Xem mẫu
- LÂM QUANG NGỌC ĐHXD HÀ NỘI ĐT : 0983.640.438
LUYỆN THI ĐẠI HỌC 2013 – NITO LÝ THUYẾT
1. Cấu tạo nguyên tử
Nitơ có cấu hình electron
1s22s22p3
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 N2 (N ≡ 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 195,8oC và hoá rắn ở
209,9oC.
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 N2 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 400oC, có bột Fe xúc tác, áp suất cao, N2 tác dụng với H2. Phản ứng phát nhiệt:
N2 + 3H2 2NH3
b) Tác dụng với oxi
Ở 3000oC hoặc có tia lửa điện, N2 tác dụng với O2. Phản ứng thu nhiệt:
N2 + O2 NO
Ở nhiệt độ thường, NO hoá hợp ngay với O2 của không khí tạo ra NO2 màu nâu:
2NO + O2 2NO2
c) Tác dụng với kim loại:
2Al + N2 2AlN
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 N2 ở
-196oC.
b) Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phân 1 số muối amoni. Ví dụ:
NH4NO2 N2 + 2H2O
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O
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 NH3 tồn tại trong không gian dưới dạng tứ diện, góc liên kết là 109o28' (ba liên
kết tạo thành bởi 3 obitan lai hoá sp3 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 NH3 là phân tử phân cực, ở N còn 1 cặp electron tự do làm cho NH3 tạo được liên
kết hiđro.
Tính chất vật lý:
NH3 là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan nhiều trong H2O (ở
20 C, một thể tích nước có thể hoà tan 700 thể tích NH3 khí). NH3 hoá lỏng ở 33,6oC, hoá
o
rắn ở 77,8oC.
Tính chất hoá học
+ Tính bazơ: NH3 là một bazơ vì có khả năng nhận proton.
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Kbazơ = 1,8.103
* NH3 tác dụng với axit tạo thành muối amoni:
NH3 + HCl → NH4Cl
Dạng ion:
NH3 + H+ + Cl- → NH4+ + Cl-
Nếu thực hiện phản ứng giữa NH3 (khí) và HCl (khí) thì tạo thành đám khói trắng - đó là
những tinh thể rất nhỏ NH4Cl.
* Dung dịch NH3 làm xanh quỳ tím, làm hồng phenolphtalein
* Dung dịch NH3 tác dụng với dung dịch AlCl3, ZnCl2 tạo kết tủa hiđroxit không tan trong
NH3 dư:
NH3 + AlCl3 + H2O → Al(OH)3 + NH4Cl
+ Điểm đặc biệt của NH3 là tạo phức với một số ion kim loại như Ag+, Cu2+, Ni2+, Hg2+,
Cd2+,…
Vì vậy, khi cho dung dịch NH3 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:
ZnCl2 + NH3 + H2O → Zn(OH)2 ↓ + NH4Cl
Zn(OH)2 + NH3 → [Zn(NH3)4]2+ + 2OH-
+ Tính khử:
NH3 cháy trong oxi cho ngọn lửa màu vàng:
2NH3 + O2 N2 + 3H2O
NH3 cháy trong Cl2 tạo khói trắng NH4Cl
2NH3 + 3Cl2 N2 + 6HCl
và
NH3 + HCl NH4Cl
NH3 khử được một số oxit kim loại:
3CuO + 2NH3 Cu + N2 + H2 O
+ Bản thân NH3 có thể bị nhiệt phân thành N2, H2 :
2NH3 N2 + 3 H2
+ Các muối amoni dễ bị nhiệt phân:
NH4Cl NH3 + HCl
NH4HCO3 NH3 + H2O + CO2
NH4HCO3 là bột nở, ở 60 C đã phân huỷ, được dùng trong công nghệ thực phẩm.
o
- + Muối amoni nitrat bị nhiệt phân theo 2 cách:
NH4NO3 N2O + H2O
NH4NO3 N2 + O2 + H2 O
Điều chế:
Điều chế NH3 dựa trên phản ứng.
N2 + 3 H2 2NH3
Muốn phản ứng đạt hiệu suất cao cần tiến hành ở áp suất cao (300 1000 atm), nhiệt độ
vừa phải (400oC) và có bột sắt làm xúc tác.
Khí N2 lấy từ không khí.
Khí H2 lấy từ khí tự nhiên hoặc từ sản phẩm của phản ứng giữa cacbon và H2O.
Ứng dụng:
NH3 dùng để điều chế axit HNO3, các muối amoni (NH4Cl, NH4NO3), điều chế xôđa…
b) Các oxit của nitơ.
Nitơ tạo với oxi 5 loại oxit:
N2O, NO, N2O3, NO2 và N2O5.
Số oxi hoá: +1, +2, +3, +4, và +5.
Chỉ có NO và NO2 điều chế trực tiếp được.
