Tóm tắt lý thuyết Hóa học 11: Nitơ và hợp chất của nitơ

Chương 2: NITƠ -PHỐT PHO
Bài 7: NITƠ
I. Đặc điểm cấu tạo

↑ ↓

↑ ↓

↑ ↓ ↑

ƒ

↑

- Cấu hình e: 7N: 1s22s22p3:
1s2
2s2
2p3
- Công thức phân tử: N2.
: N ..:: N : → Công thức phân tử: N ≡ N.
- Công thức electron:
* Nhận xét:
+ Trong phân tử N2 có liên kết 3 bền vững ở nhiệt độ thường N2 tương đối trơ về mặt hoá
học.
+ Song ở nhiệt độ cao N2 trở nên hoạt động hơn đặc biệt khi có xúc tác. (vì liên kết ba bị phá
vỡ)
* Trạng thái số oxh của nitơ : -3 , 0 , +1 , +2 , +3 , +4 , +5
−3

0

+1

+2

+3

+4

+5

+5

N H 3 , N 2 , N 2 O, N O, N 2 O3 , N O 2 , N 2 O 5 , H N O 3

II. Tính chất vật lí
- Nitơ là chất khí không màu, không duy trì sự cháy, không duy trì sự sống.
- Ít tan trong nước, nhẹ hơn không khí một ít , chiếm 78,16% thể tích kk
- Nitơ hoá lỏng ở -1960 C hóa rắn ở -2100C.
III. Tính chất hoá học: Vừa là chất khử vừa là chất oxi hoá
→ muối nitrua :
1. Tác dụng với kim loại 
t C
3Ca + N2 → Ca3N2 ( Caxi nitrua )
t C
3Mg + N2 →
Mg3N2
* Chú ý : Nitrua bị thủy phân hoàn toàn trong nước
Mg3N2 + 6 H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3 ↑
0

0

2. Tác dụng với H2: Nitơ bị khử theo phương trình:
450 C
→ 2NH3↑ (amoniac)
N2 + 3H2 
xt Fe
0
Nitơ đóng vai trò là chất oxi hoá N 2 + 6e → 2N-3.
0

3. Tác dụng với oxi ( N2 bị oxi hoá )
+2
3000 C
N2 + O2 →
2 N O [ Nitơ (II) oxit , gọi tát là nito oxit ]
* Chú ý:
+ Nitơ đóng vai trò là chất khử:
+ Ngay ở nhiệt độ thường NO hoá hợp với O2 tạo thành khí NO2 (màu nâu đỏ).
2NO + O2 → 2NO2 (Nitơ IV oxit), (nitơ peoxit)
Khí không màu
khí nâu đỏ
.
IV. Điều chế
0

1. Trong phòng thí nghiệm
a. Nhiệt phân: NH4NO2 (amoni nitrat) Đun nóng dung dịch NH4NO2 bão hoà.

t
NH4NO2 
→ N2 + H 2 O
b. Nhiệt phân muối NH4NO3 (amoni nitrat)
0

250 C
NH4NO3 
→ N2 +
0

1
O↑
2 2

+ 2H2O

c. Nhiệt phân muối (NH4 )2Cr2O7
t
(NH4 )2Cr2O7 
→ N2 + Cr2O3 + 4 H2O
0

2. Trong công nghiệp: Chưng cất, phân loại không khí.
(Dựa vào nhiệt độ sôi khác nhau của các khí N2 và O2 trong không khí)
Sơ đồ:
hãa láng
mµng dÉn
→ không khí lỏng 
→ N2 thoát ra ( N2 hóa lỏng ở - 1960C )

Không khí 
t <−200 C
-190 C
0

0

0

O 2 lỏng (t0 -1830C)

