›
›

Bài giảng Hóa học Vô cơ - Đặng Kim Triết

pdf 58 trang huongle 2360
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa học Vô cơ - Đặng Kim Triết", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pdfbai_giang_hoa_hoc_vo_co_dang_kim_triet.pdf

Nội dung text: Bài giảng Hóa học Vô cơ - Đặng Kim Triết

  1. TRƯỜNG ĐẠI HỌC CƠNG NGHIỆP TP. HỒ CHÍ MINH KHOA CƠNG NGHỆ HĨA HỌC BBÀ ÀII GG II ẢẢ NN GG HHĨĨ AA HH ỌỌ CC VV ƠƠ CC ƠƠ Người soạn : ĐẶNG KIM TRIẾT Tp. Hồ Chí Minh, 9/2008 1
  2. Chương 1: MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN TRONG HĨA HỌC 1.1. MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN TRONG HĨA HỌC 1.1.1. Chất Chất cĩ hai đặc tính quan trọng là đồng nhất và cĩ thành phần xác định. Mọi chất đều do nguyên tử tạo nên, nguyên tử cùng loại tạo nên đơn chất. Nguyên tử khác loại cấu tạo nên hợp chất. 1.1.2. Nguyên tử : Nguyên tử là hạt nhỏ nhất của nguyên tố hĩa học khơng thể chia nhỏ hơn được nữa về mặt hĩa học. Nguyên tử cĩ khối lượng, kích thước vơ cùng bé và khác nhau. 1.1.3. Electron Là một phần của nguyên tử, luơn quay chung quanh hạt nhân, cĩ khối lượng rất bé so với khối lượng của nguyên tử và bằng 9,11 . 10–23g. 1.1.4. Hạt nhân nguyên tử Là do các hạt proton (p)và nơtron (n) cấu tạo nên số proton quyết định điện tích dùng của hạt nhân. 1.1.5. Nguyên tố hĩa học Mỗi loại nguyên tử cĩ hạt nhân mang cùng điện tích dương được gọi là nguyên tố hĩa học. Nhiều nguyên tố là hỗn hợp của các đồng vị. 1.1.6. Phân tử Phân tử là hạt nhỏ nhất mà của một chất cịn giữ nguyên tính chất hĩa học của nĩ. Phân tử cĩ thể do hai đến hàng ngàn nguyên tử liên kết với nhau. 1.1.7. Khối lượng nguyên tử Khối lượng nguyên tử bằng 1/12 khối lượng của nguyên tử đồng vị của C, nĩ bằng 1,6603 . 10–23g. 1.1.8. Khối lượng phân tử 2
  3. Khối lượng phân tử của một chất là khối lượng của một phân tử chất đĩ tính bằng đơn vị khối lượng nguyên tử và bằng tổng khối lượng nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử. 1.1.9. Nguyên tử gam Là lượng của một nguyên tố hĩa học được tín bằng gam cĩ giá trị về số bằng khối lượng nguyên tử của nguyên tố đĩ. 1.1.11. Phân tử gam Là lượng chất được tính bằng gam và cĩ giá trị về số bằng khối lượng phân tử của chất đĩ. 1.2. NHỮNG THƠNG SỐ CƠ BẢN CỦA NGUYÊN TỬ 1.2.1. Năng lượng ion hĩa Năng lượng tối thiểu cần để tách một electron ra khỏi nguyên tử khí. 1.2.2. Ái lực ion Ái lực electron của một nguyên tử là năng lượng của quá trình nguyên tử đĩ (ở trạng thái khí) kết hợp thêm một electron biến thành ion âm. 1.2.3. Độ âm điện Độ âm điện là khả năng của nguyên tử nguyên tố đĩ ở trong phân tử hút electron về phía nĩ. 1.3. HỆ THỐNG TUẦN HỒN VÀ NHỮNG TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HĨA HỌC 1.3.1. Định luật tuần hồn của Mendeleep Năm 1869 Menđêlêep mới sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử và tìm ra được cách hệ thống hĩa các nguyên tố hĩa học một cách biện chứng. Cho tới nay, qua hơn 100 năm, bảng hệ thống tuần hịan được bổ sung ngày càng đầy đủ. Cũng năm 1869, Menđêlêep cơng bố định luật tuần hịan: Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các nguyên tố hĩa học biến thiên tuần hồn theo chiều tăng của trọng lượng nguyên tử. 3
  4. Sau này dựa vào cấu trúc phân tử người ta phát biểu định luật này một cách chính xác hơn: Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các nguyên tố hĩa học biến thiên tuần hồn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử. 1.3.2. Hệ thống tuần hồn các nguyên tố của Mendeleep + Ơ : - Mỗi nguyên tố chiếm một ơ trong bảng hệ thống tuần hồn. - Số thứ tự của ơ chính là số thứ tự của nguyên tố và cũng chính là điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố đĩ. Phân loại theo nhĩm Số hiệu nguyên tử IV B Ký hiệu 22 Ti Titanium Tên Khối lượng nguyên tử 47,88 A1/B1 Độ axit / bazơ 2 1 2 Khối lượng riêng (g/cm ) 4,5 [A1]3d 4s Cấu hình electron Nhiệt độ nĩng chảy 16700 1,54 Độ âm điện Nhiệt độ sơi 32890 hcp Cấu trúc tinh thể Trang thái oxy hĩa 3,4 6,82 Thể ion hĩa thứ nhất Độ axít/bazơ (A/B) cho biết tính axít, bazơ lưỡng tính của các hydroxyt cao nhất. Chú ý : A3(B3) mạnh hơn A1, A2 (hay B1, B2). Cấu trúc tinh thể : fcc : lập phương diện tâm ; hcp : Lục giác xếp chặt bcc : lập phương thể tâm Hình 1 : Cấu tạo 1 ơ trong bảng hệ thống tuần hồn + Nhĩm : - Nhĩm là các cột đứng trong bảng hệ thống tuần hồn. - Mỗi nhĩm bao gồm những nguyên tố cĩ cùng hĩa trị dương cao nhất đối với oxy và bằng số thứ tự của nhĩm (tuy nhiên cĩ một số trường hợp ngoại lệ). - Trong cùng một nhĩm, các nguyên tố cĩ thể cĩ tính chất lý tính hoặc hĩa tính giống nhau nhiều hoặc ít. 4
  5. - Các nguyên tố trong một nhĩm lại chia hai phân nhĩm. Phân nhĩm chính và phân nhĩm phụ. + Phân nhĩm : Phân nhĩm bao gồm những nguyên tố cĩ cùng hĩa trị dương cao nhất và cĩ tính chất hĩa học giống nhau. Các nguyên tố trong một phân nhĩm được sắp xếp thành một cột. Phân nhĩm chính dài hơn, các nguyên tố trong phân nhĩm chính cĩ tính chất giống nhau. Tất cả cĩ 8 phân nhĩm chính. Phân nhĩm phụ ngắn hơn, đều nằm trong chu kỳ IV. Các nguyên tố trong phân nhĩm phụ đều là kim loại. Cĩ 10 phân nhĩm phụ. Riêng nhĩm VIII cĩ 3 phân nhĩm phụ. II 4 Be Berylium 12 Mg Magnesium 20 Ca Calcium Zn 30 Zinc 38 Sr Strontium Cd 48 Cadmium 56 Ba Barium Hg 80 Mercury 88 Ra Radium Hình 2: Cấu tạo phân nhĩm II trong bảng hệ thống tuần hồn Phân nhĩm phụ của nhĩm III là phân nhĩm đặc biệt. Sau hai nguyên tố Lantan (chu kỳ VI) và Actini (chu kỳ VII) cĩ hai dãy nguyên tố cĩ tính chất rất giống nhau được gọi là dãy Lantanit và Actinit; cứ mỗi nguyên tố Lantanit và một nguyên tố Actinit tạo thành một phân nhĩm phụ thứ cấp. + Chu kỳ : 5
  6. - Chu kỳ là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng cĩ cùng số lớp electron và được xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. Số thứ tự của chu kỳ bằng số lớp electron. - Chu kỳ I : cĩ 2 nguyên tố H và He gọi là chu kỳ đặc biệt. Cĩ 1 lớp electron. - Chu kỳ II : gồm 8 nguyên tố từ Li đến Ne. Cĩ 2 lớp electron trong nguyên tử. Điện tích hạt nhân tăng dần từ Li (+3) đến Ne (+10). - Chu kỳ II, III : Mỗi chu kỳ gồm 8 nguyên tố, gọi là chu kỳ ngắn. - Chu kỳ IV, V : Mỗi chu kỳ cĩ 81 nguyên tố gọi là chu kỳ dài. - Chu kỳ VI, VII : Mỗi chu kỳ cĩ 32 nguyên tố riêng chu kỳ VII gọi là chu kỳ dở dang vì mới được hết 24 nguyên tố. - Trong 1 chu kỳ từ trái sang phải tính kim loại giảm, tính phi kim loại tăng lên. - Sự biến đổi cũng thể hiện ngay cả hợp chất của nĩ. 1.3.3. Cấu hình electron của các nguyên tố - Tính chất tuần hồn của các nguyên tố cĩ được là so sự điền electron một cách tuần hồn vào lớp vỏ electron của chúng được gọi là orbitan nguyên tử. Thế cĩ 4 phân lớp orbitan s, p, d, f. Năng lượng của các orbitan được sắp xếp theo thứ tự 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d < 4f < 6p. - Hai nguyên tố đầu chu kỳ bao giờ cũng cĩ electron điền vào phân lớp ns đĩ là những nguyên tố họ s. - Sáu nguyên tố cuối chu kỳ bao giờ cũng cĩ electron điền vào phân lớp np đĩ là những nguyên tố họ p. - Các nguyên tố họ s, p cĩ thể là phi kim loại hay kim loại. - Các chu kỳ IV, V, VI cĩ thêm 10 nguyên tố và chu kỳ VII cĩ 5 nguyên tố cĩ electron điền vào phân lớp d. Đĩ là nguyên tố chuyển tiếp họ d. Tồn bộ chúng đều là kim loại. - Chu kỳ VI và chu kỳ VII, mỗi chu kỳ cĩ một họ 14 nguyên tố cĩ electron điền vào phân lớp f. Đĩ là những nguyên tố chuyển tiếp họ f. - Các nguyên tố thuộc họ s, p đều nằm ở phân nhĩm chính. 6
  7. - Các nguyên tố họ d nằm ở phân nhĩm phụ. + Nhận xét : Trong một chu kỳ đi từ đầu đến cuối chu kỳ (từ trái sang phải) tính oxy hĩa tăng, tính khử giảm vì trong cùng 1 chu kỳ : điện tích hạt nhân tăng, nhưng bán kính nguyên tử giảm khả năng thu electron tăng, khả năng nhường electron giảm. Trong chu kỳ ngắn sự biến đổi tính chất xảy ra nhanh hơn chu kỳ dài vì bán kính nguyên tử tăng nhanh hơn. Trong một phân nhĩm chính đi từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng. Số lớp electron tăng, nhưng electron ở lớp vỏ ngồi là như nhau. Điện tích hạt nhân tăng làm tăng lực hút đối với electron. Nhưng sự tăng số lớp electron làm tăng mạnh bán kính nguyên tử, tăng lực đẩy của các lớp electron làm thay đổi với lớp bên ngồi dẫn đến làm giảm lực hút của hạt nhân đối với electron. Kết quả khả năng nhường electron tăng, nhận electron giảm, làm cho tính oxi hĩa giảm, tính khử tăng. Trong phân nhĩm phụ, các nguyên tố cĩ tính khử, nhưng tính khử của nguyên tố trên lớn hơn hai nguyên tố dưới do bán kính của chúng biến đổi khơng đều đặn. Từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ 3 cĩ bán kính gần như khơng tăng hoặc giảm, nên khả năng nhường electron của nguyên tố trên lớn hơn hai nguyên tố dưới và tính khử của nguyên tố trên lớn hơn. Trong họ Lantanit và Actinit, lớp vỏ ngồi cùng chỉ cĩ hai electron. Do đĩ chúng cĩ tính khử mạnh. 1.3.4. Phân loại các nguyên tố hĩa học + Khí trơ : Khí trơ là là những nguyên tố cĩ cấu tạo lớp vỏ là ns2np6. Các lớp orbitan được điền đầy các electron nên nĩ bền vững, hoạt tính hĩa học kém. + Nguyên tố điển hình : Là những nguyên tố cĩ lớp vỏ ngồi cùng chưa bão hịa cĩ cấu hình là ns1-2npp1-6. Cĩ 38 nguyên tố điển hình bao gồm phi kim và kim loại. Đây là những nguyên tố cĩ xu hướng cho hoặc nhận electron để lớp vỏ bão hịa nên hoạt tính hĩa học cao. Đĩ là những kim loại điển hình (kim loại kiềm, kiềm thổ ) và phi kim loại điển hình (oxi, lưu huỳnh, nhĩm halogen ) chúng cĩ tính khử hoặc oxi hĩa. + Nguyên tố chuyển tiếp : 7
