axit nitric phan dang bai tap.doc

Axit nitric
1. Cấu tạo phân tử
 Công thức phân tử: HNO
3
(M = 63 đvC).

 Trong phân tử HNO
3
, nguyên tử N có một liên kết cộng hoá trị với O trong nhóm O – H, hai liên kết công hoá trị với
O thứ hai và một liên kết cho - nhận với nguyên tử O thứ ba. Do đó, nitơ có hoá trị IV và số oxi hoá +5.
2. Tính chât vật lí
Axit HNO
3
tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm. Khối lượng riêng bằng 1,53 g/ml, sôi ở
86
o
C và hoá rắn ở -41
o
C, dễ tan trong H
2
O.
3. Tính chất hoá học
a) Tính chất của oxit loãng

Axit HNO
3
là axit rất mạnh, trong dung dịch phân Ii gần như hoàn toàn thành ion:
HNO
3
→ H
+

+ NO
3
-

Làm đổi màu chất chỉ thị màu: HNO
3
loãng làm quỳ tím → đỏ.

Tác dụng với kim loại: Dung dịch HNO
3
loãng oxi hoá được nhiều kim loại ở nhiệt độ thường. Tuỳ thuộc mức độ khử
của kim loại mà HNO
3
có thể bị khử thành NO. N
2
O, N
2
, NH
4
NO
3
hoặc NH
3
.
Thí dụ:

 Tác dụng với oxit bazơ và bazơ: Dung dịch HNO
3
tác dụng với oxit bazơ và bazơ tạo thành muối nitrat:
CuO + 2HNO

3
→ Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
Zn(OH)
2
+ 2HNO
3
→ Zn(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
 Tác dụng với muối: Dung dịch HNO
3
tác dụng với muối của các axit yếu.
CaCO
3
+ 2HNO
3
→ Ca(NO
3
)
2

+ H
2
O + CO
2
↑
b) Tính chất của axit đặc
 Tính không bền: Ở nhiệt độ cao hoặc ngoài ánh sáng, một phần HNO
3
bị phân huỷ tạo ra hỗn hợp khí NO
2
, O
2
và hơi
H
2
O.
4HNO
3
→ 2H
2
O + 4NO
2
+ O
2
 Nitơ đioxit tan trong HNO
3
, vì vậy HNO
3
đặc thường có màu vàng hoặc nâu đỏ.
 Tính oxi hoá rất mạnh:

• HNO
3
đặc oxi hoá được hầu hết các kim loại ở nhiệt độ thường (trừ platin, vàng) hoặc Fe, Al, Cr ở nhiệt độ
cao. Trong phản ứng này HNO
3
bị khử thành NO
2
. Thí dụ:
Cu + 4HNO
3
đ → Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
↑ + 2H
2
O
 HNO
3
đặc, nguội làm cho một số kim loại như Fe, Al, Cr… trở nên thụ động. Hiện tượng này được giải thích
như sau: HNO
3
đặc, nguội đã oxi hoá bề mặt của các kim loại này thành một lớp oxit rất mỏng và bền vững.
Lớp oxit này không tan trong HNO
3
đặc, nguội, nó bảo vệ kim loại bên trong không bị oxi hoá.
 HNO
3

đặc, nóng oxi hoá được một số phi kim như C, S…
Thí dụ:
C + 4HNO
3
đ,n → CO
2
+ 2H
2
O + 4NO
2
S + 6HNO
3
đ,n → H
2
SO
4
+ 2H
2
O + 6NO
2
 HNO
3
oxi hoá được nhiều hợp chất vô cơ. Trong các phản ứng đó, nguyên tố trong hợp chất oxi hoá chuyển
lên mức oxi hoá cao hơn.
Thí dụ:


 Vải, giấy, mùn cưa có thể bốc cháy trong HNO
3
đặc. Do vậy khi làm việc với oxit HNO

3
phải hết sức thận trọng để
tránh gây bỏng.
 Tính oxi hoá của HNO
3
trở nên mãnh liệt hơn khi có mặt axit HCl. Hốn hợp 1 thể tích HNO
3
và 3 thể tích HCl gọi là
nước cường toan. Nước cường toan có thể hoà tan vàng, platin là tính oxi hoá rất mạnh của nguyên tử clo, tạo thành
muối clorua tan:

4. Ứng dụng của axit HNO
3
Axit HNO
3
có nhiều ứng dụng quan trọng trong các ngành kinh tế quốc dân. Phần lớn HNO
3
dùng để sản xuất các loại phân
đạm. Ngoài ra, còn để sản xuất thuốc nổ (trinitrotoluen TNT, nitroxenlulozơ, nitroglixerol), phẩm nhuộm, dược phẩm, chất
dẻo…
5. Sản xuất axit HNO
3
a) Điều chế trong phòng thí nghiệm
 Đun nóng hỗn hợp kali nitrat và axit H
2
SO
4
đặc. Hơi HNO
3
được tác ra khỏi hỗn hợp được làm lạnh để thu axit HNO

3

lỏng:

)
 Axit HNO
3
điều chế được thường có màu vàng, vì một phần HNO
3
bị phân huỷ sinh ra NO
2
tan trong axit. Có thể làm
mất màu vàng bằng cách thổi bọt không khí qua dung dịch axit.
b) Sản xuất axit trong công nghiệp
 Trong công nghiệp, axit HNO
3
được sản xuất từ amoniac qua ba công đoạn:
 Oxi hoá NH
3
thành NO: Oxi hoá NH
3
bằng O
2
không khí trong tháp tiếp xúc ở 850 – 900
o
C, có mặt chất xúc tác là
hợp kim platin – iridi (Pt – Ir):
4NH
3
+ 5O

2
→ 4NO + 6H
2
O ; ∆H < 0
 Oxi hoá NO thành NO
2
: Hỗn hợp khí ra khỏi tháp tiếp xúc có NO và O
2
được làm lạnh đến 25
o
C. Ở nhiệt độ này, NO
bị oxi hoá thành NO
2
:
2NO + O
2
→ 2NO
2

 Phản ứng hoá học này xảy ra trong tháp oxi hoá.
 Hấp thụ NO
2
thành HNO
3
: Hỗn hợp khí từ tháp oxi hoá đi ra có NO
2
và O
2
được nén vào tháp hấp thụ. Trong tháp hấp
thụ xảy ra phản ứng:

4NO
2
(k) + O
2
(k) + 2H
2
O (l) → 4HNO
3
(l)
 Dung dịch HNO
3
thu được có nồng độ không quá 60 – 62%. Để làm tăng nồng độ HNO
3
, người ta chưng cất với
H
2
SO
4
đặc trong thiết bị đặc biệt và thu được axit HNO
3
96 – 98%.
Muối nitrat
Muối nitrat là muối của axit nitric
1. Tính chất của muối nitrat
a) Tính chất chung của muối
 Tất cả các muối nitrat đều tan tốt trong nước và phân li hoàn toàn thành ion. Do đó, dễ dàng tham gia phản ứng trao
đổi ion với axit, kiềm và muối khác.
Thí dụ:
AgNO
3