Bài 8: AMONIAC - MUỐI AMONI
A. AMONIAC
I. Cấu tạo phân tử amoniac

..
H
:
N
:H.
* Công thức electron
..
H

..
N

* Công thức cấu tạo:
H

H
H

* Nhận xét:
+ Phân tử NH3 có cấu tạo hình chóp tam giác , góc liên kết 107,30
+ Nitơ ở trạng thái lai hóa sp3 , trên nguyên tử nitơ còn 1 cặp e tự do nên có khả năng liên kết
cho nhận với ion H+
+ Liên kết N và H là liên kết cộng hoá trị có cực , cặp e bị phân cực mạnh về phía N
+ Số oxh của N trong phân tử amoniac là -3
II. Tính chất vật lí
* Amoniac là khí không màu , có mùi khai nhẹ hơn không khí vì vậy thu NH3 bằng phương
pháp úp ngược bình.
* Amoniac là chất khí tan tốt trong nước (ở 200C môt lít nước hoà tan được 800 lít NH3) vì
dung môi nước NH3 đều là những phân tử phân cực vì NH3 tạo được liên kết H với H2O.
III. Tính chất hoá học: Tính bazơ yếu ( pư kết hợp ) và tính khử
1) Tính bazơ : NH3 là 1 bazơ vì nguyên tử N còn một cặp e chưa dùng đến nên có khả năng
nhường cặp e cho proton H+ để tạo liên kết phối trí tức là có khả năng nhận H+ nên có tính
bazơ (theo Bronsrted).
a) Làm quì tím chuyển màu xanh , phenol phtalein chuyển màu hồng


b) Tác dụng với a xit ( oxit axit )
VD:NH3 + HCl → NH4Cl (có khói trắng do tạo raNH4Cl ở dạng tinh thể nhỏ màu
khóitrắng. ).
NH3 + HNO3 → NH4NO3 (amoni nitrat).
→ (NH4)2SO4 (amoni hiđro sunfat).
NH3 + H2SO4 
1:1
→ (NH4)2SO4 (amoni sunfat)
2:1

2NH3 + H2SO4 
NH3 + CO2 + H2O → NH4HCO3
Chú ý : Khi NH3 tác dụng với HNO3 còn có hướng pư khác là pư oxh - kh
c). Tác dụng với muối :
3NH3 + AlCl3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3NH4Cl
6NH3 + 6H2O + Fe2(SO4)3 → 2Fe(OH)3 ↓ + 3(NH4)2SO4
Chú ý : 1-Tác dụng với một số cation kim loại tạo thành ion phức
Ag+ + 2NH3 
→ [ Ag(NH3)2] +
Cu 2+ + 4NH3 
→ [ Cu(NH3)4] 2+
Zn2+ + 4NH3 
→ [ Zn(NH3)4] 2+
2- Kim loại có obitan d còn trống coa khả năng tạo phức với NH3
3-Do sự tạo phức chất nên các chất kết tủa như AgCl , Cu(OH) 2 , Zn(OH)2 tan được trong dd
NH3
AgCl + 2NH3 
→ [ Ag(NH3)2]Cl
Cu(OH)2 + 4NH3 
→ [ Cu(NH3)4] (OH)2
4- Nếu thêm lượng a xit vào dung dịch phức trên thì lại tạo kết tủa :
[ Cu(NH3)4] (OH)2 + 4H+ 
→ 4NH4+ + Cu(OH)2 ↓
2) Tác dụng với chất oxi hoá mạnh
a. Tác dụng với oxi
VD1: Khi đốt NH3 cháy với ngọn lủa vàng tươi theo phản ứng:
t0
4NH3 + 3O2 
→ 2N2 + 6H2O
VD2: Nếu đốt NH3 bằng oxi khi có xúc tác là Pt thì có phản ứng:

0

850 C
→ 4NO + 6H2O
4NH3 + 5O2 
xt Pt

b. Tác dụng với clo (phản ứng xảy ra ngay ở nhiệt độ thường)
2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl.
Phản ứng trên xảy ra có hiện tượng khói trắng do HCl tạo ra tác dụng lại với NH 3 ban đầu tạo
muối NH4Cl dạng tinh thể màu trắng.
c. Với oxit kim loại kém hoạt động ( Là oxit kim loại có tính oxh mạnh )
t0
VD:
2NH3 + CuO 
→ 3Cu + N2 + 3H2O
đen
đỏ
d. Với CO2 tạo đạm ure.
0

t cao
→ (NH2)2CO + H2O
2NH3 + CO2 
pcao


(Đạm ure)
Chú ý: Đạm ure dễ tan trong nước do có phản ứng:
(NH2)2CO + H2O → (NH4)2CO3 (muối tan).

3. Phản ứng thuỷ phân
600−7000 C
2NH3 
→ N2 + 3H2.
4. Phản ứng thế kim loại : Khi cho NH3 qua Na nung nóng tạo muối amiđua
t0
NH3 + Na 
→ NaNH2 + H2
Chú ý : Natri amiđua là tinh thể không màu khi gặp nước bị thủy phân
NaNH2 + H2 → NaOH + NH3
IV . Điều chế:
1). Trong phòng thí nghiệm:
t0
* Cho muối amoni tác dụng với dung dịch bazơ : NH4+ + OH- 
→ NH3 + H2O
VD: NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O
NH4NO3 + Ba(OH)2 → Ba(NO3)2 + NH3↑ + H2O
(NH4)2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2NH3↑ + 2H2O
(NH4)2CO3 + 2NaOH → Na2CO3 + 2NH3↑ + 2H2O
(NH4)2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 ↓ + 2NH3↑ + 2H2O
(NH4)2CO3 + Ba(OH)2 → BaCO3 ↓ + 2NH3 ↑ + 2H2O
* Thủy phân muối ni trua
2AlN + 3H2O → Al(OH)3↓ + 2NH3 ↑
2). Trong công nghiệp
xt
→ 2NH3
N2 + =3H2 
t0 = 5000C, 300 atm, xt Al2O3 + K2O + Fe)
t0

B. MUỐI AMONI ( NH4+)
I. Nhận xét
- Muối amoni là muối tạo ra sau phản ứng giữa amoniac và axit.
- Phần lớn muối amoni ở dạng tinh thể ,không màu , dễ tan trong nước
II. Tính chất hoá học
1. Phản ứng thủy phân tạo môi trường axit :
→


NH4+ + H2O ¬
NH3 + H3O+
2. Phản ứng trao đổi ion
a) Tác dụng với dung dịch kiềm :
(NH4)2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 ↓ + 2NH3↑ + 2H2O
b) Tác dụng với dung dịchmuối :
NH4Cl + AgNO3 → NH4NO3+ + AgCl↓
c) Tác dụng với dung dịch axit :
(NH4)2CO3 + HCl → NH4Cl

+ CO2↑ + H2O


* Chú ý: Tất cả muối amoni khi tác dụng với dung dịch bazơ đều giải phóng khí NH3 theo
phản ứng:
NH4+ + OH- → NH3↑ + H2O
3. Phản ứng nhiệt phân :
a) Nhiệt phân muối amoni có gốc axit dễ bay hơi và bền thì pư thuận nghịch :
→



NH4Cl ¬
NH3 + HCl
b) Nhiệt phân muối amoni có gốc axit không bay hơi hay không bền thì pư xảy ra theo 1
chiều
t0
(NH4)2CO3 
→ 2NH3↑ + CO2↑ + H2O
0

t
NH4HCO3 
→ NH3 + CO2 + H2O
0
t
(NH4)3PO4 
→ 3NH3↑ + H3PO4
t
(NH4 )2 SO4 
→ 2NH3↑ + H2SO4
c) Nhiệt phân muối amoni có gốc axit có tính o xihóa thì a xit mới sinh ra sẽ oxh NH3 vốn
có tính khử
t0
NH4NO2 
→ N2+ 2H2O ( Giải thích: NH4NO2 → NH3 + HNO2 và NH3 + HNO2→ N2 +
H2 O )
2000 C
NH4NO3 
→ N2O + 2H2O
0

