Phương pháp dạy học nhóm nitơ

I. MỤC TIÊU CỦA CHƯƠNG

1. Về kiến thức

Biết:

– Vị trí của các nguyên tố thuộc nhóm nitơ trong bảng tuần hoàn.

– Tính chất của các đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho.

– Ứng dụng của các đơn chất và hợp chất nitơ.

– Điều chế nitơ, photpho và các hợp chất quan trọng của chúng.

Hiểu:

– Sự liên quan giữa vị trí nitơ, photpho trong bảng tuần hoàn với cấu tạo nguyên tử, phân tử của chúng.

– Sự liên quan giữa cấu tạo nguyên tử, phân tử của nitơ và photpho với tính chất hoá học của đơn chất và hợp chất của chúng.

2. Về kỹ năng

– Từ vị trí, cấu tạo nguyên tử, phân tử dự đoán tính chất hoá học của đơn chất và hợp chất của nitơ, photpho.

– Lập phư­ơng trình phản ứng của các đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho. Xác định được vai trò và so sánh tính khử, tính oxi hoá của chúng trong các phản ứng oxi hoá – khử.

– Viết đ­ược các phương trình phản ứng trong các sơ đồ chuyển hoá. Biết giải các dạng khác nhau của bài tâp trắc nghiệm, bài tập tự luận định lượng.

– Tiến hành một số thí nghiệm đơn giản để nghiên cứu tính chất hoá học của đơn chất nitơ, photpho và các hợp chất của chúng.

3. Về tình cảm, thái độ

– Có ý thức tích cực, tự giác và hợp tác trong học tập.

– Có ý thức bảo vệ môi trường.

II. MỘT SỐ ĐIỂM CẦN LƯU Ý VỀ NỘI DUNG DẠY HỌC VÀ PHƯƠNG PHÁP DẠY HỌC

1. Trong nhóm nitơ chỉ xét kĩ nitơ và photpho, cần làm rõ sự giống nhau và khác nhau của các đơn chất và các hợp chất của hai nguyên tố đó. Đây là những kiến mới đối với học sinh. Do học sinh đã đ­ược học đầy đủ cơ sở lý thuyết như­ cấu tạo nguyên tử, bảng tuần hoàn, liên kết hoá học, cân bằng hoá học, sự điện li, khái niệm về axit, bazơ và muối, nên giáo viên cần dẫn dắt để học sinh có thể dựa vào lý thuyết chủ đạo đó dự đoán đư­ợc tính chất của đơn chất nitơ, photpho và các hợp chất của chúng. Giáo viên biểu diễn thí nghiệm, học sinh quan sát, nhận xét và rút ra kết luận để khẳng định sự đúng đắn của những dự đoán đó.

2. Sự khác nhau về cấu tạo và độ bền của phân tử nitơ và phân tử photpho.

* Phân tử nitơ N₂ có kích thư­ớc nhỏ hơn phân tử P₄ (; ) và vì N₂ ở trạng thái khí nên lực t­ương tác giữa các phân tử N₂ nhỏ hơn nhiều so với lực tương tác giữa các phân tử P₄.

* Liên kết ba trong phân tử N₂ có năng lượng lớn (), lớn gấp 6 lần liên kết đơn N – N (E_{N – N} = 169 kJ/mol), nên là liên kết rất bền. Ở 3000⁰C nó mới bắt đầu bị phân huỷ thành nguyên tử nitơ, do đó ở nhiệt độ thường nitơ phân tử là một trong những chất trơ nhất. Còn ở nhiệt độ cao, nitơ trở nên hoạt động hơn, nhất là khi có mặt chất xúc tác.

* Mặc dù photpho có độ âm điện (2,1) nhỏ hơn so với nitơ (3,0), nhưng ở điều kiện thường photpho hoạt động hơn nitơ. Đó là do liên kết đơn P – P trong phân tử P₄ kém bền hơn liên kết ba trong phân tử nitơ (E_P-P ~ 200 kJ/mol). Ở trên 2000⁰C phân tử P₄ bị phân huỷ thành các nguyên tử photpho.