+ NaCl →AgCl↓ + NaNO
3
Ag
+
+ Cl
-
→ AgCl↓
Cu(NO
3
)
2
+ 2KOH → Cu(OH)
2
↓ + 2KNO
3
Cu
2+
+ 2OH
-
→ Cu(OH)
2
↓
b) Tính chất đặc trưng của muối nitrat
 Tất cả các muối nitrat đều không bền ở nhiệt độ cao. Tùy thuộc vào ion kim loại có trong muối mà các muối nitrat
phân hủy nhiệt tạo thànhh những loại hợp chất khác nhau và khí oxi. Vì vậy ở nhiệt độ cao, các muối nitrat có tính
oxi hóa mạnh.
 Muối nitrat của kim loại kiềm. Phân hủy tạo ra muối nitrit và O
2
:
2KNO

3
→ 2KNO
2
+ O
2
↑
 Muối nitrat của kim loại thổ, sắt, kẽm, chì, đồng …: Phân hủy tạo ra oxit kim loại tương ứng, khí NO
2
và O
2
.
2Ca(NO
3
)
2
→ 2CaO + 4NO
2
↑ + O
2
↑
4Fe(NO
3
)
2
→ 2Fe
2
O
3
+ 12NO
2

↑ + 3O
2
↑
2Cu(NO
3
)
2
→ 2CuO + 4NO
2
↑ + O
2
↑
 Muối nitrat của những kim loại kém hoạt động: Muối thủy ngân nitrat bạc nitrat phân hủy tạo ra kim oại, khí NO
2
và
O
2
:
2AgNO
3
→ 2Ag + 2NO
2
↑ + O
2
↑
2. Nhận biết ion NO
3
-
Để nhận biết ion NO
3

-
trong axit HNO
3
hay trong muối nitrat, người ta thực hiện cách thử như sau:
a) Đối với axit HNO
3
Cho Cu vào HNO
3
đặc sẽ có khí NO
2
màu nâu bay ra.
b) Đối với muối nitrat
 Cho Cu và H
2
SO
4
đặc vào dung dịch muối nitrat sẽ có khí NO
2
bảy ra.
Cu + 4NaNO
3
+ 2H
2
SO
4
đ → Cu(NO
3
)
2
+ 2NO

2
↑ + 2Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
 Phương trình ion thu gọn:
Cu + 2NO
3
-
+ 4H
+
→ Cu
2+
+ 2NO
2
↑ + 2H
2
O
3. Ứng dụng của muối nitrat
 Ứng dụng quan trọng nhất của muối nitrat là dùng làm phân bón (phân đạm) NH
4
NO
3
, KNO
3
, Ca(NO
3

)
2
… hoặc phân
bón hỗn hợp NPK.
 Kali nitrat dùng để chế tạo thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói). Thành phần thuốc nổ đen có 75% KNO
3
, 10%S, 15%C.
Khi hỗn hợp nổ, xảy ra phản ứng:
2KNO
3
+ S + 3C → K
2
S + N
2
↑ + 3CO
2
↑
Chu trình của nitơ trong tự nhiên
 Nitơ là nguyên tố phổ biến nhất trong khí quyển (khoảng 4.10
15
tấn), chiếm 0,01% khối lượng vỏ Trái Đất, khoảng
3% khối lượng cơ thể người.
 Trong tự nhiên, nitơ tồn tại dưới nhiều dạng khác nhau: từ nitơ đơn chất N
2
đến các oxit, axit của nitơ, các muối nitrat,
nitrit, amoni, các hợp chất hữu cơ (protein, hợp chất nitro, amino axit).
 Có hai quá trình chuyển hóa: Quá trình tự nhiên và quá trình nhân tạo.
1. Quá trình tự nhiên
Quá trình chuyển hoá nitơ trong tự nhiên được tóm tắt theo sơ đồ sau:

2. Quá trình nhân tạo
Do sự hấp thụ nitrat của thực vật là rất lớn đã làm cho lượng nitrat trong đất dần cạn kiệt, đất đai trở nên cằn cỗi, hoang hoá.
Người ta ước tính lượng nitrat tái sinh tự nhiên chỉ bằng một nửa lượng nitrat bị hấp thụ. Để đảm bảo về sự cân bằng về lượng
nitrat trong tự nhiên, cần có sự can thiệp của con người – quá trình nhân tạo. Chúng ta đã biết, đó là sự tổng hợp amoniac từ
nitơ tự do trong khí quyển. Từ amoniac sản xuất ra các loại phân đạm để bổ sung lượng nitrat trong đất.
Photpho
Photpho được nhà hoá học Đức H.Branđơ tìm thấy và tách ra năm 1669.
1. Dạng thù hình và tính chất vật lí
Đơn chất photpho có thể tồn tại dưới nhiều dạng thù hình khác nhau. Những dạng thù hình quan trọng hơn cả là photpho trắng
và photpho đỏ.
a) Photpho trắng
 Photpho trắng có khối lượng riêng khoảng 1,83 g/cm
3
. Là chất rắn màu trắng hay vàng nhạt, trông giống như sáp, có
cấu trúc mạng tinh thể phân tử. Rất độc. Ở 280
o
C photpho trắng chuyển thành photpho có màu đỏ.
 Photpho trắng tự bốt cháy trong không khi, phát sáng trong bóng tối. Bảo quản photpho trắng bằng cách ngâm trong
H
2
O và tránh ánh sáng.
b) Photpho đỏ
Photpho đỏ có khối lượng riêng từ 2,0 đến 2,4 g/cm
3
. Là chất rắn có màu tím đỏ, không độc. Ở nhiệt độ cao photpho đỏ không
nóng chảy mà thăng hoa. Gặp lạnh, hơi này ngưng tụ thành photpho trắng.
2. Tính chất hoá học
 Lớp ngoài cùng của nguyên tử P có 5 electron (3s
2
3p

3
), trong các hợp chất, P có số oxi hoá là -3, +3 và +5.
 Photpho trắng và photpho đỏ có tính chất hoá học giống nhau, nhưng photpho trắng hoạt động mạnh hơn.
 Để đơn giản, trong các phản ứng hoá học ta viết phân tử photpho có một nguyên tử P.
 Khi tham gia phản ứng, photpho thể hiện tính oxi hoá và tính khử:
a) Tính oxi hoá
 Photpho thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng trực tiếp với kim loại mạnh như K, Na, Ca, Mg… tạo thành phophua kim
loại:
Thí dụ:
2P + 3Ca → Ca
3
P
2
(Canxi photphua)
 Photpho không tác dụng trực tiếp với H
2
để có PH
3
.
b) Tính khử
 Photpho cháy trong không khí tạo ra điphotpho pentaoxit P
2
O
5
(anhiđrit photphoric).
4P + 5O
2
→ 2P
2
O

5

 Tác dụng với axit nitric: Photpho tác dụng với dung dịch axit HNO
3
tạo ra axit photphoric H
3
PO
4
:
3P + 5KClO
3
+ 2H
2
O → 2H
3
PO
4
+ 5NO
 Tác dụng với muối: Photpho có thể gây nổ nguy hiểm khi tác dụng với những muối có tính oxi hoá mạnh như KNO
3
,
KClO
3
…
6P + 5KClO
3
→ 2P
2
O
5

+ 5KCl
 Tác dụng với halogen: Photpho bốc cháy trong khí clo hoặc trong khí flo.
Thí dụ:
Thiếu clo: 2P + 3Cl
2
→ 2PCl
3
(photpho triclorua)
Dư clo: 2P + 5C
2
→ 2PCl
5

(photpho pentaclorua)
3. Ứng dụng của photpho
 Phần lớn photpho dùng để sản xuất photphoric, phần còn lại chủ yếu để sản xuất diêm.
 Ngoài ra, photpho còn dùng để tạo bom khói, bom lân tinh…
4. Trạng thái tự nhiên
 Photpho là một trong những nguyên tố phổ biến trong tự nhiên, không gặp ở trạng thái tự do, vì tính hoạt động hoá
học cao của nó. Ở dạng hợp chất, P có trong thành phần chính của nhiều chất khoáng, thường gặp nhất là muối
photphat:
 Apatit Ca
3
F(PO
4
)
3
và photphorit Ca
3
(PO

4
)
2
.
 Trong cơ thể người lớn chứa tới 1,5 kg photpho, chủ yếu trong các tế bào xương.
 Trong tự nhiên, photpho chỉ có một đồng vị bền là
31
P.
5. Điều chế photpho
 Trong công nghiệp, photpho được sản xuất bằng cách nung hỗn hợp quặng photphoric, cát, than cốc ở 1200
o
C trong lò
điện:
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 3SiO
2
+ 5C → 3CaSiO
3
+ 2P + 5CO
 Hơi P thoát ra được làm lạnh để thu P rắn.
Axit photphoric và muối photphat
1. Axit photphoric

 Trong phân tử H
3

PO
4
, photpho có hoá trị V (khác N) và số oxi hoá +5.
a) Tính chất
 Axit H
3
PO
4
là chất rắn, không màu, nóng chảy ở 42,5
o
C, tan vô hạn trong nước, không bay hơi. Axit H
3
PO
4
thương
mại là dung dịch đặc sánh nồng độ 80%.
 Axit H
3
PO
4
là axit trung bình (yếu hơn các axit HCl, HNO
3
, H
2
SO
4
) Trong dung dịch, H
3
PO
4

phân li theo 3 nấc (trung
bình ở nấc thứ nhất, yếu và rất yếu ở nấc thứ hai và ba):
 Dung dịch H
3
PO
4
có những tính chất chung của axit như làm đổi màu quỳ tím thành đỏ, tác dụng với oxi bazơ, bazơ,
muối…
 Khác với HNO
3
và H
2
SO
4
đặc, axit H
3
PO
4
không có tính oxi hoá.
 Axit H
3
PO
4
không bền, khi bị đun nóng nó mất bớt nước.


 Từ 400 – 500
o
C : H
4

P
2
O
7
→ H
2
O + 2HPO
3
(axit metaphotphoric)
 Các axit H
4
P
2
O
7
và HPO
3
có kết hợp với H
2
O để tạo ra H
3
PO
4
.
b) Điều chế và ứng dụng axit H
3
PO
4
 Trong phòng thí nghiệm: Axit H
3

PO
4
được điều chế bằng cách dùng axit HNO
3
30% oxi hoá P:
 Trong công nghiệp: Axit H
3
PO
4
được điều chế chủ yếu bằng hai phương pháp:
 Phương pháp chiết: Dùng axit H
2
SO
4
đặc tác dụng với quặng photphoric hoặc quặng apatit:
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 3H
2
SO
4
→ 3CaSO
4
↓ + 2H
3
PO

4
 Tách kết tủa CaSO
4
ra, cô cạn dung dịch rồi làm lạnh thu được H
3
PO
4
kết tinh. Axit H
3
PO
4
điều chế bằng phương
pháp này có chất lượng thấp.
 Phương pháp nhiệt: Đốt cháy P để được P
2
O
5
. Cho P
2
O
5
tác dụng với H
2
O để thu axit H
3
PO
4
:
4P + 5O
2

→ 2P
2
O
5
; P
2
O
5
+ 3H
2
O → 2H
3
PO
4
.
 Một lượng lớn H
3
PO
4
dùng để điều chế các muối photphat và sản xuất phân lân.
2. Muối photphat
 Photphat là muối của axit H
3
PO
4
. Ứng với axit H
3
PO
4
có 3 dãy muối photphat:

• Muối photphat trung hoà: Na
3
PO
4
, (NH
4
)
3
PO
4
, Ca
3
(PO
4
)
2
…
• Muối đihiđrophophat: NaH
2
PO
4
, NH
4
H
2
PO
4
; Ca(H
2
PO

4
)
2
…
• Muối hiđrophophat: Na
2
HPO
4
, (NH
4
)
2
HPO
4
, CaHPO
4
…
 Các muối trung hoà và muối axit của kim loại natri, kali, amoni đều tan trong H
2
O. Với các kim loại khác, chỉ có
muối đihiđro photphat là tan được. Ngoài ra, đều không tan hoặc tan ít trong H
2
O.
 Các muối photphat tan bị thuỷ phân trong dung dịch.

3. Nhận biết ion photphat
Thuốc thử để nhận biết ion photphat là dung dịch AgNO
3
: Axit H
3

PO
4
hoặc muối photphat tác dụng với dung dịch AgNO
3
cho
kết tủa đặc trưng màu vàng, tan được trong dung dịch axit HNO
3
loãng:
3Ag
+
+ PO
4
3-
→ Ag
3
PO
4
↓(màu vàng).
Phân bón hoá học
 Phân bón được chia thành hai loại: Phân bón hữu cơ (phân chuồng, phân xanh) và phân bón vô cơ (phân bón hoá
học). Phân bón vô cơ được chia thành các loại: Phân bón đơn nguyên tố, phân bón phức hợp và phân bón hỗn hợp.
 Phân bón đơn nguyên tố, trong thành phần chỉ có một nguyên tố dinh dưỡng.
Thí dụ:
Phân đạm (N), phân lân (P), phân kali (K).
 Phân bón phức hợp, trong thành phần có hai nguyên tố dinh dưỡng trở lên.
 Thí dụ: Phân kali nitrat (K và N), amophot (N và P).
 Phân bón hỗn hợp là hỗn hợp của nhiều phân bón khác nhau.
Thí dụ:
Phân bón NPK là hỗn hợp đạm, lân và kali.
1. Phân bón đơn nguyên tố

Phân bón đơn nguyên tố chỉ chứa một trong ba nguyên tố dinh dưỡng chính là đạm (N), lân (P), kali (K).
a) Phân đạm
 Thực vật cần một lượng lớn nitơ dưới dạng ion NO
3
-
hoặc ion NH
4
+
để tạo thành protein. Một số phân đạm thường
dùng:
 Amoni nitrat NH
4
NO
3
: Là chất rắn, kết tinh màu trắng, dễ tan trong H
2
O. Thành phần chứa 35% N. Điều chế bằng
cách cho axit HNO
3
50% tác dụng với NH
3
:
NH
3
+ HNO
3
→ NH
4
NO
3

