Skkn chuyên đề n p

CHUYÊN ĐỀ N - P
KHÁI QUÁT VỀ NHÓM NITƠ (NHÓM VA)
Theo cấu trúc bảng hệ thống tuần hồn, nhóm V được chia thành 2 nhóm:
+ Nhóm VA (Phân nhóm chính): gồm các ngun tố có 5 electron hố trị mà electron cuối cùng
kết thúc ở phân lớp s hoặc p. Đó là các nguyên tố: nitơ(N), photpho(P), asen(As), antimon(Sb),
bitmut(Bi). Được kí hiệu là nhóm VA, đơi khi cịn gọi là phân nhóm Nitơ( gọi theo tên nguyên tố đầu
nhóm)…
+ Nhóm VB (Phân nhóm phụ): gồm các nguyên tố có 5electron hoá trị mà electron cuối cùng
kết thúc ở phân lớp d hoặc f. Đó là các nguyên tố: vanadi(V), niobi(Nb), tantan(Ta). Được kí hiệu là
nhóm VB.
Việc phân chia nhóm giúp việc nghiên cứu được rõ ràng, chính xác và dễ so sánh hơn khi xét các
nguyên tố trong nhóm. Do vậy chúng ta sẽ nghiên cứu nhóm V cũng theo cách phân chia như vậy.
Nhóm VA bao gồm các nguyên tố : Nitơ (N), Photpho (P), Asen (As), Antimon (Sb), Bitmut (Bi).
Bảng 1: Một số đặc điểm của nguyên tử của ngun tố nhóm VA.
Ngun tố
STT
Cấu hình e
KLNT
Bán kính ntử
(A0)
Bán kính ion
(A0)
I1
(kJ/mol)
Độ âm điện
(eV)
Số oxihố bền
Ái lực
electron(eV)
Nhiệt độ n/c
(0C)

Nhiệt độ sôi
(0C)
Khối lượng
riêng (g/cm3)
% trong vỏ
Trái đất

N
7

P
15

14,01

30,97

74,92

121,75

Bi
83
[Xe]
5d106s26p3
208,98

0,70

1,10

1,21

1,40

1,46

1,71(-3)

2,12(-3)

2,22(-3)

2,45

1,20(Bi3+)
0,74(Bi5+)

1402

1012

947

834

703

3,04

2,19

2,18

2,05

2,02

1,2,3,4,5 -3

-3,3,5

-3,3,5

-3,3,5

3,5

-0,27

0,77

-

-

-

-210

44,1 (P đỏ)

817

630

271,3

-196

257

610

1635

1627

0,81

1,82

5,7

6,7

9,8

2.10-3

0,12

5.10-4

3.10-5

2.10-6

[He] 2s22p3 [Ne] 3s23p3

As
33

Sb
51

[Ar] 3d104s24p3

[Kr] 4d105s25p3

Trong nhóm: N, P là nguyên tố phi kim điển hình; As, Sb là nguyên tố nửa kim loại - chúng vừa có
tính kim loại, vừa có tính khơng kim loại; Bi là ngun tố kim loại.
Xét các đại lượng đặc trưng cho nguyên tử các nguyên tố :
* Bán kính ngun tử, bán kính ion:
Trong nhóm VA, bán kính nói chung của các ngun tố tn theo quy luật chung trong bảng
HTTH, tức là bán kính nguyên tử và bán kính ion đều tăng lên theo chiều tăng của điện tích hạt
nhân(ĐTHN). ( bảng 1).
Nguyên nhân tăng lên của bán kính nguyên tử là do sự tăng số lớp electron mạnh hơn sự tăng
của ĐTHN, làm bán kính dịch chuyển theo chiều ảnh hưởng mạnh.

1

skkn


Theo cơng thức tính bán knh ion: r =
trong đó : Z là ĐTHN
 là hằng số chắn
n: số lượng tử chính.
Các trị số của Z, n, và  … (Z-) không thay đổi nhiều, lại thêm n tăng theo bình phương, nên
bán kính ion tăng dần, và cũng tuần hoàn theo chiều tăng ĐTHN.
Khi kết hợp thêm các electron vào ngun tử trung hồ, thì bán kính của ion(-) lớn hơn bán
kính của nguyên tử ban đầu, bởi sự kết hợp đó làm ĐTHN hiệu dụng giảm đi, tác dụng chắn electron
của lớp vỏ nguyên tử tăng lên, đồng thời nữa là có sự thay đổi cấu hình lớp vỏ. Anion thu được có đối
xứng cầu, … nhưng lý do đó khiến cho bán kính của ion (-) chắc chắn tăng lên.
*Năng lượng ion hoá:
Cũng theo chiều tăng của ĐTHN, năng lượng ion hố giảm dần, nghĩa là tính khử tăng dần.
Nguyên nhân là với cùng kiểu hình electron giống nhau, sự tăng số lớp (tức là số lượng tử chính)
làm bán kính nguyên tử tăng, cộng với sự có mặt một số lớn electron chắn, càng làm tăng mức độ chắn
hạt nhân, dẫn đến hiệu ứng chắn tăng mạnh, điều đó vượt ảnh hưởng kéo lại của ĐTHN. Do đó khả
năng nhường electron tăng dần, vì thế mà năng lượng ion hoá giảm dần.
*Ái lực electron:
Đến nay người ta xác định được rất ít ái lực electron của các ngun tố.
Thơng thường có thể kết luận các ngun tố phi kim có ái lực electron lớn hơn các nguyên tố
kim loại (N, P ái lực > As, Sb, Bi). Kết quả đó có thể thấy trong bảng 1.
*Độ âm điện:
Độ âm điện của các nguyên tố được xác định có thể bằng nhiều cách khác nhau, và đều cho các
kết quả tương đối phù hợp nhau, ở đây ta trình bày độ âm điện được xác định theo thang Paolinh ( bảng
1).
Trong nhóm VA, theo chiều tăng của ĐTHN, độ âm điện giảm dần, điều đó cho ta biết khả năng

hút electron và giữ electron của các nguyên tử trong nhóm. Phần nào đó dự đốn được chính xác nguyên
tử đó sẽ hút electron hay nhường electron khi gặp một nguyên tử khác nhằm tạo ra liên kết.
*Thể tích nguyên tử:
Là thể tích chiếm nơi 1 mol nguyên tử của nguyên tố đó ở trạng thái rắn (hoặc trạng thái chảy
lỏng đối với những chất mà bình thường ở dạng khí).
Như vậy thể tích nguyên tử bằng khối lượng của 1 mol nguyên tử chia cho tỷ khối của đơn chất
 thể tích nguyên tử phụ thuộc mức độ chặt khít, kiến trúc tinh thể, và nhiệt độ đo giá trị đó.
Sự biến thiên của giá trị thể tích ngun tử có thể thấy ngay trong bảng1.
*Tính oxi hố-khử:
Với cấu hình electron ns2np3, các ngun tố nhóm VA có thể tạo ra các trạng thái OXH như là : 3, 0, 3, 5 dễ dàng, với một số ngun tố cịn cho nhiều trạng thái hố trị hơn thế. Vi dụ : Nitơ có các số
OXH như :-3, 0, +1, +2, +4, +5 khá bền (+3 không bền).
Tuy nhiên khả năng tạo ra các số OXH là khác nhau, cụ thể là: khả năng tạo ra số OXH âm giảm
dần từ Nitơ đến Bitmut, đồng thời số oxi hố dương tạo ra càng bền (do đó mà tính oxi hố trong nhóm
giảm dần, tính khử tăng dần theo chiều đó) : Nitơ dễ dàng tạo ra số OXH –3 bền với Hidro hoặc với
kim loại, đến Photpho, khả năng này thể hiện kém hơn (hợp chất NH3 bền hơn nhiều so với hợp chất
PH3), và đến các nguyên tố sau người ta chưa tìm ra được các số OXH âm của các nguyên tố này trong
hợp chất. (Ví dụ: Bi khơng có số OXH âm). Điều này hồn toàn phù hợp với cấu tạo nguyên tử của các
nguyên tố đã nói ở trên: bán kính ngun tử tăng dần, khả năng chắn electron của lớp vỏ đối với hạt
nhân càng tăng (hằng số chắn tăng) khi ĐTHN tăng, làm cho khả năng giữ electron ở lớp vỏ của nguyên
tử giảm dần, thuận lợi cho việc bỏ bớt electron mặc dù đó là ngun tố nhóm VA.
Số oxi hố bền của chúng thường là -3 và +3, khi đó chúng thường tạo nên các cặp electron
dùng chung (lk cộng hố trị), và cặp electron tự do cịn lại thường tạo nên liên kết cho – nhận với các
nguyên tố có độ âm điện lớn . Ví dụ: Nitơ tạo ra ion NH4+.

2

skkn


Khác với Nitơ, các nguyên tố P, As, Sb, Bi cịn có các obital AO-d trống nên cịn có khả năng

tạo 2 liên kết cộng hoá trị nữa. Như vậy số OXH cao nhất chung đạt được là +5. Đây là một số OXH
đặc biệt quan trọng đối với các hợp chất có chứa oxi.
*Tính axit-bazơ:
Từ Nitơ --->Bitmut, tính axit của các oxit giảm dần, cịn tính bazơ tăng lên.
*Sự tạo thành liên kết:
Nitơ có khả năng tạo liên kết  kiểu p-p, nghĩa là có khả năng tạo liên kết bội giống như ở
Cacbon. Hơn thế, Nitơ còn tạo liên kết bội với Carbon trong xinua – CN, và với 0xi trong N=O. Còn
các nguyên tố P, As, Sb, và Bi khơng có khả năng tạo liên kết  kiểu p-p, mà có thể tạo ra kiểu liên kết 
kiểu p->d nhờ các nguyên tử này có các obital AO-d trống. Do vậy Nitơ điều kiện thường tồn tại dạng
phân tử N2 với liên kết ba: NN, còn các nguyên tố khác ở dạng phân tử A4 với 4 liên kết đơn A—A.
Khả năng tạo mạch A—A là không đặc trưng cho Nitơ, nhưng hay gặp ở các nguyên tố cịn lại
trong nhóm dưới dạng đơn chất và hợp chất… đồng thời khả năng đó giảm nhanh từ P---> Bi. Điều này
là do độ bền giảm dần của liên kết đơn A—A: N--N: 169; P--P: 214,6; As—As: 133,3; Sb—Sb: 126,3
và Bi—Bi: 104,5 kj/mol.
Các nguyên tố nhóm VA có số phối trí tăng lên N-->Bi: nitơ tạo ra số phối trí 3,4 trong
NCl3/NF3/NH+ 4…photpho tạo nên PCl5, PF6…cịn antimon tạo nên anion Sb(OH)6--. Mặt khác số phối
trí cao của P, As, Sb cịn có thể được làm bền bởi khả năng tạo liên kết  kiểu p -> d.
--------------------------------------------------------ĐƠN CHẤT
A/ NITƠ (N2).
I. Trạng thái thiên nhiên và tính chất vật lý.
Nitơ thiên nhiên là hỗn hợp của đồng vị : 14N và 15N với tỉ lệ 272:1. Đồng vị 15N thường dùng
trong phương pháp đánh dấu nguyên tử và có thể đưa vào axit HNO3 với tỉ lệ 99,8%.
Nitơ tồn tại chủ yếu dưới dạng phân tử N2. Phân tử đó có cấu hình electron :
(1s)2 (1s*)2 (2s )2 (2s*)2 (z) 2x2y2
nghĩa là có một liên kết 3 :
:N  N:
Liên kết 3 đó có năng lượng 946 kJ/mol, độ dài là 1,095 A0.
Năng lượng liên kết rất lớn giải thích được tính trơ của phân tử N2, và giải thích tại sao đa số hợp
chất đơn giản của N2, mặc dù trong đó chứa các liên kết bền, nhưng đều là hợp chất thu nhiệt.
So sánh năng lượng (kcal/mol) của các liên kết sau đây:

C - C 82,6
N - N 38,4
C = C 145,8 N = N 97,6
C  C 199,6 N  N 225,8
Nhận thấy liên kết ba N - N bền gấp sáu lần liên kết đơn N - N trong khi đó liên kết ba C - C chỉ
bền gấp 2,5 lần liên kết đơn C - C. Cho nên nitơ đặc biệt trơ hơn nhiều so với axetylen có liên kết ba - C
 C - . Chẳng hạn nitơ khơng có khả năng tham gia phản ứng kết hợp như axetylen.
Chiếm 78,03% thể tích của khơng khí (trong các bài tốn thường lấy khoảng 80%). Một khoáng
vật của Nitơ là diêm tiêu natri (NaNO3). Có trong mọi sinh vật dưới dạng hợp chất hữu cơ phức tạp…
như protein, axit nucleic….Nitơ là một trong những nguyên tố dinh dưỡng chính đối với thực vật, bởi
vậy những lượng lớn hợp chất của Nitơ được thường xuyên cung cấp cho đất dưới dạng phân đạm để
nuôi các cây trồng. Trong nước mưa có một lượng nhỏ axit Nitrơ và axit nitric được tạo nên do hiện
tượng phóng điện trong khí quyển.
Nitơ là một khí khơng màu, khơng mùi, khơng vị và hơi nhẹ hơn khơng khí. Nó khơng duy trì sự
cháy và sự sống. Nó cịn có một tên khác là azot (tiếng Hi Lạp có nghĩa là khơng duy trì sự sống). Nó rất
khó hố lỏng ( t0s=-1960C) và rất khó hố rắn ( t0nc=-2100C). Do có nhiệt độ sơi rất thấp , nitơ lỏng được

3

skkn


sử dụng trong CN và PTN để tạo ra môi trường nhiệt độ thấp. Nitơ ít tan trong nước và các dung mơi
khác (ở điều kiện thường, 1 lít nước hồ tan được 0,015 lít khí nitơ).
II. Tính chất hố học.
Do có năng lượng liên kết lớn, phân tử N2 bền với nhiệt, ở 30000C chưa phân huỷ rõ rệt. Nhiệt
độ thường là một trong những chất trơ nhất, nhưng ở nhiệt độ cao, nó trở nên hoạt động và nhất khi có
xúc tác.
Nguyên tử nitơ có độ âm điện lớn (chỉ nhỏ hơn độ âm điện của flo, oxi, clo). Tuỳ thuộc vào chất
phản ứng mà nitơ thể hiện tính oxi hố hay tính khử. Tuy nhiên tính oxi hố vẫn trội hơn.

1. Tính oxi hố:
a) Tác dụng với hiđro:
Ở nhiệt độ trên 4000C, áp suất cao và có xúc tác bột Fe, nitơ tác dụng trực tiếp với với hiđro tạo ra khí
amoniac theo phản ứng. 0
(500 C, 320atm, Fe)

N2 + 3H2
2NH3
∆H = - 92kJ
+ Nêu các yếu tố (nhiệt độ, xúc tác, áp suất) ảnh hưởng đến sự chuyển dịch cân bằng của phản ứng tổng
hợp NH3. Các điều kiện như nhiệt độ, áp suất, lượng chất để phản ứng tổng hợp đạt hiệu suất cao.
- Nhiệt độ: Do phản ứng là toả nhiệt, nên khi giảm nhiệt độ thì cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận ,
nhưng để đạt hiệu suất cao thì phản ứng tổng hợp NH3 giữ ở nhiệt độ khỗng 5000C, vì nếu ở nhiệt độ
thấp hơn thì tốc độ phản ứng xảy ra chậm hoặc thậm chí khơng xảy ra, cịn ở nhiệt độ cao thì cân bằng
chuyển dịch theo chiều nghịch.
- Áp suất: Do phản ứng tỏng hợp NH3 làm giảm áp suất (giảm số mol khí), nên để phản ứng tổng hợp
NH3 đạt hiệu suất cao (chuyển dịch theo chiều thuận) thì ta phải tăng áp suất (bằng cách giảm dung
tích của bình). Hiện nay điều tổng hợp NH3 ở nước ta áp suất dùng ở 320 atm. Nếu áp suất cao q thì
khơng an tồn cho người sản xuất và NH3 hoá lỏng.
- Lượng chất: Trong phản ứng tổng hợp NH3 đạt hiều suất cao người ta cho N2 và H2 theo tỉ lệ mol 1:3.
b) Tác dụng với kim loại:
Nhiệt độ thường, nitơ chỉ phản ứng với Li, tạo thành muối liti nitrua:
6Li + N2 → 2Li3N
Nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với một số kim loại hoạt động, như Ca, Mg, Al, ...
Al + N2
AlN (nhôm nitrua)
* Nhận xét:
+ Trong các phản ứng nitơ tác dụng với hiđro, kim loại cho thấy số oxi hoá của nitơ giảm từ 0 xuống 3, vì vậy nitơ thể hiện tính Oxi hố.
+ Nitrua kim loại là nitrua ion, nên chúng bị thuỷ phân mạnh tạo ra NH3 và hiđroxit.
Ví dụ:

Li3N + 3H2O → NH3 + 3LiOH
Còn nitrua với một số phi kim là nitrua cộng hoá trị, chúng bền với nước, axit ở điều kiện thường.
2. Tính khử:
Ở nhiệt độ khoảng 30000C (hoặc nhiệt độ của lò hồ quang điện, hoặc khi trời có sấm sét) cho thấy nitơ
phản ứng với oxi tạo ra khí NO theo phản ứng:
N2 + O2  2NO
∆H = + 180kJ
khử
(Phản ứng trên không tạo ra được N2O, N2O3 hoặc N2O5)
Khí NO khơng màu, không bền và dễ dạng tác dụng ngay với oxi trong khơng khí tạo ra khí NO 2(nâu),
sau đó lại thấy màu nâu đỏ là do cân bằng:
2NO2(nâu)  N2O4(không màu)
Viết các phương trình phản ứng giải thích hiện tượng mưa axit:
Khi trời mưa có sấm sét xảy ra các phản ứng:
N 2 + O2 
2NO (do có sấm sét)
Sau đó: 2NO + O2 → 2NO2

4

skkn


4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
III. Điều chế và ứng dụng.
+ Trong công nghiệp : Trong CN, người ta điều chế nitơ bằng cách chưng cất phân đoạn không khí
lỏng (cũng dùng cách này để điều chế oxi): Khơng khí được làm sạch khỏi bụi bặm, làm lạnh sơ bộ để
loại CO2 và hơi nước, sau đó được nén tới áp suất 150 atm và làm lạnh tới – 200 0C để hố lỏng tồn bộ
khơng khí, sau đó nâng dần nhiệt độ lên - 1960C để nitơ bay ra và -1830C để oxi bay ra.
Trong tự nhiên, nitơ được đồng hoá bởi 1 số vi sinh vật, vi khuẩn sống trong nốt sần của rễ cây

họ đậu.
+ Trong PTN : nitơ tinh khiết được điều chế bằng cách đun nóng nhẹ dung dịch bão hồ muối amoni
nitrit theo phản ứng:
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Có thể thay NH4NO2 bằng hỗn hợp bão hồ của muối : NH4Cl + NaNO2.
Cịn nitơ rất tinh khiết được điều chế bằng phản ứng nhiệt phân azit:
2NaN3 → 2Na + 3N2
- Lợi dụng tính hoạt động kém của nitơ, người ta dùng khí nitơ làm khí quyển trơ trong luyện
kim, trong CN điện tử và CN thực phẩm. Nitơ lỏng được dùng để bảo quản máu và các mãu sinh vật
khác. Hơn thế, các hợp chất của nitơ có vai trị quan trọng trong sự sống của sinh vật, đặc biệt là thực
vật, dùng làm các loại phân đạm, ...
B/ PHOTPHO (P).
I. Trạng thái thiên nhiên và tính chất vật lý.
Là nguyên tố phổ biến trong thiên nhiên, chiếm khoảng 0,04% tổng số nguyên tử trong vỏ Trái
đất. Tập trung chủ yếu dưới 2 dạng khống chính là photphorit: Ca3(PO4)2 và apatit: 3Ca3(PO4)2.CaF2.
Nước ta có mỏ mỏ apatit lớn ở Lào Cai, một số mỏ photphorit ở Thái Ngun, Thanh Hố. Ngồi ra,
photpho cịn có trong protein thực vật (hạt, quả, ...); trong xương, răng, bắp thịt, não, ... của người và
động vật.
Có 3 dạng thù hình: P trắng, P đỏ và P đen:
- Photpho trắng là khối trong suốt trông giống như sáp, có mạng lưới lập phương, mắt xích là các
phân tử P4 liên kết nhau bằng lực Vandevan, dễ nóng chảy (t0nc= 44,10C) và dễ bay hơi (t0sôi=2570C),
mềm và dễ tan trong các dung môi không phân cực. Hơi photpho trắng có mùi tỏi và có thể chưng cất ở
1000C. Photpho trắng hết sức độc, liều lượng làm chết người là 0,1g. Dưới tác dụng của ánh sáng hoặc
nhiệt (2500C) nó chuyển dần sang một dạng bền hơn là P đỏ.
P trắng (mạng tinh thể)
P4
P2
nguyên tử P.

Hình 1: Hình ảnh phân tử P4

- Photpho đỏ: (cịn gọi là photpho tím) là chất bột màu đỏ, nóng chảy ở 6000C, dưới áp suất cao
hơn, nó thăng hoa ở 6000C tạo thành hơi với những phân tử P4. Hơi này mà ngưng tụ lại được photpho
trắng. Photpho đỏ ở dạng polime ở nhiều dạng cấu trúc khác nhau đến nay vẫn chưa xác định được. Tuỳ
theo cách điều chế mà dạng thu được có cấu trúc khác nhau, màu sắc biến đổi từ đỏ đến tím. Khơng độc.
- Photpho đen: tạo nên khi đun nóng P trắng ở 2200C - 3700C trong khoảng 8 ngày, hoặc đun
dưới áp suất cao (12000 atm). Photpho đen cũng ở dạng polime có mạng lưới nguyên tử. Mỗi nguyên tử
P liên kết với ba ngyuên tử P khác bằng liên kết cộng hoá trị, độ dài liên kêt P-P là 2,18 A0. Mạng lưới
đó có kiến trúc lớp hơi giống than chì. Photpho đen là chất bán dẫn, bền hơn P đỏ và P trắng. Nó khó
nóng chảy và không tan trong dung môi nào cả. P đen là chất bán dẫn, khơng độc.
II. Tính chất hố học.

5

skkn


So với nitơ, photpho hoạt động hơn mặc dù độ âm điện của P nhỏ hơn của N. Sở dĩ như vậy vì
bình thường N và P tồn tại dạng N2 và P4, liên kết P—P trong P4 kém bền hơn nhiều so với liên kết N
—N trong N2. Hơn nữa, P có thể ở trạng thái kích thích với 5 electron độc thân --> có thể tạo 5 liên kết
cộng hố trị.
Mặt khác, do có nhiều dạng thù hình mà tính chất của chúng phụ thuộc vào từng dạng thù hình
đó. P trắng hoạt động nhất-> P đỏ->P đen.
Trong phản ứng hoá học, tuỳ theo chất tham gia mà photpho có thể là chất oxi hố (tạo ra hợp
chất trong đó photpho có số oxi hố là - 3), hoặc là chất khử (tạo ra hợp chất trong đó photpho có số oxi
hố là + 3 hoặc +5).
1. Tính oxi hố:
Photpho chỉ thể hiện rõ rệt tính oxi hố khi tác dụng với một số kim loại hoạt động, tạo ra phơtphua
kim loại.
Ví dụ: Phản ứng của Na, Ca, Zn, ...
Các photphua cũng dễ bị thuỷ phân tạo ra photphin (PH3), hoặc điphotphin (P2H4).

