Kiến thức lý thuyết chuyên đề 5 nito photpho

Trang 1 CHUYÊN ĐỀ 5: NITO PHOTPHO A. KIẾN THỨC LÝ THUYẾT NITƠ VÀ HỢP CHẤT PHẦN 1: NITƠ – N2 I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO  Vị trí: Nitơ là nguyên tố phi kim, thuộc nhóm VA, chu kì 2, số hiệu nguyên tử là 7.  Nhóm VA có cấu hình electron ngoài cùng là: 23 ns np nên vừa thể hiện được tính oxi hóa và tính khử.  Cấu hình electron nguyên tử: 2 2 3 1s 2s 2p  Số oxi hóa: Trong các hợp chất, ntơ có các số oxi hóa là 3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.  CTCT: NN  ; CTPT: 2 N II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ Là chất khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí (d = 2829), hóa lỏng ở 196 C  , Nitơ ít tan trong nước, hóa lỏng và hóa rắn ở nhiệt độ rất thấp. Không duy trì sự cháy và sự hô hấp (không độc). III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC 1. Tính oxi hóa Phân tử nitơ có liên kết ba rất bền nên nitơ khá trơ về mặt hóa học ở nhiệt độ thường. a. Tác dụng với hiđro Ở nhiệt độ cao, áp suất cao và có xúc tác. Nitơ phản ứng với hiđro tạo amoniac. Đây là phản ứng thuận nghịch và tỏa nhiệt: 400 C,Fe,p 2 2 3 N 3H 2NH H 92KJ      ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ † ‡ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ ˆ b. Tác dụng với kim loại Ở nhiệt độ thường nitơ chỉ tác dụng với liti tạo liti nitrua: 6Li + N2 → 2Li3N Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với một số kim loại như Mg, Ca, Al… 3Mg + N2 → Mg3N2 (magie nitrua) Các nitrua dễ bị thủy phân tạo NH3 Nitơ thể hiện tính oxi hóa khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn. 2. Tính khử Ở nhiệt độ cao (3000°C) hoặc có tia lửa điện, nitơ phản ứng với oxi tạo nitơ monoxit: N2 + O2 → 2NO (không màu) Ở điều kiện thường, nitơ monoxit tác dụng với oxi không khí tạo nitơ dioxit màu nâu đỏ 2NO + O2 → 2NO2 Trong các bài toán với hợp chất N có tạo khí không màu, hóa nâu trong không khí thì đó là khí NO. Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Các oxit khác của nitơ: N2O, N2O3, N2O5 không điều chế được trực tiếp từ nitơ và oxi. IV. ỨNG DỤNG  Nitơ dạng khí: Nó có nhiều ứng dụng, bao gồm cả việc phục vụ như là sự thay thế trơ hơn cho không khí khi mà sự oxi hóa là không mong muốn. Để bảo quản tính tươi của thực phẩm đóng gói hay dạng rời (bằng việc làm chậm sự ôi thiu và các dạng tổn that khác gây ra bởi sự oxi hóa). Trên đỉnh của chất nổ lỏng để đảm bảo an toàn. Sử dụng trong: Sản xuất các linh kiện điện tử như tranzito, điod, và mạch tích hợp (IC). Trang 2 Sản xuất thép không gỉ. Bơm lốp ô tô và máy bay do tính trơ và sự thiếu các tính chất ẩm, oxi hóa của nó, ngược lại với không khí (mặc dù điều này là không quan trọng và cần thiết đối với ô tô thông thường).  