0

350 C
2NH4NO3 
→ 2N2 + O2 + 2H2O
0
t
(NH4 )2Cr2O7 
→ Cr2O3 + N2 + 4H2O
0

t
3NH4 HSO4 
→ NH3 + N2 + 3SO2 + 6H2O
Chú ý : muối amoni clorua được ứng dụng làm sạch lớp oxit trên bề mặt kim loại
t0
2NH4Cl + 3CuO 
→ 3Cu + N2 + 2HCl + H2O
8NH4Cl + Fe3O4 → FeCl2 + 2FeCl3 + 8NH3 + 4H2O

III. Điều chế : Từ amoniac và axit tương ứng NH3 + HCl → NH4Cl


Bài 9: AXIT NITRIC - MUỐI NITRAT
A . AXIT NITRIC
I. Đặc điểm cấu tạo
* Công thức phân tử: HNO3 (M = 63 g/ml)

..
..

H:O: N::O
.. .. ..
O

* Công thức electron: H

O
* Công thức cấu tạo:

H-O-N

O
* Số o xh của N là + 5 ( cao nhất ) , cộng hóa trị của N là +4
II. Tính chất vật lí :
* HNO3 là chất lỏng không màu , bốc khối mạnh trong không khí ẩm , D = 1,53g/ml , sôi ở
860C
* HNO3 tinh khiết kém bền , ở đk thường có ánh sáng bị phân hủy một phần giảI phóng khí
NO2 , khí này tan trong dung dịch a xit làm cho dd có màu vàng
* HNO3 tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào , trong PTN thường có axit nồng độ 68%( D =
1,40g/ml)
III. Tính chất hoá học: Nhận xét: Axit HNO3 là axit mạnh và là axit có tính oxi hoá mạnh do
N 5+ (trong HNO3) gây ra và là chất kém bền
as
1. Bị phân hủy chậm : 4HNO3 
→ 4NO2 + O2 + 2H2O

2. Tính axit mạnh:
* Có đầy đủ tính chất của axit thông thường.
VD: NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
Mg(OH)2 + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + 2H2O

Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O
MgO + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O
Fe2O3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2O
CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O + CO2.
3. Tính oxi hoá mạnh: do N 5+ (trong HNO3)
a. Tác dụng với kim loại:Axit HNO3 tác dụng hầu hết với các kim loại trừ Au, Pt tạo muối
kim loại có hoá trị cao nhất và các sản phẩm khử khác nhau tuỳ theo nồng độ của axit và độ
mạnh của kim loại.
TQ1: M(hoá trị n) tác dụng với dung dịch HNO3 loãng.
M lµlimlo¹i

→ M(NO3)n + NH4NO3 + H2O
K → Fe
M + HNO3
(hoặc N2, N2O, NO)
M lµlimlo¹i

→ M(NO3)n + NO ↑ + H2O
Sau Fe
không màu
VD: 3Cu + 9HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O


3Cu + 8H+ + 2NO3- → 2Cu2+ + 2NO + 4H2O
VD: Cu + 4HNO3 đ → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Cu + 4H+ + 2NO3- → Cu2+ + 2NO↑ + 2H2O
*Chú ý :
1. Ngoài tính oxi hoá mạnh HNO3 còn là môi trường cho phản ứng.
2. Với axit HNO3 đặc nguội không phản ứng với Al , Fe và Cr . Trường hợp này người ta nói
Al, Fe và Cr thụ động hoá bởi HNO3 đặc nguội.

