CHUYÊN ĐỀ
SƯU TẦM VÀ XÂY DỰNG HỆ THỐNG CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP ÔN THI
HỌC SINH GIỎI CÁC CẤP PHẦN NITƠ VÀ HỢP CHẤT
MÃ: H15
A. PHẦN MỞ ĐẦU
1. Lí do chọn đề tài
Hóa nguyên tố nói chung và các phi kim nói riêng có nhiều bài tập khó và hay
trong các đề thi học sinh giỏi các cấp. Hóa học nghiên cứu về phi kim là vấn đề rất
rộng, bao gồm cả tính chất của các nguyên tố phi kim và tính chất của các hợp chất
của chúng. Trong kiến thức về phi kim thì kiến thức về phần Nitơ và hợp chất có vai
trò khá quan trọng vì đơn chất cũng như các hợp chất của nitơ có trong tự nhiên, có
nhiều ứng dụng trong đời sống và trong sản xuất, đã có một số tài liệu đề cập đến vấn
đề này song số lượng còn ít, nhất là những bài tập liên quan. Do vậy, tôi viết đề tài
này để có thêm tư liệu giảng dạy ôn thi học sinh giỏi các cấp, đồng thời là tài liệu cho
các em học sinh và đồng nghiệp tham khảo.
2. Mục đích của đề tài
Mục đích viết chuyên đề này là cung cấp một số kiến thức về lý thuyết và các
bài tập về nitơ và các hợp chất của nitơ, các câu hỏi bài tập liên quan đến tính chất,
ứng dụng, điều chế chất và các bài tập liên quan đến các phần cấu tạo chất, nhiệt
động học, điện hóa, dung dịch, tốc độ phản ứng …
B. PHẦN NỘI DUNG
* TÓM TẮT LÝ THUYẾT
I. ĐƠN CHẤT NI TƠ
1. Cấu tạo phân tử và tính chất vật lý:
+ Nitơ thiên nhiên là hỗn hợp của đồng vị : 714N và 715N với tỉ lệ 272:1. Đồng vị 715N
thường dùng trong phương pháp đánh dấu nguyên tử và có thể đưa vào axit HNO3
với tỉ lệ 99,8%.
+ Điều kiện thường Nitơ
.. tồn.. tại dưới dạng phân tử N2 gồm hai nguyên tử:
N N
- Theo thuyết VB:

N2 + 3H2

Fe
4500C

2 NH3

t0C

3Ca + N2
Ca3N2
3. Trạng thái tự nhiên, ứng dụng và điều chế:
a. Trạng thái tự nhiên:
+ Trong khí quyển, N2 chiếm 78,03% thể tích của không khí, ngoài ra nó còn có
trong một số khoáng vật như diêm tiêu (NaNO3). Nitơ có trong mọi sinh vật dưới
dạng hợp chất hữu cơ phức tạp…như protein, axit nucleic….
b. Điều chế:
+ Trong công nghiệp, người ta điều chế nitơ bằng cách chưng cất phân đoạn không khí
lỏng (cũng dùng cách này để điều chế oxi): Không khí được làm sạch khỏi bụi bặm,
làm lạnh sơ bộ để loại CO2 và hơi nước, sau đó được nén tới áp suất 150 atm và làm
lạnh tới –1900C để hoá lỏng toàn bộ không khí, sau đó nâng dần nhiệt độ lên để lấy
nitơ và oxi.
+ Trong tự nhiên, nitơ được đồng hoá bởi 1 số vi sinh vật, vi khuẩn sống trong nốt
sần của rễ cây họ đậu.
+ Trong phòng thí nghiệm: nitơ tinh khiết được điều chế bằng cách nhiệt phân dung
dịch bão hoà muối amoni ntrit (NH4NO2) theo phản ứng :
t
 N2 + 2 H2O
NH4NO2 
- Có thể thay NH4NO2 bằng hỗn hợp muối : NH4Cl + NaNO3.

↑↓

↑

↑↓

+ 7N: 1s22s22p3

..
..

..
..

↑

.N.

