Tài liệu Sưu tầm và xây dựng hệ thống câu hỏi và bài tập ôn thi học sinh giỏi các cấp phần nitơ và hợp chất

CHUYÊN ĐỀ SƯU TẦM VÀ XÂY DỰNG HỆ THỐNG CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP ÔN THI HỌC SINH GIỎI CÁC CẤP PHẦN NITƠ VÀ HỢP CHẤT MÃ: H15 A. PHẦN MỞ ĐẦU 1. Lí do chọn đề tài Hóa nguyên tố nói chung và các phi kim nói riêng có nhiều bài tập khó và hay trong các đề thi học sinh giỏi các cấp. Hóa học nghiên cứu về phi kim là vấn đề rất rộng, bao gồm cả tính chất của các nguyên tố phi kim và tính chất của các hợp chất của chúng. Trong kiến thức về phi kim thì kiến thức về phần Nitơ và hợp chất có vai trò khá quan trọng vì đơn chất cũng như các hợp chất của nitơ có trong tự nhiên, có nhiều ứng dụng trong đời sống và trong sản xuất, đã có một số tài liệu đề cập đến vấn đề này song số lượng còn ít, nhất là những bài tập liên quan. Do vậy, tôi viết đề tài này để có thêm tư liệu giảng dạy ôn thi học sinh giỏi các cấp, đồng thời là tài liệu cho các em học sinh và đồng nghiệp tham khảo. 2. Mục đích của đề tài Mục đích viết chuyên đề này là cung cấp một số kiến thức về lý thuyết và các bài tập về nitơ và các hợp chất của nitơ, các câu hỏi bài tập liên quan đến tính chất, ứng dụng, điều chế chất và các bài tập liên quan đến các phần cấu tạo chất, nhiệt động học, điện hóa, dung dịch, tốc độ phản ứng … B. PHẦN NỘI DUNG * TÓM TẮT LÝ THUYẾT I. ĐƠN CHẤT NI TƠ 1. Cấu tạo phân tử và tính chất vật lý: + Nitơ thiên nhiên là hỗn hợp của đồng vị : 714N và 715N với tỉ lệ 272:1. Đồng vị 715N thường dùng trong phương pháp đánh dấu nguyên tử và có thể đưa vào axit HNO3 với tỉ lệ 99,8%. + Điều kiện thường Nitơ .. tồn.. tại dưới dạng phân tử N2 gồm hai nguyên tử: N N - Theo thuyết VB: - Theo thuyết MO: (1s)2 (1s*)2 (2s )2 (2s*)2 x2y2(z)2, nghĩa là có một liên kết 3 (N  N), với năng lượng liên kết E = 942 kJ/mol, độ dài liên kết d = 1,095 A0. - Năng lượng liên kết rất lớn giải thích được tính trơ của phân tử N 2, và giải thích tại sao đa số hợp chất đơn giản của N2, mặc dù trong đó chứa các liên kết bền, nhưng đều là hợp chất thu nhiệt. - Nitơ là một khí không màu, không mùi, không vị và hơi nhẹ hơn không khí. Nó không duy trì sự cháy và sự sống. Nó còn có một tên khác là azot (tiếng Hi Lạp có nghĩa là không duy trì sự sống). 1 + N2 rất khó hoá lỏng ( T0sôi=-195,80C) và rất khó hoá rắn ( T0nc=-2100C). Do có nhiệt độ sôi rất thấp, nitơ lỏng được sử dụng trong công nghiệp và phòng thí nghiệm để tạo ra môi trường nhiệt độ thấp. Nitơ ít tan trong nước và các dung môi khác (100ml nước ở 00C chỉ hoà tan 2,35ml khí N2). 2. Tính chất hoá học: + Do có năng lượng liên kết lớn, phân tử N2 bền với nhiệt, ở 30000C chưa phân huỷ rõ rệt. Nhiệt độ thường là một trong những chất trơ nhất, nhưng ở nhiệt độ cao, nó trở nên hoạt động và nhất khi có xúc tác. + Nhiệt độ thường chỉ phản ứng với Li tạo nitrua: 6Li + N2 →2Li3N (Liti Nitrua) + Ở điều kiện thường N2 được đồng hoá bởi một số vi sinh vật có trong vết sần của rễ cây họ đậu tạo thành đạm theo sơ đồ sau: N2 → NH3 → NH4+ → NO3- → NO2- → amin + Nhiệt độ cao, nitơ hoạt động hơn nó phản ứng được với một số kim loại và phi kim, đặc biệt phản ứngTiadiễn ra mạnh khi có mặt chất xúc tác: lửa điện N2 + O2 2000-30000C 2 NO N2 + 3H2 Fe 4500C 2 NH3 t0C 3Ca + N2 Ca3N2 3. Trạng thái tự nhiên, ứng dụng và điều chế: a. Trạng thái tự nhiên: + Trong khí quyển, N2 chiếm 78,03% thể tích của không khí, ngoài ra nó còn có trong một số khoáng vật như diêm tiêu (NaNO3). Nitơ có trong mọi sinh vật dưới dạng hợp chất hữu cơ phức tạp…như protein, axit nucleic…. b. Điều chế: + Trong công nghiệp, người ta điều chế nitơ bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng (cũng dùng cách này để điều chế oxi): Không khí được làm sạch khỏi bụi bặm, làm lạnh sơ bộ để loại CO2 và hơi nước, sau đó được nén tới áp suất 150 atm và làm lạnh tới –1900C để hoá lỏng toàn bộ không khí, sau đó nâng dần nhiệt độ lên để lấy nitơ và oxi. + Trong tự nhiên, nitơ được đồng hoá bởi 1 số vi sinh vật, vi khuẩn sống trong nốt sần của rễ cây họ đậu. + Trong phòng thí nghiệm: nitơ tinh khiết được điều chế bằng cách nhiệt phân dung dịch bão hoà muối amoni ntrit (NH4NO2) theo phản ứng : t  N2 + 2 H2O NH4NO2  - Có thể thay NH4NO2 bằng hỗn hợp muối : NH4Cl + NaNO3. - Còn nitơ rất tinh khiết được điều chế bằng phản ứng nhiệt phân azit: 0 2 t  2Na + 3N2 2NaN3  c. Ứng dụng : - N2 được dùng để điều chế một số hợp chất như: NH3, HNO3, các hoá chất này được dùng để tổng hợp phân đạm, dược phẩm và thuốc nổ. - Lợi dụng tính hoạt động kém của nitơ, người ta dùng khí nitơ làm khí quyển trơ tong luyện kim, trong công nghiệp điện tử và công nghiệp thực phẩm. Hơn thế, các hợp chất của nitơ có vai trò quan trọng trong sự sống của sinh vật, đặc biệt là thực vật, dùng làm các loại phân đạm…. II. HỢP CHẤT CỦA NITƠ: 1. Amoniac (NH3): a. Cấu tạo phân tử và tính chất vật lý: + Phân tử NH3 có cấu tạo dạng hình chóp, đáy là tam giác đều ứng với trạng thái lai hoá sp3 của nguyên tử nitơ + Trong phân tử H2O thì oxi ở trạng thái lai hoá sp3. 