Bài tập lý thuyết chương nitơ-photpho

Nitơ và photpho là 2 nguyên tố điển hình cùa nhóm VA. Bài tập về nitơ, photpho cùng với những hợp chất của chúng rất phổ biến trong các đề thi. Các vấn đề lí thuyết trọng tâm và các dạng bài tập thường gặp (bài tập tính oxi hoá của HNO3, muối nitrat, điều chế NH3,…) cùng cách giải được hệ thống lại trong các chủ đề bài tập của Vungoi.vn

Chọn các mục dưới đây để luyện tập. Nếu các em còn chưa nắm chắc lý thuyết xem lại tại đây.

Tài liệu Tổng hợp Lý thuyết chương Nhóm Nitơ, Photpho Hoá học lớp 11 sẽ tóm tắt kiến thức trọng tâm về Nhóm Nitơ, Photpho từ đó giúp học sinh ôn tập để nắm vứng kiến thức môn Hoá học lớp 11.

Lý thuyết Khái quát Nhóm Nitơ

    - Thuộc nhóm V trong bảng hệ thống tuần hoàn.

    - Nhóm Nitơ gồm: Nitơ (N), Photpho (P), Asen(As), atimon (Sb) và bitmut (Bi).

    - Chúng đều thuộc các nguyên tố p.

Một số tính chất của các nguyên tố nhóm nitơ

1. Cấu hình electron của nguyên tử

    - Cấu hình lớp electron ngoài cùng: ns2np3.

    - Ở trạng thái cơ bản, nguyên tử của các nguyên tố nhóm nitơ có 3 electron độc thân, do đó trong các hợp chất chúng có cộng hóa trị là 3.

    - Đối với các nguyên tố: P, As, Sb ở trạng thái kích thích có 5 elctron độc thân nên trong hợp chất chúng có liên kết cộng hóa trị là 5 (trừ Nitơ).

2. Sự biến đổi tính chất của các đơn chất

    a. Tính oxi hóa khử

        + Trong các hợp chất chúng có các số oxi hoá: -3, +3, +5. Riêng Nitơ còn có các số oxi hoá: +1 , +2 , +4.

        + Các nguyên tố nhóm Nitơ vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.

        + Khả năng oxi hóa giảm từ nitơ đến bitmut.

    b. Tính kim loại - phi kim: Đi từ nitơ đến bitmut, tính phi kim của các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính kim loại tăng dần.

3. Sự biến đổi tính chất của các hợp chất

    a. Hợp chất với hiđro: RH3

        + Độ bền nhiệt của các hiđrua giảm từ NH3 đến BiH3.

        + Dung dịch của chúng không có tính axit .

    b. Oxit và hiđroxit

        + Có số oxi hoá cao nhất với ôxi: +5.

        + Độ bền của hợp chất với số oxi hoá +5 giảm xuống.

        + Với N và P số oxi hóa +5 là đặc trưng.

        + Tính bazơ của các oxit và hiđroxit tăng còn tính axit giảm theo chiều từ nitơ đến bitmut.

Lý thuyết Tính chất của Nitơ

    - Nhóm VA có cấu hình electron ngoài cùng là: ns2np3.

    - Nên vừa thể hiện được tính oxh và tính khử.

    - Cấu hình electron của N2: 1s22s22p3.

    - CTCT: N ≡ N.

    - CTPT: N2.

    - Số oxh của N2: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

    - Là chất khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí (d = 28/29), hóa lỏng ở -196 ºC.

    - Nitơ ít tan trong nước, hoá lỏng và hoá rắn ở nhiệt độ rất thấp. Không duy trì sự cháy và sự hô hấp (không độc).

    - Nitơ có các số oxi hoá: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

    - N2 có số oxi hoá 0 nên vừa thể hiện tính oxi hoá và tính khử.

    - Nitơ có EN N = 946 kJ/mol, ở nhiệt độ thường nitơ khá trơ về mặt hóa học nhưng ở nhiệt độ cao hoạt động hơn.

    - Nitơ thể hiện tính oxi hóa và tính khử, tính oxi hóa đặc trưng hơn.

1. Tính oxi hoá: Phân tử nitơ có liên kết ba rất bền, nên nitơ khá trơ về mặt hóa học ở nhiệt độ thường.

    a. Tác dụng với hidro

    Ở nhiệt độ cao, áp suất cao và có xúc tác. Nitơ phản ứng với hidro tạo amoniac.

    b. Tác dụng với kim loại

    - Ở nhiệt độ thường nitơ chỉ tác dụng với liti tạo liti nitrua: 6Li + N2 → 2Li3N.

    - Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với nhiều kim loại: 3Mg + N2 → Mg3N2 (magie nitrua).

    Lưu ý: Các nitrua dễ bị thủy phân tạo NH3.

    Nitơ thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn.

2. Tính khử

    - Ở nhiệt độ cao (3000 ºC) Nitơ phản ứng với oxi tạo nitơ monoxit.

    - Ở điều kiện thường, nitơ monoxit tác dụng với oxi không khí tạo nitơ đioxit màu nâu đỏ.

    Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện lớn hơn.

    - Các oxit khác của nitơ: N2O, N2O3, N2O5 không điều chế được trực tiếp từ nitơ và oxi.

    Ghi nhớ: Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Thể hiện tính oxi hóa khi tác dụng với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn.

    Trong tự nhiên, nito tồn tại ở dạng tự do và dạng hợp chất.

    - Ở dạng tự do, nito chiếm 80% thể tích không khí.

    - Ở dạng hợp chất, nito có nhiều trong khoáng vật NaNO3 có tên là diêm tiêu natri.

    Ngoài ra nito có trong thành phần của protein, axit ucleic, … và nhiều hợp chất hữu khác.

1. Ứng dụng

    - Nitơ là thành phần dinh dưỡng chính của thực vật.

    - Tổng hợp amoniac để điều chế phân đạm, axit nitric …

    - Được dùng làm môi trường trơ trong công nghiệp.

    - Nitơ lỏng được dùng để bảo quản máu và các mẫu sinh học khác.

2. Điều chế.

    a. Trong công nghiệp

    Chưng cất phân đoạn không khí lỏng, thu nitơ ở -196 ºC, vận chuyển trong các bình thép, nén dưới áp suất 150 at.

    b. Trong phòng thí nghiệm

    Đun dung dịch bão hòa muối amoni nitrit (Hỗn hợp NaNO2 và NH4Cl):

Lý thuyết Tính chất của Amoniac và muối amoni

    Trong phân tử NH3, N liên kết với ba nguyên tử hidro bằng ba liên kết cộng hóa trị có cực. NH3 có cấu tạo hình chóp với nguyên tử Nitơ ở đỉnh. Nitơ còn một cặp electron hóa trị là nguyên nhân tính bazơ của NH3.

- Amoniac (NH3) là chất khí không màu, có mùi khai xốc, nhẹ hơn không khí, tan rất nhiều trong nước.

1. Tính bazơ yếu

    - Tác dụng với nước:

NH3 + H2O ⇋ NH4+ + OH-

    ⇒ Dung dịch NH3 là một dung dịch bazơ yếu.

    - Tác dụng với dung dịch muối (muối của những kim loại có hidroxit không tan):

AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4+

    - Tác dụng với axit → muối amoni:

NH3 + HCl → NH4Cl (amoni clorua)

2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 (amoni sunfat)

2. Khả năng tạo phức

    Dung dịch amoniac có khả năng hòa tan hiđroxit hay muối ít tan của một số kim loại, tạo thành các dung dịch phức chất.

    Ví dụ:

    * Với Cu(OH)2:

Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 (màu xanh thẫm)

    * Với AgCl:

AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]Cl

    Sự tạo thành các ion phức là do sự kết hợp các phân tử NH3 bằng các electron chưa sử dụng của nguyên tử nitơ với ion kim loại.

3. Tính khử

    - Amoniac có tính khử: phản ứng được với oxi, clo và khử một số oxit kim loại (Nitơ có số oxi hóa từ -3 đến 0, +2).

    - Tác dụng với oxi:

    - Tác dụng với clo:

2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

    NH3 kết hợp ngay với HCl vừa sinh ra tạo “khói trắng” NH4Cl

    - Tác dụng với CuO:

    - Sản xuất axit nitric, các loại phân đạm như ure (NH2)2CO; NH4NO3; (NH4)2SO4; …

    - Điều chế hidrazin (N2H4) làm nhiên liệu cho tên lửa.

    - Amoni lỏng dùng làm chất gây lạnh trong máy lạnh.

1. Trong phòng thí nghiệm

    Đun nóng muối amoni với Ca(OH)2

2. Trong công nghiệp

    Tổng hợp từ nitơ và hiđro

    - Nhiệt độ: 450 – 500oC.

    - Áp suất cao từ 200 – 300 atm.

    - Chất xúc tác: sắt kim loại được trộn thêm Al2O3, K2O, ...

    Làm lạnh hỗn hợp khí bay ra, NH3 hóa lỏng được tách riêng.

    Là tinh thể ion gồm cation NH4+ và anion gốc axit.

    - Là những hợp chất tinh thể ion, phân tử gồm cation NH4+ và anion gốc axit.

    - Tan nhiều trong nước điện ly hoàn toàn thành các ion.

    NH4Cl → NH4+ + Cl-; Ion NH4+ không có màu.

1.Phản ứng thuỷ phân: Tạo môi trường có tính axit làm quỳ tím hoá đỏ.

NH4+ + HOH → NH3 + H3O+ (Tính axit)

2. Tác dụng với dung dịch kiềm: (nhận biết ion amoni, điều chế amoniac trong phòng thí nghiệm)

3. Phản ứng nhiệt phân

    - Muối amoni chứa gốc của axit không có tính oxi hóa khi nung nóng bị phân hủy thành NH3.

    NH4HCO3 (bột nở) được dùng làm xốp bánh.

    - Muối amoni chứa gốc của axit có tính oxi hóa khi bị nhiệt phân cho ra N2, N2O.

    - Nhiệt độ lên tới 500oC, ta có phản ứng:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O