N

H

↑

sp3

H

H


3NH3 + 3H2O + AlCl3  Al(OH)3 + 3NH4Cl
- Kết hợp với nhiều muối kim loại tạo thành amoniacat dạng tinh thể như
CaCl2.8NH3, CuSO4.4NH3…Các amoniacat cũng giống như các hidrat trong tinh thể
ngậm nước.
- Giống như nước, NH3 nhờ có đôi electron tự do nên nó có thể liên kết với nhiều ion
kim loại chuyển tiếp tạo thành phức chất bền:
Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2
- Điều kiện thường khí amoniac có thể kết hợp với khí CO2 tạo thành amonicacbamat
theo phản ứng:
ONH4
CO2(k) + 2NH3 →
O=C
NH2

(Amonicacbamat)

Nhiệt phân amonicacbamat ở 1800C và 200atm thì thu được urê. Đây chính là
phương pháp điều chế phân đạm urê trong công nghiệp.
O=C

ONH4 1800C, 200atm
O=C
NH2

NH2
NH2

+ H2O Urê

+ Tính khử:


t
 N2 + 3H2O + 3Cu
3CuO + 2NH3 
+ Phản ứng thế nguyên tử hiđro trong NH3 bằng kim loại:
- Ở nhiệt độ cao, những nguyên tử hidro trong phân tử amoniac có thể được lần lượt
thay thế bằng các nguyên tử kim loại hoạt động để tạo thành amiđua (chứa nhóm
NH2-), imiđua (nhóm NH2-), nitrua (N3-):
0

0

C

 2NaNH2 (Natri amidua) + H2.
2Na + 2 NH3 300
900 C

 2AlN (Nhôm nitrua) + 3H2.
2Al + 2NH3 800
c. Trạng thái tự nhiên:
+ Trong thiên nhiên khí amoniăc sinh ra trong quá trình thối rữa các protit trong xác
các sinh vật, trong quá trình phân huỷ ure trong chất bài tiết của sinh vật dưới tác
dụng của 1 số vi khuẩn.
+ Nó là sản phẩm phụ, thu được trong các quá trình sản xuất than cốc.
d. Ứng dụng:
+ Trong công nghiệp NH3 chủ yếu được dùng để sản xuất HNO3, các loại phân đạm,
đạm urê và sôđa, bản thân NH3 cũng được dùng trực tiếp làm phân bón.
e. Điều chế:
+ Trong PTN, người ta điều chế NH3 bằng cách đun sôi dung dịch NH4OH đậm đặc

→ t  2000C.
Khi nhiệt độ > 2000C, tốc độ phản ứng lớn nhưng do ∆H0 > 0 nên cân bằng
dịch chuyển sang trái dẫn đến hiệu suất phản ứng không cao.
5


Khi nhiệt độ < 2000C, cân bằng dịch chuyển sang phải nhưng tốc độ phản ứng
lại thấp dẫn đến hiệu suất của phản ứng không cao.
Để vượt qua khó khăn này, người ta dùng xúc tác là Fe kim loại được hoạt hoá
bằng Al2O3 và K2O. Với chất xúc tác nà cho phép phản ứng thực hiện ở nhiệt độ từ
4000C  6000C. (Nhà má phân đạm Hà Bắc thực hiện ở nhiệt độ 5000C).
- Yếu tố áp suất:
Vì phản ứng làm giảm số mol khí nên khi áp suất tăng thì cân bằng sẽ dịch
chuyển sang phía phải. Do đó, phản ứng phải được thực hiện ở áp suất cao từ 200 
1000 (atm). Nhà máy phân Hà Bắc thực hiện ở áp suất 320atm.
- Tỉ lệ số mol nH2 : nN2: Người ta thấy rằng khi tỉ lệ nH2 : nN2 = 3:1 tức là, tức là
bằng tỉ lệ của hệ số tỉ lượng trong phương trình phản ứng thì hiệu suất phản ứng đạt
giái trị cực đại. Như vậ người ta đưa vào hỗn hợp phản ứng hai chất H2 và N2 theo tỉ
lệ về số mol là 3:1.
+ Với các điều kiện như trên thì hiệu suất tổng hợp NH 3 chỉ đạt cỡ 20  25%
do vậy người ta phải đưa N2 và H2 qua lại dâ chuyền sản xuất ban đầu. Nếu có xúc
tác, nhiệt độ cần dùng là : 400 – 6000C
2. Muối amôni và gốc amoni (NH4+).
+ Ion NH4+ có cấu tạo hình tứ diện đều với 4 nguyên tử H ở 4
H
+
đỉnh, nguyên tử N ở trung tâm:
+ Bán kính của cả ion NH4+ (1,43A0), gần tương đương với bán
N
kính các ion kim loại kiềm Rb+, K+(1,48A0-1,44A0).



