Tài liệu Lý thuyết và bài tập hóa 11

SỰ ĐIỆN LI I. Lý thuyết Sự điện li là sự phân li các chất điện li thành ion dương và ion âm xảy ra trong H2O (dung môi phân cực) hay ở trạng thái nóng chảy. Chất điện li (axit, bazơ, muối) là các chất khi tan trong nước có khả năng phân li thành các ion dương và ion âm và tạo ra dung dịch có thể dẫn điện. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu: CHẤT ĐIỆN LI MẠNH ( = 1) CHẤT ĐIỆN LI YẾU ( < 1 ) Khi tan trong nước phân li hoàn toàn Khi tan trong nước phân li một phần thành thành ion. ion. Axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4, HClO4… Bazơ mạnh: Ca(OH)2… NaOH, KOH, Axit yếu: CH3COOH, HClO, H3PO4, H2S… Ba(OH)2, Bazơ yếu: các bazơ không tan Bi(OH)2, Mg(OH)2… Muối (hầu hết): NaCl, CuSO4, NH4Cl, Muối: Một số muối đặc biệt CH3COONa… Phương trình điện li: Phương trình điện li: HCl → H+ + Cl- CH3COOH  CH3COO- + H+ Trong dung dịch HCl bao gồm: Trong dung dịch CH3COOH gồm: Ion H+ Ion H+ Ion Cl- Ion CH3COOPhân tử không phân li (CH3COOH) Độ điện li = II. Bài tập n n0 1. Trong một dung dịch ta có 2 lưu ý: Bảo toàn điện tích: Tổng số mol điện tích dương = Tổng số mol điện tích âm Bảo toàn khối lượng: Khối lượng muối khan = Tổng khối lượng cation và khối lượng anion 2. Đối với dạng bài tập Xác định số mol hay nồng độ mol các ion trong dung dịch: Tính số mol hay nồng độ mol các chất điện li trong dung dịch. Viết phương trình điện li. Biện luận số mol/nồng độ mol trên phương trình điện li. Bài tập áp dụng 1 Dung dịch A chứa các ion Ca2+ 0,4 mol; Ba2+ 0,5 mol; Cl- x mol. Tính x. Bài tập áp dụng 2 Dung dịch B chứa các ion Cu2+ x mol; K+ y mol; Cl- 0,03 mol; SO4 2- 0,02 mol. Cô cạn thu được 5,435 gam muối khan. Tính x, y. Bài tập áp dụng 3 Xác định nồng độ mol các ion trong các dung dịch sau: a. Dung dịch Al2(SO4)3 0,02(M). b. Dung dịch CH3COOH 0,043(M), với α =2%. AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI I. THUYẾT ĐIỆN LI A-RÊ-NI-UT Axit là chất tan trong H2O phân li ra H+. Bazơ là chất tan trong H2O phân li ra OH-. Phản ứng axit - bazơ là phản ứng giữa dung dịch axit và dung dịch kiềm (phản ứng trung hòa), thực chất là phản ứng giữa H+ và OH- (H+ + OH- → H2O). II. THUYẾT PROTON BRON-STET Axit là chất cho H+ Phân tử: HCl, HNO3, H2SO4… Cation gốc bazơ yếu: NH4+, Al3+, Cu2+ … Anion gốc axit mạnh còn hiđro: HSO4-… Bazơ là chất nhận H+ Phân tử : NH3, NaOH, KOH, Ca(OH)2 … Anion gốc axit yếu CH3COO-,CO32-, SO32-, S2-, ClO- … Phản ứng axit bazơ là phản ứng trong đó có sự cho và nhận H+ III. VIẾT