axit nitric phan dang bai tap.doc

Axit nitric 1. Cấu tạo phân tử  Công thức phân tử: HNO 3 (M = 63 đvC).   Trong phân tử HNO 3 , nguyên tử N có một liên kết cộng hoá trị với O trong nhóm O – H, hai liên kết công hoá trị với O thứ hai và một liên kết cho - nhận với nguyên tử O thứ ba. Do đó, nitơ có hoá trị IV và số oxi hoá +5. 2. Tính chât vật lí Axit HNO 3 tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm. Khối lượng riêng bằng 1,53 g/ml, sôi ở 86 o C và hoá rắn ở -41 o C, dễ tan trong H 2 O. 3. Tính chất hoá học a) Tính chất của oxit loãng  Axit HNO 3 là axit rất mạnh, trong dung dịch phân Ii gần như hoàn toàn thành ion: HNO 3 → H + + NO 3 -  Làm đổi màu chất chỉ thị màu: HNO 3 loãng làm quỳ tím → đỏ.  Tác dụng với kim loại: Dung dịch HNO 3 loãng oxi hoá được nhiều kim loại ở nhiệt độ thường. Tuỳ thuộc mức độ khử của kim loại mà HNO 3 có thể bị khử thành NO. N 2 O, N 2 , NH 4 NO 3 hoặc NH 3 . Thí dụ:  Tác dụng với oxit bazơ và bazơ: Dung dịch HNO 3 tác dụng với oxit bazơ và bazơ tạo thành muối nitrat: CuO + 2HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O Zn(OH) 2 + 2HNO 3 → Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O  Tác dụng với muối: Dung dịch HNO 3 tác dụng với muối của các axit yếu. CaCO 3 + 2HNO 3 → Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O + CO 2 ↑ b) Tính chất của axit đặc  Tính không bền: Ở nhiệt độ cao hoặc ngoài ánh sáng, một phần HNO 3 bị phân huỷ tạo ra hỗn hợp khí NO 2 , O 2 và hơi H 2 O. 4HNO 3 → 2H 2 O + 4NO 2 + O 2  Nitơ đioxit tan trong HNO 3 , vì vậy HNO 3 đặc thường có màu vàng hoặc nâu đỏ.  Tính oxi hoá rất mạnh: • HNO 3 đặc oxi hoá được hầu hết các kim loại ở nhiệt độ thường (trừ platin, vàng) hoặc Fe, Al, Cr ở nhiệt độ cao. Trong phản ứng này HNO 3 bị khử thành NO 2 . Thí dụ: Cu + 4HNO 3 đ → Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 ↑ + 2H 2 O  HNO 3 đặc, nguội làm cho một số kim loại như Fe, Al, Cr… trở nên thụ động. Hiện tượng này được giải thích như sau: HNO 3 đặc, nguội đã oxi hoá bề mặt của các kim loại này thành một lớp oxit rất mỏng và bền vững. Lớp oxit này không tan trong HNO 3 đặc, nguội, nó bảo vệ kim loại bên trong không bị oxi hoá.  HNO 3 đặc, nóng oxi hoá được một số phi kim như C, S… Thí dụ: C + 4HNO 3 đ,n → CO 2 + 2H 2 O + 4NO 2 S + 6HNO 3 đ,n → H 2 SO 4 + 2H 2 O + 6NO 2  HNO 3 oxi hoá được nhiều hợp chất vô cơ. Trong các phản ứng đó, nguyên tố trong hợp chất oxi hoá chuyển lên mức oxi hoá cao hơn. Thí dụ:  Vải, giấy, mùn cưa có thể bốc cháy trong HNO 3 đặc. Do vậy khi làm việc với oxit HNO 3 phải hết sức thận trọng để tránh gây bỏng.  Tính oxi hoá của HNO 3 trở nên mãnh liệt hơn khi có mặt axit HCl. Hốn hợp 1 thể tích HNO 3 và 3 thể tích HCl gọi là nước cường toan. Nước cường toan có thể hoà tan vàng, platin là tính oxi hoá rất mạnh của nguyên tử clo, tạo thành muối clorua tan: 4. Ứng dụng của axit HNO 3 Axit HNO 3 có nhiều ứng dụng quan trọng trong các ngành kinh tế quốc dân. Phần lớn HNO 3 dùng để sản xuất các loại phân đạm. Ngoài ra, còn để sản xuất thuốc nổ (trinitrotoluen