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.. Ứng dụng của muối nitrat Ứng dụng quan trọng nhất
Trang 1Axit nitric
1 Cấu tạo phân tử
Công thức phân tử: HNO3 (M = 63 đvC)
Trong phân tử HNO3, 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 HNO3 tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm Khối lượng riêng bằng 1,53 g/ml, sôi ở
86oC và hoá rắn ở -41oC, dễ tan trong H2O
3 Tính chất hoá học
a) Tính chất của oxit loãng
Axit HNO3 là axit rất mạnh, trong dung dịch phân Ii gần như hoàn toàn thành ion:
HNO3 → H+ + NO3
- Làm đổi màu chất chỉ thị màu: HNO3 loãng làm quỳ tím → đỏ
Tác dụng với kim loại: Dung dịch HNO3 loãng oxi hoá được nhiều kim loại ở nhiệt độ thường Tuỳ thuộc mức độ khử của kim loại mà HNO3 có thể bị khử thành NO N2O, N2, NH4NO3 hoặc NH3
Thí dụ:
Tác dụng với oxit bazơ và bazơ: Dung dịch HNO3 tác dụng với oxit bazơ và bazơ tạo thành muối nitrat:
CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O Zn(OH)2 + 2HNO3 → Zn(NO3)2 + 2H2O
Tác dụng với muối: Dung dịch HNO3 tác dụng với muối của các axit yếu
CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O + CO2↑
b) Tính chất của axit đặc
Tính không bền: Ở nhiệt độ cao hoặc ngoài ánh sáng, một phần HNO3 bị phân huỷ tạo ra hỗn hợp khí NO2, O2 và hơi H2O
4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2
Nitơ đioxit tan trong HNO3, vì vậy HNO3 đặc thường có màu vàng hoặc nâu đỏ
Tính oxi hoá rất mạnh:
HNO3 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 HNO3 bị khử thành NO2 Thí dụ:
Cu + 4HNO3đ → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
HNO3 đặc, nguội làm cho một số kim loại như Fe, Al, Cr… trở nên thụ động Hiện tượng này được giải thích như sau: HNO3 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 HNO3 đặc, nguội, nó bảo vệ kim loại bên trong không bị oxi hoá
Trang 2 HNO3 đặc, nóng oxi hoá được một số phi kim như C, S…
Thí dụ:
C + 4HNO3 đ,n → CO2 + 2H2O + 4NO2
S + 6HNO3 đ,n → H2SO4 + 2H2O + 6NO2
HNO3 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 HNO3 đặc Do vậy khi làm việc với oxit HNO3 phải hết sức thận trọng để tránh gây bỏng
Tính oxi hoá của HNO3 trở nên mãnh liệt hơn khi có mặt axit HCl Hốn hợp 1 thể tích HNO3 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 HNO3 có nhiều ứng dụng quan trọng trong các ngành kinh tế quốc dân Phần lớn HNO3 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 H2SO4 đặc Hơi HNO3 được tác ra khỏi hỗn hợp được làm lạnh để thu axit HNO3 lỏng:
Axit HNO3 điều chế được thường có màu vàng, vì một phần HNO3 bị phân huỷ sinh ra NO2 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 HNO3 được sản xuất từ amoniac qua ba công đoạn:
Oxi hoá NH3 thành NO: Oxi hoá NH3 bằng O2 không khí trong tháp tiếp xúc ở 850 – 900oC, có mặt chất xúc tác là hợp kim platin – iridi (Pt – Ir):
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O ; DH < 0
Oxi hoá NO thành NO2: Hỗn hợp khí ra khỏi tháp tiếp xúc có NO và O2 được làm lạnh đến 25oC Ở nhiệt độ này, NO
bị oxi hoá thành NO2:
2NO + O2 → 2NO2
Phản ứng hoá học này xảy ra trong tháp oxi hoá
Trang 3 Hấp thụ NO2 thành HNO3: Hỗn hợp khí từ tháp oxi hoá đi ra có NO2 và O2 được nén vào tháp hấp thụ Trong tháp hấp thụ xảy ra phản ứng:
4NO2 (k) + O2(k) + 2H2O (l) → 4HNO3 (l)
Dung dịch HNO3 thu được có nồng độ không quá 60 – 62% Để làm tăng nồng độ HNO3, người ta chưng cất với H2SO4 đặc trong thiết bị đặc biệt và thu được axit HNO3 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:
AgNO3 + NaCl →AgCl↓ + NaNO3
Ag+ + Cl- → AgCl↓
