BÀI GIẢNG HỌC PHẦN: HOÁ VÔ CƠ

Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII trong bảng hệ thống tuần hoàn còn gọi là các nguyên tố nhóm halogen gồm: Flour (F); Clor (Cl); Brom (Br); Iot (I).Các nguyên tố phân nhóm halogen có hoạt tính hoá học rất mạnh. Trong thiên nhiên, chúng thường tồn tại dưới dạng hợp chất, ít có ở trạng thái tự do (trừ trường hợp khí núi lửa)

BỘ CÔNG THƯƠNG TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP TUY HÒA

KHOA CÔNG NGHỆ HÓA

BÀI GIẢNG

HỌC PHẦN: HOÁ VÔ CƠ

DÀNH CHO SINH VIÊN NGÀNH HÓA

HỆ CAO ĐẲNG

TP TUY HÒA -05/2010

MỤC LỤC

Số trang

Chương 6: Các nguyên tố phân nhóm IB – IIB 44

6.1 Các nguyên tố phân nhóm IB 44

6.1.1 Đặc điểm cấu tạo 44 6.1.2 Tính chất 44 6.1.2.1 Tính chất vật lý 44 6.1.2.2 Tính chất hóa học 44 6.1.3 Điều chế 44 6.1.4 Hợp chất của Cu, Ag, Au` 45 6.1.4.1 Hợp chất một số oxit 45 6.1.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +2 45 6.1.4.3 Hợp chất có số oxy hóa +3 45

6.2 Nguyên tố phân nhóm IIB 46 6.2.1 Đặc điểm và cấu tạo 46 6.2.2 Tính chất 46 6.2.2.1 Tính chất vật lý 46 6.2.2.2 Tính chất hóa học 46 6.2.3 Điều chế 46 6.2.4 Hợp chất của Zn, Hg, Cd 47 6.2.4.1 Hợp chất có số oxy hóa + 2 47 6.2.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +1 48 Chương 7: Nguyên tố phân nhóm VIB, VIIB, VIIIB 49 7.1: Nguyên tố phân nhóm VIB 49 7.1.1 Đặc điểm cấu tạo: Cr, Mo, W 49 7.1.2 Tính chất: 49

7.1.2.1 Tính chất vật lý 49

7.1.2.2 Tính chất hóa học 49

7.1.3 Điều chế 49

7.1.4 Hợp chất của Cr 50

7.1.4.1 Hợp chất có số oxy hóa + 3 50

7.1.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +6 50

7.2 Nguyên tố phân nhóm VIIB 50

7.2.1 Đặc điểm cấu tạo 50

7.2.2 Tính chất 51

7.2.3 Ứng dụng và điều chế 51

7.2.4 Hợp chất của Mn 51

7.2.4.1 Hợp chất có số oxy hóa + 2 51

7.2.4.2 Hợp chất Mn+4 51

7.2.4.3 Hợp chất có số oxy hóa +6 52

7.2.4.4 Hợp chất có số oxy hóa + 7 52

7.3 Nguyên tố phân nhóm VIIIB 52

7.3.1 Đặc điểm cấu tạo 52

7.3.2 Tính chất 52

7.3.3 Ứng dụng và điều chế 53

7.3.4 Hợp chất của Fe, Co, Ni 53

7.3.4.1 Hợp chất có số oxy hóa + 2 53

7.3.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +3 55

CHƯƠNG I NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VII A (Halogen)

1.1 GIỚI THIỆU CHUNG:

Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII trong bảng hệ thống tuần hoàn còn gọi

là các nguyên tố nhóm halogen gồm: Flour (F); Clor (Cl); Brom (Br); Iot (I)

Các nguyên tố phân nhóm halogen có hoạt tính hoá học rất mạnh Trong thiên nhiên, chúng thường tồn tại dưới dạng hợp chất, ít có ở trạng thái tự do (trừ trường hợp khí núi lửa)

1.1.2 Clor: Clor cũng là nguyên tố phổ biến thường gặp dưới dạng clorua Các hợp chất

chứa clor quan trọng :NaCl, KCl, MgCl2

NaCl làm nguyên liệu chế các hợp chất khác của clor, phần lớn các clorua có trong nước biển, trong muối mỏ Clor có các đồng vị 35Cl (75%), 37Cl (25%) Ngoài ra còn có các đồng vị phóng xạ nhân tạo: 33Cl, 34Cl, 39Cl…

Cấu hình điện tử (He) 2s2 2p5 (Ne) 3s2 3p5 (Ar) 4s2 4p5 (Kr)5s2 5p5

Năng lượng ion hoá I1

-Từ F đến I năng lượng ion hoá giảm dần, hai nguyên tử halogen liên kết với nhau bằng một liên kết xicma Tuy nhiên, trong phân tử Cl2,Br2, I2 ngoài liên kết xicma còn có một phần liên kết pi tạo ra do sự che phủ của các orbitan d.