TNT, nitroxenlulozơ, nitroglixerol), phẩm nhuộm, dược phẩm, chất dẻo… 5. Sản xuất axit HNO 3 a) Điều chế trong phòng thí nghiệm  Đun nóng hỗn hợp kali nitrat và axit H 2 SO 4 đặc. Hơi HNO 3 được tác ra khỏi hỗn hợp được làm lạnh để thu axit HNO 3 lỏng: )  Axit HNO 3 điều chế được thường có màu vàng, vì một phần HNO 3 bị phân huỷ sinh ra NO 2 tan trong axit. Có thể làm mất màu vàng bằng cách thổi bọt không khí qua dung dịch axit. b) Sản xuất axit trong công nghiệp  Trong công nghiệp, axit HNO 3 được sản xuất từ amoniac qua ba công đoạn:  Oxi hoá NH 3 thành NO: Oxi hoá NH 3 bằng O 2 không khí trong tháp tiếp xúc ở 850 – 900 o C, có mặt chất xúc tác là hợp kim platin – iridi (Pt – Ir): 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O ; ∆H < 0  Oxi hoá NO thành NO 2 : Hỗn hợp khí ra khỏi tháp tiếp xúc có NO và O 2 được làm lạnh đến 25 o C. Ở nhiệt độ này, NO bị oxi hoá thành NO 2 : 2NO + O 2 → 2NO 2  Phản ứng hoá học này xảy ra trong tháp oxi hoá.  Hấp thụ NO 2 thành HNO 3 : Hỗn hợp khí từ tháp oxi hoá đi ra có NO 2 và O 2 được nén vào tháp hấp thụ. Trong tháp hấp thụ xảy ra phản ứng: 4NO 2 (k) + O 2 (k) + 2H 2 O (l) → 4HNO 3 (l)  Dung dịch HNO 3 thu được có nồng độ không quá 60 – 62%. Để làm tăng nồng độ HNO 3 , người ta chưng cất với H 2 SO 4 đặc trong thiết bị đặc biệt và thu được axit HNO 3 96 – 98%. Muối nitrat Muối nitrat là muối của axit nitric 1. Tính chất của muối nitrat a) Tính chất chung của muối  Tất cả các muối nitrat đều tan tốt trong nước và phân li hoàn toàn thành ion. Do đó, dễ dàng tham gia phản ứng trao đổi ion với axit, kiềm và muối khác. Thí dụ: AgNO 3 + NaCl →AgCl↓ + NaNO 3 Ag + + Cl - → AgCl↓ Cu(NO 3 ) 2 + 2KOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2KNO 3 Cu 2+ + 2OH - → Cu(OH) 2 ↓ b) Tính chất đặc trưng của muối nitrat  Tất cả các muối nitrat đều không bền ở nhiệt độ cao. Tùy thuộc vào ion kim loại có trong muối mà các muối nitrat phân hủy nhiệt tạo thànhh những loại hợp chất khác nhau và khí oxi. Vì vậy ở nhiệt độ cao, các muối nitrat có tính oxi hóa mạnh.  Muối nitrat của kim loại kiềm. Phân hủy tạo ra muối nitrit và O 2 : 2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 ↑  Muối nitrat của kim loại thổ, sắt, kẽm, chì, đồng …: Phân hủy tạo ra oxit kim loại tương ứng, khí NO 2 và O 2 . 2Ca(NO 3 ) 2 → 2CaO + 4NO 2 ↑ + O 2 ↑ 4Fe(NO 3 ) 2 → 2Fe 2 O 3 + 12NO 2 ↑ + 3O 2 ↑ 2Cu(NO 3 ) 2 → 2CuO + 4NO 2 ↑ + O 2 ↑  Muối nitrat của những kim loại kém hoạt động: Muối thủy ngân nitrat bạc nitrat phân hủy tạo ra kim oại, khí NO 2 và O 2 : 2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 ↑ + O 2 ↑ 2. Nhận biết ion NO 3 - Để nhận biết ion NO 3 - trong axit HNO 3 hay trong muối nitrat, người ta thực hiện cách thử như sau: a) Đối với axit HNO 3 Cho Cu vào HNO 3 đặc sẽ có khí NO 2 màu nâu bay ra. b) Đối với muối nitrat  Cho Cu và H 2 SO 4 đặc vào dung dịch muối nitrat sẽ có khí NO 2 bảy ra. Cu + 4NaNO 3 + 2H 2 SO 4 đ → Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 ↑ + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O  Phương trình ion thu gọn: Cu + 2NO 3 - + 4H + → Cu 2+ + 2NO 2 ↑ + 2H 2 O 3. Ứng dụng của muối nitrat  Ứng dụng quan trọng nhất của muối nitrat là dùng làm phân bón (phân đạm) NH 4 NO 3 , KNO 3 , Ca(NO 3 ) 2 … hoặc phân bón hỗn hợp NPK.  