* Ở nguyên tử N không có khả năng kích thích cặp electron đã ghép đôi ở phân lớp 2s để chuyển sang obitan 3s của lớp thứ ba, vì obitan này có năng lượng cao hơn nhiều. Vì vậy cộng hoá trị cực đại của nitơ trong các hợp chất bằng 4: ba liên kết được tạo thành theo cơ chế trao đổi, còn một liên kết đ­ược tạo thành theo cơ chế cho – nhận. Nitơ thể hiện các số oxi hoá: -3 (NH₃), – 2(N₂H₄), -1(N­₂O), 0 (N₂), +1(N₂O), +2(NO), +3(N₂O₃), + 4(NO₂, N₂O₄), +5 (N₂O₅).

3. Điều chế nitơ trong công nghiệp

Nitơ được điều chế bằng phương pháp chưng cất phân đoạn không khí lỏng còn chứa khí hiếm và những vết oxi. Trong nhiều trường hợp, tạp chất khí hiếm không gây trở ngại gì cả, như­ng oxi thì không đư­ợc lẫn. Để loại tạp chất oxi, người ta cho nitơ đi qua một hệ thống chứa đồng kim loại đốt nóng. Khi đó tất cả oxi đều phản ứng tạo thành CuO.

4. Amoniac

* Khí amoniac là một trong những khí tan nhiều trong nước. Hiện tượng tan nhiều của amoniac được giải thích bằng sự tạo thành liên kết hiđro giữa các phân tử NH₃ và H₂O (cả hai đều là phân tử có cực: momen lư­ỡng cực , ). Liên kết này đ­ược hình thành nhờ lực tương tác tĩnh điện giữa nguyên tử H mang một phần điện tích d­ương của phân tử  H­₂O và nguyên tử N mang một phần điện tích âm của phân tử NH₃.

* Là hợp chất có cực, NH₃ dễ hoá lỏng và dễ hóa rắn (t_nc = -78⁰C, t_s= – 33⁰C) cao hơn nhiều so với các hợp chất tương tự như­ PH₃ (t_nc = -133⁰C, t_s = – 87,4⁰C), AsH₃ (t_nc = -116⁰C, t_s = -62⁰C) v.v… Điều này được giải thích là: do phân cực khá mạnh, nên các phân tử NH₃ dễ kết hợp với nhau tạo thành tập hợp phân tử (NH₃)_n nhờ liên kết hiđro. Để phá vỡ tập hợp phân tử này cần tiêu tốn năng lượng. Bởi vậy, NH₃ có t_nc, t_s và cả nhiệt hoá hơi (22,82 kJ/mol) cao hơn PH₃, A_sH₃. Ở những hợp chất này không xảy ra hiện tượng tập hợp phân tử.

* Khi tan trong nư­ớc, trong dung dịch nước của amoniac xảy ra các quá trình sau:

——————–NH₃ . H₂O

NH₃ + H₂O  ⇄  NH₃ ……. H₂O   ⇄  NH₄⁺ + OH^–

Khi đó NH₃ kết hợp với H⁺ của H₂O theo cơ chế cho – nhận, tạo thành ion NH₄⁺ và dung dịch trở nên có tính bazơ. Phản ứng chung đ­ược viết là:

NH₃(dd) + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^–

Đây là phản ứng thuận nghịch, ở lạnh nó chuyển dịch từ trái sang phải, khi đun nóng trong bình hở nó chuyển sang dịch từ phải sang trái.

Hằng số phân li bazơ của amoniac trong dung dịch ở 25⁰C:

Tr­ước đây, ng­ười ta cho rằng tính bazơ là do NH₃ kết hợp với H₂O tạo thành phân tử NH₄OH, nhưng thực tế không có những bằng chứng minh sự tồn tại của phân tử này. Khi nghiên cứu nhiệt độ hoá rắn của dung dịch NH₃ ng­ười ta thấy có ba dạng hiđrat bền ở nhiệt độ thấp là 2NH₃.H₂O (t_nc = -78,8⁰C); NH₃.H₂O (t_nc = -79⁰C) và NH₃.2NH₃ (t_nc = -98⁰C). Trong các hợp chất hiđrat đó, phân tử NH₃ liên kết với phân tử H­₂O bằng liên kết hiđro, chứ không có các ion NH₄⁺, OH^– và phân tử  NH₄OH.

* Khả năng kết hợp của amoniac với nư­ớc và với axit tạo thành ion NH₄⁺ và với các ion kim loại nh­ Ca²⁺, Zn²⁺, Cu²⁺, Ag⁺ v.v… tạo thành cation phức (gọi chung là amoniacat kim loại [Ca(NH₃)₈]²⁺, [Cu(NH₃)₄]²⁺, [Ag(NH₃)₂]⁺, v.v… là do có sự hình thành các  liên kết cho – nhận (còn gọi là liên kết phối trí) giữa cặp electron tự do ch­ưa sử dụng của nguyên tử N trong phân tử NH₃ và obitan lai hoá còn trống của ion kim loại (theo thuyết liên kết hóa trị).

* Amoniac còn có tính khử, mặc dù không đặc  trư­ng bằng phản ứng kết hợp. Tính khử  của NH₃ là do nguyên tử  nitơ có số oxi hoá thấp nhất (-3) gây ra. Ngoài O₂ và oxit kim loại ra, clo và brom oxi hoá mãnh liệt amoniac ở trạng thái khí và trạng thái dung dịch ngay ở nhiệt độ th­ường.

5. Muối amoni

* Cần thấy rõ sự giống nhau và khác nhau giữa muối amoni và muối kim loại kiềm.

Giống với muối của kim loại kiềm, các muối amoni đều tan nhiều trong nư­ớc và khi tan phân ly hoàn thành các ion. Ion NH₄⁺ cũng không có màu như ion kim loại kiềm.

Khác với muối kim loại kiềm, dung dịch muối amoni có tính axit do ion amoni cho proton:

NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₃ + H₃O, K_a = 5,5.10^-10.

* Cần hiểu và nắm vững phản ứng nhiệt phân của muối amoni. Sản phẩm của phản ứng này là khác nhau, tuỳ thuộc vào bản chất của axit tạo nên muối.

– Muối amoni tạo bởi axit không có tính oxi hoá, khi bị nhiệt phân tạo ra amoniac và axit t­ương ứng.

Ví dụ:

– Muối amoni tạo bởi các axit có tính oxi hoá, khi bị nhiệt phân thì axit đ­ược tạo thành sẽ oxi hoá NH₃, tạo ra các sản phẩm khác nhau.

Ví dụ:

Tiếp tục đun nóng thêm muối NH₄HSO₄ sẽ bị phân huỷ:

Chú ý: Khi làm thí nghiệm nhiệt phân muối NH₄NO₃ cần tuân thủ nghiêm ngặt chế độ nhiệt, vì NH₄NO₃ nóng chảy ở 169⁰C, từ khoảng 190 – 260⁰C bị phân huỷ cho thoát ra N₂O. Còn ở nhiệt độ cao hơn 300⁰C sẽ phân huỷ nổ, do N₂O không bền phân huỷ nhanh ra N₂ + O₂:

6. Axit nitric

• · HNO₃ là axit có tính oxi hoá mạnh. Có tài liệu nói rằng ở nồng độ rất loãng và lạnh HNO₃ không thể hiện tính oxi hoá trong dung dịch nư­ớc. Khi HNO₃ rất loãng và lạnh tác dụng với kim loại hoạt động, ví dụ Mg, thì có H₂ thoát ra ở thời điểm bắt đầu phản ứng. Trong nhiều tài liệu, khi nói về tính oxi hoá của HNO₃ ng­ười ta không đưa tính chất này vào, thậm chí có một số tài liệu còn khẳng định là khi tác dụng với kim loại, HNO₃ không cho H₂ thoát ra.

• · Nếu sử dụng HNO₃ đặc thì sản phẩm cuối cùng luôn luôn là NO₂. Đó là vì tất cả các hợp chất chứa oxi của nitơ với số oxi hoá (+4 đều bị HNO₃ đặc oxi hoá đến NO₂).