 Amoni sunfat (NH
4
)
2
SO
4
: Là loại phân đạm được dùng phổ biến trên thế giới. Thành phần chứa 21% N, dễ tan trong
H
2
O. Tuy nhiên, sau nhiều năm dùng (NH
4
)
2
SO
4
đất trở nên chua.
 Natri nitrat NaNO
3
: Là chất rắn, dễ tan trong H
2
O, thích hợp cho vùng đất chua.
 Ure (NH
2
)
2
CO: Là loại phân đạm được dùng rất phổ biến hiện nay ở đồng ruộng nước ta. Là chất rắn, kết tinh màu
trắng, dễ tan trong nước. Thành phần chứa tới 46,6%N.
 Ure được điều chế bằng cách cho khí CO
2
tác dụng với khí NH

3
ở áp suất cao.
CO
2
+ 2NH
3
→ (NH
2
)
2
CO + H
2
O
b) Phân lân:
 Thực vật cần photpho dưới dạng ion photphat PO
4
3-
. Phân lân cần thiết cho sự phát triển của rễ cây, làm tăng quá trình
trao đổi chất của cây trồng.
 Phân lân được đánh giá theo hàm lượng của P
2
O
5
ứng với lượng P có trong thành phần của phân. Một số phân lân
thường dùng:
 Supephotphat đơn: Cho quặng canxi photphat tác dụng với axit H
2
SO
4
đặc:

Ca
3
(PO
4
)
2
+ 2H
2
SO
4
→ Ca(H
2
PO
4
)
2
+ 2CaSO
4
 Hỗn hợp hai muối Ca(H
2
PO
4
) và CaSO
4
gọi là supephotphat đơn.
 Hàm lượng P
2
O
5
trong loại phân bón này thấp (khoảng 14 – 20%).

 Supephotphat kép: Cho quặng Ca
3
(PO
4
)
2
tác dụng với axit H
3
PO
4
:
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 4H
3
PO
4
→ 3Ca(H
2
PO
4
)
2
 Hàm lượng P
2
O

5
cao hơn (khoảng 40 – 50%).
c) Phân kali
 Phân kali cung cấp cho cây trồng nguyên tố kali dưới dạng ion K
+
. Phân kali giúp cây tạo ra hoa, quả chứa nhiều bột,
đường và tăng cường sức chịu đựng của cây.
 Những phân kali thường dùng là KCl, K
2
SO
4
và một số tro thực vật có chứa muối K
2
CO
3
.
 Phân kali được đánh giá theo hàm lượng của K
2
O tương ứng với lượng kali có trong thành phần của phân.
2. Phân phức hợp
Phân phức hợp chứa hai nguyên tố dinh dưỡng trở lên.
Thí dụ:
Amophot là hỗn hợp hai muối NH
4
H
2
PO
4
và (NH
4

)
2
HPO
4
. Điều chế bằng cách cho amoniac tác dụng với axit H
3
PO
4
.
3. Phân hỗn hợp
Trộn lẫn các loại phân bón theo tỉ lệ xác định phù hợp với từng loại cây trồng. Thí dụ: Phân NPK là hỗn hợp các muối
NH
4
NO
3
, (NH
4
)
2
HPO
4
và KCl. Phân NPK dễ tan, cung cấp cả đạm, lân và kali cho cây trồng.
4. Phân vi lượng
Phân vi lượng cung cấp những lượng rất nhỏ các nguyên tố hoá học dưới dạng hợp chất như hợp chất của bo, của kẽm, của
mangan, của đồng… Phân vi lượng được đưa vào đất cùng với phân hữu cơ hay phân vô cơ, chỉ có hiệu quả cho từng loại cây,
từng loại đất, dùng quá liều sẽ hại cho cây trồng.
Dạng 1: Hoàn thành sơ đồ phản ứng

1. Phương pháp:
 Cần nắm chắc kiến thức về tính chất hoá học, phương pháp điều chế các chất, đặc biệt về các chất thuộc nhóm nitơ

như N
2
, NO, NO
2
, HNO
3
, NH
3
, muối nitrat, muối amoni, H
3
PO
4
, muối photphat…
 Cần nhớ: Mỗi mũi tên trong sơ đồ nhất thiết chỉ biểu diễn bằng một phản ứng.
2. Ví dụ
Ví dụ 1: Sơ đồ phản ứng sau đây cho thấy rõ vai trò của thiên nhiên và con người trong việc chuyển nitơ từ khí quyển vào
trong đất, cung cấp nguồn phân đạm cho cây cối:

Hãy viết các phản ứng trong sơ đồ chuyển hoá trên.
Giải

X: O
2
Y: HNO
3
Z: Ca(OH)
2
M : NH
3
Ví dụ 2 : Viết các phương trình phản ứng thực hiện dãy chuyển hoá sau :

Giải

B: NH
3
A: N
2
C: NO D: NO
2
E: HNO
3
G: NaNO
3
H: NaNO
2
Ví dụ 3: Hoàn thành sơ đồ chuyển hoá sau:
Giải
Dạng 2: Nhận biết một số chất tiêu biểu của nhóm nitơ

1. Phương pháp
Lựa chọn những phản ứng có dấu hiệu đặc trưng (sự biến đổi màu, mùi, kết tủa, sủi bọt khí…) để nhận biết.
STT
Chất cần
nhận
biết
Thuốc thử Hiện tượng xảy ra và phản ứng
1.
NH
3
(khí)

Quỳ tím
ẩm
Quỳ tím ẩm hoá xanh
2. NH
4
+
Dung dịch
kiềm
(có hơ
nhẹ)
Giải phóng khí có mùi khai: NH
4
+
+ OH
-
→ NH
3
+ H
2
O
3. HNO
3
Cu
Dung dịch hoá xanh, giải phóng khí không màu và hoá nâu
trong không khí:
3Cu + 8HNO
3
→ Cu(NO
3
)

2
+ 2NO
+ 4H
2
O và 2NO + O
2
→ 2NO
2
4. NO
3
-
H
2
SO
4
, Cu
Dung dịch hoá xanh, giải phóng khí không màu và hoá nâu
trong không khí:
3Cu + 8H
+
+ 2NO
3
-
→3Cu
2+
+ 2NO
+ 4H
2
O và 2NO + O
2

→ 2NO
2
5. PO
4
3-
Dung dịch
AgNO
3
Tạo kết tủa màu vàng
3Ag
+
+ PO
4
3-
→ Ag
3
PO
4
↓

2. Ví dụ
Ví dụ 1: Chỉ được dùng một kim loại, làm thế nào phân biệt những dung dịch sau đây: NaOH, NaNO
3
, HgCl
2
, HNO
3
, HCl.
Giải
Dùng kim loại Al, cho Al tác dụng lần lượt với các mẫu thử

Nếu có khí màu nâu bay ra là HNO
3
:
Al + 4HNO
3
→ Al(NO
3
)
3
+ NO↑ + 2H
2
O
2NO + O
2
→ 2NO
2
(màu nâu)
Nếu có kim loại trắng sinh ra là HgCl
2
2Al + 3HgCl
2
→ 3Hg + 2AlCl
3
Có bọt khí bay ra và có kết tủa, kết tủa tan ra là NaOH
2Al + 2H
2
O + 2NaOH → 2NaAlO
2
+ 3H
2