Nitơ lỏng là một tác nhân làm lạnh (cực lạnh), có thể làm cứng ngay lập tức các mô sống khi tiếp xúc với nó. Ngoài ra, khả năng của nó trong việc duy trì nhiệt độ một cách siêu phàm, do nó bay hơi ở 77 K (196°C hay 320°F) làm cho nó cực kỳ hữu ích trong nhiều ứng dụng khác nhau, chẳng hạn trong vai trò của một chất làm lạnh chu trình mở, bao gồm: Làm lạnh để vận chuyển thực phẩm. Bảo quản các bộ phận thân thể cũng như các tế bào tinh trùng và trứng, các mẫu và chế phẩm sinh học. Trong nghiên cứu các tác nhân làm lạnh. Trong da liễu học để loại bỏ các tổn thương da ác tính xấu xí hay tiềm năng gây ung thư, ví dụ các mụn cóc, các vết chai sần trên da v.v.. Nitơ lỏng có thể sử dụng như là nguồn làm mát để bứt phá: vận dụng cpu, gpu, hay các dạng phần cứng khác. V. ĐIỀU CHẾ  Trong công nghiệp: Nitơ được sản xuất bằng cách chưng cất, phân đoạn không khí lỏng.Sau khi đã loại bỏ CO2 và hơi nước, không khí được hóa lỏng dưới áp suất cao và nhiệt độ thấp. Nâng dần nhiệt độ không khí lỏng đến 196°C thì nitơ sôi và tách khỏi được oxi vì oxi có nhiệt độ sôi cao hơn (183°C). Khí nitơ được vận chuyển trong các bình thép, nén dưới áp suất 150 atm.  Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phân muối nitrit NH4NO2 t   N2 + H2O NH4Cl + NaNO2 t   N2 + NaCl + 2H2O 2NH3 + 2CuO t   2Cu + N2 + 3H2O 4NH3 + 3O2 t   2N2 + 6H2O PHẦN 2: HỢP CHẤT CỦA NITƠ I. AMONIAC – NH3 Trong phân tử NH3, N liên kết với ba nguyên tử hidro bằng ba liên kết cộng hóa trị có cực. NH3 có cấu tạo hình chóp với nguyên tử nitơ ở đỉnh. Nitơ còn một cặp electron hóa trị là nguyên nhân tính bazơ của NH3. 1. Tính chất vật lí Là chất khí không màu, có mùi khai xốc, nhẹ hơn không khí. Tan rất nhiều trong nước (1 lít nước hòa tan được 800 lít NH3). Amoniac hòa tan vào nước thu được dung dịch ammoniac. NH3 có độ phân cực lớn do phân tử NH3 có cặp electron tự do và liên kết với NH bị phân cực. Do đó NH3 là chất dễ hóa lỏng. NH3 là dung môi hòa tan tốt: NH3 hòa tan các dung môi hữu cơ dễ hơn do có hằng số điện môi nhỏ hơn nước. Kim loại kiềm và các kim loại Ca, Sr, Ba có thể hòa tan trong NH3 lỏng tạo dung dịch xanh thẫm. 2. Tính chất hóa học a. Tính bazơ yếu Tác dụng với nước tạo dung dịch bazơ yếu: 3 2 4 NH H O NH OH   ˆ ˆ † ‡ ˆ ˆ Tác dụng với dung dịch muối (Muối của những kim loại của hidroxit không tan) tạo kết tủa hidroxit của những kim loại này: AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl Trang 3 3 Al  + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3 4 NH  Những hidroxit và oxit có khả năng tạo phức amin thì tan trong dung dịch NH3 (như Cu(OH)2), Zn(OH)2, Ag2O, AgCl…) Cu(OH)2 + 4NH3 → Cu(NH3)4(OH)2 Ag2O + 2NH3 + 2H2O → 2Ag(NH3)2OH AgCl + 2NH3 → Ag(NH3)2Cl Tác dụng với axit tạo muối amoni: NH3 + HCl → NH4Cl (amoni clorua) 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 (amoni sunfat) b. Tính khử Tác dụng với oxi: 4NH3 + 3O2 t   2N2 + 6H2O Nếu có Pt là xúc tác, ta thu được khí NO 4NH3 + 5O2 Pt,t   4NO + 6H2O Tác dụng với clo: 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl NH3 kết hợp ngay với HCl vừa sinh ra tạo “khói trắng” NH4Cl Tác dụng với CuO: 2NH3 + 2CuO t   2CuO + N2 + 3H2O c. Phản ứng phân hủy Amoniac tương đối kém bền bởi nhiệt. Nó có thể bị phân hủy tại nhiệt độ cao (600°C) theo phản ứng hóa học: 2NH3 € N2 + 3H2 3. Ứng dụng Ứng dụng chủ yếu của amoniac là điều chế phân đạm, điều chế axit nitric, là chất sinh hàn, sản xuất hidrazin N2H4 dùng làm nhiên liệu cho tên lửa. Ngoài ra, dung dịch amoniac còn được dùng làm chất tẩy rửa gia dụng. 4. Điều chế  Trong phòng thí nghiệm: Nung nóng muối amoni Ca(OH)2: 2NH4Cl + Ca(OH)2 t   CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O Muốn điều chế nhanh một lượng nhỏ khí amoniac, người ta thường đun nóng dung dịch amoniac đậm đặc. Để làm khô khí, cho khí NH3 vừa được tạo thành có lẫn hơi nước đi qua bình đựng vôi sống (CaO).  