PHƯƠNG TRÌNH ĐIỆN LI H 2O AXIT   H+ + ANION GỐC AXIT Ví dụ: HCl → H+ + ClCH3COOH  H+ + CH3COOH 2O BAZƠ   OH- + CATION GỐC BAZƠ Ví dụ: NaOH → OH- + Na+ Ba(OH)2 → 2OH- + Ba2+ H 2O MUỐI   CATION GỐC BAZƠ + ANION GỐC AXIT Ví dụ: Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42NaHSO4 → Na+ + H+ + SO42NaHCO3 → Na+ + HCO3- IV. HIĐROXIT LƯỠNG TÍNH: Nhóm hóa trị 3: Al(OH)3, Cr(OH)3… Nhóm hóa trị 2: Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Be(OH)2… Tính lưỡng tính: Tính bazơ yếu: Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O Tính axit yếu: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O Bài tập áp dụng 1 Đối với dung dịch axit mạnh HNO3 0,1M, nếu bỏ qua sự điện ly của nước thì đánh giá nào về nồng độ mol ion sau đây là đúng: A. [H+] = 0,1M B. [H+] < [NO3-] C. [H+] > [NO3-] D. [H+]< 0,1M Bài tập áp dụng 2 Đối với dung dịch axit yếu CH3COOH 0,1M, nếu bỏ qua sự điện ly của nước thì đánh giá nào về nồng độ mol ion sau đây là đúng: A. [H+] = 0,1M B. [H+] < [CH3COO -] C. [H+] > [CH3COO -] D. [H+] < 0,1M Bài tập áp dụng 3 Xác định tính axit hay bazơ của các chất và ion sau trong dung dịch nước: HCl, H2SO4, NaOH, Ba(OH)2, NH3, NH+4 , CH3COO-, Cu2+, Bài tập áp dụng 4 Trộn lẫn 100 ml dung dịch HCl 0,1M và 50 ml dung dịch H2SO4 0,05M tạo thành dung dịch A. a. Tính thể tích dung dịch NaOH 0,3M cần dùng để trung hòa hết dung dịch A? b. Đồng thời xác định nồng độ mol các ion trong dung dịch thu được sau phản ứng? Bài tập áp dụng 5 Cho 200 ml dung dịch X gồm Al(NO3)3 0,05M và Fe(NO3)3 0,05M vào V lit dung dịch NaOH 0,1M thu được m gam kết tủa. Xác định giá trị V và m khi m đạt giá trị cực đại và cực tiểu? pH VÀ CÁC DẠNG BÀI TẬP CƠ BẢN I. Ý nghĩa và giá trị của độ pH: [H+] và pH được dùng để đánh giá độ axit hay độ kiềm của 1 dung dịch Môi trường trung tính: [H+]=[OH-]=10-7 hay pH=7 Môi trường kiềm: [H+]<10-7 hay pH>7 Môi trường axit: [H+]>10-7 hay pH<7 II. Công thức tính pH [H+ ].[OH- ] =10-14 10-14 [OH ] = + =10(pH-14) [H ] - [H+ ] =10-pH [H+ ] = pH = -lg[H+ ] -14 10 [OH- ] pH =14 +lg[OH- ] III. Phương pháp giải toán pH: Xác định [H+] hoặc [OH-] có trong dung dịch Suy ra pH theo công thức pH = -lg[H+ ] hoặc pH =14 +lg[OH- ] Chú ý: Vdd sau = Tổng Vdd pha trộn Bài tập áp dụng 1 a. Xác định pH của dung dịch HCl 0,01M. b. Xác định pH của dung dịch Ba(OH)2 0,02M. Bài tập áp dụng 2 Cho dung dịch X chứa axit HNO3 1M . Tính pH của dung dịch thu được khi pha loãng dung dịch X đi 20 lần bằng nước cất. Bài tập áp dụng 3 Hòa tan 100 ml dung dịch HNO3 0,2M