Phương pháp dạy học nhóm nitơ

Chia sẻ: Nguyen Nhi | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:12

Thêm vào BST

Báo xấu

265
lượt xem 73
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Về kiến thức Biết: - Vị trí của các nguyên tố thuộc nhóm nitơ trong bảng tuần hoàn. - Tính chất của các đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho. - Ứng dụng của các đơn chất và hợp chất nitơ. - Điều chế nitơ, photpho và các hợp chất quan trọng của chúng. Hiểu: - Sự liên quan giữa vị trí nitơ, photpho trong bảng tuần hoàn với cấu tạo nguyên tử, phân tử của chúng.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Phương pháp dạy học nhóm nitơ

Phương pháp dạy học nhóm nitơ I. MỤC TIÊU CỦA CHƯƠNG 1. Về kiến thức Biết: - Vị trí của các nguyên tố thuộc nhóm nit ơ trong bảng tuần hoàn. - Tính chất của các đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho. - Ứng dụng của các đơn chất và hợp chất nitơ. - Điều chế nitơ, photpho và các hợp chất quan trọng của chúng. Hiểu: - Sự liên quan giữa vị trí nitơ, photpho trong bảng tuần hoàn với cấu tạo nguyên tử, phân tử của chúng. - Sự liên quan giữa cấu tạo nguyên tử, phân tử của nit ơ và photpho với tính chất hoá học của đơn chất và hợp chất của chúng.
2. Về kỹ năng - Từ vị trí, cấu tạo nguyên tử, phân tử dự đoán tính chất hoá học của đơn chất và hợp chất của nitơ, photpho. - Lập phương trình phản ứng của các đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho. Xác định được vai trò và so sánh tính khử, tính oxi hoá của chúng trong các phản ứng oxi hoá – khử. - Viết được các phương trình phản ứng trong các sơ đồ chuyển hoá. Biết giải các dạng khác nhau của bài tâp trắc nghiệm, bài tập tự luận định lượng. - Tiến hành một số thí nghiệm đơn giản để nghiên cứu tính chất hoá học của đơn chất nitơ, photpho và các hợp chất của chúng. 3. Về tình cảm, thái độ - Có ý thức tích cực, tự giác và hợp tác trong học tập. - Có ý thức bảo vệ môi trường. II. MỘT SỐ ĐIỂM CẦN LƯU Ý VỀ NỘI DUNG DẠY HỌC VÀ PHƯƠNG PHÁP DẠY HỌC 1. Trong nhóm nitơ chỉ xét kĩ nitơ và photpho, cần làm rõ sự giống nhau và khác nhau của các đơn chất và các hợp chất của hai nguyên tố đó. Đây là những kiến mới đối với học sinh. Do học sinh đã được học đầy đủ cơ sở lý thuyết như cấu tạo nguyên tử, bảng tuần hoàn, liên kết hoá học, cân bằng hoá học, sự điện li, khái niệm về axit, baz ơ và muối, nên giáo viên cần dẫn dắt để học sinh có thể dựa vào lý thuyết chủ đạo đó dự đoán được tính chất của đơn chất nitơ, photpho và các hợp chất của chúng. Giáo viên biểu diễn thí nghiệm, học sinh quan sát, nhận xét và rút ra kết luận để khẳng định sự đúng đắn của những dự đoán đó. 2. Sự khác nhau về cấu tạo và độ bền của phân tử nitơ và phân tử photpho.