Trong công nghiệp: Tổng hợp từ nitơ và hiđro: N2 (k) + 3H2 (k) t ,xt,p  ˆ ˆ ˆ ˆ † ‡ ˆ ˆ ˆ ˆ 2NH3 (k) HO  Nhiệt độ: 450 500°C Áp suất cao từ 200 – 300atm Chất xúc tác: sắt kim loại được trộn thêm Al2O3, K2O,… Làm lạnh hỗn hợp khí bay ra, NH3 hóa lỏng được tách riêng. Hiệu suất thấp (chỉ đạt 20 – 25%). Phương thức Persek từ nitrua nhôm AlN và nước: 2AlN + 3H2O → Al2O3 + 2NH3 Từ NO và H2: 2NO + 5H2 → 2NH3 + 2H2O 5. Nhận biết Trang 4 Khí không màu có mùi khai. Khí làm cho quỳ tím chuyển màu xanh hoặc làm cho phenolphthalein không màu chuyển màu hồng. Tạo khói trắng với HCl đặc. II. MUỐI AMONI + 4 ΝΗ Là tinh thể ion gồm cation + 4 ΝΗ và anion gốc axit. 1. Tính chất vật lí Tất cả các muối amoni đều dễ tan trong nước và khi tan điện li hoàn toàn thành các ion + 4 ΝΗ . Ion không có màu. 2. Tính chất hóa học a. Tác dụng với dung dịch kiềm (NH4)2SO4 + 2NaOH t   2NH3 + 2H2O + Na2SO4 + 4 ΝΗ + OH  → NH3 ↑ + H2O (Hóa xanh quỳ ẩm)  Nhận biết ion amoni, điều chế amoniac trong phòng thí nghiệm. Ngoài ra, muối amoni còn có thể tham gia phản ứng trao đổi với dung dịch các muối khác. b. Phản ứng nhiệt phân Khi đun nóng, các muối amoni dễ bị nhiệt phân hủy, tạo ra các sản phẩm khác nhau. Sản phẩm của sự phân hủy được quyết định chủ yếu bởi bản chất của axit tạo nên muối. Muối amoni chứa gốc axit không có tính oxi hóa khi đun nóng bị phân hủy thành amoniac. Ví dụ: Tinh thể NH4Cl được đun nóng trong ống nghiệm sẽ phân hủy thành khí NH3 và khí HCl: t 4 (r ) 3(k ) (k ) ΝΗ Cl NH HCl    Khi bay lên miệng ống nghiệm gặp nhiệt độ thấp hơn, hai khí này hòa hợp với nhau tạo lại tinh thể NH4Cl màu trắng bám lên thành ống. Các muối amoni cacbonat và amoni hiđrocacbonat bị phân hủy chậm ngay ở nhiệt độ thường, giải phóng khí NH3 và khí CO2. Ví dụ: (NH4)2CO3 t   NH3 + NH4HCO3 NH4HCO3 t   NH3 + CO2 + H2O Trong thực tế người ta thường dùng muối NH4HCO3 để làm xốp bánh.  Muối amoni chứa gốc của axit có tính hóa như axit nitro, axit nitric khi bị nhiệt phân cho ra N2, N2O và nước. NH4NO2 t   N2 + 2H2O NH4NO3 t   N2O + 2H2O Nhiệt độ lên tới 500°C, ta có phản ứng: 2NH4NO3 t   2N2 + O2 + 4H2O Những phản ứng này được sử dụng để điều chế các khí N2 và N2O trong phòng thí nghiệm. III. AXIT NITRIC – HNO3 Trong hợp chất HNO3, N có số oxi hóa cao nhất là +5 1. Tính chất vật lí Axit nitric tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm. Trong tự nhiên, axit nitric hình thành trong những cơn mưa giông kèm sấm chớp và hiện nay chúng là một trong những tác nhân gây ra mưa axit. Nó là một chất axit độc và ăn mòn và dễ gây cháy. Axit nitric tinh khiết không màu còn nếu để lâu sẽ có màu hơi vàng do sự tích tụ của các oxit nitơ. Nếu một dung dịch có hơn 86% axit nitric, nó Trang 5 được gọi là axit nitric bốc khói. Axit nitric bốc khói có đặc trưng axit nitric bốc khói trắng và axit nitric bốc khói đỏ, tùy thuộc vào số lượng nitơ đioxit hiện diện. Axit nitric khan tinh khiết (100%) là một chất lỏng với tỷ trọng khoảng 3 1522 kg m , đông đặc ở nhiệt độ 42°C tạo thành các tinh thể trắng, sôi ở nhiệt độ 