tính tan của các hợp chất (đi kèm với bảng hệ thống tuần hoàn) và nhận xét về tính tan của muối nitrat.
HS nhËn xÐt :
– Các muối nitrat đều là chất điện li mạnh, tan trong n−ớc phân li hoàn toàn thành ion. Ví dụ :
AgNO3 → Ag+ + NO3− GV yêu cầu HS thảo luận về tính
chất hoá học chung của muối nitrat và lấy ví dụ chứng minh.
HS thảo luận :
– Tác dụng với dung dịch axit – Tác dụng với dung dịch bazơ
– Tác dụng với dung dịch muối khác – Tác dụng với kim loại
Ba(NO3)2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HNO3
Mg(NO3)2 + 2NaOH → Mg(OH)2↓ + 2NaNO3
Ca(NO3)2 + K2CO3 → CaCO3↓ + 2KNO2
Cu(NO3)2 + Fe → Fe(NO3)2 + Cu↓
GVyêu cầu HS rút ra kết luận về tính chất chung của muối nitrat.
Hoạt động 9
2. Phản ứng nhiệt phân GV h−ớng dẫn các nhóm HS làm
các thí nghiệm nhiệt phân muối
KNO3, Cu(NO3)2, AgNO3 và ghi kết quả vào bảng sau :
HS : Làm thí nghiệm, ghi kết quả : Muèi
nhiệt phân
Hiện t−ợng
Ph−ơng trình phản ứng KNO3
Cu(NO3)2 AgNO3
Yêu cầu HS rút ra nhận xét chung về nhiệt phân muối nitrat
Muèi nhiệt phân
Hiện t−ợng
Ph−ơng trình phản ứng KNO3 – Tàn
đóm bùng cháy
2KNO3 ⎯⎯to→ 2KNO2 + O2 Cu(NO3)2 – Tàn
đóm cháy.
– KhÝ màu nâu
đỏ – ChÊt rắn đen
2Cu(NO3)2
to
⎯⎯→ 2CuO + 4NO2 + O2
AgNO3 – Tàn
đóm bùng cháy.
– KhÝ màu nâu
đỏ.
– ChÊt rắn xám
®en
2AgNO3 ⎯⎯to→ 2Ag + 2NO2↑ + O2
HS nhËn xÐt :
M(NO3)n
Muèi nitrit + O2
Oxit kim loại + NO2 + O2
Kim loại + NO2 + O2
to M : Mg, Zn ... Cu M : K, Na... Ca
M : Ag, Hg...
– Khi đun nóng, muối nitrat là chất oxi hoá mạnh.
Hoạt động 10
3. NhËn biÕt ion nitrat GV h−ớng dẫn HS làm các thí
nghiệm :
TN1 : Cu + dd NaNO3
TN2 : Cu + dd NaNO3 + dd H2SO4 Yêu cầu HS nêu hiện t−ợng, viết ph−ơng trình phản ứng ra rút ra nhËn xÐt.
HS : Thảo luận
– TN1 : Không có hiện t−ợng gì xảy ra.
– TN2 : Khí không màu bị hoá nâu trong không khí, dung dịch có màu xanh.
3Cu + 8H+ + 2NO3− → 3Cu2+ + 2NO↑
dd xanh + 4H2O
2NO + O2 (kk) → 2NO2 nâu đỏ NhËn xÐt :
– Trong môi tr−ờng trung tính NO3− không có tính oxi hoá.
– Trong môi tr−ờng axit thể hiện tính oxi hoá giống HNO3
GV : Nêu ứng dụng của phản ứng
đồng tác dụng với muối nitrat trong môi tr−ờng axit.
HS : Dùng Cu và axit H2SO4 nhận biết ion NO3− trong dung dịch.
Hoạt động 11 II . ứng dụng GV yêu cầu HS nghiên cứu SGK và
liên hệ với thực tế để rút ra ứng dụng của muối nitrat
HS :
– Phần lớn muối nitrat làm phân bón :
NH4NO3, (NH4)2SO4, ...
– Thuốc nổ đen là hỗn hợp gồm 75%
KNO3, 10% S, 15% C.
Phản ứng thuốc nổ đen :
2KNO3 + 3C + S → K2S + N2 + 3CO2↑ + Q
Hoạt động 12
C - Chu Trình của nitơ trong tự nhiên GV yêu cầu HS cứu SGK và thảo
luận về sự tuần hoàn của nitơ trong tự nhiên :
HS : Thảo luận 1. Sự chuyển hoá qua lại giữa nitơ
vô cơ và nitơ hữu cơ ?
1. Sự chuyển hoá qua lại giữa nitơ vô
cơ và nitơ hữu cơ.
– Thùc vËt hÊp thô NO3−, NH4+ trong
đất thành protein thực vật. Động vật chuyển protein thực vật thành protein
động vật.
– §éng vËt, thùc vËt thèi r÷a nhê mét số vi khuẩn trong đất tạo thành muối nitrat và nitơ tự do.
2. Sự chuyển hoá qua lại giữa nitơ
tự do va nitơ hợp chất ?
2. Sự chuyển hoá qua lại giữa nitơ tự do và nitơ hợp chất.
– Nitơ trong khôngkhí khi gặp tia sét trong cơn giông tạo thành HNO3 theo nước mưa ngấm vào đất và chuyển hoá
thành muối nitrat. Một số vi khuẩn trong đất chuyển hoá đ−ợc nitơ tự do thành hợp chất hữu cơ chứa nitơ.
– Khi đốt cháy các chất hữu cơ (than gỗ, tha đá, than bùn ...) tạo thành nitơ
tù do.
3. Sự can thiệp của con người đến sự chuyển hoá nitơ ?
3. Sự can thiệp của con người đến sự chuyển hoá nitơ.
– Cây cối cần nitơ để phát triển.
– L−ợng nitơ chuyển từ khí quyển vào
đất không đủ.
→ Bãn ph©n cho c©y.
GV ®−a ra nhËn xÐt chung vÒ chu trình nitơ trong tự nhiên.
Hoạt động 13
Củng cố – bài tập về nhà
• GV phát phiếu học tập với nội dung sau :
Bài 1. Trong số các chất sau : BaSO4, P, CuO, Cl2, FeO, Na2CO3, Au chất nào tác dụng đ−ợc với HNO3. Viết ph−ơng trình phản ứng minh hoạ.
Bài 2. Phân biệt các dung dịch sau : HNO3, H2SO4 loãng, HCl, NaNO3, NaCl
• Bài tập về nhà : 2, 4, 6 (SGK).
d. H−ớng dẫn giải bμi tập SGK
2. Lập ph−ơng trình hoá học :
a) Ag + 2HNO3 (đặc) →AgNO3 + NO2 ↑ + H2O b) 3Ag + 4HNO3(loãng) →3AgNO3 + NO↑ + 2H2O c) 8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3N2O↑ + 15H2O d) 4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O e) 3FeO + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O g) 3Fe3O4 + 28HNO3 →9Fe(NO3)3 + NO↑ + 14H2O 4. a. Đáp án D
b. Đáp án A
6. PhÇn 1 : Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + H2O
NO2
n 8,96
22, 4
= = 0,4 (mol)
nCu = 1
2 nNO2 = 0,2 (mol)
PhÇn 2 : 2Al + 6 HCl → 2AlCl3 + 3H2↑
H2
6, 72
n = 22, 4 = 0,3 (mol) nAl =
H2
2n
3 = 0,2 (mol) Trong mỗi phần :
mAl = 0,2 .27 = 5,4 (g) mCu = 0,2 .64 = 12,8 (g) mhh = 5,4 + 12,8 = 18,2 (g) Phần trăm khối l−ợng các kim loại :
% Al = 5, 4
18, 2.100% = 29,67%
%Cu = 100% – 29,67% = 70,33%
E. T− liệu tham khảo
• Dung dịch HNO3 loãng có nồng độ dưới 2M tác dụng với kim loại hoạt
động có thể giải phóng khí H2. Ví dụ : Mg và Mn có thể khử H+ trong HNO2 có nồng độ từ 1 – 2 % (khoảng 0,3 M) thành H2 :
Mg + 2HNO3 (0,3M) → Mg(NO3)2 + H2 Mn + 2HNO3 (0,3M) → Mn (NO3)2 + H2
• Khi nồng độ HNO3 cao hơn, tính oxi hoá NO3− v−ợt trội hơn so với H+, do đó với các chất khử, axit HNO3 sẽ bị khử đến một số sản phẩm sau :
NO3− + 2H+ + 1e → NO + H2O NO3− + 3H+ + 2e → HNO2 + H2O NO3− + 4H+ + 3e → NO + 2H2O NO3− + 10H+ + 8e → N2O + 5H2O 2NO3− + 12H+ + 10e → N2 + 6H2O NO3− + 10H+ + 8e → NH4+ + 3H2O NO3− + 8H+ + 6e → NH3OH+ + 2H2O
Tuy nhiên, sản phẩm nào sẽ là chủ yếu, phụ thuộc vào các yếu tố nh− : bản chất của chất khử, nồng độ axit và nhiệt độ của quá trình. Nói chung, kim loại càng mạnh và dung dịch axit càng loãng sẽ bị khử về số oxi hoá càng thấp(*)
Cu + 4HNO3® → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Fe + 4HNO3® → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 4Zn + 10 HNO3l → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
• Dựa vào thế khử chuẩn của phản ứng :
NO3− + 2H+ + 1e → NO2 + H2O E0 = 0,80V NO3− + 4H+ + 3e → NO + 2H2O E0 = 0,96V NO3− + 10H+ + 8e → NH4+ + 3H2O E0 = 0,88V Có thể nhận xét rằng : Đối với HNO3 đặc, sản phẩm chủ yếu của phản ứng là NH3, trong môi tr−ờng axit là NH4+ (vì thế của phản ứng phụ thuộc vào [H+]10+, do đó khi tăng [H+] thì thế tăng lên khá nhanh), còn đối với axit loãng
(*) Xem thêm : Cao Cự Giác. Tuyển tập bài giảng hoá học vô cơ. NXB Đại học S− phạm, Hà Nội , 2005.
sản phẩm chủ yếu là NO2 (thế của phản ứng chỉ phụ thuộc vào [H+]2). Tuy nhiên, trong thực tế phản ứng ng−ợc lại với những nhận xét trên. Lí do là dựa vào thế điện cực ta thấy tất cả axit và oxit của nitơ ở các trạng thái oxi hoá
khác nhau (trừ NO3ư) trong dung dịch nước đều có khả năng tự oxi hoá – khử dần dần và trong mọi trường hợp sản phẩm cuối cùng đều là NO3ư và N2 :
2
4
N O2 +
+ H2O → H N O3 2 H N O5 3
+ +
+ 2
3
H N O2
+ → N O2 N O4 2
+ +
+ + H2O ...
ở nhiệt độ thường, NO2 và NO đều là những chất khí tan ít trong nước.
Khi nồng độ của chúng v−ợt quá độ tan, chúng sẽ bay hơi mà ch−a kịp tự oxi hoá – khử để tạo thành sản phẩm có số oxi hoá thấp hơn N2O, N2, NH3. Do
đó với HNO3 đặc nóng, có khả năng oxi hoá mạnh liệt, có tốc độ phản ứng lớn và tạo ra l−ợng lớn sản phẩm trung gian là NO2. Với HNO3 loãng thì tốc độ giải phóng NO2 nhỏ hơn, nó có thể tác dụng với n−ớc tạo ra NO, tr−ớc khi nồng độ của nó vượt quá độ tan. Vì NO hoà tan trong nước kém hơn NO2 do
đó chỉ có thể tách khỏi HNO3 loãng. Trong dung dịch HNO3 rất loãng thì NO có thể bị khử tới N2 và NH4+. Mặt khác, với HNO3 đậm đặc có thể có phản ứng :
2NO3− + 2H+ + NO → 3NO2↑ + H2O
Nghĩa là khi HNO3 đậm đặc phản ứng với kim loại có tạo ra NO thì NO lại tác dụng với HNO3 để giải phóng NO2.
Nh− vậy, có thể hiểu rằng : Sản phẩm của một phản ứng hoá học không những đ−ợc quyết định bởi các yếu tố nhiệt động học mà còn chịu tác động của những yếu tố động học.