* Phân tử nit ơ N2 có kích thước nhỏ hơn phân tử P4 ( ; ) và vì N2 ở trạng thái khí nên lực tương tác giữa các phân tử N2 nhỏ hơn nhiều so với lực tương tác giữa các phân tử P4. * Liên kết ba trong phân tử N2 có năng lượng lớn ( ), lớn gấp 6 lần liên kết đơn N – N (EN – N = 169 kJ/mol), nên là liên kết rất bền. Ở 30000C nó mới bắt đầu bị phân huỷ thành nguyên tử nitơ, do đó ở nhiệt độ thường nitơ phân tử là một trong những chất trơ nhất. Còn ở nhiệt độ cao, nitơ trở nên hoạt động hơn, nhất là khi có mặt chất xúc tác. * Mặc dù photpho có độ âm điện (2,1) nhỏ hơn so với nit ơ (3,0), nhưng ở điều kiện thường photpho hoạt động hơn nitơ. Đó là do liên kết đơn P – P trong phân tử P4 kém bền hơn liên kết ba trong phân tử nit ơ (EP-P ~ 200 kJ/mol). Ở trên 20000C phân tử P4 bị phân huỷ thành các nguyên tử photpho. * Ở nguyên tử N không có khả năng kích thích cặp electron đã ghép đôi ở phân lớp 2s để chuyển sang obitan 3s của lớp thứ ba, vì obitan này có năng lượng cao hơn nhiều. Vì vậy cộng hoá trị cực đại của nit ơ trong các hợp chất bằng 4: ba liên kết được tạo thành theo cơ chế trao đổi, còn một liên kết được tạo thành theo cơ chế cho – nhận. Nitơ thể hiện các số oxi hoá: -3 (NH3), – 2(N2H4), -1(N2O), 0 (N2), +1(N2O), +2(NO), +3(N2O3), + 4(NO2, N2O4), +5 (N2O5). 3. Điều chế nitơ trong công nghiệp Nitơ được điều chế bằng phương pháp chưng cất phân đoạn không khí lỏng còn chứa khí hiếm và những vết oxi. Trong nhiều trường hợp, tạp chất khí hiếm không gây trở ngại g ì cả, nhưng oxi thì không được lẫn. Để loại tạp chất oxi, người ta cho nit ơ đi qua một hệ thống chứa đồng kim loại đốt nóng. Khi đó tất cả oxi đều phản ứng tạo thành CuO. 4. Amoniac * Khí amoniac là một trong những khí tan nhiều trong nước. Hiện tượng tan nhiều của amoniac được giải thích bằng sự tạo thành liên kết hiđro giữa các phân tử NH3 và H2O
(cả hai đều là phân tử có cực: momen lưỡng cực , ). Liên kết này được hình thành nhờ lực tương tác tĩnh điện giữa nguyên tử H mang một phần điện tích dương của phân tử H2O và nguyên tử N mang một phần điện tích âm của phân tử NH3. * Là hợp chất có cực, NH3 dễ hoá lỏng và dễ hóa rắn (tnc = -780C, ts= – 330C) cao hơn nhiều so với các hợp chất tương tự như PH3 (tnc = -1330C, ts = – 87,40C), AsH3 (tnc = - 1160C, ts = -620C) v.v… Điều này được giải thích là: do phân cực khá mạnh, nên các phân tử NH3 dễ kết hợp với nhau tạo thành tập hợp phân tử (NH3)n nhờ liên kết hiđro. Để phá vỡ tập hợp phân tử này cần tiêu tốn năng lượng. Bởi vậy, NH3 có tnc, ts và cả nhiệt hoá hơi (22,82 kJ/mol) cao hơn PH3, AsH3. Ở những hợp chất này không xảy ra hiện tượng tập hợp phân tử. * Khi tan trong nước, trong dung dịch nước của amoniac xảy ra các quá trình sau: ——————–NH3 . H2O NH3 + H2O ⇄ NH3 ……. H2O ⇄ NH4+ + OH- Khi đó NH3 kết hợp với H+ của H2O theo cơ chế cho – nhận, tạo thành ion NH4+ và dung