NO2 : khí không màu, mùi dễ chịu, hơi có vị ngọt. N2O không tác dụng với oxi. ở 500oC
bị phân huỷ thành N2 và O2.
N2O N2 + O2
NO: khí không màu, để trong không khí phản ứng với oxi tạo thành NO2 màu nâu.
NO + O2 → NO2
NO2: khí màu nâu, rất độc, bị đime hoá theo cân bằng.
2NO2 N2O4
Ở điều kiện thường, tồn tại hỗn hợp NO2 và N2O4. Tỷ lệ số mol NO2 : N2O4 phụ thuộc
nhiệt độ. Trên 100oC chỉ có NO2
NO2 là oxit axit hỗn hợp. Khi tác dụng với H2O cho hỗn hợp hai axit:
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
và
3HNO2 → HNO3 + NO + H2O
Khi tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm muối nitrat và muối nitrit.
2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
Các oxit NO và NO2 thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh:
NO2 + SO2 → SO3 + NO
NO + H2S → S2 + N2 + H2O
Và thể hiện tính khử khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, Br2, O3, KMNO4…
2NO + Cl2 → 2NOCl ( Nitrozyl clorua )
2NO + O3 → N2O5 + O2
c) Axit nitrơ HNO2
Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch loãng. Khi đặc hoặc nóng dễ bị phân
huỷ.
3HNO2 → HNO3 + NO + H2O
HNO2 và muối nitrit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử:
- N+3 +1e → N+2 ( NO )
N+3 - 2e → N+5
d) Axit nitric HNO3
Trong phân tử HNO3 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 86oC, hoá rắn ở 41oC.
HNO3 dễ bị phân huỷ ngoài ánh sáng thành NO2, O2 và H2O nên dung dịch HNO3 đặc có
màu vàng (vì có lẫn NO2)
HNO3 đặc gây bỏng, làm vàng da, phá hỏng vải, giấy.
Tính chất hoá học:
* Tính axit: Là axit mạnh, phân li hoàn toàn.
HNO3 → H+ + NO3-
* 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, No và N-3 tuỳ thuộc vào nồng độ axit,
nhiệt độ và độ hoạt động của kim loại.
Đối với axit HNO3 đặc, nóng: Oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là
NO2 màu nâu.
Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
HNO3 đặc, nguội làm thụ động hoá Fe và Al
Đối với axit HNO3 loãng: Oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là NO,
N2O hoặc NH4NO3. Khi axit càng loãng, chất khử càng mạnh thì N+5 (trong HNO3) bị khử về
số oxi hoá càng thấp.
Ví dụ:
30HNO3 + 8Al → 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O
Hỗn hợp dung dịch đậm đặc của HNO3 và HCl có tỷ lệ mol 1HNO3 + 3HCl gọi là nước
cường toan, hoà tan được cả Au và Pt.
HNO3 + 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2H2O
Axit HNO3 cũng oxi hoá được nhiều phi kim như C, Si, P, S:
HNO3 + C → CO2 + NO2 + H2O
Điều chế axit HNO3:
* Trong phòng thí nghiệm
KNO3 + H2SO4 ( đặc ) → HNO3 + KHSO4
Để thu HNO3, người ta chưng cất dung dịch trong chân không.
* Trong công nghiệp, sản xuất HNO3 từ NH3 và O2:
Ứng dụng:
HNO3 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 H2O, là những chất điện li mạnh.
KNO3 → K+ + NO3-
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 O2)
* Nhiệt phân muối nitrat của kim loại mạnh (đứng trước Mg trong dãy Bêkêtôp)
Muối Nitrat ( K , Ca , Na , Ba ) Nitrit ( K , Ca , Na , Ba ) + O2
3 2 2
Ca(NO ) Ca(NO2)2 + O
* Nhiệt phân muối nitrat của kim loại trung bình (Từ Mg → Cu)
Muối Nitrat ( Mg→Cu ) 2 2
Oxit ( Mg → Cu ) + NO + O
Cu( NO3)2 2 2
CuO + NO + O
* Nhiệt phân muối nitrat của kim loại yếu (sau Cu)
Muối Nitrat của kim loại đứng sau Cu kim loại + NO2 + O2
AgNO3 Ag + NO2 + O2
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% KNO3, 10% S, 15% C. Khi hỗn hợp nổ, xảy ra phản ứng.
2KNO3 + S + 3C K2S + N2 + 3CO2
Nhận biết ion :
Để nhận biết ion (HNO3, muối nitrat) có thể dùng Cu trong môi trường axit (ví dụ H2SO4)
3Cu + 8H+ + NO3- → Cu2+ + 2NO + 4H2O
Ta thấy Cu tan, dung dịch có màu xanh, có khí không màu bay ra, rồi hoá nâu trong không
khí.
nguon tai.lieu . vn