83°C. Khi sôi trong ánh sáng kể cả tại nhiệt độ trong phòng, sẽ xảy ra một sự phân hủy một phần với sự tạo ra nitơ đioxit theo phản ứng sau: 4HNO3 72 C   2H2O + 4NO2 + O2 Điều này có nghĩa axit nitric khan nên được cất chứa ở nhiệt độ dưới 0°C để tránh bị phân hủy. Chất nitơ đioxit (NO2) vẫn hòa tan trong axit nitric tạo cho nó có màu vàng, hoặc đỏ ở nhiệt độ cao hơn. Trong khi axit tinh khiết có xu hướng bốc khói trắng khi để ra không khí, axit với nitơ đioxit bốc khói hơi có màu nâu hơi đỏ cho nên mới có tên axit bốc khói trắng và axit bốc khói đỏ như nêu trên. 2. Tính chất hóa học a. Tính axit Là một trong số các axit mạnh nhất, trong dung dịch: HNO3 t   3 H NO   Dung dịch axit HNO3 có đầy đủ tính chất của một dung dịch axit: làm đỏ quỳ tím, tác dụng với oxit bazơ, bazơ, muối của axit yếu hơn. CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O b. Tính oxi hóa Kim loại hay phi kim khi gặp axit HNO3 đều bị oxi hóa về trạng thái oxi hóa cao nhất. Tùy vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử mà HNO3 có thể bị khử thành: N2, N2O, NO, NO2, NH4NO3.  Phản ứng với kim loại: Là một chất oxi hóa mạnh, axit nitric phản ứng mãnh liệt với nhiều kim loại và phản ứng có thể gây nổ. Tùy thuộc vào nồng độ axit, nhiệt độ và tác nhân gây liên quan, sản phẩm tạo ra cuối cùng có thể gồm nhiều loại và nhiều sản phẩm khử đa dạng như N2, N2O, NH4NO3. Phản ứng xảy ra với hầu hết các kim loại, ngoại trừ các kim loại quý (Au, Pt) và một số hợp kim. Trong phần lớn các trường hợp, các phản ứng oxi hóa chủ yếu với axit đặc thường tạo ra đioxit nitơ (NO2). Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Tính chất axit thể hiện rõ đối với axit loãng, thường tạo ra oxit nitơ (NO): 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Chú ý: Dù Crôm, sắt, coban, niken, mangan và nhôm dễ hòa tan trong dung dịch axit nitric loãng, nhưng đối với axit đặc nguội lại tạo một lớp oxit kim loại bảo vệ chúng khỏi bị oxi hóa thêm, hiện tượng này gọi là sự thụ động hóa.  Phản ứng với phi kim Khi phản ứng với các nguyên tố á kim, ngoại trừ silic và halogen, các nguyên tố này thường bị oxi hóa đến trạng thái oxi hóa cao nhất và tạo ra đioxit nitơ đối với axit đặc và oxit nitơ đối với axit loãng: C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O Hoặc 3C + 4HNO3 → 3CO2 + 4NO + 2H2O P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O  Phản ứng với hợp chất Hợp chất vô cơ: H2S, Hl, SO2, FeO, muối sắt (II)… có thể tác dụng với HNO3 nguyên tố bị oxi hóa trong hợp chất chuyển lên mức oxi hóa cao hơn. 3H2S + 2HNO3 (>5%) → 3S↓ + 2NO↑ + 4H2O PbS + 8HNO3 (đặc) → PbSO4↓ + 8NO2↑ + 4H2O 3FeO + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O Ag3PO4 tan trong HNO3, HgS không tác dụng với HNO3 Trang 6 Hợp chất hữu cơ: Nhiều hợp chất hữu cơ bị phá hủy khi tiếp xúc với axit nitric, nên axit này rất nguy hiểm nếu rơi vào cơ thể người. 