Kali nitrat dùng để chế tạo thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói). Thành phần thuốc nổ đen có 75% KNO 3 , 10%S, 15%C. Khi hỗn hợp nổ, xảy ra phản ứng: 2KNO 3 + S + 3C → K 2 S + N 2 ↑ + 3CO 2 ↑ Chu trình của nitơ trong tự nhiên  Nitơ là nguyên tố phổ biến nhất trong khí quyển (khoảng 4.10 15 tấn), chiếm 0,01% khối lượng vỏ Trái Đất, khoảng 3% khối lượng cơ thể người.  Trong tự nhiên, nitơ tồn tại dưới nhiều dạng khác nhau: từ nitơ đơn chất N 2 đến các oxit, axit của nitơ, các muối nitrat, nitrit, amoni, các hợp chất hữu cơ (protein, hợp chất nitro, amino axit).  Có hai quá trình chuyển hóa: Quá trình tự nhiên và quá trình nhân tạo. 1. Quá trình tự nhiên Quá trình chuyển hoá nitơ trong tự nhiên được tóm tắt theo sơ đồ sau: 2. Quá trình nhân tạo Do sự hấp thụ nitrat của thực vật là rất lớn đã làm cho lượng nitrat trong đất dần cạn kiệt, đất đai trở nên cằn cỗi, hoang hoá. Người ta ước tính lượng nitrat tái sinh tự nhiên chỉ bằng một nửa lượng nitrat bị hấp thụ. Để đảm bảo về sự cân bằng về lượng nitrat trong tự nhiên, cần có sự can thiệp của con người – quá trình nhân tạo. Chúng ta đã biết, đó là sự tổng hợp amoniac từ nitơ tự do trong khí quyển. Từ amoniac sản xuất ra các loại phân đạm để bổ sung lượng nitrat trong đất. Photpho Photpho được nhà hoá học Đức H.Branđơ tìm thấy và tách ra năm 1669. 1. Dạng thù hình và tính chất vật lí Đơn chất photpho có thể tồn tại dưới nhiều dạng thù hình khác nhau. Những dạng thù hình quan trọng hơn cả là photpho trắng và photpho đỏ. a) Photpho trắng  Photpho trắng có khối lượng riêng khoảng 1,83 g/cm 3 . Là chất rắn màu trắng hay vàng nhạt, trông giống như sáp, có cấu trúc mạng tinh thể phân tử. Rất độc. Ở 280 o C photpho trắng chuyển thành photpho có màu đỏ.  Photpho trắng tự bốt cháy trong không khi, phát sáng trong bóng tối. Bảo quản photpho trắng bằng cách ngâm trong H 2 O và tránh ánh sáng. b) Photpho đỏ Photpho đỏ có khối lượng riêng từ 2,0 đến 2,4 g/cm 3 . Là chất rắn có màu tím đỏ, không độc. Ở nhiệt độ cao photpho đỏ không nóng chảy mà thăng hoa. Gặp lạnh, hơi này ngưng tụ thành photpho trắng. 2. Tính chất hoá học  Lớp ngoài cùng của nguyên tử P có 5 electron (3s 2 3p 3 ), trong các hợp chất, P có số oxi hoá là -3, +3 và +5.  Photpho trắng và photpho đỏ có tính chất hoá học giống nhau, nhưng photpho trắng hoạt động mạnh hơn.  Để đơn giản, trong các phản ứng hoá học ta viết phân tử photpho có một nguyên tử P.  Khi tham gia phản ứng, photpho thể hiện tính oxi hoá và tính khử: a) Tính oxi hoá  Photpho thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng trực tiếp với kim loại mạnh như K, Na, Ca, Mg… tạo thành phophua kim loại: Thí dụ: 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 (Canxi photphua)  Photpho không tác dụng trực tiếp với H 2 để có PH 3 . b) Tính khử  Photpho cháy trong không khí tạo ra điphotpho pentaoxit P 2 O 5 (anhiđrit photphoric). 