Advertisement

Bài 12. Axit nitric và muối nitrat

Biết cấu tạo phân tử, tính chất vật lí và hiểu tính chất hoá học của axit nitric và muối nitrat. Biết phương pháp điều chế axit nitric trong phòng thí nghiệm và sản xuất axit nitric trong công nghiệp. Rèn luyện kĩ năng viết phương trình phản ứng oxi hoá khử.

Những Điều Thú Vị Chỉ 5% Người Biết

Advertisement

Nội dung bài học


A. Axit nitric (HNO3)

I − CẤU TẠO PHÂN TỬ

Phân tử HNO3 có cấu tạo : 

Trong hợp chất HNO3, nguyên tố nitơ có số oxi hoá cao nhất là +5.

II − TÍNH CHẤT VẬT LÝ

• Axit nitric tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí

ẩm, khối lượng riêng bằng 1,53 g/cm3, sôi ở 86oC. Axit nitric không bền lắm : khi đun nóng bị phân huỷ một phần theo phương trình :

4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O

Khí này tan trong dung dịch axit làm dung dịch có màu vàng

• Axit nitric tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào. Trên thực tế thường dùng loại axit đặc có nồng độ 68%, D = 1,40 g/cm3.

III − TÍNH CHẤT HÓA HỌC

1. Tính axit

Axit nitric là một trong số các axit mạnh nhất, trong dung dịch loãng nó phân li hoàn toàn thành H+ và NO3

Dung dịch HNO3 làm quỳ tím đổi thành màu đỏ, tác dụng với oxit bazơ, bazơ và muối của axit yếu hơn tạo thành muối nitrat. Thí dụ :

CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O

Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O

CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O

2. Tính oxi hoá

Axit nitric là một trong những axit có tính oxi hoá mạnh. Tuỳ thuộc vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử mà HNO3 có thể bị khử đến một số sản phẩm khác nhau của nitơ.

a) Với kim loại

Do ion NO3 trong phân tử HNO3 có khả năng oxi hoá mạnh hơn ion H+, nên HNO3 oxi hoá được hầu hết các kim loại, kể cả các kim loại có tính khử yếu như Cu, Ag,..., trừ Au và Pt. Khi đó, kim loại bị oxi hoá đến mức oxi hoá cao nhất và tạo ra muối nitrat.

Khi tác dụng với kim loại có tính khử yếu như Cu, Pb, Ag,... HNO3 đặc bị khử đến NO2 (hình 2.8), còn HNO3 loãng bị khử đến NO. Thí dụ :

 Cu +4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

3Cu+8HNO3 → 3Cu(NO3)2+4H2O+2NO.

Hình 2.8. Phản ứng của Cu với HNO3 đặc tạo ra khí NO2 màu nâu đỏ

Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh như Mg, Zn, Al,... HNO3 loãng có thể bị khử đến N2O, N2 hoặc NH4NOThí dụ:

8Al + 30HNO3 → 15H2O +3N2O+8Al(NO3)3

10HNO3 + 4Zn → 3H2O + NH4NO3 + 4Zn(NO3)2

• Fe, Al bị thụ động hoá trong dung dịch HNO3 đặc, nguội vì tạo nên một màng oxit bền trên bề mặt các kim loại này, bảo vệ cho kim loại không tác dụng với axit nitric và những axit khác mà trước đó chúng tác dụng dễ dàng.

b) Với phi kim

Khi đun nóng, axit nitric đặc có thể oxi hoá được nhiều phi kim như C, S, P,... Khi đó, các phi kim bị oxi hoá đến mức oxi hoá cao nhất, còn HNO3 bị khử đến NO2 hoặc NO tuỳ theo nồng độ của axit. Thí dụ :

6HNO3 + S → 2H2O + H2SO4 + 6NO2

c) Với hợp chất

Khi đun nóng, axit nitric có thể oxi hoá được nhiều hợp chất như H2S, HI, SO2, FeO, muối sắt (II),... Thí dụ :

3H2S + 2HNO3 → 4H2O + 2NO + 3S

Nhiều chất hữu cơ bị phá huỷ hoặc bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc.

IV − ỨNG DỤNG

HNO3 là một trong những hoá chất cơ bản quan trọng. Phần lớn HNO3 sản xuất trong công nghiệp được dùng để điều chế phân bón NH4NO3. Axit HNO3 còn được dùng để sản xuất thuốc nổ (thí dụ trinitrotoluen TNT,...), thuốc nhuộm, dược phẩm.

V − ĐIỀU CHẾ

1. Trong phòng thí nghiệm

HNO3 đƯợc điều chế bằng cách cho natri nitrat hoặc kali nitrat tác dụng với HNO3 đặc, nóng :

NaNO3(r) + H2SO4(đặc) → HNO3 + NaHSO4

Hơi HNO3 thoát ra được dẫn vào bình, được làm lạnh và ngưng tụ ở đó (hình 2.9). Phương pháp này chỉ được dùng để điều chế một lượng nhỏ HNO3 bốc khói.

Hình 2.9. Điều chế HNO3 đặc trong phòng thí nghiệm

2. Trong công nghiệp

HNO3 được sản xuất từ amoniac. Quá trình sản xuất gồm ba giai đoạn :

• Oxi hoá khí amoniac bằng oxi không khí ở nhiệt độ 850 − 900o C, có mặt chất xúc tác là hợp kim platin (Pt) và iriđi (Ir) :

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O ; ΔH = − 907 kJ

Phản ứng này tỏa nhiệt và xảy ra gần như hoàn toàn

• Oxi hoá NO thành NO2. Hỗn hợp chứa NO được làm nguội và cho hoá hợp với oxi không khí tạo thành khí nitơ đioxit :

2NO + O2 → 2NO2

• Chuyển hoá NO2 thành HNO3. Cho hỗn hợp nitơ đioxit vừa tạo thành và oxi tác dụng với nước, sẽ thu được dung dịch axit nitric :

4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3

Dung dịch HNO3 thu được có nồng độ không vượt quá 52 − 68%. Để làm tăng nồng độ của HNO3, người ta chưng cất dung dịch HNO3 này với H2SO4 đậm đặc trong các thiết bị đặc biệt. Khi đó thu được dung dịch HNO3 có nồng độ cao hơn.

B. MUỐI NITRAT

Muối nitrat là muối của axit nitric. Thí dụ, natri nitrat (NaNO3), đồng (II) nitrat (Cu(NO3)2),...

I − TÍNH CHẤT CỦA MUỐI NITRAT

1. Tính chất vật lí

Tất cả các muối nitrat đều tan nhiều trong nước và là chất điện li mạnh. Trong dung dịch, chúng phân li hoàn toàn thành các ion. Ion NO3 không có màu, nên màu của một số muối nitrat là do màu của cation kim loại của muối tạo nên. Thí dụ Cu(NO3)2 có màu xanh.

Một số muối nitrat như NaNO3, NH4NO3 ... hấp thụ hơi nước trong không khí nên dễ bị chảy rữa.

2. Tính chất hoá học

Các muối nitrat kém bền với nhiệt, chúng bị phân huỷ khi đun nóng. Độ bền nhiệt của muối nitrat phụ thuộc vào bản chất của cation kim loại tạo muối.

• Nói chung, muối nitrat của các kim loại hoạt động mạnh (kali, natri,...) bị phân huỷ thành muối nitrit và oxi :

Thí dụ : 2KNO3→ to 2KNO2 + O2

• Muối nitrat của magie, kẽm, sắt, chì, đồng,... bị phân huỷ thành oxit kim loại tương ứng, NO2 và O2 :

Thí dụ : 2Mg(NO3)2→to 2MgO + 4NO2 + O2

• Muối nitrat của bạc, vàng, thuỷ ngân,... bị phân huỷ thành kim loại tương ứng, khí NO2 và O2.

Thí dụ : 2AgNO3 →to 2Ag + 2NO2 + O2

 Ở hiệt độ cao, muối nitrat phân huỷ ra oxi nên chúng là các chất oxi hoá mạnh. Khi cho than nóng đỏ vào muối kali nitrat nóng chảy, than bùng cháy. Hỗn hợp muối nitrat nóng chảy và chất hữu cơ dễ bắt cháy và cháy mạnh.

