hóa vô cơ 11

- Quá trình điện li không phải là quá trình oxi hóa - khử vì không có sự cho - nhận e, mà chỉ là quá trình tách các ion từ mạng tinh thể ion thành các ion dương cation hoặc ion âm anion,

CHƯƠNG I : SỰ ĐIỆN LI

SỰ ĐIỆN LI

Khái

niệm

- Là quá trình các chất khi hòa tan trong nước (hoặc ở trạng thái nóng chảy), phân li thành các ion (ion dương hoặc âm) Các ion này có khả năng dẫn điện

- Quá trình điện li không phải là quá trình oxi hóa - khử vì không có sự cho - nhận e, mà chỉ là quá trình tách các ion từ mạng tinh thể ion thành các ion dương (cation) hoặc ion âm (anion), dưới tác dụng của các phần tử dung môi phân cực (H2O)

Phân

loại

- Chất điện li : là những chất khi tan trong nước phân li thành các ion

a/ Chất điện li mạnh : là các chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều phân li ra ion Bao gồm : các axit mạnh như HCl, H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4, HI, HBr,… Các bazơ mạnh

như KOH, NaOH, Ba(OH)2,… và hầu hết các muối

b/ Chất điện li yếu : là các chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li

ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch

Bao gồm : các axit yếu như HF, H2SO3, H2S, HClO, HNO2, H3PO4, CH3COOH, HCOOH,… Các bazơ yếu như Bi(OH)3, Mg(OH)2, NH3, các amin,… Một số muối của thủy ngân HgCl2, Hg(CN)2,…

c/ Chất không điện li : là những chất khi tan vào nước hoàn toàn không phân li thành ion Ví

dụ : saccarozơ C12H22O11 , ancol etylic C2H5OH , glixerol C3H5(OH)3 ,…

Cách

biểu

diễn

- Trong phương trình của chất điện li mạnh, dùng mũi tên 1 chiều :

KOH → K+ + OH- ; Na2SO4 → 2Na+ + SO42- …

- Trong phương trình của điện li yếu, dùng mũi tên 2 chiều :

CH3COOH € CH

3COO- + H+ ; H2S € HS- + H+ …

Axit 1 Định nghĩa : Theo thuyết Arenius, axit là chất khi tan trong nước, phân li ra cation H+

Thí dụ : HCl → H+ + Cl- ; HCOOH €

HCOO- + H+ Các dung dịch axit đều có một số tính chất chung, đó là tính chất của các cation H+ trong dung dịch Từ hai thí dụ ta thấy, phân tử HCl cũng như phân tử HCOOH trong dung dịch nước chỉ phân li một nấc ra ion H+ Đó là axit một nấc.

2 Axit nhiều nấc : Những axit khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra ion H+ là các

axit nhiều nấc (đa axit)

H3PO4 € H+ + H2PO4

H2PO4- € H+ + HPO42-

HPO42- € H+ + PO43-

Phân tử H3PO4 phân li ba nấc ra ion H+ , H3PO4 là axit ba nấc

Bazơ

Theo thuyết Arenius, bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH-

Ví dụ : NaOH → Na+ + OH- ; Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH-

* Hiđroxit lưỡng tính : là các hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa có

thể phân li như bazơ

Các hiđroxit lưỡng tính thường gặp là : Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3,

Cr(OH)3 Chúng đều ít tan trong nước, lực axit (khả năng phân li ra ion) và lực bazơ đều yếu

Ví dụ 1: phương trình điện li của Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2

+ Phân li kiểu bazơ : Zn(OH)2 € Zn2+ + 2OH-

+ Phân li kiểu axit : H2ZnO2 € ZnO

22-+ 2H+

Ví dụ 2 : phương trình điện li của Al(OH)3 ↔ HAlO2.H2O

+ Phân li kiểu bazơ : Al(OH)3 € Al3+ + 3OH-

+ Phân li kiểu axit : HAlO2.H2O € H+ + AlO2- + H2O

Muối

Là hợp chất khi tan trong nước, phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4) và anion gốc axit

a/ Muối trung hòa : là những muối mà anion gốc axit không còn hiđro có khả năng phân li ra

