[toc:ul]

I. AMMONIA

1. Cấu tạo phân tử và tính chất vật lí

Công thức Lewis và dạng hình học (hình chóp tam giác) của phân tử NH$_{3}$ được thể hiện ở Hình 5.1.

Các liên kết N – H là liên kết cộng hóa trị phân cực nên các phân tử ammonia dễ tạo liên kết hydrogen với nhau và với phân tử nước.

Ammonia tan nhiều trong nước. 

Ở điều kiện thường, ammonia là chất khí không màu, có mùi khai, xốc và độc.

2. Tính chất hóa học

a) Tính base

Cặp electron hóa trị riêng trên nguyên tử nitrogen là nguyên nhân gây nên tính base của ammonia. 

$NH_{3}(g)+H_{2}O(l)⇌NH_{4}^{+}+OH^{-}(aq)$

Khí ammonia hoặc dung dịch ammonia phản ứng với các acid tạo ra muối ammonium. Ví dụ:

$NH_{3}(aq)+HCl(aq)\rightarrow NH_{4}Cl(aq)$

Sự hình thành ion ammonium ở các phản ứng trên là do sự tạo thành liên kết cho – nhận giữa nguyên tử nitrogen của phân tử ammonia với H$^{+}$ (proton) của acid.

$NH_{3}+H^{+}\rightarrow NH_{4}^{+}$

Vì vậy, ammonia là một base theo thuyết Brosted – Lowry.

Ammonia là một base theo thuyết Bronsted – Lowry. Do đó, khi giấy quỳ tím ẩm tiếp xúc với khí ammonia thì giấy quỳ ẩm sẽ chuyển sang màu xanh.

b) Tính khử

Nguyên tử N trong phân tử NH$_{3}$ có số oxi hóa -3, là số oxi hóa thấp nhất của nguyên tố nitrogen trong các hợp chất. Vì vậy ammonia thể hiện tính khử khi phản ứng với một số chất có tính oxi hóa.

Ammonia là một base theo thuyết Bronsted – Lowry. Do đó, khi giấy quỳ tím ẩm tiếp xúc với khí ammonia thì giấy quỳ ẩm sẽ chuyển sang màu xanh.

3. Tổng hợp ammonia theo quá trình Haber

Trong công nghiệp, ammonia được tổng hợp theo quá trình Haber. Phương trình hóa học của phản ứng diễn ra như sau:

$N_{2}(g)+3H_{2}(g)\overset{t^{o},p,xt}{\rightleftharpoons }2NH_{3}(g)$

Dựa vào nguyên lí chuyển dịch cân bằng Le Chatelier, cần chọn các điều kiện thích hợp về áp suất và nhiệt độ:

• Về áp suất: Khi tăng áp suất, cân bằng chuyển dịch theo chiều làm giảm áp suất của hệ, hay chiều tạo ammonia.
• Về nhiệt độ: Cần phải giảm nhiệt độ để cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận, tạo ammonia.

Việc sử dụng xúc tác là bột sắt trong quá trình Haber có tác dụng làm cho phản ứng nhanh đạt đến trạng thái cân bằng.

Nhiệt độ hoá lỏng của N$_{2}$, H$_{2}$ và NH$_{3}$ lần lượt là: -196 °C, - 252,87 °C, -33 °C.

Do đó, nếu giữ nguyên áp suất và làm lạnh thiết bị thì khí NH3 sẽ hoá lỏng đầu tiên.

III. ỨNG DỤNG CỦA AMMONIA

Gần đây, mỗi năm có hàng trăm triệu tấn ammonia được sản xuất trên toàn cầu. Trong đó, có khoảng 80% được sử dụng cho sản xuất phân đạm để cung cấp nitrogen cho đất và cây trồng.

Ammonia còn là nguyên liệu quan trọng để sản xuất nitric acid, sản xuất một số chất gây nổ sử dụng trong khai thác quặng mỏ như ammonium nitrate,…

Ammonia lỏng được sử dụng với vai trò chất làm lạnh trong một số hệ thống làm lạnh công nghiệp.

II. MUỐI AMMONIUM

Tính chất vật lí:

Muối ammonium là các hợp chất có chứa ion ammonium ($NH_{4}^{+}$) và gốc acid. Các muối ammonium thường được sử dụng là: NH$_{4}$Cl, NH$_{4}$NO$_{3}$, (NH$_{4}$)$_{2}$CO$_{3}$, (NH$_{4}$)$_{2}$SO$_{4}$,…

Hầu hết các muối ammonium tan tốt và điện li hoàn toàn trong nước. Ví dụ:

$NH_{4}NO_{3}\rightarrow NH_{4}^{+}+NO_{3}$

Tính chất hóa học:

Khi đun nóng hỗn hợp muối ammonium và kiềm ở dạng rắn hoặc dung dịch đều sinh ra khí ammonia có mùi khai và xốc.