  8. Là những nguyên tố họ d, thuộc chu kỳ IV, V, VI, VII chúng cĩ cấu trúc (n-1)d1-10ns1-2. Những nguyên tố chuyển tiếp trong cùng một dãy cĩ một số tính chất giống nhau. Tất cả đều là kim loại và cĩ tính khử. Những nguyên tố này thường cĩ nhiều số oxi hĩa, hợp chất của chúng thường cĩ màu và dễ tạo phức chất. + Nguyên tố họ Lantanít và Actinit : Người ta gọi nguyên tố nhĩm này là những nguyên tố chuyển tiếp họ f, vì chúng nằm trong phân nhĩm phụ nhĩm III. Các nguyên tố này cĩ cấu hình : ns1-2 (n – 1)d0-10 (n-2)f1-14 Các nguyên tố này cĩ tính chất lý hĩa học giống nhau. Tất cả cĩ cùng tính khử. Chúng cĩ tính chất giống nhau vì chúng cĩ bán kính nguyên tử gần bằng nhau, tương tác hạt nhân nguyên tử và electron ngồi cùng gần như nhau. 8
  9. Chương 2 : HYDRO VÀ NHỮNG NGUYÊN TỐ NHĨM I 2.1. HYDRO VÀ HỢP CHẤT CỦA NĨ 2.1.1. Đặc điểm của nguyên tố Hydro - Hydro là nguyên tố cĩ cấu tạo đơn giản. - Cấu hình electron nguyên tử của nĩ cũng đơn giản : 1s1 - Năng lượng ion hĩa nguyên tử của nĩ cao : 13.6eV - Ion H+ cĩ kích thước nhỏ, cĩ tác dụng phân cực lớn với các ion, hoặc nguyên tử khác. - Các hợp chất giữa nguyên tử hydro với nguyên tố khác là liên kết cộng hĩa trị. - Cĩ thể nhận 1 electron để tạo thành ion H–. - Ion H+ khơng cĩ vỏ cĩ khả năng tạo liên kết hĩa học đặc biệt gọi là liên kết Hydro. - Cĩ khả năng hịa tan trong kim loại liên kết kim loại. Nhận xét : Hydro giống kim loại kiềm : là nguyên tố họ s, cĩ khả năng nhường 1 electron H+ thể hiện tính khử mạnh. Hydro giống các halozen : cĩ khả năng nhận 1e H– và tạo phức chất. Trong điều kiện thường Hydro là chất khí và được xem là nguyên tố phi kim loại. Vì thế Hydro phải được khảo sát như nguyên tố đặc biệt. 2.1.2. Đơn chất * Tính chất vật lý : - Hydro là chất khí, khơng màu, khơng mùi, khơng vị, cĩ phân tử gồm 2 nguyên tử (H2). - Khí Hydro nhẹ, độ linh động lớn, độ phân cực bé, lực liên kết phân cực nhỏ dẫn đến nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi thấp. - Phân tử thuộc loại khơng cực, khối lượng nhỏ nên ít tan trong nước và dung mơi. Nhưng lại tan trong kim loại Ni, Pd, Pt 9
  10. Một số tính chất hĩa lý của Hydro Ái lực electron (F, eV) : 0,75 Năng lượng ion hĩa (I, eV) : 13,6 Độ âm điện tương đối (ĐTA) : 2,1 Bán kính nguyên tử (RC, Å) : 0,53 Độ dài liên kết H-H (dH–H, Å) : 0,749 Năng lượng phân ly H2 (EPL, KJ/mol) 435 0 Nhiệt độ nĩng chảy (tnc, C) –259,1 0 Nhiệt độ sơi (ts, C) : –252,6 Hàm lượng trong vỏ quả đất ()HĐ, %nguyên tử) : 17 + Tính chất hĩa học : - Ở điều kiện thường phân tử Hydro rất bền. - Ở điều kiện nhiệt độ cao Hydro hoạt động mạnh. Tính khử : hư H2 + X2 (Cl2, Br2, I2) 2HX t0 0 700 C 2H2 (K) + O2 (K) 2H2O Pt 0 t CuO + H2 H2O + Cu Tính oxi hĩa : 2Na + H2 = 2NaH Khi đốt nĩng phân tử H2 được phân ly thành nguyên tử H. 0 t 0 H2 2H H298 = 435 KJ/mol Nguyên tử H cĩ hoạt tính lớn phản ứng được với S, N, P, Hg, nhiều oxyt kim loại và hợp chất khác. - Các dạng họp chất của Hydro ở dạng tự nhiên là H2O, đất sét, than, dầu cĩ trong vỏ quả đất và trong cơ thể động thực vật. - Trong vũ trụ chiếm 1 nửa khối lượng mặt trời và các vì sao. - Hydro cĩ 3 đồng vị tự nhiên : proti 1H, đơteri 2H, triti 3H và 2 đồng vị nhân tạo 4H, 5H. 10
  11. 2.13. Hợp chất của hydro + Hợp chất H(–1) - Giống hợp chất Halozen gọi là Hydrua. - Phản ứng thu nhiệt mạnh (hoạt tính oxi hĩa kém). - Bản chất nguyên tố kết hợp với Hydro cĩ thể là ion, cộng hĩa trị hay kim loại. - Hydrua cộng hĩa trị là các Hydrua của các phi kim loại BH3, SiH3 hayc ác kim loại phân nhĩm chính nhĩm III, IV, V như AlH3, ; AsH3 những Hydrua này khơng bền và bị nước phân hủy : SiH4 + 3H2O = H2SiO3 + 4H2 - Các Hydrua cùng cĩ tính axít, bazơ hoặc lưỡng tính. Khi tác dụng với nhau tạo thành phức chất. BH3 + LiH = Li[BH4] - Các Hydrua cộng hĩa trị cĩ khả năng tạo ra những tinh tểh Polime rắn được liên kết với nhau bằng cầu Hydro. Ví dụ : B4H10 H H H B H H B B H H H B H H - Các Hydrua kim loại chuyển tiếp cĩ thể cĩ thành phần xác định (PaH2, UH3, ) hay khơng xác định (TiH1,7 ; VH06 ) thường là bền, cĩ ánh kim, dẫn điện rất khĩ xác định dạng liên kết này. - Các Hydrua đều là chất khử mạnh và ion H– khơng thể tồn tại trong dung dịch nước. + Hợp chất H(+) - Hợp chất tương đối phổ biến. Ví dụ : Chất khí (HCl) lỏng (H2O) rắn (H2SiO3). - Liên kết trong hợp chất là liên kết cộng hĩa trị. - Ngịai ra cịn cĩ trạng thái liên kết Hydro trong các liên kết F-H, O- H, N-H dẫn đến các hợp chất HF, H2O, NH3 cĩ nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi cao bất thường so với những hợp chất cùng loại của các nguyên tố trong phân nhĩm. 11
  12. - Các liên kết Hydro là những dung mơi ion hĩa tốt. 2.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IA 2.2.1. Đặc điểm các nguyên tố nhĩm IA - Gồm các nguyên tố Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubidi (Rb), xedi (Cs), Franxi (Fr). - Cấu hình electron ns1 cĩ tên chung là kim loại kiềm. - Cĩ tính khử mạnh. - Khi bị chiếu sáng cũng bật electron ra được. - Là những kim loại điển hình, phân hủy nước và rượu. - Tác dụng với Hydro tạo thành Hydrua dạng muối rắn. - Oxyt và Hydrox t là bazơ mạnh điển hình tăng từ li đến Fr. - Muối đều khơng màu và dễ tan trong nước (trừ Li). - Tính kim loại tăng dần từ đầu đến cuối phân nhĩm. 2.2.2. Các đơn chất của nguyên tố nhĩm IA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Li Na K Rb Cs Fr Bán kính nguyên tử (Å) 1,55 1,89 2,36 2,48 2,68 2,8 Bán kính ion Rxt (Å) 0,68 0,98 1,33 1,49 1,65 1,75 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 5,39 5,14 4,34 7,18 3,89 3,98 Khối lượng riêng d(g/cm3) 0,53 0,97 0,85 4,5 1,9 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 180 98 63 39 29 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 1330 900 766 700 685 Hàm lượng trong vỏ quả 0,02 2,4 1,4 7.10–3 9,5.10–9 đất (% ng.tử) + Tính chất vật lý : - Khi Tăng điện tích hạt nhân các thơng số hĩa lý đều tăng. - Bán kính nguyên tử lớn và tăng nhanh từ đầu đến cuối phân nhĩm năng lực ion hĩa nhỏ và giảm theo chiều trên. 12
  13. - Là những kim loại rất nhẹ và mềm. - Các kim loại kiềm đều cĩ độ dẫn điện lớn. - Khi đốt cĩ màu đặc trưgn Li : đỏ tía, Na : vàng rực, K : tím hồng, Rb : đỏ huyết, Cs : xanh da trời được ứng dụng để phân tích định tính. + Tính chất hĩa học : - Kim loại hoạt động mạnh tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ khí trơ. - Đun nĩng nhẹ tác dụng với Hydro tạo thành Hydrua. - Phản ứng mạnh với Halogen, Oxy, Lưu hùynh, Nitơ, Cabon. - Bị oxy hĩa ngay ở nhiệt độ thường : Li nhanh, Na rất nhanh, K ngay lập tức, Rb, CS bốc cháy. Li cho oxýt thường Li2O. - Cịn các kim loại khác tạo thành Oepxyt X2Na2 hoặc XO2 (K, RB, Cs). - Chỉ cĩ Li tác dụng trự tiếp dd với C, N2 tạo thành Nitrua, Li3N, Li2C2. Các nguyên tố khác do nitrua và cacbua gián tiếp. - Ở nhiệt độ thường, các kim lọai kềm tác dụng mãnh liệt với nước và axít giải phĩng Hydro. + Trạng thái tự nhiên và điều chế : - Natri chiếm 2,4% trọng lượng vỏ quả đất, K : 1,4 cịn các chất khác rất ít. - K, Na thường tồn tại trong nước biển, muối mỏ dưới dạng kép. - Điều chế Na bằng cách điện phân NaCl, NaOH nĩng chảy. - Điều chế K bằng cách dùng Fe khử KOH ở nhiệt độ cao. 2.2.2. Hợp chất các nguyên tố khác nhau - Tạo muối hay kiểu muối tương ứng với trạng thái hợp chất X+1. - X+1 cĩ điện tích nhỏ, bán kính lớn nên phân cực bé nên tạo phía kém, muối ít tạo hydrat tinh thể. - Hợp chất kim lọai kiềm dễ tan, bền nhiệt. - Các hợp chất điển hình là oxyt, peoxyt và hydroxyt. Các muối halozenua, muối cacbonat. 2.3. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IB 13
  14. 2.3.1. Đặc tính của các nguyên tố phân nhĩm IB - Phân nhĩm phụ IB gồm : đồng (Cu), bạc (Ag), vàng (Au). - Đều cĩ 1 electron ở lớp vỏ ngồi cùng, cĩ cấu hình electron : (n- 1)s2 (n-1)p6 (n-1)d10ns1. - 18 electron ở lớp thứ 2 từ ngịai vào chưa hồn tồn bền nên dễ nhường các electron. Vì thế mà phân nhĩm phụ IB khơng những cĩ trạng thái +1, cịn cĩ +2 và +3. Đặc trưng nhất là Cu+2, Ag+1, Au+3. - Bán kính nguyên tử nhỏ nên electron khĩ mất nên là những kim loại kém hoạt động. Khơng phân hủy nước, Hydroxyt là các bazơ yếu. - Theo chiều Cu Au tính kim loại giảm, khả năng tạo phức tăng. 2.3.2. Các đơn chất Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Cu Ag Au Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,28 1,44 1,44 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 7,72 7,57 9,22 Khối lượng riêng d(g/cm3) 8,96 10,50 19,3 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 1083 964 1063 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 2543 2167 2880 Hàm lượng trong vỏ quả đất (% ng.tử) 3,6.10–3 1,6.10–6 5.10–8 - Trạng thái tự nhiên Cu : đỏ, Ag : trắng, Au : vàng - Dẫn điện và dẫn nhiệt tốt. - Dễ tạo hợp kim với nhau và hợp kim với kimloại khác nhất là đồng. - Dễ tạo hợp kim với Hg (Au, Ag, Cu). - Kém hoạt động hĩa học, giảm dần từ Cu Au. - Trong điều kiện thường : Au, Ag bền Cu tạo thành lớp CuO. Trong khơng khí ẩm cĩ CO2 tạo thành Cu(OH)2.CuCO3 (màu xanh). - Đốt nĩng với Oxy Cu CO và Cu2O cịn Ag, Au hấp thụ Oxy. - Cu kết hợp dễ dàng với Halogen, Ag chậm cịn Au chỉ phản ứng khi ở nhiệt độ cao. - Ag, Cu phản ứng trực tiếp với Lưu huỳnh (S) cả nhĩm khơng tác dụng với H2, N2, C. 14