ion H+ : NaCl, NH4NO3, K2CO3,… hoặc anion gốc axit còn hiđro nhưng không có khả năng phân li ra ion H+ : Na2HPO3 , NaH2PO3

b/ Muối axit : là những muối mà anion gốc axit vẫn còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ : NaHCO3 , KHSO4, Na2HPO4,…

c/ Muối hỗn tạp : là những muối trong thành phần phân tử gồm cation kim loại với nhiều anion

khác nhau Ví dụ : clorua vôi CaOCl2 có 2 gốc axit Cl – Ca – OCl

d/ Muối kép : là muối trong thành phần phân tử gồm nhiều cation kim loại, một loại ion âm Ví

dụ : kali nhôm sunfat KAl(SO4)2 (phèn chua) …

Tích số ion

của nước

2

14

[H ].[OH ] 1,0.10

H O

(ở 250C) Một cách gần đúng, có thể coi giá trị của tích số này là hằng số cả trong dd loãng của các chất khác nhau

Các giá trị

[H+] và pH

đặc trưng

- Môi trường trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7M hoặc pH = 7

- Môi trường axit : [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7M hoặc pH < 7

- Môi trường bazơ : [H+] < [OH-] hay [H+] < 10-7M hoặc pH > 7

Khái niệm pH

và ý nghĩa

- Có thể đánh giá độ axit và độ kiềm của dung dịch bằng nồng độ H+ Nhưng dd thường

có nồng độ H+ nhỏ Để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm, người ta dùng giá trị pH với

thực tiễn

quy ước sau :

pH = -log[H+] Nếu [H+] = 1,0.10-a thì pH = a

- Giá trị pH có ý nghĩa thực tế to lớn Chẳng hạn, pH của máu người và động vật có giá trị gần như không đổi Thực vật chỉ có thể sinh trưởng bình thường khi giá trị pH của dd trong đất ở trong khoảng xác định đặc trưng cho mỗi loại cây Tốc độ ăn mòn kim loại trong nước tự nhiên phụ thuộc rất nhiều vào giá trị pH của nước mà kim loại tiếp xúc

Chất chỉ thị

axit – bazơ

Là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung dịch

+ Quỳ tím : đỏ (pH ≤ 6) , tím (pH = 7) , xanh (pH ≥ 8) + Phenolphtalein : không màu (pH < 8,3), hồng (pH ≥ 8,3) (trong xút đặc, màu hồng bị mất)

PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH

- Phản ứng xảy ra trong dung dịch các chất điện li là phản ứng giữa các ion

- Điều kiện :

+ Các chất tham gia phản ứng trao đổi ion phải là chất tan (dung dịch) , trừ 1 số trường hợp muối không

tan tác dụng với axit mạnh (FeS + HCl ; CaCO3 + HNO3 ,…)

+ Phản ứng chỉ xảy ra khi các ion kết hợp được với nhau tạo thành ít nhất một trong các chất sau : chất kết tủa, chất khí, chất điện li yếu

- Phương trình ion thu gọn cho biết bản chất của phản ứng trong dịch các chất điện li

- Trong phương trình ion thu gọn, người ta loại bỏ những ion không tham gia phản ứng, còn những chất kết tủa, điện li yếu, chất khí được giữ nguyên dưới dạng phân tử

1 Phản ứng

tạo thành

chất kết tủa

Ví dụ 1 : Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2NaCl

- Bước 1 : viết phương trình ion đầy đủ: ta chuyển tất cả các chất vừa dễ tan, vừa điện li mạnh thành ion, các chất khí, kết tủa, điện li yếu để nguyên dạng phân tử

2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl-

- Bước 2 : lược bỏ những ion không tham gia phản ứng: 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl-

- Bước 3 : ta được phương trình ion thu gọn : Ba2+ + SO42- → BaSO4 ↓

Ví dụ 2 : AgNO3 + HCl → AgCl ↓ + HNO3

- Bước 1 : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3-

- Bước 2 : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3-

- Bước 3 : Ag+ + Cl- → AgCl ↓

2 Phản ứng

tạo thành

chất khí

Ví dụ 1 : 2HCl + K2CO3 → 2KCl + CO2 ↑ + H2O

- Bước 1 : 2H+ + 2Cl- + 2K+ + CO32- → 2K+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O

- Bước 2 : 2H+ + 2Cl- + 2K+ + CO32- → 2K+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O

- Bước 3 : 2H+ + CO32- → CO2 ↑ + H2O

Ví dụ 2 : FeS (r) + H2SO4 → FeSO4 + H2S ↑

- Bước 1 : FeS + 2H+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + H2S ↑

- Bước 2 : FeS + 2H+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + H2S ↑

- Bước 3 : FeS + 2H+ → Fe2+ + H2S ↑

3 Tạo thành

chất điện li

yếu

Ví dụ 1 : HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

- Bước 1 : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3- + H2O

- Bước 2 : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3- + H2O

- Bước 3 : H+ + OH- → H2O

Ví dụ 2 : CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl

- Bước 1 : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl-

- Bước 2 : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl

Bước 3 : CH3COO- + H+ → CH3COOH

CHƯƠNG II : NITƠ - PHOTPHO

NITƠ (N)

I Vị trí,

cấu hình

e nguyên

tử

- Nitơ ở ơ số 7, nhĩm VA, chu kì 2

- Cấu hình e : 1s22s22p3

- Ba e ở phân lớp 2p cĩ thể tạo được ba liên kết cộng hĩa trị với các nguyên tử khác

- Phân tử nitơ gồm hai nguyên tử, giữa chúng hình thành một liên kết ba

- CTCT phân tử N2 là : N≡N

II Tính

chất vật

lí và

trạng

thái tự

nhiên

- Điều kiện thường, là chất khí khơng màu, khơng vị, khơng mùi, hơi nhẹ hơn khơng khí, hĩa lỏng ở -1960C, rất ít tan trong nước (ở điều kiện thường, 1 lít nước hịa tan được 0,015 lít khí nitơ) Nitơ khơng duy trì sự cháy và sự hơ hấp

- Trong tự nhiên, nitơ tồn tại ở dạng tự do và dạng hợp chất

+ Ở dạng tự do, khí nitơ chiếm 78,16% thể tích khơng khí (≈ 4/5 thể tích khơng khí) Nitơ thiên nhiên là hỗn hợp của 2 đồng vị : 147N(99,63%) và 15

7N(0,37%).

+ Ở dạng hợp chất, nitơ cĩ nhiều trong khống chất natri nitrat NaNO 3 (diêm tiêu natri)

III Tính

chất hĩa

học

- Ở nhiệt độ thường, nitơ khá trơ về mặt hĩa học (do liên kết ba trong phân tử nitơ rất bền,

ở 30000C nĩ vẫn chưa bị phân hủy rõ rệt thành các nguyên tử) Ở nhiệt độ cao, nitơ trở nên hoạt động hơn và tác dụng được với nhiều chất

- N cĩ các số oxi hĩa : -3 , từ +1 đến +5 Khi tham gia phản ứng oxi hĩa – khử, số oxi hĩa của N cĩ thể tăng hoặc giảm, do đĩ nĩ thể hiện tính khử hoặc là tính oxi hĩa Tuy nhiên,

tính oxi hĩa vẫn là tính chất chủ yếu

1 Tính oxi hĩa :

Trong các hợp chất cộng hĩa trị của nitơ với những nguyên tố cĩ độ âm điện nhỏ hơn (như hiđro, kim loại,…), nguyên tố nitơ cĩ số oxi hĩa -3

a/ Tác dụng với kim loại :

- Ở nhiệt độ thường, nitơ chỉ tác dụng với kim loại liti, tạo thành liti nitrua:

6Li + N2 → 2Li3N

- Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng được với một số kim loại hoạt động như Mg, Ca, Al,… tạo thành nitrua kim loại

2Ca + N2

0

t

→ Ca3N2 (canxi nitrua)

2Al + N2

0

t

b/ Tác dụng với hiđro : N2 + 3H2

0 cao, p cao

t xt

→

2NH3

2 Tính khử :

Trong các hợp chất cộng hĩa trị của nitơ với những nguyên tố cĩ độ âm điện lớn hơn (như oxi,flo), nguyên tố nitơ cĩ số oxi hĩa dương, cĩ thể từ +1 đến +5

N2 + O2

0

0 3000 lò hồ quang điện

C t

≈

→

¬ 

2NO Trong thiên nhiên, khí NO được tạo thành khi cĩ sấm sét Ở điều kiện thường, khí NO khơng màu kết hợp ngay với khí oxi của khơng khí tạo ra khi nitơ đioxit NO2 màu nâu đỏ : 2NO + O2 → 2NO2

Ngồi các oxit trên, các oxit khác của nitơ như N2O, N2O3, N2O5, chúng khơng điều chế trực tiếp bằng phản ứng giữa nitơ và oxi

IV Ứng

dụng

- Nguyên tố nitơ là một trong những thành phần dinh dưỡng chính của thực vật

- Trong công nghiệp, phần lớn lượng khí nitơ sản xuất ra được dùng để tổng hợp khí amoniac, từ đó sản xuất ra axit nitric, phân đạm,…

- Nhiều ngành công nghiệp như luyện kim, thực phẩm, điện tử,… sử dụng nitơ làm môi trường trơ Nitơ lỏng được dùng để bảo quản máu và các mẫu vật khác

V Điều

chế

1 Trong công nghiệp : phương pháp chưng cất phân đoạn không khí lỏng

2 Trong phòng thí nghiệm :

- Một lượng nhỏ nitơ tinh khiết được điều chế bằng cách đun nóng nhẹ dung dịch bão hào muối amoni nitrit : NH4NO2

0

t

→ N2 + 2H2O

- Muối này kém bền, có thể thay thế bằng dung dịch bão hòa của amoni clorua và natri nitrit : NH4Cl + NaNO2 →t0 N2 + NaCl + 2H2O

AMONIAC (NH3)

I Cấu

tạo phân

tử

Trong phân tử amoniac, nguyên tử N liên kết với 3 nguyên tử H bằng 3 liên kết cộng hóa trị có cực Những đôi e dùng chung lệch

về phía nguyên tử N có độ âm điện lớn hơn Phân tử NH3 có cấu tạo hình chóp với nguyên tử N ở đỉnh, đáy là một tam giác mà đỉnh là 3 nguyên tử H Trong phân tử NH3, nguyên tử NH3 còn 1 cặp e hóa trị có thể tham gia liên kết với nguyên tử khác

II Tính

chất vật

lí

Là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan rất nhiều trong nước (ở điều kiện thường, 1 lít nước hòa tan được khoảng 800 lít khí amoniac)

III Tính

chất hóa

học

1 Tính bazơ yếu :

a Tác dụng với nước :

Khi tan trong nước, NH3 kết hợp với ion H+ của nước, tạo thành ion NH4 và OH- , làm cho

dd có tính bazơ và dẫn điện :

NH3 + H2O € NH

4 + OH- Trong dd, amoniac là 1 bazơ yếu, hóa xanh quỳ tím, hóa hồng phenolphtalein

b Tác dụng với dd muối :

- Dung dịch amoniac có thể tác dụng với dd muối của nhiều kim loại, tạo thành kết tủa hiđroxit của kim loại đó

FeSO4 + 2NH3 + 2H2O → (NH4)2SO4 + Fe(OH)2 ↓

- Với các dd muối Cu2+ , Zn2+ , Ag+ có thể tạo phức chất tan [Cu(NH3)4]2+ , [Zn(NH3)4]2+ , [Ag(NH3)2]+

CuCl2 + 2NH3 + 2H2O → 2NH4Cl + Cu(OH)2 ↓

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

c Tác dụng với axit :

Khí amoniac, cũng như dd amoniac, tác dụng với dd axit tạo ra muối amoni

NH3 + HCl → NH4Cl ; 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

2 Tính khử mạnh :

Trong phân tử amoniac, N có số oxi hóa -3 (số oxi hóa thấp nhất), vì vậy amoniac có tính

khử Tính chất này được thể hiện khi amoniac tác dụng với các chất oxi hóa

a Với oxi : 4NH3 + 3O2

0

t

→ 2N2 + 6H2O (phản ứng cháy với ngọn lửa màu vàng)

4NH3 + 5O2

0

850 - 900 C Pt

→ 4NO + 6H

2O

b Với clo : clo oxi hóa mạnh amoniac tạo nitơ và hiđro clorua

2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

Đồng thời NH3 kết hợp ngay với HCl tạo thành “khói” trắng NH4Cl

NH3 + HCl → NH4Cl

Tổng hợp : 8NH3 + 3Cl2 → N2 + 6NH4Cl

c Với CuO : 2NH3 + 3CuO

0

t

→ 3Cu + N2 + 3H2O

IV Điều

chế và

ứng dụng

1 Điều chế :

a Trong phòng thí nghiệm : đun nóng muối amoni với dd kiềm

2NH4Cl + Ca(OH)2

0

t

→ CaCl2 + 2NH3 ↑ + 2H2O

Để làm khô khí, người ta cho khí amoniac vừa tạo thành có lẫn hơi nước đi qua bình đựng

vôi sống (CaO)

Khi muốn điều chế nhanh một lượng nhỏ khí amoniac, người ta thường đun nóng dd amoniac đậm đặc

b Trong công nghiệp : tổng hợp tử nitơ và hiđro

0 , p, xt

N (k) + 3H (k) ¬  t  → 2NH (k) H < 0 ∆

Đây là phản ứng thuận nghịch và tỏa nhiệt Các điều kiện áp dụng trong công nghiệp sản xuất amoniac là :

- Nhiệt độ : 450 - 5000C Ở nhiệt độ thấp hơn, cân bằng hóa học trên chuyển dịch sang phải làm tăng hiệu suất phản ứng, nhưng lại làm giảm tốc độ phản ứng

- Áp suất cao, từ 200 – 300 atm

- Chất xúc tác là sắt kim loại được trộn thêm Al2O3, K2O,…

Trong khí amoniac tạo thành còn lẫn nitơ và hiđro Hỗn hợp được làm lạnh, chỉ có amoniac hóa lỏng và tách ra Còn nitơ và hiđro chưa tham gia phản ứng lại được bổ sung vào hỗn hợp nguyên liệu ban đầu

2 Ứng dụng :

Amoniac được sử dụng chủ yếu để sản xuất axit nitric, phân đạm như urê, amoni nitrat, amoni sunfat,… ; điều chế hiđrazin N2H4 làm nhiên liệu tên lửa Amoniac lỏng được dùng làm chất gây lạnh trong thiết bị lạnh

PHOTPHO (P)

I Vị trí

và cấu

hình e

- Photpho ở ô số 15, nhóm VA, chu kì 3

- Cấu hình e : 1s22s22p63s23p3

tử

Do lớp ngồi cùng cĩ 5 e , nên trong các hợp chất, hĩa trị của p cĩ thể là 5 Ngồi ra, trong 1

số hợp chất, P cịn cĩ hĩa trị 3

II Tính

chất vật

lí

Photpho cĩ thể tồn tại ở 1 số dạng thù hình khác nhau, nhưng quan trọng hơn cả là Photpho trắng và Photpho đỏ

- Chất rắn trong suốt, màu trắng hoặc hơi

vàng, trơng giống như sáp, cĩ cấu trúc mạng

tinh thể nguyên tử Trong tinh thể, những

phân tử P4 nằm ở nút mạng và liên kết với

nhau bằng liên kết yếu Do đĩ P trắng mềm,

dễ nĩng chảy (tnc = 44,10C)

- P trắng khơng tan trong nước, tan trong các

dung mơi hữu cơ : C 6 H 6 , CS 2 ,… rất độc, gây

bỏng.

- P trắng bốc cháy trong khơng khí ở t 0 >

40 0 C, nên được bảo quản bằng cách ngâm

trong nước.

- Phát quang màu lục nhạt trong bĩng tối ở

nhiệt độ thường

P trắng

0 250 có không khí

C không

→

P đỏ

- Chất bột màu đỏ, dễ hút ẩm và chảy rữa,

bền trong khơng khí ở nhiệt độ thường, khơng phát quang màu lục trong bĩng tối, khơng tan trong các dung mơi thơng thường.

- P đỏ cĩ cấu trúc polime, nên khĩ nĩng

chảy, chỉ bốc cháy ở nhiệt độ trên 250 0 C,

khĩ bay hơi hơn P trắng

- Khi đun nĩng khơng cĩ khơng khí, P đỏ

chuyển thành hơi, khi làm lạnh thì hơi đĩ ngưng tụ lạnh thành P trắng

III Tính

chất hĩa

học

P là phi kim tương đối hoạt động P trắng hoạt động hĩa học mạnh hơn P đỏ Trong các hợp

chất, P cĩ số oxi hĩa -3, +3, +5 Do đĩ, khi tham gia phản ứng hĩa học P thể hiện tính oxi hĩa hoặc tính khử

1 Tính oxi hĩa : P thể hiện tính oxi hĩa khi tác dụng với một số kim loại hoạt động tạo ra photphua kim loại

2P + 3Mg

0

t

→ Mg3P2 ; 2P + 3Zn →t0 Zn3P2 (magie photphua) (kẽm photphua – thuốc chuột)

2 Tính khử : P thể hiện tính khử khi tác dụng với các phi kim hoạt động như oxi, halogen, lưu huỳnh,… và các hợp chất cĩ tính oxi hĩa mạnh khác

4P + O2 (thiếu)

0

t

→ 2P2O3 (điphotpho trioxit)

4P + O2 (dư)

0

t

→ 2P2O5 (điphotpho pentaoxit)

2P + 3Cl2 (thiếu)

0

t

→ 2PCl3 (photpho triclorua)

2P + 5Cl2 (dư)

0

t

→ 2PCl5 (photpho pentaclorua)

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO

6P + 5K2Cr2O7 → 5K2O + 5Cr2O3 + 3P2O3

6P (đỏ) + 5KClO3 →t0 3P2O5 + 5KCl (phản ứng xảy ra trong quá trình đốt diêm)

IV Trạng

thái tự

nhiên

-1 Trạng thái tự nhiên :

Trong tự nhiên khơng gặp P ở trạng thái tự do vì nĩ khá hoạt động về mặt hĩa học Hai khống vật chính của P là photphoritCa3(PO4)2 và apatit3Ca3(PO4)2.CaF2

ứng dụng

– sản

xuất

2 Ứng dụng :

- Phần lớn Photpho sản xuất ra được sử dụng dùng để sản xuất axit photphoric, phần còn lại chủ yếu dùng trong sản xuất diêm

- Ngoài ra, Photpho còn được dùng trong vào mục đích quân sự : sản xuất bom, đạn cháy, đạn khói,…

3 Sản xuất : Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C →1200 C0 3CaSiO3 + 5CO + 2P

(hơi P thoát ra được ngưng tụ khi làm lạnh, sẽ thu được P trắng ở dạng rắn)

Muối

amoni

Muối amoni là chất tinh thể ion, gồm cation amoni NH4 và anion gốc axit

I Tính chất vật lí : Tất cả các muối amoni đều tan nhiều trong nước, khi tan điện li hoàn toàn thành các ion Ion NH 4 + không màu

II Tính chất hóa học :

1 Tác dụng với dd kiềm : Dung dịch đậm đặc của muối amoni phản ứng với dd kiềm khi đun nóng sẽ cho khí amoniac bay ra

(NH4)2CO3 + KOH →t0 K2CO3 + 2NH3 ↑ + 2H2O

Phương trình ion thu gọn : NH4 + OH- → NH3 ↑ + H2O

(Phản ứng dùng để nhận biết ion amoni và điều chế amoniac trong phòng thí nghiệm)

2 Phản ứng nhiệt phân : các muối amoni dễ bị phân hủy bởi nhiệt

a/ Muối amoni chứa gốc của axit không có tính oxi hóa (Cl- , HSO4- , SO42- , HCO3-, CO32-,

…) khi đun nóng bị phân hủy thành amoniac

NH4Cl

0

t

(NH4)2CO3

0

t

→ NH3 + NH4HCO3

(NH4)2SO4

0

t

→ NH3 + NH4HSO4

NH4HSO4

0

t

→ NH3 + N2 + 3SO2 + 6H2O

NH4HCO3 →t0 NH3 + CO2 + H2O (NH 4 HCO 3 được dùng làm bột nở)

b/ Muối amoni chứa gốc axit có tính oxi hóa như axit nitrơ, axit nitric khi bị nhiệt phân cho

N2 , N2O (đinitơ oxit)

NH4NO2 →t0 N2 + 2H2O ; NH4NO3 →t0 N2O + 2H2O

(các phản ứng này dùng để điều chế N2 và N2O trong phòng thí nghiệm)

Muối

nitrat

Muối của axit nitric được gọi là muối nitrat

I Tính chất vật lí : Tất cả các muối nitrat đều dễ tan trong nước và là chất điện li mạnh Trong dd loãng, chúng phân li hoàn toàn thành các ion Ion NO3- không màu

II Tính chất hóa học :

1 Phản ứng nhiệt phân :

- Các muối nitrat của kim loại hoạt động mạnh (Na, K,…) bị phân hủy tạo ra muối nitrit và O2 NaNO3 →t0 NaNO2 + O2

- Muối nitrat của Mg, Zn, Fe, Pb, Cu,… bị phân hủy tạo ra oxit của kim loại tương ứng, NO2

và O2.

2Cu(NO3)2

0

t

→ 2CuO + 4NO2 + O2

4Al(NO3)3 →t0 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

4Fe(NO3)2 →t0 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

4Fe(NO3)3 →t0 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

- Muối nitrat của Ag, Au, Hg,… bị phân hủy tạo thành kim loại tương ứng, NO2 và O2 2AgNO3 →t0 2Ag + 2NO2 + O2

Hg(NO3)2 →t0 Hg + 2NO2 + O2

2 Phản ứng oxi hóa – khử :

3Cu + 8H+ + 2NO3- →t0 3Cu2+ + 2NO ↑ + 4H2O

2NO + O2 (không khí) → 2NO2 (màu nâu đỏ)

(phản ứng để nhận biết ion NO 3 - trong dung dịch)

III Ứng dụng :

- Các muối nitrat chủ yếu được sử dụng làm phân bón (phân đạm). Ví dụ : NH4NO3 (đạm 2 lá), NaNO3, KNO3,…

- Kali nitrat còn được dùng chế tạo thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói) Thuốc nổ đen chứa 75% KNO3 , 10% S và 15% C

Muối

photphat

Muối photphat là muối của axit photphoric Gồm 3 loại muối :

- Muối photphat trung hòa : Na3PO4, (NH4)3PO4 , Ca3(PO4)2 ,…

- Muối đihiđrophotphat : KH2PO4, NH4H2PO4 , Ca(H2PO4)2 ,…

- Muối hiđrophotphat : Na2HPO4 , (NH4)2HPO4 , CaHPO4 ,…

1 Tính tan : tất cả muối đihiđrophotphat đều tan Trong các muối hiđrophotphat và photphat trung hòa chỉ có muối của kim loại Na, K và amoni là dễ tan còn muối các kim loại khác đều không tan hoặc ít tan

2 Nhận biết ion photphat : 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4 ↓ (màu vàng)

(kết tủa này không tan trong nước, nhưng tan trong dd axit nitric loãng)

I Cấu

tạo

phân

tử

Mũi tên trong CTCT trên cho biết cặp

e liên kết chỉ do nguyên tử N cung cấp

Trong hợp chất HNO3, N có số oxi hóa cao nhất là

+5 và hóa trị IV

Trong hợp chất H3PO4 , P có số oxi hóa cao nhất

là +5 và hóa trị V

II.

Tính

chất

vật lí

- Là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong

không khí ẩm

- Kém bền, phân hủy ngay ở nhiệt độ thường khi có

ánh sáng

Là chất tinh thể trong suốt, nóng chảy ở 42,50C, rất háo nước nên dễ chảy rữa, tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào Axit photphoric thường dùng là dd đặc, sánh, không màu, nồng độ 85%