2. Tính khử:
Photpho thể hiện tính khử khí tác dụng với phi kim hoạt động, như oxi, ozon, halogen, lưu huỳnh,
cũng như chất oxi hoá mạnh khác.
a) Tác dụng với phi kim:
+Tác dụng với oxi:
Phản ứng tổng quát dạng đơn giản:
+ Thiếu oxi:
4P + 3O2 → 2P2O3
+ Dư oxi:
4P + 5O2 → 2P2O5
Viết công thức electrron và công thức cấu tạo của các phân tử sau: P 2O3, P2O5, P4O6, P4O10 theo công
thức của Lewis:
VD: P trắng + O2 ngay điều kiện thường, bốc cháy ở 400C.
P đỏ + O2 ở 2500C……. P đen + O2 ở trên 4000C.
(Viết đúng là P4, phản ứng có thể viết tạo ra P4O6 hoặc P4O10)
Điều kiện thường, P trắng bị oxi hoá từ từ và phát ra ánh sáng màu lục yếu thấy được trong bóng
tối, gọi là “lân quang”. Đó là năng lượng của phản ứng hố học, ngồi ra q trình oxi hố chậm đó cịn
tạo ra ozon O3, theo phản ứng:
P + O2 → PO + O
O + O2 → O3
+ Tác dụng với phi kim khác: P cũng phản ứng với halogen, S, … cho sản phẩm tương tự oxi.
Ví dụ: Cho khí clo đi qua photpho nóng chảy, sẽ thu được các hợp chất photpho clorua.
- Thiếu clo: 2P + 3Cl2 → 2PCl3 (photpho triclorua)
- Dư clo:
2P + 5Cl2 → 2PCl5 (photpho pentaclorua)
(Dựa theo thuyết VB và giải thích dạng hình học hai phân tử trên theo mơ hình VSEPR)
b) Tác dụng với các hợp chất:
+ Photpho tác dụng dễ dàng với các hợp chất có tính oxi hố mạnh như KClO 3, KNO3, K2Cr2O7, ...
HNO3, H2SO4(đặc), ...
Viết các phương trình phản ứng của P với các chất trên (với các muối là do quá trình phân huỷ của

muối tạo ra oxi, oxi tạo ra oxi hố P tạo ra oxit, cịn axit oxi hoá P tạo ra axit):
6P + 5KClO3
3P2O5 + 5KCl
2P + 5KNO3
P2O5 + 5KNO2
6P + 10K2Cr2O7
10K2CrO4 + 5Cr2O3 + 3P2O5
P + 5HNO3(đặc) → H3PO4 + 5NO2 + H2O
2P + 5H2SO4(đặc) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
+ Photpho trắng có thể giải phóng kim loại ra khỏi dung dịch muối của vàng, bạc và đồng.
Ví dụ:
2P + 5CuSO4 + 8H2O → ....................................................

6

skkn


2P + 5CuSO4 + 8H2O → 5Cu + 2H3PO4 + 5H2SO4
+ Nhiệt độ cao (8000C) P đỏ phản ứng được hơi nước tạo H3PO4 khi có xúc tác (Pt hoặc Cu):
2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2
+ Photpho tương tác với dung dịch kiềm chúng vừa thể hiện tính oxi hố và tính khử:
4P + 3KOH + 3H2O → PH3 +3KH2PO4
* Kết luận: P nói chung vừa có tính oxi hố vừa có tính khử, tuy nhiên tính chất cơ bản là tính khử.
III.2.3. Điều chế và ứng dụng.
- Trong CN người ta sản xuất P bằng cách nung hỗn hợp photphorit + cát + than cốc ở 1500 0C
với điện cực bằng than:
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 → 6CaSiO3 + P4O10
P4O10+ 10C → 10CO + P4
- Vai trị: có vai trị quan trọng đối với sự sống, cùng với nitơ, cacbon và oxi cấu thành nên

protein động vật và thực vật. Được thực vật tích tụ lại chủ yếu trong hạt và quả. Photpho chiếm 1,16%
khối lượng cơ thể người. Trong đất để đảm bảo lượng photpho người ta thường bón phân lân cùng với
phân đạm, kali, …Thức ăn chiếm nhiều photpho là phomat, lòng đỏ trứng, đậu, … Mỗi ngày trung bình
một người cần bổ sung khoảng 1 – 1,2g photpho.
C/ ASEN (As)
I. Tính chất hố học:
Trong khơng khí, ngay ở nhiệt độ thường As đã bị oxi hoá trên bề mặt , và khi đun nóng thì cháy
tạo oxit:
4As + 3O2 → 2 As2O3
Phản ứng được với các halogen:
2As + 3Cl2 → 2 AsCl3
Phản ứng được với các kim loại kiềm, kiềm thổ và kim loại khác --> asenua, với một số kim loại
thì lại tạo nên hợp kim.
Do có thế điện cực dương nên khơng tan trong axit HCl, nhưng tan trong HNO3 và biến thành
axit asenic H3AsO4:
3As + HNO3 + 2H2O → 3 H3AsO4 + 5 NO
Ngoài ra asen cịn có tính chất mà các ngun tố khác khơng có: tan trong kiềm (nóng chảy).
2As + 6NaOH → 2Na3AsO3 + 3H2
II. Điều chế và ứng dụng.
Điều chế asen, người ta đốt cháy khống vật sunfua của nó trong khơng khí để lấy oxit, rồi dùng
than khử oxit thành kim loại
2As2S3 + 9O2 → SO2 + 2As2O3
As2O3 +3C → 3CO +2As
D/ ANTIMON (Sb) VÀ BITMUT (Bi)
Trong điều kiện thường Sb khơng bị biến đổi, Bi bị oxi hố tại thành oxit giống asen:
4Bi + 3O2 → 2 Bi2O3
Cả hai nguyên tố đều phản ứng được với các halogen (bốc cháy).
2E + 3Cl2 → 2 ECl3
Phản ứng được với các kim loại kiềm, kiềm thổ và kim loại khác --> antimonua, bitmutua, với
một số kim loại khác nữa thì lại tạo nên hợp kim.

Do có thế điện cực dương nên cả Sb, Bi không tan trong axit HCl, nhưng tan trong HNO 3 và
biến thành axit meta-antimonic HSbO3, còn Bitmut thể hiện như một kim loại, tạo thành muối nitrat
Bi(NO3)3:
3Sb + HNO3 → 3 HSbO3 + 5 NO + H2O
Bi + 4HNO3 → Bi(NO3)3 + NO + 2H2O
HỢP CHẤT

7

skkn


I. HỢP CHẤT CỦA NITƠ.
I.1- Hợp chất với Hidro.
1. Amoniac (NH3)
1.1- Trạng thái thiên nhiên.
Trong thiên nhiên khí amoniăc sinh ra trong quá trình thối rữa các protit trong xác các sinh vật,
trong quá trình phân huỷ ure trong chất bài tiết của sinh vật dưới tác dụng của 1 số vi khuẩn.
Nó là sản phẩm phụ, thu được trong các q trình sản xuất than cốc và khí thắp.
1.2- Cấu tạo phân tử:
Cấu trúc phân tử NH3 có dạng hình chóp tam giác mà đáy là một tam giác đều:
N
0
độ dài liên kết N-H : 1,02A
góc liên kết HNH : 1070
năng lượng trung bình: 385 kJ/mol
H
H
momen lưỡng cực  = 1,48 D
(Phân tử phân cực)

H
Hình 1: Cấu trúc phân tử NH 3
1.3- Tính chất vật lý.
Là một khí khơng màu, mùi khai và sốc, nhẹ hơn khơng khí. t0nc = - 77,750C, t0s=-33,350C. Là
phân tử có cực, nên dễ tan trong nước ( 1lít nước ở 20 0C hồ tan được khoảng 800 lít khí NH3), dung
dịch NH3 đậm đặc thường có nồng độ 25% và D = 0,91 g/ml. (Thí nghiệm hồ tan của khí NH 3 ở hình
2.3 - trang 42 - SGK BNC).
Hiện tượng tan nhiều của NH 3 được giải thích bằng
sự tạo thành liên kết hidro giữa phân tử NH3 với phân tử H2O và phân tử NH3 phân cực mạnh.
Do có cực tính lớn nên các phân tử NH3 có thể kết hợp nhau bằng liên kết hidro nên nhiệt độ
nóng chảy, nhiệt độ sơi và nhiệt hố hơi của NH3 q cao so với các hợp chất tương tự.
Cũng giống như nước, amoniac dạng lỏng nó tự điện ly :
2NH3 ⇌ NH4+ + NH2- K-50 C=CNH4+. CNH2- =2.10-33 (rất bé)
axit
bazơ
Ví dụ phản ứng trung hoà giữa axit-bazơ trong NH3 lỏng là :
KNH2 + NH4Cl → KCl + 2NH3
Những chất Zn(NH2)2, Al(NH2)3 … tan được trong axit và bazơ nên chúng là chất lưỡng tính.
Amoniăc lỏng có thể thể hồ tan các kim loại kiềm và kiềm thổ, tạo nên dd có màu xanh thẫm.
1.4- Tính chất hố học:
a) Tính bazơ yếu:
Nó là chất khá hoạt động, với cặp electron tự do nó có thể kết hợp với nhiều chất.
+ Tác dụng với H2O: Khi NH3 tan trong nước, một phần nhỏ các phân tử NH3 kết hợp với ion H+ của
nước tạo thành ion NH4+ và dung dịch có tính bazơ theo cân bằng:
NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH Kb = 1,8.10-5
Chúng ta khơng viết sản phẩm là NH4OH vì khơng tồn tại phân tử này.
Khi cho quỳ tím hay phenolphtalein vào dung dịch NH 3 thì OH- trong dung dịch tác dụng với quỳ
tím, với phenolphtalein làm đổi sang màu xanh, xuất hiện màu hồng. Dựa vào tính chất trên có thể dùng
giấy quỳ ẩm, hoặc giấy ẩm có thuốc thử phenolphtalein để nhận ra khí NH3.
(Làm các bài tập trong phần phản ứng axit - bazơ có liên quan tới NH3)?

+ Tác dụng với các axit: NH3 dạng khí hay dung dịch kết hợp dễ dàng với các axit mạnh tạo ra muối
amoni.
Ví dụ: Viết các phương trình phản ứng của NH 3 (có thể là khí hoặc dung dịch) với các axit HCl,
HNO3, H2SO4, H3PO4 theo tỉ lệ mol khác nhau ?.
...................................................................................................................................................................................
..................

8

skkn


+ Tác dụng với dung dịch muối:
Các dung dịch muối của các kim loại từ Mg trở về sau trong dãy thế điện hố (...) tác dụng với NH 3
(có thể là khí hoặc dung dịch) tạo ra hiđroxit kết tủa.
Ví dụ:
Mg2+ + NH3 + H2O
Al3+ + NH3 + H2O
Tổng quát: Mn+ + NH3 + H2O
Mg2+ + 2NH3 + 2H2O ⇌ Mg(OH)2↓ + 2NH4+
K = Ks.Kb2 = 101,38
3+
+
Al + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4
K = Ks.Kb3 = 1018,12 (rất lớn)
Tổng quát: Mn+ + nNH3 + nH2O → M(OH)n + nNH4+ K = Ks.Kbn = 10m
Nhận xét: Muối của các ion Al3+, Mn2+, Cr2+, Cr3+, Fe2+, Fe3+, Sn2+, Pb2+, ... (các ion kim loại không tạo
phức với NH3) được kết tủa hồn với NH3 dưới dạng hiđroxit vì có hằng số cân bằng rất lớn. Cịn muối
Mg2+ khơng kết tủa hồn tồn với NH3 dưới dạng hiđroxit vì có hằng số cân bằng không lớn.
b) Phản ứng tạo phức:

+ Phản ứng hoà tan một số hiđroxit, muối:
- Các hiđroxit M(OH)n (M là Cu, Ag, Zn, Cd, Hg, Co, Ni: là kim loại nhóm IB, IIB, Co, Ni) tan được
trong dung dịch NH3 do phản ứng tạo phức tan được trong nước.
CuOH + 2NH3(dư) → [Cu(NH3)2] + + OHAg2O + 4NH3(dư) + H2O → 2[Ag(NH3)2] + + 2OHCu(OH)2 + 4NH3 (dư) → [Cu(NH3)4]2+ + 2OHCo(OH)2 + NH3 (dư) → [Co(NH3)6]2+ + 2OH+ Đánh giá khử năng hoà tan của muối AgCl, AgBr, AgI trong dung dịch NH 3: ? (dựa theo tổ hợp
các cân bằng)
AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl- K1 = Ks.β2= 10-10.107,24 = 10-2,76
AgBr + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Br- K2 = Ks.β2= 10-12,3.107,24 = 10-5,06
AgI + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + I- K3 = Ks.β2= 10-16.107,24 = 10-8,76
Nhận xét: Theo các cân bằng trên cho thấy: K1 khơng q bé, trong đó phức lại bền nên AgCl tan được
trong dung dịch NH3. AgBr, đặc biệt là AgI có hằng số cân bằng rất nhỏ nên coi như AgBr, AgI khơng
tan được trong NH3. Dựa vào tính chất trên có thể tách AgCl ra khỏi hỗn hợp.
+ Nêu hiện tượng và giải thích bằng phương trình phản ứng khi nhỏ từ từ dung dịch NH3 vào dung dịch
muối Cu2+, muối Zn2+ (muối của các ion kim loại tạo ra hiđroxit tan được trong dung dịch NH3) và khi
nhỏ ngược lại.
- Khi nhỏ từ từ dung dịch NH3 vào dung dịch muối Cu2+, thấy vừa có kết tủa màu xanh và dung dịch có
màu xanh đậm. Sau đó kết tủa lại tan dần đến hết và chỉ thấy dung dịch màu xanh đậm. Do các phản
ứng sau:
Cu2+ + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2(xanh) + 2NH4+
Cu2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+(xanh đậm)
Phản ứng trên có thể cho rằng là phản ứng axit - bazơ theo thuyết Liuyts.
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 2OHNếu nhỏ dung dịch muối Cu2+ vào dung dịch NH3 chủ yếu thấy dung dịch màu xanh đậm dần, do
phản ứng:
Cu2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+(xanh đậm)
NH3 có thể kết hợp với nhiều muối kim loại --> amoniacat dạng tinh thể như CaCl2.8NH3,
CuSO4.4NH3…Các amoniacat cũng giống như các hidrat trong tinh thể ngậm nước.
c) Tính khử:
Do nitơ trong NH3 có số oxi hoá thấp nhất của nitơ là -3, nên NH3 có thể hiện tính khử khi gặp các
chất oxi hoá như : O2, X2, các oxit kim loại, …
+ Tác dụng với oxi:
Khi đốt khí NH3 trong khí O2 cho thấy ngọn lửa màu vàng (Hình 2.5 - trang 43):

4NH3 + 3O2
2N2 + 6H2O

9

skkn


Nếu thổi nhanh hỗn hợp khí NH3 và O2 qua xúc tác Pt (ở 8500C) thì tạo ra NO và H2O:
4NH3 + 5O2
4NO + 6H2O
Phản ứng trên là một trong các phản ứng để điều chế axit HNO3 trong công nghiệp, khi đó NH3 được
đốt với oxi trong khơng khí.
+ Tác dụng với halogen (Xem phần halogen):
- Flo:
3F2(k) + 4NH3(k) → NCl3(k) + 3NH4F
- Clo và brom oxi hoá mãnh liệt NH3 ở trạng thái khí và trong dung dịch:
Ví dụ:
. Nếu thực hiện phản ứng trong trong pha khí:
2NH3(k) + 3Cl2(k) → N2(k) + 6HCl(l)
(NH3 + HCl → NH4Cl). Có khói trắng là các hạt NH4Cl tạo ra có màu trắng.
. Nếu thực hiện phản ứng trong trong hệ dung dịch:
8NH3(dd) + 3Cl2 → N2 + 6NH4Cl
Nếu clo dư: 3Cl2 + NH4Cl → NCl3 + 4HCl
- Iot tác dụng với dung dịch NH3 tạo nên kết tủa màu đen do phản ứng:
3I2 + 2NH3 → NI3NH3 + 3HI
(NI3NH3 dạng khô dễ bị nổ khi va trạm)
+ Tác dụng với oxit kim loại: NH3 khử được một số oxit của kim loại kém hoạt động tạo ra kim loại,
nitơ và nước.
Ví dụ: Cho khí NH3 đi qua ống đựng bột CuO, nung nóng thấy có màu đỏ xuất hiện theo phản ứng:

2NH3 + 3CuO
3Cu + N2 + 3H2O
+ Tác dụng với kim loại:
Ở nhiệt độ cao, những nguyên tử hidro trong phân tử amoniăc có thể được lần lượt thay thế bằng
các nguyên tử kim loại hoạt động --> amiđua (nhóm NH2-), imiđua (nhóm NH2-), nitrua (N3-):
- Tác dụng với kim loại kiềm tạo ra amiđua và hiđro:
Ví dụ: Phản ứng của Na với khí NH3 ở 3000C:
2Na + 2 NH3
2NaNH2 + H2
Các amiđua có tính bazơ mạnh, dễ bị thuỷ phân hoàn toàn tạo ra .......... và ....... theo phản ứng:
NaNH2 + H2O → NaOH + NH3
0
- ở 800 C nhơm tác dụng với khí NH3 tạo ra nhơm nitrua và hiđro:
2Al + 2NH3
2AlN + 3H2
AlN + 3H2O → Al(OH)3 + NH3
* Giải tích tính bazơ của amiđua, imiđua và nitrua:
* Giải tích tính bazơ của amiđua, imiđua và nitrua: Các ion này có kích thước nhỏ, điện tích âm lớn, nên
dễ dàng nhận proton của nước, vì vậy có tính bazơ rất mạnh.
1.5- Điều chế.
a) Trong phịng thí nghiệm:
Muốn điều chế nhanh một lượng khí NH3 ở trong phịng thí nghiệm người ta có thể đem đung nóng
dung dịch NH3 đậm đặc. Nếu khơng có dung dịch NH3 đậm đặc, ta có thể cho muối amoni tác dụng với
bazơ kiềm mạnh khí đun nóng nhẹ.
Ví dụ: Cho Ca(OH)2 tác dụng với dung dịch muối NH4Cl:
2NH4Cl + Ca(OH)2
CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O
Trước đây người ta tạo ra amoniăc bằng cách:
CaCN2 + 3H2O → CaCO3 + 2NH3↑
Khí NH3 bay ra từ dung dịch có lẫn hơi H2O. Có thể dùng hố chất nào sau đây để là khơ khí (tinh chế

NH3)?
Bột CaO, bột P2O5, axit H2SO4(đậm đặc), CaCl2(khan), CuSO4(khan), NaOH(rắn), ...
(Đánh dấu vào chất dùng được?)
b) trong công nghiệp:

10

skkn


Trong CN, ngày nay người ta dùng phương pháp hiện đại hơn nhiều là tổng hợp nó từ N 2, H2 trong
các điều kiện nhất định. Phương pháp này do F.Haber đề ra năm 1904 được tặng giải Noben năm 1919.
N2 + 3H2
 2NH3 H0 = - 92kJ/mol ;
S0 = -96,3 J/mol.độ
Nếu có xúc tác, nhiệt độ cần dùng là : 4500C – 5000C, áp suất cần dùng là 200 – 300 atm, tỉ lệ
N2, H2 đúng theo tỉ lệ trong phương trình phản ứng. Dùng xúc tác Fe kim loại được hoạt hoá bằng hỗn
hợp Al2O3 và K2O.
Hiệu suất chuyển hố NH3 là 20  25%.
Nếu khơng cần xúc tác, lúc này nhiệt độ khoảng : 8500C.
áp suất rất cao
: 4500 atm
(Xem sơ đồ tổng hợp NH3 ở hình 2.6 trang 45)
1.6- Ứng dụng:
Amoniac có ứng dụng rất nhiều, như:
+ Làm chất gây lạnh trong máy lạnh.
+ Sản xuất axit HNO3.
+ Điều chế các loại phân đạm: Đạm ure ((NH2)2CO). NH4NO3, (NH4)2SO4, ...
+ Điều chế hiđrazin (N2H4) làm nhiên liệu cho tên lửa.
...................................................

2. Muối amôni và gốc amoni (NH4+).
2.1- Cấu tạo ion amoni.
Ion NH4+ có cấu tạo hình tứ diện đều với 4 nguyên tử H ở 4 đỉnh, nguyên tử N ở trung tâm:
+ Bán kính của cả ion NH4+ (1,43A0)
gần tương đương với bán kính các ion
kim loại kiềm Rb+, K+(1,48A0-1,44A0).
Vấn đề đặt ra là có gốc NH4+ tự
do giống như ion kim loại kiềm tự
do hay khơng ?
Hình 4: ion NH4+
Hiện nay người ta chưa tách được riêng ra ion NH 4+ dạng tự do, nhưng vẫn có dẫn chứng chứng
minh được sự tồn tại của nó, mặc dù nó rất kém bền (đó là khi điện phân dung dịch muối amoni trong
NH3 lỏng, ở –950 C, cực âm làm bằng Hg thì thu được NH4+ tan trong Hg dạng khối mỡ nhờn).
Về mức độ hoạt động, nó kém hơn kim loại kiềm, nhưng mạnh hơn đồng.
2.2- Muối amoni.
Do cấu tạo gốc amoni như vậy, nên muối amoni giống với muối kim loại kiềm. Muối amoni
đồng hình với muối kim loại kiềm, cùng có kiến trúc kiểu NaCl (hay kiểu CsCl). Chúng cũng dễ tan và
phân ly hồn tồn trong nước.
Mặt khác, NH4+ cịn có những tính chất khác so với ion kim loại kiềm như :
a) Phản ứng thuỷ phân: khả năng bị thuỷ phân trong nước (ion kim loại kiềm khơng có khả năng này)
cho môi trường axit yếu:
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
K=10-9,24
Với nồng độ của muối amoni với gốc axit mạnh không quá bé, cho thấy muối amoni làm xanh quỳ
tím, làm cho metyl da cam ngả sang màu vàng, ...
b) Tác dụng với dung dịch bazơ kiềm đặc:
Nhỏ dung dịch muối amoni vào dung dịch bazơ kiềm mạnh thu được muối, NH3 và H2O.
Ví dụ:
NH4Cl + NaOH  NaCl + NH3 + H2O

(NH4)2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O
Phương trình ion của hai phản ứng trên:

11

skkn


NH4+ + OH-  NH3 + H2O
* Bản chất của phản ứng trên là sự cho (do ion NH4+), nhận (do ion OH-) proton (thuộc phản ứng axit bazơ).
Hiện tượng của phản ứng là dung dịch có mùi khai, nếu đun nóng thì có bọt khí và mùi khai.
c) Phản ứng nhiệt phân: Các muối amoni khác với muối kim loại kiềm là đều kém bền với nhiệt, tuỳ
vào gốc axit đi với nó, mà sản phẩm nhiệt phân muối amoni có thể khác nhau:
+ Muối amoni chứa gốc axit khơng có tính oxi hố khi đun nóng (xem thí nghiệm ở hình 2.7 trang 46)
bị phân huỷ thành NH3.
- Muối NH4X (X: F, Cl, Br, I)
Ví dụ khi đun (ở 3500C) tinh thể NH4Cl khơng thấy nóng chảy mà thăng hoa tạo ra hao khí NH3 và
HCl. Hai khí này ở điều kiện thường lại dễ phản ứng với nhau tạo thành tính thể trắng. Dựa vào tính chất
này trong chiến tranh các chất nổ có thể cho thêm NH4Cl để tạo ra khói mù mịt.
Khi đun nóng, NH4Cl có thể tương tác với các oxit kim loại. Với oxit của kim loại kem hoạt động thì
NH3 tạo ra khử được oxit kim loại thành kim loại.
Ví dụ: Viết phản ứng khi nung nóng NH4Cl với CuO hoặc ZnO:
4CuO + 2NH4Cl
N2 + 3Cu + CuCl2 + 4H2O
ZnO + 2NH4Cl
ZnCl2 + 2NH3 + H2O
Dựa vào tính chất trên, người ta dùng NH4Cl để đánh sạch bề mặt kim loại trước khi hàn.
- Các muối cacbonat, muối hiđrocacbonat bị phân huỷ chậm ở nhiệt độ thường:
(NH4)2CO3  NH3 + NH4HCO3
NH4HCO3  NH3 + CO2 + H2O