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5  Tác dụng với axit nitric: Photpho tác dụng với dung dịch axit HNO 3 tạo ra axit photphoric H 3 PO 4 : 3P + 5KClO 3 + 2H 2 O → 2H 3 PO 4 + 5NO  Tác dụng với muối: Photpho có thể gây nổ nguy hiểm khi tác dụng với những muối có tính oxi hoá mạnh như KNO 3 , KClO 3 … 6P + 5KClO 3 → 2P 2 O 5 + 5KCl  Tác dụng với halogen: Photpho bốc cháy trong khí clo hoặc trong khí flo. Thí dụ: Thiếu clo: 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 (photpho triclorua) Dư clo: 2P + 5C 2 → 2PCl 5 (photpho pentaclorua) 3. Ứng dụng của photpho  Phần lớn photpho dùng để sản xuất photphoric, phần còn lại chủ yếu để sản xuất diêm.  Ngoài ra, photpho còn dùng để tạo bom khói, bom lân tinh… 4. Trạng thái tự nhiên  Photpho là một trong những nguyên tố phổ biến trong tự nhiên, không gặp ở trạng thái tự do, vì tính hoạt động hoá học cao của nó. Ở dạng hợp chất, P có trong thành phần chính của nhiều chất khoáng, thường gặp nhất là muối photphat:  Apatit Ca 3 F(PO 4 ) 3 và photphorit Ca 3 (PO 4 ) 2 .  Trong cơ thể người lớn chứa tới 1,5 kg photpho, chủ yếu trong các tế bào xương.  Trong tự nhiên, photpho chỉ có một đồng vị bền là 31 P. 5. Điều chế photpho  Trong công nghiệp, photpho được sản xuất bằng cách nung hỗn hợp quặng photphoric, cát, than cốc ở 1200 o C trong lò điện: Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3SiO 2 + 5C → 3CaSiO 3 + 2P + 5CO  Hơi P thoát ra được làm lạnh để thu P rắn. Axit photphoric và muối photphat 1. Axit photphoric   Trong phân tử H 3 PO 4 , photpho có hoá trị V (khác N) và số oxi hoá +5. a) Tính chất  Axit H 3 PO 4 là chất rắn, không màu, nóng chảy ở 42,5 o C, tan vô hạn trong nước, không bay hơi. Axit H 3 PO 4 thương mại là dung dịch đặc sánh nồng độ 80%.  Axit H 3 PO 4 là axit trung bình (yếu hơn các axit HCl, HNO 3 , H 2 SO 4 ) Trong dung dịch, H 3 PO 4 phân li theo 3 nấc (trung bình ở nấc thứ nhất, yếu và rất yếu ở nấc thứ hai và ba):  Dung dịch H 3 PO 4 có những tính chất chung của axit như làm đổi màu quỳ tím thành đỏ, tác dụng với oxi bazơ, bazơ, muối…  Khác với HNO 3 và H 2 SO 4 đặc, axit H 3 PO 4 không có tính oxi hoá.  Axit H 3 PO 4 không bền, khi bị đun nóng nó mất bớt nước.   Từ 400 – 500 o C : H 4 P 2 O 7 → H 2 O + 2HPO 3 (axit metaphotphoric)  Các axit H 4 P 2 O 7 và HPO 3 có kết hợp với H 2 O để tạo ra H 3 PO 4 . b) Điều chế và ứng dụng axit H 3 PO 4  Trong phòng thí nghiệm: Axit H 3 PO 4 được điều chế bằng cách dùng axit HNO 3 30% oxi hoá P:  Trong công nghiệp: Axit H 3 PO 4 được điều chế chủ yếu bằng hai phương pháp:  Phương pháp chiết: Dùng axit H 2 SO 4 đặc tác dụng với quặng photphoric hoặc quặng apatit: Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 → 3CaSO 4 ↓ + 2H 3 PO 4  Tách kết tủa CaSO 4 ra, cô cạn dung dịch rồi làm lạnh thu được H 3 PO 4 kết tinh. Axit H 3 PO 4 điều chế bằng phương pháp này có chất lượng thấp.  Phương pháp nhiệt: Đốt cháy P để được P 2 O 5 . Cho P 2 O 5 tác dụng với H 2 O để thu axit H 3 PO 4 : 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 .  