-Từ Cl đến I năng lượng liên kết giảm khi độ dài liên kết tăng

-Từ F đến I độ bền nhiệt biến đổi phù hợp với chiều biến đổi của năng lượng liên kết X-X Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng

F2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 4500c

Cl2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 8000c

Br2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 6000c

I2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 4000c

- Ở điều kiện thường F2,Cl2 là chất khí,Br2 là chất lỏng,I2 là chất rắn Màu sắc thay đổi: Fluor màu lục nhạt, clor màu vàng lục, brom màu đỏ nâu, iod màu tím đen có ánh kim

-Đa số các halogen có mùi xốc, khó chịu và rất độc

-Độ tan của các halogen không theo qui luật nhất định, các X2 tan trong nước (trừ

+ F2 có thể tác dụng với tất cả các nguyên tố trừ nitơ

+ tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ O, N, C, I

+ Br2 tác dụng với số nguyên tố giống như Cl2 nhưng phản ứng kém mãnh liệt hơn I2 tác dụng với số nguyên tố ít hơn

-Tính oxy hoá giảm dần theo thứ tự: F2 > Cl2 > Br2 > I2

-Halogen hoạt động có thể đẩy halogen hoạt động kém hơn ra khỏi muối halogenua của

nó

1.2.2.1-Phản ứng với kim loại:

X2 phản ứng với hầu hết các kim loại, tính chất này thể hiện chủ yếu ở Br2 và I2

M + n/2 X2 = MXn

Ở điều kiện thường F2 phản ứng với các kim loại nhưng bị hạn chế bởi sự tạo thành một lớp fluorur kim loại trên bề mặt kim loại không cho tác dụng tiếp tục Cl2 tác dụng với kim loại ở điều kiện thường nhưng phải ở trạng thái hoàn toàn khô ngoại trừ trường hợp sắt ( ngưòi ta dùng bình thép để đựng Clor khô)

1.2.2.2-Phản ứng với á kim:

Halogen phản ứng với nhiều á kim, F2 là nguyên tố phản ứng với á kim mạnh nhất

vì không tạo ra lớp muối ngăn cách, F2 tác dụng với S và P ở nhiệt độ -1900C

2F2 + S = SF4

5F2 + 2P = 2PF5

1.2.2.3-Phản ứng với hidro:

F + H = 2HF + Q (phản ứng nổ ở nhiệt độ -2500c)

Cl2 + H2 = 2HCl ( có xúc tác ánh sáng)

Br2 + H2 = 2HBr (đun nhẹ, phản ứng không gây nổ)

I2 + H2 = 2HI Nhiệt tạo thành của các hidro halogenur

)/

1.2.2.5-Tác dụng với bazơ:

Các halogen tác dụng với baz rất khác nhau:

F2 đi qua dung dịch NaOH 2% tạo hợp chất đặc biệt oxy có hoá trị +2 là oxy florur

2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 +H2OTrường hợp chung giải phóng oxy

2F2 + 4NaOH = 4NaF + O2 +H2OClor, brom, iod tác dụng với baz cho sản phẩm khác nhau ở nhiệt độ khác nhau-Ở nhiệt độ thấp:

X2 + 2OH- = X- + XO- + H2O

Cl2 + KOH = KCl + KClO + H2O-Ở nhiệt độ cao:

3X2 + 6OH- = 5X- + XO3- + 3H2O3Cl2 + 6OH- = 5KCl + KClO3 + 3 H2O

Giữa 2 điện cực nếu không có màng ngăn thì:

2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2OTrong phòng thí nghiệm Cl2 được điều chế bằng cách cho HCl tác dụng với chất oxy hoá mạnh như KMnO4, MnO2, CaOCl2

2KMnO + 16HCl = 2KCl + 2MnCl + 5Cl + 8H O

Chưng cất dung dịch đồng thời lôi cuốn Br2 đi vào dung dịch soda cho đến khi bão hoà.

3Br2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2

Sau cùng axid hoá dung dịch bằng axid H2SO4

1.3- HỢP CHẤT CỦA HALOGEN

1.3.1- Hợp chất có số oxy hoá -1:

Tính axít: các hợp chất HX có tính oxy hóa mạnh nên tác dụng được với oxitbazơ,

bazơ,kim loại và muối

Với HF có tính axit yếu nhưng có khả năng ăn mòn thủy tinh

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

SiF4 + 2HF = H2SiF6

Tính khử: theo chiều từ HF đến HI tính khử tăng dần.HF không thể hiện tính khử, HCl

thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxy hóa mạnh, HBr và HI có tính khử mạnh khử được axit H2SO4 tạo các Halogen tương ứng

HBr + H2SO4 = SO2+Br2+2 H2O8HI + H2SO4 = H2S +4I2 + 4H2OCác dung dịch HBr và HI để lâu trong không khí dễ bị oxy hóa dần giải phóng Halogen tự

do làm cho dung dịch màu vàng nâu

Ứng dụng: các axit halogen hidric chỉ có axit HCl dùng nhiều hơn cả.Nó được sản xuất

theo qui mô lớn và đứng thứ 3 sau H2SO4 và HNO3, được ứng dụng để sản xuất vinyl clorua các muối clorua kim loại dùng trong dược phẩm, phẩm nhuộm

Điều chế : đối với HF cho CaF2 tc dụng với H2SO4 ở nhiệt độ 250 0C

CaF2 + H2SO4 250 →0C Ca SO4 + HFđối với HCl cho NaCl tác dụng với H2SO4 đậm đặc ở nhiệt độ cao

NaCl + H2SO4  →4000C Na2SO4 + HClPhân loại:

Halogenua ion: mạng lưới tinh thể gồm các ion mặc dù trong đó giữa các nguyên

tố và Ha logen luôn có một mức độ cộng hóa trị nhất định.Mức độ cộng hóa trị của một liên kết trong một halogen tăng theo tỉ số giữa điện tích và bán kính của kim loại

Các kim loại kiềm( trừ Li), kim loại kiềm thổ trừ Be, đa số các lantanoic và actanoit thường tạo halogenur ion

Đa số cac muối này tan trong nước tạo nên những ion Hidrat hóa của cation kim loại và anion halogenur Dung dịch của những muối này ở trạng thái nóng chảy và có tính dẫn điện.

Halogenua cộng hóa trị: được tạo thành từ các nguyên tố không kim loại hoặc các kim loại có số oxy hóa cao với halogen

Halogen cộng hóa trị dễ bay hơi, tan trong dung môi không phân cực và không dẫn điện khi nóng chảy hay khi tan trong dung môi không phân cực

Tính chất đặc trưng là dễ bị thủy phân

BiCl3 + 3H2O = Bi(OH)3 + 3HCl

1.3.2- Hợp chất có số oxy hoá +1

Axit Hypohalogenua và muối của nó

Axit Hypohalogenua tính khác biệt điển hình

Tính oxy hóa: Chúng đều có tính oxy hóa mạnh và giảm dần từ HClO đến HIO

HClO + H+ + e= Cl2 + H2OTrong những điều kiện khác nhau HXO phân hủy thành những sản phẩm khác nhau

Vd: HClO →AS HCl + [O]

2HClO t0, caCl/ 2→ Cl2O+ H2O3HClO t , →0OH−

3NaClO + 2NH3 = N2 + 3NaCl + 3 H2ONaClO + H2O2 = H2O2 + 1/2O2 + NaCl

Nước Javen và Clorua vôi

Nước Javen: được điều chế bằng cách cho Cl2 sục qua NaOH hoặc điện phân dung dịch NaCl 15- 20 % trong thùng điện phân không có màng ngăn, cực(+) bằng than chì,

cực( – )bằng Fe

Cl2 + NaOH = NaCl + NaClO + H2ONhờ tác dụng của CO2 trong không khí ẩm, NaClO tạo thành HClO Axit này kém bền phân hủy giải phóng [O], nhờ khả năng phá hủy sắc tố của [o] nên nước Javen dùng

2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O

Ở nhiệt độ thường, Clorua vôi phân hủy thành [O].Vì vậy nó có tính tẩy mầu rất tốt

CaOCl2=CaCl2+[O]

Nó dễ bị tác dụng bởi CO2 của không khí

HClO3 + HCl = Cl2 + ClO2 + H2O

Muối Halogenat

Muối của chúng bền hơn axit rất nhiều Chúng thường ở dạng tinh thể Độ tan trong nước của các muối giảm dân từ clorat đến iodat Các muối clorat của kim loại kiềm tan nhiều trong nước cịn cc muối iotat của các kim loại như Th, Hf ít tan trong nước

Với muối iotat có thể kết hợp với axit iotic tạo thành sản phẩm kết hợp như KIO3 HIO3, KIO3.2HIO3

M(XO3) thể hiện tính oxy hóa trong môi trường axit, không thể hiện tính oxy hóa trong môi trường kiềm và khi đun nóng chúng có tính oxy hóa rất mạnh chúng sẽ bị phân hủy và giải phóng oxy Tùy theo điều kiện mà các muối clorat kim loại kiềm sẽ phân hủy cho những sản phẩm khác nhau