$2NH_{4}Cl(s)+Ca(OH)_{2}(s)\overset{t^{o}}{\rightarrow}2NH_{3}(g)+2H_{2}O(g)+CaCl_{2}(s)$

Các muối ammonium kém bền với nhiệt nên dễ bị phân hủy ở nhiệt độ cao.

Ví dụ: $NH_{4}NO_{3}\overset{t^{o}}{\rightarrow}N_{2}O+2H_{2}O$

Các phản ứng phân hủy muối ammonium đều làm tăng áp suất khí nên có nguy cơ cháy nổ. 

$NH_{4}NO_{3}\overset{t^{o}}{\rightarrow}N_{2}O+2H_{2}O$;          $\Delta _{r}H^{o}_{298}$ = -36kJ < 0

=> Phản ứng phân hủy ammonium nitrate tỏa nhiệt.

$NH_{4}Cl\rightarrow NH_{4}^{+}+Cl^{-}$;           $\Delta _{r}H^{o}_{298}$ = 176kJ > 0

=> Phản ứng phân hủy ammonium chloridde thu nhiệt.

Vậy muối ammonium nitrate có nguy cơ cháy nổ cao hơn trong quá trình lưu trữ.

Ứng dụng:

• Muối ammonium được dùng làm phân bón trong nông nghiệp.
• Ngoài ra, ammonium chloride còn được sử dụng trong pin với vai trò chất điện li, hay dùng để làm sạch các oxide trên bề mặt của kim loại trước khi hàn.

IV. NGUỒN GỐC MỘT SỐ OXIDE CỦA NITROGEN TRONG KHÔNG KHÍ – MƯA ACID

1. Nguồn gốc một số oxide của nitrogen

Bầu khí quyển quanh ta có các oxide của nitrogen như NO, NO$_{2}$ (kí hiệu chung là NO$_{x}$).

Chúng được tạo ra từ quá trình tự nhiên, như sự tạo thành nitrogen monoxide trong khí quyển khi có sấm sét.

Ngoài ra, chúng cũng được tạo ra từ các hoạt động của con người.

2. Mưa acid

Nitrogen monoxide, nitrogen dioxide cùng với sulfur dioxide trong khí quyển là nguyên nhân chính dẫn tới sự có mặt của nitric acid và sulfuric acid hòa tan trong nước mưa.

Sự hình thành sulfuric dioxide trong nước mưa từ sulfur dioxide trong khí quyển như sau:

• Trước tiên, sulfur dioxide bị oxi hóa bởi oxygen 

$SO_{2}+\frac{1}{2}O_{2}\rightarrow SO_{3}$

• Tiếp theo, sulfur trioxide (SO$_{3}$)  kết hợp với nước mưa để hình thành sulfuric acid.

$SO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}SO_{4}$

Acid trong nước mưa ($H_{2}SO_{4},HNO_{3}$) sẽ làm giảm pH của đất và nước. Các acid này cũng ăn mòn các kết cấu kim loại, biến đổi thành phần vật liệu của các công trình.

V. NITRIC ACID

Công thức Lewis của nitric acid như sau:

Nitric acid là chất lỏng không màu, có tính acid mạnh và tính oxi hóa mạnh. 

Số oxi hóa của nitrogen trong mỗi phân tử và ion lần lượt là: -3; -3; 0; +1; +2; +4; +3; +5.

Công thức Lewis của HNO3 theo đề bài là không phù hợp, do N ở chu kì 2, không có AO d trống.

Ứng dụng:

• Mỗi năm có hàng chục triệu tấn nitric acid được sản xuất trên toàn cầu. Trong đó, khoảng 80% được dùng cho sản xuất phân đạm ammonium nitrate. 
• Dựa vào tính oxi hóa mạnh, nitric acid còn được dùng trong ngành công nghiệp luyện kim, trong các quy trình phân tích mẫu,…

VI. HIỆN TƯỢNG PHÚ DƯỠNG

Hiện tượng phú dưỡng là sự tích tụ lượng lớn các chất dinh dưỡng, bao gồm những hợp chất của nitrogen và hợp chất của phosphorus trong các nguồn nước.

Có thể quan sát được hiện tượng phú dưỡng thông qua sự xuất hiện dày đặc của tảo xanh trong nước. Khi đó lượng oxygen trong nước sẽ nhanh chóng giảm đi. 

Để hạn chế hiện tượng phú dưỡng, cần:

• Tạo điều kiện để nước trong kênh, rạch, ao, hồ được lưu thông.
• Xử lí nước thải trước khi cho chảy vào kệnh, rạch, ao, hồ.
• Sử dụng phân bón đúng liều lượng, đúng cách, đúng thời điểm.