↑
Có bọt khí bay ra là HCl
2Al + 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2
↑
Còn lại là NaNO
3
Ví dụ 2 : Chỉ dùng một chất khác để nhận biết từng dung dịch sau : NH
4
NO
3
, NaHCO
3
, (NH
4
)
2
SO
4
, FeCl
2
và FeCl
3
. Viết
phương trình các phản ứng xảy ra.
Giải
Dùng Ba(OH)
2

để nhận biết. Tóm tắt theo bảng sau :
NH
4
NO
3
NaHCO
3
(NH
4
)
2
SO
4
FeCl
2
FeCl
3
Ba(OH)
2
NH
3
↑
mùi khai
↓trắng
BaCO
3
NH
3
↑ mùi
khai,

↓trắng
BaSO
4
↓trắng,
hơi
xanh
Fe(OH)
2
↓nâu
Fe(OH)
3

Ví dụ 3: Mỗi cốc chứa một trong các chất sau: Pb(NO
3
)
2
, Na
2
S
2
O
3
, MnCl
2
NH
4
Cl, (NH
4
)
2

CO
3
, ZnSO
4
. Ca
3
(PO
4
) và MgSO
4
.
Dùng nước, dung dịch NaOH, dung dịch HCl để nhận biết mỗi chất trên.
Giải
Cho nước vào các mẫu thử, tất cả đều tan, chỉ có mẫu thử chứa Ca
3
(PO
4
)
2
không tan.
Cho từ từ dung dịch NaOH vào các mẫu thử chứa các hoá chất trên có những hiện tượng xảy ra như sau:
Chỉ có hai mẫu thử cho khí NH
3
mùi khai là NH
4
Cl và (NH
4
)
2
CO

3
.
NH
4
Cl + NaOH → NH
3
↑+ H
2
O + NaCl
(NH
4
)
2
CO
3
+ NaOH → 2NH
3
↑ + 2H
2
O + Na
2
CO
3
Để nhận biết hai muối này ta cho tác dụng với dung dịch HCl, mẫu thử nào cho khí bay lên là (NH
4
)
2
CO
3
, còn mẫu thử không

có hiện tượng gì xảy ra là NH
4
Cl.
Có bốn mẫu thử cho kết tủa trắng Zn(OH)
2
, Mg(OH)
2
, Pb(OH)
2
và Mn(OH)
2
, nếu tiếp tục cho NaOH và Zn(OH)
2
và Pb(OH)
2

tan còn Mg(OH)
2
không tan, như vậy ta biết được cốc chứa MgSO
4
:
ZnSO
4
+ 2NaOH → Zn(OH)
2
↑ + Na
2
SO
4
Zn(OH)

2
+ 2NaOH → Na
2
ZnO
2
+ 2H
2
O
MgSO
4
+ 2NaOH → Mg(OH)
2
↑ + Na
2
SO
4
Pb(NO
3
)
2
+ 2NaOH → Pb(OH)
2
+ 2NaNO
3
Pb(OH)
2
+ 2NaOH → Na
2
PbO
2

+ 2H
2
O
MnCl
2
+ 2NaOH → Mn(OH)
2
+ 2NaCl
Để nhận biết Pb(NO
3
)
2
với ZnSO
4
ta cho dung dịch HCl vào hai mẫu thử, mẫu thử nào cho kết tủa màu trắng là Pb(NO
3
)
2
, còn
mẫu thử không tác dụng là ZnSO
4
.
Pb(NO
3
)
2
+ 2HCl → PbCl
2
↓ + 2HNO
3

Mn(OH)
2
không bền, dễ bị oxi hoá thành Mn(OH)
4
màu nâu còn Mg(OH)
2
không bị oxi hoá.
2Mn(OH)
2
+ O
2(kk)
+ 2H
2
O → 2Mn(OH)
4
Mẫu cuối cùng còn lại là Na
2
S
2
O
3
Có thể cho dung dịch HCl vào mẫu thử còn lại này, có kết tủa màu vàng và có khí mùi hắc (SO
2
):
Na
2
S
2
O
3

+ 2HCl → 2NaCl + SO
2
↑ + S↓+ H
2
O
Dạng 3: Cân bằng phản ứng oxi hoá - khử của những phản ứng có sự tham gia của HNO
3
hoặc NO
3
- theo phương
pháp thăng bằng ion – electron

1. Phương pháp
 Cân bằng phản ứng oix hoá - khử theo phương pháp thăng bằng ion – electron cũng phải đảm bảo nguyên tắc: tổng
electron mà chất khử cho bằng tổng electron mà chất oxi hoá nhận (như ở phương pháp thăng bằng electron).Chỉ
khác là chất oxi hoá, chất khử viết dưới dạng ion.
 Cần nhớ: Chất kết tủa (không tan), chất khí (chất dễ bay hơi), chất ít điện li (H
2
O) phải để dạng phân tử.
 Tuỳ theo môi trường phản ứng là axit, bazơ hoặc trung tính mà sau khi xác định nhường, nhận electron ta phải cân
bằng thêm điện tích hai vế.
• Nếu phản ứng xảy ra trong môi trường axit, ta thêm H
+
vào vế nào dư oxi, vế còn lại thêm H
2
O.
• Nếu phản ứng xảy ra trong môi trường bazơ, ta thêm OH
-
vào vế nào thiếu oxi, vế còn lại thêm H
2

O.
• Nếu phản ứng xảy ra trong môi trường nước thì nếu tạo axit ta cân bằng như môi trường axit, nếu tạo bazơ ta
cân bằng như môi trường bazơ.
 Nhân hệ số cho hai quá trình nhường và nhận electron sao cho: số electron nhường ra của chất khử bằng số electron
nhận vào của chất oxi hoá.
 Kiểm tra số nguyên tố ở hai vế theo thứ tự: kim loại → phi kim → hiđro và oxi.
2. Ví dụ
Ví dụ 1: Cân bằng phản ứng sau đây theo phương pháp thăng bằng ion electron:
Cu + HNO
3
→ Cu(NO
3
)
2
+ NO + H
2
O

Giải
Dạng ion:
Quá trình oxi hoá:
Quá trình khử:
(Vì môi trường axit nên thêm H
+
vào vế trái (dư oxi) và thêm nước vào vế phải:
Ta có:


→ 3Cu + 2NO
3

-
+ 8H
+
→ 3Cu
2+
+ 2NO↑ + 4H
2
O
Dạng phân tử:
3Cu + 8HNO
3
→ 3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO↑ + 4H
2
O
Ví dụ 2: Cân bằng phản ứng sau theo phương pháp thăng bằng ion electron
Cu + NaNO
3
+ H
2
SO
4
→ Cu(NO
3
)
2
+ NO + Na

2
SO
4
+ H
2
O

Giải
Phương trình dạng ion rút gọn:
3Cu + 2NO
3
-
+ 8H
+
→ 3Cu
2+
+ 2NO↑ + 4H
2
O
Phương trình dạng phân tử:
3Cu + 8NaNO
3
+ 4H
2
SO
4
→ 3Cu(NO
3
)
2

