LÂM QUANG NGỌC ĐHXD HÀ NỘI ĐT : 0983.640.438
LUYỆN THI ĐẠI HỌC 2013 – NITƠ 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 0
t
xt

2NH3
b) Tác dụng với oxi
Ở 3000oC hoặc có tia lửa điện, N2 tác dụng với O2. Phản ứng thu nhiệt:
N2 + O2 o
t

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 o
t

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 o
t

N2 + 2H2O
(NH4)2Cr2O7 o
t

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
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.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Kbazơ = 1,8.103
* 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 0
t
xt

N2 + 3H2O
NH3 cháy trong Cl2 tạo khói trắng NH4Cl
2NH3 + 3Cl2 o
t

N2 + 6HCl
và
NH3 + HCl o
t

NH4Cl
NH3 khử được một số oxit kim loại:
3CuO + 2NH3 o
t

Cu + N2 + H2O
+ Bản thân NH3 có thể bị nhiệt phân thành N2, H2 :
2NH3 N2 + 3 H2
+ Các muối amoni dễ bị nhiệt phân:
NH4Cl o
t

NH3 + HCl
NH4HCO3 o
t

NH3 + H2O + CO2
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:
NH4NO3 o
t

N2O + H2O
NH4NO3 o
t

N2 +
O2 + H2O
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