với 200 ml dung dịch HNO3 0,05M. Tính pH dung dịch tạo thành. Bài tập áp dụng 4 Trộn lẫn 150 ml dung dịch HCl 0,02M với 200 gam dung dịch H2SO4 0,01M (d = 1,29 g/ml). Tính pH của dung dịch thu được. Bài tập áp dụng 5 Trộn lẫn 50 ml dung dịch HCl 0,12M với 50 ml dung dịch NaOH 0,1M. Tính pH của dung dịch thu được. Bài tập áp dụng 6 Trộn lẫn 40 ml dung dịch HCl 0,75M với 160 ml dung dịch gồm Ba(OH)2 0,08M và KOH 0,04M. Tính pH của dung dịch thu được. Bài tập áp dụng 7 Trộn lẫn 200 ml dung dịch có pH = 2 với 300 ml dung dịch có pH = 12. Tính pH của dung dịch thu được. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI I. Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion: Phản ứng xảy ra trong dung dịch các chất điện ly là phản ứng giữa các ion. Các ion kết hợp với nhau tạo ra ít nhất một trong các chất sau: Chất kết tủa  (CaCO3 , BaSO4 , AgCl , Fe(OH)3  …) Ví dụ: Na2 SO4 + BaCl2  BaSO4  +NaCl Chất khí  (H2S , H2CO3 (H2O + CO2  ), H2SO3 (H2O + SO2  )… ) Ví dụ: Na2CO3 + 2HCl  2NaCl+CO2  +H2O Chất điện ly yếu (H2O, CH3COOH, HF, HClO, HCN, H3PO4…) Ví dụ: CH3 COONa + HCl  NaCl + CH3COOH II. Phương trình ion thu gọn (thể hiện bản chất phản ứng) Viết và cân bằng phương trình phân tử. Phân li các chất điện li mạnh thành ion (chất không tan/chất ít tan/chất khí/chất điện ly yếu để nguyên dạng phân tử). Giản lược các ion giống nhau ở 2 vế, thu được phương trình ion thu gọn. Suy ra phương trình phân tử từ phương trình ion thu gọn Nguyên tắc: Thay ion bằng chất tan chứa ion đó Thay H+ bằng axit mạnh Thay OH- bằng bazơ mạnh Thay cation kim loại bằng muối tan Thay anion gốc axit bằng muối tan Ví dụ HCl + NaOH  NaCl + H2O H  Cl  Na  OH-  Na  Cl-  H2O H+ +OH-  H2O Bài tập áp dụng 1 Dãy các ion nào sau đây tồn tại đồng thời trong cùng một dung dịch: A. Al3+ , SO42- ,Cl- ,Ba2+ B. Na+ ,NH4+ ,SO42- ,PO43C. Ag+ ,NO3- ,Cl- ,Ba2+ D. HSO4- ,OH- ,K + ,Ba2+ Bài tập áp dụng 2 Viết phương trình phân tử hoàn chỉnh từ các phương trình ion thu gọn sau: 1. Pb2+ +Cl-  PbCl2 2. Ba2+ +CO3 2-  BaCO3 3. HCO3 - +OH-  CO3 2- +H2 O 4. Cu2+ +S2-  CuS Bài tập áp dụng 3 Tính thể tích dung dịch HNO3 0,3M vừa đủ để trung hòa 100 ml dung dịch chứa hỗn hợp NaOH 0,1M và Ba(OH)2 0,1M. Bài tập áp dụng 4 Cho 200 ml dung dịch Al2(SO4)3 0,1M tác dụng với 500 ml dung dich X gồm NaOH 0,1M và Ba(OH)2 0,08M. Tính khối lượng kết tủa thu được. Bài tập áp dụng 5 - Một dung dịch X có chứa Ca2+, Al3+ và Cl-. Để làm kết tủa hết ion Cl có trong 10 ml dung dịch X phải dùng hết 70 ml dung dịch AgNO3 1M. Cô