PhanII_Hoahocvoco

Tóm tắt kiến thức phổ thông phần vô cơ, ôn thi tốt nghiệp và đại học cao đẳng

Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 30 Phần II HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ C Ơ Chương 1 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA Nhóm Halogen 1. Cấu tạo nguyên tử  Cấu hình electron lớp ngoài cùng của X là ns 2 np 5 . Dễ dàng thực hiện quá trình : X 2 + 2e -> 2X - Thể hiện tính oxi hoá mạnh.  Số oxi hoá: Flo chỉ có số oxi hoá 1, các halogen khác có các s ố oxi hoá 1, +1, +3, +5 và +7.  Từ F 2  I 2 : tính oxi hóa giảm, tính khử tăng, độ âm điện giảm . 2. Tính chất vật lý F 2 , Cl 2 là chất khí, Br 2 là chất lỏng, I 2 là chất rắn. Khí flo màu lục nhạt, khí clo màu vàng lục, chất lỏng brom m àu đỏ nâu, tinh thể iot m àu tím đen. Các halogen đ ều rất độc. F 2 không tan trong nư ớc vì nó phân hủy nước rất mạnh; Các halogen khác tan t ương đối ít trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu c ơ như: C 6 H 6 , CCl 4 ,…. 3. Tính chất hoá học Tính chất hóa học đặc tr ưng của các halogen là tính oxi hóa mạnh a. Phản ứng với hiđro: Xảy ra với mức độ khác nhau: H 2 + F 2 -> 2HF phản ứng xảy ra ngay trong bóng tối, ở đk th ường, nổ H 2 + Cl 2 -> 2Cl phản ứng xảy ra khi chiế u sáng hoặc có đốt nóng, nổ H 2 + Br 2 -> 2HBr phản ứng xảy ra khi đốt nóng H 2 + I 2 2HI phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao , thuận nghịch b. Phản ứng mạnh với kim loại 2Fe + 3Cl 2 -> 2FeCl 3 Phản ứng tạo thành hợp chất ở đó kim loại có số oxi hoá cao (nế u kim loại có nhiều số oxi hoá như Fe, Sn…) c. Phản ứng với H 2 O: Khi cho halogen tan vào nư ớc thì:  Flo phân huỷ nước: F 2 + H 2 O -> 2HF + 1/2O 2  Clo tạo thành hỗn hợp 2 axit: Cl 2 + H 2 O HCl + HClO  Brom cho phản ứng tương tự nhưng tan kém clo.  Iot tan rất ít. d. Phản ứng với phi kim khác 2P + 3Cl 2 -> 2PCl 3 2P + 5Cl 2 -> 2PCl 5 Cl 2 , Br 2 , I 2 không phản ứng trực tiếp với oxi. e. Phản ứng với dung dịch kiềm  Clo tác dụng với dung dịch kiềm lo ãng và nguội tạo thành nước Javen: 2 0 Cl + NaOH  OClNaClNa 11   + H 2 O  Clo tác dụng với dung dịch kiềm đặc v à nóng tạo thành muối clorat: 2 0 Cl + NaOH  0 t 3 51 OClNaClNa   + H 2 O  Clo tác dụng với vôi tôi tạo thành clorua vôi: 2 0 Cl + Ca(OH) 2 bột ẩm, huyền phù  2 CaOCl + 2H 2 O Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 31 Nước Javen, clorua vôi l à 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: 2Cl 2 + NaBr -> 2NaCl + Br 2 g. Oxi hóa các hợp chất có tính khử: Cl 2 + 2FeCl 2  2FeCl 3 Br 2 + SO 2 + 2H 2 O  2HBr + H 2 SO 4 I 2 + 2Na 2 S 2 O 3  Na 2 S 4 O 6 + 2NaI 4. Ứng dụng và điều chế clo  Clo được dùng để: + Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các th ành phố + Tẩy trắng vải sợi, giấy + Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl + Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp d ược phẩm, công nghiệp dệt…  Trong phòng thí nghi ệm, clo được điều chế từ axit HCl: 4HCl + MnO 2  0 t MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 16HCl + 2KMnO 4  2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O  Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điệ n phân dung dịch muối clorua kim loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo ph ương trình. 