3. Ứng dụng Axit HNO3 là một trong những hóa chất cơ bản quan trọng. Phần lớn axit HNO3 sản xuất trong công nghiệp được dùng để điều chế phân đạm NH4NO3,… Axit HNO3 còn được dùng để sản xuất thuốc nổ (Ví dụ trinitrotoluene (TNT),…), thuốc nhuộm, dược phẩm,… 4. Điều chế  Trong phòng thí nghiệm: Từ H2SO4 đặc và muối nitrat: NaNO3 rắn + H2SO4 đặc t   HNO3 + NaHSO4 Điện phân các muối nitrat của kim loại đứng sau H  của nước (sau Al) 4M(NO3)x + 2xH2O  4M + xO2 + 4xHNO3 Chú ý: Điều chế HNO3 bốc khói phải sử dụng H2SO4 đặc và KNO3 rắn vì: HNO3 và H2SO4 đều là axit mạnh nên để điều chế HNO3 thì không thể dùng phương pháp bình thường cho axit mạnh tác dụng với dung dịch muối. HNO3 có thể bay hơi và tan nhiều trong nước còn H2SO4 bay hơi rất ít. Dùng H2SO4 đặc và KNO3 rắn để hạn chế lượng nước có mặt trong phản ứng. Đun nóng hỗn hợp là để làm cho HNO3 bị bay tách ra khỏi hỗn hợp phản ứng.  Trong công nghiệp: Sản xuất từ amoniac: NH3 → NO → NO2 → HNO3 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O H 907kJ    Oxi hóa NO thành NO2: 2NO + O2 → 2NO2 Chuyển hóa NO2 thành HNO3: 4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3 Phương trình tổng quát: 4NH3 + 8O2 → 4HNO3 + 4H2O Dung dịch HNO3 thu được có nồng độ 60 – 62%. Chưng cất với H2SO4 đậm đặc thu được dung dịch 96 – 98%. IV. MUỐI NITRAT 3 NO Muối nitrat là muối của axit nitric, Ví dụ: natri nitrat (NaNO3), đồng (II) nitrat (Cu(NO3)2), 1. Tính chất vật lí Tất cả các muối nitrat đều tan trong nước và là chất điện li mạnh. Trong dung dịch, chúng phân li hoàn toàn thành các ion. Ion 3 NO  không có màu, nên màu của một số muối nitrat là do màu của cation kim loại trong muối tạo nên. Ví 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 hóa học Các muối nitrat của kim loại kiềm và kiềm thổ có môi trường trung tính, muối của kim loại khác có môi trường axit (pH < 7). a. Phản ứng phân hủy Các muối nitrat dễ bị phân hủy. Độ bền nhiệt của muối nitrat phụ thuộc vào bản chất của cation tạo muối. Ở nhiệt độ cao, muối nitrat phân hủy ra oxi nên chúng là các chất oxi hóa mạnh. Khi cho than nóng đỏ vào muối kali nitrat nóng chảy, than bùng cháy. Hỗn hợp muối nitrat nóng chảy với chất hữu cơ dễ bắt cháy và cháy mạnh.  Muối nitrat của các kim loại hoạt động mạnh (trước Mg): Bị phân hủy thành muối nitrit và oxi: Ví dụ: 2NaNO3 t   2NaNO2 + O2 Trang 7  Muối nitrat của các kim loại hoạt động hóa học trung bình (từ Mg đến Cu): Bị phân hủy thành oxit kim loại tương ứng, NO2 và O2 Ví dụ: 2Mg(NO3)2 t   2MgO + 4NO2 + O2  Muối nitrat của kim loại kẽm hoạt động (sau Cu): Bị phân hủy thành kim loại tương ứng, khí NO2 và O2 Ví dụ: 2AgNO3 t   2Ag + 2NO2 + O2 b. Tính oxi hóa:  Ion 3 NO  trong H  (axit) 3 NO  + 4 H  + 3e → NO + 2H2O Ví dụ: 3Cu + 2 3 NO  + 8 H  → 3 2 Cu  + 2NO + 4H2O 3 2 Fe  + 3 NO  + 4 H  → 3 3 Fe  + NO + 2H2O  Ion 3 NO  trong OH  (kiềm): Oxi hóa được các kim loại lưỡng tính: Ví dụ: 8Al + 3 3 NO  + 5 OH  + 2H2O → 8 2 AlO  + 3NH3 3. Ứng dụng của muối nitrat Các muối nitrat được sử dụng chủ yếu để làm phân bón hóa học (phân đạm) trong nông nghiệp. Ví 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. 4. Nhận biết Trong môi trường axit, ion 3 NO  thể hiện tính oxi hóa giống như HNO3. Do đó thuốc thử dùng để nhận biết ion là 3 NO  là hỗn hợp vụn đồng và dung dịch H2SO4 loãng, đun nóng. Hiện tượng: dung dịch có màu xanh, khí không màu hóa nâu đỏ trong không khí. 3Cu + 8 H  + 2 3 NO  → 3 2 Cu  + 2NO↑ + 4H2O (dung dịch màu xanh) 2NO + O2 (không khí) → 2NO2 (màu nâu đỏ) PHOTPHO VÀ HỢP CHẤT PHẦN 1: PHOTPHO P I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO  Vị trí: Photpho là nguyên tố phi kim, thuộc nhóm VA, chu kì 3, số hiệu nguyên tử là 15.  