Ứng dụng: Muối halogenat có nhiều ứng dụng trong thực tế

NaClO3, Ba(ClO3) dùng làm thuốc diệt cỏ, Ba(ClO3)2 dùng chế tạo axit HClO3

M(BrO3)n dùng làm thuốc thử trong hóa phân tích

BrO−3 + Br− + 6H+  Br2 + 3H2OHỗn hợp Bromat, bromua trong môi trường axit sẽ giải phóng Br2

KClO3 là muối được sử dụng rộng rãi, ở thể rắn nó là l một chất oxy hóa mạnh Photpho cũng có thể bốc cháy khi tiếp xúc với KClO3 nên được dùng làm thuốc nổ diêm

CHƯƠNG II: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A

2.1GIỚI THIỆU CHUNG:

Phân nhóm VIA gồm có các nguyên tố: O,S,Se, Te,Po

Các nguyên tố VIA nhận thêm e thể hiện số oxy hĩa l -2 Mức độ ion của hợp chất giảm dần theo chiều giảm của độ âm điện

Các hợp chất cộng hóa trị được tạo thành khi nguyên tố nhómVIA kết hợp với những nguyên tố có độ âm điện gần bằng nó tạo nhiều liên kết cộng hóa trị cộng Ngoài

ra chúng cũng có thể thể tạo cho hợp chất có 4,6 lk cộng hóa trị.Các nguyên tố nhóm VIA cũng có thể cho liên kết phối trí với nhiều nguyên tố nguyên tố nhóm VIA cũng có thể cho liên kết phối trí với nhiều nguyên tố

2.2.OXI:

2.2.1Tính chất

Oxi có 3 đồng vị 16O chiếm 97.75%, 17O chiếm 0.037%, 18O chiếm 2.204%

Ở nhiệt độ thường Oxi là chất khí không màu, không mùi, nhiệt độ nóng chảy -218.80C, nặng hơn không khí, ở trạng thái lỏng, oxi có màu xanh da trời và nặng hơn nước

Oxi ít tan trong nước,tan nhiều trong dung môi hữu cơ, 1l H2O hòa tan được 31ml

O2(ở 20oC) và ở O0 C thì 100 V H2O hòa tan được 5V O2 Độ tan trong H2O giảm khi nhiệt độ tăng,oxi cũng có thể tan trong kim loại nóng chảy

Oxi có hoạt tính hóa học cao,có thể tác dụng trực tiếp ở nhiệt độ thường và nhất là

ở nhiệt độ cao với hầu hết các nguyên tố trừ halogen,khí hiếm và một số kim loại quí.Trong các phản ứng oxi thể hiện tính oxi hóa mạnh và có số oxi hóa là -2

KMnO →K MnO +MnO +O

2

32

o t MnO

Dựa vào tính chất hoá học,người ta chia các oxit của các nguyên tố làm nhiều loại

Oxit bazơ:là những oxit khi tan trong H2O tạo thành bazơ

CuO HCl CuCl H O NiO HCl NiCl H O

Oxit axit (còn gọi là anhydric)l những oxit tan trong nước tạo thành axit, tan trong

bazơ hoặc tác dụng với oxit bazơ tạo thành muối

Oxit lưỡng tính:là oxit vừa tan trong axit,vừa tan trong bazo

Ví dụ:Al2O3,ZnO,Cr2O3

Oxit trơ: Những oxit không tan trong axit,bazơ.

Ví dụ:N2O,CO H2O:do có cấu trúc không đối xứng,H2O l một phân tử có cực Phân tử

H2O rất bền ,đối với to nó bắt đầu phân hủy ở 1000oC và đến 2000oC thì phân hủy khoảng

2%H2O l chất lỏng không màu,không mùi ,không vị,1 lớp nước dày có màu xanh lam

nhạt Khác với tất cả các chất tỉ trọng của nước không tăng đều khi hạ nhiệt độ mà qua

một cực đại ở 4OC

Khối lượng riêng của nó cũng thay đổi tùy thuộc vào nguồn gốc.Ví dụ:nước

mưa,nước do tuyết tan ra có khối lượng riêng nhỏ hơn đơn vị hoặc nước đại dương, nước

trong các khoáng vật, nước trong động vật, thực vật có khối lượng riêng lớn hơn

Nước thiên nhiên có thể coi là hỗn hợp của 9 loại phân tử

nước:CH216O ,H217O ,H218O,HD16O,HD17O,HD18O,D216O,D217O,D218O,.Trong đó H216O

chiếm 99,73%

Nước tham gia rất nhiều phản ứng hóa học và làm dung môi tốt Nó có thể hòa tan

một số muối vô cơ và muối hữu cơ Nước có thể phản ứng với nhiều ánh kim và kim

loại,có thể phản ứng với oxitaxit, oxitbazơ

Nưóc phản ứng với nhiều chất nhất là các muối(phản ứng thủy phân)