0 ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑↓ + 7N: 1s22s22p3 .. .. .. .. ↑ .N. N H ↑ sp3 H H H H H + Độ dài liên kết N-H : 1,014A0 + Góc liên kết HNH : 1070năng + Năng lượng trung bình của liên kết N-H là: 385 kJ/mol + Là một khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí. T 0nc =-77,750C, T0s=33,350C. + Do NH3 có cấu tạo không đối xứng nên nó là phân tử có cực (  = 1,48D). + Do nitơ có độ âm điện lớn nên các phân tử NH 3 có thể kết hợp nhau bằng liên kết hidro nên nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và nhiệt hoá hơi của NH 3 quá cao so với các hợp chất cẩu các nguyên tố tương tự trong nhóm VA. + NH3 dễ tan trong nước (1l nước ở 200C tan 700l khí NH3). Hiện tượng tan nhiều của NH3 được giải thích do amoniac là phân tử có cực và bằng sự tạo thành liên kết hidro giữa phân tử NH3 và phân tử H2O. b. Tính chất hoá học: + Tính chất bazơ: - Với cặp electron tự do, khi tan trong nước nó kết hợp với ion H+ của nước tạo thành ion NH4+ và dung dịch có tính bazơ: 3 NH3 + H2O ⇋ NH4+ + OH Kpli = 1,8.10-5 - NH3 phản ứng tốt với các axit mạnh tạo ra muối amoni (NH4+), đặc biệt là khí NH3 có thể kế hợp với khí HCl tạo thành khói màu trắng. NH3(k) + HCl(k)  NH4Cl (khói mù) NH3 + HNO3  NH4NO3 2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 - Dung dịch NH3 có thể kết tủa nhiều muối của kim loại ở dạng hiđroxit: 3NH3 + 3H2O + AlCl3  Al(OH)3 + 3NH4Cl - Kết hợp với nhiều muối kim loại tạo thành amoniacat dạng tinh thể như CaCl2.8NH3, CuSO4.4NH3…Các amoniacat cũng giống như các hidrat trong tinh thể ngậm nước. - Giống như nước, NH3 nhờ có đôi electron tự do nên nó có thể liên kết với nhiều ion kim loại chuyển tiếp tạo thành phức chất bền: Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2 - Điều kiện thường khí amoniac có thể kết hợp với khí CO2 tạo thành amonicacbamat theo phản ứng: ONH4 CO2(k) + 2NH3 → O=C NH2 (Amonicacbamat) Nhiệt phân amonicacbamat ở 1800C và 200atm thì thu được urê. Đây chính là phương pháp điều chế phân đạm urê trong công nghiệp. O=C ONH4 1800C, 200atm O=C NH2 NH2 NH2 + H2O Urê + Tính khử: - Do nitơ trong NH3 có số oxi hoá thấp nhất của nitơ là -3, nên NH3 chỉ thể hiện tính khử: - Đốt cháy NH3 sẽ cho ngọn lửa màu vàng, sản phẩm thu được là N2 và nước. t  2N2 + 6H2O 4NH3 + 3O2  - Khi có mặt Pt làm xúc tác và ở nhiệt độ 800  9000C sẽ thu được khí NO: 0 t  4NO + 6H2O 4NH3 + 5O2  - Tác dụng với halogen: Cl2 và Br2 có thể oxi hoá mãnh liệt NH3 ở rạng thái khí cũngnhư ở trạng thái dung dịch : 0 t  N2 + 6HCl 2NH3 + 3Cl2  Với F2 thì phản ứng xảy ra như sau: 0 t  NF3 + 3NH4Cl 4NH3 + 3F2  - Khi đun nóng NH3 có thể khử được một số oxit kim loại về đến kim loại. 4 0 t  N2 + 3H2O + 3Cu 3CuO + 2NH3  + Phản ứng thế nguyên tử hiđro trong NH3 bằng kim loại: - Ở nhiệt độ cao, những nguyên tử hidro trong phân tử amoniac có thể được lần lượt thay thế bằng các nguyên tử kim loại hoạt động để tạo thành amiđua (chứa nhóm NH2-), imiđua (nhóm NH2-), nitrua (N3-): 0 0 C   2NaNH2 (Natri amidua) + H2. 2Na + 2 NH3 300 900 C   2AlN (Nhôm nitrua) + 3H2. 2Al + 2NH3 800 c. Trạng thái tự nhiên: + Trong thiên nhiên khí amoniăc sinh ra trong quá trình thối rữa các protit trong xác các sinh vật, trong quá trình phân huỷ ure trong chất bài tiết của sinh vật dưới tác dụng của 1 số vi khuẩn. + Nó là sản phẩm phụ, thu được trong các quá trình sản xuất than cốc. d. Ứng dụng: + Trong công nghiệp NH3 chủ yếu được dùng để sản xuất HNO3, các loại phân đạm, đạm urê và sôđa, bản thân NH3 cũng được dùng trực tiếp làm phân bón. e. Điều chế: + Trong PTN, người ta điều chế NH3 bằng cách đun sôi dung dịch NH4OH đậm đặc hoặc cho dung dịch muối amoniclorua (NH4Cl) tác dụng dung dịch nước vôi. 0 0 t C 2NH4Cl + Ca(OH)2  2NH3 + CaCl2 + H2O 0 t C NH4OH  NH3 + H2O + Trong công nghiệp: - Trước đây người ta tạo ra amoniăc bằng cách: CaCN2 + 3H2O = CaCO3 + 2NH3. - Ngày nay người ta dùng phương pháp hiện đại hơn nhiều là tổng hợp nó từ N 2 và H2 trong các điều kiện nhất định: N2 + 3H2 ⇋ 2NH3 H0 = -46,2 kJ/mol, S0 = -96,3 J/mol.