Một lượng lớn H 3 PO 4 dùng để điều chế các muối photphat và sản xuất phân lân. 2. Muối photphat  Photphat là muối của axit H 3 PO 4 . Ứng với axit H 3 PO 4 có 3 dãy muối photphat: • Muối photphat trung hoà: Na 3 PO 4 , (NH 4 ) 3 PO 4 , Ca 3 (PO 4 ) 2 … • Muối đihiđrophophat: NaH 2 PO 4 , NH 4 H 2 PO 4 ; Ca(H 2 PO 4 ) 2 … • Muối hiđrophophat: Na 2 HPO 4 , (NH 4 ) 2 HPO 4 , CaHPO 4 …  Các muối trung hoà và muối axit của kim loại natri, kali, amoni đều tan trong H 2 O. Với các kim loại khác, chỉ có muối đihiđro photphat là tan được. Ngoài ra, đều không tan hoặc tan ít trong H 2 O.  Các muối photphat tan bị thuỷ phân trong dung dịch. 3. Nhận biết ion photphat Thuốc thử để nhận biết ion photphat là dung dịch AgNO 3 : Axit H 3 PO 4 hoặc muối photphat tác dụng với dung dịch AgNO 3 cho kết tủa đặc trưng màu vàng, tan được trong dung dịch axit HNO 3 loãng: 3Ag + + PO 4 3- → Ag 3 PO 4 ↓(màu vàng). Phân bón hoá học  Phân bón được chia thành hai loại: Phân bón hữu cơ (phân chuồng, phân xanh) và phân bón vô cơ (phân bón hoá học). Phân bón vô cơ được chia thành các loại: Phân bón đơn nguyên tố, phân bón phức hợp và phân bón hỗn hợp.  Phân bón đơn nguyên tố, trong thành phần chỉ có một nguyên tố dinh dưỡng. Thí dụ: Phân đạm (N), phân lân (P), phân kali (K).  Phân bón phức hợp, trong thành phần có hai nguyên tố dinh dưỡng trở lên.  Thí dụ: Phân kali nitrat (K và N), amophot (N và P).  Phân bón hỗn hợp là hỗn hợp của nhiều phân bón khác nhau. Thí dụ: Phân bón NPK là hỗn hợp đạm, lân và kali. 1. Phân bón đơn nguyên tố Phân bón đơn nguyên tố chỉ chứa một trong ba nguyên tố dinh dưỡng chính là đạm (N), lân (P), kali (K). a) Phân đạm  Thực vật cần một lượng lớn nitơ dưới dạng ion NO 3 - hoặc ion NH 4 + để tạo thành protein. Một số phân đạm thường dùng:  Amoni nitrat NH 4 NO 3 : Là chất rắn, kết tinh màu trắng, dễ tan trong H 2 O. Thành phần chứa 35% N. Điều chế bằng cách cho axit HNO 3 50% tác dụng với NH 3 : NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3  Amoni sunfat (NH 4 ) 2 SO 4 : Là loại phân đạm được dùng phổ biến trên thế giới. Thành phần chứa 21% N, dễ tan trong H 2 O. Tuy nhiên, sau nhiều năm dùng (NH 4 ) 2 SO 4 đất trở nên chua.  Natri nitrat NaNO 3 : Là chất rắn, dễ tan trong H 2 O, thích hợp cho vùng đất chua.  Ure (NH 2 ) 2 CO: Là loại phân đạm được dùng rất phổ biến hiện nay ở đồng ruộng nước ta. Là chất rắn, kết tinh màu trắng, dễ tan trong nước. Thành phần chứa tới 46,6%N.  Ure được điều chế bằng cách cho khí CO 2 tác dụng với khí NH 3 ở áp suất cao. CO 2 + 2NH 3 → (NH 2 ) 2 CO + H 2 O b) Phân lân:  Thực vật cần photpho dưới dạng ion photphat PO 4 3- . Phân lân cần thiết cho sự phát triển của rễ cây, làm tăng quá trình trao đổi chất của cây trồng.  Phân lân được đánh giá theo hàm lượng của P 2 O 5 ứng với lượng P có trong thành phần của phân. Một số phân lân thường dùng:  Supephotphat đơn: Cho quặng canxi photphat tác dụng với axit H 2 SO 4 đặc: Ca 3 (PO 4 ) 2 + 2H 2 SO 4 → Ca(H 2 PO 4 ) 2 + 2CaSO 4  Hỗn hợp hai muối Ca(H 2 PO 4 ) và CaSO 4 gọi là supephotphat đơn.  