Trong tự nhiên,nước chiếm một khối lượng lớn,chiếm 3

4 diện tích bề mặt quả với một lượng lớn

là 2.108 tỉ tấn

2.2.3.2 Hợp chất có số OXH -1:

*H2O2(hiđrô peroxit)

Góc giữa hai mặt phẳng liên kết OH là 120oC,góc OOH là 95o,độ dài lien kết OO

là 1.48Ao,độ dài liên kết OH là 0.95Ao Vì bố trí các liên kết OH không đối xứng nên

phân tử H2O2 phân cực rất mạnh ,giữa các phân tử xuất hiện lien kết H khá bền vững

Ở điều kiện thường H2O2 ở thể lỏng,sánh và có nhiệt đô sôi khá cao 150.2oC và

đông đặc ở -0.89oC ,tỉ khối là 1.5

Tan trong nước ở bất kì nhiệt độ nào,trong phòng thí nghiệm thường dùng những

dung dịch với nồng độ 3% và 30%.H2O2 không bền,dễ bị phân hủy nhất là khi đun nóng

hoặc chiếu sáng có xúc tác Do đó H2O2 được bảo quản trong chai thủy tinh nâu, để trong

Trong dung dịch loãng, H 2 O 2 có hằng số phân li thấp

4H2O2 + PbS =PbSO4 + 4H2Ophản ứng này dùng để phục hồi các bức tranh cổ vẽ bằng bột chì2PbCO Pb OH3 ( )2

Tính khử:H2O2 thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxi hóa mạnh hơn nó

và giải phóng O2

H2O2 +2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+3O2+4H2O

*Ứng dụng:H2O2 là chất có tính oxi hóa mạnh nên dung dịch 3% được sử dụng làm chất sát trùng trong y học, một lượng lớn dùng để tẩy trắng len, lụa, giấy,dung dịch H2O2

đậm đặc 80% làm chất OXH nhiên liệu của động cơ phản lực.Người ta dùng H2O2 làm chất tạo bọt trong sản xuất các vật liệu xốp

 S có 6 điện tử nên hóa trị cực đại của S là +6 và trạng thái lai hóa Sp2 là bền nhất, độ

âm điện lớn(2.58) chỉ kém halogen,oxi và nitơ Nhiệt độ thường hầu như không có khả năng phản ứng, ở nhiệt độ cao tương tác với mọi nguyên tố (trừ N, Pt.)

 Thể hiện tính oxi hóa ở 300oC ,phản ứng với H2, phản ứng này kém mãnh liệt hơn so với giữa H2 và O2 (phản ứng thuận nghịch)

2 2

S H+ ⇔H S

 S tác dụng với Kim loại tạo muối sunfur Kim loại

Với Kim loại kiềm, kiềm thổ, bạc, thủy ngân phản ứng ở nhiệt độ thấp

Còn phản ứng với Cr,Co,Ni ở nhiệt độ cao

S + 2Na = Na2S

 Thể hiện tính khử:

.Tác dụng với O2 trong không khí tạo hợp chất SO2 có ngọn lưả màu xanh lam nhạt

S + O2 = SO2 (H0 = -297 KJ/mol)

S tác dụng với F2 ở t0 thường, với Br2 và I2 ở nhiệt độ cao tạo các halogen của S, ở

1000C lưu huỳnh tác dụng với photpho trắng,ở 2500C tác dụng với photpho đỏ tạo nên các Sunfur của photpho điển hình là P4S10

Lưu huỳnh còn có thể tác dụng với các hợp chất oxi hóa mạnh như KClO3, K2Cr2O7

3S + 2KClO3 = 2KCl + 3SO2

S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O Dựa vào tính khử, người ta có thể chế thuốc pháo, thuốc diêm từ lưu huỳnh

 Thể hiện tính oxi hóa khử:

S tan trong dung dịch kiềm hoặc kiềm nóng chảy tạo muối sunfua

SO2 bằng cách trộn H2S, SO2 với không khí cho đi qua than hoạt tính ở to cao hoặc cho

SO2 đi qua than đốt nóng

2.3.3.Hợp chất của lưu huỳnh:

2.3.3.1 Hợp chất có số oxy hoá -2:

- Hiđrosunfur:

.Cấu tạo và lí tính:H2S cấu tạo đơn giản và tương tự như phân tử H2O(góc liên kết HSH=92.2o ,độ dài liên kết SH=1.33Ao,là phân tử có cực),giữa những phân tử H2S có liên kết H nhưng mức độ yếu hơn H2O

.Ở đk thường là chất khí, ko màu có mùi trứng thối,độc(chỉ 0.1% khí H2S trong không khí đã gây nhiễm độc nặng), nhiệt độ nóng chảy là -85.6oC, nhiệt độ sôi là -60.75oC , ở trạng thái lỏng nó phân li theo pt sau:

H2S + H2S  H3S+ + HS

-.H2S lỏng là một dung môi giống dung môi hữu cơ,ít tan trong H2O (1lít H2O ở

20oC hòa tan được 2.67l H2S ở 20oC) tan nhiều trong dung môi hữu cơ (1lít C2H5OH hòa tan được 10 lít H2S ở 20oC)

.Trong dd H2S là một axit yếu,phân li 2 nấc

H2S  H+ + HS- (K1=10-7)

HS-  H+ + S2- (K2=10-14)

b.Hóa tính:

- H2S là hợp chất kém bền với nhiệt,bắt đầu phân hủy ở 400oC và phân hủy hoàn toàn

ở 1700oC

- H2S cháy trong kk có ngọn lửa màu lam nhạt

2 3 2( ) 2 22

o t kk

H S+ O →SO +H O

nếu thiếu không khí thì tạo thành S và H2O

- Dung dịch H2S dể lâu trong không khí cũng biến thành S tự do ở trạng thái kết tủa

- Tác dụng với halogen, KMnO4,K2Cr2O7 ở nhiệt độ thường giải phóng S

và bột amiăng theo tỉ lệ về khối lượng: 3:5:3º73 nhiệt độ 7000C

Các muối sunfur kim loại: đa số các sunfur kim loại ít tan trong H2O và dựa vào độ tan người ta chia làm cac nhóm như sau:

Loại sunfur tan trong nước : Na2S, K2S, Ba2S, SrS, Mgs, Cr2S3, Al2S3

Loại sunfur không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng : FeS, MnS, CoS, NiS, ZnS

Loại không tan trong nước và trong dung dịch axit loãng: CuS, Ag2S, HgS, CdS, AsS, As2S5, SnS, SnS2, PbS

Các Sunfur của kim loại kiềm thổ là hợp chất ion không màu, sunfur của các kim loại

Khác là hợp chất cộng hóa trị và có màu Ví dụ: HgS, PbS, CoS có màu đen, CdS

Hóa tính: Thể hiện tính oxy hóa và tính khử

Thể hiện tính khử mạnh: Khử được HNO3, K2Cr2O7, KMnO4 và các Halogen

Na2SO3 + CuSO4 = CuSO3 + Na2SO4

2.3.3.3 Hợp chất có số oxy hóa +6

Khí sunfuric: (SO 3) có cấu tạo như hình tam gíac, góc liên kết OSO là 120 0C, độ dài liên kết l,34 A0, ở trạng thái lai hóa sp2, SO3 tồn tại ở trạng thái hơi và khi làm lạnh ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi

SO3 tưong tác mãnh liệt với nước và tạo ra axit H2SO4

SO3 + H2O = H2SO4 (∆Ho = -89 kj/mol)Phản ứng phát ra nhiều nhiệt , SO3 bốc khói trong không khí ẩm Do ái lực với nước nên SO3 có thể lấy nước trong nhiêù chất hữu cơ như xenlulozơ đường để biến chúng thành than SO3 có thể tác dụng với HF, HCl để tạo thành axit, halogen sunfonic

Cấu tạo và lý tính: H2SO4 có cấu tạo tứ diện lệch, nguyên tử lưu huỳnh lệch ở tâm,

độ dài liên kết S-OH là 1,53 A0 và độ dài liên kết S-O là 1,46 Ao Axit nguyên chất là chất lỏng sánh như dầu, không màu, không mùi hóa rắn ở 100C, khi đun sôi axit nguyên chất thì SO3 bay ra, nhiệt độ sôi là 3380C, tương ứng với nồng độ axit là 98,2% ( dung dịch đẳng phí) Axit sunfuric thường dùng trong phòng thí nghiệm có nồng độ 98%, tỉ trọng 1,84 Axit sunfuric tan trong nước ở bất kỳ nồng độ nào và tỏa nhiều nhiệt Do đó người

ta dùng nó để làm khô các chất khí( không phản ứng với nó) H2SO4 cũng như SO3 có thể lấy H2O của nhiều Hợp chất hữu cơ

Hóa tính: H2SO4 có tính axit mạnh và phân ly ra hai giai đoạn:

Trong dung dịch loãng, giai đoạn phân ly ở nấc thứ 1 xảy ra hoàn toàn

Axit H2SO4 không phải là axit có tính oxy hóa mạnh lắm nhưng dung dịch đậm đặc của

nó có tính oxy hóa mạnh nhất là khi đun nóng, Oxy hóa HI thành I2, H2S thành S và một phần HBr thành Br2, hòa tan được các kim loại kém hoạt động như Cu, Hg và một số nguyên tố không kim lọai như C, S