0

t C
NH4NO2 
N2 + H2O
0

C

 N2O + H2O
NH4NO3 200
0

C

 2N2 + O2
2N2O 300
0

t C
(NH4)2SO4 
NH3 + H2SO4
0

t C
H2SO4 
SO3 + H2O
0

O
H2N : … H
Hidrazin là một dung môi ion hoá rất tốt cho nhiều chất do hằng số điện môi lớn ( =
53 ở 220C).
c) Tính chất hóa học.
Cũng giống như NH3 lỏng, nó cũng hoà tan kim loại kiềm tạo thành dung dịch xanh
lam, nhưng lại tạo ra khí hidro:
2N2H4 + 2Na  2NaN2H3 + H2
Là hợp chất thu nhiệt, nhưng nó khá bền, chỉ phân huỷ khi có xúc tác:
t
 N2H4
N2 + 2H2 
H0 = 50 kJ/mol.
Là một bazơ yếu hơn bazơ NH3 :
N2H4 + H2O  N2H5+ + OH- K1=8,5.10-7
N2H5+ + H2O  N2H62+ + OH- K2=8,9.10-16
7
0


Do đó hidrazin thường tạo ra 2 loại muối chứa 2 cation ở trên, các muối này đều dễ
tan, muối +1 bền trong nước, còn muối +2 bị thuỷ phân trong nước tạo ra ion +1 bền
hơn.
Nó cũng có thể kết hợp với các muối tạo ra sản phẩm kết hợp như: CrCl 2.2N2H4.
Về tính khử, nó mạnh hơn NH3, nguyên nhân là số oxi hoá -2 của N kém bền
hơn nhiều so với số oxi hoá -3. Thể hiện ở phản ứng cháy trong không khí toả nhiệt
mạnh:
t
 N2 + 2H2O
N2H4 + O2 

H0 = -295 kJ/mol.
Hoặc trong nước nó phân huỷ dần theo phản ứng :
HN3 + H2O  N2 + NH2OH.
Phản ứng với các kim loại như 1 axit yếu:
Zn + 3HN3  Zn(N3)2 + NH3 + N2
Muối của nó được gọi là muối azit, người ta đã biết nhiều azit của kim loại, azit của
kim loại nặng thường dễ gây nổ…nên thường dùng làm mồi nổ, như Pb(N 3)2… azit
của kim loại kiềm & kiềm thổ bền hơn nhiều, đun nóng tới 3000C chúng mới phân
huỷ hoàn toàn nhưng lại êm dịu:
0

8


t
 2Na + 3N2
2NaN3 
Axit hidrazoic là một axit có tính oxi hoá mạnh do số OXH của nguyên tử N trong
nó, hỗn hợp của nó với HCl đặc nóng giống như nước cường thuỷ:
2Au + 3HN3 + 11HCl  2HAuCl4 + 3N2 +3NH4Cl
3Ion N được gọi là ion “giả halogen” do tính chất tương tự ion halgen: về độ tan, về
khả năng tạo phức…
d) Điều chế
Cho các azit phản ứng với axit sunfuric, thường dùng là NaN3, lấy được từ quá trình
cho N2O + NaNH2 ở 1900C.
4. Hidroxyl amin (NH2OH)
Được coi là sản phẩm thế 1 nguyên tử H trong NH 3 bằng nhóm –OH, nó có nhiều
tính chất trung gian giữa NH3 và H2O.
a) Tính chất vật lí.
Dạng tinh thể không màu, nóng chảy ở 330C, sôi ở 580C (ở 22mmHg). Kém bền, dễ