+ 2NO + 4Na
2
SO
4
+ 4H
2
O
Dạng 4: Xác định nguyên tố thuộc nhóm nitơ dựa vào việc xác định số hiệu nguyên tử Z hoặc nguyên tử khối (M)

1. Phương pháp
 Đối với bài toán về số hạt proton, nơton, electron phải thiết lập phương trình toán học để tìm được Z.
 Đối với bài toán khối lượng, phải tìm cách xây dựng phương trình để tìm ra NTK (M), từ đó suy ra nguyên tố cần tìm.
2. Ví dụ
Ví dụ 1: Có hai nguyên tử A, B thuộc phân nhóm chính trong hệ thống tuần hoàn.
Tổng số điện tích hạt nhân của A và B bằng số khối nguyên tử Na.
Hiệu số điện tích hạt nhân của chúng bằng số điện tích hạt nhân của nguyên tử nitơ.
a) Xác định vị trí của A, B trong hệ thống tuần hoàn.
b) Viết công thức cấu tạo của hợp chất tạo thành từ A, B và nguyên tử có cấu hình electron là 1s
1
.
Giải
→ Z
A
= 15; Z
B
= 8
Cấu hình electron của A: 1s
2
2s
2

2p
6
3s
2
3p
3
A thuộc chu kì 3, phân nhóm chính nhóm V, A là Photpho (P)
Cấu hình electron của B: 1s
2
2s
2
2p
4
B thuộc chu kì 2, phân nhóm chính nhóm VI, B là Oxi (O).
b) Nguyên tử có cấu hình e là 1s
1
là Hiđro (H). ⇒ Hợp chất được cấu tạo từ
H, P, O là: H
3
PO
4
, HPO
4
, HPO
4
, H
3
PO
4
, H

3
PO
3
, H
4
P
2
O
7
Ví dụ 2: Nguyên tố R thuộc phân nhóm chính, có công thức oxit cao nhất dạng R
2
O
5
. Hợp chất của R với hiđro chứa 17,65%
hiđro theo khối lượng. Xác định nguyên tố R.
Giải
Từ công thức oxit cao nhất là R
2
O
5
suy ra hợp chất với hiđro của R có công thức RH
3
.
Theo đề: RH
3
có 17,65% H suy ra %
m
R = 100 – 17,65 = 82,35%.
Ta có:
Vậy R là Nitơ (N).

Dạng 5: Lập công thức phân tử oxit của nitơ

1. Phương pháp
 Thường qua các bước sau :
• Bước 1 : Đặt công thức oxit của nitơ N
x
O
y
.
(với 1 ≤ x ≤ 2 ; 1 ≤ y ≤ 5 đều nguyên).
• Bước 2 : Từ dữ liệu bài cho lập hệ thức tính phân tử khối N
X
O
Y
.
• Bước 3 : Thiết lập phương trình toán học : M
NxOy
= 14x + 16y.
 Sau đó lập bảng trị số, biện luận y theo x, rút ra cặp nghiệm hợp lí. Suy ra công thức oxit cần tìm của nitơ.
 Một số oxit của

2. Ví dụ
Ví dụ 1: Một oxit A của nitơ có chứa 30,43% N về khối lượng. Tỉ khối hơi của A so với không khí là 1,586. Xác định công
thức phân tử, công thức cấu tạo và gọi tên A.
Giải
Đặt công thức oxit A của nitơ là O
x
O
y
Phân tử khối A là: M

A
= 29.d = 29.1,586 = 46
Vì trong A, nitơ chiếm 30,43% về khối lượng nên:



Do M
A
= 14x + 16y = 46 → y = 2. Công thức phân tử của A là NO
2
Công thức cấu tạo của A là : O = N → O : nitơ đioxit hay penxinitơ.
Ví dụ 2: Một hỗn hợp X gồm CO
2
và một oxit của nitơ có tỉ khối đối với H
2
là 18,5. Hãy xác định công thức oxit của nitơ và
% thể tích các khí trong hỗn hợp X.
Giải
Vì nên M
NxOy
< 37.
Hay 14x + 16y < 37. x, y phải nguyên dương → chỉ hợp lí khí x = 1, y = 1. Vậy oxit của nitơ là NO.
Giả sử trong 1mol hỗn hợp X có a(mol) CO
2
và (1-1)mol NO.
Ta có: 44a + 30(1 – a) = 37 → a = 0,5
Vậy %V
CO2
= %V
NO

= 50%.
Ví dụ 3: Mỗt hỗn hợp khí X gồm 3 oxit của N là NO, NO
2
và N
x
O
y
. Biết phần trăm thể tích của các oxit trong X là: %V
NO
=
45%, %V
NO2
= 15%, %V
NxOy
= 40%, còn phần trăm theo khối lượng NO trong hỗn hợp là 23,6%. Xác định công thức N
x
O
y
.
Giải
Vì ở cùng điều kiện bên ngoài về nhiệt độ, áp suất, tỉ lệ thể tích giữa các chất khí cũng chính là tỉ lệ số mol giữa chúng, nên
nếu gọi số mol hỗn hợp khí X là a(mol) thì số mol của các khí thành phần là: n
NO
= 0,45a mol; n
NO2
= 0,15a mol; n
NxOy
= 0,4a
mol.
Bài cho %m

NO
= 13,6% mà m
NO
= 30 × 0,45a = 13,5a (g)
Suy ra:
M
NxOy
= m
hhX
– m
NO
– m
NO2
= 57,2a – 13,5a – 6,9a = 35,8a

sai đúng sai
Vậy oxit N
x
O
y
là N
2
O
4
Dạng 6: Bài tập về hiệu suất

1. Phương pháp
 Thực tế, do một số nguyên nhân, một số phản ứng hoá học xảy ra không hoàn toàn, nghĩa là hiệu suất phản ứng (H%)
dưới 100%. Có một cách tính hiệu suất phản ứng :
 Cách 1 : Tính theo lượng chất ban đầu cần lấy

 Cách 2 : Tính theo lượng sản phẩm phản ứng thu được :
 Trừ trường hợp để yêu cầu cụ thể tính hiệu suất phản ứng theo chất nào thì ta phải theo chất ấy. Còn khi ta biết lượng
của nhiều chất tham gia phản ứng, để tính hiệu suất chúng của phản ứng, ta phải :
 So sánh tỉ lệ mol của các chất này theo đề cho và theo phản ứng.
• Nếu tỉ lệ mol so sánh là như nhau: thì hiệu suất phản ứng tính theo chất nào cũng một kết quả.
• Tỉ lệ mol so sánh là khác nhau, thì hiệu suất phản ứng phải không được tính theo chất luôn luôn dư (ngay cả
khi ta giả sử chất kia phản ứng hết).
2. Ví dụ
Ví dụ 1 : Để điều chế 68g NH
3
cần lấy bao nhiêu lít N
2
và H
2
ở đktc. Biết hiệu suất phản ứng là 20%.
Giải


Vì hiệu suất phản ứng (1) là 20% nên thực tế cần :
Thể tích N
2
(đktc) là :
Thể tích H
2
(đktc) là :
Ví dụ 2 : Cần lấy bao nhiêu gam N
2
và H
2
(đo ở đktc) để điều chế được 51g NH