3. HNO3 thật loãng ,nhiệt độ thấp tác dụng với Fe cho muối sắt (II)
4Fe + 10HNO3 → 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Fe + 2HNO3 → Fe(NO3)2 + H2
4. Khi cho sắt dư tác dụng với HNO3 :
Fe + 4HNO3l → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Fe + 2Fe(NO3)3→ 3Fe(NO3)2
5. Khi trộn HNO3đ với HClđ theo tỉ lệ 1: 3 ta được nước cường toan , nước này có tính oxh
rất mạnh có thể hòa tan được kim loại Au , Pt
3Pt + 4 HNO3đ + 12 HClđ → 3PtCl4 + 4NO + 8H2O
Giải thích : Tính o xh mạnh của nước cường toan là do tạo thành clo mới sinh( Clo mới sinh
có tính oxh rất mạnh ) trong quá trình pư :
HNO3 + 3 HCl → 2Cl + 2H2O + NOCl
NOCl → NO + Cl
b. Tác dụng với phi kim
VD: S + HNO3 l → H2SO4 + NO↑ + H2O
S + HNO3 đ → H2SO4 + NO2↑ + H2O
P + HNO3 l + H2O → H3PO4 + NO↑
c. Tác dụng với hợp chất ( chứa nguyên tố có hoá trị trung gian )
Axit HNO3 oxi hoá nguyên tố có hoá trị trung gian trong hợp chất nên mức oxi hoá cao nhất.
VD: 3FeO + 10HNO3l
→ 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
FeO + 4HNO3 đ
→ Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
VD: Fe(OH)2 + HNO3l
→ 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O
3Fe(NO3)2 + 4HNO3 l
→ 3Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
FeCO3 + 4 HNO3 đ
→ Fe(NO3)3 + NO2 + CO2 + 2H2O
8Fe3O4 + 74HNO3l

→ 24Fe(NO3)3 + N2O↑ + 36H2O
VD: 3H2S + 2HNO3
→ 3S + 2NO + 4H2O
3Fe S + 12HNO3 → Fe(NO3)3 + Fe2(SO4)3 + 9NO + 6H2O
IV . Điều chế axit HNO3
1. Trong phòng thí nghiệm
2NaNO3 + H2SO4 đ → Na2SO4 + 2HNO3
Tinh thể
2. Trong công nghiệp: Từ amoniac
( 1)
( 2)
( 3)
Sơ đồ:
NH3 
→ NO 
→ NO2 
→ HNO3
0

850 C
4NH3 + 5O2 
→ 4NO + 6H2O
Pt
2NO + O2 → 2NO2
4NO2 + 2O2 + H2O → 4HNO3
(Chú ý: 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO↑)


B. MUỐI NITRAT
M(NO3)n với M là kim loại hoá trị n hay M là NH4+.

I. Khái niệm và tính tan
* KN: Muối nitrat là muối tạo bởi cation kim loại hay ion amoni và anion nitrat
* Tất cả các muối nitrat đều tan.
II. Tính chất hoá học của muối nitrat
1. Phản ứng trao đổi ion
VD: Mg(NO3)2 + 2NaOH → Mg(OH)2↓ + 2NaNO3
Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaNO3
AgNO3 + HCl →AgCl↓ + HNO3
2. Phản ứng nhiệt phân muối nitrat M(NO3)n (M là kim loại hoá trị n).
a) M là kim loại trước Mg( như K, Na , Ca , Ba ..)
0

t
TQ: M(NO3)n 
→ M(NO2)n +

VD:

n
O2
2

Muối nitrit
2NaNO3 
→ 2NaNO2 + O2
t0

t
Ba(NO3)2 
→ Ba(NO2)2 + O2↑

0

b) M là kim loại từ Mg → Cu
t0
TQ: 4M(NO3)n 
→ 2M2On + 2nNO2 + n O2
VD:

0

t
2Mg(NO3)2 
→ 2MgO + 4NO2 + O2
0
t
Cu(NO3 )2 
→ CuO + NO2 + O2
0

t
4Al(NO3)3 
→ 2Al2O3 + 12NO↑ + 3 O2
Chú ý: với muối Fe(NO3)2:
t0
2x 2Fe(NO3)2 
→ 2FeO + 4NO2↑ + O2