Do trong đó có sự cho nhận H + của ion NH4+ với ion CO32-, HCO3-, khí đun NH3 bay ra, sự cho nhận
H+ xảy ra càng dễ.
+ Muối amoni chứa gốc axit có tính oxi hố mạnh thì N-3 (trong NH4+) sẽ bị oxi hố thu được N2, hoặc
oxit của nitơ. (Có thể hiểu phản ứng là ban đầu muối phân huỷ ra NH 3 và axit tương ứng, sau đó NH3 bị
oxi hố bởi axit).
Ví dụ: Viết phản ứng nhiệt phân của các muối sau:
NH4NO3
N2O + 2H2O
NH4NO2
N2 + 2H2O
(NH4)2Cr2O7
N2 + Cr2O3 + 4H2O
3NH4HSO4
N2 + 3SO2 + NH3 + 6H2O
3(NH4)2SO4
N2 + 3SO2 + 4NH3 + 6H2O
2.3- Ứng dụng.
Muối amoni thực tế thường dùng làm phân đạm, quan trọng nhất là các muối NH 4Cl,
(NH4)2SO4 và NH4NO3. Ví dụ : dùng làm pin khơ (NH4Cl), đnh sạch bề mặt kim loại trước khi hàn, ...
3. Hiđrazin (N2H4):
3.1- Phân tử hiđrazin có cấu tạo :
Hình 5: phân tử N2H4
H
N
dN-N = 1,47A0
H
H
dN-H = 1,04A0.
N
H

HNH= NNH = 1100
 = 1,85 D
Do cấu hình khơng gian khơng đối xứng nên hiđrazin có cực tính lớn, momen lưỡng cực ~
1,85D.
3.2- Lý tính:
Hiđrazin là chất lỏng khơng màu, hơi nặng hơn nước, có mùi khó chịu, rất độc, bốc khói mạnh
trong khơng khí. Hố rắn ở 20C và sơi ở 1140C.

12

skkn


Trong hiđrazin lỏng cũng có liên kết hidro như NH3, tan tốt trong nước cũng nhờ có liên kết
hidro tạo ra dạng hiđrat N2H4.H2O
Dạng hiđrat này khá bền nhờ liên kết hidro.

H2 N : … H
O
H2 N : … H

3.3- Hố tính:
Cũng giống như NH3 lỏng, nó cũng hồ tan kim loại kiềm tạo thành dung dịch xanh lam, nhưng
lại tạo ra khí hidro:
2N2H4 + 2Na  2NaN2H3 + H2
Là hợp chất thu nhiệt, nhưng nó khá bền, chỉ phân huỷ khi có xúc tác:
N2 + 2H2  N2H4
H0 = 50 kJ/mol.
Là một bazơ yếu hơn bazơ NH3 :
N2H4 + H2O 

N2H5+ + OHK1=8,5.10-7
N2H5+ + H2O
 N2H62+ + OHK2=8,9.10-16
Do đó hiđrazin thường tạo ra 2 loại muối chứa 2 cation ở trên, các muối này đều dễ tan, muối 1+
bền trong nước, còn muối 2+ bị thuỷ phân trong nước tạo ra ion 1+ bền hơn.
Nó cũng có thể kết hợp với các muối tạo ra sản phẩm kết hợp như: CrCl2.2N2H4.
Về tính khử, nó mạnh hơn NH3, ngun nhân là số oxi hoá -2 của N kém bền hơn nhiều so với
số oxi hoá -3. Thể hiện ở phản ứng cháy trong khơng khí toả nhiệt mạnh:
N2H4 + O2  N2 + 2H2O
H0 = -705 kJ/mol.
Nên hiđrazin và dẫn xuất của nó được dùng làm nhiên liệu cho tên lửa.
3.4- Điều chế. Ứng dụng
Phương pháp tốt nhất để có hiđrazin là chưng cất sản phẩm thu được từ phản ứng:
2NH3 + NaOCl  N2H4 + NaCl + H2O
Dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ, trong CN chất dẻo, thuốc trừ sâu (lợi dụng độc tính mạnh
của nó), cao su, chất nổ… và trong hố phân tích.
IV.2- Hiđroxil amin (NH2OH)
Được coi là sản phẩm thế 1 nguyên tử H trong NH 3 bằng nhóm –OH, nó có nhiều tính chất
trung gian giữa NH3 và H2O.
a)Lý tính.
Dạng tinh thể khơng màu, nóng chảy ở 330C, sơi ở 580C (ở 22mmHg). Kém bền, dễ phân huỷ ở
nhiệt độ thường, trên 1000C nó có thể gây nổ --> N2, N2O và H2O. Nó hút ẩm mạnh, tan vô hạn trong
nước nhưng không tan trong rượu và benzen.
b) Hố tính.
Do nó cịn cặp e- tự do trên ngun tử N nên nó nhiều tính chất giống NH3: có thể kết hợp với
nhiều chất giống NH3, tạo dạng hiđrat khi tan trong nước: NH2OH.H2O, trong nước nó cho dung dịch
có tính bazơ yếu, yếu hơn NH3…
Trong dung dịch kiềm nó thể hiện tính khử mạnh, nó khử được muối vàng và thuỷ ngân --> kim
loại, tác dụng được các chất có tính oxi hố:
NH2OH + HNO3  2NO + 2H2O

2NH2OH + 2NaOCl  N2O + 2NaCl + 3H2O.
Ngồi ra nó cũng có tính OXH, oxi hoá được Fe(OH)2  Fe(OH)3
NH2OH + 2Fe(OH)2 + H2O  2Fe(OH)3 + NH3
c) Điều chế.
Nó được điều chế bằng cách điện phân dung dịch HNO 3 với cực âm bằng chì, trong đó axit
được khử theo sơ đồ:
HNO3 + 6[H]  NH2OH + H2O
IV.3- Nitrua kim loại.

13

skkn


Cũng như cacbua kim loại, nitrua kim loại được chia thành 2 nhóm: nitrua ion và nitrua xâm
nhập, tuy nhiên cấu tạo của chúng chưa được nghiên cứu kĩ như cacbua.
Các kim loại kiềm, kiềm thổ, Zn, Cd và Tl tạo nên những nitrua ion, trong đó chứa cation kim
loại & anion N3-. Các nitrua ion bị thuỷ phân --> hidroxit và amoniac:
Ca3N2 + 6H2O  3Ca(OH)2 + 2NH3.
IV.4- Oxit của nitơ.
Nitơ tạo nên 9 oxit: N2O, NO(N2O2), N2O3, NO2(N2O4), N2O5, NO3(N2O6).. Trong đó 2 oxit
sau cùng rất kém bền, nên khơng đặc trưng, ngồi ra có 3 oxit có cân bằng giữa 2 dạng đime và
monome.
a) Đinitơ oxit (N2O)
* Cấu trúc phân tử :
Phân tử đinitơ oxit có cấu tạo đường thẳng tương tự với phân tử CO2 nhưng không đối xứng:
:N
N
O:
Độ dài liên kết đo được ở đây là N—N : 1,26A 0 , còn N—O : 1,186A0. Độ dài liên kết cho thấy

liên kết N—N nằm giữa 2 dạng liên kết ba NN và liên kết đôi N=N, còn liên kết N—O nằm giữa 2
dạng liên kết đơi N=O và liên kết đơn N—O. Như vậy có thể thấy nitơ đioxit nằm giữa 2 dạng cấu
trúc :
:N=N=O:

:NNO:
Phân tử N2O có tổng số e- giống với phân tử CO2, cả 2 oxit này ở trạng thái rắn có cấu trúc
mạng lưới tinh thể giống nhau.
*Lý tính:
Là khí khơng màu, mùi tương đối dễ chịu. Hoá rắn ở –910C và hố lỏng ở –890C. Nó gây ra cảm
giác say và hay cười, nên cịn gọi nó là “khí vui”, có thể dẫn đến trạng thái gây mê nên trước đây người
ta dùng nó làm hỗn hợp khí gây mê trong những ca mổ nhẹ. Là chất khơng duy trì sự sống, nên dùng nó
làm chất gây mê phải cho nó đi cùng với oxi. Nhưng là chất duy trì sự cháy đối với những chất dễ bắt
lửa, ví dụ tàn đóm đỏ…
* Hố tính:
Bền ở điều kiện thường nhưng đến 5000C thì bắt đầu phân huỷ.
2N2O  2N2 + O2
H0 = -163 kJ
Do đó khi đun nóng, nó có thể tương tác với những chất mà tương tác được với oxi:
N2O + H2  N2 + H2O
H0 = -323 kJ
* Điều chế: thường nhiệt phân muối NH4NO3 ở nhiệt độ 2500C:
NH4NO3  N2O + 2H2O
Phản ứng này toả nhiệt nên chỉ đun nóng lúc đầu, sau đó nhiệt tạo ra của phản ứng duy trì phản
ứng (nếu tiếp tục đun sẽ gây nổ).
b) Nitơoxit (NO) và đinitơ đioxit(N2O2).
Công thức cấu tạo:
:N
O:
Vạch chấm giữa N và O báo hiệu 1 liên kết ba e- (hay còn gọi là liên kết một electron). Như vậy

liên kết giữa N và O là liên kết 2,5. Điều này phù hợp với độ dài liên kết là 1,4A0.
Trạng thái khí nó ít thể hiện tính chất của phân tử 1e-, nhưng trạng thái rắn và lỏng nó có
khuynh hưóng trùng hợp 2 phân tử để tạo ra dạng đime N2O2.:
2,33 A0
N
O
1,10A0
O
N
*Lý tính: là khí khơng màu rất độc, khó hố rắn và khó hố lỏng, ít tan trong nước.
*Hố tính:

14

skkn


Nó khá bền với nhiệt, 5500C nó chưa phân huỷ rõ rệt. Photpho đang cháy tiếp tục cháy trong
NO, còn H2 với NO có thể nổ khi đun nóng. Với H2S , SO2 đều phản ứng với NO:
2NO + 2H2S  N2 + 2S + 2H2O
2NO + SO2  N2O + SO3
Dễ dàng kết hợp với oxi tạo NO2 ngay ở điều kiện thường:
2NO + O2  2NO2
Tương tác với halogen tạo thành nitro halogenua:
2NO + Cl2  2NOCl
Gặp các chất oxi hóa mạnh NO thể hiện tính khử:
10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4  10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4H2O
Tính chất riêng, kết hợp với muối của nhiều kim loại, ví dụ như dung dịch FeSO 4 tạo ra hợp chất
kết hợp có màu nâu thẫm:
NO + FeSO4  [Fe(NO)]SO4

(màu nâu thẫm)
* Điều chế: tổng hợp trực tiếp từ các nguyên tố ở nhiệt độ cao:
N2 + O2  2NO
H0 = - 90,25 kJ/mol
Hoặc dùng phản ứng đốt cháy NH3 trong O2 có xúc tác Pt (Đây là phương pháp được dùng trong vơng
nghiệp).
Trong PTN, người ta có thể điều chế NO từ Cu + dung dịch HNO3 3M
c) Nitơđioxit (NO2) và đinitơ tetraoxit(N2O4).
Cơng thức cấu tạo :
N
Hình 7: phân tử NO2
0
1,19 A
1340
O
O
Theo phương pháp VB, trong phân tử NO2 nguyên tử N ở trạng thái lai hoá sp2. Hai obitan lai
hoá được dùng để tạo 2 liên kết  với 2 nguyên tử oxi, còn 1 obitan lai hố chứa 1 e- độc thân. Một
obitan 2p khơng lai hoá cũng chứa 1 e- dùng tạo liên kết  với 1 trong 2 nguyên tử O, như vậy liên kết 
đó là liên kết khơng định chỗ.
* Lí tính: khí NO2 có màu nâu, nặng hơn khơng khí, mùi khó chịu và độc.
Cịn phân tử N2O4 điều kiện thường là chất lỏng khơng có màu, nóng chảy ở –11,20C và sơi ở
21,150C nên nó là chất dễ bay hơi. Đồng thời nó cũng dễ phân huỷ ở nhiệt độ lớn hơn nhiệt độ sơi.
* Hố tính:
Có các tính chất của phân tử có số lẻ e-, như có màu, trùng hợp 2 phân tử để tạo dạng dime N 2O4
nhờ có 1e- chưa ghép đơi trên mỗi ngun tử N, phân tử N2O4 có cấu tạo:
O
O
0
1,64A

N
N
1260
Hình 8: phân tử N2O4
O
O
Phân tử N2O4 không màu và nghịch từ.
Cân bằng chuyển dịch giữa 2 dạng trên phụ thuộc mạnh vào nhiệt độ:
2NO2
N 2 O4
H0 = - 61,5 kJ
Ở 1500C khí NO2 phân huỷ rõ rệt, và ở 6000C phân huỷ hoàn tồn theo phản ứng:
2NO2  2NO + O2
Do đó than, lưu huỳnh và photpho có thể tiếp tục cháy trong NO2.
Hai oxit NO2 và N2O4 tương tác với nước tạo thành 2 axit:
2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2.
Do đó khi tương tác với dung dịch kiềm nó cho 2 muối tương ứng. Đồng thời có thể coi
NO2 và N2O4 là anhiđrit hỗn hợp của 2 axit HNO2 và HNO3.

