Lý thuyết Nitơ

I. VỊ TRÍ VÀ SỐ OXH

- Trong bảng tuần hoàn nitơ nằm ở ô thứ 7, nhóm VA, chu kì 2.

- Cấu hình electron lớp ngoài cùng là 2s²2p³.

- N có các số oxi hóa thường gặp: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

- N có số oxi hóa cao nhất là +5, nhưng hóa trị cao nhất chỉ là 4.

II. CẤU TẠO PHÂN TỬ

- Nitơ:  N ≡ N.

- Liên kết ba giữa hai nguyên tử nitơ bền nên ở điều kiện thường nitơ tương đối trơ và khó tham gia phản ứng hóa học.

III. TÍNH CHẤT VẬT LÍ

Ở điều kiện thường nitơ là khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí, hóa lỏng ở -196⁰C; rất ít tan trong nước; không duy trì sự sống, sự cháy

IV. TÍNH CHẤT HÓA HỌC

- Nitơ có các số oxi hoá: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

- N₂ có số oxi hoá 0 nên vừa thể hiện tính oxi hoá và tính khử

1. Tính oxi hóa

a) Tác dụng với kim loại:

6Li + N₂ → 2Li₃N  

(Nito tác dụng với Liti ở nhiệt độ thường)

 - Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với nhiều kim loại.

3Mg + N₂ → Mg₃N₂    magie nitrua

b) Tác dụng với hidro:

\({{N}_{2}}\,(k)  +   3{{H}_{2}}\,(k) \,\,\underset{{}}{\overset{{{t}^{o}},xt}{\longleftrightarrow}}  2N{{H}_{3}}\,(k)\)

2. Tính khử

Nito thể hiện tính khử khi tác dụng với chất có độ âm điện lớn hơn:

- Ở nhiệt độ cao (3000^oC) 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 đioxit màu nâu đỏ.

2NO + O₂  →   2NO₂

V. ĐIỀU CHẾ

- Trong công nghiệp: Chưng cất phân đoạn không khí lỏng.

- Trong phòng thí nghiệm:

NH₄NO₂ \(\overset{t^{0}}{\rightarrow}\) N₂ + 2H₂O

Hoặc: NH₄Cl + NaNO₂ \(\overset{t^{0}}{\rightarrow}\) N₂ + 2H₂O + NaCl

VI. ỨNG DỤNG

- Nguyên tố nitơ là thành phần dinh dưỡng chính của thực vật.

- Trong công nghiệp: dùng để tổng hợp NH₃, HNO₃, phân đạm,…

Chu trình Nitơ trong tự nhiên

Sơ đồ tư duy: Nitơ