  15. - Cả 3 nguyên tố chỉ tan trong axit HCl và H2SO4 lỗng khi cĩ mặt chất oxi hĩa. - Ag, Cu dễ tan trong các axít cĩ tính Oxy hĩa (HNO3, H2SO4 đặc nĩng), Au tan trong HCl đặc bão hịa Cl2 hoặc nước cường tan (1HNO3 + 3HCl) dotác dụng của Clo nguyên tử. - Cả 3 nguyên tố đều tan trong dung dịch Hyanue bazơ khi cĩ mặt Oxy. - Tất cả các hợp chất tan của Cu, Ag, Au đều độc hại. 2.3.3. Các hợp chất + Các hợp chất X(+1) - Đặc trưng là Ag+1, đối với Cu+1, Au+ kém bền. - Các Oxyt X2O đều là chất rắn, Cu2O : đỏ, Ag2O : nâu xẫm, Au2O : tím màu, ít tan trong nước. - Các Hydroxýt XOy, khơng bền, bị phân hủy ngay, do tác động phân cực mạnh của ion X+. - X2O thể hiện tính bazơ trung bình. - Các muối X+1 (Ag+, Cu+) khơng tan trong nước, ở trạng thái ẩm chúng khơng bền nên phân hủy. - Các muối Cu+, Au+ dễ bị oxi hĩa Cu+2, Au+3 - Các muối Ag+ dễ bị phân hủy khi cĩ ánh sáng tác dụng. + Các hợp chất X(+2) - Hợp chất X+2 chỉ đặc trưng đối với Cu+2. - Thường gặp là CuO, Cu(OH)2 và các muối của nĩ. - CuO khơng tan trong nước, dễ tan trong axit, nung nĩng đến 8000C nĩ phân hủy thành Cu2O và Oxy. - Ở 2500C cĩ mặt Hydro CuO bị khử đến Cu. - Cu(OH)2 là hydroxyt lưỡng tính nhưng cả hai tính đều yếu. Trong axít nĩ tạo muối Cu+2. Trong kiềm mạnh, đặc, dư nĩ cho muối cuprit màu xanh. - Các muối Cu+2 rất dễ tạo phức. + Hợp chất X(+3) : - Trạng thái X(+3) đặc trưng là Au+3. 15
  16. - Các hợp chất thường gặp Au2O3, Au(OH)3, AuHal3. 0 - Au2O3 điều chế bằng cách đun nĩng (100 C), Au(O)3. - Au(OH)3 điều chế bằng cách cho kiềm tác dụng lên dung dịch A4Cl3 đặc. - Oxýt và Hydroxyt Au+3 cĩ tính chất lưỡng tính, chức axit mạnh hơn (gọi là axít Auric) tạo muối Aurat. - Tất cả các muối Au+3 dễ bị nhiệt phân hủy, cho ra Au kim loại. 16
  17. Chương 3 : NHĨM II TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 3.1. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IIA 3.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm IIA - Gồm các nguyên tố : Berili (Be), Magie (Mg), Canxi (Ca), Stronti (Sr), Bari (Ba), Rađi (Ra), nĩ cĩ trong tự nhiên. Ra là nguyên tố hiếm, phĩng xạ. - Nguyên tố họ s, cấu hình electron, lớp ngịai cùng ns2. - Cĩ tính khử và tạo ion X+2. - Bán kính nguyên tử RK (Å) tăng từ trên xuống dưới. - Từ Ca cĩ thêm các orbitan lớp d hoặc f cĩ thể tham gia tạo liên kết hĩa học. - Tính kim loại tăng từ Be Ra. - Hình thành 3 nhĩm : Be lưỡng tính giống Al, cịn Mangan là kim loại hoạt động mạnh, nhưng tính chất khơng giống kim loại kế tiếp, các kim loại Ca, Sa, Ba hoạt động mạnh được goi là kim loại kiềm thổ. - Chỉ cĩ Be, Mg cĩ khả năng tạo phức, cịn lại tạo ionX+2. - Các hợp chất XO, X(OH)2 đều cĩ tính bazơ mạnh tăng từ Be - Ra. 3.1.2. Đơn chất : Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Be Mg Ca Sr Ba Ra Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,13 1,6 1,97 2,15 2,21 2,35 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 9,32 7,65 6,11 5,69 5,21 5,28 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 1283 650 850 770 721 960 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 2970 1117 1490 1370 1370 1530 Khối lượng riêng d(g/cm3) 1,85 1,74 1,54 2,63 3,76 6,0 –3 –2 –3 –10 Hàm lượng trong vỏ quả 1,2.10 2,0 2,0 1.10 5,7.10 1.10 đất (% ng.tử) 17
  18. + Berili : - Kim lồi màu trắng, nhẹ, rất cứng n0 dịn. - Be gần giống Al, cĩ ái lực lớn với Oxi, nhưng bền nhờ màng BeO. - Be phản ứng với nhĩm Halogen, Oxi, Lưu huỳnh, Nitơ. Trong điều kiện thường khơng tác dụng với Hydro. - Tan trong axít và kiềm (kim loại lưỡng tính), thụ động trong HNO3, H2SO4 đặc nguội. - Tác dụng với nhiều kim loại tạo thành Berilua. - Dễ tạo hợp kim, 1 lượng nhỏ trong hợp kim làm cho hợp kim cứng, bền. - Cho tia Rơngen X đi qua nên làm cửa sổ cho ống Rogen. - Dùng làm chất hãm, chất phản xạ nơtron trong các lị nguyên tử. - Là nguyên tố hiếm. Trong thiên nhiên dưới dạng quặng Beryl. - Điều chế bằng điện phân BeCl2 nĩng chảy hay nhiệt phân BeF2. + Magie : - Kim loại màu trắng bạc, nhẹ, tnc và ts thấp, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, mềm và dẻo hơn Be. - Ứng dụng quan trọng nhất là điều chế hợp kim nhẹ, nhưng ít bền hĩa, kém chịu nhiệt. - Nguyên tố họ s song cĩ orbian nguyên tử họ d. - Magie dễ dàng phản ứng hdo, tạo được MgH2 (Hydnua Magie). - Magie dễ dàng phản ứng với nhĩm Halogen, Oxi, Lưu huỳnh, Nitơ, Na - Đốt Magie cháy tạo ngọn lửa sáng và phát nhiệt. - Là chất khử mạnh, khử được những hợp chất bền : H2O, CO2, SiO2, P2O5, B2O3. - Magie tan nhanh trong axit, nhưng khơng tác dụng với bazơ. - Magie tác dụng với hợp chất hữu cơ Alkyl Halogen và trong dung dịch este tạo hợp chất cơ Magie. - Là nguyên tố phổ biến trong tự nhiên. 18
  19. - Tồn tại ở dạng hợp chất. - Điều chế bằng điện phân Cacnalit KCl.MgCl2.6H2O hoặc MgCl2 nĩng chảy hoặc bằng nhiệt kim loại hay khử C. + Canxi, Stronti, Bari : - Đều là kim loại trắng, bạc, mềm, nhẹ, dẫn nhiệt, điện tốt, dễ dát mỏng, dễ kéo sợi. - Khá mềm và hoạt động mạnh nên khơng thể dùng ở trạng thái đơn chất hoặc hợp kim như nhẵng kim loại khác. - Khi đốt cĩ màu đặc trưng Ca : đỏ da cam, Sv : đ3o rực, Ba : lục hơi vàng. - Kim loại rất hoạt động, hoạt tính tăng, kết hợp hầu hết phi kim ở điều kiện thường. Khi đun nĩng tác dụng được với các nguyên tố khi hoạt động như cacbon, silic, hydro - Trong khơng khí dễ dàng tạo thành MO. - Khi đun nĩng chúng tác dụng với Hydro tạo thành Hydrua rắn được dùng làm chất khử mạnh. - Ở nhiệt độ cao tạo thành các peoxyt nhưng kém bền tính bền tăng từ Ca Ba. - Trong điều kiện thường ba nguyên tố đều tác dụng với H2O tạo thành Hydroxyt và thốt H2. - Chúng đều tan trong axít tạo thành muối và giải phĩng H2. - Trong thiên nhiên canxi là nguyên tố phổ biến, Be khá phổ biến, cịn Strenti khá hiếm và thường gặp ở dạng hợp chất. - Điều chế bằng điện phân muối clorua khan nĩng chảy. 3.2.3. Các hợp chất của phân nhĩm IIA + Hợp chất Be (+2) - Các hợp chất ở dạng đơn giản (BeO, BeS ) hay phức +2 –2 ([Be(H2O)4] , [Be(OH)4] ) là tinh thể màu trắng, dễ tan trong nước. - Hợp chất Be+2 cĩ tính lưỡng tính. - BeO cĩ cấu trúc đặc, khít, chịu lửa, dẫn nhiệt, nung nĩng khơng hoạt động hĩa học. 19
  20. - Là hợp chất lưỡng tính, BeO tan trong axit, kiềm. Khi đốt nĩng hay nấu chảy với các oxyt axit, oxyt bazơ. - Hydro beri Be(OH)2 là hợp chất Polime, khơng tan trong nứơc cĩ tính lưỡng tính. - Be+ cĩ tác dụng phân cực cao nên muối bị thủy phân. + Hợp chất Mg(+2) : - Thường gặp ở dạng muối, phức cation. +2 - Muối Mg khan hút ẩm đặc biệt Mg(ClO4)2 dùng làm chất sấy khơ. - Muối Mg2+ cĩ đặc trưng đa dạng là muối kép. 0 - Oxýt MgO màu trắng, xốp, khĩ nĩng chảy (tnc = 2.800 C) cĩ tính bazơ dễ tan trong axit, nung nĩng mất hoạt tính. - Mg(OH)2 cĩ cấu trúc lớp, ít tan trong nước lạnh, bazơ mạnh trung bình. - Khi đun nĩng dung dịch MgCl2 hay muối MgCl2.6H2O thủy phân tạo thành Oxoclorua và bị polime hĩa. Cl–Mg–O–Mg . . . O–Mg–Cl Trên cơ sở đĩ tạo ra xi măng Magie. - MgSO4 được dùng làm thuốc tẩy nhẹ. + Hợp chất Ca(+2), Sr(+2), Ba(+2) - Các hợp chất X(+2) đều bền. - Kích thước nguyên tử lớn cĩ sự tham gia của orbitan nguyên tử nhĩm f. - Các hợp chất X(+2) tan trong nước. Các muối cacbonat, sunfat khĩ tan. - Các oxyt và hydroxyt cĩ tính bazơ mạnh. - Các oxyt là chất bột màu trắng cĩ tnc cao, phản ứngmãnh liệt với nước tạo X(OH)2 và tỏa nhiệt. - X(OH)2 bị nhiệt phân lại trở về XO và H2O. - Các hydroxyt cĩ tính tán, tính bazơ, tính bền nhiệt tăng từ Ca Ba. - Ca, Sr, Ba cịn cĩ khả năng tạo peoxyt XO2 màu trắng và peoxyt bậc cao XO4 màu vàng. 20
  21. - Peoxyt tác dụng axít cho H2O2, peoxyt bậc cao cho H2O2 và O2 độ bền peoxyt tăng từ Ca Ba. - Deoxyt đều khĩ tan trong n7ớc. - XO2 được điều chế bằng cách trung hịa bazơ bằng axit. Ca(OH)2 + H2O2 = CaO2 + 2H2O - BaO2 là peroxyt phổ biến nhất, ngịai cách điều chế như trên cịn cách nung nĩng BaO trong khơng khí ở 5000C. - BaO2 dùng để tẩy trắng lụa, sợi thực vật, tẩy màu thủy tinh, điều chế H2O2, Pecabonat Bari, dùng tẩy uế. - Muối halogenua dễ tan trong nước (trừ XF2) đặc biệt CaCl2 được dùng hút ẩm, sấy khơ, tải lạnh - Muối XCO3, XSO4 khĩ tan trong nước giảm dần từ Be Ba. - Các muối XCO3 bị nhiệt phân cho XO và CO2 khả năng nhiệt phân giảm từ Ca Ba. - Muối XSO4 khơng bị nhiệt phân. - Thơng dụng nhất là CaCO3 và CaSO4. - CaCO3 nguyên liệu để điều chế Ca(OH)2 và CaO. - CaSO4 dùng làm thạch cao, tượng, vách ngăn. - X(OH)3 kết tủa vơ định hình. Khơng tan trong nước. - Các muối X(+3) tan được trong nước là : Clorua, nitrat, Sufat, muối khĩ tan : Sunfua, Florua, Photphat, Cacbonat - Ứn dụng trong kỹ thuật chân khơng và tạo hợp kim, làm xúc tác trong các phản ứng hĩa học, chế tạo gốm, thủy tinh, vật liệu kỹ thuật điện, điện tử. + Các hợp chất X(+4), X(+2) - Đặc trưng là CeO2, CeF4, Ce(OH)4 - CeO2 màu vàng sáng, khĩ nĩng chảy sau khi nung, trơ về mặt hĩa học. - Muối Ce+4 khơng bền, thủy phân mạnh. - Trong axit thể hiện chất oxi hĩa mạnh. - Trạng thái +2 đặc trưng là : Eu(+2), Sn (+2), Yb (+2) dưới dạng oxyt, hydroxýt giống nhĩm Ca. - Hợp chất X(+2) cĩ tính khử. 21