độ - Về mặt nguyên liệu: N2 được điều chế bằng cách chưng cất phân đoạn không khí. H2 được điều chế từ khíu than hoặc từ khí tự nhiên. - Bậc tự do của phản ứng: C = k –  + 2 trong đó k = 2,  = 1 → C = 3, nghĩa là có thể thay đổi 3 yếu tố là nhiệt độ, áp suất và tỉ lệ số mol nN 2 : nH2 để cho hiệu suất phản ứng đạt giá trị lớn nhất. - Yếu tó nhiệt độ: Khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng thì ∆G0pu = 0 → -46,2 + T.96,3.10-3 = 0 → t  2000C. Khi nhiệt độ > 2000C, tốc độ phản ứng lớn nhưng do ∆H0 > 0 nên cân bằng dịch chuyển sang trái dẫn đến hiệu suất phản ứng không cao. 5 Khi nhiệt độ < 2000C, cân bằng dịch chuyển sang phải nhưng tốc độ phản ứng lại thấp dẫn đến hiệu suất của phản ứng không cao. Để vượt qua khó khăn này, người ta dùng xúc tác là Fe kim loại được hoạt hoá bằng Al2O3 và K2O. Với chất xúc tác nà cho phép phản ứng thực hiện ở nhiệt độ từ 4000C  6000C. (Nhà má phân đạm Hà Bắc thực hiện ở nhiệt độ 5000C). - Yếu tố áp suất: Vì phản ứng làm giảm số mol khí nên khi áp suất tăng thì cân bằng sẽ dịch chuyển sang phía phải. Do đó, phản ứng phải được thực hiện ở áp suất cao từ 200  1000 (atm). Nhà máy phân Hà Bắc thực hiện ở áp suất 320atm. - Tỉ lệ số mol nH2 : nN2: Người ta thấy rằng khi tỉ lệ nH2 : nN2 = 3:1 tức là, tức là bằng tỉ lệ của hệ số tỉ lượng trong phương trình phản ứng thì hiệu suất phản ứng đạt giái trị cực đại. Như vậ người ta đưa vào hỗn hợp phản ứng hai chất H2 và N2 theo tỉ lệ về số mol là 3:1. + Với các điều kiện như trên thì hiệu suất tổng hợp NH 3 chỉ đạt cỡ 20  25% do vậy người ta phải đưa N2 và H2 qua lại dâ chuyền sản xuất ban đầu. Nếu có xúc tác, nhiệt độ cần dùng là : 400 – 6000C 2. Muối amôni và gốc amoni (NH4+). + Ion NH4+ có cấu tạo hình tứ diện đều với 4 nguyên tử H ở 4 H + đỉnh, nguyên tử N ở trung tâm: + Bán kính của cả ion NH4+ (1,43A0), gần tương đương với bán N kính các ion kim loại kiềm Rb+, K+(1,48A0-1,44A0). H H + Do cấu tạo gốc amoni như vậy, nên muối amoni giống với H muối kim loại kiềm. Muối amoni đồng hình với muối kim loại kiềm, cùng có kiến trúc kiểu NaCl (hay kiểu CsCl). Chúng cũng dễ tan và phân ly hoàn toàn trong nước. +Mặt khác, NH4+ còn có những tính chất khác so với ion kim loại kiềm như : - Khả năng bị thuỷ phân trong nước (ion kim loại kiềm không có khả năng này) cho môi trường axit yếu: NH4+ + H2O ⇋ NH3 + H3O+ K=5,5.10-10 Một số muối bị thuỷ phân hoàn toàn như (NH4)2S: (NH4)2S + 2H2O → 2NH3 + H2S + 2H2O - Muối amoni đều kém bền với nhiệt nên dẽ bị nhiệt phân, tuỳ vào gốc axit đi với nó, mà sản phẩm nhiệt phân muối amoni có thể khác nhau: Muối của axit không có tính oxi hoá dễ bay hơi khi nhiệt phân thì phân huỷ ngược lại với quá trình kết hợp: 0 t C NH4Cl  NH3 + HCl 0 t C (NH4)2CO3  2NH3 + H2O + CO2 Muối của axit có tính oxi hoá thì N-3 trong NH4+ sẽ bị oxi hoá: 6 0 t C NH4NO2  N2 + H2O 0 C   N2O + H2O NH4NO3 200 0 C   2N2 + O2 2N2O 300 0 t C (NH4)2SO4  NH3 + H2SO4 0 t C H2SO4  SO3 + H2O 0 t C 3SO3 + 2NH3  3SO2 + N2 + 3H2O Ứng dụng + Muối amoni thực tế thường dùng làm phân đạm, quan trọng nhất là các muối NH4Cl, (NH4)2SO4 và NH4NO3. Ví dụ : dùng làm pin khô (NH4Cl). 3. Hidrazin (N2H4). a)Phân tử hidrazin có cấu tạo : Hình 5: phân tử N2H4 H N dN-N = 1,47A0 H H dN-H = 1,04A0. N H HNH= NNH = 1100  = 1,85 D Do cấu hình không gian không đối xứng nên hidrazin có cực tính lớn, momen lưỡng cực ~ 1,85D. b) Tính chất vật lí. Hidrazin là chất lỏng không màu, hơi nặng hơn nước, có mùi khó chịu, rất độc, bốc khói mạnh trong không khí. Hoá rắn ở 20C và sôi ở 1140C. Trong hidrazin lỏng cũng có liên kết hidro như NH3, tan tốt trong nước cũng nhờ có liên kết hidro tạo ra dạng hidrat N2H4.H2O Dạng hidrat này khá bền nhờ liên kết hidro. H2N : … H O H2N : … H Hidrazin là một dung môi ion hoá rất tốt cho nhiều chất do hằng số điện môi lớn ( = 53 ở 220C). c) Tính chất hóa học. Cũng giống như NH3 lỏng, nó cũng hoà tan kim loại kiềm tạo thành dung dịch xanh lam, nhưng lại tạo ra khí hidro: 2N2H4 + 2Na  2NaN2H3 + H2 Là hợp chất thu nhiệt, nhưng nó khá bền, chỉ phân huỷ khi có xúc tác: t  N2H4 N2 + 2H2  H0 = 50 kJ/mol. Là một bazơ yếu hơn bazơ NH3 : N2H4 + H2O  N2H5+ + OH- K1=8,5.10-7 N2H5+ + H2O  N2H62+ + OH- K2=8,9.10-16 7 0 Do đó hidrazin thường tạo ra 2 loại muối chứa 2 cation ở trên, các muối này đều dễ tan, muối +1 bền trong nước, còn muối +2 bị thuỷ phân trong nước tạo ra ion +1 bền hơn. Nó cũng có thể kết hợp với các muối tạo ra sản phẩm kết hợp như: CrCl 2.2N2H4. Về tính khử, nó mạnh hơn NH3, nguyên nhân là số oxi hoá -2 của N kém bền hơn nhiều so với số oxi hoá -3. Thể hiện ở phản ứng cháy trong không khí toả nhiệt mạnh: t  N2 + 2H2O N2H4 + O2  H0 = -705 kJ/mol. Nên hidrazin và dẫn xuất của nó được dùng làm nhiên liệu cho tên lửa. d) Điều chế. Ứng dụng Phương pháp tốt nhất để có hidrazin là chưng cất sản phẩm thu được từ phản ứng: 2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O Dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ, trong CN chất dẻo, thuốc trừ sâu (lợi dụng độc tính mạnh của nó), cao su, chất nổ… và trong hoá phân tích. 0 4. Hidro azit (N3H) Hidro azit cũng là hợp chất của H và N, nhưng không liên quan gì với NH 3 và N2H4. a) Phân tử HN3 có cấu tạo : 1,24A0 1,13A0 :N N N Hình 6: phân tử HN3 1,01A0 H b) Tính chất vật lí: Điều kiện thường nó là một chất lỏng linh động, không màu, có mùi khó chịu, độc, hoá rắn ở –800C và sôi ở 370C. Tan vô hạn trong nước, trong nước nó bền hơn và là một axit yếu tương đương axit axetic (dung dịch axit hidrazoic). c) Tính chất hóa học Kém bền, dễ phân huỷ thành nguyên tố khi đun, va chạm--> dễ gây nổ: t  3N2 + H2. 2HN3  H0 = -295 kJ/mol. Hoặc trong nước nó phân huỷ dần theo phản ứng : HN3 + H2O  N2 + NH2OH. Phản ứng với các kim loại như 1 axit yếu: Zn + 3HN3  Zn(N3)2 + NH3 + N2 Muối của nó được gọi là muối azit, người ta đã biết nhiều azit của kim loại, azit của kim loại nặng thường dễ gây nổ…nên thường dùng làm mồi nổ, như Pb(N 3)2… azit của kim loại kiềm & kiềm thổ bền hơn nhiều, đun nóng tới 3000C chúng mới phân huỷ hoàn toàn nhưng lại êm dịu: 0 8 t  2Na + 3N2 2NaN3  Axit hidrazoic là một axit có tính oxi hoá mạnh do số OXH của nguyên tử N trong nó, hỗn hợp của nó với HCl đặc nóng giống như nước cường thuỷ: 2Au + 3HN3 + 11HCl  2HAuCl4 + 3N2 +3NH4Cl 3Ion N được gọi là ion “giả halogen” do tính chất tương tự ion halgen: về độ tan, về khả năng tạo phức… d) Điều chế Cho các azit phản ứng với axit sunfuric, thường dùng là NaN3, lấy được từ quá trình cho N2O + NaNH2 ở 1900C. 4. Hidroxyl amin (NH2OH) Được coi là sản phẩm thế 1 nguyên tử H trong NH 3 bằng nhóm –OH, nó có nhiều tính chất trung gian giữa NH3 và H2O. a) Tính chất vật lí. Dạng tinh thể không màu, nóng chảy ở 330C, sôi ở 580C (ở 22mmHg). Kém bền, dễ phân huỷ ở nhiệt độ thường, trên 1000C nó có thể gây nổ --> N2, N2O và H2O. Nó hút ẩm mạnh, tan vô hạn trong nước nhưng không tan trong rượu và benzen. 0 b) Tính chất hóa học. Do nó còn cặp electron tự do trên nguyên tử N nên nó nhiều tính chất giống NH 3: có thể kết hợp với nhiều chất giống NH3, tạo dạng hidrat khi tan trong nước: NH2OH.H2O, trong nước nó cho dung dịch có tính bazơ yếu, yếu hơn NH3… Trong dung dịch kiềm nó thể hiện tính khử mạnh, nó khử được muối vàng và thuỷ ngân --> kim loại, tác dụng được các chất có tính oxi hoá: NH2OH + HNO3 2NO + 2H2O 2NH2OH + 2NaOCl  N2O + 2NaCl + 3H2O. Ngoài ra nó cũng có tính oxi hóa, oxi hoá được Fe(OH)2  Fe(OH)3 NH2OH + 2Fe(OH)2 + H2O  2Fe(OH)3 + NH3 c) Điều chế. Nó được điều chế bằng cách điện phân dung dịch HNO3 với cực âm bằng chì, trong đó axit được khử theo sơ đồ: HNO3 + 6[H] NH2OH + H2O 5. Nitrua kim loại. Cũng như cacbua kim loại, nitrua kim loại được chia thành 2 nhóm: nitrua ion và nitrua xâm nhập, tuy nhiên cấu tạo của chúng chưa được nghiên cứu kĩ như cacbua. Các kim loại kiềm, kiềm thổ, Zn, Cd và Tl tạo nên những nitrua ion, trong đó chứa cation kim loại & anion N3-. Các nitrua ion bị thuỷ phân --> hidroxit và amoniac: Ca3N2 + 6H2O  3Ca(OH)2 + 2NH3. 9 Nitrua ion được tạo ra khi các nguyên tố tương tác trực tiếp với nhau, hoặc nhiệt phân amitdua: 3Ba(NH2)2  Ba3N2 + 4NH3 Các kim loại chuyển tiếp tạo nên được các nitrua xâm nhập có cấu tạo tương tự Borua và Cacbua xâm nhập. Các nitrua này thường không có công thức hợp thức (vì thiếu nitơ) như là VN, Mo2N, W2N, Fe4N… Các nitrua có độ cứng, độ dẫn điện giống như kim loại: chúng rất cứng, khó nóng chảy. Ví dụ như: VN nóng chảy ở 25700C và độ cứng 910, khá trơ về mặt hoá học. Chúng được điều chế bằng cách cho bột kim loại trong khí nitơ hoặc NH 3 ở nhiệt độ khoảng 12000C. 6. Oxit của nitơ. Nitơ tạo nên 9 oxit: N2O, NO(N2O2), N2O3, NO2(N2O4), N2O5, NO3(N2O6).. Trong đó 2 oxit sau cùng rất kém bền, nên không đặc trưng, ngoài ra có 3 oxit có cân bằng giữa 2 dạng đime và monome. a) Đinitơ oxit (N2O) * Cấu trúc phân tử : Phân tử đinitơ oxit có cấu tạo đường