2NaCl + 2H 2 O   mndpdd , 2NaOH + H 2 + Cl 2 5. Trạng thái tự nhiên Trong lớp vỏ trái đất, clo đứng thứ 11 trong tất cả các nguy ên tố hóa học và đứng thứ nhất trong các halogen. Clo tự nhi ên tồn tại ở hai dạng đồng vị: Cl 35 17 (75,77%) và Cl 37 17 (24,23%). Do hoạt động hóa học mạnh, clo chỉ tồn tại trong tự nhi ên ở dạng hợp chất, chủ yếu là muối clorua (trong n ước biển, mỏ muối, khoáng vật: cacnalit KCl. MgCl 2 .6H 2 O và xinvinit NaCl. KCl). 6. Hợp chất a. Hiđro halogenua_ axit halogenhiđric (HX)  Đều là chất khí, tan nhiều trong H 2 O thành những axit mạnh (trừ HF l à axit yếu vì giữa các phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li ho àn toàn trong dung dịch: HX + H 2 O -> H 3 O + + 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 l à: 0,005mg/l. Axit halogenhiđric có đ ầy đủ các tính chất hóa học đặc tr ưng 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 + H 2 O 2HCl + CuO -> CuCl 2 + H 2 O + Tác dụng với kim loại mạnh (tr ước H trong dãy điện hóa) giải phóng H 2 2HCl + Zn -> ZnCl 2 + H 2 + Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới (muối mới phải ít tan hoặc axit mới phải dễ bay hơi): 2HCl + CaCO 3 -> CaCl 2 + CO 2  + H 2 O  Riêng HF có tính ch ất đặc biệt: nó có thể tác dụng được với SiO 2 (thủy tinh) 4HF + SiO 2 -> SìF 4 + 2H 2 O 2HF + SìF 4 -> H 2 [SìF 6 ] Do vậy người ta không đựng dung dịch HF trong các lọ thủy tinh mà đựng trong các lọ bằng chất dẻo. Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 32 - Ngoài tính axit, các HX do có ch ứa 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 + 2KMnO 4 -> 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O  Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H 2 O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl 2 , Hg 2 Cl 2 , Cu 2 Cl 2 ,…Tính tan của các muối bromua và iođua tương t ự muối clorua. - Điều chế các HX: + Tổng hợp trực tiếp: H 2 + X 2 -> 2HX + Dùng phương pháp trao đ ổi ion: NaCl rắn + H 2 SO 4 đặc  0 t HCl + NaHSO 4  Cách nhận biết ion Cl  (Br  , I  ): Bằng phản ứng tạo muối clorua ( bromua…) kết tủa với Ag + (AgNO 3 ) AgNO 3 + NaCl -> NaNO 3 + 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 mu ối của nó là hipoclorit (như NaClO) đ ều có tính oxi hoá mạnh v ì có chứa Cl + : Cl + + 2e -> Cl -1 c. Axit cloric (HClO 3 )  Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H 2 O, chỉ tồn tại trong dung dịch nồng độ d ưới 50%.  