  22. 3.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IIB 3.2.1. Đặc tính nguyên tố nhĩm IIB - Gồm kẽm (Zn), cadini (Cd), Thủy ngân (Hg) - Cấu hình electron (n-1)s2 (n-1)p6(n-1)d10ns2. - Cĩ hai electron ở lớp ngồi cùng ns2 và số oxi hĩa +2. - Tính kim loại kém hơn kim loại kiềm thổ. - Tính tạo phức tăng dần từ Zn đến Hg. 3.2.2. Đơn chất của phân nhĩm IIB Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Zn Cd Hg Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,13 1,49 1,50 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 9,391 8,991 10,43 Khối lượng riêng d(g/cm3) 7,1 8,7 13,55 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 419 321 -39 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 907 767 357 Hàm lượng trong vỏ quả đất (%) 1,5.10–3 7,6.10–6 7.10–7 - Zn : trắng, hơi xanh ; Cd, Hg : màu trắng bạc, dễ nĩng chảy, dễ bay hơi. - Đều cĩ khả năng tạo hợp kim. Hợp kim của Hg gọi là hỗn hợp. - Bền với khơng khí khơ, tác dụng với CO2 trong khơng khí ẩm. - Zd, Cd phản ứng với S nĩng, Hg torng điều kiện thường tạo HgS. - Zn dễ tan trong axít HCl, H2SO4 lỗng, Hg thì khơng. - Cả ba đều tan trong HNO3 lỗng. - Zn cĩ tính lưỡng tính tan cả trong axít và kiềm. - Trong thiên nhiên tồn tại dưới dạng quặng, riêng Hg tồnt ại dạng mỏ Hg nguyên chất. - Điều chế quặng XS : đốt sunfua thành oxyt rồi khử oxyt ở nhiệt độ cao. - Muốn điều chế Hg : nung quặng HgS ở nhiệt độ = 5000C. 22
  23. 3.2.3. Các hợp chất của phân nhĩm IIB + Các hợp chất X(+2) - Là chất rắn ZnO : trắng ; CdO : nâu ; HgO : đỏ. - Độ bền oxýt XO giảm theo chiều Zn - CD - Hg. - Khơng tan trong nước nhưng tan trong axit. - Các cation X+2 khơng màu. - Muối cĩ màu HgI2 : đỏ ; CDs : vàng ; HgS : đỏ, đen - Các Halogenua, Sunfat, Nitrat tan trong nước. - Khi tan các hợp chất X+2 tạo phức. + Các hợp chất Hg(+1) + 2 +2 - Khơng cĩ ion H mà chỉ cĩ ion Hg2 cấu trúc [–Hg–Hg–] . 2 - Nhĩm Hg2 khơng phân ly. - Hg(+1) khơng màu, khĩ tan trong nứơc. 2 - Tùy theo điều kiện mà Hg2 cĩ tính khử hoặc oxy hĩa. 2 - Hợp chất Hg2 dị phân cho Hg và hợp chất Hg(+2). - Một số hợp chất bền : Hg2Cl2, Hg2SO4. 23
  24. Chương 4: NHĨM III TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 4.1. NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IIIA 4.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm IIIA - Gồm các nguyên tố : Bo (B), Nhơm (Al), Gali (Ga), Indi (In), Tali (Tl), Bo và Nhơm phổ biến. - Cấu hình electrn ns2np1. - Thể hiện tính khử chuyển sang trạng thái X+3. - Chỉ cĩ B là phi kim, từ Al trở đi là kim loại. - Ngịai ra cịn số oxy hĩa X+ độ bền tăng từ Ga Tl. 4.1.2. Các đơn chất của nguyên tố phân nhĩm IIIA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Bo Al Ga In Tl Bán kính nguyên tử RK (Å) 0,9 1,43 1,39 1,66 1,71 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 8,298 5,986 5,998 5,798 6,106 Khối lượng riêng d(g/cm3) 2,34 2,7 5,97 7,36 11,85 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 2300 660 29,8 156 304 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 2550 2270 2250 2040 1470 Hàm lượng trong vỏ quả đất 6.10–4 6,6 4.10–4 1,5.10–6 3.10–5 HĐ (%) + Nguyên tố Bo - Nguyên tố phi kim loại cĩ vài dạng thù hình, bền là dạng tứ phương. - Bo là chất bán dẫn, cĩ màu đen, khĩ nĩng chảy. - Cĩ cấu hình electron hĩa trị 2s22p1. - Hoạt tính hĩa học giống Silic (theo đường chéo). 24
  25. - Điều kiện thường chỉ tác dụng với flo ở 400  5000C, phản ứng với 0 O2, S, Cl2. Ở 1200 C tác dụng với Nitơ. - Ở nhiệt độ cao Bo cĩ tính khử. - Tác dụng với Axít mạnh axít Boric, tan trong dung dịch kiềm. - Tác dụng với Hydro tạo thành Boran. - Kimlọaitác dụng với Bo thành Borua. - Bo ít phổ biến trong thiên nhiên. Tồn tại dưới dạng muối và axit. - Điều chế bằng phân hủy cracking các boran. - Bo dùng để chế tạo vật liệu bền nhiệt, bền hĩa và kềm hãm quá trình phản ứng hạt nhân. + Nguyên tố Nhơm : - Nhơm màu trắng bạc, dẫn nhiệt, dân điện tốt, bền, dai và nhẹ. - Cấu hình electron 1s22s22p63s23p1. - Là nguyên tố lưỡng tính điển hình, tạo thành cả cation và anion. - Phản ứng mãnh liệt với Halogen, Oxy, Lưu huỳnh là chất khử mạnh. - Tan trong axít và dung dịch kiềm. - Khơng tác dụng với HNO3 và H2SO4 đặc vì bị thụ động. - Bền trong khơng khí vì cĩ lớp Al2O3 bảo vệ. - Al phổ biến trong tự nhiên gặp Al ở dạng hợp chất. - Phương pháp điều chế nhơm là điện phân Al2O3 khan sạch. - Nhân được sửdụng làm đồ gia dụng và hợp kim để dùng trong cơng nghiệp. + Các nguyên tố Gali, Indi, Tali : - Ga cĩ trạng thái đặc trưng là Ga+3, cịnTali là Te+1. - Cả ba đều là kim loại trắng, dễ nĩng chảy. - Đều bền trong khơng khí vì cĩ lớp màng oxyt bảo vệ. - Tác dụng với Cl2, Br2 ở nhiệt độ thường. Khi đốt ĩng phản ứng với O2, S, I2. 25
  26. - Hịa tan trong axít lỗng tạo muối Ga+3, In+3, Tl+1 (riêng Tl bị thụ động trong HCl). - Ga tan trong kiềm giống nhơm Al, In, Te chỉ tan khi cĩ chất oxi hĩa mạnh. - Trong thiên nhiên các nguyên tố này phân tán, khơng cĩ quặng độc lập. - Điều chế từ quặng chuyển thành oxyt hay clorua rồi bằng hĩa học hoặc điện phân để tách kim loại. - Các kim loại dùng để chế tạo hợp kim cĩ độ nĩng chảy thấp. 4.2.3. Hợp chất của các nguyên tố phân nhĩm IIIA + Hợp chất Bo (+3) - Điển hình là các Oxyt, Halogenua, Sunfua, Nitrua, Hydrua và các phức ion. - Các Halogenua cĩ thể là khí (BF3), lỏng (BCl3), rắn, (BI3). Theo chiều tăng bán kính nguyên tử độ bền giảm hoạt tính hĩa học tăng. - Các muối halogenua điều chế trực tiếp từ nguyên tố khí đốt nĩng. - BN cĩ hai dạng : Gia phít là chất bán dẫn và Barazon cĩ cấu trúc kim cương : cứng, bền nhiệt, bền cơ, cách điện. - Oxít B2O3 bền nhiệt nhưng hút ẩm, dễ tan trong nước thành axit boric. - H3BO3 là axit bền, kết tin hdạng vảy, khơng màu, tan ít trong nước lạnh, tan nhiều trong nước nĩng. - Axít Metaboric HBO2 là axit yếu. - Muối của axit boric la borat, ngậm nước, khơng màu, chảy rửa trong khơng khí, ít tan và bị thủy phân. - Borat nĩng chảy cĩ khả năng hịa tan các oxyt kim loại tạo thành ngọc Borat cĩ màu đặc trưng của ion kim loại. - Được dùng trong hĩa phân tích so màu, hoặc thủy tinh chịu nhiệt. + Hợp chất của nhơm (+3) 26
  27. - Hợp chất Al (+3) đa dạng : oxyt, hydroxyt, halogenua và các phức. - Trong điều kiện thường các hợp chất Al(+3) thường là chất rắn màu trắng. - Các Halogenua các nhơm là tinh thể khơng màu, dễ nĩng chảy, hút ẩm, tan trong nước và dung mơi hữu cơ (trừ AlF3), hoạt động hĩa học mạnh. - Al2O3 tinh thể rắn, nhiệt độ nĩng chảy cao, chịu lửa tốt, rất cứng khơng tan trong nước. Cĩ nhiề dạng đa hình. Trong thiên nhiên dưới dạng khống corumđum : trong suốt khơng màu lẫn tạp chất cho màu đẹp gọi là ngọc. - Al2O3 khơng tác dụng với nước và axít. Kiềm đun nĩng lâu bị phá hủy. - Ở dạng vơ định hình oxyt nhơm hoạt đọng thể hiện lưỡng tính. - Hydroxyt nhơm Al(OH)3 là hợp chất lưỡng tính điển hình dùng để hồ giấy, làm torng nước, điều chế phèn nhơm, thuộc da - Người ta tổng hợp được các chất của Bo và Al giống như hydrocacbon tương ứng. Các hợp chất này bền dầu, bền nhiệt, cĩ thể làm nhiên liệu tên lửa. + Các hợp chất của Ga, In, Tl : - Các hợp chất Ga (+3), In(+3), Te(+3) đều giống Al(+3). - Oxyt X2O3 điều chế trực tiếp từ nguyên tố : Ga2O3 : trắng nĩng 0 0 chảy khơng phân hủy ở 1740 C ; In2O3 : vàng ở 850 C chuyển In2O ; 0 Tl2O3: nâu ở 90 C Tl2O3 và Tl2O. - X2O3 là tinh thể, khơng tan trong nước, độ bền giảm, tính bazơ tăng từ Ga Tl. - X(OH)3 khơng tan trong nước, cĩ tính lưỡng tính. Tính axít giảm, bazơ tăng từ Ga Tl. - Hịa tan X2O3 hay X(OH)3 trong axít được phức cation. - Hịa tan X2O3 hay X(OH)3 trong kiềm được phức anion. - Các hợp chất +1 chỉ đặc trưng với Tl(+1), các hợp chất Ga(+1), In(+1) khơng đặc trưng khơng bền là chất khử mạnh. 27
  28. 4.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IIIB 4.2.1. Đặc tính các nguyên tố nhĩm IIIB - Bao gồm Scandi (Sc), Ytri (Y), Lantan (La), Actini (Ac). - Là những nguyên tố d đầu tiên trong các chu kỳ lớn. - Cấu hình của chúng : Sc Y La Ac 2d14s2 4d15s2 5d16s2 6d17s2 - Nhĩm kim loại mạnh cĩ trạng thái oxy hĩa dương X(+3) tăng từ Sc đến Ac. - Trong thiên nhiên nĩ phân tán, khĩ tích ở trạng thái nguyên chất. 4.2.2. Các đơn chấ của nguyên tố phân nhĩm IIIB Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Sc Y La Ac Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,64 1,81 1,87 2,03 Khối lượng riêng d(g/cm3) 3,0 4,47 6,16 10,1 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 1539 1525 920 1040 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 2700 3025 3470 Hàm lượng trong vỏ quả đất HĐ (%) 3.10–4 26.10–4 2,5.10–4 5.10–15 - Là những kim loại màu trắng. - Hoạt động hĩa học thua kim loại kiềm và kiềm thổ. - Dễ tác dụng với axít lỗng. - Với phi kim kém hoạt động khi nĩng chảy tạo hợp chất kim loại. - Cacbua của nhĩm IIIB giống CaC2. - Điều chế bằng điện phân clorua nĩng chảy. 4.2.3. Các hợp chất của nguyên tố phân nhĩm IIIB + Hợp chất X (+3) : - Là tinh thể trắng cĩ tính bazơ tăng từ SC đến AC. - Các hydroxýt cĩ tính bazơ tan trong nứơc tăng lên từ Sc Ac. 28