cạn 100 ml dung dịch X thu được 35,55 gam hỗn hợp 2 muối khan. Tính CM mỗi muối trong dung dịch X. NITƠ I. Cấu tạo nguyên tử nitơ Vị trí : Ô thứ 7 (Z=P=E=7) Chu kỳ 2 (Có 2 lớp electron) Nhóm VA (Có 5 electron lớp ngoài cùng) Cấu hình electron nguyên tử của nitơ: 1s22s22p3 Là một phi kim điển hình (độ âm điện là 3,04) Tạo 3 liên kết cộng hóa trị với các nguyên tử khác. II. Tính chất vật lý của khí nitơ (N2) Không màu, không mùi, không vị, không duy trì sự cháy và sự sống, hơi nhẹ hơn không khí ( VN2 = 4 Vkhông khí). 5 Rất khó hóa lỏng (hóa lỏng ở -1960C) Rất ít tan trong nước (điều kiện thường, 1 lít nước hòa tan được 0,015 lít khí N2) III. Tính chất hóa học NN Cấu tạo phân tử N2: Suy ra: N2 trơ ở nhiệt độ thường (về mặt hóa học). N2 thể hiện hoạt động hóa học ở nhiệt độ cao, đặc biệt khi có xúc tác. N2 thể hiện vừa tính oxi hóa (chủ yếu), vừa tính khử: 1. Tính oxi hóa a. Tác dụng với kim loại 0 0 N2 + 6 Li 1 3   2 Li3 N (liti nitrua) 0 0 2 3 cao   Mg 3 N2 N2 + 3 Mg t 0 (magie nitrua) b. Tác dụng với hidro 0 0 -3 , xt , p  2 N H3 (k) H<0 N2 (k) + 3 H2 (k) t 0 (khí amoniac) 2. Tính khử 0 0 +2 C   2 N O (k) N2 (k) + O2 (k) 3000 0 (khí nitơ monooxit) (không màu) +2 +4 0 2 N O (k) + O 2 (k)  2 N O2 (k) khí nitơ đioxit (màu nâu đỏ) IV. Điều chế: 1. Trong công nghiệp Phương pháp chưng cất phân đoạn không khí lỏng. 2. Trong phòng thí nghiệm 0 t NH4NO2   N2 + 2H2 O hay 0 t NH4 Cl+NaNO2   N 2 + NaCl + 2H2 O V. Ứng dụng Nitơ là một trong những thành phần dinh dưỡng chính của thực vật. Trong công nghiệp, một lượng lớn nitơ sản xuất ra để dùng tổng hợp amoniac, từ đó sản xuất axit nitric, phân đạm, thuốc nổ… Dùng trong công nghiệp sản xuất các linh kiện điện tử, théo không gỉ hay dùng để bơm lốp xe đua, xe tải cỡ lớn hay máy bay… Nitơ lỏng là tác nhân làm lạnh nên dùng để bảo quản thực phẩm, các mẫu hay chế phẩm sinh học (máu, tinh trùng, tế bào, trứng…). Bài tập áp dụng 1 Hỗn hợp khí gồm N2 và H2 có tỉ khối hơi so với không khí là 0,293. Tính phần trăm thể tích của các khí trong hỗn hợp. Bài tập áp dụng 2 Trộn 3 lit NO với 10 lit không khí. Tính phần trăm về thể tích các khí trong hỗn hợp khí thu được. Biết rằng một cách gần đúng, oxi chiếm 1/5 thể tích không khí, nitơ chiếm 4/5 thể tích không khí. Bài tập áp dụng 3 Cần lấy bao nhiêu lít khí nitơ và khí hidro để điều chế được 67,2 lít khí amoniac? Biết rằng thể tích của các khí đều được đo trong cùng điều kiện nhiệt độ, áp suất và hiệu suất của phản ứng là 25%. AMONIAC VÀ MUỐI AMONI I. AMONIAC 1. Cấu tạo phân tử Liên kết trong phân tử NH3 là liên kết cộng hóa trị có cực (cặp electron dùng chung lệch về phía nguyên tử nitơ). Nguyên tử N trong NH3 còn 1 cặp electron hóa trị tự do. Phân tử NH3 phân cực (cực âm là phía nguyên tử nitơ, cực dương là phía các nguyên tử hiđro). 