1,01^365 = 37,8 (Mỗi nỗ lực, dù là nhỏ nhất, đều có Ý nghĩa)

NITROGEN

Kí hiệu nguyên tố: N; số hiệu nguyên tử: Z = 7; độ âm điện: 3,04; công thức phân tử: N₂

1. Trạng thái tự nhiên

– Trong tự nhiên, nitrogen tồn tại cả ở dạng đơn chất và hợp chất:

+ Dạng đơn chất, nitrogen (N₂) có trong khí quyển của Trái Đất

chiếm khoảng 78% thể tích không khí.

+ Dạng hợp chất, nguyên tố nitrogen tập trung ở một số mỏ khoáng

dưới dạng sodium nitrate (thường gọi là diêm tiêu Chile). Nguyên tố

nitrogen còn có trong tất cả cơ thể người và động vật, là thành phần

cấu tạo nên nucleic acid, protein, …

1. Vị trí, cấu tạo và tính chất vật lí
2. Vị trí, cấu tạo

– N (Z = 7): 1s²2s²2p³: Ô số 7, chu kì 2, nhóm VA.

– Số oxi hóa thường gặp của nitrogen:

– Phân tử: N₂: N ≡ N chứa 1 liên kết ba năng lượng liên kết lớn và là phân tử không phân cực.

2. Tính chất vật lí

– Ở điều kiện thường, nitrogen là chất khí không màu,

không mùi, không vị, tan rất ít trong nước, hóa lỏng

ở -196^oC.

–  khí N₂ nhẹ hơn không khí.

– Khí nitrogen không duy trì sự cháy và sự hô hấp.

                                                                                                Thí nghiệm chứng minh nitrogen

                                                                                                         không duy trì sự cháy

III. Tính chất hóa học

– Phân tử N₂ chứa liên kết ba N ≡ N có năng lượng liên kết lớn nên rất khó bị phá vỡ Ở điều kiện thường N₂ khá trơ về mặt hóa học.

– Ở nhiệt độ cao, nitrogen trở nên hoạt động hơn và có khả năng phản ứng với hydrogen (thể hiện tính oxi hóa), oxygen (thể hiện tính khử).

1. Tác dụng với hydrogen (tính oxi hóa)

– Ở nhiệt độ cao, áp suất cao và có xúc tác (Fe) khí nitrogen có phản ứng với khí hydrogen tạo thành khí ammonia (NH₃): N₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃(g)      = – 92 kJ

– Quá trình tổng hợp ammonia trên thường được gọi là quá trình Haber – Bosch (Ha-bơ Bớt).

– Phản ứng tổng hợp amonia là quá trình trung gian quan trọng để sản xuất nitric acid, thuốc nổ, đạm nitrate, urea, …

2. Tác dụng với oxygen (tính khử)

– Ở nhiệt độ cao trên 3000 ^oC hoặc có tia lửa điện, nitrogen kết hợp với oxygen tạo thành nitrogen monoxide (NO): N₂(g) + O₂(g) 2NO(g)       = 180kJ

– Trong tự nhiên, phản ứng trên xảy ra trong những cơn mưa dông kèm

theo sấm sét, khởi đầu cho quá trình chuyển hóa từ nitrogen thành

nitric acid (HNO₃), sau đó HNO₃ tan trong nước phân li ra ion nitrate

(NO₃^–) là một dạng phân đạm cần thiết cho cây trồng.

– Sơ đồ:

                            (2) NO(g) + O₂ (g) → NO₂(g)  (pư xảy ra ngay điều kiện thường tạo khí nâu đỏ)

                       (3) 4NO₂(g) + O₂(g) + 2H₂O(l) → 4HNO₃(aq)

1. Ứng dụng

AMMONIA VÀ MUỐI AMMONIUM

1. Ammonia
2. Cấu tạo phân tử và tính chất vật lí

(a) Cấu tạo phân tử

– Phân tử NH₃ có dạng chóp tam giác gồm 1 nguyên

tử N ở đỉnh liên kết với 3 nguyên tử H ở đáy.

– Trong NH₃ nguyên tử N còn cặp electron chưa tham gia liên kết tích điện âm, liên kết N – H là các liên kết cộng hóa trị phân cực về phía N làm nguyên tử H tích điện dương  các phân tử NH₃ có khả năng tạo liên kết hydrogen với nhau.

(b) Tính chất vật lí

– Ở điều kiện thường, NH₃ là chất khí không màu, nhẹ hơn không khí, mùi khai và xốc.

– Khí NH₃ tan tốt trong nước do tạo được liên kết hydrogen với nước.