Axit HClO 3 và muối clorat (KClO 3 ) có tính oxi hoá mạnh. 15 6   CleCl - Muối clorat là nguyên liệu điều chế Oxi trong ph òng thí nghiệm KClO 3   0 2 ,tMnO KCl + 3/2O 2 d. Axit pecloric (HClO 4 ) Là chất lỏng không màu, bốc khói trong không khí, l à axit mạnh nhất trong các axit, tan nhiều trong H 2 O, HClO 4 có tính oxi hoá m ạnh. Axit pecloric đư ợc điều chế bằng phản ứng: 2KClO 4 + H 2 SO 4  2HClO 4 + K 2 SO 4 Từ HClO -> HClO 4 tính bền, tính axit tăng v à khả năng oxi hóa giảm. Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 33 Chương 2 OXI – LƯU HUỲNH I. Oxi 1. Cấu tạo nguyên tử  Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 4 Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá mạnh: O 2 + 4e -> 2O -2  Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguy ên tử : O 2 Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O 3  Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhi ên: O 16 8 (99,76%); O 17 8 (0,037%); O 18 8 (0,2%) 2. Tính chất vật lý  Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi n ặng hơn không khí (d = 1,1), hoá l ỏng ở 183 o C, hoá rắn ở 219 o C, tan ít trong nư ớc, 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 v à Pt) để tạo thành oxit Fe + O2 -> Fe3O4  Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (ri êng P trắng tác dụng với O 2 ở t o thường) S + O 2  0 t SO 2 C + O 2  0 t CO 2  Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O 2 , do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do. O 3 -> O 2 + O Điều này thể hiện ở phản ứng O 3 đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O 2 không có phản ứng này). 2KI + O 3 + H 2 O -> I 2 + O 2 + 2KOH 4. Điều chế  Trong phòng thí nghi ệm: nhiệt phân các muối gi àu oxi. Ví dụ: 2 01 3 25 0 OClKOClK t   hay 2KMnO 4  0 t K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2  Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệ t độ rất thấp (200 o C), sau đó chưng phân đoạn lấy O 2 (ở 183 o C) 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 l ượng cơ thể người, 89% khối lượng nước. Mỗi người một ngày cần 20 – 30m 3 oxi để thở.      Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 34 II. Lưu huỳnh 1. Cấu tạo nguyên tử  Lưu huỳnh (S) ở cùng nhóm VIA với oxi, có cấu hình e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Lớp e ngoài cùng cũng có 6e, dễ dàng thực hiện quá trình. S + 2e -> S -2 thể hiện tính oxi hoá nh ưng yếu hơn oxi.  Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử l ưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S 8 ) 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 H 2 O, tan trong một số dung môi hữu cơ như: CCl 4 , C 6 H 6 , rượu…dẫn nhiệt, dẫn điện rất kém.  Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8 o C nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo. S rắn -> S lỏng, vàng - > S quánh, nhớt, nâu đỏ -> S sôi ->S hơi -> S bột vàng 119 0 C 187 0 C 445 0 C làm lạnh 3. Tính chất hoá học Lưu huỳnh vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử, th ường gặp các mức oxi hóa sau: S -2 , S +4 , S +6 .  