2. Tính chất vật lý NH3 là chất khí, không màu, mùi khai, xốc, nhẹ hơn không khí ( d NH 3 / KK  17 ). 29 Khí NH3 tan rất nhiều trong nước, tạo ra dung dịch NH3 có tính kiềm yếu. 3. Tính chất hóa học Phân tử NH3 phân cực => NH3 tan tốt trong H2O nhờ tạo ra liên kết hidro với H2O. Trong phân tử NH3, nguyên tử N còn 1 cặp electron hóa trị tự do, có thể thực hiện liên kết phối trí với H+ hay các ion kim loại chuyển tiếp: NH3 có tính bazơ yếu và khả năng tạo được phức chất bền với một số ion kim loại chuyển tiếp như [Cu(NH3)4](OH)2, [Zn(NH3)4](OH)2, Ag(NH3)2Cl Các phương trình phản ứng: NH3 + H2O  NH4 + OH Dd NH3 làm quỳ tím hóa xanh, làm dd phenolphtalein hóa hồng NH3 + H+  NH4+ Al3++3NH3+3H2OAl(OH)3+3 NH4 Cu(OH)2 + 4NH3[Cu(NH3)4]2+ +2OHZn(OH)2 + 4NH3[Zn(NH3)4]2+ + 2OHAgCl + 2NH3[Ag(NH3)2]+ +ClTrong phân tử NH3, mức oxi hóa của N là (-3) (thấp nhất): NH3 chỉ thể hiện tính khử -3 0 0 t C 4NH3 + 3O2    2N2 + 6H2O -3 +2 0 t C,xt 4NH3 +5O2   4NO+6H2O -3 0 2NH3 + 3Cl2  N2 + 6HCl  NH3 đồng thời tác dụng với HCl tạo thành khói trắng NH4Cl 0 +2 0 t C 2N2 + 3C u O    3Cu + N2 + 3H2 O  Bột CuO màu đen sau phản ứng hóa đỏ (Cu) và có khí N2 4. Điều chế: a. Trong phòng thí nghiệm: 2NH4Cl + Ca(OH)2  2NH3+CaCl2 + 2H2O t0 b. Trong công nghiệp: N2 (k)+ 3H2 (k)  2NH3 (k) H<0 t 0 , xt , p Nhiệt độ: 450 – 500oC Áp suất: 200 – 300 atm Xúc tác: Fe hoạt hóa (trộn thêm Al2O3 và K2O) 5. Ứng dụng Sản xuất HNO3. Sản xuất phân đạm và dd NH3 có thể dùng trực tiếp làm phân bón. Điều chế hiđrazin N2H4 (chất đốt cho tên lửa). NH3 lỏng dùng làm chất gây lạnh trong các thiết bị lạnh. Sử dụng trong thực phẩm…). công nghiệp đông lạnh (sản xuất nước đá, bảo quản Sử dụng trong công nghệ môi trường (loại bỏ một số khí gây ô nhiễm như SO2, NOx…). Sử dụng trong các phòng thí nghiệm, trong tổng hợp hữu cơ và hóa dược, y tế và cho các mục đích dân dụng khác. II. MUỐI AMONI Là tinh thể ion, không màu, dễ tan trong nước, điện ly mạnh trong nước. 1. Tính chất hóa học a. Cation NH4 có tính axit: NH4 + H2O NH3+H3O+ b. Tác dụng với dung dịch kiềm: (NH4)2SO4 + 2NaOH  2NH3+2H2O+Na2SO4 t0 NH4+ + OH- NH3+H2O Hiện tượng: Có khí mùi khai thoát ra Ứng dụng: Nhận biết muối amoni và điều chế NH3 trong phòng thí nghiệm c. Nhiệt phân: Muối amoni chứa gốc axit