thẳng tương tự với phân tử CO 2 nhưng không đối xứng: :N N O: 0 Độ dài liên kết đo được ở đây là N—N : 1,26A , còn N—O : 1,186A0. Độ dài liên kết cho thấy liên kết N—N nằm giữa 2 dạng liên kết ba NN và liên kết đôi N=N, còn liên kết N—O nằm giữa 2 dạng liên kết đôi N=O và liên kết đơn N—O. Như vậy có thể thấy nitơ đioxit nằm giữa 2 dạng cấu trúc : :N=N=O:  :NNO: Phân tử N2O có tổng số e- giống với phân tử CO2, cả 2 oxit này ở trạng thái rắn có cấu trúc mạng lưới tinh thể giống nhau. * Tính chất vật lí: Là khí không màu, mùi tương đối dễ chịu. Hoá rắn ở –910C và hoá lỏng ở –890C. Nó gây ra cảm giác say và hay cười, nên còn gọi nó là “khí vui”, có thể dẫn đến trạng thái gây mê nên trước đây người ta dùng nó làm hỗn hợp khí gây mê. trong những các mổ nhẹ. Là chất không duy trì sự sống, nên dùng nó làm chất gây mê phải cho nó đi cùng với oxi. Nhưng là chất duy trì sự cháy đối với những chất dễ bắt lửa, ví dụ tàn đóm đỏ… * Tính chất hóa học: Bền ở điều kiện thường nhưng đến 5000C thì bắt đầu phân huỷ. t  2N2 + O2 2N2O  H0 = -163 kJ Do đó khi đun nóng, nó có thể tương tác với những chất mà tương tác được với oxi: 0 t  N2 + H2O N2O + H2  0 H0 = -323 kJ 10 * Điều chế: thường nhiệt phân muối NH4NO3 ở nhiệt độ2500C: t  N2O + 2H2O NH4NO3  Phản ứng này toả nhiệt nên chỉ đun nóng lúc đầu, sau đó để nhiệt tạo ra của phản ứng duy trì phản ứng (nếu tiếp tục đun sẽ gây nổ). b) Nitơ oxit (NO) và đinitơ đioxit(N2O2). * Cấu hình e- của phân tử NO: (1s)2 (1s*)2 (2s )2 (2s*)2 x2y2 (z) 2 (x*)1 và tương ứng có cấu tạo: :N O: Vạch chấm giữa N và O báo hiệu 1 liên kết ba e- (hay còn gọi là liên kết một electron). Như vậy liên kết giữa N và O là liên kết 2,5. Điều này phù hợp với độ dài liên kết là 1,4A0. Trạng thái khí nó ít thể hiện tính chất của phân tử 1e-, nhưng trạng thái rắn và lỏng nó có khuynh hưóng trùng hợp 2 phân tử để tạo ra dạng đime N2O4.: 1,10A0 N O 2,33 A0 O N * Tính chất vật lí: là khí không màu rất độc, khó hoá rắn và khó hoá lỏng. ít tan trong nước. * Tính chất hóa học: Nó khá bền với nhiệt, 5500C nó chưa phân huỷ rõ rệt. Photpho đang cháy tiếp tục cháy trong NO, còn H2 với NO có thể nổ khi đun nóng. Với H2S , SO2 đều phản ứng với NO: 0 t  N2 + 2S + 2H2O 2NO + 2H2S  0 t  N2O + SO3 2NO + SO2  Dễ dàng kết hợp với oxi tạo NO2 ngay ở điều kiện thường: 2NO + O2  2NO2 Tương tác với halogen tạo thành nitro halogenua: 2NO + Cl2  2NOCl Gặp các chất oxi hóa mạnh NO thể hiện tính khử: 10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4  10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4H2O Tính chất riêng, kết hợp với muối của nhiều kim loại, ví dụ như dung dịch FeSO4 tạo ra hợp chất kết hợp có màu nâu thẫm: NO + FeSO4  [Fe(NO)]SO4 (màu nâu thẫm) * Điều chế: tổng hợp trực tiếp từ các nguyên tố ở nhiệt độ cao: N2 + O2  2NO H0 = -90,25 kJ/mol Hoặc dùng phản ứng đốt cháy NH3 trong O2 có xúc tác. Trong PTN, người ta có thể điều chế NO từ Cu + dung dịch HNO3 3M 0 11 c) Nitơđioxit (NO2) và đinitơ tetraoxit(N2O4). * Cấu hình e- của phân tử NO2 : (1s)2 (1s*)2 (2sa)2 (2sb)2 (s)2 (z)2 y2 (2pxa)2 (2pxb)2 x1. Cấu hình đó phù hợp với cấu tạo : N Hình 7: phân tử NO2 0 1,19 A 1340 O O Theo phương pháp VB, trong phân tử NO2 nguyên tử N ở trạng thái lai hoá sp2. Hai orbital lai hoá được dùng để tạo 2 liên kết  với 2 nguyên tử oxi, còn 1 orbital lai hoá chứa 1 e- độc thân. Một orbital 2p không lai hoá cũng chứa 1 e- dùng tạo liên kết  với 1 trong 2 nguyên tử O, như vậy liên kết  đó là liên kết không định chỗ. * Tính chất vật lí: Khí NO2 có màu nâu đỏ, nặng hơn không khí, mùi khó chịu và độc. Còn phân tử N2O4 điều kiện thường là chất lỏng có màu vàng nhạt, nóng chảy ở –11,20C và sôi ở 21,150C nên nó là chất dễ bay hơi. Đồng thời nó cũng dễ phân huỷ ở nhiệt độ lớn hơn nhiệt độ sôi. * Tính chất hóa học: Có các tính chất của phân tử có số lẻ e-, như có màu, trùng hợp 2 phân tử để tạo dạng dime N2O4 nhờ có 1e- chưa ghép đôi trên mỗi nguyên tử N, phân tử N2O4 có cấu tạo: O O 0 1,64A N N 1260 Hình 8: phân tử N2O4 O O Phân tử N2O4 không màu và nghịch từ. Cân bằng chuyển dịch giữa 2 dạng trên phụ thuộc mạnh vào nhiệt độ: 2NO2  N2O4 H0 = -61,5 kJ Ở 1500C khí NO2 phân huỷ rõ rệt, và ở 6000C phân huỷ hoàn toàn theo phản ứng: t  2NO + O2 2NO2  Do đó than, lưu huỳnh và photpho có thể tiếp tục cháy trong NO2. Hai oxit NO2 và N2O4 tương tác với nước tạo thành 2 axit: 2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2. Do đó khi tương tác với dung dịch kiềm nó cho 2 muối tương ứng. Đồng thời có thể coi NO2 và N2O4 là anhdrit hỗn hợp của 2 axit HNO2 và HNO3. 