dịch trở nên có tính bazơ. Phản ứng chung được viết là: NH3(dd) + H2O ⇄ NH4+ + OH- Đây là phản ứng thuận nghịch, ở lạnh nó chuyển dịch từ trái sang phải, khi đun nóng trong bình hở nó chuyển sang dịch từ phải sang trái. Hằng số phân li bazơ của amoniac trong dung dịch ở 250C: Trước đây, người ta cho rằng tính bazơ là do NH3 kết hợp với H2O tạo thành phân tử NH4OH, nhưng thực tế không có những bằng chứng minh sự tồn tại của phân tử này. Khi
nghiên cứu nhiệt độ hoá rắn của dung dịch NH3 người ta thấy có ba dạng hiđrat bền ở nhiệt độ thấp là 2NH3.H2O (tnc = -78,80C); NH3.H2O (tnc = -790C) và NH3.2NH3 (tnc = - 980C). Trong các hợp chất hiđrat đó, phân tử NH3 liên kết với phân tử H2O bằng liên kết hiđro, chứ không có các ion NH4+, OH- và phân tử NH4OH. * Khả năng kết hợp của amoniac với nước và với axit tạo thành ion NH4+ và với các ion kim loại nh Ca2+, Zn2+, Cu2+, Ag+ v.v… tạo thành cation phức (gọi chung là amoniacat kim loại [Ca(NH3)8]2+, [Cu(NH3)4]2+, [Ag(NH3)2]+, v.v… là do có sự hình thành các liên kết cho – nhận (còn gọi là liên kết phối trí) giữa cặp electron tự do chưa sử dụng của nguyên tử N trong phân tử NH3 và obitan lai hoá còn trống của ion kim loại (theo thuyết liên kết hóa trị). * Amoniac còn có tính khử, mặc dù không đặc trưng bằng phản ứng kết hợp. Tính khử của NH3 là do nguyên tử nitơ có số oxi hoá thấp nhất (-3) gây ra. Ngoài O2 và oxit kim loại ra, clo và brom oxi hoá mãnh liệt amoniac ở trạng thái khí và trạng thái dung dịch ngay ở nhiệt độ thường. 5. Muối amoni * Cần thấy rõ sự giống nhau và khác nhau giữa muối amoni và muối kim loại kiềm. Giống với muối của kim loại kiềm, các muối amoni đều tan nhiều trong nước và khi tan phân ly hoàn thành các ion. Ion NH4+ cũng không có màu như ion kim lo ại kiềm. Khác với muối kim loại kiềm, dung dịch muối amoni có tính axit do ion amoni cho proton: NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O, Ka = 5,5.10-10.
* Cần hiểu và nắm vững phản ứng nhiệt phân của muối amoni. Sản phẩm của phản ứng này là khác nhau, tuỳ thuộc vào bản chất của axit tạo nên muối. - Muối amoni tạo bởi axit không có tính oxi hoá, khi bị nhiệt phân tạo ra amoniac v à axit tương ứng. Ví dụ: - Muối amoni tạo bởi các axit có tính oxi hoá, khi bị nhiệt phân thì axit được tạo thành sẽ oxi hoá NH3, tạo ra các sản phẩm khác nhau. Ví dụ: Tiếp tục đun nóng thêm muối NH4HSO4 sẽ bị phân huỷ:
Chú ý: Khi làm thí nghiệm nhiệt phân muối NH4 NO3 cần tuân thủ nghiêm ngặt chế độ nhiệt, vì NH4NO3 nóng chảy ở 1690C, từ khoảng 190 – 2600C bị phân huỷ cho thoát ra N2O. Còn ở nhiệt độ cao hơn 3000C sẽ phân huỷ nổ, do N2O không bền phân huỷ nhanh ra N2 + O2: 6. Axit nitric · HNO3 là axit có tính oxi hoá mạnh. Có tài liệu nói rằng ở nồng độ rất lo ãng và  lạnh HNO3 không thể hiện tính oxi hoá trong dung dịch nước. Khi HNO3 rất loãng và lạnh tác dụng với kim