3
, biết hiệu suất của phản ứng là 25%.
Giải
Theo bài ra


Khối lượng N
2
và H
2
cần lấy :
Ví dụ 3 : Trong bình phản ứng có chứa hỗn hợp khí A gồm 10 mol N
2
và 40 mol H
2
. Áp dụng trung bình lúc đầu là 400 atm,
nhiệt độ bình được giữ không đổi. Khi phản ứng xảy ra và đạt đến trạng thái cân bằng thì hiệu suất của phản ứng tổng hợp là
25%.
a) Tính số mol các khí trong bình sau phản ứng.
b) Tính áp suất trong bình sau phản ứng
Giải
Phản ứng tổng hợp NH
3
xảy ra theo tỉ lệ :
n
N2
: n
H2
= 1 : 3
Bài cho : n

N2
: n
H2
= 10 : 40 = 1 : 4. Vậy H
2
dư nhiều hơn.
Phải dựa vào số mol N
2
phản ứng để tính số mol NH
3
:

a) Phương trình phản ứng :
Số mol ban đầu 10 40 0 mol
Số mol phản ứng 2,5 7,5 5,0 mol
Số mol sau phản ứng 7,5 32,5 5,0 mol

Vậy số mol các khi trong bình sau phản ứng là : 7,5 mol N
2
; 32,5 mol H
2
; 5,0 mol NH
3
.
7,5 + 32,5 + 5,0 = 45 mol
b) Tổng số mol khí trong bình ban đầu : 10 + 40 = 50 mol


Vì PV + nRT mà ở đây V
B

, T
B
không đổi, nên ta có
Dạng 7: Giải toán kim loại tác dụng với dung dịch HNO
3
tạo thành hỗn hợp sản phẩm khí

1. Phương pháp
Kim loại tác dụng với dung dịch axit HNO
3
giải phóng hỗn hợp nhiều sản phẩm khí. Biết tỉ khối của hỗn hợp khí này:
 Bước 1: Thiết lập biểu thức tính từ đó rút ra tỉ lệ số mol
(hay tỉ lệ thể tích) giữa các khí sản phẩm.
 Bước 2: Viết phương trình phản ứng của kim loại với axit HNO
3
sinh ra từng khí sản phẩm (có bao nhiêu sản phẩm
khử trong gốc NO
3
-
thì phải viết bấy nhiêu phương trình phản ứng).
 Bước 3: Dựa vào tỉ lệ số mol (hay thể tích) giữa các khí sản phẩm để viết phương trình phản ứng tổng cộng chứa tất
cả các sản phẩm khí đo.
 Bước 4: Tính toán theo phương trình phản ứng tổng cộng.
2. Ví dụ
Ví dụ 1: Hoà tan hoàn toàn m gam Al trong dung dịch HNO
3
thì thu được 8,96 lít (đktc) hỗn hợp khí A (gồm NO và N
2
O) có
tỉ khối d

A/H2
= 16,75. Tính m?
Giải
Đặt số mol NO và N
2
O trong 8,96l hỗn hợp khí A lần lượt là x và y.
Ta có:
Từ (I, II): x = 0,3 và y = 0,1
Các phương trình phản ứng:
Al + 4HNO
3
→ Al(NO
3
)
3
+ NO↑ + 2H
2
O (1)
0,3 mol 0,3 mol
8Al + 30HNO
3
→ 8Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
O↑ + 15H
2
O (2)

0,1 mol
Vậy
Ví dụ 2: Cho 13,5 gam Al tác dụng vừa đủ với 2,0 lít dung dịch HNO
3
thì thu được hỗn hợp khí A gồm NO và N
2
có tỉ khối
đối với hiđro là 14,75.
a) Tính thể tích mỗi khí sinh ra (đktc)?
b) Tính nồng độ mol của dung dịch HNO
3
đem dùng?
Giải:
Đặt số mol NO và N
2
trong hỗn hợp khí A lần lượt là a và b.
Ta có
Từ (I): a : b = 3 : 1 hay n
NO
: n
H2
= 3 : 1
Các phương trình phản ứng:


(19 × 27) g 72 mol → 9 mol 3 mol
13,5g x mol → y mol z mol
n
HNO3
= x = 1,895 mol ;

n
NO
= y = 0,237 mol ;
n
N2
= z = 0,0789 mol ;
a) V
NO
= 0,237 × 22,4 = 5,3088 (l)
V
N2
= 0,0789 × 22,4 = 1,76736 (l)
Dạng 8: Hỗn hợp các kim loại tác dụng với dung dịch HNO
3
1. Phương pháp
 Khi cho nhiều kim loại tác dụng với cùng một dung dịch HNO
3
cần nhớ: Kim loại càng mạnh tác dụng với dung dịch
HNO
3
càng loãng thì trong gốc NO
3
-
bị khử xuống mức oxi hoá càng thấp
 Nếu đề yêu cầu xác định thành phần hỗn hợp kim loại ban đầu có thể qua các bước giải:
• Bước 1: Viết các phương trình phản ứng xảy ra (chú ý xác định sản phẩm của nitơ cho đúng), nhớ cân bằng.
• Bước 2: Đặt ẩn số, thường là số mol của các kim loại trong hỗn hợp
• Bước 3: Lập hệ phương trình toán học để giải.
 Trường hợp bài toán không cho dữ kiện để lập phương trình đại số theo số mol và khối lượng các chất có trong phản
ứng, để ngắn gọn ta nên áp dụng phương pháp bảo toàn electron.

 Cơ sở của phương pháp này là: dù các phản ứng oxi hoá - khử có xảy ra như thế nào nhưng vẫn có sự bảo toàn
electron. Nghĩa là: Tổng số mol electron mà các chất oxi hoá thu vào.
 Phương pháp này sử dụng khi phản ứng xảy ra là phản ứng oxi hoá - khử đặc biệt đối với những trường hợp số các
phản ứng xảy ra nhiều và phức tạp.
 Trước hết, ta phải nắm được thế nào là phản ứng oxi hoá - khử?
 Phản ứng oxi hoá - khử là những phản ứng oxi hoá trong đó có sự cho và nhận electron, hay nói cách khác, trong phản
ứng có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên tố.
• Quá trình ứng với sự cho electron gọi là quá trình oxi hoá
• Quá trình ứng với sự nhận electron gọi là quá trình khử.
 Trong phản ứng oxi hoá - khử: tổng số electron do chất khử nhường phải đúng bằng tổng số electron mà chất oxi hoá
nhận.
 Từ đó suy ra: Tổng số mol electron do chất khử nhường bằng tổng số mol electron mà chất oxi hoá nhận.
 Đó chính là nội dung của định luật bảo toàn electron.
 Điều kiện để có phản ứng oxi hoá - khử: đó là chất oxi hoá mạnh phải tác dụng với chất khử mạnh tạo thành chất oxi
hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn.
 Khi giải toán mà phản ứng xảy ra là phản ứng oxi hoá - khử, nhất là khi số phản ứng xảy ra nhiều và phức tạp, chúng
ta nên viết các quá trinh oxi hoá, các quá trình khử, sau đó vận dụng Định luật bảo toàn electron cho các quá trình
này.
2. Ví dụ
Ví dụ 1: Hoà tan hoàn toàn m gam Al trong dung dịch HNO
3
thì thu được 8,96 lít (đktc) hỗn hợp khí A (gồm NO và N
2
O) có
tỉ khối d
A
/
H2
= 16,75. Tính m.
Giải