  29. - Các muối tinh thể màu trắng, muối florua khĩ nĩng chảy, khơng háo nước, khơng tan trong nước, muối clorua, bromua, Iotdua, dễ nĩng chảy, tan tốt và dễ thủy phân. - Các đơn chất và hợp chất phân nhĩm IIIB chưa ứng dụng rộng rãi. 4.3. CÁC NGUYÊN TỐ HỌ LANTANIT : 4.3.1. Đặc tính của các nguyên tố họ Lantanit - Sau Lantan (La) cĩ 14 nguyên tố cĩ tính chất rất gần La đĩ là nguyên tố 4f. - Cấu hình được biểu diễn bằng 4f2–145s25p65d0–16s2 tính chất hĩa học gần giống nhau. Gọi là họ các nguyên tố đất hiếm. - Tính chất kim loại giảm dần từ Ce đến Lu. 4.3.2. Các đơn chất của nguyên tố họ Lantanit - Là kim loại màu trắng bạc, khĩ nĩng chảy, cĩ độ cứng nhỏ, độ dẫn điện tương tự Hg. - Độ hoạt động hĩa học chỉ thua kim loại kiềm và kiềm thổ. - Điều kiện bình thường khĩ bền. Nung nĩng 200  4000C chúng bốc cháy trong khơng khí. Ở dạng bột Xeri tự bơc cháy trong khơng khí. - Tác dụng mạnh với Halogen, đốt nĩng phản ứng với Nitơ, Lưu huỳnh, Cacbon, Silic, Photpho - Tạo hợp kim với hầu hết kim loại. - Phân hủy được nước, đặc biệt là nước nĩng, phản ứng được với axít, khơng tan trong kiềm. 4.3.3. Các hợp chất của nguyên tố họ Lantanit + Hợp chất X(+3) : - Oxýt X2O3 chất bột trắng, khĩ nĩng chảy, khơng tan trong nước, phản ứng với nước tạo thành X(OH)3. - X2O3 tan tốt trong axít HNO3, HCl nung lên mất hoạt tính. Khơng tác dụng với kiềm. 29
  30. Chươmg 5: NHĨM IV TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 5.1. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IVA ( 1 tiết ) 5.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm IVA - Gồm các nguyên tố : Cacbon (C), Silic (Si), Gecmani (Ge), Thiếc (Sn), Chì (Pb). - Đều là nguyên tố p cĩ 4 electron lớp ngoaì, tương ứng cấu hình ns2np2. - Xu hướng nhường 2, 4 electron mang tính khử X–2, X–4. - Nhận 4 electron mang tính oxy hĩa X–4. - Từ C – Pb khả năng nhường electron tăng, tính oxy hĩa giảm. - Số Oxi hĩa –4 thể hiện ở C, Si. Số oxy hĩa + 4 giảm dần từ C B số oxy hĩa +2 tăng dần từ C Pb. 5.1.2. Đơn chất của các nguyên tố phân nhĩm IVA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Ck/c Si Ge Sn Pb Bán kính nguyên tử RK (Å) 0,77 1,34 1,39 1,50 1,75 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 11,26 8,15 7,88 7,34 7,42 Khối lượng riêng d(g/cm3) 3,52 2,33 5,32 7,29 11,34 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 73500 1410 2830 2690 1750 Hàm lượng trong vỏ quả đất 0,15 20 2.10–4 7.10–4 1,6.10–4 HĐ (%) + Cacbon : - Cấu hình electron 1s22s2sp2. 30
  31. - Khuynh hướng tạo mạch đồng thể C-C rất bền. - Cĩ 3 thù hình : Kim cương, granfit (than chì), cacbon. - Kim cương là tinh thể rắn, rất cứng, khơng dẫn điện, khĩ nĩng chảy, khĩ bay hơi, hoạt động hĩa học kém. - Grafit tinh thể mềm, cĩ màu xám, ánh kim, dẫn điện, hoạt động hĩa học mạnh hơn kim cương. - Cacbon bột màu đen, cacbon là chất bán dẫn, bền ở phương diện nhiệt động. - Ở nhiệt độ thường cacbon trơ hồn tồn. Ở nhiệt độ cao thể hiện tính khử mạnh, oxy hĩa eu. Khi đốt cho CO2 và tỏa nhiệt. 0 - C phản ứng với S ở 800 C tạo thành CS2 là chất lỏng khơng màu. - Ở nhiệt độ cao, cacbon phản ứng yếu với Hydro tạo thành Hydrocacbon. - Ở nhiệt độ cao phản ứng với kim loại tạo cacbon kim loại khĩ nĩng chảy, khơng bay hơi và khơng tan. - Cacbua kim loại nặng khơng tác dụng với axít lỗng. - Các loại khác tác dụng với trước và axít lỗng. - Cacbon khừn hợp chất ở nhiệt độ cao, dùng để luyện kim. - Cacbon chỉ phản ứng với axít mạnh, đặc nĩng H2SO4, HNO3. - Chỉ cĩ bazơ kiềm đặc nĩng mới tác dụng với cacbon. - Trong thiên nhiên tồn tại dưới dạng kim cương, grafat, than dạng hợp chất như : dầu mỏ, khí thiên nhiên - Kim cương sử dụng làm trang sức, mũi khoan, bột mài -Grafịt sử dụng làm bút chì, dầu bơi trơn, điện cực, nơi chịu nhiệt - Than cốc dùng làm nhiên liệu và chất khử, mực in + Silic : - Cấu hình 1s22s22p63s23p2. - Cĩ hai loại thù hình lập phương (bền) và lục phương (khơng bền) - Dạng bền cĩ tinh thể màu xám, ánh kim và cĩ tính bán dẫn. - Cĩ trạng thái oxy hĩa : –4, +2, +4. 31
  32. - Ở điều kiện thường nĩ trơ. Nhiệt độ cao thể hiện tính khử. 4000C bị Clo oxy hĩa, 6000C bị oxy oxy hĩa, 10000C phản ứng với Nitơ, 20000C phản ứng với cacbon. - Trong hồ quang điện tác dụng với Hydro tạo ra Silan. - Chỉ tan trong hỗn hợp axit HF và HNO3. - Phản ứng dễ dàng với kiềm giải phĩng H2. - Hoạt tính oxy hĩa với một số kim loại hoạt động Zn, Mg tạo ra Silixua kim loại. - Phổ biến thứ 2 trên trái đất (sau oxy) thường gặp ở trạng thái hợp chất. - Được dùng nhiều trong luyện kim để khử oxy và oxýt kim loại. - Silic tinh khiết được dùng làm chỉnh lưu, tế bào quang điện, pin mặt trời. + Gecmani, thiếc, chì : - Cấu hình eletron giống C, Si : ns2np2. - Tính kim loại tăng từ Ge - Pb. - Ge màu trắng bạc, Sn cĩ hai loại Sn và Sn, Pb là kim loại màu xám sẫm. - Ge là bán dẫn, Sn, Pb là kim loại. - Điều kiện thường : Ge, S3 bền với khơng khí và nước, Pb bị oxy hĩa PbO. - Ở nhiệt độ cao tác dụng với các phi kim loại và tạo thành Ge(+4), Sn(+4), Pb(+2). - Ge chỉ tác dụng với axít cĩ tính oxy hĩa mạnh HNO3. - Trong HNO3 lỗng, Sn phản ứng như kim loại Sn(+2). - Pb phản ứng với HNO3 ở bất cứ một nồng độ nào. - Trong axit HCl đặc Sn, Pb cho phức và tác dụng với dung dịch kiềm tạo muối kép. Ge khơng tan trong kiềm. - Các nguyên tố này khơng thuộc loại phổ biến trong tự nhiên dưới dạng quặng. - Điều chế bằng cách khử oxyt thơng thường. - Dùng để chế tạo hợp kim. 32
  33. 5.1.3. Hợp chất của các nguyên tố IIIA + Hợp chất cĩ số oxy hĩa âm (–4) - Đặc trưng là C, Si : Cacbua, Silixua. - Cácbua cộng hĩa trị là cacbua tạo thành với Hydro. - Cacbua ion là cacbua của kim loại nhĩm I và II - Cacbua nguyên tố d : dẫn điện, dẫn nhiệt, cương, bền nhiệt. - Silic tạo thành với kim loại hợp chất Silixua. - Silixua nguyên tố nhĩm S, d nhĩm I, II là chất bán dẫn, khơng bền, bị axit và nước phân hủy. - Silixua nguyên tố nhĩm d, f cứng, khĩ nĩng chảy. Dùng chế tạo hợp kim bền nhiệt, bền axit, chất bán dẫn nhiệt độ cao. + Các hợp chất cĩ số oxi hĩa dương : a- Các hợp chất cĩ saố oxy hĩa dương (+2) * Đối vớicacbon : - Đặc trưng là CO, CS, HCN, CN– - CO là khí khơng màu, khơng mùi, khơng vị, khĩ hĩa lỏng và rắn, ít tan trong nước và là khí độc. - CO cĩ tính khử mạnh và rất hoạt động khi đun nĩng. - Dễ bị Clo, S oxy hĩa khi chiếu sáng, đốt nĩng. - Với kim loại nhĩm d phản ứng tạo phức cacboxyl. - CO khơng tác dụng với nước, kiềm ở điều kiện thường, nếu cĩ áp suất, nhiệt độ tạo axit HCOOH hay HCOONa. - Hydruaxyanua hịa tan vơ hạn trong nước tạo axit Cyanhydric. - CN– cĩ tính chất giống CO, cĩ tính khử và tạo phức. - Khi đun sơi xyanua với S ta được rodanua. - Xyanua là hợp chất rất độc. * Đối với Gecmani, thiếc, chì : - Hợp chất (+2) đặc trưng đối với Pb dưới dạng oxýt, hydroxyt và muối. - Hợp chất (+2) cấu trúc phức tạp, khơng màu, khĩ tan trong nước. - Hợp chất (+2) lưỡng tính axít giảm dần, bazơ tăng từ Ge - Pb. 33
  34. - Cĩ khuynh hướng tạo phức. - Cĩ tính khử mạnh và giảm theo chiều Ge - Pb. b. Các hợp chất cĩ oxi hĩa dương (+4) * Đối với cacbon : - Tồn tại dưới 3 dạng khí (CF4, CO2 ), rắn (CBr4, CI4 ), lỏng (CCl4, CS2 ). - Hợp chất với nhĩm Halogen hoạt tính hĩa tăng lên từ CF4 – CI4, chúng đều khơng tan trong nước, tan trong dung mơi hữu cơ. - Anhydric cacbonic CO2 là chât khí, khơng màu, vị chua, bền nhiệt trơ, khĩ thử, tan trng nước t5o thành axit yếu. Cho hai loại muối :cacbonat và bicabonat. - Cacbonat kim loại kiềm đều tan trong nước. Trừ cacbonat kim loại kềm. Cacbonat kim loại khác đều bị nhiệt phân co oxyt và CO2. * Đối với Silic : - Đặc trưng với các hợp chất Halogen, Oxy, Lưu huỳnh, Nitơ, Cacbon Hydro. - Các hợp chất Si (+4) cĩ tính axit. - SiO2 cĩ nhiều dạng đa hình, chủ yếu dưới dạng thạch anh khơng màu, cứng. - SiO2 dễ chuyển sang trạng thái thủy tinh. - SiO2 bền, khơng tan trong nước, tương ứng cĩ axit Silixic và muối Silicat. - H3SiO3 khơng tan nung nĩng mất nước (SiO2 mịn) gọi là Silicagen dùng hút ẩm. - Muối Silicat khơng màu, khơng tan (trừ kim loại kiềm). Muối Natri Silicat ứng dụng làm keo dán. - Hỗn hợp Na2SiO3, CaSiO3 với SiO2 thành thủy tinh cĩ cơng thức Na2O.CaO.6SiO2. - Thủy tinh : chất rắn, khơng màu, cứng, dịn, dễ vỡ, khơng dẫn điện, dầu nhiệt kém. Tạo màu ta thêm các loại oxyt. * Đối với Ge, Sn, Pb : 34
  35. - Đặc trưng bởi XO2, XS2, Xhal4, các axít, hydroxit, muối. - Độ bền giảm Ge(+4) (Pb(+4) tính oxy hĩa tăng, đặc biệt PbO2 tính oxy hĩa mạnh. - Ge(+2), Sn(+2) là chất khử mạnh, Pb(+4) oxi hĩa mạnh. - GeO2, SnO2 : trắng, PbO2 : đen, khơng tan trong nước, hoạt tính hĩa học chết. - PbO2 dùng sản xuất sơn chống rỉ. - GeO2 dùng sản xuất thủy tinh quang học, SnO2 làm men gốm sứ. - Các hydroxyt X(OH)4 là chất lưỡng tính, tan trong kiềm và axit. - Các muối tương ứng cĩ tên Gecmanat, Stanat, Plomat, khơng màu, kết tinh ngậm nước. 5.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IVB 5.2.1. Đặc tính của các nguyên tố phân nhĩm IVB - Phân nhĩm IVB gồm Titan (Ti), Ziconi (Zr), Hafni (Hf). - Cấu hình electron cĩ dạng (n–1)d2ns2 là kim loại chuyển tiếp. - Trạng thái oxi hĩa đặc trưng là X(+4) tăng từ Ti Hf. - Zr và Hf khĩ tách khỏi nhau. 5.2.2. Đơn chất của các nguyên tố phân nhĩm IVB Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Bo Al Ga Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,46 1,60 1,59 Khối lượng riêng d(g/cm3) 4,51 6,51 13,31 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 1,668 1855 2220 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 3260 4330 5400 Hàm lượng trong vỏ quả đất HĐ (%) 5.10–3 4.10–5 5.10–7 - Kim loại màu trắng bạc, khĩ nĩng chảy, khĩ sơi. - Dễ tạo hợp kim cứng. - Bền trong khơng khí vì tạo lớp EO2. 35