Hàm lượng P 2 O 5 trong loại phân bón này thấp (khoảng 14 – 20%).  Supephotphat kép: Cho quặng Ca 3 (PO 4 ) 2 tác dụng với axit H 3 PO 4 : Ca 3 (PO 4 ) 2 + 4H 3 PO 4 → 3Ca(H 2 PO 4 ) 2  Hàm lượng P 2 O 5 cao hơn (khoảng 40 – 50%). c) Phân kali  Phân kali cung cấp cho cây trồng nguyên tố kali dưới dạng ion K + . Phân kali giúp cây tạo ra hoa, quả chứa nhiều bột, đường và tăng cường sức chịu đựng của cây.  Những phân kali thường dùng là KCl, K 2 SO 4 và một số tro thực vật có chứa muối K 2 CO 3 .  Phân kali được đánh giá theo hàm lượng của K 2 O tương ứng với lượng kali có trong thành phần của phân. 2. Phân phức hợp Phân phức hợp chứa hai nguyên tố dinh dưỡng trở lên. Thí dụ: Amophot là hỗn hợp hai muối NH 4 H 2 PO 4 và (NH 4 ) 2 HPO 4 . Điều chế bằng cách cho amoniac tác dụng với axit H 3 PO 4 . 3. Phân hỗn hợp Trộn lẫn các loại phân bón theo tỉ lệ xác định phù hợp với từng loại cây trồng. Thí dụ: Phân NPK là hỗn hợp các muối NH 4 NO 3 , (NH 4 ) 2 HPO 4 và KCl. Phân NPK dễ tan, cung cấp cả đạm, lân và kali cho cây trồng. 4. Phân vi lượng Phân vi lượng cung cấp những lượng rất nhỏ các nguyên tố hoá học dưới dạng hợp chất như hợp chất của bo, của kẽm, của mangan, của đồng… Phân vi lượng được đưa vào đất cùng với phân hữu cơ hay phân vô cơ, chỉ có hiệu quả cho từng loại cây, từng loại đất, dùng quá liều sẽ hại cho cây trồng. Dạng 1: Hoàn thành sơ đồ phản ứng 1. Phương pháp:  Cần nắm chắc kiến thức về tính chất hoá học, phương pháp điều chế các chất, đặc biệt về các chất thuộc nhóm nitơ như N 2 , NO, NO 2 , HNO 3 , NH 3 , muối nitrat, muối amoni, H 3 PO 4 , muối photphat…  Cần nhớ: Mỗi mũi tên trong sơ đồ nhất thiết chỉ biểu diễn bằng một phản ứng. 2. Ví dụ Ví dụ 1: Sơ đồ phản ứng sau đây cho thấy rõ vai trò của thiên nhiên và con người trong việc chuyển nitơ từ khí quyển vào trong đất, cung cấp nguồn phân đạm cho cây cối: Hãy viết các phản ứng trong sơ đồ chuyển hoá trên. Giải X: O 2 Y: HNO 3 Z: Ca(OH) 2 M : NH 3 Ví dụ 2 : Viết các phương trình phản ứng thực hiện dãy chuyển hoá sau : Giải B: NH 3 A: N 2 C: NO D: NO 2 E: HNO 3 G: NaNO 3 H: NaNO 2 Ví dụ 3: Hoàn thành sơ đồ chuyển hoá sau: Giải Dạng 2: Nhận biết một số chất tiêu biểu của nhóm nitơ 1. Phương pháp Lựa chọn những phản ứng có dấu hiệu đặc trưng (sự biến đổi màu, mùi, kết tủa, sủi bọt khí…) để nhận biết. STT Chất cần nhận biết Thuốc thử Hiện tượng xảy ra và phản ứng 1. NH 3 (khí) Quỳ tím ẩm Quỳ tím ẩm hoá xanh 2. NH 4 + Dung dịch kiềm (có hơ nhẹ) Giải phóng khí có mùi khai: NH 4 + + OH - → NH 3 + H 2 O 3. HNO 3 Cu Dung dịch hoá xanh, giải phóng khí không màu và hoá nâu trong không khí: 3Cu + 8HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O và 2NO + O 2 → 2NO 2 4. NO 3 - H 2 SO 4 , Cu Dung dịch hoá xanh, giải phóng khí không màu và hoá nâu trong không khí: 3Cu + 8H + + 2NO 3 - →3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O và 2NO + O 2 → 2NO 2 5. PO 4 3- Dung dịch AgNO 3 Tạo kết tủa màu vàng 3Ag + + PO 4 3- → Ag 3 PO 4 ↓ 2. Ví dụ Ví dụ 1: Chỉ được dùng một kim loại, làm thế nào phân biệt những dung dịch sau đây: NaOH, NaNO 