3. Nhận biết ion nitrat

Trong môi trường trung tính, ion NO3 không có tính oxi hoá. Khi có mặt ion H+, ion NO3 thể hiện tính oxi hoá giống như HNO3. Vì vậy để nhận ra ion người ta đun nóng nhẹ dung dịch chứa NO3 với đồng kim loại và H2SO4 loãng :

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

2NO + O2 → 2NO2

Phản ứng tạo dung dịch màu xanh và khí màu nâu đỏ thoát ra

II − ỨNG DỤNG CỦA MUỐI NITRAT

Các muối nitrat được sử dụng chủ yếu để làm phân bón hoá học (phân đạm) trong nông nghiệp, thí dụ NH4NO3, NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2.

Kali nitrat còn được sử dụng để chế thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói). Thuốc nổ đen chứa 75% KNO3, 10% S và 15% C.

C. CHU TRÌNH CỦA NITO TRONG TỰ NHIÊN

Advertisement

Nguyên tố nitơ rất cần cho sự sống trên Trái Đất. Trong tự nhiên luôn luôn diễn ra các quá trình chuyển hoá nitơ từ dạng này sang dạng khác theo một chu trình tuần hoàn khép kín 

1. Cây xanh đồng hoá nitơ chủ yếu ở dạng muối nitrat và muối amoni, chuyển hoá thành protein thực vật. Động vật đồng hoá protein thực vật, tạo ra protein động vật. Các chất thải do động vật bài tiết ra (phân, nước tiểu,...) cũng như xác động vật khi chết đi lại chuyển thành hợp chất hữu cơ chứa nitơ. Nhờ những loại vi khuẩn khác nhau có trong đất, một phần các hợp chất này chuyển hoá thành amoniac, rồi thành muối nitrat, phần còn lại thoát ra ở dạng nitơ tự do bay vào khí quyển. Khi các chất hữu cơ (than gỗ, than đá, than bùn,...) bị đốt cháy, nitơ tự do cũng được thoát ra. Do các quá trình trên mà lượng nitrat trong đất dần dần bị cạn kiệt, đất đai trở nên cằn cỗi và cây cối sẽ khó phát triển.

2. Trên thực tế, có một số quá trình tự nhiên cho phép bù lại một phần lượng nitơ bị mất.

• Trong mưa giông, khi có sự phóng điện do sấm sét một phần nitơ tự do trong khí quyển kết hợp với oxi tạo thành khí NO, rồi chuyển hoá thành HNO3 và theo nước mưa thấm vào đất. HNO3 chuyển thành muối nitrat khi kết hợp với muối cacbonat, thí dụ canxi cacbonat, có trong đất.

• Một số loại vi khuẩn, đặc biệt là các vi khuẩn cố định đạm sống ở rễ cây họ đậu có khả năng hấp thụ nitơ từ khí quyển và chuyển hoá thành các hợp chất chứa nitơ.

3. Để tăng năng suất mùa màng, lượng nitơ chuyển từ khí quyển vào đất vẫn không thể đủ. Người ta ước tính lượng nitrat tái sinh tự nhiên chỉ bằng một nửa lượng nitrat bị hấp thụ. Do đó, cần phải bón vào đất những hợp chất chứa nitơ dưới dạng các loại phân bón hữu cơ và vô cơ.