  36. - Ở nhiệt độ cao tạo EO2, EX4 (Halogen), ES2, EN, EC - Dạng bột mịn : cháy ở nhiệt độ thường. - Bền với tác nhân ăn mịn và bền với axit. - Trong thiên nhiên thuộc loại phổ biến. - Điều chế bằng phương pháp nhiệt - kim loại. 5.2.3. Hợp chất của các nguyên tố phân nhĩm IVB + Đioxyt XO2 - Là chất rắn, trắng, khĩ nĩng chảy, bền nhiệt, trơ về mặt hĩa học. - Dùng chất độn cao su, bột màu, dụng cụ nung, lĩt lị, thủy tinh, sứ, men, gốm chịu nhiệt. + Hydroxyt của X(+4) - Kết tủa trắng cĩ thành phần biến đổi EO2.nH2O. - Khơng biểu lộ rõ tính axit và bazơ. - Tác dụng với dung dịch đặc của axit mạnh tạo muối chung XO Hal2 (nhĩm Halogen). + Oxyt hỗn hợp X(+4) - Các đi oxyt trong kiềm nĩng muối (Titanat, Ziconat, Hafnat ), khơng tan torng nước, thường cĩ 3 kiểu cấu trúc điển hình. + Hợp chất của Titan với số oxi hĩa thấp : TiO màu vàng tác dụng với axit giải phĩng H2 Ti(OH)2 màu đen, khơng tan trong nước, tác dụng chậm với nước. TiHalg2 màu đen, khĩ nĩng chảy, bền nhiệt, tác dụng với nước và oxi ở điều kiện thường. Ti2O3 màu tím, khơng tan trong nước. Ti(OH)3 màu tím nâu, khơng tan trong nước, kiềm tan trong axít. TiHalg3 màu tím, bền nhiệt, khơng khí, cĩ tính khử mạnh. 36
  37. Chương 6: NHĨM V TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 6.1. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM VA 6.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm VA - Gồm các nguyên tố : Nitơ (N), Photpho (P), Asen (As), Axtionon (Sb), Bismut (Bi). - Cấu hình electron ns2np3 cĩ khả năng thu electron tạo X(–3). - Cĩ khả năng mất electron tạo số oxy hĩa dương (+1 +5). 6.1.2. Đơn chất của các nguyên tố phân nhĩm VA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý N P As (xám) Sb Bi (trắng) (xám) Bán kính nguyên tử RK (Å) 0,71 1,3 1,48 1,61 1,82 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 14,53 10,49 9,82 8,64 7,29 Khối lượng riêng d(g/cm3) 0,8 1,83 5,72 6,68 9,80 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) –209,9 44,1 818 630,5 271,3 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) –195,8 275 615 (t/h) 1634 1550 Hàm lượng trong vỏ quả đất 0,25 0,05 1,5 x 10–4 5.10–6 1,7.10–6 HĐ (%) 6.1.2.1. Nitơ : - Chất khí, khơng màu, khơng mùi, khơng vị, nhiệt độ nĩng chảy thấp, cĩ 2 dạng thù hình. - Ít tan trong nước và dung mơi hữu cơ. - Nguyên tố phi kim điển hình, hoạt tính kém O2 và F. - Cấu hình electron 1s22s22p3. - Hĩa trị cực đại bằng 4. - Phân tử cĩ 2 nguyên tử. - Điều kiện thường chỉ phản ứng với Li. 0 - 1000 C tác dụng với H2. 37
  38. - 10000C cĩ xúc tác phản ứng với Oxy. - Tác dụng với kim loại tạo thành Nitrua. - Trong tự nhiên tồn tại dưới dạng nguyên chất trong khí quyển và lượng nhỏ hợp chất. 6.1.2.2. Phốtpho : - 3 dạng thù hình trắng, đỏ, đen. - Phốtpho trắng dễ nĩng chảy, dễ tan trong dung mơi khơng cực, hơi cĩ mùi tỏi, khơng bền và độc hại. - Phốtpho đỏ, nĩng chảy ở 6000C, thăng hoa nhưng khi ngưng tụ lại thành photphot trắng, photphot đỏ khơng đọc hại. - Photpho vừa cĩ tính oxy hĩa vừa tính khử. 6.1.2.3. Asen, Antimon, Bitmut - Số oxi hĩa đặc trưng X(+3, +5), trạng thái (+5) kém bền. - Asen cĩ 3 dạng : xám, vàng, đen. - Antimen 3 dạng : xám, trắng, đen. - Đều là những nguyên tố lưỡng tính. - Hợp chất của chúng là những chất độc. - Trong thiên nhiên thường gặp ở dạng khống sunfua. - Ứng dụng chủ yếu tạo hợp kim. 6.1.3. Hợp chất của các nguyên tố phân nhĩm VA 6.1.3.1. Các hợp chất cĩ số oxy hĩa âm (–3) + Hợp chất Nitơ - Thể hiện trong hợp chất Nitrua với kim loại hoặc phi kim. + Hợp chất P, As, Sb, Bi - Photphua, Asenua, Antimonua, Bimutua. Các hợp chất dạng muối, khơng bền, hay bán dẫn kém hoạt động. + Hợp chất với hydro XH3 - Clorua NH3 chất khí, khơng màu, mùi khai, tan trong nước. - Phản ứng đặc trưng là phản ứng cộng. - Tham gia phản ứng kết hợp tạo amnoniacat. 38
  39. - Điều chế bằng tổng hợp các nguyên tố nhân áp suất, nhiệt độ, xúc tác. - Hợp chất amoni dùng làm phân đạm, thuốc nổ - Hợp chất PH3 (photphua), AsH3 (asin), SbH3 (Stibrin), BiH3 (Bimutan) là những chất khử mạnh từ P Bi. Ngồi ra hợp chất N(–2) và N(–1) đại diện là H4N2 (diamit) và NH2OH (Hydroxylamin). 6.1.3.2. Các hợp chất cĩ số oxy hĩa dương (+3) - Điển hình N2O3, HNO2, NO2 - N2O3 (anhydrit nitrơ) là chất khí, tan trong nước, kềm tạo axít và muối tương ứng. - HNO3 axit yếu, khơng bền, cĩ cả tính oxi hĩa và khử. 2 - Với Photpho : P2O3, H3PO3, HPO3 - Các chất As, Sb, Bi(+3) là : X2O3, X2(OH)3, X2S3 - Oxýt đều là chất rắn từ As Bi tính axit giảm, tính bazơ tăng. - Đi từ As Bi, tính phi kim giảm, độ bền tăng, tính khử giảm. 6.1.3.3. Các hợp chất cĩ số oxy hĩa (+5) + Hợp chất (+5) của Nitơ thường là N2O5, HNO3, NO3 - N2O5 là tinh thể, khơng bền, chất oxy hĩa mạnh. - N2O5 tan trong nước cho axít HNO3. Nĩ cĩ thể khử : 5 4 3 2 1 0 3 H NO 3 NO 2 H NO 2 NO N2 O N2 N H 3 3 + Hợp chất (+5) của photpho của Photpho : Phal5, P2O5, P2S5, PO4 . – + Hợp chất (+5) của As, Sb, Bi thể hiện X2O5, XO 3 , Xhal5, [X(OH)6] đều cĩ tính oxy hĩa tăng As Bi. 6.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM VB 6.2.1. Đặc tính của các nguyên tố phân nhĩm VB - Vanadi (V), Nioli (Nb), Tantan (Ta) - Cấu hình electron (n–1)d3–4ns1–2. - Kim loại chuyển tiếp. 39
  40. - Số oxi hĩa (+2, +3), đặc trưng (+5). - Nb và Ta rất giống nhau nên khĩ tách. 6.2.2. Đơn chất của các nguyênt ố phân nhĩm VB - Kim loại màu trắng và xám, khĩ nĩng chảy, khĩ sơi. - Đều tạo hợp kim với một số kim loại. - Nhiệt độ thường trở về mặt hĩa học, tạo màng bảo vệ. - Nhiệt độ cao tác dụng với Clo, S, N, C, Si, - Trong thiên nhiên trừ V cịn Nb và ta là nguy6n tố hiếm. 6.2.3. Hợp chất của các nguyênt ố phân nhĩm VB 6.2.3.1. Hợp chất X(+2) Đặc trưng là VO ít tan trong nước dễ tan trong axít tạo muối 2 V(H2O) 6 VCl2 chất khử mạnh. Hợp chất Nb(+2) và Ta(+2) cĩ ít và kém bền. 6.2.3.2. Hợp chất X(+3) - Đặc trưng là V2O3, khơng tan trong nước, tan trong axit. - VX3 (trihalogenua) tan trong nước và dung mơi hữu cơ. - V+3 dễ tạo phức chất. 40
  41. Chương 7: NHĨM VI TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 7.1. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM VIA 7.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm VIA - Phân nhĩm VI gồm : Oxy (O), Lưu huỳnh (S), Selen (Se), Telu (Te), Polini (P0) - gọi là cancogen. - Quan trọng oxy và lưu huỳnh, Polini, chất nguyên tố hiếm phĩng xạ. - Cấu hình electron lớp ngịai là ns2np4. - Cĩ khả năng nhận 2 điện tử tạo nên X(–2). - Tính oxi hĩa giảm theo chiều tăng điện tích hạt nhân. - Oxy đặc trưng cĩ sơ 1oxy hĩa (–2) cịn đặc biệt (–1), (+1), (+2) - S, Se, Te ngịai số oxy hĩa (–2) cịn cĩ dạng (+2), (+4), (+6). 7.1.2. Đơn chất của các nguyên tố phân nhĩm VIA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý O S Se Te Po Bán kính nguyên tử RK (Å) 0,66 1,04 1,14 1,32 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 13,62 10,36 9,75 9,01 8,43 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) –218,61 119,3 217 449,8 254 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) –182,87 444,6 634,8 990,0 962 Khối lượng riêng d(g/cm3) 1,27 2,06 4,80 6,24 9,30 Hàm lượng trong vỏ quả đất 58,0 0,3 1,5.10–5 1,3.10–7 2.10–15 HĐ (%) 7.1.2.1. Oxy - Hai dạng thù hình O2, O3 - Chất khí, khơng màu, khơng mùi, vị. Cấu hình electron [He] 2s22p4. - Nhiệt độ nĩng chảy và sơi thấp, kém tan trong nước. 41
  42. - Hoạt tính cao đặc biệt khi đun nĩng và cĩ xúc tác. - Nguyên tố phổ biến nhất trong thiên nhiên, 3 đồng vị O16, O17, O18. - O3 khơng bền, hoạt tính oxy hĩa cao hơn O2. - O3 được tạo thành khi phĩng điện qua O2 hoặc tác dụng dịng electron,nơtron hay bức xạ sĩng ngắn lên oxy. - O2, O3 được ứng dụng nhiều trong thực tế cơng nghiệp, hĩa chất cơ bản - Nồng độ lớn hơn 10–5% ozon trở thành độc hại. 7.1.2.2. Lưu huỳnh - Tồn tại dưới dạng thù hình khác nhau, thơng thường tà phương (S ) và đơn tà (S). 0 - S cĩ màu vàng, bền ở nhiệt độ thường, đun nĩng lên 95,5 C, nĩ chuyển sang đơn tà (S). - S dịn, cách điện, cách nhiệt, khơng tan trong nước, dễ tan trong dung mơi hữu cơ. - Phi kim loại điển hình - hoạt động mạnh, phản ứng với nhiều đơn chất (trừ I, N2, Au, Pt). - Kim loại cĩ ái lực với S lớn hơn cĩ thể đẩy kim loại. Cĩ ái lực với lưu huỳnh yếu hơn ra khỏi Sanfua của nĩ. Mn > Cu > Ni > Co > Fe - S cĩ ái lực lớn với oxy, cháy cho nhiều nhiệt. - Cĩ thể phản ứngvới một số chất cho tính khử. - Tham gia phản ứng cộng tạo thành sunfua sunfat. - Nguyên tốphổ biến trong thiên nhiên được dùng làm axit, thuốc, diêm, từ sâu, lưu hĩa cao su 7.1.2.3. Selen, Telu, Polini - Selen cĩ 2 dạng thù hình : nâu đỏ Se , dạng xám : Se. - Selen cĩ tính bán dẫn. - Telu cĩ hai dạng : dạng tinh thể trắng bạc, dạng vơ định hình màu nâu. Telu cũng là chất bán dẫn. 42