2. Tính chất hóa học

(a) Tính base

♦ Tác dụng với nước → dung dịch ammonia

– Khi tan vào nước NH₃ nhận H⁺ của nước thể hiện tính base tạo thành ion ammonium (NH₄⁺):

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^–

– Dung dịch NH₃ có môi trường base yếu, làm quì tím chuyển xanh, phenolphtalein chuyển hồng.

♦ Tác dụng với acid → muối ammonium

– Ở trạng thái khí hoặc dung dịch ammonia có khả năng nhận H⁺ của acid tạo thành muối ammonium (NH₄⁺): NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

         NH₃ + HCl → NH₄Cl (nếu NH₃ dạng khí, HCl đặc thì NH₄Cl tạo thành dạng khói trắng)

         NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃

         2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

♦ Tác dụng với dung dịch muối → muối ammonium (NH₄⁺) + hydroxide của kim loại

         MgCl₂ + 2NH₃ + H₂O → Mg(OH)₂↓ + 2NH₄Cl

         Fe(NO₃)₃ + 3NH₃ + H₂O → Fe(OH)₃↓ + 3NH₄NO₃

(b) Tính khử

– Trong phân tử NH₃, N có số oxi hóa -3 là thấp nhất nên NH₃ thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxi hóa như oxygen:

        4NH₃ + 3O₂  2N₂ + 6H₂O

        4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O (*)

– Phản ứng (*) là giai đoạn trung gian trong quá trình điều chế nitric acid từ ammonia trong CN.

3. Ứng dụng

4. Tổng hợp ammonia

– Trong công nghiệp ammonia được tổng hợp theo

quá trình Haber (hay Haber – Bosch):

N₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃(g)    = – 92 kJ

– Để phản ứng đạt hiệu suất cao người ta thực hiện

phản ứng ở áp suất cao (200 bar), nhiệt độ vừa phải

(khoảng trên 400^oC), xúc tác Fe.

                                                                                              Sơ đồ nguyên tắc quá trình Haber

1. Muối ammonium
2. Tính tan

– Muối ammonium (chứa NH₄⁺): NH₄Cl, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, NH₄H₂PO₄, …

– Hầu hết các muối ammonium đều tan trong nước và phân li hoàn toàn ra ion.

2. Tính chất hóa học

(a) Tác dụng với dung dịch kiềm → NH₃↑

– PT ion rút gọn: NH₄⁺ + OH^–  NH₃↑ + H₂O

               NH₄Cl + NaOH  NaCl + NH₃↑ + H₂O

               2NH₄NO₃ + Ca(OH)₂  Ca(NO₃)₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O

– Phản ứng tạo thành khí mùi khai (NH₃)  dung dịch kiềm là thuốc thử nhận biết muối ammonium.

(b) Phản ứng nhiệt phân

– Với các muối gốc acid không có tính oxi hóa: NH₄Cl, (NH₄)₂CO₃, NH₄HCO₃, … → NH₃↑ + …            NH₄Cl  NH₃ + HCl

                (NH₄)₂CO₃  NH₃ + CO₂ + H₂O

– Với các muối gốc acid có tính oxi hóa: NH₄NO₂, NH₄NO₃, … → N₂, N₂O + …

                NH₄NO₃  N₂O + 2H₂O

                NH₄NO₂  N₂ + 2H₂O

– Các muối ammonium khi nhiệt phân đều làm tăng áp suất khí nên có nguy cơ cháy nổ  cần bảo quản muối ammonium cẩn thận, tránh xa các nguồn nhiệt.

3. Ứng dụng

MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA NITROGEN VỚI OXYGEN

1. Các oxide của nitrogen
2. Công thức, tên gọi

– Các oxide của nitrogen được kí hiệu chung là NO_x, trong không khí NO_x phổ biến là NO, NO₂ ngoài ra còn có N₂O, N₂O₄.

2. Nguồn gốc phát sinh NO_x trong không khí

– NO_x là một trong những nguyên nhân gây mưa acid, hiệu ứng nhà kính, hiện tượng phú dưỡng, … làm ô nhiễm môi trường.

3. Mưa acid

– KN: Mưa acid là hiện tượng nước mưa có pH < 5,6.

– Nguyên nhân: SO₂ và NO_x bị oxi hóa với xúc tác là

các ion kim loại trong khói, bụi, … rồi hòa tan vào

nước tạo thành H₂SO₄, HNO₃.

2SO₂ + O₂ + 2H₂O  2H₂SO₄

4NO₂ + O₂ + 2H₂O 4HNO₃

– Nguồn gốc: Núi lửa, cháy rừng, sấm sét, hoạt động

công nghiệp, nhiệt điện, giao thông, khai thác và chế biến dầu mỏ, …

– Tác hại: + Tác động xấu đến môi trường, con người và sinh vật.

                + Ăn mòn, phá hủy các công trình xây dựng, kiến trúc bằng đá và kim loại.