15

skkn


Khí NO2 vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá: tương tác với nguyên tố phi kim, hidrro,
kim loại:
2NO2 + Cl2  2NO2Cl (nitroni clorua)
2NO2 + 7H2  2NH3 + 4H2O
NO2 + 2Cu  Cu2O + NO
Hoặc oxi hoá các hợp chất có số oxi hố thấp: CO, SO2…

NO2 + CO  CO2 + NO
NO2 + SO2  SO3 + NO
Hoặc khử các chất có tính oxi hố mạnh: O3, H2O2…
2NO2 + O3  N2O5 + O2.
2NO2 + H2O2  2HNO3
Cịn N2O4 dạng lỏng là dung mơi khơng tốt vì có hằng số điện mơi bé (=2,47). Nó có
khả năng hồ tan một số chất nhờ có tương tác với chúng, như kim loại kiềm, Ag, Cu, Pb…
muối clorua, clorat.
Na + N2O4  NaNO3 + NO
NaClO3 + N2O4  NaNO3 + NO2 + ClO2
Các phản ứng đều cho thấy nó chứa ion nitrozoni của axit nitric NO +NO3—, do đó coi
N2O4 có q trình tự ion hố sau:
N2O4
NO+ + NO3--.
* Điều chế: trong CN người ta cho NO tương tác với oxi. Trong PTN thường thu được
từ phản ứng Cu + HNO3 đặc.
d) Đinitơ trioxit (N2O3).
Dạng rắn có màu lam nhạt, nóng chảy ở –1020C, sơi ở –250C, phân huỷ ở –100C
Hơi của nó gồm những phân tử N2O3 có cấu tạo:
O
Hình 9: phân tử N2O3
N

N

O
O
Sang trạng thái lỏng và hơi, nó phân huỷ theo phản ứng:
N2O3  NO + NO2.
Có thể coi nó là anhidrit của HNO2. Điều chế bằng cách trộn NO và NO 2 rồi hạ nhiệt độ dưới –

1000C.
e) Đinitơ pentaoxit (N2O5).
Ở trạng thái khí cũng như khi tan trong dung môi CCl4, đinitơ pentaoxit ở dạng phân tử có cấu
tạo:
O
O Hình 10: phân tử N2O5
1,35A0
N
O
N
O
O
N2O5 ở trạng thái rắn, cũng như khi nó trong các axit khan khác, nó có dạng NO2+NO3--.
Điều kiện thường nó là chất rắn tinh thể trong suốt, khơng màu, dễ chảy rữa trong
khơng khí vì hút ẩm. Nóng chảy ở 300C và sôi ở 450C. Kém bền, phân huỷ chậm thành NO2 và
O2.
Là chất oxi hoá mạnh do N trong nó có số oxi hố max, là anhidrit axit nên nó tan trong
nước tạo thành axit nitric. Có đầy đủ tính chất của oxit axit mạnh.
N2O5 + H2O  2HNO3.
Điều chế bằng cách dùng P2O5 hút nước của axit tương ứng:

16

skkn


P2O5 + 2HNO3  2HPO3 + N2O5.
IV.5- Oxiaxit của nitơ:
Người ta đã biết 6 oxiaxit của N là: axit hiponitrơ (H 2N2O2), axit hiponitric (H2N2O3),
axit nitrơ (HNO2), axit nitroxilix (H2NO2), axit nitric (HNO3), axit pennitric (HNO4). Quan

trọng đối với thực tế là axit nitrơ, axit nitric.
1. Axit nitrơ (HNO2).
* Cấu tạo: có lẽ nó có 2 kiến trúc cộng hưởng nhau là:
O
O
O

N:

H



H

N

Hình 11: phân tử HNO2

O

* Hố tính:
Nó chỉ tồn tại ở trạng thái khí và trong dung dịch nước:
+ Trạng thái khí có cân bằng :
2HNO2
NO + NO2 + H2O
Vì thế NO2 tan trong H2O thực tế tạo ra HNO3 và NO.
+ Trạng thái dung dịch bị phân huỷ:
3HNO2  2NO + HNO3 + H2O
Do khơng bền nên nó rất hoạt động về mặt hố học. Nó vừa có tính oxi hố, vừa có tính khử.

2HNO2 + 2HI  2NO +I2 + H2O (tính oxi hố)
5HNO2 + 2KMnO4 + 5H2SO4  2MnSO4 + 5HNO3 + K2SO4 + 3H2O.(tính khử)
Nó thể hiện tính axit yếu (Ka = 4,5.10-4), mạnh hơn H2CO3 một chút.
* Điều chế axit HNO2 bằng cách cho muối nitrit tác dụng với axit mạnh.
2. Axit nitric (HNO3).
* Cấu tạo: trạng thái hơi, phân tử HNO3 có cấu tạo là:

Hình 12: Phân tử HNO3
* Lý tính: dạng tinh khiết là chất lỏng khơng màu, bốc khói mạnh trong khơng khí, hố rắn ở –
410C và sơi ở 860C.
Tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào, tạo nên hỗn hợp đồng sôi chứa 69,2% axit và sôi ở
0
121,8 C.Dung dịch HNO3 đậm đặc có tỉ khối 1,41g/ml và nồng độ 6869% (≃15M)
* Hố tính:
GIẢN ĐỒ LATIME CỦA NITƠ
* Trong môi trường axit
+ 0,96
+ 0,88
+1,25
- 0,23
NO3 - 0,80 N2O4+1,07 HNO2+0,99 NO+1,59 N2O+1,,77 N2-1,87NH3OH- +1,41 N2H5+1,27 NH4+
+0,94

+1,297

- 0,05

NO2

17

skkn

+1,35


+ 0,80
* Trong môi trường bazơ
0,25

-1,16

NO3- -0,86 N2O4 0,87 NO2-- -0,46 NO 0,76 N2O

0,94

N2 –3,04 NH2OH

0,73

N2H4 0,10

NH3

0,01
0,15
-1,05
-0,42
* Nhận xét
- Trong mơi trường axit, HNO2 oxi hố tạo ra NO nhưng lại bị oxi hoá tạo nên NO3— :

2

HNO2 + H+ + 1e ⇌ NO + H2O
NO3- +3H+ +2e ⇌ HNO2 +H2O
3HNO2 ⇌ NO3- + H+ + NO + H2O

E0 = + 0,996 V
E0 = + 0,940 V
∆E0 = + 0,056 V

- Trong môi trường kiềm :
2

NO2-- + H2O + 1e ⇌ NO + 2OHNO3- +H2O +2e ⇌ NO2- + 2OH3NO2- + H2O

⇌ NO3-- + 2OH- + NO

E0 = - 0,46 V
E0 = + 0,01 V
∆E0 = - 0,47 V

- Qua đó để giải thích được tại sao trong mơi trường axit, HNO2 không bền dễ dàng bị phân huỷ
thành NO3—và NO (Do ∆E0 > 0 → ∆G < 0, nhưng ion NO2— lại bền trong môi trường kiềm (Do ∆E0 <
0 → ∆G > 0).
Axit tinh khiết kém bền, dễ phân huỷ dưới tác dụng của ánh sáng hoặc nhiệt:
4HNO3  4NO2 + O2 + 2H2O
Khí NO2 sinh ra tan trong dung dịch làm dung dịch có màu vàng.
Bản thân nó ở trạng thái tinh khiết đã có q trình:
2HNO3  NO2+ + NO3- + H2O
Trong đó nồng độ mỗi loại ion là 0,51 mol/l ở –100C

Trong các dung môi có khả năng cho proton mạnh hơn, như axit sunfuric, axit pecloric, nó phân
li cho ion NO2+:
HNO3 + 2HClO4  NO2+ + 2ClO4- + H3O+
Sự tự ion hố giải thích khả năng thay thế H trong phân tử hợp chất hữu cơ bằng ion NO2+, gọi là
phản ứng nitro hoá, các phản ứng này thường dùng thêm xúc tác là H 2SO4 đặc để tạo ra nhiều NO2+
hơn.
Trong nước nó điện li ra ion H3O+.
HNO3 + H2O  H3O+ + NO3Dung dịch HNO3 rất lỗng nó thể hiện tính chất của một axit mạnh: tác dụng với kim loại giải
phóng H2.
Nồng độ cao, khả năng oxi hoá của ion NO3- tăng lên hơn H+ và khi đó NO3- tham gia vào phản
ứng hố học chứ khơng cịn là H+.
* Tính axit của axit HNO3:
Axit HNO3 là một axit mạnh, nên tác dụng với các chất chỉ thị màu, hoà tan các oxit - bazơ tạo
ra muối và nước, tác dung với các bazơ thu được muối và nước, tác dụng với các muối của axit yếu tạo
ra muối mới và axit mới.
* Tính oxi hố của axit HNO3.

18

skkn


Giản đồ Latime của Nitơ trong môi trường axit
+ 0,96
+ 0,88
+1,25

- 0,23

NO3- - 0,80 N2O4+1,07 HNO2+0,99 NO+1,59 N2O+1,,77 N2-1,87NH3OH- +1,41 N2H5+1,27 NH4+

+0,94

+1,297

- 0,05

+1,35

NO2
+ 0,80
* Nhận xét: Theo thế khử chuẩn ở trên cho thấy trong môi trương axit N+5 (trong NO3-) đều thể hiện
tính oxi hố mạnh và oxi hố được nhiều chất cho thế khử chuẩn nhỏ hơn (Thường nhỏ hơn 0,9V)
+ Tác dụng với kim loại: Axit nitric phản ứng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt, Rh, Ta và Ir).
- HNO3 (đặc, nóng): Nếu axit HNO3 đặc nóng thì sản phẩm thu được là muối, khí NO2 và H2O:
M + HNO3  M(NO3)2 + ............................................................
Có lẽ với axit HNO3 đặc nóng được giải thích theo quá trình phân huỷ axit tạo ra NO2, O2, H2O, rồi
kim loại bị oxi hố bởi oxi trong mơi trừng axit (E0O2, H+/H2O = 1,23V).
- HNO3 (đặc hoặc lỗng):
Nói chung, kim loại mạnh (KLK, KLKT, Al, Zn) thường khử N+5(HNO3) xuống số oxi hố thấp
nhất (NH4+, N2, N2O, ... khơng tạo ra HNO2, N2O3 vì các chất này khơng bền ở nhiệt thường), còn các
kim loại khác tuỳ nồng độ axit mà cho ra NO hay NO2.
Với phản ứng của axit đặc, sản phẩm lúc đầu có lẽ là HNO 2, axit này khơng bền, tạo thành NO2 và
NO, khí NO2 sinh ra lại tương tác với nước:
3NO2 + H2O  2HNO3 + NO
Cân bằng trên sẽ chuyển dịch theo chiều sang trái khi axit đặc, cịn khi axit lỗng thì chuyển dịch
sang phải. Bởi vậy khi axit nitric đặc tác dụng với các chất khử thấy thu được NO 2, cịn khí HNO3 lỗng
với chất khử trung bình, yếu (kim loại từ Fe trở về sau trong dãy điện hố) thấy có khí NO khơng màu,
bị hố nâu trong khơng khí.
3Pb + 8HNO3(lỗng)  3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Pb + 4HNO3(đặc)  Pb(NO3)2 + 2NO2 +2H2O