Cấu hình electron nguyên tử: 2 2 6 2 3 1s 2s 2p 3s 3p .  Số oxi hóa: Trong các hợp chất, nitơ có các số oxi hóa là 3, 0, +3, +5.  Là một phi kim đa hóa trị trong nhóm nitơ, phopho chủ yếu được tìm thấy trong các đá photphat vô cơ và trong các cơ thể sống. Do độ hoạt động hóa học cao, không bao giờ người ta tìm thấy nó ở dạng đơn chất trong tự nhiên.  Photpho tồn tại dưới ba dạng thù hình cơ bản có màu: trắng, đỏ và đen. Các dạng thù hình khác cũng có thể tồn tại. Phổ biến nhất là photpho trắng và photpho đỏ, cả hai đều chứa các mạng gồm các nhóm phân bổ kiểu tứ diện gồm 4 nguyên tử photpho. Các tứ diện của photpho trắng tạo thành các nhóm riêng; các tứ diện của photpho đỏ liên kết với nhau thành chuỗi. Photpho trắng cháy khi tiếp xúc với không khí hay khi bị tiếp xúc với nguồn nhiệt và ánh sáng. II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ P trắng là chất rắn trong suốt, màu trắng hoặc vàng nhạt, giống sáp, cấu trúc mạng tinh thể phân tử. P trắng mềm, dễ nóng chảy. P trắng không tan trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu Trang 8 cơ; rất độc, gây bỏng nặng khi rơi vào da; bốc cháy trong không khí ở nhiệt độ trên 40°C, bảo quản bằng cách ngâm trong nước. Ở nhiệt độ thường, P trắng phát quang màu lục nhạt trong bóng tối. P đỏ là chất bột màu đỏ có cấu trúc polime, khó nóng chảy và khó bay hơi hơn P trắng; không tan trong các dung môi hữu cơ thông thường, dễ hút ẩm và chảy rữa, bền trong không khí ở nhiệt độ thường và không phát quang trong bóng tối. Chỉ bốc cháy ở nhiệt độ trên 250°C. Khi đun nóng không có không khí, P đỏ chuyển thành dạng hơi, khi làm lạnh thì hơi của nó ngưng tụ lại thành P trắng. III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC Do liên kết trong phân tử photpho kém bền hơn phân tử nitơ nên ở điều kiện thường photpho hoạt động hóa học mạnh hơn nitơ. P trắng hoạt động hơn P đỏ (vì P trắng có kiểu mạng phân tử còn P đỏ có cấu trúc kiểu polime). 1. Tính oxi hóa Photpho chỉ thể hiện rõ rệt tính oxi hóa khi tác dụng với một số kim loại hoạt động, tạo ra photphua kim loại. Ví dụ: 2P + 3Ca t   Ca3P2 Zn + P → Zn3P2 (thuốc diệt chuột) Các muối photphua bị thủy phân mạnh giải phóng photphin (PH3). Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2 Photphin là một khí không màu rất độc, có mùi tỏi, bốc cháy trong không khí ở nhiệt độ gần 150°C. 2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O 2. Tính khử Photpho thể hiện tính khử khi tác dụng với các phi kim hoạt động như oxi, halogen, lưu huỳnh… cũng như với các chất oxi hóa mạnh khác. a. Tác dụng với oxi P trắng phản ứng được ở ngay nhiệt độ thường và có hiện tượng phát quang hóa học; P đỏ chỉ phản ứng khi nhiệt độ > 250°C. Thiếu oxi: 4P + 3O2 t   2P2O3 Dư oxi: 4P + 5O2 t   2P2O5 b. Tác dụng với clo Khi cho clo đi qua P nóng chảy, sẽ thu được các hợp chất photpho clorua: Thiếu clo: 2P + 3Cl2 t   2PCl3 Dư clo: 2P + 5Cl2 t   2PCl5 c. Tác dụng với hợp chất 6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl 3P + 5HNO3(l) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO IV. ỨNG DỤNG  Photpho được sử dụng rộng rãi để sản xuất các hợp chất hữu cơ chứa photpho, thông qua các chất trung gian như clorua photpho và sulfua photpho. Các chất này có nhiều ứng dụng, bao gồm các chất làm dẻo, các chất làm cháy, thuốc trừ sâu, các chất chiết và các chất xử lý nước.  