3 , HgCl 2 , HNO 3 , HCl. Giải Dùng kim loại Al, cho Al tác dụng lần lượt với các mẫu thử Nếu có khí màu nâu bay ra là HNO 3 : Al + 4HNO 3 → Al(NO 3 ) 3 + NO↑ + 2H 2 O 2NO + O 2 → 2NO 2 (màu nâu) Nếu có kim loại trắng sinh ra là HgCl 2 2Al + 3HgCl 2 → 3Hg + 2AlCl 3 Có bọt khí bay ra và có kết tủa, kết tủa tan ra là NaOH 2Al + 2H 2 O + 2NaOH → 2NaAlO 2 + 3H 2 ↑ Có bọt khí bay ra là HCl 2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 ↑ Còn lại là NaNO 3 Ví dụ 2 : Chỉ dùng một chất khác để nhận biết từng dung dịch sau : NH 4 NO 3 , NaHCO 3 , (NH 4 ) 2 SO 4 , FeCl 2 và FeCl 3 . Viết phương trình các phản ứng xảy ra. Giải Dùng Ba(OH) 2 để nhận biết. Tóm tắt theo bảng sau : NH 4 NO 3 NaHCO 3 (NH 4 ) 2 SO 4 FeCl 2 FeCl 3 Ba(OH) 2 NH 3 ↑ mùi khai ↓trắng BaCO 3 NH 3 ↑ mùi khai, ↓trắng BaSO 4 ↓trắng, hơi xanh Fe(OH) 2 ↓nâu Fe(OH) 3 Ví dụ 3: Mỗi cốc chứa một trong các chất sau: Pb(NO 3 ) 2 , Na 2 S 2 O 3 , MnCl 2 NH 4 Cl, (NH 4 ) 2 CO 3 , ZnSO 4 . Ca 3 (PO 4 ) và MgSO 4 . Dùng nước, dung dịch NaOH, dung dịch HCl để nhận biết mỗi chất trên. Giải Cho nước vào các mẫu thử, tất cả đều tan, chỉ có mẫu thử chứa Ca 3 (PO 4 ) 2 không tan. Cho từ từ dung dịch NaOH vào các mẫu thử chứa các hoá chất trên có những hiện tượng xảy ra như sau: Chỉ có hai mẫu thử cho khí NH 3 mùi khai là NH 4 Cl và (NH 4 ) 2 CO 3 . NH 4 Cl + NaOH → NH 3 ↑+ H 2 O + NaCl (NH 4 ) 2 CO 3 + NaOH → 2NH 3 ↑ + 2H 2 O + Na 2 CO 3 Để nhận biết hai muối này ta cho tác dụng với dung dịch HCl, mẫu thử nào cho khí bay lên là (NH 4 ) 2 CO 3 , còn mẫu thử không có hiện tượng gì xảy ra là NH 4 Cl. Có bốn mẫu thử cho kết tủa trắng Zn(OH) 2 , Mg(OH) 2 , Pb(OH) 2 và Mn(OH) 2 , nếu tiếp tục cho NaOH và Zn(OH) 2 và Pb(OH) 2 tan còn Mg(OH) 2 không tan, như vậy ta biết được cốc chứa MgSO 4 : ZnSO 4 + 2NaOH → Zn(OH) 2 ↑ + Na 2 SO 4 Zn(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O MgSO 4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 ↑ + Na 2 SO 4 Pb(NO 3 ) 2 + 2NaOH → Pb(OH) 2 + 2NaNO 3 Pb(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 PbO 2 + 2H 2 O MnCl 2 + 2NaOH → Mn(OH) 2 + 2NaCl Để nhận biết Pb(NO 3 ) 2 với ZnSO 4 ta cho dung dịch HCl vào hai mẫu thử, mẫu thử nào cho kết tủa màu trắng là Pb(NO 3 ) 2 , còn mẫu thử không tác dụng là ZnSO 4 . Pb(NO 3 ) 2 + 2HCl → PbCl 2 ↓ + 2HNO 3 Mn(OH) 2 không bền, dễ bị oxi hoá thành Mn(OH) 4 màu nâu còn Mg(OH) 2 không bị oxi hoá. 2Mn(OH) 2 + O 2(kk) + 2H 2 O → 2Mn(OH) 4 Mẫu cuối cùng còn lại là Na 2 S 2 O 3 Có thể cho dung dịch HCl vào mẫu thử còn lại này, có kết tủa màu vàng và có khí mùi hắc (SO 2 ): Na 2 S 2 O 3 + 2HCl → 2NaCl + SO 2 ↑ + S↓+ H 2 O Dạng 3: Cân bằng phản ứng oxi hoá - khử của những phản ứng có sự tham gia của HNO 3 hoặc NO 3 - theo phương pháp thăng bằng ion – electron 1. Phương pháp  Cân bằng phản ứng oix hoá - khử theo phương pháp thăng bằng ion – electron cũng phải đảm bảo nguyên tắc: tổng electron mà chất khử cho bằng tổng electron mà chất oxi hoá nhận (như ở phương pháp thăng bằng electron).Chỉ khác là chất oxi hoá, chất khử viết dưới dạng ion.  