4FeO +

1

O2 → 2Fe2O3
2

Phương trình tổng: 2Fe(NO3)2 → Fe2O3 + 4NO2↑ +
c. M là kim loại sau Cu ( Kim loại quí )
TQ: 2M(NO3)n → 2M + 2nNO2↑ + O2
VD: 2AgNO3 → 2Ag + 2NO2↑ + O2
3. Phản ứng oxihóa - khử :

1
O2 ↑
2

a) ở mt trung tính muối nit rat không có tính oxihóa
b) ở mt axit ion nitrat có tính oxihóa mạnh

3Cu + 8H + + 2NO3−  
→ 3Cu 2+ + 2NO ↑ + 4H 2O


c) ở mt bazơ ion nitrat cũng có thể oxihóa được mọt số kim loại hoạt động có hiđ roxit lưỡng
tính như Al , Zn …

8Al + 3 NO3− + 5OH

−

+ 2H 2O 
→ 8AlO 2 −    + 3NH 3

Chú ý :
1- ở trạng thái khan , ở nhiệt độ cao muối nit rat có tính oxh mạnh ( có thể oxh C , S , P …)
KNO3 được dùng để chế tạo thuốc nổ đen ( là hỗn hợp 75%KNO 3 + 15%C + 10%S )
2KNO3 + 3C + S → K2S + N2 + 3CO2
2- Nhận biết muối nitrat : Dựa vào đặc điểm gốc NO3− có tính o xh mạnh trong mt H +
TN1: Nhận gốc NO3- trong dung dịch NaNO3.
Cho 1 mảnh Cu vào dung dịch NaNO3, sau đó nhỏ thêm dung dịch H2SO4 đ thì trong dung
dịch có hiện tượng:
- Dung dịch có màu xanh lam.
- Có khí không màu hóa nâu trong không khí .
3Cu + 4H2SO4 + 2NaNO3 → 3CuSO4 + 2NO↑ + Na2SO4 + 4H2O
3Cu + 8H+ + 2NO3- → 3Cu2+ + 2NO↑ + 4H2O


Bài Thêm .MỘT SỐ HỢP CHẤT KHÁC CỦA NITƠ
A.OXIT CỦA NITƠ
I. Đinitơ oxit ( Nitơ protô xit N2O )
1. Cấu tạo và tc vật lí :
* Cấu tạo : N ≡ N → O
* Tính chất vật lí :
+ Là chất khí không màu , mùi dễ chịu , có vị ngọt
+ Khi cho bệnh nhân thở N2O thì bớt cảm giác đau và hưng phấn hện thần kinh , nên gọi khí
này là khí cười hay khí vui
2.Tính chất hóa học :
* Bị phân hủy bởi nhiệt và có tính oxh
* Không tác dụng với H2O , kiềm , a xit
5000 C
2N2O 
→ 2N2 + O2
0

t C
3N2O + 2NH3 →
4N2 + 3H2O
3. Điều chế :
t 0C
* NH4NO3 →
N2O + 2H2O
* 4Mg + 10HNO3 loãng → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O

II. Nitơ oxit ( NO )
1. Tính chất vật lí : Là khí không màu , ít tan trong nước , t0s = -151,70C
2.Tính chất hóa học :
* Là oxit không tạo muối ( không tác dụng với axit , bazơ )
* Vừa có tính khử , vừa có tính oxh
a) Tính khử :
2NO + O2 → 2NO2
2NO + Cl2 → 2NOCl ( Ni tro zyl clorua )
10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4 → 10HNO3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 4H2O
b) Tính oxihóa :
2NO + 2H2S → 2S + N2 + 2H2O
2NO + SO2
→ SO3 + N2O
3. Điều chế :
* Trong PTN : 3Cu + 8HNO3loãng → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3FeCl2 + KNO3 + 4HCl → 3FeCl3 + KCl + NO + 2H2O
* Trong công nghiệp : 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
0