loại hoạt động, ví dụ Mg, thì có H2 thoát ra ở thời điểm bắt đầu phản ứng. Trong nhiều t ài liệu, khi nói về tính oxi hoá của HNO3 người ta không đưa tính chất này vào, thậm chí có một số tài liệu còn khẳng định là khi tác dụng với kim loại, HNO3 không cho H2 thoát ra. · Nếu sử dụng HNO3 đặc thì sản phẩm cuối cùng luôn luôn là NO2. Đó là vì tất cả  các hợp chất chứa oxi của nitơ với số oxi hoá (+4 đều bị HNO3 đặc oxi hoá đến NO2). Ví dụ: 2HNO3 + NO → 3NO2 + H2O Các kim loại có tính khử trung bình và yếu (thí dụ Fe, Pb, Cu, Ag,…) khử HNO3 loãng chủ yếu đến NO. Còn các kim loại có tính khử mạnh (thí dụ Al, Zn, Mg,…) khử HNO3 loãng chủ yếu đến N2O hoặc N2 và khử HNO3 rất loãng đến NH3 (ở dạng muối NH4NO3). Trong các phản ứng, kim loại bị oxi hóa đến mức oxi hoá bền, cao nhất. Quá trình khử HNO3 thường diễn ra theo một số hướng song song, kết quả thu được một hỗn hợp sản phẩm khử khác nhau, tuỳ thuộc vào độ mạnh, yếu của chất khử và nồng độ axit. Hình dưới đây minh hoạ hàm lượng tương đối của các sản phẩm khác nhau khi khử HNO3 bằng Fe tuỳ thuộc vào nồng độ của axit.
Axit càng loãng thì càng có nhiều sản phẩm khử sâu hơn trong hỗn hợp, ví dụ NH3 (ở dạng NH4NO3). HNO3 “bốc khói” được điều chế trong phòng thí nghiệm theo phản ứng NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3 Phản ứng này được tiến hành trong chân không, để HNO3 bay hơi ngay và ít bị phân huỷ, khi đó thu được HNO3 100%. Cũng có thể không sử dụng chân không, nhưng cần lấy NaNO3 rắn và H2SO4 đặc (~ 98%). Phản ứng được tiến hành khi đun nóng nhẹ, giúp cho HNO3 bay hơi và dịch chuyển cân bằng sang phải (HNO3 bay hơi mạnh hơn nhiều so với H2SO4). Đun nóng mạnh sẽ làm phân huỷ HNO3 tạo thành. Nếu dùng dung dịch loãng, sau đó cô đặc thì chỉ thu được hỗn hợp đẳng phí 68%. 7. Muối nitrat Khi đun nóng muối nitrat cao hơn nhiệt độ nóng chảy của chúng (có trường hợp chưa đạt đến nhiệt độ nóng chảy) thì chúng bị phân huỷ. Tính chất phân huỷ của muối nitrat phụ thuộc vào bản chất của cation. · Muối của các kim loại hoạt động nhất (đứng trước Mg trong dãy điện hoá) tạo  thành muối nitrit tương ứng và giải phóng oxi. · Muối của các kim loại hoạt động kém hơn (Mg – Cu) bị phân huỷ tạo thành oxit.  · Muối của các kim loại kém hoạt động hơn nữa (đứng sau Cu) bị phân huỷ giải  phóng kim loại. Tính chất khác nhau này khi tiến hành phản ứng là do độ bền khác nhau của các muố i nitrit và oxit tương ứng ở nhiệt độ bị phân huỷ: trong các điều kiện đó đối với natri thì nitrit bền, đối với Mg thì nitrit kém bền, nên cho thoát ra kim loại. · Trong môi trường trung tính, ion NO3 - không có khả năng oxi hoá 