Các kim loại chuyển tiếp tạo nên được các nitrua xâm nhập có cấu tạo tương tự
Borua và Cacbua xâm nhập. Các nitrua này thường không có công thức hợp thức (vì
thiếu nitơ) như là VN, Mo2N, W2N, Fe4N… Các nitrua có độ cứng, độ dẫn điện giống
như kim loại: chúng rất cứng, khó nóng chảy. Ví dụ như: VN nóng chảy ở 25700C và
độ cứng 910, khá trơ về mặt hoá học.
Chúng được điều chế bằng cách cho bột kim loại trong khí nitơ hoặc NH 3 ở nhiệt độ
khoảng 12000C.
6. Oxit của nitơ.
Nitơ tạo nên 9 oxit: N2O, NO(N2O2), N2O3, NO2(N2O4), N2O5, NO3(N2O6)..
Trong đó 2 oxit sau cùng rất kém bền, nên không đặc trưng, ngoài ra có 3 oxit có cân
bằng giữa 2 dạng đime và monome.
a) Đinitơ oxit (N2O)
* Cấu trúc phân tử :
Phân tử đinitơ oxit có cấu tạo đường thẳng tương tự với phân tử CO 2 nhưng không
đối xứng:
:N
N
O:
0
Độ dài liên kết đo được ở đây là N—N : 1,26A , còn N—O : 1,186A0. Độ dài liên
kết cho thấy liên kết N—N nằm giữa 2 dạng liên kết ba NN và liên kết đôi N=N,
còn liên kết N—O nằm giữa 2 dạng liên kết đôi N=O và liên kết đơn N—O. Như vậy
có thể thấy nitơ đioxit nằm giữa 2 dạng cấu trúc :
:N=N=O:

:NNO:
Phân tử N2O có tổng số e- giống với phân tử CO2, cả 2 oxit này ở trạng thái rắn có
cấu trúc mạng lưới tinh thể giống nhau.
* Tính chất vật lí:
Là khí không màu, mùi tương đối dễ chịu. Hoá rắn ở –910C và hoá lỏng ở –890C. Nó

* Cấu hình e- của phân tử NO:
(1s)2 (1s*)2 (2s )2 (2s*)2 x2y2 (z) 2 (x*)1
và tương ứng có cấu tạo:
:N
O:
Vạch chấm giữa N và O báo hiệu 1 liên kết ba e- (hay còn gọi là liên kết một
electron). Như vậy liên kết giữa N và O là liên kết 2,5. Điều này phù hợp với độ dài
liên kết là 1,4A0.
Trạng thái khí nó ít thể hiện tính chất của phân tử 1e-, nhưng trạng thái rắn và
lỏng nó có khuynh hưóng trùng hợp 2 phân tử để tạo ra dạng đime N2O4.:
1,10A0
N
O
2,33 A0
O
N
* Tính chất vật lí: là khí không màu rất độc, khó hoá rắn và khó hoá lỏng. ít tan trong nước.
* Tính chất hóa học:
Nó khá bền với nhiệt, 5500C nó chưa phân huỷ rõ rệt. Photpho đang cháy tiếp tục
cháy trong NO, còn H2 với NO có thể nổ khi đun nóng. Với H2S , SO2 đều phản ứng
với NO:
0

t
 N2 + 2S + 2H2O
2NO + 2H2S 
0

t
 N2O + SO3

O
Theo phương pháp VB, trong phân tử NO2 nguyên tử N ở trạng thái lai hoá sp2.
Hai orbital lai hoá được dùng để tạo 2 liên kết  với 2 nguyên tử oxi, còn 1 orbital lai
hoá chứa 1 e- độc thân. Một orbital 2p không lai hoá cũng chứa 1 e- dùng tạo liên kết
 với 1 trong 2 nguyên tử O, như vậy liên kết  đó là liên kết không định chỗ.
* Tính chất vật lí:
Khí NO2 có màu nâu đỏ, nặng hơn không khí, mùi khó chịu và độc. Còn phân tử
N2O4 điều kiện thường là chất lỏng có màu vàng nhạt, nóng chảy ở –11,20C và sôi ở
21,150C nên nó là chất dễ bay hơi. Đồng thời nó cũng dễ phân huỷ ở nhiệt độ lớn hơn
nhiệt độ sôi.
* Tính chất hóa học:
Có các tính chất của phân tử có số lẻ e-, như có màu, trùng hợp 2 phân tử để
tạo dạng dime N2O4 nhờ có 1e- chưa ghép đôi trên mỗi nguyên tử N, phân tử N2O4 có
cấu tạo:
O
O
0
1,64A
N
N
1260
Hình 8: phân tử N2O4
O
O
Phân tử N2O4 không màu và nghịch từ.
Cân bằng chuyển dịch giữa 2 dạng trên phụ thuộc mạnh vào nhiệt độ:
2NO2  N2O4
H0 = -61,5 kJ
Ở 1500C khí NO2 phân huỷ rõ rệt, và ở 6000C phân huỷ hoàn toàn theo phản ứng:
t

