CHƯƠNG VII. NITƠ PHOSPHO
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
I. 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 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:
b) Tác dụng với oxi
Ở 3000oC hoặc có tia lửa điện, N2 tác dụng với O2. Phản ứng thu nhiệt:
Ở nhiệt độ thường, NO hoá hợp ngay với O2 của không khí tạo ra NO2 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 N2 ở -
196oC.
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 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 20oC, một thể tích nước có thể hoà tan 700 thể tích NH3 khí). NH3 hoá lỏng ở 33,6oC,
hoá rắn ở 77,8oC.
Tính chất hoá học
+ Tính bazơ: NH3 là một bazơ vì có khả năng nhận proton.
Kbazơ = 1,8.103
* NH3 tác dụng với axit tạo thành muối amoni:
Dạng ion:
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.
* Dd NH3 làm xanh quỳ tím, làm hồng phenolphtalein
* Dd NH3 tác dụng với dd AlCl3, ZnCl2 tạo kết tủa hiđroxit không tan trong NH3 dư:
+ Điểm đặc biệt của NH3 là tạo phức với một số ion kim loại như Ag+, Cu2+, Ni2+,
Hg2+, Cd2+,…
Vì vậy, khi cho dd NH3 tác dụng từ từ với dd muối của các kim loại trên thấy kết tủa
(hiđroxit hoặc muối bazơ) sau đó kết tủa tan vì tạo phức:
+ Tính khử:
NH3 cháy trong oxi cho ngọn lửa màu vàng:
NH3 cháy trong Cl2 tạo khói trắng NH4Cl
và
NH3 + HCl = NH4Cl
NH3 khử được một số oxit kim loại:
+ Bản thân NH3 có thể bị nhiệt phân thành N2, H2 :
+ Các muối amoni dễ bị nhiệt phân:
NH4HCO3 là bột nở, ở 60oC đã phân huỷ, được dùng trong công nghệ thực phẩm.
+ Muối amoni nitrat bị nhiệt phân theo 2 cách:
Điều chế:
Điều chế NH3 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 (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.
NO: khí không màu, để trong không khí phản ứng với oxi tạo thành NO2 màu nâu.
NO2: khí màu nâu, rất độc, bị đime hoá theo cân bằng.
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:
và
Khi tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm muối nitrat và muối nitrit.
Các oxit NO và NO2 thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh:
Và thể hiện tính khử khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, Br2, O3, KMNO4…
c) Axit nitrơ HNO2
Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dd loãng. Khi đặc hoặc nóng dễ bị phân huỷ.
HNO2 và muối nitrit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử:
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 dd 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.
* 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.
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:
Hỗn hợp dd đậm đặc của HNO3 và HCl có tỷ lệ mol 1HNO3 + 3HCl gọi là nước
cường toan, hoà tan được cả Au và Pt.
Axit HNO3 cũng oxi hoá được nhiều phi kim như C, Si, P, S:
Điều chế axit HNO3:
* Trong phòng thí nghiệm
Để thu HNO3, người ta chưng cất dd trong chân không.
* Trong công nghiệp, sản xuất HNO3 từ NH3 và O2: