Tổng hợp Lý thuyết chương Nhóm Nitơ, Photpho - Hoá học lớp 11

Tổng hợp Lý thuyết chương Nhóm Nitơ, Photpho

Tài liệu Tổng hợp Lý thuyết chương Nhóm Nitơ, Photpho Hoá học lớp 11 sẽ tóm tắt kiến thức trọng tâm về Nhóm Nitơ, Photpho từ đó giúp học sinh ôn tập để nắm vứng kiến thức môn Hoá học lớp 11.

• Lý thuyết Khái quát Nhóm Nitơ Xem chi tiết
• Lý thuyết Tính chất của Nitơ Xem chi tiết
• Lý thuyết Tính chất của Amoniac và muối amoni Xem chi tiết
• Lý thuyết Tính chất của Axit nitric và muối nitrat Xem chi tiết
• Lý thuyết Tính chất của Photpho Xem chi tiết
• Lý thuyết Tính chất của Axit Photphoric và muối Photphat Xem chi tiết
• Lý thuyết Phân bón hóa học Xem chi tiết
• Lý thuyết Tính chất của Nitơ và hợp chất của chúng Xem chi tiết
• Lý thuyết Tính chất của Photpho và hợp chất của chúng Xem chi tiết

Lý thuyết Khái quát Nhóm Nitơ

I. Vị trí của nhóm nito trong bảng tuần hoàn

    - Thuộc nhóm V trong bảng hệ thống tuần hoàn.

    - Nhóm Nitơ gồm: Nitơ (N), Photpho (P), Asen(As), atimon (Sb) và bitmut (Bi).

    - Chúng đều thuộc các nguyên tố p.

Một số tính chất của các nguyên tố nhóm nitơ

II. Tính chất chung các nguyên tố nhóm nitơ.

1. Cấu hình electron của nguyên tử

    - Cấu hình lớp electron ngoài cùng: ns²np³.

    - Ở trạng thái cơ bản, nguyên tử của các nguyên tố nhóm nitơ có 3 electron độc thân, do đó trong các hợp chất chúng có cộng hóa trị là 3.

    - Đối với các nguyên tố: P, As, Sb ở trạng thái kích thích có 5 elctron độc thân nên trong hợp chất chúng có liên kết cộng hóa trị là 5 (trừ Nitơ).

2. Sự biến đổi tính chất của các đơn chất

    a. Tính oxi hóa khử

        + Trong các hợp chất chúng có các số oxi hoá: -3, +3, +5. Riêng Nitơ còn có các số oxi hoá: +1 , +2 , +4.

        + Các nguyên tố nhóm Nitơ vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.

        + Khả năng oxi hóa giảm từ nitơ đến bitmut.

    b. Tính kim loại - phi kim: Đi từ nitơ đến bitmut, tính phi kim của các nguyên tố giảm dần, đồng thời tính kim loại tăng dần.

3. Sự biến đổi tính chất của các hợp chất

    a. Hợp chất với hiđro: RH₃

        + Độ bền nhiệt của các hiđrua giảm từ NH₃ đến BiH₃.

        + Dung dịch của chúng không có tính axit .

    b. Oxit và hiđroxit

        + Có số oxi hoá cao nhất với ôxi: +5.

        + Độ bền của hợp chất với số oxi hoá +5 giảm xuống.

        + Với N và P số oxi hóa +5 là đặc trưng.

        + Tính bazơ của các oxit và hiđroxit tăng còn tính axit giảm theo chiều từ nitơ đến bitmut.

Lý thuyết Tính chất của Nitơ

I. Cấu tạo phân tử

    - Nhóm VA có cấu hình electron ngoài cùng là: ns²np³.

    - Nên vừa thể hiện được tính oxh và tính khử.

    - Cấu hình electron của N₂: 1s²2s²2p³.

    - CTCT: N ≡ N.

    - CTPT: N₂.

    - Số oxh của N₂: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

II. Tính chất vật lý

    - Là chất khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí (d = 28/29), hóa lỏng ở -196 ºC.

    - Nitơ ít tan trong nước, hoá lỏng và hoá rắn ở nhiệt độ rất thấp. Không duy trì sự cháy và sự hô hấp (không độc).

III. Tính chất hóa học

    - Nitơ có các số oxi hoá: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

    - N₂ có số oxi hoá 0 nên vừa thể hiện tính oxi hoá và tính khử.

    - Nitơ có E_{N N} = 946 kJ/mol, ở nhiệt độ thường nitơ khá trơ về mặt hóa học nhưng ở nhiệt độ cao hoạt động hơn.

    - Nitơ thể hiện tính oxi hóa và tính khử, tính oxi hóa đặc trưng hơn.

1. Tính oxi hoá: Phân tử nitơ có liên kết ba rất bền, nên nitơ khá trơ về mặt hóa học ở nhiệt độ thường.

    a. Tác dụng với hidro

    Ở nhiệt độ cao, áp suất cao và có xúc tác. Nitơ phản ứng với hidro tạo amoniac.

    b. Tác dụng với kim loại

    - Ở nhiệt độ thường nitơ chỉ tác dụng với liti tạo liti nitrua: 6Li + N₂ → 2Li₃N.

    - Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với nhiều kim loại: 3Mg + N₂ → Mg₃N₂ (magie nitrua).

    Lưu ý: Các nitrua dễ bị thủy phân tạo NH₃.

    Nitơ thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn.

2. Tính khử

    - Ở nhiệt độ cao (3000 ºC) Nitơ phản ứng với oxi tạo nitơ monoxit.

    - Ở điều kiện thường, nitơ monoxit tác dụng với oxi không khí tạo nitơ đioxit màu nâu đỏ.

    Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện lớn hơn.

    - Các oxit khác của nitơ: N₂O, N₂O₃, N₂O₅ không điều chế được trực tiếp từ nitơ và oxi.

    Ghi nhớ: Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Thể hiện tính oxi hóa khi tác dụng với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn.

IV. Trạng thái tự nhiên

    Trong tự nhiên, nito tồn tại ở dạng tự do và dạng hợp chất.

    - Ở dạng tự do, nito chiếm 80% thể tích không khí.

    - Ở dạng hợp chất, nito có nhiều trong khoáng vật NaNO₃ có tên là diêm tiêu natri.

    Ngoài ra nito có trong thành phần của protein, axit ucleic, … và nhiều hợp chất hữu khác.

V. Ứng dụng và điều chế

1. Ứng dụng

    - Nitơ là thành phần dinh dưỡng chính của thực vật.

    - Tổng hợp amoniac để điều chế phân đạm, axit nitric …

    - Được dùng làm môi trường trơ trong công nghiệp.

    - Nitơ lỏng được dùng để bảo quản máu và các mẫu sinh học khác.

2. Điều chế.

    a. Trong công nghiệp

    Chưng cất phân đoạn không khí lỏng, thu nitơ ở -196 ºC, vận chuyển trong các bình thép, nén dưới áp suất 150 at.

    b. Trong phòng thí nghiệm

    Đun dung dịch bão hòa muối amoni nitrit (Hỗn hợp NaNO₂ và NH₄Cl):

Lý thuyết Tính chất của Amoniac và muối amoni

A. AMONIAC

I. Cấu tạo phân tử

    Trong phân tử NH₃, N liên kết với ba nguyên tử hidro bằng ba liên kết cộng hóa trị có cực. NH₃ có cấu tạo hình chóp với nguyên tử Nitơ ở đỉnh. Nitơ còn một cặp electron hóa trị là nguyên nhân tính bazơ của NH₃.

II. Tính chất vật lý

- Amoniac (NH₃) là chất khí không màu, có mùi khai xốc, nhẹ hơn không khí, tan rất nhiều trong nước.

III. Tính chất hóa học

1. Tính bazơ yếu

    - Tác dụng với nước:

NH₃ + H₂O ⇋ NH₄⁺ + OH^-

    ⇒ Dung dịch NH₃ là một dung dịch bazơ yếu.

    - Tác dụng với dung dịch muối (muối của những kim loại có hidroxit không tan):

AlCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O → Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Al³⁺ + 3NH₃ + 3H₂O → Al(OH)₃↓ + 3NH₄⁺

    - Tác dụng với axit → muối amoni:

NH₃ + HCl → NH₄Cl (amoni clorua)

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ (amoni sunfat)

2. Khả năng tạo phức

    Dung dịch amoniac có khả năng hòa tan hiđroxit hay muối ít tan của một số kim loại, tạo thành các dung dịch phức chất.

    Ví dụ:

    * Với Cu(OH)₂:

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

    * Với AgCl:

AgCl + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl

    Sự tạo thành các ion phức là do sự kết hợp các phân tử NH₃ bằng các electron chưa sử dụng của nguyên tử nitơ với ion kim loại.

3. Tính khử

    - Amoniac có tính khử: phản ứng được với oxi, clo và khử một số oxit kim loại (Nitơ có số oxi hóa từ -3 đến 0, +2).

    - Tác dụng với oxi:

    - Tác dụng với clo:

2NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6HCl

    NH₃ kết hợp ngay với HCl vừa sinh ra tạo “khói trắng” NH₄Cl

    - Tác dụng với CuO:

IV. Ứng dụng

    - Sản xuất axit nitric, các loại phân đạm như ure (NH₂)₂CO; NH₄NO₃; (NH₄)₂SO₄; …

    - Điều chế hidrazin (N₂H₄) làm nhiên liệu cho tên lửa.

    - Amoni lỏng dùng làm chất gây lạnh trong máy lạnh.

V. Điều chế

1. Trong phòng thí nghiệm

    Đun nóng muối amoni với Ca(OH)₂

2. Trong công nghiệp

    Tổng hợp từ nitơ và hiđro

    - Nhiệt độ: 450 – 500^oC.

    - Áp suất cao từ 200 – 300 atm.

    - Chất xúc tác: sắt kim loại được trộn thêm Al₂O₃, K₂O, ...

    Làm lạnh hỗn hợp khí bay ra, NH₃ hóa lỏng được tách riêng.

B. MUỐI AMONI

    Là tinh thể ion gồm cation NH₄⁺ và anion gốc axit.

I. Tính chất vật lý

    - Là những hợp chất tinh thể ion, phân tử gồm cation NH₄⁺ và anion gốc axit.

    - Tan nhiều trong nước điện ly hoàn toàn thành các ion.

    NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-; Ion NH₄⁺ không có màu.

II. Tính chất hóa học

1.Phản ứng thuỷ phân: Tạo môi trường có tính axit làm quỳ tím hoá đỏ.

NH₄⁺ + HOH → NH₃ + H₃O⁺ (Tính axit)

2. Tác dụng với dung dịch kiềm: (nhận biết ion amoni, điều chế amoniac trong phòng thí nghiệm)

3. Phản ứng nhiệt phân

    - Muối amoni chứa gốc của axit không có tính oxi hóa khi nung nóng bị phân hủy thành NH₃.

    NH₄HCO₃ (bột nở) được dùng làm xốp bánh.

    - Muối amoni chứa gốc của axit có tính oxi hóa khi bị nhiệt phân cho ra N₂, N₂O.

    - Nhiệt độ lên tới 500^oC, ta có phản ứng:

2NH₄NO₃ → 2N₂ + O₂ + 4H₂O