t
 CO2 + NO
NO2 + CO 
0

t
 SO3 + NO
NO2 + SO2 
Hoặc khử các chất có tính oxi hoá mạnh: O3, H2O2…
2NO2 + O3  N2O5 + O2.
2NO2 + H2O2  2HNO3
Còn N2O4 dạng lỏng là dung môi không tốt vì có hằng số điện môi bé (=2,47).
Nó có khả năng hoà tan một số chất nhờ có tương tác với chúng, như kim loại kiềm,
Ag, Cu, Pb…muối clorua, clorat.
Na + N2O4 NaNO3 + NO
NaClO3 + N2O4  NaNO3 + NO2 + ClO2
Các phản ứng đều cho thấy nó chứa ion nitrozoni của axit nitric NO+ ,NO3—, do
đó coi N2O4 có quá trình tự ion hoá sau:
N2O4  NO+ + NO3--.
* Điều chế: trong CN người ta cho NO tương tác với oxi. Trong PTN thường thu
được từ phản ứng Cu + HNO3 đặc.
d) Đinitơ trioxit (N2O3).
Dạng rắn có màu lam nhạt, nóng chảy ở –1020C, sôi ở –250C, phân huỷ ở –100C
Hơi của nó gồm những phân tử N2O3 có cấu tạo:
0

O
N

Hình 9: phân tử N2O3

chậm thành NO2 và O2.
Là chất oxi hoá mạnh do N trong nó có số oxi hoá max, là anhidrit axit nên nó
tan trong nước tạo thành axit nitric. Có đầy đủ tính chất của oxit axit mạnh.
N2O5 + H2O  2HNO3.
Điều chế bằng cách dùng P2O5 hút nước của axit tương ứng:
P2O5 + 2HNO3  2HPO3 + N2O5.
7. Oxiaxit của nitơ.
Người ta đã biết 6 oxiaxit của N là: axit hiponitrơ (H2N2O2), axit hiponitric
(H2N2O3), axit nitrơ (HNO2), axit nitroxilix (H2NO2), axit nitric (HNO3), axit
pennitric (HNO4). Quan trọng đối với thực tế là axit nitrơ, axit nitric.
a. Axit hiponitrơ (H2N2O2)
Về hình thức được coi là dạng hidrat N2O.H2O. Nó có cấu tạo:
H O
N
N
O
H
Điều kiện thường là chất rắn dạng tinh thể không màu, không bền, dễ phân huỷ nổ
khi va chạm nhẹ. Ngay ở điều kiện thường nó đã phân huỷ dần theo phản ứng :
H2N2O2 N2O + H2O
(Phản ứng ngược lại không xảy ra do đó không coi N2O là anhidrit của axit đó)
Tan nhiều trong nước, rượu và ete, và là axit rất yếu.
Có khả năng oxi hoá và khử nhưng rất yếu.
Muối của nó bền hơn, ví dụ Na2N2O2 tan nhiều trong nước, muối Ag2N2O2 là
kết tủa màu vàng không tan trong nước.
Axit hiponitrơ được tạo nên khi cho muối của nó tác dụng với axit HCl:
Ag2N2O2 + 2HCl  H2N2O2 + 2AgCl
b. Axit nitrơ (HNO2).
* Cấu tạo: có lẽ nó có 2 kiến trúc cộng hưởng nhau là:
O

* Điều chế axit HNO2 bằng cách cho muối nitrit tác dụng với axit mạnh.
c. Axit nitric (HNO3).
*Cấu tạo: trạng thái hơi, phân tử HNO3 có cấu tạo là:
O

H
0

0,96A

1,21A0

1020 1160
O

0

1,41A

N

1300

1140
O

Hình 12: Phân tử HNO3
* Tính chất vật lí:
Dạng tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí, hoá rắn
ở –410C và sôi ở 860C.