Đánh giá

Bài 12. Axit nitric và muối nitrat

Tổng số sao của bài viết là: 5 trong 1 đánh giá
Xếp hạng: 5 / 5 sao

Advertisement
Advertisement

Bài học khác trong Sách Giáo Khoa Hóa Học Lớp 11 Nâng Cao


Bài 14. Photpho Chương I. Bài 1. Sự điện li Bài 2. Phân loại các chất điện li Bài 3. Axit, bazơ và muối Bài 4. Sự điện li của nước, pH. Chất chỉ thị axit-bazơ Bài 5. Luyện tập Axit, bazơ và muối Bài 6.Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li Bài 7. Luyện tập Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li Bài 8. Thực hành Tính axit-bazơ - Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch Chương II. Nhóm Nito Bài 9. Khái quát về nhớm Nitơ Bài 10. Nitơ Bài 11. Amoniac và muối amoni Bài 12. Axit nitric và muối nitrat Bài 13. Luyện tập Tính chất của nitơ và hợp chất của nitơ Bài 15. Axit photphoric và muối photphat Bài 16. Phân bón hoá học Bài 17. Luyện tập Tính chất của photpho và các hợp chất của photpho Bài 18. Thực hành. TÍnh chất của một số hợp chất nitơ, photpho. Phân biệt một số loại phân bón hóa học. Chương III. Nhóm Cacbon. Bài 19. Khái quát về nhóm cacbon Bài 20. Cacbon Bài 21. Hợp chất của cacbon Bài 22. Silic và hợp chất của silic Bài 23. Công nghiệp silicat Bài 24. Luyện tập Tính chất của cacbon, silic và hợp chất của chúng Chương 4. Đại cương về hóa học hữu cơ. Bài 25. Hoá học hữu cơ và hợp chất hữu cơ Bài 26. Phân loại và gọi tên hợp chất hữu cơ Bài 27. Phân tích nguyên tố Bài 28. Công thức phân tử hợp chất hữu cơ Bài 29. Luyện tập Chất hữu cơ, công thức phân tử Bài 30. Cấu trúc phân tử hợp chất hữu cơ Bài 31. Phản ứng hữu cơ Bài 32. Luyện tập Cấu trúc phân tử hợp chất hữu cơ Chương 5. Hidrocacbon no.Bài 33. Ankan Đồng đẳng, đồng phân và danh pháp Bài 34. Ankan Cấu trúc phân tử và tính chất vật lí Bài 35. Ankan Tính chất hoá học, điều chế và ứng dụng Bài 36. Xicloankan Bài 37. Luyện tập Ankan và Xicloankan Bài 38. Thực hành Phân tích định tính Điều chế và tính chất của metan CHƯƠNG 6 HIDROCACBON KHÔNG NO Bài 39 Anken Danh pháp, cấu trúc và đồng phân Bài 40. Anken Tính chất, điều chế và ứng dụng Bài 41. Ankadien Bài 42. Khái niệm về tecpen Bài 43. Ankin Bài 44. Luyện tập Hiđrocacbon không no Bài 45. Thực hành. Tính chất của hiđrocacbon không no Chương 7. Bài 46. Benzen và AnkylBenzen Bài 47. Stiren và naphtalen Bài 48. Nguồn hiđrocacbon thiên nhiên Bài 49. Luyện tập So sánh đặc điểm cấu trúc và tính chất của hiđrocacbon thơm với hiđrocacbon no và không no Bài 50. Thực hành. Tính chất của một số hiđrocacbon thơm Chương 8. Bài 51. Dẫn xuất halogen của hiđrocacbon Bài 52. Luyện tập Dẫn xuất halogen Bài 53. Ancol: Cấu tạo, danh pháp, tính chất vật lí Bài 54. Ancol: Tính chất hoá học, điều chế và ứng dụng Bài 55. Phenol Bài 56. Luyện tập Ancol, phenol Bài 57. Thực hành. Tính chất của một vài dẫn xuất halogen, ancol Và phenol Chương 9. Bài 58. Anđehit và Xeton Bài 59. Luyện tập Anđehit và Xeton Bài 60. Axit cacboxylic: Cấu trúc, danh pháp và tính chất vật lí Bài 61. Axit cacboxylic. tính chất hoá học, điều chế và ứng dụng
Advertisement
Advertisement

Khám Phá Tin Tức Thú Vị Chỉ 5% Người Biết

Cập Nhật 2022-08-20 09:39:13am


Doanh thu từ quảng cáo giúp chúng mình duy trì nội dung chất lượng cho website - vì sao chúng mình phải đặt quảng cáo ? :D

  Cách tắt chặn quảng cáo  

Tôi không muốn hỗ trợ Từ Điển (Đóng) - :(