Ví dụ: 2HNO₃ + NO →  3NO₂ + H₂O

Các kim loại có tính khử trung bình và yếu (thí dụ Fe, Pb, Cu, Ag,…) khử HNO₃ loãng chủ yếu đến NO. Còn các kim loại có tính khử mạnh (thí dụ Al, Zn, Mg,…) khử HNO₃ loãng chủ yếu đến N₂O hoặc N₂ và khử HNO₃ rất loãng đến NH₃ (ở dạng muối NH₄NO₃).

Trong các phản ứng, kim loại bị oxi hóa đến mức oxi hoá bền, cao nhất.

Quá trình khử HNO₃ thường diễn ra theo một số h­ướng song song, kết quả thu đư­ợc một hỗn hợp sản phẩm khử khác nhau, tuỳ thuộc vào độ mạnh, yếu của chất khử và nồng độ axit. Hình dư­ới đây minh hoạ hàm lư­ợng tương đối của các sản phẩm khác nhau khi khử HNO₃ bằng Fe tuỳ thuộc vào nồng độ của axit.

Axit càng loãng thì càng có nhiều sản phẩm khử sâu hơn trong hỗn hợp, ví dụ NH­­­₃ (ở dạng NH₄NO₃).

HNO­₃ “bốc khói” được điều chế trong phòng thí nghiệm theo phản ứng

NaNO₃ + H₂SO₄ →    NaHSO₄ + HNO₃

Phản ứng này đư­ợc tiến hành trong chân không, để HNO₃ bay hơi ngay và ít bị phân huỷ, khi đó thu đư­ợc HNO₃ 100%. Cũng có thể không sử dụng chân không, nhưng cần lấy NaNO₃ rắn và H₂SO₄ đặc (~ 98%). Phản ứng được tiến hành khi đun nóng nhẹ, giúp cho HNO₃ bay hơi và dịch chuyển cân bằng sang phải (HNO₃ bay hơi mạnh hơn nhiều so với H₂SO₄). Đun nóng mạnh sẽ làm phân huỷ HNO₃ tạo thành. Nếu dùng dung dịch loãng, sau đó cô đặc thì chỉ thu đư­ợc hỗn hợp đẳng phí 68%.

7. Muối nitrat

Khi đun nóng muối nitrat cao hơn nhiệt độ nóng chảy của chúng (có trường hợp chưa đạt đến nhiệt độ nóng chảy) thì chúng bị phân huỷ. Tính chất phân huỷ của muối nitrat phụ thuộc vào bản chất của cation.

• · Muối của các kim loại hoạt động nhất (đứng trư­ớc Mg trong dãy điện hoá) tạo thành muối nitrit tương ứng và giải phóng oxi.
• · Muối của các kim loại hoạt động kém hơn (Mg – Cu) bị phân huỷ tạo thành oxit.
• · Muối của các kim loại kém hoạt động hơn nữa (đứng sau Cu) bị phân huỷ giải phóng kim loại.

Tính chất khác nhau này khi tiến hành phản ứng là do độ bền khác nhau của các muối nitrit và oxit tương ứng ở nhiệt độ bị phân huỷ: trong các điều kiện đó đối với natri thì nitrit bền, đối với Mg thì nitrit kém bền, nên cho thoát ra kim loại.

• · Trong môi trư­ờng trung tính, ion NO₃^– không có khả năng oxi hoá
• · Trong môi trư­ờng axit, ion NO₃^– có khả năng oxi hoá nh­ HNO₃

Ví dụ:

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

• · Trong môi trường kiềm mạnh, d­ư, ion NO₃^– bị Al (hoặc Zn) khử đến NH₃

Ví dụ:

8Al  +  5OH^– +  3NO₃^– + 2H₂O     →        8AlO₂^– + 3NH₃­

8. Cần nắm vững các điều kiện chuyển hoá giữa hai dạng thù hình của photpho.

• · Khi đun nóng trên 250⁰C, không có không khí, P đỏ chuyển thành hơi, khi làm lạnh thì hơi đó ng­ưng tụ thành P trắng.
• · Còn khi đun nóng P trắng đến 250⁰C không có không khí hoặc d­ưới tác dụng của ánh sáng thì nó chuyển chậm thành P đỏ là dạng bền hơn. Phản ứng này có thể tăng nhanh khi có một ít iot làm xúc tác. Có thể biểu diễn các quá trình chuyển hoá đó như­ sau:

P trắng    ↔      P đỏ        DH = – 16,7 kJ/ mol

Tất cả các dạng thu hình của photpho khi nóng chảy đều tạo thành cùng một chất lỏng gần những phân tử tứ diện P₄. Dạng P₄ cũng tồn tại ở trạng thái hơi. Nhưng ở nhiệt độ cao hơn 800⁰C và áp suất thấp, P₄ bị phân huỷ tạo thành các phân tử P₂. D­ưới áp suất khí quyển và nhiệt độ ~ 1800⁰C, 50% P₄ phân hủy thành 2P₂, còn ở ~ 2800⁰C thì 50% P₂ phân huỷ thành 2P.

Ở trạng thái rắn, P đỏ có cấu trúc polime như sau:

9. Photpho trắng rất hoạt động về mặt hoá học, dễ dàng bốc cháy trong không khí ở nhiệt độ thư­ờng, nếu ở dạng phân tán nhỏ. Điều này đư­ợc minh hoạ bằng thí nghiệm sau: Hoà tan một mẩu nhỏ P trắng trong dung môi cacbon đisunfua (CS₂). Tẩm dung dịch thu được vào một băng giấy lọc còn lại những hạt P trắng rất nhỏ. Chúng bị oxi hoá bởi oxi không khí, phát nhiệt mạnh, làm bốc cháy băng giấy lọc.

10. Các axit photphoric

• · Cấu tạo phân tử của các axit photphoric:

Số oxi hoá của P trong các axit này đều là +5.

• · Axit H₃PO₄ là axit ba lần axit có độ mạnh trung bình

(K₁ = 7,6. 10^-3; K₂= 6,2. 10^-8; K₃ = 4,4.10^-13).

Axit H₄P₂O₇ mạnh hơn H₃PO₄ và là axit bốn lần axit

( K₁ = 3. 10^-2; K₂ = 4 .10^-3; K₃ = 2.10^-7; K₄ = 5.10^-10).

Tuy nhiên, chỉ mới biết đư­ợc hai loại muối của axit này: muối đihiđrođiphotphat, thí dụ Na₂H₂P₂O₇ và muối điphotphat trung tính, thí dụ Na₄P₂O_7.

Axit HPO₃ mạnh hơn cả hai axit trên. Trong số các muối metaphotphat chỉ có muối của kim loại kiềm và magie là dễ tan.

Trong phòng thí nghiệm thường sử dụng axit H₃PO₄ và các muối của nó (muối photphat).

• · Khác với axit nitric, các axit photphoric đều không có khả năng oxi hoá. Điều đó là do photpho có độ âm điện nhỏ, dẫn đến ái lực với eletron nhỏ.

11. Muối photphat

Một trong những tính chất cần biết của muối photphat là phản ứng thuỷ phân.

• · Trong số các muối photphat tan, muối photphat trung tính của kim loại kiềm bị thuỷ phân mạnh trong dung dịch cho môi trường kiềm mạnh.

Thí dụ:

+ H₂O D  HPO^2-₄ + OH^–

Do đó khi kết tinh từ dung dịch, Na₃PO₄ thường có lẫn NaOH.

• · Muối hiđrophotphat, thí dụ Na₂HPO₄ bị thuỷ phân yếu hơn:

Quá trình thuỷ phân này xảy ra mạnh hơn so với quá trình phân li axit của ion HPO^2-₄

nên dung dịch có môi  trư­ờng axit yếu.

• · Muối đihiđrophotphat, thí dụ NaH₂PO₄ bị thuỷ phân yếu hơn nữa:

• · Quá trình thuỷ phân này xảy ra kém hơn so với quá trình phân li axit của ion H₂PO₄^–

nên dung dịch NaH₂PO₄ có môi trư­ờng axit yếu.

Võ Ngọc Bình

Nguồn Tạp chí dạy và học hóa học (ngocbinh.webdayhoc.net)