Hóa vô cơ ( phần 2 ) Nitơ, photpho thuộc phân nhóm chính nhómV. Nguyên tử của chúng có 5e ở lớp ngoài cùng (trong đó có 3e độc thân ở phân lớp np). Chúng là những phi kim Nitơ 1. Cấu tạo nguyên tử - Nitơ có cấu hình electron 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 N 2 (N º N). - Nguyên tố nitơ tự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị và 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 - 195,8 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 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 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: 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: Ở nhiệt độ thường, NO hoá hợp ngay với O 2 của không khí tạo ra NO 2 màu nâu: c) Tác dụng với kim loại: 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 N 2 ở -196 o C. b) Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phân 1 số muối amoni. Ví dụ: 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 Phân tử NH 3 tồn tại trong không gian dưới dạng tứ diện, góc liên kết là 109 o 28' (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 dùng chung lệch về phía N. Phân tử NH 3 là phân tử phân cực, ở N còn 1 cặp electron tự do làm 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 nhiều 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 -33,6 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. K bazơ = 1,8.10 -3 * NH 3 tác dụng với axit tạo thành muối amoni: Dạng ion: Nếu thực hiện phản ứng giữa NH 3 (khí) và HCl (khí) thì tạo 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 tác dụng với dung dịch AlCl 3 , ZnCl 2 tạo kết tủa hiđroxit không tan trong NH 3 dư: + Điểm đặc biệt của NH 3 là tạo phức với một số ion kim loại như 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 trên thấy kết tủa (hiđroxit hoặc muối bazơ) sau đó kết tủa tan vì tạo phức: + Tính khử: NH 3 cháy trong oxi cho ngọn lửa màu vàng: NH 3 cháy trong Cl 2 tạo khói trắng NH 4 Cl và NH 3 + HCl = NH 4 Cl NH 3 khử được một số oxit kim loại: + Bản thân NH 3 có thể bị nhiệt phân thành N 2 , H 2 : + Các muối amoni dễ bị nhiệt phân: NH 4 HCO 3 là bột nở, ở 60 o C đã phân huỷ, được dùng trong công nghệ thực phẩm. + Muối amoni nitrat bị nhiệt phân theo 2 cách: - Điều chế: Điều chế NH 3 dựa trên phản ứng. Muốn phản ứng đạt hiệu suất cao cần tiến hành ở áp suất cao (300 - 1000 atm), nhiệt độ vừa phải (400 o C) và có bột sắt làm xúc tác. Khí N 2 lấy từ không khí. Khí H 2 lấy từ khí tự nhiên hoặc từ sản phẩm của phản ứng giữa cacbon và 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. - NO 2 : khí không màu, mùi dễ 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 . - NO: khí không màu, để trong không khí phản ứng với oxi tạo thành NO 2 màu nâu. - NO 2 : khí màu nâu, rất độc, bị đime hoá theo cân bằng. 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 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: và Khi tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm muối nitrat và muối nitrit. Các oxit NO và NO 2 thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh: Và thể hiện tính khử khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl 2 , Br 2 , O 3 , KMNO 4 … c) Axit nitrơ HNO 2 Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch loãng. Khi đặc hoặc nóng dễ bị phân huỷ. HNO 2 và muối nitrit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử: d) Axit nitric HNO 3 Trong phân tử HNO 3 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 86 o C, hoá rắn ở - 41 o C. HNO 3 dễ bị phân huỷ ngoài ánh sáng thành NO 2 , O 2 và H 2 O nên dung dịch HNO 3 đặc có màu vàng (vì có lẫn NO 2 ) HNO 3 đặc gây bỏng, làm vàng da, phá hỏng vải, giấy. - Tính chất hoá học: * Tính axit: Là axit mạnh, phân li hoàn toàn. * Tính oxi hoá: Là chất oxi hoá manh, tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin), lúc đó N +5 có thể bị khử thành N +4 , N +2 , N +1 , N o và N -3 tuỳ thuộc vào nồng độ axit, nhiệt độ và độ hoạt động của kim loại. Đối với axit HNO 3 đặc, nóng: Oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là NO 2 màu nâu. HNO 3 đặc, nguội làm thụ động hoá Fe và Al Đối với axit HNO 3 loãng: Oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là NO, N 2 O hoặc NH 4 NO 3 . Khi axit càng loãng, chất khử càng mạnh thì N +5 (trong HNO 3 ) bị khử về số oxi hoá càng thấp. Ví dụ: Hỗn hợp dung dịch đậm đặc của HNO 3 và HCl có tỷ lệ mol 1HNO 3 + 3HCl gọi là nước cường toan, hoà tan được cả Au và Pt. Axit HNO 3 cũng oxi hoá được nhiều phi kim như C, Si, P, S: - Điều chế axit HNO 3 : * Trong phòng thí nghiệm Để thu HNO 3 , người ta chưng cất dung dịch trong chân không. * Trong công nghiệp, sản xuất HNO 3 từ NH 3 và O 2 : - Ứng dụng: HNO 3 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 - Tính tan: Tất cả các muối nitrat đều dễ tan trong H 2 O, là những chất điện li mạnh. - Phân huỷ nhiệt: 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 O 2 ) * Nhiệt phân muối nitrat của kim loại mạnh (đứng trước Mg trong dãy Bêkêtôp) * Nhiệt phân muối nitrat của kim loại trung bình (Từ Mg ® Cu) * Nhiệt phân muối nitrat của kim loại yếu (sau Cu) - Ứng dụng của muối nitrat: dùng làm phân bón, thuốc nổ. Kali nitrat dùng để chế tạo thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói). Thành phần thuốc nổ đen : 75% KNO 3 , 10% S, 15% C. Khi hỗn hợp nổ, xảy ra phản ứng. - Nhận biết ion : Để nhận biết ion (HNO 3 , muối nitrat) có thể dùng Cu trong môi trường axit (ví dụ H 2 SO 4 ) Ta thấy Cu tan, dung dịch có màu xanh, có khí không màu bay ra, rồi hoá nâu trong không khí. . Hóa vô cơ ( phần 2 ) Nitơ, photpho thuộc phân nhóm chính nhómV. Nguyên tử của chúng có 5e ở lớp ngoài cùng (trong đó có 3e độc thân ở phân lớp np). Chúng là những phi. 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 . suất cao (3 00 - 1000 atm), nhiệt độ vừa phải (4 00 o C) và có bột sắt làm xúc tác. Khí N 2 lấy từ không khí. Khí H 2 lấy từ khí tự nhiên hoặc từ sản phẩm của phản ứng giữa cacbon và H 2 O. -