Đặt số mol NO và N
2
O trong 8,96 l hỗn hợp A lần lượt là x và y.
Ta có:
Từ (I, II): x = 0,3 và y = 0,1
Các phương trình phản ứng:
Al + 4HNO
3
→ Al(NO
3
)
3
+ NO↑ + 2H
2
O (1)
0,03mol ← 0,3 mol
8 Al + 30HNO
3
→ 8Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
O↑ + 15H
2
O (2)
← 0,1 mol
Vậy
Ví dụ 2: Cho 0,54g bột Al hoà tan hết trong 250 ml dung dịch HNO

3
1M. Sau khi phản ứng xong, thu được dung dịch A và
0,896 lít hỗn hợp khí B gồm NO
2
và NO (đo ở đktc).
a) Tính tỉ khối của hỗn hợp khí B đối với H
2
.
b) Tính nồng độ mol các chất trong dung dịch A thu được.
Giải:
Đặt số mol NO
2
và NO trong 0,896 l hỗn hợp khí B lần lượt là x và y.
Ta có :


Các phương trình phản ứng:
Al + 6HNO
3
→ Al(NO
3
)
3
+ 3NO
2
↑ + 3H
2
O (a)
x
/

3
2x
x
/
3

← xmol
Al + 4HNO
3
→ Al(NO
3
)
3
+ 3NO↑ + 3H
2
O (b)
y 4y y ← ymol

Vậy
Dạng 9: Toán về phản ứng của muối NO
3
-
trong môi trường axit và môi trường bazơ

1. Phương pháp

Anion gốc nitrat NO
3
-


Trong môi trường trung tính không có tính oxi hoá.

Trong môi trường bazơ có tính oxi hoá yếu. (chẳng hạn : ion) NO
3
-
trong môi trường kiềm có thể bị Zn, Al khử đến
NH
3
.
Ví dụ :
8Al + 5NaOH + 3NaNO
3
+ 2H
2
O → 8NaAlO
2
+ 3NH
3
↑
Phương trình ion : 8Al + 5OH
-
+ 2H
2
O + 3NO
3
-
→ 8AlO
2
-
+ 3NH↑

 Anion gốc nitrat NO
3
-
trong môi trường axit có khả năng oxi hoá như HNO
3
. Chẳng hạn cho kim loại tác dụng với
dung dịch hỗn hợp hai axit (H
2
SO
4
loãng và HNO
3
) hay dung dịch hỗn hợp axit HCl, H
2
SO
4
loãng và muối nitrat.
Lúc này cần phải viết phương trình dưới dạng ion để thấy rõ vai trò chất oxi hoá của gốc NO
3
-
.
Ví dụ :
Cho Cu vào dung dịch hỗn hợp NaNO
3
và H
2
SO
4
loãng sẽ xảy ra phản ứng giải phóng khí sau :
3Cu

2+
+ 8H
+
+ 2NO
3
-
→ 3Cu
2+
+ 2NO↑ + 4H
2
O
 Phương pháp chung để giải loại toán này là phải viết phương trình dạng ion có sự tham gia của ion NO
3
-
. Sau đó so
sánh số mol của kim loại M với tổng số mol H
+
và tổng số mol NO
3
_
để xem chất hay ion nào đã phản ứng hết, rồi
mới tính toán tiếp theo số mol của chất rắn phản ứng hết.
2. Ví dụ
Ví dụ 1: Cho 1,92 gam đồng vào 100 ml dung dịch chứa đồng thời KNO
3
0,16M và H
2
SO
4
0,4M thấy sinh ra một chất khí có

tỉ khối hơi so với H
2
là 15 và dung dịch A.
a) Viết phương trình ion thu gọn của phản ứng và tính thể tích khí sinh ra ở đktc.
b) Tính thể tích dung dịch NaOH 0,5M tối thiểu cần dùng để kết tủa toàn bộ ion Cu
2+
trong dung dịch A.
Giải
a)
n
KNO3
= 0,16 × 0,1 = 0,16 mol
n
H2SO4
= 0,4 × 0,1 = 0,4 mol
Vậy trong 100 ml dung dịch trên có 0,016 mol NO
3
và 0,08 mol H
+
Khí sinh ra có M = 30 chỉ có thể là NO theo phương trình phản ứng sau:
3Cu + 8H
+
+ 2NO
3
= 3Cu
2+
+ 2NO + 4H
2
O (1)
Số mol b đầu 0,03 0,080 0,016 0 0 mol

Số mol p.ư 0,024 0,064 0,016 0,024 0,016 mol
Số mol c.lại 0,006 0,016 0 0,0024 0,016 mol
Vậy V
NO(đktc)
= 0,016 × 22,4 = 0,3584 lít.
b) Dung dịch A thu được sau cùng có chứa: 0,016 mol H
+
và 0,024 mol Cu
2+
. Khi cho NaOH vào dung dịch A, trước hết xảy
ra phản ứng:
NaOH + H
+
→ Na
+
+ H
2
O (2)
0,016 mol 0,016 mol
Sau đó xảy ra phản ứng:
Cu
2+
+ 2NaOH → Cu(OH)
2
+ 2Na
+
(3)
0,024 mol 0,048 mol
Vậy (cần) = 0,016 + 0,048 = 0,064 mol
V

ddNaOH 0,5M
(tối thiểu cần)
Ví dụ 2: Tiến hành hai thí nghiệm sau:
* Thí nghiệm 1: Hoà tan 6,4 g Cu và 120 ml dung dịch HNO
3
1M.
* Thí nghiệm 2: Hoà tan 6,4 ga Cu và 120 mol dung dịch hỗn hợp HNO
3
1M.
Hãy so sánh thể tích khí NO (duy nhất tạo thành) đo cùng điều kiện nhiệt độ và áp suất, thoát ra ở hai thí nghiệm trên.
Giải
* Thí nghiệm 1:
Phương trình phản ứng:
3Cu + 8H
+
+ 2NO
3
-
→ 3Cu
2+
+ 2NO + 4H
2
O (1)
Số mol b.đầu (mol): 0,1 0,12 0,12 0 0
Số mol p.ư (mol): 0,045 0,12 0,03 0,045 0,03
Số mol còn lại (mol): 0,055 0 0,09 0,045 0,03
* Thí nghiệm 2:
n
Cu
= 0,1 mol

n
HNO3
= 0,12 mol
n
H2SO4
= 0,12 × 5 = 0,06 mol
mol
Phương trình phản ứng:
3Cu + 8H
+
+ 2NO
3
-
→ 3Cu
2+
+ 2NO + 4H
2
O (1)
Số mol b.đầu (mol): 0,1 0,24 0,12
Số mol p.ư (mol): 0,09 0,24 0,06 0,06
Số mol còn lại (mol): 0,01 0 0,06 0,06
Vì tỉ lệ thể tích bằng tỉ lệ số mol giữa các khí đo cùng điều kiện nên:
lần