  43. - Poloni là kim loại mềm trắng bạc cĩ lý tính giống chì là nguyên tố hiếm, phĩng xạ. 7.1.3. Hợp chất các nguyên tố phân nhĩm VIA 7.1.3.1. Các hợp chất cĩ số oxy hĩa âm + Hợp chất Oxy : - Các hợp chất của oxy đại đa số ở số oxy hĩa (–2), (–1) (trừ F2O4, F2O2, O3 cĩ số oxy hĩa dương). - Các oxyt đều cĩ tính axít hoặc bazơ hay lưỡng tính. - Nước là oxyt của hydro, là chất hoạt động. 1 - Các hợp chất O2 gọi là peoxyt bậc cao. - Peoxyt kim loại gọi là muối của axít H2O2. - H2O2 vừa cĩ tính oxy hĩa vừa cĩ tính khử. + Hợp chất của lưu huỳnh : - Trạng thái oxy hĩa (–2), (–1) trong Sunfua và Polisunfua. - Giống Oxyt NaSH, Al(SH)3, H3PS4. - H2S là trạng thái đặc trưng oxi hĩa (–2) là chất khử. + Hợp chất của Selen, Telu : - Đặc trưng là cĩ số oxi hĩa âm H2Se, H2Te, Na2Se, Na2Te, Na2Se2, Na2Te2 - Tính khử tăng dần do độ bền giảm. - Phần lớn các hợp chất này là chất bán dẫn. 7.1.3.2. Các hợp chất cĩ số oxi hĩa dương Các nguyên tố phân nhĩm IVA dbi từ S trả đi cĩ số oxy hĩa (+1) (+6) đặc trưng nhất là (+4), (+6) điển hình là các hợp chất với Halogen và Oxy. 43
  44. 7.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM VIB 7.2.1. Đặc tính của các nguyên tố phân nhĩm VIB - Được gọi là phân nhĩm Crom gồm : Crom(Cr), Molipden (Mo), Vonfram (W). - Cấu hình Cr : [Ar] 3d54s1 ; Mo : [Kr] 4d55s1 ; W : [Xe] 4f145d46s2. - Crom cĩ sdố oxy hĩa đặc trưng là +3. Mo và Vonfram là +6. Ngịai ra cịn 0, +1, +2, +3, +4, +5. - Tạo ra anion của poliaxit. 7.2.2. Các đơn chất của các nguyên tố phân nhĩm VIB Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Cr Mo W Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,27 1,39 1,40 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 6,76 7,10 7,98 Khối lượng riêng d(g/cm3) 7,2 10,2 19,3 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 1890 2620 3380 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 3390 4800 5900 Hàm lượng trong vỏ quả đất HĐ (%) 6.10–3 3.10–4 6.10–4 - Là những kim loại màu trắng bạc, cĩ ánh kim. - Khối lượng riêng lớn, dẫn điện, dẫn nhiệt, khĩ nĩng chảy, khĩ sơi. - Cả 3 khi lẫn tạp cấht trở nên cứng và dịn. - Dễ tạo hợp kim đối với Fe. - Mo ảnh hưởng đến sự phát triển của thực vật và động vật. - Nhiệt độ thường bền với khơng khí, hơi ẩm. - Ở nhiệt độ cao, dạng bột tác dụng với Oxy. - Điều kiện thường phản ứng với Clo. - Nhiệt độ cao tác dụng với phi kim N, C. - Nhiệt độ 600 + 8000C tác dụng với nước giải phĩng Hydro. - Hịa tan ít trong axít, muốn hịa tan nhanh ta dùng hỗn hợp HNO3 và HF. 44
  45. - Khơng tan trong dung dịch kiềm ở nhiệt độ thường nhưng tan trong hỗn hợp kiềm nĩng chảy với Nitơrat hay Clorat. - Trong thiên nhiên là kim loại tương đối phổ biến dưới dạng khống vật quặng. - Cr điều chế bằng nhiệt nhơm. Mo, W được điều chế bằng phương pháp khử. 7.2.3. Các hợp chất của các nguyên tố phân nhĩm VIB 7.2.3.1. Hợp chất X(+2) - Các hợp chất bậc (+2) của Crơm : CrO (đen), CrS (đen), CrHal2 (khơng màu), Cr(OH)2 (vàng) cĩ tính bazơ. - Các hợp chất Cr(+2) cĩ tính khử mạnh. 7.2.3.2. Hợp chất X(+3) - Đặc trưng chỉ với Cr. - Cr2O3 lưỡng tính nhưng trơ về mặt hĩa học, khơng tan trong nước và kiềm. - Cr2O3 được điều chế bằng phân hay khử. - Các Hydroxýt crom cũng kém hoạt động. Cĩ tính lưỡng tính nhưng yếu. - Các muối Cr+3 phổ biến, chúng bền, dễ tan trong nước và thủy phân mạnh. 7.2.3.3. Hợp chất X(+6) - Độ bền của hợp chất X(+6) tăng từ Cr W. - Chất rắn cĩ màu khác nhau : CrO3 : đỏ sẫm, MoO3 : trắng, WO3 : vàng tươi. - Axít H2CrO4 khơng bền cịn H2MoO4, H2WO4 là chất rắn bền, khơng tan trong nước. - Hợp chất (+6) cĩ tính axit giảm từ Cr W. - Hợp chất (+6) tạo phức anion polime. - Hợp chất (+6) cĩ tính oxy hĩa và tính oxy hĩa giả Cr W. 45
  46. Chương 8: NHĨM VII TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 8.1. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM VIIA 8.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm VIIA - Được gọi là nhĩm Halogen gồm : Flo (F), Clo (Cl), Brơm (Br), Iot (I), Atatin (At). - Cấu hình lớp electron ngồi cùng là ns2np5. - Dễ thu thêm điện tử để trở thành X(–1) bền vững. - Tính phi kim loại giảm từ F đến At. - Trừ F cịn các nguyên tố khác cĩ khả năng số oxi hĩa +1, +3, +5, +7. - Các hợp chất số oxi hĩa dương kém bền. - Trong nhĩm Atatin là nguyên tố hiếm cĩ tính phĩng xạ. 8.1.2. Đơn chất của các nguyên tố phân nhĩm VIIA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý F Cl Br I At Bán kính nguyên tử RK (Å) 0,64 0,99 1,14 1,33 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 17,42 1,97 11,84 10,45 9,2 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) –219,6 –100,1 –7,2 113,5 299 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) –18,7 –34,15 58,75 184,5 4,1 Hàm lượng trong vỏ quả đất 2,8.10–2 36.10–2 8,5.10–5 4.10–6 Vết HĐ (%) - Đa số thể khí (trừ I và At). - Nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi thấp tăng từ F At. - Tan ít trong nước. - Là những phi kim loại điển hình, hoạt tính hĩa học cao đặc biệt là F. - Clo cũng là phi kim điển hình chỉ bị khử khi tác dụng với F. - Clo chỉ tác dụng với kim loại ở trạng thái ẩm. Khi ở trạng thái khơ thì bền. - Các Halogen phổ biến trong thiên nhiên nhưng khơng ở trạng thái tự do. 46
  47. 8.1.3. Hợp chất của nguyên tố phân nhĩm VIIA 8.1.3.1. Hợp chất Hal (–1) - Hợp chất Hal (–1) là hợp chất đặc trưng gọi là Halogenua. - Các Halogenua bazơ thằng là chất rắn, Halogenua axít là khí, cứng rắn dễ nĩng chảy. - Các Halogenua axít và bazơ dễ tạo phức. - Các Hydro Halogenua cĩ độ nĩng chảy, độ sơi thấp tăng từ HF HI, tan nhiều trong nước và phát nhiệt mạnh. - Độ bền Hydro Halogenua giảm từ HF HI cĩ tính khử tăng từ HF HI. - HF ăn mịn thủy tinh, thạch anh. - Tổng hợp Halogenua trực tiếp từ các nguyên tố. 8.1.3.2. Hợp chất Hal cĩ số oxy hĩa dương - Trừ F cịn nhĩm Hal đều cĩ thể cĩ số oxi hĩa +1  +7. - Đặc trưng là hợp chất vớik oxy cĩ dạng +1, +3, +5, +7. Ngồi ra cịn cĩ +4, +6, các hợp chất này đều khơng bền. + Hợp chất giữa các Halogen : - Cơng thức tổng quát XYn trong đĩ X, Y là Hal khác nhau, n = 1, 3, 5, 7 và F luơn hĩa trị (–1). - Hal càng xa nhau tạo hợp chất càng bền. - Các hợp chất này cĩ tính axit, thủy phân và tác dụng với kiềm. - Khơng bền và dễ bị phân hủy. + Hợp chất Halogen với oxy : - Các Halogen đều tạo hợp chất với O2 riêng F cĩ hĩa trị (–1). - Các hợp chất Hal (+1) đặc trưng là Cl2O, HClO, HBrO - Các hợp chất Hal (+1) kém bền, dễ bị phân hủy, cĩ tính axit kém. - Hợp chất Cl (+3) đặc trưng là axit HClO2 và muối của nĩ khơng bền. - Hợp chất Hal (+5) đặc trưng là HClO3, HBrO3, HIO3 và muối của nĩ, tính bền tăng dần từ Cl đến I, chúng là những axít yếu. 47
  48. Các muối của chúng rất dễ bền, khi đốt nĩng mới giải phĩng oxy. - Các hợp chất Hal (+7) đặc trưng là Cl2O7, HClO4, ClO 4, NaBrO4, 5 H5IO6, IO 6 . - Một số hợp chất cĩ trạng thái oxy hĩa dương khác : . Đặc trưng là ClO2 (Cl2O4), ClO3 (Cl2O6). . Chất oxy hĩa mạnh và được xem là oxyt hỗn tạp. 8.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM VIIB ( 1 tiết ) 8.2.1. Đặc tính của các nguyên tố phân nhĩm VIIB - Phân nhĩm VIIB gồm : Mangan (Mn),Tecnexi (Te), Reni (Re) . - Cấu hình electron (n – 1)d5ns2. - Cĩ khả năng cho đi các electron để cĩ trạng thái oxy hĩa +2 đến +7. - Khơng cĩ khả năng nhận electron. - Mn đặc trưng bền là +2, +4, +7. Te và Re bền nhất +7. - Theo chiều tăng số oxy hĩa tạo phức anion tăng, tạo phức cation giảm. 8.2.2. Các đơn chất của các nguyên tố phân nhĩm VIIB Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Mn Tc Re Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,30 1,36 1,37 Khối lượng riêng d (g/cm3) 7,44 11,49 21,04 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 7,44 7,28 7,88 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 1245 2.200 3.180 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 2080 4.600 5.600 Hàm lượng trong vỏ quả đất HĐ (%) 3.10–2 Vết 9.10–9 - Kim loại trắng bạc, bột : màu xám, Mn giống Fe. - Thuộc dạng kim loại hoạt động, hoạt tính giảm từ Mn Re. - Mn khi đun nĩng tác dụng với O, S, N2, P,C, Si đặc biệt với halogen. 48
  49. - Re, Te kém hoạt động ở nhiệt độ cao mới phản ứng với O2, S, Halogen, khơng kết hợp với Nitơ. - Axít lỗng phản ứng với Mn tạo muối. - Te, Re khơng tác dụng với axít (trừ HNO3 HXO4). - Mn được dùng làm hợp kim, Rn làm dây đốt điện, Te làm vật liệu lị nguyên tử. - Trong thiên nhiên tồn tại dưới dạng quặng. 8.2.3. Các hợp chất của nguyên tố phân nhĩm VIIIB 8.2.3.2. Hợp chất Mn(+2) - Hợp chất cơ bản MnO, MnS, MnCl2, MnF2, Mn(OH)2 - Các muối Mn(+2) tan trong nước, dễ tạo phức Cation. - Hợp chất Mn(+2) tính bazơ trội hơn. - Thể hiện tính khử khi gặp chất oxy hĩa. 8.2.3.2. Hợp chất Mn(+4) - Hợp chất Mn(+4) oxyt và hydroxýt bền, muối, kém bền. - Hợp chất oxyt là hydroxýt thể hiện lưỡng tính nhưng đều yếu. - Đối với Te (+4), Re(+4) cũng tồn tại dạng XO2, Xhal4, M2XO3. 8.2.3.3. Hợp chất X(+6) 2 - Đặc trưng và bền là XO 4 (đối với Mn) và XCl6, XF6, XO3 (với Te, Re). 2 - Các muối X(+6) khơng bền. MnO 4 cĩ tính oxy hĩa mạnh dễ bị 2 2 khử thành MnO2 cịn TeO 4 , ReO 4 cĩ tính khử mạnh, dễ bị oxy hĩa. 8.2.3.4. Hợp chất X(+7) - Đặc trưng bởi Mn2O7, MnO 4 , MnO3F, ReF7, Re2O7, ReO3F, Fe2O7, TeO 4, TeO3F - Hợp chất X(+7) độ bền tăng từ Mn Re. - Các axít HXO4 cũng cĩ độ bền tăng dần và là axít mạnh. - Các muối của nĩ cĩ độ bền tăng dần. - Hợp chất X(+7) là những chất oxi hĩa mạnh. 49