Ở t o thường, S hoạt động kém so với oxi. Ở t o cao, S phản ứng được với nhiều phi kim và kim loại. S + O 2  0 t SO 2 (S 0 -> S +4 ) S + Fe  0 t FeS (S 0 -> S -2 ) S + H 2  0 t H 2 S (S 0 -> S -2 )  Hoà tan trong axit oxi hoá: S + 2HNO 3  0 t H 2 SO 4 + 2NO (S 0 -> S +6 ) S + 2H 2 SO 4 đặc  0 t 2H 2 O + 3SO 2 (S 0 -> S +4 ) * 90% lượng S dùng để sản xuất H 2 SO 4 , 10% còn lại dùng để lưu hóa cao su, s ản xuất diêm, chất dẻo ebonit,…. 4. Hợp chất a) Hiđro sunfua (H 2 S 2 )  Là chất khí không m àu, mùi trứng thối, độc, nặng h ơn không khí (d = 1,17), ít tan trong H 2 O. H 2 S hóa lỏng ở -60 0 C và hóa rắn ở - 86 0 C. Dung dịch H 2 S là axit sunfuhiđric.  Có tính khử mạnh, cháy trong O 2 : H 2 S + 3/2O 2  0 t SO 2 + H 2 O 2H 2 S + SO 2  0 t 3S + 2H 2 O Khi gặp chất oxi hoá mạnh nh ư Cl 2 , S -2 có thể bị oxi hoá đến S +6 : H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O  0 t 8HCl + H 2 SO 4 H 2 S là axit yếu. Khi có mặt oxi và nước, H 2 S có thể phản ứng với một số kim loại nh ư: Ag, Cu: 2H 2 S + 4Ag + O 2  2Ag 2 S + 2H 2 O Vì vậy một số đồ vật bằng bạc, đồng để trong không khí ẩm bị hóa đen. Muối sunfua trung tính (ví dụ ZnS) hầu hết ít tan trong H 2 O. Chỉ có sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ tan nhiều.  Để nhận biết H 2 S hoặc muối sunfua (S 2 ) dùng muối chì, kết tủa PbS màu đen sẽ xuất hiện. Hóa học các hợp chất vơ cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 35 Pb(NO 3 ) 2 + Na 2 S -> PbS  + 2NaNO 3 b) Lưu huỳnh đioxit SO 2 và axit sunfurơ H 2 SO 3 ( 4 S )  SO 2 là chất khí khơng màu, mùi hắc, nặng hơn khơng khí (d = 2,2), hóa l ỏng ở -10 0 C, độc, tác dụng với H 2 O: SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 HSO 3 - + H + - SO 2 vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử và là một oxit axit. SO 2 + 1/2O 2  0 t SO 3 SO 2 + 2H 2 S  0 t 3S + 2H 2 O SO 2 + NaOH -> NaHSO 3 SO 2 + 2NaOH -> Na 2 SO 3 + H 2 O  H 2 SO 3 là axit yếu (K 1 = 2.10 -2 ), khơng bền chỉ tồn tại trong dung dịch lo ãng. Muối của axit sunfurơ là sunfit (ví dụ Na 2 SO 3 ). Mức oxi hố +4 là mức trung gian, nên H 2 SO 3 và muối sunfit vừa có tính oxi hố vừa có tính khử. S +4 – 2e -> S +6 : tính khử S +4 + 4e -> S 0 : tính oxi hóa c) Lưu huỳnh trioxit SO 3 và axit sunfuric (H 2 SO 4 )  Ở điều kiện thường, SO 3 là chất lỏng khơng màu, dễ bay hơi, nhiệt độ nóng chảy l à 16,8 0 C, nhiệt độ sơi là 44,7 0 C. SO 3 rất háo nước, tan vơ hạn trong H 2 O và trong axit H 2 SO 4 và toả nhiều nhiệt. SO 3 + H 2 O -> H 2 SO 4  H = - 88KJ/mol  SO 3 khơng có ứng dụng thực tế, nó l à sản phẩm trung gian trong q tr ình sản xuất axit H 2 SO 4.  H 2 SO 4 là chất lỏng sánh, tan vơ hạn trong n ước, H 2 SO 4 đặc hút ẩm rất mạnh v à toả nhiều nhiệt.  