1. Nitric acid
2. Cấu tạo

– Đặc điểm cấu tạo của nitric acid (HNO₃):

+ Nguyên tử N có số oxi hóa + 5 là số oxi hóa cao nhất.

+ Liên kết O – H phân cực mạnh về phía O.

+ Liên kết N → O là liên kết cho – nhận.

2. Tính chất vật lí

– Nitric acid tinh khiết là chất lỏng, không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm và tan tốt trong nước.

– Nitric acid tinh khiết kém bền, bị phân hủy một phần giải phóng khí NO₂ ngay điều kiện thường, khí này tan trong dung dịch làm cho dung dịch HNO₃ đặc có màu vàng  HNO₃ thường được bảo quản trong lọ tối màu.

3. Tính chất hóa học

(a) Tính acid mạnh

♦ Làm đổi màu quỳ tím thành đỏ.

♦ Tác dụng với basic oxide và base → muối nitrate + nước

              CuO + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + H₂O

              Fe(OH)₃ + 3HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

              NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃

♦ Tác dụng với muối → muối nitrate + acid yếu hơn

              CaCO₃ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + CO₂↑ + H₂O

NH₄NO₃, Ca(NO₃)₂ là phân đạm cung cấp nguyên tố nitrogen cho cây trồng.

(b) Tính oxi hóa mạnh

♦ Tác dụng với kim loại

Tổng quát: Kim loại + HNO₃ → Muối nitrate + (NO, NO₂, N₂, N₂O, NH₄NO₃) + H₂O

                 (trừ Au, Pt)              (KL hóa trị cao)

             3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

             Fe + 6HNO₃ đặc  Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Chú ý: + Al, Fe, Cr thụ động hóa trong dung dịch HNO₃ đặc nguội do tạo ra màng oxide bền bảo vệ kim loại khỏi tác dụng của acid.

           + Hỗn hợp HNO₃ đặc, HCl đặc có tỉ lệ thể tích 1 : 3 (cũng tương đương tỉ lệ mol 1 : 3) được gọi là dung dịch nước cường toan có khả năng hòa tan platium và vàng.

               Au + HNO₃ + 3HCl  AuCl₃  + NO + 2H₂O

 Phản ứng hòa tan vàng, platium được sử dụng phổ biến ở nhiều phòng thí nghiệm, nghiên cứu

♦ Do có tính oxi hóa mạnh, HNO₃ thường được dùng để phá mẫu quặng trong việc nghiên cứu, xác định hàm lượng các kim loại trong quặng.

♦ Trong hóa học hữu cơ, HNO₃ đậm đặc dùng để sản xuất thuốc nổ trinitrotoluene (TNT), thuốc súng không khói cellulose trinitrate, …

III. Hiện tượng phú dưỡng

– KN: Phú dưỡng là hiện tượng dư thừa quá nhiều các nguyên

tố dinh dưỡng (N, P) trong các nguồn nước làm cho các sinh vật

trong nước như vi khuẩn, tảo, rong, rêu, … phát triển nhanh.

– Nguyên nhân: Do nguồn nước thải nông nghiệp, công nghiệp,

sinh hoạt, … chưa được xử lí triệt để thải vào ao hồ.

– Tác hại: + Ngăn cản ánh sáng mặt trời, làm giảm sự quang hợp của thực vật thủy sinh.

                + Thiếu nguồn oxygen trầm trọng cho tôm, cá, … gây mất cân bằng hệ sinh thái.

                + Gây ô nhiễm môi trường nước, không khí, tạo bùn lắng xuống ao hồ.

– Khắc phục: + Xử lí nước thải trước khi cho thải vào môi trường.

                      + Sử dụng phân bón đúng liều lượng, đúng cách, đúng thời điểm.

                      + Khơi thông kênh rạch, ao hồ, lưu thông dòng nước.

SULFUR VÀ SULFUR DIOXIDE

1. Sulfur
2. Trạng thái tự nhiên

– Trong tự nhiên, sulfur (sulfur) tồn tại cả ở dạng đơn chất (gần núi lửa) và hợp chất (các khoáng vật).

– Trong cơ thể người, sulfur có trong thành phần của nhiều protein và enzyme.

2. Cấu tạo nguyên tử, phân tử

3. Tính chất vật lí

– Ở điều kiện thường, sulfur là chất rắn, màu vàng, có 2 dạng thù hình: S_{đơn tà} và S_{tà phương}.

– Sulfur không tan trong nước, tan ít trong alcohol, tan nhiều trong CS₂, benzene, …

4. Tính chất hóa học

– Đơn chất sulfur có số oxi hóa 0 là số oxi hóa trung gian  trong các phản ứng hóa học sulfur thể hiện tính oxi hóa hoặc tính khử.