không có tính oxi hóa  NH3 t0 NH4Cl (r)  NH3(k)+HCl(k) t0 (NH4)2CO3(r)  2NH3(k)+ CO2(k)+H2O (k) t0 NH4HCO3(r)  NH3(k)+CO2(k)+H2O (k) t0 Muối amoni chứa gốc axit có tính oxi hóa  N2  hay N2O t0 NH4NO2  N2 + 2H2O t0 NH4NO3  N2O + 2H2O t0 Bài tập áp dụng 1 Trình bày hiện tượng khi cho NH3 từ từ đến dư vào các dung dịch: a. Dung dịch AlCl3 b. dung dịch CuSO4 Bài tập áp dụng 2 Cho 4 lit N2 và 14 lit H2 vào bình phản ứng có sẵn chất xúc tác. Đun nóng bình phản ứng thu được hỗn hợp khí có thể tích là 16,4 lit (Biết thể tích các khí đo cùng điều kiện). Tính hiệu suất của phản ứng. AXIT NITRIC VÀ MUỐI NITRAT I. AXIT NITRIC 1. Cấu tạo phân tử +5 H Công thức cấu tạo:      O O N O Trong hợp chất HNO3, mức oxi hóa của N là +5 (cao nhất)  2. Tính chất vật lý HNO3 tinh khiết là chất lỏng, không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm,  tan vô  hạn trong nước.  HNO3 tinh khiết, kém bền, dễ bị phân hủy bởi ánh sáng và nhiệt độ:  0 t 4HNO3        4NO2   +   O2   +   2H2O       Dung dịch HNO3 đặc để lâu có màu vàng nâu   3. Tính chất hóa học HNO3 là chất axit mạnh và chất oxi hóa mạnh  a. Tính axit mạnh:  Do ion H+  Trong dung dịch loãng, axit nitric phân ly hoàn toàn:  HNO 3      H+   +  NO ­3   Làm quỳ tím hóa đỏ  Tác dụng với bazơ, oxit bazơ, muối của axít yếu hơn:    HNO3   +   NaOH        NaNO3     +   H2O                   Pt ion thu gọn: H+    + OH­          H2O  2HNO3   +   CuO          Cu(NO3)2 +   H2O                 Pt ion thu gọn: 2H+ + CuO       Cu2 + H2O  2HNO3   +   CaCO3      Ca(NO3)2 +   H2O   +   CO2   Pt ion thu gọn: 2H+ + CaCO3   Ca2++ H2O + CO2  b. Tính oxi hóa mạnh:    HNO3 thể hiện tính oxi hóa mạnh khi tác dụng với các chất có tính khử.  HNO3 oxi hóa các chất khử lên mức oxi hóa cao nhất.     Sản phẩm khử là gì tùy thuộc vào nồng độ của axit, nhiệt độ và bản chất của chất  khử.  Tác dụng với kim loại: Trừ Au, Pt…         M  + HNO3   M(NO3)n + sản phẩm khử + H2O   Lưu ý:  M là Kim loại   n là mức oxi hóa cao nhất của kim loại M   Sản phẩm khử là gì tùy thuộc vào nồng độ axit, nhiệt độ và độ mạnh của  kim loại  +4  Khí  N O2  (màu nâu đỏ)  +2  Khí  N O  (không màu, hóa nâu nhanh trong không khí)  +1  Khí  N 2 O  (khí không màu, mùi dễ chịu (khí cười))  0 Khí  N2  (không màu)  ­3  Muối tan  N H4 NO3            Ví dụ 0 +5 +4 +2 Cu  +  4H N O3  (đ)  Cu(NO3 )2  +  2 N O 2 ­ +  2H2 O   0 +5 +2 +2 3Cu  +  8H N O 3  (l)  3Cu(NO 3 )2  +  2 N O ­ +  4H2 O   Chú ý:  Al, Fe, Cr bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 đặc, nguội  0 +5 +3 t 0C +2   Fe  +  4H N O3 (d)  Fe(NO 3 )3  +  N O +  2H2 O    Kim loại tác dụng với axit nitric không giải phóng khí H2   Nước cường thủy (VHNO3 đặc:VHCl đặc = 1:3) hòa tan được cả Au và Pt   Kim loại mạnh tác dụng với axit nitric loãng có thể cho các sản phẩm khử  có mức oxi hóa thấp hơn như N2O, N2, NH4NO3.   