Nguyên tố này cũng là thành phần quan trọng trong sản xuất thép, trong sản xuất đồng thau chứ photpho và trong nhiều sản phẩm liên quan khác.  Photpho trắng được sử dụng trong các ứng dụng quân sự như bom lửa, tạo ra các màn khói như trong các bình khói và bom khói, và trong đạn lửa.  Photpho đỏ được sử dụng để sản xuất các vỏ bao diêm an toàn, pháo hoa.  Với một lượng nhỏ, photpho được dùng như là chất thêm vào cho các loại bán dẫn loại n. V. ĐIỀU CHẾ Trang 9 Trong công nghiệp, photpho được sản xuất bằng cách nung hỗn hợp quặng photphorit, cát và than cốc khoảng 1200°C trong lò điện: Ca3(PO4)2 + 2SiO2 + 5C lò đien 1500 C   3CaSiO3 + 2P + 5CO Hơi photpho thoát ra được ngưng tụ khi làm lạnh, thu được photpho trắng ở dạng rắn. PHẦN 2: HỢP CHẤT CỦA PHOTPHO I. AXIT PHOTPHORIC – H3PO4 1. Tính chất vật lí Là chất rắn dạng tinh thể trong suốt, không màu, nóng chảy ở 42,5°C. Dễ chảy rữa và tan vô hạn trong nước, etanol. 2. Tính chất hóa học a. Tính axit Axit photphoric là axit có 3 lần axit, có độ mạng trung bình. Trong dung dịch nó phân li ra 3 nấc: nấc 1 > nấc 2 > nấc 3. 3 3 4 2 4 1 H PO H H PO k 7,6.10     ˆ ˆ † ‡ ˆ ˆ 28 2 4 4 2 H PO H HPO k 6,2.10      ˆ ˆ † ‡ ˆ ˆ 2 3 13 2 4 4 3 H PO H PO k 4, 4.10      ˆ ˆ † ‡ ˆ ˆ Dung dịch axit photphoric có những tính chất chung của axit như làm quỳ tím hóa đỏ, tác dụng với oxit bazơ, bazơ, muối, kim loại. Khi tác dụng với oxit bazơ, bazơ tùy theo lượng chất tác dụng mà axit photphoric tạo ra muối trung hòa, muối axit hoặc hỗn hợp muối: H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O b. Tính oxi hóa khử Trong H3PO4, P có mức oxi hóa +5 là mức oxi hóa cao nhất nhưng H3PO4 không có tính oxi hóa như HNO3 vì nguyên tử P có bán kính lớn hơn so với bán kính của N → mật độ điện dương trên P nhỏ → khả năng nhận e kém. c. Các phản ứng do tác dụng của nhiệt 2H3PO4 200 250 C   H4P2O7 + H2O Axit điphotphoric H4P2O7 400 500 C   2HPO3 + H2O Axit metaphotphoric 3. Điều chế  Trong phòng thí nghiệm: P + 5HNO3 → H3PO4 + H2O + 5NO2  Trong công nghiệp: Cho H2SO4 đặc tác dụng với quặng phpotphorit hoặc quặng apatit: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4 Điều chế bằng phương pháp này không tinh khiết và lượng chất thấp. Để điều chế H3PO4 có độ tinh khiết và nồng độ cao hơn người ta đốt cháy P để được P2O5 rồi cho P2O5 tác dụng với nước: 4P + 5O2 → 2P2O5 P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 4. Nhận biết Làm quỳ tím chuyển thành màu đỏ. Trang 10 Tạo kết tủa vàng với dung dịch AgNO3 II. MUỐI PHOTPHAT Axit photphoric tạo ra 3 loại muối: Muối photphat trung hòa: Na3PO4, Ca3(PO4)2,… Muối đihidrophotphat: NaH2PO4, Ca(H2PO4)2,… Muối hidrophotphat: Na2HPO4, CaHPO4 … 1. Tính chất vật lí Tất cả các muối đihidrophotphat đều tan trong nước. Các muối hidrophotphat và photphat trung hòa đều không tan hoặc ít tan trong nước (trừ muối natri, kali, amoni). 