Cu(NO3)2 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + 2KNO3
Cu2+ + 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 O2:
2KNO3 → 2KNO2 + O2↑
Muối nitrat của kim loại thổ, sắt, kẽm, chì, đồng …: Phân hủy tạo ra oxit kim loại tương ứng, khí NO2 và O2
2Ca(NO3)2 → 2CaO + 4NO2↑ + O2↑
4Fe(NO3)2 → 2Fe2O3 + 12NO2↑ + 3O2↑
2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2↑ + O2↑
Muối nitrat của những kim loại kém hoạt động: Muối thủy ngân nitrat bạc nitrat phân hủy tạo ra kim oại, khí NO2 và O2:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2↑ + O2↑
2 Nhận biết ion NO 3
-Để nhận biết ion NO3- trong axit HNO3 hay trong muối nitrat, người ta thực hiện cách thử như sau:
a) Đối với axit HNO 3
Cho Cu vào HNO3 đặc sẽ có khí NO2 màu nâu bay ra
b) Đối với muối nitrat
Cho Cu và H2SO4 đặc vào dung dịch muối nitrat sẽ có khí NO2 bảy ra
Cu + 4NaNO3 + 2H2SO4đ → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2Na2SO4 + 2H2O
Phương trình ion thu gọn:
Cu + 2NO3- + 4H+ → Cu2+ + 2NO2↑ + 2H2O
3 Ứng dụng của muối nitrat
Ứng dụng quan trọng nhất của muối nitrat là dùng làm phân bón (phân đạm) NH4NO3, KNO3, Ca(NO3)2… hoặc phân bón hỗn hợp NPK
Trang 4 Kali nitrat dùng để chế tạo thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói) Thành phần thuốc nổ đen có 75% KNO3, 10%S, 15%C Khi hỗn hợp nổ, xảy ra phản ứng:
2KNO3 + S + 3C → K2S + N2↑ + 3CO2↑
Chu trình của nitơ trong tự nhiên
Nitơ là nguyên tố phổ biến nhất trong khí quyển (khoảng 4.1015 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 N2 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/cm3 Là chất rắn màu trắng hay vàng nhạt, trông giống như sáp, có cấu trúc mạng tinh thể phân tử Rất độc Ở 280oC 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 H2O và tránh ánh sáng
b) Photpho đỏ
Photpho đỏ có khối lượng riêng từ 2,0 đến 2,4 g/cm3 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 (3s23p3), 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 → Ca3P2 (Canxi photphua)
Trang 5 Photpho không tác dụng trực tiếp với H2 để có PH3.
b) Tính khử
Photpho cháy trong không khí tạo ra điphotpho pentaoxit P2O5 (anhiđrit photphoric)
4P + 5O2 → 2P2O5
Tác dụng với axit nitric: Photpho tác dụng với dung dịch axit HNO3 tạo ra axit photphoric H3PO4:
3P + 5KClO3 + 2H2O → 2H3PO4 + 5NO
Tác dụng với muối: Photpho có thể gây nổ nguy hiểm khi tác dụng với những muối có tính oxi hoá mạnh như KNO3, KClO3…
6P + 5KClO3 → 2P2O5 + 5KCl
Tác dụng với halogen: Photpho bốc cháy trong khí clo hoặc trong khí flo
Thí dụ:
Thiếu clo: 2P + 3Cl2 → 2PCl3 (photpho triclorua)
Dư clo: 2P + 5C2 → 2PCl5(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 Ca3F(PO4)3 và photphorit Ca3(PO4)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 31P
5 Điều chế photpho
Trong công nghiệp, photpho được sản xuất bằng cách nung hỗn hợp quặng photphoric, cát, than cốc ở 1200oC trong lò điện:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 2P + 5CO
Hơi P thoát ra được làm lạnh để thu P rắn
Axit photphoric và muối photphat
1 Axit photphoric
Trong phân tử H3PO4, photpho có hoá trị V (khác N) và số oxi hoá +5
a) Tính chất
Axit H3PO4 là chất rắn, không màu, nóng chảy ở 42,5oC, tan vô hạn trong nước, không bay hơi Axit H3PO4 thương mại là dung dịch đặc sánh nồng độ 80%
Axit H3PO4 là axit trung bình (yếu hơn các axit HCl, HNO3, H2SO4) Trong dung dịch, H3PO4 phân li theo 3 nấc (trung bình ở nấc thứ nhất, yếu và rất yếu ở nấc thứ hai và ba):
Trang 6 Dung dịch H3PO4 có những tính chất chung của axit như làm đổi màu quỳ tím thành đỏ, tác dụng với oxi bazơ, bazơ, muối…
Khác với HNO3 và H2SO4 đặc, axit H3PO4 không có tính oxi hoá
Axit H3PO4 không bền, khi bị đun nóng nó mất bớt nước
Từ 400 – 500oC : H4P2O7 → H2O + 2HPO3 (axit metaphotphoric)
Các axit H4P2O7 và HPO3 có kết hợp với H2O để tạo ra H3PO4
b) Điều chế và ứng dụng axit H 3 PO 4
Trong phòng thí nghiệm: Axit H3PO4 được điều chế bằng cách dùng axit HNO3 30% oxi hoá P:
Trong công nghiệp: Axit H3PO4 được điều chế chủ yếu bằng hai phương pháp:
Phương pháp chiết: Dùng axit H2SO4 đặc tác dụng với quặng photphoric hoặc quặng apatit:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4↓ + 2H3PO4
Tách kết tủa CaSO4 ra, cô cạn dung dịch rồi làm lạnh thu được H3PO4 kết tinh Axit H3PO4 điều chế bằng phương pháp này có chất lượng thấp
Phương pháp nhiệt: Đốt cháy P để được P2O5 Cho P2O5 tác dụng với H2O để thu axit H3PO4:
4P + 5O2 → 2P2O5 ; P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Một lượng lớn H3PO4 dùng để điều chế các muối photphat và sản xuất phân lân
2 Muối photphat
Photphat là muối của axit H3PO4 Ứng với axit H3PO4 có 3 dãy muối photphat:
Muối photphat trung hoà: Na3PO4, (NH4)3PO4, Ca3(PO4)2…
Muối đihiđrophophat: NaH2PO4, NH4H2PO4; Ca(H2PO4)2…
Muối hiđrophophat: Na2HPO4, (NH4)2HPO4, CaHPO4…
Các muối trung hoà và muối axit của kim loại natri, kali, amoni đều tan trong H2O Với các kim loại khác, chỉ có muối đihiđro photphat là tan được Ngoài ra, đều không tan hoặc tan ít trong H2O
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 AgNO3: Axit H3PO4 hoặc muối photphat tác dụng với dung dịch AgNO3 cho kết tủa đặc trưng màu vàng, tan được trong dung dịch axit HNO3 loãng:
3Ag+ + PO43- → Ag3PO4↓(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)
Trang 7a) Phân đạm
Thực vật cần một lượng lớn nitơ dưới dạng ion NO3- hoặc ion NH4 để tạo thành protein Một số phân đạm thường dùng:
Amoni nitrat NH4NO3: Là chất rắn, kết tinh màu trắng, dễ tan trong H2O Thành phần chứa 35% N Điều chế bằng cách cho axit HNO3 50% tác dụng với NH3:
NH3 + HNO3 → NH4NO3
Amoni sunfat (NH4)2SO4: Là loại phân đạm được dùng phổ biến trên thế giới Thành phần chứa 21% N, dễ tan trong H2O Tuy nhiên, sau nhiều năm dùng (NH4)2SO4 đất trở nên chua
Natri nitrat NaNO3: Là chất rắn, dễ tan trong H2O, thích hợp cho vùng đất chua
Ure (NH2)2CO: 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 CO2 tác dụng với khí NH3 ở áp suất cao
CO2 + 2NH3 → (NH2)2CO + H2O
b) Phân lân:
Thực vật cần photpho dưới dạng ion photphat PO43- 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 P2O5 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 H2SO4 đặc:
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4
Hỗn hợp hai muối Ca(H2PO4) và CaSO4 gọi là supephotphat đơn
Hàm lượng P2O5 trong loại phân bón này thấp (khoảng 14 – 20%)
Supephotphat kép: Cho quặng Ca3(PO4)2 tác dụng với axit H3PO4:
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 ® 3Ca(H2PO4)2
Hàm lượng P2O5 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, K2SO4 và một số tro thực vật có chứa muối K2CO3
Phân kali được đánh giá theo hàm lượng của K2O 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 NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4 Điều chế bằng cách cho amoniac tác dụng với axit H3PO4
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
NH4NO3, (NH4)2HPO4 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 N2, NO, NO2, HNO3, NH3, muối nitrat, muối amoni, H3PO4, muối photphat…
Cần nhớ: Mỗi mũi tên trong sơ đồ nhất thiết chỉ biểu diễn bằng một phản ứng.