4Zn + 10HNO3 (loãng)  4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
3Pb + 8HNO3 (loãng)  3Pb(NO3)2 + 2NO
+ 4H2O
Pb + 4HNO3 (đặc)
 Pb(NO3)2 + 2NO2
+2H2O
(Với phản ứng của axit đặc, sản phẩm lúc đầu có lẽ là HNO 2, axit này không bền, tạo
thành NO2 và NO, khí NO2 sinh ra lại tương tác với nước:
2NO2 + H2O  HNO3 + H2O
Cân bằng trên sẽ chuyển dịch theo chiều sang trái, do môi trường là axit đặc,
nên khí sinh ra chủ yếu là NO2).
Khi tương tác với các nguyên tố phi kim, axit này oxi hóa phi kim đó lên dạng
oxiaxit hoặc axit trong đó nguyên tố phi kim thường số oxi hoá là cao nhất.
Một số kim loại thông thường bị thụ động trong axit nitric đặc như Fe, Al, Cr…
Hỗn hợp axit đặc (1VHNO3 :3VHCl) được gọi là nước cường thủy (cường toan).
Hỗn hợp này có tính oxi hóa mạnh hơn HNO3 rất nhiều, có khả năng hoà tan Au và Pt.
3Pt + 4HNO3 + 12HCl  3PtCl4 + 4NO + 8H2O
PtCl4 + 2HCl  H2[PtCl6]
* Ứng dụng và phương pháp điều chế:
- Là một trong những hoá chất cơ bản rất quan trọng, dùng trong công nghiệp
điều chế thuốc nổ (TNT, nitroglixerin…), phân bón, phẩm nhuộm, hoá chất, dược
phẩm… Cũng là hoá chất thông dụng trong phòng thí nghiệm.
+ Trong phòng thí nghiệm, người ta điều chế từ muối KNO3 tinh thể với H2SO4
đặc, đun nóng:
t C
KNO3 (rắn) + H2SO4 (đặc) 
KHSO4 + HNO3.
0

16

N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2
3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O
- Bằng phương pháp chưng cất phân đoạn chỉ thu được dung dịch HNO 3
69,2%, muốn thu được HNO3 có nồng độ cao hơn nữa cần phải chưng cất HNO3 khi
có mặt dung dịch H2SO4 đặc để hút nước hoặc tổng hợp HNO3 bằng cách oxi hoá
N2O4 lỏng bằng oxi trong nồi áp suất :
2N2O4 + O2 + 2H2O  4HNO3
8.Muối của các axit cơ bản:
a. Nitrit (NO2--)
Muối của axit nitrơ gọi là nitrit, dạng muối bền hơn hẳn dạng axit, đa
số đều không có màu.
Cấu tạo ion NO2- được biết đến là:
Hình 13: Ion NO2N
O
O
Nhờ có cặp e- tự do ở N mà ion NO2— có khả năng tạo liên kết cho nhận với các
ion kim loại. Một phức thường gặp của nó là natri cobantinitrit Na 3[Co(NO2)6]. Đây
là thuốc thử dung phát hiện ion K+ nhờ tạo kết tủa K3[Co(NO2)6] màu vàng.
Nitrit của kim loại kiềm khá bền , nitrit của các kim loại khác kém bền hơn 1 chút.
Trong môi trường axit, muối nitrit thể hiện tính oxi hoá khử như là HNO2.
Muối nitrit được dùng nhiều trong CN hoá học, nhất là trong CN phẩm nhuộm azzo.
b. Nitrat (NO3--)
Nitrat là muối của axit nitric, ion NO3—có cấu tạo hình tam giác đều với góc ONO
là 1200, độ dài liên kết N-O là 1,218A0:
17


Trong ion đó, nguyên tử N ở trạng thái lai hoá sp2
ba orbital lai hoá tham gia liên kết tạo ra 3 liên kết
N