2. Tính chất hóa học Muối photphat có đầy đủ các tính chất hóa học của muối. Các muối photphat của kim loại kiềm dễ bị thủy phân trong dung dịch tạo môi trường bazơ: Na3PO4 → 3 3 4 Na PO   32 4 2 4 PO H O HPO OH       Muối axit còn biểu hiện tính chất của axit. NaH2PO4 + NaOH → Na2HPO4 + H2O 3. Ứng dụng  Photphat hữu cơ có vai trò quan trọng trong ngành hóa sinh, hóa lý sinh và sinh thái học. Photphat vô cơ được khai thác để điều chế photpho phục vụ nông nghiệp và công nghiệp.  Các đá photphat thường dùng để chỉ các đá có hàm lượng photphat cao như nhóm apatit. Đây là loại chủ yếu để sản xuất phân lân (phân photphat) dùng trong nông nghiệp. Photphat cũng được sử dụng làm thức ăn cho động vật, trong thực phẩm, chất chống mòn, mỹ phẩm, diệt nấm, gốm sứ, xử lý nước và luyện kim.  Phần lớn photphat được dùng để sản xuất phân bón.  Khoáng vật photphat thường được dùng để phủ lên bề mặt vật liệu sắt nhằm chống rỉ sét và ăn mòn điện hóa. 4. Điều chế Cho P2O5 hoặc H3PO4 tác dụng với dung dịch kiềm. Dùng phản ứng trao đổi ion. 5. Nhận biết Nhận biết ion 3 4 PO  bằng dung dịch AgNO3: 3 4 3 4 3Ag PO Ag PO   (kết tủa vàng) Kết tủa màu vàng tạo thành tan được trong axit HNO3 loãng. PHÂN BÓN HÓA HỌC I. PHÂN ĐẠM (CHỨA N) 1. Tác dụng Phân đạm cung cấp nitơ hóa hợp cho cây dưới dạng ion nitrat và ion amoni. Phân đạm có tác dụng kích thích quá trình sinh trưởng của cây. Có phân đạm, cây trồng sẽ phát triển nhanh, cho nhiều hạt, củ hoặc quả. 2. Phân loại Ure CO(NH2)2: tan trong nước, chưa 46% nitơ. Điều chế: CO2 + 2NH2 t ,p,xt   (NH2)2CO + H2O Đạm amoni chứa ion amoni: + Amoni nitrat NH4NO3: (đạm 2 lá): tan trong nước, chứa 35% nitơ. Trang 11 + Amoni sunfat (NH4)2SO4 (đạm 1 lá): tan trong nước, chứa 21% nitơ. Điều chế: HNO3 + NH3 → NH4NO3 H2SO4 + 2NH3 → (NH4)2SO4 Đạm nitrat: chứa ion nitrat: NaNO3 16%N, Ca(NO3)2 17%N 3. Cách sử dụng Ure CO(NH2)2: Bón đều không bón tập trung cây sẽ bị bội thực N, có thể trộn mùn cưa, đất để bón hoặc phun lên lá. Amoni nitrat NH4NO3 (đạm 2 lá): Bón thúc cho lúa với lượng nhỏ. Bón cho cây trồng công nghiệp: bông, chè, cà phê, mía. Amoni sunfat (NH4)2SO4 (đạm 1 lá): Bón thúc và chia làm nhiều lần. II. PHÂN LÂN (CHỨA P) 1. Tác dụng Phân lân cung cấp photpho cho cây dưới dạng ion photphat. Phân lân cần thiết cho cây ở thời kì sinh trưởng do thúc đẩy các quá trình sinh hóa, trao đổi chất và năng lượng của thực vật. Phân lân có tác dụng làm cho cành lá khỏe, hạt chắc, quả hoặc củ to. 2. Phân loại Photphat tự nhiên: Thành phần chính chứa Ca3(PO4)2, không tan trong nước, tan chậm trong đất chua. Supephotphat: thành phần chính là Ca(H2PO4)2, tan trong nước. + Supephotphat đơn: chứa 1420% P2O5, thành phần gồm Ca(H2PO4)2 và CaSO4 Điều chế: Quặng photphorit hoặc apatit + axit sunfuric đặc. Ca3(PO4)2 + H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + CaSO4 Lưu ý: Cây đồng hóa Ca(H2PO4)2 , phần CaSO4 không có ích, làm mặn đất, cứng đất. + Supephotphat kép: chứa 4050% P2O5, thành phần gồm Ca(H2PO4)2 Điều chế: 2 giai đoạn: Điều chế axit photphoric: Ca3(PO4)2 + 3H3PO4 → H3PO4 + 3CaSO4 Cho axit photphoric tác dụng với quặng photphorit hoặc quặng apatit Ca3(PO4)2 + 3H3PO4 → 3 Ca(H2PO4)2 3. Cách sử dụng Photphat tự nhiên Ca3(PO4)2: bón cho vùng đất chua thích hợp với các loại cây ngô đậu. Supephotphat Ca(H2PO4)2: bón cho vùng đất chua.