0 +5 +3 +1 8Al  +  30H N O3  (l)  8Al(NO3 )3  +  3N2 O ­ +  15H2 O   0 +5 +2 ­3 4Zn  +  10H N O3  (l)  4Zn(NO3 )2  +   NH4 NO3 ­ +  3H2 O   Tác dụng với phi kim: Khi đun nóng, HNO3 đặc oxi hóa được C, S, P…  0 t S   +   6HNO3 đặc       H2SO4  +  6NO2  + 2H2O  0 t P   +   5HNO3 đặc        H3PO4 +  5NO2  +  H2O    Tác dụng với các hợp chất có tính khử khác:   3FeO     +  10HNO3 loãng          3Fe(NO3)3   +  NO   + 5H2O    FeO     +    4HNO3 đặc               Fe(NO3)3   +  NO2  + 2H2O  3FeCO  3 +  10HNO3 loãng        3 Fe(NO3)3  +  NO   + 3CO2 + 5H2O    4. Điều chế: a. Trong phòng thí nghiệm:  Đun hỗn hợp natri nitrat hay kali nitrat rắn với axit sunfuric đặc, hơi HNO3 thoát ra  được dẫn vào bình làm lạnh và ngưng tụ ở đó.  0 t NaNO3 rắn + H2SO4 đặc    HNO3 + NaHSO4  b. Trong công nghiệp:  Có 3 giai đoạn, nguyên liệu là NH3  O2  H 2O NH3  oxi hóa  NO oxi hóa  NO2   HNO3   Axit HNO3 thu được có nồng độ 52 – 68%, muốn thu được HNO3 có nồng độ cao  hơn 68% thì chưng cất với H2SO4 đặc  0 , xt 4NH3  + 5O2   t   4NO + 6H2O   2NO2  2NO   + O2     4NO2  + O2 + 2H2O   4HNO3  5. Ứng dụng HNO3 là một trong những hóa chất cơ bản quan trọng.  Phần lớn HNO3 được dùng để sản xuất phân bón, thuốc nhuộm, dược phẩm…  II. MUỐI NITRAT Anion NO3­ không màu.  Muối nitrat dễ tan trong nước, điện ly hoàn toàn trong nước.  Dễ hút ẩm nên dễ bị chảy rữa    1. Tính chất hóa học Trong mối trường trung tính, ion  NO3  không có tính oxi hóa  Muối nitrat dễ mất oxi ở nhiệt độ cao:   0 t Muối nitrat của kim loại mạnh (kali, natri…)   Muối nitrit +  O2  0 t 2KNO3     2KNO2 + O2  0 t Muối nitrat của magie, kẽm, sắt, chì, đồng…   Oxit kim loại + NO2 + O2  t0 2Mg(NO3)2     2MgO + 4NO2   +  O2  0 t Muối nitrat của bạc, vàng, thủy ngân…   Kim loại + NO2  +  O2  0 t 2AgNO3     2Ag + 2NO2   + O2  2. Nhận biết ion NO3-: Trong môi trường axit, ion NO3­ thể hiện tính oxi hóa giống như HNO3  Phương pháp nhận biết ion NO3­ trong dung dịch:  Cho ít vụn đồng kim loại và dung dịch H2SO4 loãng vào dung dịch rồi đun nhẹ.  Hiện tượng:  Dung dịch hóa xanh  Có khí không màu bay ra hóa nâu nhanh trong không khí  0 t 3Cu  + 2NO3­ + 8H+    3Cu2+ + 2NO + 4H2O                                   (dd màu xanh)  2NO + O2(không khí)  2NO2                               (màu nâu đỏ)  3. Ứng dụng: Các muối nitrat được sử dụng làm phân bón hóa học (phân đạm).  