Dung dịch H 2 SO 4 lỗng có đầy đủ các tính chất hóa học của một axit thơng thư ờng: + Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ + Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước H 2 SO 4 + 2NaOH -> Na 2 SO 4 + 2H 2 O H 2 SO 4 + CuO -> CuSO 4 + H 2 O + Tác dụng với kim loại mạnh (tr ước H trong dãy điện hóa) giải phóng H 2 Fe + H 2 SO 4 l -> FeSO 4 + H 2 + Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới (muối mới phải ít tan hoặc axit mới phải dễ bay hơi): H 2 SO 4 + CaCO 3 -> CaSO 4 + CO 2  + H 2 O  Dung dịch H 2 SO 4 đậm đặc là chất oxi hố mạnh, ho à tan được hầu hết các kim loại khi đun nóng (trừ Au và Pt). Kim loại càng mạnh khử S +6 của H 2 SO 4 đặc về hợp chất có số oxi hố càng thấp (SO 2 , S, H 2 S). Ví dụ: 3H 2 SO 4 đ, nóng + 4Na -> 2Na 2 SO 4 + H 2 S + 2H 2 O 3H 2 SO 4 đ, nóng + 2Mg -> 2MgSO 4 + S + 3H 2 O 2H 2 SO 4 đ, nóng + Cu -> CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O Chú ý: Fe và Al bị thụ động hố trong H 2 SO 4 đặc nguội, do đó có thể d ùng thùng băng nhơm hoặc sắt để đựng axit sunfuric đặc nguội . Ngồi những tính chất trên, H 2 SO 4 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: Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 36 CuSO 4 . 5H 2 O   đSOH 42 CuSO 4 Xanh trắng Hoặc: C 12 H 22 O 11 trắng   đSOH 42 C đen Một phần C tham gia phản ứng: C + 2H 2 SO 4 -> CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O  Phần lớn các muối sunfat tan nhiều trong n ước. Chỉ có 1 số muối không tan l à : BaSO 4 , PbSO 4 , Ag 2 SO 4 và CaSO 4 ít tan.  Cách nhận biết ion SO 4 2- . Bằng phản ứng tạo th ành muối sunfat kết tủa: Ba 2+ + SO 4 2- -> BaSO 4  (trắng)  Điều chế axit H 2 SO 4 . Axit sunfuric ch ủ yếu được điều chế từ lưu huỳnh và từ quặng pirit FeS 2 theo các phản ứng: 2FeS 2 + 11O 2  0 t Fe 2 O 3 + 4SO 2 SO 2 + 1/2O 2  0 t SO 3 SO 3 + H 2 O -> H 2 SO 4 d) Các muối sunfat: Các muối sunfat quan trọng có giá trị trong thực tế l à: CaSO 4 (thạch cao) được dùng trong công nghiệp sản xuất xi măng, để đúc t ượng, làm bột bó chỗ xương gẫy. MgSO 4 dùng làm thuốc nhuận tràng. Na 2 SO 4 dùng trong công nghi ệp thuỷ tinh. CuSO 4 dùng để mạ điện, thuốc trừ nấm… Na 2 S 2 O 3 (natri thiosunfat) dùng trong phép chu ẩn độ iot (chất chỉ thị là hồ tinh bột). 2Na 2 S 2 O 3 + I 2 -> 2NaI + Na 2 S 4 O 6 Thiosunfat còn dùng trong k ỹ thuật điện ảnh Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 37 Chương 3 NITƠ - PHOTPHO I. Nitơ 1. Cấu tạo nguyên tử  Nitơ có cấu hình electron 1s 2 2s 2 2p 3 Do có 3 e độc thân nên nitơ có khả năng tạo ra ba li ên kết cộng hoá trị với nguy ên tố khác.  Độ âm điện của N l à 3, chỉ nhỏ hơn của F và O, do đó N có s ố oxi hoá dương trong hợp chất với 2 nguyên tố này. Còn trong các h ợp 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 N 2 (N  N).  