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


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.



Không khí 
t
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:

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


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


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

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

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↑

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



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



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


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