Trang 82 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
Ví dụ 2 : Viết các phương trình phản ứng thực hiện dãy chuyển hoá sau :
Giải
B: NH3 A: N2 C: NO D: NO2 E: HNO3 G: NaNO3 H: NaNO2
Ví dụ 3: Hoàn thành sơ đồ chuyển hoá sau:
Giải
Trang 9Dạng 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
Dung dịch kiềm (có hơ nhẹ)
Giải phóng khí có mùi khai: NH4 + OH- → NH3 + H2O
Dung dịch hoá xanh, giải phóng khí không màu và hoá nâu
trong không khí:
3Cu + 8HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O và 2NO + O2 → 2NO2
4 NO3- H2SO4, Cu
Dung dịch hoá xanh, giải phóng khí không màu và hoá nâu
trong không khí:
3Cu + 8H+ + 2NO3- →3Cu2+ + 2NO + 4H2O và 2NO + O2 → 2NO2
5 PO43- Dung dịch
AgNO3
Tạo kết tủa màu vàng 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4↓
2 Ví dụ
Giải
Dùng kim loại Al, cho Al tác dụng lần lượt với các mẫu thử
Nếu có khí màu nâu bay ra là HNO3:
Al + 4HNO3 → Al(NO3)3 + NO↑ + 2H2O 2NO + O2 → 2NO2 (màu nâu)
Nếu có kim loại trắng sinh ra là HgCl2
2Al + 3HgCl2 → 3Hg + 2AlCl3
Có bọt khí bay ra và có kết tủa, kết tủa tan ra là NaOH
2Al + 2H2O + 2NaOH → 2NaAlO2 + 3H2↑
Có bọt khí bay ra là HCl
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑
Còn lại là NaNO3
Trang 10Ví dụ 2 : Chỉ dùng một chất khác để nhận biết từng dung dịch sau : NH4NO3, NaHCO3, (NH4)2SO4, FeCl2 và FeCl3 Viết phương trình các phản ứng xảy ra
Giải
Dùng Ba(OH)2 để nhận biết Tóm tắt theo bảng sau :
NH4NO3 NaHCO3 (NH4)2SO4 FeCl2 FeCl3
Ba(OH)2
NH3↑
mùi
khai
↓trắng BaCO3
NH3↑ mùi khai,
↓trắng BaSO4
↓trắng, hơi xanh Fe(OH)2
↓nâu Fe(OH)3
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 Ca3(PO4)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 NH3 mùi khai là NH4Cl và (NH4)2CO3
NH4Cl + NaOH → NH3↑+ H2O + NaCl (NH4)2CO3 + NaOH → 2NH3↑ + 2H2O + Na2CO3
Để nhận biết hai muối này ta cho tác dụng với dung dịch HCl, mẫu thử nào cho khí bay lên là (NH4)2CO3, còn mẫu thử không
có hiện tượng gì xảy ra là NH4Cl
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 MgSO4:
ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2↑ + Na2SO4 Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2↑ + Na2SO4 Pb(NO3)2 + 2NaOH → Pb(OH)2 + 2NaNO3 Pb(OH)2 + 2NaOH → Na2PbO2 + 2H2O
MnCl2 + 2NaOH → Mn(OH)2 + 2NaCl
Để nhận biết Pb(NO3)2 với ZnSO4 ta cho dung dịch HCl vào hai mẫu thử, mẫu thử nào cho kết tủa màu trắng là Pb(NO3)2, còn mẫu thử không tác dụng là ZnSO4
Pb(NO3)2 + 2HCl → PbCl2↓ + 2HNO3 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 + O2(kk) + 2H2O → 2Mn(OH)4 Mẫu cuối cùng còn lại là Na2S2O3
Có thể cho dung dịch HCl vào mẫu thử còn lại này, có kết tủa màu vàng và có khí mùi hắc (SO2):
Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + SO2↑ + S↓+ H2O
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 (H2O) 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 H2O
Nếu phản ứng xảy ra trong môi trường bazơ, ta thêm OH- vào vế nào thiếu oxi, vế còn lại thêm H2O
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