- HNO3 (đặc, nguội): Có các kim loại Al, Cr, Fe khơng tan được và bị thụ động hoá: Hiện tượng thụ
động hoá được hiểu là khi cho Al (Cr, Fe) vào axit (HCl) có phản ứng, nhưng nếu cho vào HNO3(đặc, nguội)
rồi cho vào axit (HCl) lại cũng không thấy phản ứng. Điều này chưa được giải thích rõ ràng mà có thể
được hiểu là khi nhúng Al (Fe, Cr) vào dung dịch HNO3 (cũng như H2SO4) đặc nguội tạo ra một lớp
bao quanh kim loại trơ về mặt hoá học.
Hỗn hợp axit đặc (1VHNO3 :3VHCl) được gọi là nước cường thủy (cường toan). Hỗn hợp này có
tính oxihoa mạnh hơn HNO3 rất nhiều, có khả năng hồ tan Au và Pt.
3Pt + 4HNO3 + 12HCl  3PtCl4 + 4NO + 8H2O
PtCl4 + 2HCl  H2[PtCl6]
+ Tác dụng với phi kim:
- Các phi kim bị oxi hoá (C, Si, P, As, S) đưa lên mức oxi hoá cao nhất (dạng oxi axit).
- Nếu HNO3(đặc) bị khử tạo ra NO2, cịn HNO3(lỗng) bị khử tạo NO.
+ Tác dụng với hợp chất có tính khử:
Các hợp chất có thế khử chuẩn nhỏ hơn khoảng 0,9V đều có thể bị oxi hố bởi HNO 3 , trong đó
HNO3 thường bị khử tạo ra NO2 hoặc NO.
* Ứng dụng và phương pháp điều chế:

19

skkn


+ Ứng dụng: Là một trong những hoá chất cơ bản rất quan trọng, dùng trong CN điều chế thuốc nổ
(TNT, nitroglixerin, …), phân bón NH4NO3 , phẩm nhuộm, hố chất, dược phẩm, … Cũng là hố chất
thơng dụng trong PTN.
+ Điều chế:
- Trong CN, axit này được điều chế từ amoniac theo sơ đồ:
NH3
NO
NO2

HNO3
Sơ đồ trên được chia ra làm 3 giai đoạn:
Phản ứng trên chuyển hố hồn tồn NO2 thành HNO3. Dung dịch HNO3 thu được thường có nồng
độ từ 52% đến 68%. Để có nồng độ axit HNO3 cao hơn 68%, người ta chưng cất dung dịch HNO3 này
với H2SO4 đậm đặc trong các thiết bị đặc biệt.
- Trong PTN, người ta điều chế từ muối KNO3 với H2SO4 đặc, đun nóng (Hình 2.9 trang 51):
Phương trình hoá học:
KNO3 + H2SO4  KHSO4 + HNO3
IV.6- Muối của các axit cơ bản:
1. Nitrit (NO2-)
Muối của axit nitrơ gọi là nitrit, dạng muối bền hơn hẳn dạng axit, đa số đều khơng có màu.
Cấu tạo ion NO2- được biết đến là:
Hình 13: Ion NO2N
O
O
Nhờ có cặp electron tự do ở N mà ion NO 2— có khả năng tạo liên kết cho nhận với các
ion kim loại. Một phức thường gặp của nó là natri cobantinitrit Na 3[Co(NO2)6]. Đây là thuốc
thử dùng phát hiện ion K+ nhờ tạo kết tủa K3[Co(NO2)6] màu vàng.
Nitrit của kim loại kiềm khá bền , nitrit của các kim loại khác kém bền hơn 1 chút.
Trong mơi trường axit, muối nitrit thể hiện tính oxi hoá như là HNO2.
Muối nitrit được dùng nhiều trong CN hoá học, nhất là trong CN phẩm nhuộm azo.
2. Nitrat (NO3-):
* Cấu tạo:
Nitrat là muối của axit nitric, ion NO3- có cấu tạo hình tam giác đều với góc ONO là
1200, độ dài liên kết N-O là 1,218A0:
O
Trong ion đó, ngun tử N ở trạng thái lai hố sp2
ba obitan lai hoá tham gia liên kết tạo ra 3 liên kết
N
. Cịn lại 1 obitan chưa lai hố tham gia tạo liên

kết  không định chỗ với cả 3 ngun tử O.
O
O
Ion NO3— khơng có màu nên các muối nitrat của
Hình 14 : ion NO3cation khơng màu đều khơng màu.
* Tính chất vật lí:
+ Các muối đó tan tốt trong nước và thường ở dạng hiđrat khi thể rắn, nên dễ bị chảy rữa.
+ Khi tan trong nước bị điện li hồn tồn ra ion NO 3- khơng có màu vị vậy mãu của dung dịch
muối là màu của ion kim loại. Ví dụ: dung dịch Cu(NO3)2 có màu xanh
Muối nitrat khan của kim loại kiềm khá bền với nhiệt, còn các nitrat của kim loại khác
dễ phân huỷ khi đun nóng, độ bền của chúng phụ thuộc bản chất cation kim loại:
* Tính chất hố học:
+ Phản ứng nhiệt phân:
- Từ đầu dãy điện hoá --> Ca (Muối của kim loại trước Mg): nhiệt phân sinh ra muối nitrit và
oxi.
- Từ Mg --> Cu: nhiệt phân sinh ra oxit kim loại , NO2 và O2.
- Kim loại sau Cu: nhiệt phân sinh ra kim loại (do oxit không bền), NO2 và O2.

20

skkn


Nhận xét: ở nhiệt độ cao, muối nitrat phân huỷ đều cho ra oxi nên chúng là các chất oxi hoá
mạnh, oxi hoá được nhiều các đơn chất (phi kim, kim loại, hợp chất cịn tính khử). Ví dụ:
2KNO3 + S + 3C
K2S + 3SO2 + N2
(Phản ứng trên khi trrộn 75% KNO3; 10% S; 15% than là thuốc súng đen. Quá trình cháy
của thuốc súng đen xảy ra phức tạp, ngồi sản phẩm trên cịn có CO, K 2CO3, K2SO4. Các khí
sinh ra làm tăng thể tích lên gấp gần 2000 lần thể tích của thuốc súng, nên khí được đốt trong

hệ thống kín sẽ gây nổ)
+ Phản ứng oxi hoá trong dung dịch:
Các muối nitrat là những chất oxh mạnh, ion NO3- trong môi trường axit thể hiện tính oxi hố
như axit HNO3 (giống như tính chất của chất cịn tính khử tác dụng với HNO 3), trong mơi
trường trung tính hầu như khơng có khả năng oxi hố, trong mơi trường kiềm nó bị khử bởi
Zn, Al (phương trình phản ứng dạng phân tử và ion):
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 3H2O  4Na2[Zn(OH)4] + NH3
Dựa vào tính chất trên có thể dùng nhận biết ion NO3* Ứng dụng và điều chế của muối nitrat:
+ Ứng dụng:
Các muối nitrat được sử dụng chủ yếu để làm phân bón hố học (phân đạm) trong
cơng nghiệp, như NH4NO3, KNO3, NaNO3, Ca(NO3)2. Muối KNO3 còn được dung làm thuốc
súng, chất bảo quản thịt, điều chế oxi trong phịng thí nghiệp, ... Một số dùng trong pháo hoa,
ví dụ:
Màu đỏ: Sr(NO3)2 và SrCO3, cũng có thể cả muối của Ca và Li.
Màu lục: Ba(NO3)2 và Ba(ClO4)2
Màu xanh: CuCO3, CuSO4 và CuCl.
Màu vàng: Na3AlF6 và Na2C2O4.
Màu tím: Muối của Cs, K và Rb.
Màu trắng: bột Mg và bột Al.
Khói trắng: Hỗn hợp KNO3 và S.
Khói màu: Hỗn hợp KNO3, S và màu hữu cơ.
+ Điều chế:
- Cho axit HNO3 tác dụng với bazơ, muối:
HỢP CHẤT CỦA PHOTPHO
I. Photphin (PH3) và điphotphin (P2H4).
a) Photphin:
*Cấu tạo phân tử
Giống như NH3, góc PHP = 93,70. Góc nhỏ hơn so với NH3 (1070) cho thấy khả năng lai
3
hoá sp của P kém hơn N, obitan3s tham gia ít vào việc tạo obitan lai hố, nên góc liên kết vẫn

chỉ nhỉnh hơn so với góc nguyên thuỷ của AOp. Do đó mà phân tử PH 3 có cực tính nhỏ,
momen lưỡng cực  = 0,58D.
*Lí tính:
Là một khí khơng màu, mùi trứng thối, ít tan trong nước do momen nhỏ. Nó hố lỏng ở –
87,30C và hố rắn ở -1330C. Hết sức độc. Một trong những chất diệt chuột trước đây ở nước ta
là Zn3P2, vì chất này khi gặp nước tạo ra PH3 làm chuột chết.
*Hoá tính:
Cũng vì lí do lai hố mà khả năng cho cặp electron tự do của PH 3 rất kém, nó không kết
hợp với nước mà chi kết hợp với H+ của axit mạnh tạo nên ion photphoni PH4+
Khác với NH3, photphin có tính khử mạnh. Bốc cháy trong khơng khí khi đun nóng tạo
axit H3PO4. Tương tác được với halogen :
PH3 + O2  2H3PO4
PH3 + Cl2  PCl5 + 3HCl

21

skkn


* Điều chế: Bằng tương tác của photphua kim loại với H 2O, hoặc cho P tương tác với NaOH
đặc:
Ca3P2 + 6H2O  3Ca(OH)2 + 2PH3
b) Điphotphin.
* Cấu tạo
Giống như hiđrazin, là chất lỏng khơng màu, hố rắn ở –990C và sơi ở 630C.
* Tính chất:
Tuy cấu tạo giống hiđrazin, nhưng tính chất khác với hiđrazin, ví dụ như nó khơng phản
ứng với axit tạo muối.
Đun nóng mạnh nó phân huỷ thành PH3 và P.
Là chất khử mạnh, nó tự bốc cháy trong khơng khí và kích thích PH 3 bốc cháy theo, phản

ứng đó phát ánh sáng lân quang (gây nên hiện tượng gọi là “ma trơi”).
* Điều chế bằng cách cho Ca2P2 phản ứng với nước.
IV.2.2. Oxit của photpho
1. Photpho(III) oxit.
* Cấu tạo:
Ở trạng thái hơi cũng như trong dung dịch nó tồn tại dưới dạng phân tử P 4O6 có cấu tạo
tứ diện đều giống P4, trong đó đỉnh là các ngun tử P, cịn các ngun tử O tạo nên các cầu
với góc POP = 1280 và góc OPO = 990. Liên kết P- O ở đây có một phần liên kết p-d, tạo nên
nhờ cặp e- tự do của Oxi và AO-3d trống của P.
Sau đây là hình ảnh của P4O10:

*Lí tính:
Là chất rắn dạng tinh thể màu trắng, mềm giống như sáp. Nóng chảy ở 23,80C và sôi ở 1750C.
Dễ tan trong các dung môi không phân cực. Độc gần như P trắng. Trạng thái hơi nó tồn tại dạng phân tử
P4O6, nhưng người ta vẫn thường dùng P2O3 vì KLPT khơng ảnh hưởng đến tính chất hố học.
*Hố tính:
Đun nóng vài ngày nó ở nhiệt độ 250-3000C, nó phân huỷ tạo ra P đỏ và (PO2)n:
nP4O6 = 3(PO2) + nP.
Oxit (PO2)n là oxit trung gian, dạng tinh thể không màu, thăng hoa ở 1800C và tương tác chậm
với nước tạo nên hỗn hợp axit H3PO3 và H3PO4.
Điều kiện thường, bền với oxi không khí, nhưng ở 50-600C bị oxi hố thành P4O10. và ở 700C nó
bốc cháy:
P4O6 + 2O2  P4O10 (phát quang mạnh)
Tương tác mạnh với halogen, tạo nên oxi halogenua.
Lắc mạnh với nhiều nước lạnh, nó tạo thành axit tương ứng
P4O6 + 6H2O  4H3PO3
Với dung dịch HCl, nó cũng tạo nên axit photphorơ:
P4O6 + 6HCl  2H3PO3 + 2PCl3
*Điều chế: cho P trắng oxi hoá chậm trong điều kiện thiếu oxi.
2.Photpho(V) oxit.