Trong môi trường trung tính, các muối nitrat hầu như không có tính chất oxi
hoá, trong môi trường axit thì ion NO3- thể hiện tính oxi hoá như axit HNO3, trong
môi trường kiềm nó bị Zn và Al khử về đến NH3:
3Cu + 2NO3- + 8H+  3Cu2+ + 2NO + 4H2O
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 3H2O  4Na2[Zn(OH)4] + NH3.
Muối nitrat kim loại có thể điều chế bằng cách cho axit nitric tác dụng với kim
loại, oxit, hiđroxit hay muối cacbonat của kim loại đó.
Muối nitrat có giá trị đối với thực tế là KNO3 hay còn gọi là diêm tiêu.
Diêm tiêu: KNO3:
+ KNO3 là những chất ở dạng tinh thể tà phương, nóng chảy ở 3340. Nó không
hút ẩm, tan trong nước và độ tan tăng dần theo nhiệt độ nên rất dễ kết tinh lại. Nó
khótan trong rượu và ete.
+ Ở 4000C, KNO3 phân huỷ thành nitrit và oxi:
0

t C
2KNO3 
2KNO2 + O2
- Như vậy ở trạng thái nóng chảy thì KNO3 là chất oxi hoá mạnh. Nó có thể oxi
hoá Mn2+ đến MnO42-, Cr3+ đến CrO42-.
MnSO4 + 2KNO3 + 2Na2CO3  Na2MnO4 + 2KNO2 + Na2SO4 + 2CO2
- Đặc biệt KNO3 (diêm tiêu) được dùng để sản xuất thuốc nổ đen (là hỗn hợp
gồm 75% KNO3 + 10%S + 15% than).
2KNO3 + S + 3C  K2S + 3CO2 + N2

18


- Ngoài các sản phẩm kể trên còn có CO, K2CO3, K2SO4. Các sản phẩm khí
sinh ra làm cho thể tích tăng lên gấp 2000 lần thể tích của thuóc súng cho nên khi

- Khói màu: Hỗn hợp KNO3, lưu huỳnh và phẩm màu hữu cơ.
+ Ngoài ra muối KNO3 còn được dùng làm phân bón dưới dạng phân kali.
III GIẢN ĐỒ LATIME CỦA NITƠ
1. Trong môi trường axit
1,25

-0,23
19


NO3 - 0,80N2O4 1,07 HNO20.99 NO

0,94

1,59

N2O 1,77 N2 –1,87NH3OH+ 1,41 N2H5+1,27 NH4+

1,297

-0,05

1,35

2. Trong môi trường bazơ
0,25

-1,16

NO3- -0,86 N2O4 0,87 NO2- -0,46 NO 0,76 N2O


E0 = + 0,996 V
E0 = + 0,940 V
E0 = +0,056 V

- Trong môi trường kiềm :
2

NO2- + H2O + 1e  NO + 2OHNO3- +H2O +2e  NO2-- + 2OH3NO2- + H2O  NO3- + 2OH- + NO

E0 = + 0,996 V
E0 = + 0,940 V
E0 = +0,056 V

Qua đó để giải thích được tại sao trong môi trường axit, HNO 2 không bền dễ
dàng bị phân huỷ thành NO3- và NO, nhưng ion NO2- lại bền trong môi trường kiềm.
* PHẦN BÀI TẬP
Bài 1.
a) Trong phòng thí nghiệm N2 được điều chế bằng những Phương pháp nào?
Trong công nghiệp có sử dụng các phương pháp đó không? Vì sao?
20


b) Trong phòng thí nghiệm bằng cách nào có thể thu được N2 từ không khí?
Hướng dẫn:
a) Một số phương pháp điều chế nitơ trong phòng thí nghiệm:
- Nhiệt phân dung dịch bão hòa muối :
NH4NO2  N2 + 2H2O
- Nhiệt phân dung dịch bão hòa hỗn hợp :
NaNO2 + NH4Cl  NaCl + NH4NO2



b) Ở đk thường XH3 là chất khí nên nguyên tố phù hợp là Nitơ. Công thức cấu tạo
các hợp chất:
CTPT

CTCT

Trạng thái lai hóa của nguyên tử
trung tâm
Nguyên tử N có trạng thái lai hóa sp3

N

NH3

H
H

N2O5

H

Nguyên tử N ở trạng thái lai hóa sp2.