Cần nhớ: Chất kết tủa (không tan), chất khí (chất dễ bay hơi), chất ít điện li (H 2 O) phải để dạng phân tử.  Tuỳ theo môi trường phản ứng là axit, bazơ hoặc trung tính mà sau khi xác định nhường, nhận electron ta phải cân bằng thêm điện tích hai vế. • Nếu phản ứng xảy ra trong môi trường axit, ta thêm H + vào vế nào dư oxi, vế còn lại thêm H 2 O. • Nếu phản ứng xảy ra trong môi trường bazơ, ta thêm OH - vào vế nào thiếu oxi, vế còn lại thêm H 2 O. • Nếu phản ứng xảy ra trong môi trường nước thì nếu tạo axit ta cân bằng như môi trường axit, nếu tạo bazơ ta cân bằng như môi trường bazơ.  Nhân hệ số cho hai quá trình nhường và nhận electron sao cho: số electron nhường ra của chất khử bằng số electron nhận vào của chất oxi hoá.  Kiểm tra số nguyên tố ở hai vế theo thứ tự: kim loại → phi kim → hiđro và oxi. [...]... HNO3 tạo thành hỗn hợp sản phẩm khí 1 Phương pháp Kim loại tác dụng với dung dịch axit HNO3 giải phóng hỗn hợp nhiều sản phẩm khí Biết tỉ khối của hỗn hợp khí này:  Bước 1: Thiết lập biểu thức tính từ đó rút ra tỉ lệ số mol (hay tỉ lệ thể tích) giữa các khí sản phẩm  Bước 2: Viết phương trình phản ứng của kim loại với axit HNO 3 sinh ra từng khí sản phẩm (có bao nhiêu sản phẩm khử trong gốc NO3- thì... trường axit và môi trường bazơ 1 Phương pháp  Anion gốc nitrat NO3 Trong môi trường trung tính không có tính oxi hoá  Trong môi trường bazơ có tính oxi hoá yếu (chẳng hạn : ion) NO3- trong môi trường kiềm có thể bị Zn, Al khử đến NH3 Ví dụ : 8Al + 5NaOH + 3NaNO3 + 2H2O → 8NaAlO2 + 3NH3↑ Phương trình ion : 8Al + 5OH- + 2H2O + 3NO3- → 8AlO2- + 3NH↑  Anion gốc nitrat NO3- trong môi trường axit có... : 8Al + 5OH- + 2H2O + 3NO3- → 8AlO2- + 3NH↑  Anion gốc nitrat NO3- trong môi trường axit có khả năng oxi hoá như HNO3 Chẳng hạn cho kim loại tác dụng với dung dịch hỗn hợp hai axit (H2SO4 loãng và HNO3) hay dung dịch hỗn hợp axit HCl, H2SO4 loãng và muối nitrat Lúc này cần phải viết phương trình dưới dạng ion để thấy rõ vai trò chất oxi hoá của gốc NO 3- Ví dụ : Cho Cu vào dung dịch hỗn hợp NaNO3 và...2 Ví dụ Ví dụ 1: Cân bằng phản ứng sau đây theo phương pháp thăng bằng ion electron: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O Giải Dạng ion: Quá trình oxi hoá: Quá trình khử: (Vì môi trường axit nên thêm H+ vào vế trái (dư oxi) và thêm nước vào vế phải: Ta có: → 3Cu + 2NO3- + 8H+ → 3Cu2+ + 2NO↑ + 4H2O Dạng phân tử: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O Ví dụ 2: Cân bằng phản ứng sau theo . H 2 O + 2HPO 3 (axit metaphotphoric)  Các axit H 4 P 2 O 7 và HPO 3 có kết hợp với H 2 O để tạo ra H 3 PO 4 . b) Điều chế và ứng dụng axit H 3 PO 4  Trong phòng thí nghiệm: Axit H 3 PO 4 . huỷ sinh ra NO 2 tan trong axit. Có thể làm mất màu vàng bằng cách thổi bọt không khí qua dung dịch axit. b) Sản xuất axit trong công nghiệp  Trong công nghiệp, axit HNO 3 được sản xuất từ. P 2 O 5 (anhiđrit photphoric). 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5  Tác dụng với axit nitric: Photpho tác dụng với dung dịch axit HNO 3 tạo ra axit photphoric H 3 PO 4 : 3P + 5KClO 3 + 2H 2 O → 2H 3 PO 4 +