0 12 Khí NO2 vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá: tương tác với nguyên tố phi kim, hidro, kim loại: t  2NO2Cl (nitroni clorua) 2NO2 + Cl2  0 t  2NH3 + 4H2O 2NO2 + 7H2  0 t  Cu2O + NO. NO2 + 2Cu  Hoặc oxi hoá các hợp chất có số oxi hoá thấp: CO, SO2… 0 t  CO2 + NO NO2 + CO  0 t  SO3 + NO NO2 + SO2  Hoặc khử các chất có tính oxi hoá mạnh: O3, H2O2… 2NO2 + O3  N2O5 + O2. 2NO2 + H2O2  2HNO3 Còn N2O4 dạng lỏng là dung môi không tốt vì có hằng số điện môi bé (=2,47). Nó có khả năng hoà tan một số chất nhờ có tương tác với chúng, như kim loại kiềm, Ag, Cu, Pb…muối clorua, clorat. Na + N2O4 NaNO3 + NO NaClO3 + N2O4  NaNO3 + NO2 + ClO2 Các phản ứng đều cho thấy nó chứa ion nitrozoni của axit nitric NO+ ,NO3—, do đó coi N2O4 có quá trình tự ion hoá sau: N2O4  NO+ + NO3--. * Điều chế: trong CN người ta cho NO tương tác với oxi. Trong PTN thường thu được từ phản ứng Cu + HNO3 đặc. d) Đinitơ trioxit (N2O3). Dạng rắn có màu lam nhạt, nóng chảy ở –1020C, sôi ở –250C, phân huỷ ở –100C Hơi của nó gồm những phân tử N2O3 có cấu tạo: 0 O N Hình 9: phân tử N2O3 N O O Sang trạng thái lỏng và hơi, nó phân huỷ theo phản ứng: N2O3  NO + NO2. Có thể coi nó là anhidrit của HNO2. Điều chế bằng cách trộn NO và NO2 rồi hạ nhiệt độ dưới –1000C. e) Đinitơ pentaoxit (N2O5). Ở trạng thái khí cũng như khi tan trong dung môi CCl4, đinitơ pentaoxit ở dạng phân tử có cấu tạo: 13 O O 1,35A0 N O Hình 10: phân tử N2O5 N O O Điều kiện thường nó là chất rắn tinh thể trong suốt, không màu, dễ chảy rữa trong không khí vì hút ẩm. Nóng chảy ở 300C và sôi ở 450C. Kém bền, phân huỷ chậm thành NO2 và O2. Là chất oxi hoá mạnh do N trong nó có số oxi hoá max, là anhidrit axit nên nó tan trong nước tạo thành axit nitric. Có đầy đủ tính chất của oxit axit mạnh. N2O5 + H2O  2HNO3. Điều chế bằng cách dùng P2O5 hút nước của axit tương ứng: P2O5 + 2HNO3  2HPO3 + N2O5. 7. Oxiaxit của nitơ. Người ta đã biết 6 oxiaxit của N là: axit hiponitrơ (H2N2O2), axit hiponitric (H2N2O3), axit nitrơ (HNO2), axit nitroxilix (H2NO2), axit nitric (HNO3), axit pennitric (HNO4). Quan trọng đối với thực tế là axit nitrơ, axit nitric. a. Axit hiponitrơ (H2N2O2) Về hình thức được coi là dạng hidrat N2O.H2O. Nó có cấu tạo: H O N N O H Điều kiện thường là chất rắn dạng tinh thể không màu, không bền, dễ phân huỷ nổ khi va chạm nhẹ. Ngay ở điều kiện thường nó đã phân huỷ dần theo phản ứng : H2N2O2 N2O + H2O (Phản ứng ngược lại không xảy ra do đó không coi N2O là anhidrit của axit đó) Tan nhiều trong nước, rượu và ete, và là axit rất yếu. Có khả năng oxi hoá và khử nhưng rất yếu. Muối của nó bền hơn, ví dụ Na2N2O2 tan nhiều trong nước, muối Ag2N2O2 là kết tủa màu vàng không tan trong nước. Axit hiponitrơ được tạo nên khi cho muối của nó tác dụng với axit HCl: Ag2N2O2 + 2HCl  H2N2O2 + 2AgCl b. Axit nitrơ (HNO2). * Cấu tạo: có lẽ nó có 2 kiến trúc cộng hưởng nhau là: O O O H N:  H Hình 11: phân tử HNO2 14 N O * Tính chất hóa học: Nó chỉ tồn tại ở trạng thái khí và trong dung dịch nước: + Trạng thái khí có cân bằng : 2HNO2  NO + NO2 + H2O + Trạng thái dung dịch bị phân huỷ: HNO2 2NO + HNO3 + H2O Do không bền nên nó rất hoạt động về mặt hoá học. Nó vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử. 2HNO2 + 2HI  2NO +I2 + H2O (tính oxi hoá) 5HNO2 + 2KMnO4 + 5H2SO4  2MnSO4 + 5HNO3 + K2SO4 + 3H2O.(tính khử) Nó thể hiện tính axit yếu (Ka = 4,5.10-4), mạnh hơn H2CO3 một chút. * Điều chế axit HNO2 bằng cách cho muối nitrit tác dụng với axit mạnh. c. Axit nitric (HNO3). *Cấu tạo: trạng thái hơi, phân tử HNO3 có cấu tạo là: O H 0 0,96A 1,21A0 1020 1160 O 0 1,41A N 1300 1140 O Hình 12: Phân tử HNO3 * Tính chất vật lí: Dạng tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí, hoá rắn ở –410C và sôi ở 860C. Tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào, tạo nên hỗn hợp đồng sôi chứa 69,2% axit và sôi ở 121,80C. * Tính chất hóa học: Axit tinh khiết kém bền, dễ phân huỷ dưới tác dụng của ánh sáng hoặc nhiệt: 4HNO3  4NO2 + O2 + 2H2O Khí NO2 sinh ra tan trong dung dịch làm dung dịch có màu vàng. Bản thân nó ở trạng thái tinh khiết đã có quá trình: 2HNO3  NO2+ + NO3- + H2O Trong đó nồng độ mỗi loại ion là 0,51 mol/l ở –100C Trong các dung môi có khả năng cho proton mạnh hơn, như axit sunfuric, axit pecloric, nó phân li cho ion NO2+: HNO3 + 2HClO4  NO2+ + 2ClO4-- + H3O+ 15 Sự tự ion hoá giải thích khả năng thay thế H trong phân tử hợp chất hữu cơ bằng ion NO2+, gọi là phản ứng nitro hoá, các phản ứng này thường dùng thêm xúc tác là H2SO4 đặc để tạo ra nhiều NO2+ hơn. Trong nước nó điện li ra ion H3O+. HNO3 + H2O  H3O+ + NO3Dung dịch dưới 2M, nó thể hiện tính chất của một axit mạnh: tác dụng với kim loại giải phóng H2. Nồng độ cao hơn, khả năng oxi hoá của ion NO3- tăng lên hơn H+ và khi đó NO3- tham gia vào phản ứng hoá học chứ không còn là H+. Axit nitric phản ứng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt, Rh, Ta và Ir) và phản ứng với một số phi kim như C, P, As, S… Quá trình phản ứng sinh ra một số sản phẩm như HNO2, NO2, NO, N2O, N2, NH2OH, NH3… sản phẩm nào thì điều đó phụ thuộc nồng độ, nhiệt độ axit, bản chất chất khử. Nói chung, kim loại mạnh thường khử N+5 xuống số oxi hoá thấp nhất, còn các kim loại khác tuỳ nồng độ axit mà cho ra snar phẩm khử là NO hay NO2. 4Zn + 10HNO3 (loãng)  4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 3Pb + 8HNO3 (loãng)  3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O Pb + 4HNO3 (đặc)  Pb(NO3)2 + 2NO2 +2H2O (Với phản ứng của axit đặc, sản phẩm lúc đầu có lẽ là HNO 2, axit này không bền, tạo thành NO2 và NO, khí NO2 sinh ra lại tương tác với nước: 2NO2 + H2O  HNO3 + H2O Cân bằng trên sẽ chuyển dịch theo chiều sang trái, do môi trường là axit đặc, nên khí sinh ra chủ yếu là NO2). Khi tương tác với các nguyên tố phi kim, axit này oxi hóa phi kim đó lên dạng oxiaxit hoặc axit trong đó nguyên tố phi kim thường số oxi hoá là cao nhất. Một số kim loại thông thường bị thụ động trong axit nitric đặc như Fe, Al, Cr… Hỗn hợp axit đặc (1VHNO3 :3VHCl) được gọi là nước cường thủy (cường toan). Hỗn hợp này có tính oxi hóa mạnh hơn HNO3 rất nhiều, có khả năng hoà tan Au và Pt. 3Pt + 4HNO3 + 12HCl  3PtCl4 + 4NO + 8H2O PtCl4 + 2HCl  H2[PtCl6] * Ứng dụng và phương pháp điều chế: - Là một trong những hoá chất cơ bản rất quan trọng, dùng trong công nghiệp điều chế thuốc nổ (TNT, nitroglixerin…), phân bón, phẩm nhuộm, hoá chất, dược phẩm… Cũng là hoá chất thông dụng trong phòng thí nghiệm. + Trong phòng thí nghiệm, người ta điều chế từ muối KNO3 tinh thể với H2SO4 đặc, đun nóng: t C KNO3 (rắn) + H2SO4 (đặc)  KHSO4 + HNO3. 0 16 + Trong công nghiệp, HNO3 được điều chế theo sơ đồ sau: NH3 Không khí Pt (t0) NO NO2 H2O HNO2 + HNO3 - Dùng khí oxi tinh khiết hoặc không khí có dư oxi để oxi hoá NH 3 tạo thành khí NO với xúc tác Pt có 10%Rh ở pH = 3  8 atm và nhiệt độ 800  9000C: t , xt  4NO + 6H2O 4NH3 + 5O2  (1) - Phản ứng (1) xảy ra với hiệu suất 98%. Khí NO tiếp tục được làm nguội và tiếp tục được oxi hoá tạo thành hỗn hợp khí NO2 và N2O4. 0 2NO + O2  2NO2 ⇋ N2O4 (2) - Hoà tan hỗn hợp khí NO2 và N2O4 vào nước thu được axit HNO3 và khí NO sinh ra được đưa quay trở lại phản ứng (2): N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2 3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O - Bằng phương pháp chưng cất phân đoạn chỉ thu được dung dịch HNO 3 69,2%, muốn thu được HNO3 có nồng độ cao hơn nữa cần phải chưng cất HNO3 khi có mặt dung dịch H2SO4 đặc để hút nước hoặc tổng hợp HNO3 bằng cách oxi hoá N2O4 lỏng bằng oxi trong nồi áp suất : 2N2O4 + O2 + 2H2O  4HNO3 8.Muối của các axit cơ bản: a. Nitrit (NO2--) Muối của axit nitrơ gọi là nitrit, dạng muối bền hơn hẳn dạng axit, đa số đều không có màu. Cấu tạo ion NO2- được biết đến là: Hình 13: Ion NO2N O O Nhờ có cặp e- tự do ở N mà ion NO2— có khả năng tạo liên kết cho nhận với các ion kim loại. Một phức thường gặp của nó là natri cobantinitrit Na 3[Co(NO2)6]. Đây là thuốc thử dung phát hiện ion K+ nhờ tạo kết tủa K3[Co(NO2)6] màu vàng. Nitrit của kim loại kiềm khá bền , nitrit của các kim loại khác kém bền hơn 1 chút. Trong môi trường axit, muối nitrit thể hiện tính oxi hoá khử như là HNO2. Muối nitrit được dùng nhiều trong CN hoá học, nhất là trong CN phẩm nhuộm azzo. b. Nitrat (NO3--) Nitrat là muối của axit nitric, ion NO3—có cấu tạo hình tam giác đều với góc ONO là 1200, độ dài liên kết N-O là 1,218A0: 17 Trong ion đó, nguyên tử N ở trạng thái lai hoá sp2 ba orbital lai hoá tham gia liên kết tạo ra 3 liên kết N . Còn lại 1 orbital chưa lai hoá tham gia tạo liên kết  không định chỗ với cả 3 nguyên tử O. O O Ion NO3— không có màu nên các muối nitrat của Hình 14 : ion NO3cation không màu đều không màu. Các muối đó tan tôt trong nước và thường ở dạng hidrrat khi thể rắn. Các nitrat của kim loại khác dễ phân huỷ khi đun nóng, độ bền của chúng phụ thuộc bản chất cation kim loại: - Từ đầu dãy điện hoá đến Ca: nhiệt phân sinh ra muối nitrit và oxi O 0 t C 2NaNO3  2NaNO2 + O2 - Từ Mg đến Cu: nhiệt phân sinh ra oxit kim loại , NO2 và O2. 0 t C 2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2 - Kim loại sau Cu: nhiệt phân sinh ra kim loại, NO2 và O2. 0 t C Hg(NO3)2  Hg + 2NO2 + O2 Trong môi trường trung tính, các muối nitrat hầu như không có tính chất oxi hoá, trong môi trường axit thì ion NO3- thể hiện tính oxi hoá như axit HNO3, trong môi trường kiềm nó bị Zn và Al khử về đến NH3: 3Cu + 2NO3- + 8H+  3Cu2+ + 2NO + 4H2O NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 3H2O  4Na2[Zn(OH)4] + NH3. Muối nitrat kim loại có thể điều chế bằng cách cho axit nitric tác dụng với kim loại, oxit, hiđroxit hay muối cacbonat của kim loại đó. Muối nitrat có giá trị đối với thực tế là KNO3 hay còn gọi là diêm tiêu. Diêm tiêu: KNO3: + KNO3 là những chất ở dạng tinh thể tà phương, nóng chảy ở 3340. Nó không hút ẩm, tan trong nước và độ tan tăng dần theo nhiệt độ nên rất dễ kết tinh lại. Nó khótan trong rượu và ete. + Ở 4000C, KNO3 phân huỷ thành nitrit và oxi: 0 t C 2KNO3  2KNO2 + O2 - Như vậy ở trạng thái nóng chảy thì KNO3 là chất oxi hoá mạnh. Nó có thể oxi hoá Mn2+ đến MnO42-, Cr3+ đến CrO42-. MnSO4 + 2KNO3 + 2Na2CO3  Na2MnO4 + 2KNO2 + Na2SO4 + 2CO2 - Đặc biệt KNO3 (diêm tiêu) được dùng để sản xuất thuốc nổ đen (là hỗn hợp gồm 75% KNO3 + 10%S + 15% than). 2KNO3 + S + 3C  K2S + 3CO2 + N2 18 - Ngoài các sản phẩm kể trên còn có CO, K2CO3, K2SO4. Các sản phẩm khí sinh ra làm cho thể tích tăng lên gấp 2000 lần thể tích của thuóc súng cho nên khi được đốt cháy trong hệ thống kín, thuốc sẽ gây nổ. - Diêm tiêu kali còn được dùng làm phân bón, chất bảo quản thịt và được dùng trong công nghiệp thuỷ tinh. Nó có thể được điều chế bằng phản ứng trao đổi giữa NaNO3 và KCl: NaNO3 + KCl ⇋ KNO3 + NaCl - Người ta hoà tan những lượng NaNO3 và KCl theo tỉ lệ phân tử như nhau vào nước nóng rồi cho kết tinh NaCl ở nhiệt độ trên 30 0C. Tách tinh thể NaCl ra và làm nguội dung dịch đến nhiệt độ dưới 220C thì KNO3 kết tinh. - Ở nước ta, nhân dân thường khai thác diêm tiêu kali từ phân dơi hay nói đúng hơn là từ đất trên hang đá vôi có dơi ở. Phân dơi ở trong các hang đó lâu ngày bị phân huỷ giải phóng ra NH3. Dưới tác dụng của một số vi khuẩn, khí NH3 bị oxi hoá thành axit nitrơ rồi nitric. Chính axit nitric đã tác dụng nên đá vôi của thành hang tạo nên Ca(NO3)2. Muối này một phần bám vào thành hang và một phần tan vào nước mưa chảy xuống ngấm vào đất trong hang. Người ta lấy đất trong hang này rồi trộn với tro củi rồi dùng nước sôi dội nhiều lần qua hỗn hợp đó để tách ra KNO 3 được tạo nên bởi phản ứng: Ca(NO3)2 + K2CO3  2KNO3 + CaCO3 - Phương pháp này cho phép chúng ta sản xuất được một lượng diêm tiêu tuy ít ỏi nhưng đã thoả mãn kịp thời yêu cầu của quốc phòng trong cuộc kháng chiến chống pháp trước đây. - Pháo hoa: để tạo ra pháo hoa người ta trộn vào thuốc pháo hay thuốc súng những chất hay hỗn hợp chất sau đây: - Màu đỏ: Sr(NO3)2 và SrCO3 cũng có thể là muối của Ca và Li. - Màu lục: Ba(NO3)2 và Ba(ClO4)2 cũng có thể là muối của Cu(II). - Màu xanh: CuCO3 và CuSO4 , CuO và CuCl2. - Màu vàng: Na3AlF6 và Na2C2O4. - Màu tím: Muối của Cs, K và Rb. - Tia sáng màu vàng chói: mạt sắt. - Màu trắng: Bột Mg, bột Al. - Khói trắng: Hỗn hợp KNO3 và lưu huỳnh. - Khói màu: Hỗn hợp KNO3, lưu huỳnh và phẩm màu hữu cơ. + Ngoài ra muối KNO3 còn được dùng làm phân bón dưới dạng phân kali. III GIẢN ĐỒ LATIME CỦA NITƠ 1. Trong môi trường axit 1,25 -0,23 19 NO3 - 0,80N2O4 1,07 HNO20.99 NO 0,94 1,59 N2O 1,77 N2 –1,87NH3OH+ 1,41 N2H5+1,27 NH4+ 1,297 -0,05 1,35 2. Trong môi trường bazơ 0,25 -1,16 NO3- -0,86 N2O4 0,87 NO2- -0,46 NO 0,76 N2O 0,01 0,94 N2 –3,04 NH2OH 0,15 0,73 N2H4 0,10 -1,05 NH3 -0,42 3. Nhận xét - Trong môi trường axit, HNO2 oxi hoá tạo ra NO nhưng lại bị oxi hoá tạo nên — NO3 : 2 HNO2 + H+ + 1e  NO + H2O NO3- +3H+ +2e HNO2 +H2O 3HNO2  NO3- + H+ + NO + H2O E0 = + 0,996 V E0 = + 0,940 V E0 = +0,056 V - Trong môi trường kiềm : 2 NO2- + H2O + 1e  NO + 2OHNO3- +H2O +2e  NO2-- + 2OH3NO2- + H2O  NO3- + 2OH- + NO E0 = + 0,996 V E0 = + 0,940 V E0 = +0,056 V Qua đó để giải thích được tại sao trong môi trường axit, HNO 2 không bền dễ dàng bị phân huỷ thành NO3- và NO, nhưng ion NO2- lại bền trong môi trường kiềm. * PHẦN BÀI TẬP Bài 1. a) Trong phòng thí nghiệm N2 được điều chế bằng những Phương pháp nào? Trong công nghiệp có sử dụng các phương pháp đó không? Vì sao? 20