(a) Tính oxi hóa: S⁰ → S^-2

♦ Tác dụng với H₂ → H₂S (hydrogen sulfide): H₂ + S  H₂S

♦ Tác dụng với kim loại → muối sulfide (S^2-)

    Fe + S  FeS                         2Al + 3S  Al₂S₃

    Hg + S → HgS (PƯ xảy ra ngay điều kiện thường  S dùng để xử lí thủy ngân rơi vãi)

(b) Tính khử: S⁰ → S⁺⁴, S⁺⁶.

♦ Tác dụng với phi kim:  S + O₂  SO₂                       S + F₂  SF₆

5. Ứng dụng

1. Sulfur dioxide (SO₂)
2. Tính chất vật lí

– Ở điều kiện thường, SO₂ là chất khí không màu, mùi hắc, độc, tan tốt trong nước.

–    SO₂ nặng hơn không khí.

2. Tính chất hóa học

♦ SO₂ là một acidic oxide: + Tác dụng với nước tạo môi trường acid

                                            + Tác dụng với basic oxide hoặc base tạo thành muối và nước.

♦ Trong SO₂, S có số oxi hóa +4 là số oxi hóa trung gian  SO₂ vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử.

(a) Tính oxi hóa: S⁺⁴ → S⁰

– Tính oxi hóa của SO₂ thể hiện khi tác dụng với các chất khử mạnh như H₂S, Mg, …

          SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O (pư thu hồi S)

          SO₂ + 2Mg → S + 2MgO

(b) Tính khử: S⁺⁴ → S⁺⁶

– Tính khử của SO₂ thể hiện khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh như halogen, O₂, KMnO₄, NO₂, …

         2SO₂ + O₂ 2SO₃

          SO₂ + NO₂  SO₃ + NO

3. Ứng dụng

4. Sulfur dioxide và ô nhiễm môi trường

(a) Nguồn phát sinh SO₂

(b) Tác hại

– SO₂ là một trong những tác nhân làm ô nhiễm không khí, gây mưa acid và viêm đường hô hấp ở người, …

(c) Biện pháp giảm thải SO₂ vào khí quyển

SULFURIC ACID VÀ MUỐI SULFATE

1. Cấu tạo phân tử và tính chất vật lí

(a) Cấu tạo phân tử

– Phân tử H₂SO₄ có công thức cấu tạo như hình bên:

– Giữa các phân tử H₂SO₄ hình thành nhiều liên kết

hydrogen do H₂SO₄ chứa H linh động và O có độ âm điện lớn.

(b) Tính chất vật lí

– H₂SO₄ là chất lỏng sánh như dầu, không bay hơi,

hút ẩm mạnh.

– H₂SO₄ tan vô hạn trong nước và tỏa rất nhiều nhiệt

nên khi pha loãng H₂SO₄ đặc cần rót từ từ acid vào

nước và khuấy nhẹ tránh làm ngược lại gây nguy hiểm.

2. Qui tắc an toàn

3. Tính chất hóa học

4. Ứng dụng

5. Sản xuất sulfuric acid theo phương pháp tiếp xúc

– Giai đoạn 1: Sản xuất SO₂

Nguyên liệu: sulfur (S) hoặc quặng pyrite (FeS₂)

S + O₂ SO₂

4FeS₂ + 11O₂  2Fe₂O₃ + 8SO₂

– Giai đoạn 2: Sản xuất SO₃

Oxi hóa SO₂ bằng O₂ hoặc lượng dư không khí ở 450^oC với xúc tác vanadium (V) oxdie:

            2SO₂ + O₂ 2SO₃

– Giai đoạn 3: Sản xuất H₂SO₄

Hấp thụ SO₃ bằng H₂SO₄ đặc tạo ra oleum (H₂SO₄.nSO₃), sau đó pha loãng oleum vào nước thu được dung dịch H₂SO₄ có nồng độ mong muốn.

            H₂SO₄ + nSO₃ → H₂SO₄.nSO₃

            H₂SO₄.nSO₃ + nH₂O → (n+1)H₂SO₄

1. Muối sulfate
2. Ứng dụng

2. Nhận biết

– Nhận biết ion SO₄^2- trong muối sulfate hoặc sulfuric acid: dùng Ba²⁺ trong Ba(OH)₂, BaCl₂, Ba(NO₃)₂.

– Hiện tượng: Xuất hiện kết tủa trắng.

– PTHH: Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ trắng

DẠNG 1: BÀI TOÁN TỔNG HỢP AMMONIA

DẠNG 2: BÀI TOÁN ĐIỀU CHẾ VÀ TỔNG HỢP CÁC CHẤT

DẠNG 3: BÀI TOÁN VỀ OLEUM