  50. Chương 9: NHĨM VIII TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 9.1. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM VIIIA 9.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm VIIIA - Phân nhĩm VIIIA gồm : Heli (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Krepton (Kr), xenon (Xe), Radon (Ra). - Lớp vỏ ngồi cùng nsnp đã điền đủ electron. - Năng lượng ion hĩa cao và rất bền. 9.1.2. Đơn chất của các nguyên tố phân nhĩm VIIIA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý He Ne Ar Kr Xe Ra Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,22 1,6 1,91 2,01 2,2 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 24,58 21,669 15,775 13,996 12,127 10,745 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) –269,7 –248,6 –189,4 –157,2 –19,9 –71 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) –268,9 –246 –105,9 –153,2 109,1 –62 Hàm lượng trong vỏ quả 5.10–4 1,8.10–3 9,3.10–4 1,1.10–4 8,6.10–6 6.10–20 đất HĐ (%) - Phân tử đơn nguyên tử. - Khơng màu, khơng mùi, khĩ hĩa lỏng, hĩa rắn. - Dễ tan trong nước và tăng từ He Ra. - Trong ống phĩng điện tạo màu đặc trưng : vàng (Heli), đỏ (Neon), lam nhạt (Agon), tím (Kripton), Lam (Xenon). - Trong thiên nhiên tồn tại dưới dạng tự do. 9.1.3. Hợp chất của các nguyên tố phân nhĩm VIIIA 9.1.3.1. Hợp chất của Xeon - Hợp chất của Xeon với Flo và Oxy cĩ số oxy hĩa +2, +4, +6, +8. XeF2, XeF4, XeF6, XeO3, XeO4, H4CeO6. 9.2. CÁC NGUYÊN TỐ TRONG PHÂN NHĨM VIIIB : 50
  51. 9.2.1. Đặc tính của các nguyên tố trong phân nhĩm VIIIB - Phân nhĩm VIIIB gồm 9 nguyên tố : Sắt (Fe), Ruteni (Ru), Osmi (Os), coban (Co), Rodi (Rh), Iridi (Ir), Niken (Ni), Paladi (Pd), Platin (Pt). - Các yếu tố đều nằm giữa các chu kỳ lớn. - Số oxi hĩa cực đại là +8. - Thể hiện là những kim loại, ion của nĩ dễ tạoi phức bền. - Cĩ khuynh hướng tạo hợp kim. - Oxyt, Hydroxyt cĩ tính axit, bazơ yếu hoặc lưỡng tính. -Chia làm 2 họ, sắt bao gồm : Fe, Co, Ni ; Platin gồm : Ru, Rh, Pd, Os, Ir và Pt. 9.2.2. Đơn chất của các nguyên tố trong phân nhĩm VIIIB 9.2.2.1. Nguyên tố họ sắt : Sắt, Coban, Niken Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Fe Co Ni Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,26 1,25 1,24 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 7,78 7,86 7,64 Khối lượng riêng d (g/cm3) 7,9 8,9 8,9 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 1536 1495 1455 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 2770 2255 2140 Hàm lượng trong vỏ quả đất HĐ (%) 1,5 0,001 0,003 - Là kim loại trắng xám hoặc trắng bạc, cĩ tính sắt từ. - Hoạt tính trung bình giảm từ Fe Ni, bột mịn cĩ thể cháy. - Đun nĩng bị Hal, Oxi, Lưu huỳnh oxi hĩa. - Hịa tan trong axít lỗng trong trạng thái đặc nguội bị thụ động. - Khơng phản ứng với kiềm. - Trong thiên nhiên dưới dạng quặng. 9.2.2.2. Hợp chất của Sắt, Coban, Niken + Hợp chất X(O) thể hiện dưới dạng phức Fe(CO)5, Ni(CO2)4 các phức dễ bị phân hủy. 51
  52. + Hợp chất X(+2) - Hợp chất XO, X(OH)2 cĩ tính bazơ khơng tan trong nước và kiềm, tan trong axít. - Các muối X+2 với axít mạnh dễ tan trong nước, yếu khĩ tatn. - Hợp chất X+2 cĩ tính khử dễ bị oxy hĩa trong khơng khí. - Tạo phức cation bền hơn phức anion. + Hợp chất X(+3) - Hợp chất Fe(+3) tồn tại ở dạng hợp chất và phức, các oxyt và hydroxyt khơng tan trong nước, lưỡng tính nhưng tính bazơ trội hơn. CÁc muối Fe(+3) đều bền. - Hợp chất Co(+3) tồn tại dưới dạng phức nhiều hơn dạng hợp chất. Các hợp chất Co (+3) khơng bền, cĩ các phức anion, cation, trung hịa. + Hợp chất Fe(+6) 2 - Đặc trưng là dạng muối FeO 4 (Ferat) - Muối Fe(+6) khơng bền dễ bị phân hủy. 9.2.3.3. Nguyên tố họ Platin - Gồm các nguyên tố Ruteni (Ru), Rodi (Rh), Osmi (Os), Iridi (Ir), Platin (Pt). - Cấu hình electron (n – 1)d6–10ns0–2 cĩ nhiều số oxi hĩa khác nhau. - Trong các hợp chất chủ yếu là liên kết cộng hĩa trị. - Các hợp chất khơng cĩ vai trị lý thuyết và thực tiễn. - Cĩ khả năng tạo nhiều phức chất và ở trạng thái hĩa trị +3, +4. - Cĩ hoạt tính xúc tác cao. 9.2.2.4. Đơn chất của họ Platin Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Ru Rh Pd Os Ir Pt Khối lượng riêng d (g/cm3) 12,4 12,4 12 22,7 22,6 21,5 0 Nhiệt độ nĩng chảy tnc ( C) 2250 1963 1554 3027 2450 1769 0 Nhiệt độ sơi ts ( C) 4200 3700 2940 5000 4500 3800 - Kim loại màu trắng bạc, khĩ nĩng chảy, khĩ sơi. 52
  53. - Cơ học chúng khác nhau rõ rệt. - Cĩ khả năng tạo hợp kim. - Là kim loại kém hoạt động là kim loại quý. - Rt là kim loại bền với oxy ở nhiệt độ cao. - Tác dụng với kiềm nĩng chảy khi cĩ mặt chất oxi hĩa. - Trong thiên nhiên chúng là những nguyên tố đồng hàng và quí hiếm. 9.2.2.5. Hợp chất họ Platin * Hợp chất X(O) Chỉ cĩ Ru, Os tạo hợp chất cacboxyl kim loại Ru(CO)5, Os(CO)5. * Hợp chất X(+4) Đặc trưng là RuO2, OsO2 bền nhiệt khi đun nĩng bị H2 khử thành kim loại. * Hợp chất X(+6) Phổ biến là OsF6, RuO3, OsO3, K2RuO4. * Hợp chất X(+8) RuO4, RuCl4, OsO4. 53
  54. TRƯỜNG ĐAỊ HỌC CƠNG NGHIỆP T/P HỒ CHÍ MINH KHOA CƠNG NGHỆ HĨA HỌC // HỒ SƠ GIẢNG VIÊN Họ và tên: Đặng Kim Triết Hồ sơ gồm cĩ; 1. Kế hoạch giảng daỵ 2. Đề cương chi tiết 3. Baì giảng chi tiết 4. Sổ tay giảng viên 5. Kết quả kiểm tra, tiểu luận và thi hết mơn T/p Hồ Chí Minh 1/ 2008 54
  55. 1. Tên học phần HĨA VƠ CƠ 2. Mã học phần 2106041060 3. Số tín chỉ 3 (3, 0, 6) 4. Trình độ Cho sinh viên năm thứ 1 5. Phân bố thời gian - Lên lớp 45 tiết - Thực tập phịng thí nghiệm - Thực hành - Tự học 60 tiết 6. Điều kiện tiên quyết Học sau học phần 2106041045 (a). 7. Mục tiêu của học phần Sau khi hồn tất học phần sinh viên cĩ khả năng hiểu và nắm vững được cấu tạo, tính chất của các đơn chất và hợp chất của các nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hồn. 8. Mơ tả vắn tắt nội dung học phần Nội dung bao gồm các định luật cơ bản của hĩa vơ cơ, tính chất các đơn chất và hợp chất của các nguyên tơ trong bảng hệ thống tuần hồn các nguyên tố hĩa học 9. Nhiệm vụ của sinh viên Tham dự học và thảo luận đầy đủ. Thi và kiểm tra giữa học kỳ theo qui chế 04/1999/QĐ-BGD&ĐT. - Dự lớp: trên 75% - Bài tập: trên lớp và ở nhà - Khác: theo yêu cầu của giảng viên 10. Tài liệu học tập - Sách, giáo trình chính [1]. Nguyễn Đình Soa, Hĩa học vơ cơ, ĐHQG, tp HCM - Sách tham khảo [1]. Acmetop- Hĩa học Vơ cơ tập 1,2- NXB ĐH và THCN 1978. [2]. F. Cotton- G. Wilkinson- Hĩa học Vơ cơ T1,2,3-NXB ĐH và THCN 1984. [3]. Hồng Nhâm- Hĩa học Vơ cơ T1,2,3- NXBGD-1994. - Khác 11. Tiêu chuẩn đánh giá sinh viên 55
  56. - Dự lớp: trên 75% - Thảo luận theo nhĩm - Tiểu luận: cĩ - Kiểm tra thường xuyên - Thi giữa học phần - Thi kết thúc học phần - Khác: theo yêu cầu của giảng viên 12. Thang điểm thi: Theo qui chế tín chỉ 13. Nội dung chi tiết học phần Giờ tín chỉ Số Ghi TT Nội dung tiết Lí Thực Tự chú thuyết hành học 1 Chương 1: Một số kiến thức mở đầu 5 5 10 2 Chương 2: Hiđro và những nguyên tố 5 5 10 nhĩm I 3 Chương 3: Nhĩm II trong bảng hệ thống tuần hồn 10 10 10 4 Chương 4: Nhĩm III trong bảng hệ 5 5 10 thống tuần hồn 5 Chương 5: Nhĩm IV trong bảng hệ 5 5 10 thống tuần hồn 6 Chương 6: Nhĩm V trong bảng hệ 5 5 10 thống tuần hồn 7 Chương 7: Nhĩm VI trong bảng hệ 5 5 10 thống tuần hồn 8 Chương 8: Nhĩm VII trong bảng hệ 5 5 10 thống tuần hồn 9 Chương 9: Nhĩm VIII trong bảng hệ 10 10 10 thống tuần hồn 56
  57. Tổng 45 45 90 Chương 1: Một số kiến thức mở đầu 1.1 Định luật tuần hịan của Menđêlêep 1.2 Hệ thống tuần hịan của Menđêlêep 1.3 Cấu hình electron của các nguyên tố 1.4 Phân lọai các nguyên tố hĩa học 1.5 Các nguyên tố hĩa học và đơn chất Chương 2: Hiđro và những nguyên tố nhĩm I 2.1 Đặc tính của nguyên tử hidro 2.1.1 Đơn chất 2.1.2 Hợp chất chất của hidro 2.2. Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố IA 2.2.1 Đơn chất 2.2.2 Hợp chất 2.3 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố IB 2.3.1Đơn chất 2.3.2 Hợp chất Chương 3: Nhĩm II trong bảng hệ thống tuần hồn 3.1 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố IIA 3.1.1Đơn chất 3.1.2 Hợp chất 3.2 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố IIB 3.2.1Đơn chất 3.2.2 Hợp chất Chương 4: Nhĩm III trong bảng hệ thống tuần hồn 4.1Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố IIIA 4.1.1 Đơn chất 4.1.2 Hợp chất 4.2 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố IIIB 4.2.1 Đơn chất 4.2.2 Hợp chất Chương 5: Nhĩm IV trong bảng hệ thống tuần hồn 5.1 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố IVA 5.1.2.Đơn chất 5.1.3 Hợp chất 5.2 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố IVB 57
  58. 5.2.1Đơn chất 5.2.2 Hợp chất Chương 6: Nhĩm V trong bảng hệ thống tuần hồn 6.1 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố VA 6.1.1Đơn chất 6.1.2 Hợp chất 6.2 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố VB 6.2.1 Đơn chất 6.2.2 Hợp chất Chương 7: Nhĩm VI trong bảng hệ thống tuần hồn 7.1 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố VA 7.1.1 Đơn chất 7.1.2 Hợp chất 7.2.Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố VB 7.2.1 Đơn chất 7.2.2 Hợp chất Chương 8: Nhĩm VII trong bảng hệ thống tuần hồn 8.1 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố VIIA 8.1.1 Đơn chất 8.1.2 Hợp chất 8.2Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố VIIB 8.2.1 Đơn chất 8.2.2 Hợp chất Chương 9: Nhĩm VIII trong bảng hệ thống tuần hồn 9.1 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố VIIIA 9.1.1 Đơn chất 9.1.2 Hợp chất 9.2 Đặc điểm nguyên tử các nguyên tố VIIIB 9.2.1 Đơn chất 9.2.2 Hợp chất 14. Phê duyệt Tp. HCM, ngày 15 tháng 01 năm 2008 Trưởng đơn vị đào tạo Tổ trưởng bộ mơn (ghi rõ họ tên) (ghi rõ họ tên) 58