Nguyên tố nitơ tự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị N 14 7 và N 15 7 với tỷ lệ 272 : 1. Nit ơ chiếm 0,01% khối l ượng vỏ Trái Đất. Dạng tồn tại tự do l à những phân tử hai nguy ên tử. 2. Tính chất vật lý Nitơ là chất khí, không màu, không mùi, không cháy, hoá l ỏng ở 195,8 o C và hoá rắn ở 209,9 o C. 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 N 2 rất bền, chỉ ở nhiệt độ rất cao mới phân li th ành nguyên tử. Do vậy ở nhiệt độ th ường, nitơ rất trơ, không phản ứng với các nguy ên tố khác. Ở nhiệt độ cao, đặc biệt l à khi có chất xúc tác, nitơ phản ứng với nhiều nguyên tố kim loại và phi kim. a) Tác dụng với hiđro Ở 400 o C, có bột Fe xúc tác, áp suất cao, N 2 tác dụng với H 2 . Phản ứng phát nhiệt: N 2 + 3H 2 2NH 3 b) Tác dụng với oxi Ở 3000 o C hoặc có tia lửa điện, N 2 tác dụng với O 2 . Phản ứng thu nhiệt: N 2 + O 2 2NO Ở nhiệt độ thường, NO hoá hợp ngay với O 2 của không khí tạo ra NO 2 màu nâu: NO + 1/2O 2 NO 2 c) Tác dụng với kim loại: Al + 1/2N 2  0 t AlN (nhôm nitrua) Nitơ không phản ứng trực tiếp với halogen, l ưu huỳnh. 4. Điều chế và ứng dụng a) Trong công nghi ệp : Hoá lỏng không khí, sau đó ch ưng cất phân đoạn và thu N 2 ở -196 o C. b) Trong phòng thí nghi ệm: Nhiệt phân 1 số muối amoni. Ví dụ: NH 4 NO 2  0 t N 2 + 2H 2 O (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7  0 t N 2 +Cr 2 O 3 + 4H 2 O Nitơ chủ yếu được dùng để sản xuất amoniac, axit nitric, phân đạm, tạo môi tr ường lạnh. 5. Các hợp chất quan trọng của nit ơ. a) Amoniac Công thức cấu tạo:      Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 38 N H H H Phân tử NH 3 tồn tại trong không gian d ưới dạng tứ diện, góc liên kết là 107,8 0 (ba liên kết tạo thành bởi 3 obitan lai hoá sp 3 của N) Liên kết giữa N và 3H là liên kết cộng hoá trị có cực, cặp e d ùng chung lệch về phía N. Phân tử NH 3 là phân tử phân cực, ở N c òn 1 cặp electron tự do l àm cho NH 3 tạo được liên kết hiđro.  Tính chất vật lý: NH 3 là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan nhi ều trong H 2 O (ở 20 o C, một thể tích nước có thể hoà tan 700 thể tích NH 3 khí). NH 3 hoá lỏng ở 33,4 o C, hoá rắn ở 77,8 o C.  Tính chất hoá học + Tính bazơ: NH 3 là một bazơ vì có khả năng nhận proton. NH 3 + HOH -> NH 4 + + OH - K bazơ = 1,8.10 3 * NH 3 tác dụng với axit tạo thành muối amoni: NH 3 + HCl -> NH 4 Cl Dạng ion: NH 3 + H + -> NH 4 + Nếu thực hiện phản ứn g giữa NH 3 (khí) và HCl (khí) thì t ạo thành đám khói trắng - đó là những tinh thể rất nhỏ NH 4 Cl. * Dung dịch NH 3 làm xanh quỳ tím, làm hồng phenolphtalein * Dung dịch NH 3 có khả năng kết tủa nhiều kim loại m à hiđroxit của chúng không tan: Ví dụ như: 3NH 3 + 3HOH + AlCl 3 -> 3NH 4 Cl + Al(OH) 3  + Đặc biệt: NH 3 có thể tạo phức với một số ion kim loại nh ư Ag + , Cu 2+ , Ni 2+ , Hg 2+ , Cd 2+ ,… Vì vậy, khi cho dung dịch NH 3 tác dụng từ từ với dung dịch muối của các kim loại tr ên thấy kết tủa (hiđroxit hoặc muối bazơ) sau đó kết tủa tan vì tạo phức: 2NH 3 + 2HOH + ZnCl 2 -> 2NH 4 Cl + Zn(OH) 2  