cung cấp phân tử Trong hợp chất HNO3, N có số oxi hóa cao +5 hóa trị IV AXIT PHOTPHORIC (H3PO4) Trong hợp chất H3PO4 , P có số oxi hóa cao +5 hóa trị V - Là chất lỏng khơng màu, bốc khói mạnh khơng khí ẩm - Kém bền, phân hủy nhiệt độ thường có ánh sáng II Tính 4HNO3 chất vật lí 2H2O 4NO2 + O2 + Là chất tinh thể suốt, nóng chảy 42,50C, háo nước nên dễ chảy rữa, tan nước theo tỉ lệ Axit photphoric thường dùng dd đặc, sánh, không màu, nồng độ 85% Khí NO2 (nitơ đioxit) tan dd axit, làm cho dd có màu vàng - Tan nước theo tỉ lệ Tính axit : - Có tính chất axit (làm quỳ tím hóa đỏ, kim loại trước H dãy hoạt động hóa học, tác dụng bazơ, oxit bazơ số muối) Là axit mạnh nhất, dd lỗng phân li hồn tồn thành ion H+ NO3- Làm quỳ tím hóa đỏ, tác dụng bazơ, oxit bazơ 2H3PO4 + muối axit yếu tạo thành muối 3Na2O → 2Na3PO4 + 3H2O nitrat 2H3PO4 + 3Mg → Mg3(PO4)2 + 3H2 MgO + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O H3PO4 + 3AgNO3 → 3HNO3 + III Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 Ag3PO4 Tính chất + 2H2O - Có độ mạnh trung bình, axit hóa BaCO3 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + nấc Trong dd nước, phân li học CO2 + H2O theo nấc : Tính oxi hóa mạnh : Nấc : H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4- (chủ yếu) Axit nitric axit có tính oxi hóa mạnh Tùy thuộc vào Nấc : H2PO4- ⇄ H+ + HPO42nồng độ axit độ mạnh yếu (kém hơn) chất khử, mà HNO3 bị khử đến sản phẩm khác nitơ Nấc : HPO42- ⇄ H+ + PO43a Tác dụng với kim loại : (rất yếu) + HNO3 phản ứng với hầu hết kim loại trừ Au Pt → muối nitrat + H2O sản phẩm khử N+5 (NO2, NO, N2O, N2 NH4NO3) + Thơng thường : HNO3 lỗng → NO , HNO3 đặc → NO2 → dd axit photphoric chứa ion H+ , H2PO4- , HPO42- , PO43- phân tử H3PO4 không phân li (không kể ion H+ OH- nước phân li) - Khi tác dụng với dd kiềm, tùy + Với kim loại có tính khử mạnh theo lượng chất tác dụng mà axit : Mg, Al, Zn,… HNO3 loãng bị photphoric tạo muối axit, muối khử đến N2O, N2, NH4NO3 trung hòa hỗn hợp muối Cu + 4HNO3 (đặc)→ Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O Fe + 4HNO3 loãng → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O 4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 3KOH + H3PO4 → K3PO4 + 3H2O * Chú ý : Fe, Al, Cr bị thụ động - Khác với axit nitric, axit dd HNO3 đặc, nguội tạo màng oxit photphoric khơng có tính oxi hóa bền, bảo vệ kim loại khỏi tác dụng axit → dùng bình Al Fe để đựng HNO3 đặc nguội * Au, Pt tan nước cường toan (cường thủy 3HCl : 1HNO3), khơng hịa tan Ag tạo kết tủa AgCl Au + 3HCl + HNO3 → AuCl3 + NO + 2H2O b Tác dụng với phi kim : S + 6HNO3 →t0H2SO4 + 6NO2 + 2H2O C + 4HNO3 →t0CO2 + 4NO2 +