2000 C

N2 + O2 
→ 2NO

III. Nitơ đioxit ( NO2 )


1. Tính chất vật lí :
+ là khí màu nâu , mùi xốc , rất độc
+ Khi làm lạnh NO2 hóa lỏng , màu đỏ nhạt dần , sau đó kết tinh thành tinh thể không màu ở
-11,20C
Khi đun nóng màu đỏ nâu thẫm lên , sự thay đổi màu là do sự chuyển dịch cân bắng

→


NO2 ¬
N2O4 ( đi me hóa )
nâu
không màu
2.Tính chất hóa học : Là oxit axit và vừa có tính khử , vừa có tính oxi hóa
a) Là oxit axit :

→


2NO2 + H2O ¬
HNO2 + HNO3
2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O

→



Chú ý : HNO2 là chất kém bền : 3HNO2 ¬
HNO3 + 2NO + H2O do đó thực tế NO2

→


td với nước theo pư sau : 3NO2 + H2O ¬
NO + 2HNO3
b) Tính khử và tính oxihóa :

* Tính khử : 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2NO2 + O3
→ N 2 O5 + O 2
5NO2 + KMnO4 + H2O → 2HNO3 + KNO3 + Mn(NO3)2
* Tính oxihóa : NO2 có tính oxihóa rất mạnh
t 0C
2NO2 + 2C →
2CO2 + N2
0

t C
NO2 + SO2 →
SO3 + NO

3. Điều chế :
* Trong PTN : Cu + 4HNO3đặc → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
0

850 C,Pt
* Trong công nghiệp : 4NH3 + 5O2 
→ 4NO + 6H2O

2NO + O2 → 2NO2
IV. ĐiNitơ trioxit ( N2O3 còn gọi là anhiđrit nitrơ )
1. Tính chất vật lí : Là chất lỏng màu xanh thẫm , bị phân hủy thành NO và NO2 ở ngay đk
thường
2.Tính chất hóa học :

→


* Bị phân hủy ở đk thường : N2O3 ¬
NO + NO2
* Là oxit axit :
N2O3 + H2O → 2HNO2
N2O3 + 2NaOH → 2NaNO2 ( natri nitrit )
V. ĐiNitơ penta oxit ( N2O5 còn gọi là anhiđrit nitric )

1. Tính chất vật lí : Là tinh thể màu trắng , ở nhiệt độ thường bị phân hủy
2.Tính chất hóa học : Là oxit axit và có tính oxh mạnh


* Bị phân hủy : 2N2O5 → 4NO2 + O2
* Là oxit axit: N2O5 + H2O → 2HNO3
N2O5 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O
3. Điều chế : Dùng P2O5 hút nước của HNO3
P2O5 + 2HNO3 → N2O5 + 2HPO3

B. AXIT NITRƠ ( HNO2 )
I. Đặc điểm cấu tạo:
O
H –O – N = O

hay

H- N
O

Số o xh của N là +3
II. Tính chất vật lí : HNO2 chỉ tồn tại trong dun dịch rất loãng , khi đun nóng bị phân hủy
III. Tính chất hóa học :
* Bị phân hủy :
2HNO2 → NO + NO2 + H2O
NO2 lại tác dụng với H2O :
2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
Do đó HNO2 để nâu trong dung dịch bị phân tích thành HNO3 và NO
3HNO 2 → HNO3 + 2NO + H2O
* Vừa có tính o xihóa , vừa có tính khử ( vì N trong ion NO2- có số o xi hóa + 3 ):

2NO 2 − + 2I

−

+ 4H + 
→ 2NO ↑  +   I 2   + 2H 2O

5NO 2 − + 2MnO 4 − + 6H + 
→ 5NO3−   +   2Mn 2+   + 3H 2O

IV . Điều chế
* Cho muối nit rit tác dụng với axit :
H2SO4 + 2NaNO2 → Na2SO4 + 2HNO2
* Cho hỗn hợp o xit ( NO + NO2) tác dụng với H2O :
NO + NO2 → N2O3
N2O3 + H2O → 2HNO2