Kali nitrat được dùng để chế tạo thuốc nổ đen.    CÁC DẠNG BÀI TẬP CƠ BẢN VỀ AXIT NITRIC I. LẬP PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG DẠNG PHÂN TỬ - ION THU GỌN +5 +4 +2 +1 0 -3 Sản phầm khử: HN O3 : N O2 , NO, N 2 O, N2 , NH4NO3 HNO3 đđ nguội không phản ứng các kim loại: Al, Fe, Cr (Au, Pt). Phương pháp cân bằng nhanh phản ứng: Bước 1: Ta xác định sản phẩm khử (thường 1 chất, nếu có nhiều chất ta cố gắng xác định tỉ lệ mol) và cố định hệ số cân bằng sản phẩm này. Bước 2: Từ sản phẩm khử cố định ta xác định số phân tử axit xuất phát, sau đó ta so sánh số nguyên tử oxi trong axit xuất phát với số nguyên tử oxi trong sản phẩm khử cố định, thiếu bao nhiêu O ta thêm bấy nhiêu phân tử nước. Bước 3: Sau khi thêm số phân tử nước, ta hoàn thành phản ứng theo thứ tự: H  N (hoặc S)  KL Phương pháp này hệ số cân bằng có thể là phân số khi đó ta có thể qui đồng 2 vế sẽ được hệ số nguyên tối giản Phương trình ion: Ruùt goïn ion NO-3 2 veá ta coù phöông trình ion thu goïn Ví dụ 1: Lập các phương trình phản ứng dạng phân tử - ion thu gọn Ag + HNO3(đặc)  ? + NO2 + ? Al + HNO3  ? + N 2O + ? Zn + HNO3  ? + NH4NO3 + ? Giải: Phương trình ion: Ag + 2H+ + NO3-  Ag+ + NO2 + H2O  8Al + 30HNO3  8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O Pt ion: 8Al + 30H+ + 6 NO3-  8Al3+ + 3N2O + 15H2O Phương trình ion: 4Zn + 10H+ + NO3-  Zn2+ + NH 4 + H2 O Ví dụ 2: Cho phương trình: Mg + HNO3  Mg(NO3)2 + N2O + H2O Tổng hệ số (các số nguyên tối giản) của tất cả các chất trong phương trình là A. 22. B. 14. C. 18. D. 24. Giải: Cân bằng phương trình:  Tổng = 4+10+4+1+5=24  chọn D Ví dụ 3: Cho phản ứng: Al + HNO3  Al(NO3)3 + N2O + NO + H2O Neáu tæ leä mol nN O :nNO =1: 2 thì heä soá caân baèng toái giaûn cuûa HNO3 laø 2 A. 48. B. 54. C. 46. D. 44. Giải: Cân bằng phương trình:  14Al + 54 HNO3   14 Al NO3  + 3N2O + 6 NO + 27 H2O 3  Chọn B. II. CÁC BÀI TOÁN VỀ HNO3 THƯỜNG GẶP 1. Trường hợp 1: Kim loại tác dụng HNO3. Xác định lượng chất phản ứng và lượng sản phẩm thu được. Chuyển về số mol các chất đề cho Viết và cân bằng nhanh phản ứng xảy ra (nếu có). Lập tỉ lê mol các chất trên phương trình  số mol chất cần tính  yêu cầu bài toán. Ví dụ 1: Cho một lượng 13,5 gam Al tác dụng vừa đủ với 2,2 lít dung dịch HNO3 thu được hỗn hợp gồm hai khí NO và N2O. Bieát tæ leä mol nN O :nNO =3 :2. Tính HNO3 phaûn öùng  = ?   2 Giải