Zn(OH) 2 + 4NH 3 -> [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ + 2OH - + Tính khử: NH 3 cháy trong oxi cho ng ọn lửa màu vàng: 2NH 3 + 3/2O 2 kk  0 t N 2 + 3H 2 O NH 3 cháy trong Cl 2 tạo khói trắng NH 4 Cl 2NH 3 + 3Cl 2 kk  0 t N 2 + 6HCl và NH 3 k + HCl k = NH 4 Cl rắn NH 3 khử được một số oxit kim loại: 2NH 3 + 3CuO  0 t 3Cu + N 2 + 3H 2 O + Bản thân NH 3 có thể bị nhiệt phân thành N 2 , H 2 ở khoảng 600 0 C – 800 0 C: 2NH 3 N 2 + 3H 2 + Các muối amoni dễ bị nhiệt phân: NH 4 Cl  0 t NH 3  + HCl (NH 4 ) 2 CO 3  0 t 2NH 3  + CO 2  + H 2 O NH 4 HCO 3 , (NH 4 ) 2 CO 3 là bột nở, ở 60 o C đã phân huỷ, được dùng trong công ngh ệ thực phẩm. Hóa học các hợp chất vô cơ Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 3 39 + Muối amoni nitrat bị nhiệt phân theo 2 cách: NH 4 NO 3  0 t N 2 O + 2H 2 O NH 4 NO 3    C 0 200 N 2 + 1/2O 2 + 2H 2 O  Điều chế: Điều chế NH 3 dựa trên phản ứng. N 2 + 3H 2 2NH 3 + Q (tỏa nhiệt) Muốn phản ứng đạt hiệu suất cao cần tiến h ành ở áp suất cao (300  1000 atm), nhiệt độ vừa phải (400 o C – 500 0 C) và có bột sắt làm xúc tác. Khí N 2 lấy từ không khí. Khí H 2 lấy từ khí tự nhiên, khí lò cốc hoặc từ sản phẩm của phản ứng giữa cacbon v à H 2 O.  Ứng dụng: NH 3 dùng để điều chế axit HNO 3 , các muối amoni (NH 4 Cl, NH 4 NO 3 ), điều chế xôđa… b) Các oxit của nitơ Nitơ tạo với oxi 5 loại oxit: N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 và N 2 O 5 . Số oxi hoá: +1, +2, +3, +4, và +5. Chỉ có NO và NO 2 điều chế trực tiếp được bằng các phản ứng hóa học.  N 2 O : khí không màu, mùi d ễ chịu, hơi có vị ngọt. N 2 O không tác dụng với oxi. ở 500 o C bị phân huỷ thành N 2 và O 2 . N 2 O N 2 + 1/2O 2  NO: khí không màu, đ ể trong không khí phản ứng với oxi tạo th ành NO 2 màu nâu. NO + 1/2O 2 NO 2  NO 2 : khí màu nâu, rất độc, bị đime hoá theo cân bằng. 2 NO 2 N 2 O 4 Ở điều kiện thường, tồn tại hỗn hợp NO 2 và N 2 O 4 . Tỷ lệ số mol NO 2 : N 2 O 4 phụ thuộc vào nhiệt độ. Trên 100 o C chỉ có NO 2 NO 2 là oxit axit hỗn hợp. Khi tác dụng với H 2 O cho hỗn hợp hai axit: 2NO 2 + H 2 O -> HNO 3 + HNO 2 và 3HNO 2 -> HNO 3 + 2NO + H 2 O Khi tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm muối nitrat v à muối nitrit. 2NO 2 + 2NaOH -> NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O Các oxit NO và NO 2 thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh: NO 2 + SO 2 -> NO + SO 3 NO + H 2 S -> 1/2N 2 + S + H 2 O Và thể hiện tính khử khi gặp chất oxi hoá mạnh nh ư Cl 2 , Br 2 , O 3 , KMNO 4 … NO + 1/2Cl 2 -> NOCl (nitrozyl clorua ) 2NO 2 + O 3 -> N 2 O 5 + O 2 c) Axit nitrơ HNO 2 Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch lo ãng. Khi đặc hoặc nóng dễ bị phân huỷ. 3HNO 2 -> HNO 3 + 2NO + H 2 O HNO 2 và muối nitrit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử: N +3 + 1e -> N +2 (NO) N +5 -2e -> N +5 (HNO 3 ) d) Axit nitric HNO 3 Công thức cấu tạo: