hóa 11 lý thuyết chương 2 nitrogen sulfur

Hiện tượng mưa acid 1 MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA NITROGEN VỚI OXYGEN ⦁ Khi có sấm sét NO được tạo thành : 2NOg + O2g → 2NO2g Nitrogen oxide NOx như NO, NO2 được hình thành từ những hiện tượng

ỨNG DỤNG CỦA NITROGEN TRONG ĐỜI SỐNG & SẢN XUẤT1

CÁC OXIDE CỦA NITROGEN

1.1 Công thức, tên gọi

Oxide của nitrogen có trong không khí Oxide N2O (khí

Nitrogen dioxde

Dinitrogen tetraoxide

1.2 Nguồn gốc phát sinh các oxide của nitrogen trong không khí

1.3 Hiện tượng mưa acid 1

MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA NITROGEN VỚI OXYGEN

⦁ Khi có sấm sét NO được tạo thành :

2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)

Nitrogen oxide (NOx) như NO, NO2 được hình thành từ những hiện tượng trong tự nhiên hoặc các thiết bị động cơ hoạt động ở nhiệt độ cao Các khí này độc, có thể gây ảnh hưởng nghiêm trọng đến sức khỏe con người Chúng cũng là một trong những nguyên nhân chính gây nên hiện tượng mưa acid, phú dưỡng, hiệu ứng nhà kính, thủng tầng ozone,…

⦁ Hoạt động của núi lửa, cháy rừng, sấm sét hoặc do con người tiêu thụ các nhiên liệu như than đá, dầu mỏ … làm phát sinh ra nhiều khí SO2, NOx (các khí oxide của nitrogen như NO, NO2)

Một số tác hại của mưa acid: Làm thay đổi thành phần của nước sông, hồ, gây hại

cho động vật sống dưới nước và các sinh vật khác, huỷ hoại các công trình xây dựng, kiến trúc, cảnh quan thiên nhiên …

Quá trình hình thành mưa acid

NITRIC ACID – HNO3

2.1 Công thức cấu tạo & tính chất vật lí2

Phân tử nitric acid :

⦁ CTPT : H N O5 3

+

(Nguyên tử N có số oxi +5 cao nhất) ⦁ Cấu tạo : Liên kết cộng hóa trị phân cực & cho – nhận ⦁ Cộng hóa trị của nguyên tử N là IV

Tính chất vật lí của nitric acid :

⦁ Chất lỏng tinh khiết không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm, nóng chảy ở -42oC và sôi ở 83oC

⦁ Tan vô hạn trong nước (D = 1,53 g/cm3) ⦁ HNO đặc có nồng độ 68% (D = 1,40 g/cm3)

Tính oxi hóa : Do số oxi hóa cao nhất của N (+5) ⦁ Oxi hóa được hầu kết kim loại trừ Au, Pt,…

⦁ Oxi hóa được các phi kim như : C, P, S,… ⦁ Oxi hóa một số hợp chất khử như : FeS2, Fe3O4, H2S,… ⦁ Bốc cháy khi tiếp xúc với nhiều hợp chất hữu cơ : Giấy, vải,…

⦁ Nitric acid là một trong ba acid chính của ngành công nghiệp hóa chất hiện đại; công nghiệp luyện kim

⦁ Sản xuất adipic acid, nitrobenzen, phân đạm; chế tạo thuốc nổ như trinitrotoluene (TNT), thuốc nhuộm vải,…

⦁ Hỗn hợp HNO3 đặc & HCl đặc (tỉ lệ thể tích 1 : 3) được gọi là dung dịch “Nước cường toan” hòa tan cả Au và Pt

3

+ Hiện tượng phú dưỡng : Chất thải công nghiệp, sinh hoạt không được xử lí và phân bón nitrite, nitrat, ammonium (≥ 300 𝜇g/L) và phosphate (≥ 20 𝜇g/L), dư thừa chảy vào nước tù đọng làm tăng nguồn hàm lượng các nguyên tố trong nước ⟶ tảo xanh phát triển dày đặc ⟶ oxygen trong nước giảm ⟶ thay đổi hệ sinh thái của nước, tích tụ bùn từ xác của tảo ⟶ suy kiệt nguồn thủy sản

+ Hạn chế hiện tượng phú dưỡng :

⦁ Tạo điều kiện để nước trong kênh, rạch, ao, hồ được lưu thông ⦁ Xử lí nước thải trước khi chảy vào kênh rạch ao hồ

⦁ Sử dụng phân bón đúng lượng, đúng cách & thời điểm

TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA NITRIC ACID – HNO3

Tính acid mạnh

1) Làm hóa đỏ quỳ tím 2) HNO3 + (basic oxide; base)(Số OXH đã max) ⟶ Muối nitrate (NO3-) + H2O

3) HNO3 + Muối(của acid yếu hơn) ⟶ Muối nitrate (NO3-) + Acid

Ví dụ : HNO3 ⟶ H+ + NO3 CuO + 2HNO3 ⟶ Cu(NO3)2 + H2O Ba(OH)2 + 2HNO3 ⟶ Ba(NO3)2 + 2H2O NH3 + HNO3 ⟶ NH4NO3 CaCO3 + 2HNO3 ⟶ Ca(NO3)2 + CO2 + H2O

Tính oxi hóa mạnh

Tuỳ vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử : HNO3 ⎯⎯⎯→BÞkhö Sản phẩm khử : NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3

1) Tác dụng với hầu hết kim loại (Trừ Au và Pt) :

5Zn + 12HNO3 (loãng) ⟶ 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

2) Tác dụng với phi kim (C, P, S)

C + 4HNO3 (đ) ⎯⎯→to CO2 + 4NO2 + 2H2O C + 4HNO3 (l) ⎯⎯→to CO2 + 4NO + 2H2O

S + 6HNO3 (đ) ⎯⎯→to H2SO4 + 6NO2 + 2H2O 3S + 4HNO3 (l) ⎯⎯→to 3SO2 + 4NO + 2H2O

P + 5HNO3 (đ) ⎯⎯→to H3PO4 + 5NO2 + H2O 3P + 5HNO3 (l) + 2H2O ⎯⎯→to 3H3PO4 + 5NO

3) Với hợp chất khử (Hợp chất chứa nguyên tố có số OXH chưa cao nhất) : H2S, SO2, Hợp chất Fe (II), Fe3O4,

3FeO + 10HNO3 (l) → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

3Fe3O4 + 28HNO3 (l) → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O Fe(OH)2 + 4HNO3 (đ) → Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O 3H2S + 2HNO3 (đ) → 3S + 2NO + 4H2O

⦁ Lưu ý : Fe2O3 + HNO3 ⟶ Fe(NO3)3 + H2O : Nitric acid HNO3 đóng vai trò là 1 acid mạnh

⦁ Nhiều hợp chất hữu cơ như giấy, vải, dầu thông… bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc

Hợp chất Quặng pyrite

(thành phần chính là

FeS2)

Quặng gypsum (thành phần chính là CaSO4.2H2O)

Quặng galena (thành phần chính là PbS)

Quặng barite (thành phần

chính là BaSO4) 1

SULFUR & SULFUR DIOXIDE

⦁ Sulfur (lưu huỳnh) có kí hiệu hóa học là S (Z = 16 và χ = 2,58) ⦁ Sulfur là nguyên tố phổ biến thứ 17 trên vỏ Trái Đất

⦁ Bốn dạng đồng vị bền trong tự nhiên :

3216S (94,98%), 33

16S (0,76%), 34

16S (4,22%) và36

16S (0,02%)

1.3 Ứng dụng

Sản xuất diêm

Sản xuất sulfuric

acid

Sản xuất thuốc trừ sâu

Lưu hóa cao su

⦁ Điều chế H2SO4, lưu hóa cao su, chế tạo diêm, sản xuất chất tẩy trắng bột giấy

⦁ Sản xuất chất dẻo ebonit, dược phẩm, phẩm nhuộm, thuốc trừ sâu, thuốc diệt nấm

+ Tính chất vật lí của sulfur :

⦁ Ở điều kiện thường là chất rắn, màu vàng ⦁ Không tan trong nước, etanol; tan nhiều trong dung môi hữu cơ như : benzenne, dầu hỏa,…

⦁ Nóng chảy ở 113oC và hóa hơi ở 445oC

+ Cấu tạo phân tử của sulfur : Ở dạng phân tử, sulfur gồm 8 nguyên tử liên kết cộng hóa trị với nhau tạo thành dạng mạch vòng S8 Để đơn giản người ta thường kí hiệu S

Sulfur hexafluoride ⦁ Sulfur còn phản ứng với dung dịch : H2SO4 đặc, HNO3,…

SULFUR DIOXIDE – SO2

2.1 Tính chất vật lí

2.2 Tính chất hóa học 2

Ở điều kiện thường, sulfur dioxide (SO2) là :

⦁ Chất khí không màu, mùi hắc, gây hiện tượng mưa acid ⦁ Tan nhiều trong nước (ở 20oC, 1 lít nước hòa tan được 40 lít SO2) ⦁ Khí độc, hít thở không khí chứa SO2 vượt ngưỡng cho phép sẽ gây viêm đường hô hấp

Tính oxide acid (acidic oxide)

Tác dụng với nước, base, basic oxide,…

SO2(g) + H2O(l) ⇌ H2SO3(aq)

Sulfurous acid

SO2(g) + Ca(OH)2(dư) ⟶ CaSO3(s) + H2O(l)

2.3 Ứng dụng : Điều chế sulfuric acid; tẩy trắng bột giấy, chống nấm mốc cho lương thực, thực phẩm, dung môi,

2.4 Sulfur dioxide & ô nhiễm môi trường

Nguồn phát sinh sulfur dioxide

+ Tự nhiên : Núi lửa phun trào + Nhân tạo :

⦁ Nhà máy điện sử dụng nhiên liệu hóa thạch ⦁ Phương tiện giao thông

Tác hại

Sự phát thải SO2 vào bầu khí quyển là một trong những nguyên nhân chính gây mưa acid, tàn phá nhiều rừng cây, nguồn nước, công trình kiến trúc bằng đá và kim loại,

Tính oxi hóa & tính khử

⦁ Chuyển hóa H2S trong khí thiên nhiên thành S :



+6xt2

SULFURIC ACID – H2SO4

1.1 Cấu tạo phân tử & tính chất vật lí

Công thức cấu tạo Mô hình phân tử

1

SULFURIC ACID & MUỐI SULFATE

Biện pháp giảm thải

⦁ Thay thế nhiên liệu hóa thạch bằng nhiên liệu sạch như hydrogen, ethanol, Khai thác nguồn năng lượng tái tạo như gió, mặt trời,

⦁ Xử lí khí thải từ các nhà máy

1.2 Cách pha loãng sulfuric acid

Cách pha loãng không an toàn Cách pha loãng an toàn

⦁ Sulfuric acid ở điều kiện thường là chất lỏng sánh như dầu, không màu, không bay hơi, hút ẩm mạnh, nặng gấp 2 lần nước (H2SO4 98% có D = 1,84 g/cm3)

⦁ Sulfuric acid không bay hơi do với cấu tạo gồm các nguyên tử hydrogen linh động và các nguyên tử oxygen có độ âm điện lớn, giữa các phân tử sulfuric acid hình thành nhiều liên kết hydrogen dính chặt phân tử hơn

1.3 Quy tắc an toàn

Bảo quản acid

⦁ Trong chai, đậy chặt bằng nút, đặt ở vị trí chắc chắn ⦁ Cách xa các chất dễ cháy, nổ

Sử dụng : Găng tay, kính bảo hộ, mặc áo thí nghiệm, cầm dụng cụ chắc chắn, thao các cẩn thận, không tì đè, lượng acid vừa phải

Sơ cứu khi bỏng acid theo các bước

(1) Rửa ngay với nước lạnh nhiều lần để giảm acid bám trên da Nếu bị bỏng ở vùng mặt nhưng acid chưa bắn vào mắt thì nhắm chặt mắt khi ngâm rửa mặt còn nếu đã bắn vào mắt thì mở mắt, chớp mắt liên tục

(2) Sau khi rửa, tiến hành trung hòa acid bằng NaHCO3 (khoảng 20%) (3) Băng bó tạm thời, uống bù nước điện giải rồi đưa đến cơ sở y tế gần nhất

⦁ Sulfuric acid tan vô hạn trong nước và tỏa rất nhiều nhiệt Do vậy để đảm bảo an toàn, khi pha loãng sulfuric acid phải rót từ từ dung dịch sulfuric acid đựac vào nước, vừa rót vừa khuấy (tuyệt đối không được làm ngược lại) ⦁ Khi cho khoảng 10 mL sulfuric acid 98% vào cốc chứa 100 mL nước cất ở 25oC thì sẽ thu được cốc dung dịch sulfuric acid có nhiệt độ khoảng 60oC

(M là kim loại đứng trước H và n phải là hóa trị hay số oxi hóa thấp nhất

của kim loại) H2SO4 loãng + Fe ⟶ FeSO4 + H2 3H2SO4 loãng + 2Al ⟶Al2(SO4)3 + 3H2 H2SO4 loãng + Cu ⟶ Không phản ứng

+ Tác dụng với oxide, basic oxide

H2SO4 loãng + Fe(OH)2 ⟶ FeSO4 + H2O H2SO4 + NaOH ⟶ NaHSO4 + H2O H2SO4 + 2NaOH ⟶ Na2SO4 + 2H2O H2SO4loãng + FeO ⟶ FeSO4 + H2O 4H2SO4 loãng + Fe3O4 ⟶ FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O

+ Tác dụng với nhiều muối :

H2SO4 + BaCl2 ⟶ BaSO4 + 2HCl H2SO4 + CaCO3 ⟶ CaSO4 + H2O + CO2

Lưu ý : Với điều kiện sản phẩm phải có kết tủa, khí bay hơi và nước, (Điều kiện của phản ứng trao đổi)

1.4.Sản xuất H2SO4

Tính háo nước của H2SO4 đặc

+ Hút nước một số hợp chất (Háo nước) :

C12H22O11 + H2SO4 đặc ⟶ 12C(đen) + H2SO4.11H2O Sau đĩ: 2H2SO4 đặc + C ⟶ CO2 + 2SO2 + 2H2O CuSO4.5H2O ⎯⎯⎯⎯→H SO đặc24

CuSO4 + 5H2O H2SO4 đặc dùng để làm khơ một số khí khơng tương tác (phản ứng) với H2SO4 như : Cl2, NH3, N2, CO2, CO, SO2, O2,…

Tính oxi hĩa mạnh của H2SO4 đặc - Cĩ đầy đủ tính chất của axit mạnh (như bên) :

- Cĩ tính oxi hĩa mạnh (Do +6

Sgây ra) : + Tác dụng với hầu hết kim loại (Trừ Au và Pt) :

2Fe + 6H2SO4 đặc⎯⎯→to Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Cu + 2H2SO4 đặc ⎯⎯→to CuSO4 + SO2 + 2H2O

3Zn + 4H2SO4 dặc ⎯⎯→to 3ZnSO4 + S + 4H2O 8Al + 15H2SO4 đặc ⎯⎯→to 4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O

Lưu ý: Al, Fe, Cr thụ động trong H2SO4 đặc nguội.+ Tác dụng với phi kim : Tác dụng với các phi kim dạng rắn (to) tạo hợp chất của phi kim ứng với số oxi hĩa cao nhất

2H2SO4 đặc + C o

t⎯⎯→ CO2 + 2SO2 + 2H2O 5H2SO4 đặc + 2P ⎯⎯→to 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O 2H2SO4 đặc + S ⎯⎯→to 3SO2 + 2H2O

+ Tác dụng với các hợp chất cĩ tính khử :

2KBr + H2SO4 đặc⎯⎯→to K2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O 2FeO + 4H2SO4đặc ⎯⎯→to Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O

2Fe3O4 + 10H2SO4đặc o

t⎯⎯→ 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

2FeCO3 + 4H2SO4đặc ⎯⎯→to Fe2(SO4)3 + SO2 + 2CO2 + 4H2O

Lưu ý : Fe2O3 + 3H2SO4đặc ⎯⎯→to Fe2(SO4)3 + 3H2O

1.6 Ứng dụng :

Mỗi năm, cả thế giới cần đế hàng trăm triệu tấn sulfuric acid trong đó : Dùng để sản xuất thuốc nhuộm, sơn, chất tẩy rửa, phân bón, giấy, chất dẻo, tơ sợi, thuốc nổ, bình ác quy, muối, và chế biến dầu mỏ

MUỐI SULFATE

2





4FeS2(s) + 11O2(g) ⎯⎯→to 2Fe2O3(s) + 8SO2(g) ⟶ Giai đoạn 1 này có nguy cơ gây ô nhiễm môi trường từ việc khai thác & đốt nguyên liệu

⦁ Giai đoạn 2 : Sản xuất sulfur trioxide :

⦁ Giai đoạn 3 : Hấp thụ SO3 bằng H2SO4 đặc tạo oleum :

H2SO4(aq) + nSO3(g) ⟶ H2SO4.nSO3(l)

Từ oleum, pha loãng oleum vào nước :

H2SO4.nSO3(l) + nH2O(l) ⟶ (n+1)H2SO4(aq)

2.1 Ứng dụngTên muối

sulfate

Ammonium sulfate

Magnesium sulfate

Calcium sulafte dihydrate

Barium sulfate

Công thức hóa học

ammonium (NH4+)

Sản xuất phân bón, thức ăn gia súc, giảm đau cơ, chuột rút, chất hút ẩm mồ hôi tay cho các vận đông viên

Sản xuất thạch cao nung để làm vật liệu xây dựng, nặn đúc tượng và khuôn đúc, bó bột, chất phụ gia để đông tụ protein

Sản xuất sơn, mực in, nhựa, men , thủy

trắng, chất cản quang trong X-Quang

Hình ảnh minh họa

2.2 Nhận biết ion SO42- trong dung dịch Ion

4

2-SOThuốc thử Hiện tượng và phương trình phản ứng

Hình ảnh minh

họa

H2SO4

và muối

−2

SO

Ion Ba2+ có trong :

BaCl2, Ba(OH)2,

⦁ Hiện tượng : Tạo kết tủa trắng H2SO4(aq) + BaCl2(aq) ⟶ BaSO4(s) + 2HCl(aq) CuSO4(aq) + Ba(NO3)2(aq) ⟶ BaSO4(s) + Cu(NO3)2(aq) Na2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq) ⟶ BaSO4(s) + 2NaOH(aq) ⦁ Bản chất phản ứng :