*Cấu tạo:
Phân tử photpho(V) oxit tồn tại ở dạng P4O10, cấu tạo phân tử nay tương tự như P4O6, tức là 4
nguyên tử P tạo nên tứ diện đều, 4 nguyên tử O tạo thành cầu nối P-O-P, còn 4 nguyên tử O khác thì tạo
liên kết đơn với P. Liên kết trong phân tử cũng có những liên kết bội như trong P4O6, nhưng ở đây, liên
kết bội đó ngắn hơn.

22

skkn


*Lý tính:
Dạng tinh thể lục phương có màu trắng, thăng hoa ở nhiệt độ 359 0C dưới áp suất thường. Có
mạng lưới tinh thể phân tử, mắt xích là các phân tử P4O10. Hơi của chúng cũng là các phân tử P4O10.
Tồn tại ở 1 số dạng khác nhau:
+ Dạng : là dạng tinh thể lục phương, tạo ra khi đốt cháy P trắng trong điều kiện thừa oxi. Tỉ
khối dạng này là 2,3.
+ Dạng : được tạo nên khi đun nóng dạng  trong bình kín ở 4000C trong vịng 2h. Đó là
dạng polime có kiến trúc lớp. Mỗi lớp tạo nên bởi các nhóm tứ diện. Tỉ khối là 2,7.
+ Dạng : đun nóng chảy dạng  được chất lỏng nhớt, sau đó để nguội biến thành dạng thuỷ
tinh, đó là dạng .
+ Dạng : tạo nên khi đun nóng dạng  trong bình kín ở 4500C trong vịng 20h. Là dạng bền
chất trong các dạng, có cấu tạo hình sợi. Có tỉ khối là 2,9.
Photpho(V) oxit bán trên thị trường là hỗn hợp của 2 dạng , .
*Hố tính:
Là chất hút ẩm mạnh, và là một trong những chất làm khơ tốt nhất cho các chất khí. Hút nước
của các axit mạnh như H2SO4, HNO3, ... và biến chúng thành anhidrit tương ứng.
Tương tác với ít nước lạnh tạo thành axit metaphotphoric, với nhiều nước tạo thành axit
orthophotphoric:
P4O10 + 2H2O  4HPO3

P4O10 + 6H2O  4H3PO4.
Thể hiện đầy đủ tính chất của oxit axit.
IV.2.3. Axit của phopho
Người ta đã biết đến 11 oxiaxit của P trong rất nhiều oxiaxit của nó, đó là: H 3PO2, HPO2,
H4P2O5, H3PO3, H4P2O6, HPO3, H4P2O7, H5P8O10, H3PO4, H3PO5, và H4P2O8. Kiến trúc của các axit
đó cũng chưa được xác định một cách đầy đủ, tất cả đều có nhóm P-O-H và nguyên tử H ở liên kết này
có thể phân li cho H+, cịn các liên kết P-H thì khơng có sự phân li.
Bảng 4: Các oxi axit của photpho
Số
oxi
hố
+1
+3

Axit kiểu H3POn(HPOn-1)
Cơng Công
thức
thức
Tên gọi
dạng dạng
ortho meta
H3PO2 (HPO) Ax.hipophotphorơ
H3PO3 HPO2

Ax.
photphorơ

Axit kiểu H4P2On
Muối
tương

ứng

Công
thức

Hipophotphit

Tên gọi

Ax.
điphotphorơ

Muối tương
ứng

điphotphit

H4P2O
photphit

5

+4

Ax.hipođiphotphori
c

hipođiphotphat

H4P2O

6

+5

H3PO4 HPO3

Ax.
Photphoric

photphat

Ax.
điphotphori
c

H4P2O
+7

H3PO5 (HPO4) Ax.
peoxiphotphori
c

peoxiphotphat

7

H4P2O

23

skkn

điphotphat
peoxiđiphotphat

Ax.peoxiđiphotphori
c


8

Quan trọng hơn đối với thực tế là các axit: H3PO2, H3PO3, H3PO4.

1. Axit hipophotphorơ (H3PO2).
Là chất ở dạng tinh thể khơng màu, nóng chảy 27 0C và dễ tan trong nước. Khi đun nóng đến
130oC nó phân huỷ theo phản ứng:
3H3PO2  2H3PO3 + PH3
Là axit mạnh một nấc (dù có 3 nguyên tử hidro). Muối hipophotphorit của nó tan tốt trong nước.
Axit hipophotphoro và muối của nó là chất khử mạnh. Nhưng tương tác của chúng với chất oxi
hoá thường xảy ra chậm. Phản ứng được với halogen, muối của kim loại quý và kim loại nặng.
H3PO2 + 2CuSO4 +2H2O  2Cu + H2SO4 + H3PO4.
Tuy nhiên vẫn có tính khử, nó bị kẽm khử thành photphin trong môi trường axit.
Được điều chế bằng tương tác của bari hipophotphit với axit sunfuric.
2. Axit photphorơ (H3PO3)
Là chất dạng tinh thể khơng màu nóng chảy ở 74oC và chảy rữa trong khơng khí, dễ tan trong
nước.
Ở 200oC nó phân huỷ thành axit photphoric và photphin:
4H3PO3  3H3PO4 + PH3
Tuy trong phân tử của nó có 3 nguyên tử H nhưng nó chỉ axit 2 nấc và là axit trung bình. Muối
photphit của chúng có màu vàng và khó tan trong nước.

Là chất khử mạnh, tương tác với chất oxi hoá cũng xảy ra chậm, tương tác với halogen và muối
của kim loại nặng.
Nó cũng bị kẽm trong axit khử thành photphin.
Điều chế bằng cách cho P4O6 tác dụng với nước hoặc thuỷ phân muối PCl3.
3. Axit phophoric(H3PO4):
a) Tính chất vật lí:
Axit photphoric hay đúng hơn là octhophotphoric, là chất dạng tinh thể khơng màu dễ nóng chảy
0
ở 42,5 C. Trong kiến trúc của nó gồm có những nhóm tứ diện PO4 liên kết với nhau bằng liên kết H.
Kiến trúc đó vẫn cịn giữ lại trong dung dịch đậm đặc của nó làm nó sánh như nước đường.
Rất háo nước nên dễ chảy rữa, tan trong nước theo bất kỳ tỉ lệ nào, được giải thích bằng sự tạo
thành liên kết H giữa phân tử axit và nước. Dung dịch H3PO4 đặc có nồng độ len khoảng 85%.
b) Tính chất hố học:
* Tính oxi hố - khử:
Khác với nitơ, photpho ở mức oxi hoá +5 bền hơn. Do vậy, axit photphoric khó bị khử, khơng có tính
oxi hố như axit HNO3.
* Tác dụng bởi nhiệt:
Đun nóng đến khoảng 200 - 2500C biến thành axit điphotphoric (hay axit pirophotphoric)
2H3PO4  H4P2O7 + H2O.
Axit pirophotphoric có dạng thuỷ tinh mềm nóng chảy ở 610C và dễ tan trong nước. Trong dung
dịch nó chuyển thành axit orthophotphoric.

24

skkn


Axit pirophotphoric đun đến khoảng 400 - 5000C chuyển thành axit metaphotphoric là chất dạng
polime có thành phần (HPO3)n. Nó cũng ở dạng thuỷ tinh nóng chảy ở 40 0C, tương tác với nước tạo
thành axit ortho.

* Tính axit:
Axit ortho là axit trung bình có 3 nấc.
Axit điphotphoric mạnh hơn axit ortho và là axit 4 nấc.
Axit metaphotphoric mạnh hơn cả 2 axit kia, 2 dạng phổ biến của nó là axit trimetaphotphoric
(HPO3)3 và axit tetrametaphotphoric (HPO3)5. Muối của nó chỉ có muối của kim loại kiềm và Mg là tan
được trong nước còn lại phải tan trong nước.
Để phân biệt 3 axit trên người ta dùng dung dịch AgNO3 : Ag3PO4 kết tủa màu vàng, còn
Ag4P2O7 và AgPO3 kết tủa màu trắng. Axit điphotphoric khơng làm đơng lịng trắng trứng cịn axit
meta thì có.
+ Sự phân li của axit H3PO4:
Nấc 1: H3PO4 ⇌ H+ + H2PO4- Ka1 = 10-2,15
Nấc 2: H2PO4- ⇌ H+ + HPO42- Ka2 = 10-7,21
Nấc 3: HPO4 ⇌ H+ + PO43- Ka3 = 10-12,32
Theo các cân bằng trên cho thấy axit H3PO4 có độ mạnh là: trung bình ở nấc 1, yếu ở nấc 2 và rất yếu
ở nấc 3. Trong dung dịch H3PO4 chủ yếu là các phân tử H3PO4 khơng bị phân li, nga ra cịn có một
lượng nhỏ ion H+, H2PO4- và rất ít ion HPO42-, PO43-.
+ Dung dịch H3PO4 có những tính chất chung của một axit như tác dụng với chất chỉ thị màu, tác dụng
với kim loại, oxit bazơ, bazơ, muối, ... Khi tác dụng với oxit bazơ, bazơ, muối cho thấy lượng và chất
thu được phụ thuộc vào lượng chất tham gia phản ứng, không phụ thuộc vào cách tiến hành thí nghiệm.
Ví dụ: Nhỏ từ từ 100 ml dung dịch NaOH 0,50M vào 100 ml dung dịch H3PO4 0,20M và ngược lại.
Tính pH của dung dịch thu được.
Viết phương trình phản ứng và tính nồng độ mol/l các chất thu được theo 3 cách tính khác nhau (tính
theo cách viết phương trình phản ứng theo 2 cách thí nghiệm trên và cách tính theo xét tỉ lệ mol
NaOH/H3PO4.
* Điều chế:
+ Trong phịng thí nghiệm:
Điều chế bằng cách cho tương tác của PCl5 hay P4O10 với nước. Hoặc cho P đỏ tác dụng với axit nitric
đặc.
+ Trong công nghiệp:
Trong CN điều chế bằng photphorit thiên nhiên tương tác với H2SO4.

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4(đặc, nóng)  3CaSO4 + 2H3PO4
Tách muối CaSO4 ra và cô đặc dung dịch, rồi làm lạnh để axit kết tinh, phương pháp này không được
axit H3PO4 tinh khiết, có chất lượng thấp.
Để điều chế axit H3PO4 có độ tinh khiết và nồng độ cao, người ta đốt cháy P, thu lấy P2O5, rồi cho tác
dụng với H2O . Một lượng lớn axit H3PO4 điều chế trong công nghiệp được dùng để điều chế các muối
photphat và để sản xuất phân lân.
4. Photphat (PO43-).
Các muối photphat nói chung khơng có màu. Tất cả các muối đihidrophotphat của nó đều dễ tan
trong nước, cịn muối hiđrơphtphat và muối trung photphat trung hồ chỉ có muối kim loại kiềm là tan
trong nước.
Muối trung hoà tan trong nước tạo thành dung dịch có tính bazơ mạnh do sự thuỷ phân của gốc
photphat:
PO43- + HOH 
HPO42- + OH- K = Ka3-1,Kw = 10-1,68 (1)
HPO42- + HOH 
H2PO4- + OH- K' = Ka2-1,Kw = 10-6,79 (2)
Quá trình (1) chiều thuận xảy ra mạnh hơn chiều nghịch, nên môi trường thu được là bazơ.
Quá trình (2) chiều thuận vẫn mạnh hơn chiều nghịch nên môi trường của muối Na2HPO4 vẫn là
môi trường bazơ, nhưng là bazơ yếu.

25

skkn