· Trong môi trường axit, ion NO3 - có khả năng oxi hoá nh HNO3  Ví dụ: 3Cu + 8H+ + 2NO3- → 3Cu2+ + 2 NO + 4H2O · Trong môi trường kiềm mạnh, dư, ion NO3- bị Al (hoặc Zn) khử đến NH3  Ví dụ: 8Al + 5OH- + 3NO3- + 2H2O 8AlO2 - + 3NH3 → 8. Cần nắm vững các điều kiện chuyển hoá giữa hai dạng thù hình của photpho. · Khi đun nóng trên 2500C, không có không khí, P đỏ chuyển thành hơi, khi làm  lạnh thì hơi đó ngưng tụ thành P trắng. · Còn khi đun nóng P trắng đến 2500C không có không khí ho ặc dưới tác dụng  của ánh sáng thì nó chuyển chậm thành P đỏ là dạng bền hơn. Phản ứng này có thể tăng nhanh khi có một ít iot làm xúc tác. Có thể biểu diễn các quá trình chuyển hoá đó như sau: P trắng ↔ P đỏ DH = – 16,7 kJ/ mol Tất cả các dạng thu hình của photpho khi nóng chảy đều tạo thành cùng một chất lỏng gần những phân tử tứ diện P4. Dạng P4 cũng tồn tại ở trạng thái hơi. Nhưng ở nhiệt độ cao hơn 8000C và áp suất thấp, P4 bị phân huỷ tạo thành các phân tử P2. Dưới áp suất khí quyển và nhiệt độ ~ 18000C, 50% P4 phân hủy thành 2P2, còn ở ~ 28000C thì 50% P2 phân huỷ thành 2P. Ở trạng thái rắn, P đỏ có cấu trúc polime như sau:
9. Photpho trắng rất hoạt động về mặt hoá học, dễ dàng bốc cháy trong không khí ở nhiệt độ thường, nếu ở dạng phân tán nhỏ. Điều này được minh hoạ bằng thí nghiệm sau: Hoà tan một mẩu nhỏ P trắng trong dung môi cacbon đisunfua (CS2). Tẩm dung dịch thu được vào một băng giấy lọc còn lại những hạt P trắng rất nhỏ. Chúng bị oxi hoá bởi oxi không khí, phát nhiệt mạnh, làm bốc cháy băng giấy lọc. 10. Các axit photphoric · Cấu tạo phân tử của các axit photphoric:  Số oxi hoá của P trong các axit này đều là +5. · Axit H3PO4 là axit ba lần axit có độ mạnh trung bình  (K1 = 7,6. 10-3; K2= 6,2. 10-8; K3 = 4,4.10-13). Axit H4P2O7 mạnh hơn H3PO4 và là axit bốn lần axit ( K1 = 3. 10-2; K2 = 4 .10-3; K3 = 2.10-7; K4 = 5.10-10). Tuy nhiên, chỉ mới biết được hai loại muối của axit này: muối đihiđrođiphotphat, thí dụ Na2H2P2O7 và muối điphotphat trung tính, thí dụ Na4P2O7.
Axit HPO3 mạnh hơn cả hai axit trên. Trong số các muối metaphotphat chỉ có muối của kim loại kiềm và magie là dễ tan. Trong phòng thí nghiệm thường sử dụng axit H3PO4 và các muối của nó (muối photphat). · Khác với axit nitric, các axit photphoric đều không có khả năng oxi hoá. Điều đó  là do photpho có độ âm điện nhỏ, dẫn đến ái lực với eletron nhỏ. 11. Muối photphat Một trong những tính chất cần biết của muối photphat là phản ứng thuỷ phân. · Trong số các muối photphat tan, muối photphat trung tính của kim loại kiềm bị  thuỷ phân mạnh trong dung dịch cho môi trường kiềm mạnh. Thí dụ: + H2O D HPO2-4 + OH- Do đó khi kết tinh từ dung dịch, Na3PO4 thường có lẫn NaOH. · Muối hiđrophotphat, thí dụ Na2HPO4 bị thuỷ phân yếu hơn:  Quá trình thuỷ phân này xảy ra mạnh hơn so với quá trình phân li axit của ion HPO2-4 nên dung dịch có môi trường axit yếu. · Muối đihiđrophotphat, thí dụ NaH2PO4 bị thuỷ phân yếu hơn nữa: 
· Quá trình thuỷ phân này xảy ra kém hơn so với quá trình phân li axit của ion  H2PO4- nên dung dịch NaH2PO4 có môi trường axit yếu.