O

O
N


G + H2
(3) X + HNO2  D + H2O
(4) G + B  E + H2O
(5) D + NaOH  E + H2O
b) D có thể hòa tan kim loại đồng tương tự HNO3. Hỗn hợp D và HCl đặc hòa tan
được vàng tương tự như cường thủy. Viết các phương trình hóa học xảy ra.
Hướng dẫn
a) Giả sử hợp chất của N và H có công thức NaHb
Có 7a + b = 10 Nên a = 1; b= 3. Hợp chất A là NH3.
Oxit cuảN là NxOy.
x 63, 64 36,36 2

:
 ; Vậy B là N2O
y
14
16
1

Các phản ứng hóa học là:
(1) 2 NH3 + NaClO  N2H4+ NaCl + H2O
22


A
X
1:1
(2) 2 NH3 + 2 Na 
2 NaNH2 + H2
A

c) 2HNO2 + SO2  2NO + H2SO4
d) 2HNO2 + 2FeSO4 + H2SO4  2NO + Fe2(SO4)3 + 2H2O
e) 3NaNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4  Cr2(SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4 + 4H2O
g) KNO2 + MnO2 + H2SO4  MnSO4 + KNO3 + H2O
h) 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  5NaNO3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
i) NaNO2 + PbO2 + H2SO4  PbSO4 + NaNO3 + H2O
k) 3NaNO2 + H2SO4 (loãng) → Na2SO4 + NaNO3 + 2NO + H2O
Bài 5.
a/ Viết phương trình phản ứng khi cho NO tác dụng với H 2, H2S, SO2, O2, Cl2,
KMnO4.
b/ Viết phương trình phản ứng khi cho NO2 tác dụng với: Cl2, H2, Cu, CO, SO2, O3,
H2O2. Trong mỗi phản ứng NO2 thể hiện tính chất gì?
23


Hướng dẫn:
a/ Viết phương trình phản ứng khi cho NO tác dụng với H2, H2S, SO2, O2, Cl2,
KMnO4.
2NO + 2H2  N2 + 2H2O
2NO + 2H2S  N2 + 2S + 2H2O
2NO + SO2  N2O + SO3.
2NO + Cl2  2NOCl (nitrozoni có ion NO+)
10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4  10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4H2O
b/ Viết phương trình phản ứng khi cho NO2 tác dụng với: Cl2, H2, Cu, CO, SO2, O3,
H2O2. Trong mỗi phản ứng NO2 thể hiện tính chất gì?
2NO2 + Cl2  2NO2Cl (Nitroni) (tính khử)
2NO2 + 7H2  2NH3 + 4H2O
(tính oxihóa)
NO2 + Cu  Cu2O + NO
(tính oxihóa)

tương ứng.
24
0


Hướng dẫn.
- Dẫn lượng khí N2 có lẫn Cl2 qua dung dịch kiềm ở nhiệt độ thường  dung dịch có
tính tẩy màu (nước Gia-ven):
Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O
- Dẫn khí N2 có lẫn HCl qua nước cất, HCl tan nhiều trong nước thu được dung dịch
có tính axit (làm quì tím hóa đỏ).
- Dẫn khí N2 có lẫn H2S qua dung dịch muối Pb(NO3)2, xuất hiện kết tủa màu đen:
H2S + Pb(NO3)2  PbS + 2HNO3
Bài 8.
a) Thế điện cực chuẩn của HNO2 trong môi trường axit và môi trường kiềm có thể
tóm tắt theo sơ đồ sau:
- Trong môi trường axit
0,94 V
?
NO-3 
 HNO2 
 NO ; Cho Eo NO  0,96V . Tính EoHNO ?
3

NO

2

NO


E3 = 0,96 V

E2 = 1V
- E1 = - 0,940 V

3 HNO2  HNO3 + 2NO + H2O
Epư = 0,06 V > 0
 Phản ứng xảy ra theo chiều thuận, HNO2 không bền trong môi trường axit
- Trong môi trường kiềm :
25