2H2SO4(đ) + Cu = CuSO4 + SO2 +2 H2O

H2SO4(đ) + C = SO2 + CO2 + H2OAxit H2SO4 không phải là axit có tính oxy hóa mạnh, do đó đối với Fe và kim loại khác thì khi tác dụng sẽ giải phóng H2 Đặc biệt axit H2SO4 đặc 75% trở lên không tác dụng với Fe nên người ta thường dùng bình Fe để chứa axit H2SO4 đặc

Ứng dụng và điều chế:

Điều chế phân bón, muối sunfat tinh chế dầu mỏ, điều chế thuốc nhuộm, dược phẩm ,làm chất điện ly trong acquy Nó là một hóa chất rất thông dụng trong phòng thí nghiệm H2SO4 được điều chế bằng hai phương pháp:

Phương pháp buồng chì( được sử dụng từ năm 1758): cho SO2 oxy hóa bằng oxy trong không khí với xúc tác là hỗn hợp NO và NO2 cho sản phẩm trung gian là nitrizoni hidro sunfat(NOHSO4)

2SO2 + O2 +NO +NO2 + H2O=2NOHSO4

Sau đó hòa tan sản phẩm này trong nước ở buồng chì sẽ thu được hỗn hợp khí là

NO và NO2 và sản phẩm chính là H2SO4

2NOHSO4 + H2O = NO + NO2 + 2H2SO4

Phương pháp này điều chế axit H2SO4 từ 60 - 70 %

Phương pháp tiếp xúc( năm 1831) dùng oxy không khí oxy hóa SO2 thành SO3 sau

đó cho nước để tạo với SO3 thành những hạt sa mù khó lắng xuống, người ta dùng dung dịch H2SO4 đặc để hấp thu SO3 tạo thành Oleum Từ oleum có thể pha ra những axit có nồng độ theo yêu cầu

Muối sunfat có hai loại là muối axit HSO4- và muối trung tính SO24−

SO24− có cấu tạo tứ diện đều, S ở trung tâm, độ dài liên kết SO là 1,49 A0, S ở trạng thái lai hóa SP3

Tính chất: Hầu hết các muối SO42- không màu dễ kết tinh và dễ tan trong nước trừ CaSO4, PbSO4, BaSO4, SrSO4, HSO4- của các kim loại hoạt động mạnh như K, Na tách ra ở dạng rắn Trong dung dịch các sun fat ít tan tách ra ở dạng khan và các sunfat khan được tách

ra ở dạng Hidrat: Ví dụ: Na2SO4.10 H2O, Al2(SO4)3.18 H2O, những SO42- của kim loại hóa trị (II) như Mg, Mn, Fe, Ni, Co,Zn có cấu trúc tinh thể MnSO4.7H2O, Riêng Cu có cấu trúc là CuSO4.5H2O

Muối Sunfat của kim loại kiềm và kiềm thổ bền khi đun nóng, còn SO42- của kim loại năng thì bị phân hủy

Các muối sunfat của AL3+, Cr3+, Fe3+ dễ kết hợp với các muối sunfat khác để tạo muối kép

Muối thiosunfat không màu dễ tan trong nước, các muối của chì , bạc ít tan, của Ca rất ít tan Trong các muối Thiosunfat Na2S2O3.5H2O là quan trọng nhất , Na2S2O3 ở dạng tinh thể, trong suốt,không màu, dễ tan trong nước, quá trình hòa tan thu nhiều nhiệt, nóng chảy

ở 48,50C và mất H2O ở gần 1000C, đun tiếp ở 2000C thì bị phân hủy

4Na2S2O3=2000C 3Na2SO4 + Na2 S + 5S

Muối thio sunfat có tính khử khi tác dụng với Cl2, Br2 tạo thành sunfat Đối với những chất yếu hơn tạo thành tetratinat

Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5H2O = 2NaHSO4 + 8 HCl2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2 NaI

Muối Na2S2O3 có khả năng hòa tan các muối ít tan như AgCl, AgBr, AgI, HgBr2

tạo nên các hợp chất phức tan

2Na2S2O3 + AgBr = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBrPhản ứng này dùng để rửa sạch AgBr còn lưu lại trên giấy ảnh hoặc phim sau khi

đã rửa

Điều chế:

Na2S2O3 được điều chế bằng cách cho S tác dung với SO32- hoặc nấu chảy S trong NaOH Ngoài ra có thể cho khí SO2 và H2S đi qua dung dịch NaOH cho đến khi môi trường của dung dịch là trung tính

S + Na2SO3 = Na2S2O3

4SO2 + 2 H2S + 6 NaOH = 3 Na2S2O3 + 5H2O

Axít Peoxyđisunfuric(H 2 S 2 O 8 ) ở dạng tinh thể không màu, hút ẩm mạnh, phản ứng mãnh

liệt với nước, đường xenlulôzơ phân hủy ở 450C

Tính chất:

Tác dụng với H2O

H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

Dựa vào phản ứng này để điều chế H2O2 trong công nghiệp

Điều chế: được điều chế bằng cách điện phân dung dịch H2SO4 đậm đặc trên 50% ở O0C

và điện cực Pt

CHƯƠNG III: NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM V A (N ,P, As ,Sb ,Bi)3.I GIỚI THIỆU CHUNG:

1402-2100C-195.8

Ko màu

153s23p3

101244.20C280Trắng ,đỏ,đen

334s24p3

947

3170C603xám

515s25p3

834

6310C1587bạc

836s26p3

704274.40C1564bạc

-Độ dài của lk N_H là 1.02Aogóc lk HNH là 107o,NH là phân tử cực

-NH3 là khí ko màu ,có mùi khai ,nhẹ hơn kk ,dễ hoá lỏng (-33oC) và hoá rắn (-78oC).Mối liên kết giữa các phân tử NH3 là liên kết H :

-NH3 tan nhiều trong H2O do mối liên kết giữa NH3 và H2O

-NH3 có khả năng kết hợp với nhiều chất ,về mặt hoá học là 1 chất hoạt động mạnh

- NH3 có cặp điện cực không liên kết định hướng nên dễ dàng kết hợp với các ion dương theo lk phối tử tạo thành các phức

-Kết hợp với H2O hoặc axit :

NH +H O =NHOH

NH3 +H+ =NH4

-Kết hợp với ion kim loại :NH3 có thể kết hợp với nhiều muối kim loại tạo thành các amoniac dạng tinh thể Ví dụ :CaCl2,8NH4,CuSO4,4NH3.Cũng như H2O ,NH3 kết hợp được với nhiều ion kim loại để tạo thành ion phức

2NH 3 + 3 Cl2 =N2 + 6 HCl-Đối với các oxit Kim loại ở nhiệt độ thường NH3bền ,khi đun nóng nó khử được một số oxit tương ứng

2NH 3 + 3CuO = N2 + 3Cu + 3H2O-Phản ứng thế :ở nhiệt độ cao những ng tử H trong phản ứng NH3 có thể thay thế bằng các kim loại hoạt động mạnh ,á kim gốc axit hoặc nhóm hiđroxyl

*Với kim loại mạnh : Na + NH3 = NaNH2 +2

Trong phòng TN NH3 được điều chế theo phương pháp thuỷ phân muối nitrua

Mg3N2 +6 H2O = 2 NH3 +3Mg(OH)2

-Cho muối amoni tác dụng với bazơ (NH4Cl)

NH4Cl +NaOH = NaCl +NH3 +H2O-Trong Công nghiệp :tổng hợp từ N2 và H2

N2 + 3 H2 = 2NH3 ∆Ho= -46.2 kj/mol-Các muối amoni không màu ,hầu hết tan nhiều trong H2O và phân ly mạnh Ion không bền với nhiệt dễ bị nhiệt phân

-Muối amoni của các axit có tính oxy hóa

NH4NO2 =N2 +2H2O

NH4NO3 =N2O +2 H2O-Muối của axit dễ bay hơi :

NH4Cl = NH3 +HClMuối của axit khó bay hơi và nhiều nấc

- Than, P và nhiều hợp chất hữu cơ đang chaý có thể cháy trong N2O

- Hỗn hợp N2O và H2 hoặc NH3 sẽ gây nổ khi đốt cháy

N2O + H2 = N2 + H2O ∆H0 = - 323KJ/mol

N2O + 2 NH3 = N2 +3H2O ∆H0 = - 753KJ/mo

-Điêù chế bằng cách nhiệt phân muối NH4NO3 ở 250oC

-NO là phân tử bền và kém hoạt động ,là chất khí ko màu ,rất độc ,khó hoá rắn ,khó háo lỏng ít tan trong H2O,1 lít H2O ở ooC hoà tan được 0.074 lNO

NO khá bền vững đối vói nhiệt ,ở nhiệt độ 530oC chưa phân huỷ rõ rệt

-NO bị khử bởi H2S và SO2

2NO + 2H2S =N2 + 2S +2H2O2NO +SO2 =N2O + SO3

-NO kết hợp dễ dàng với O2 tạo thành NO2

NO + 1/2O2=NO2

-NO tương tác với Cl2,F2,Br2 tạo thành hợp chất nitrizonihalogenua

2NO + Cl2 = 2NOCl-Những hợp chất OXH mạnh như KMnO4,HclO.BrO2 oxi hoá được NO đến NO3

KMnO4 + NO +H2SO4 = KMnO4+ K2SO4+ HNO3 + H2O

-Điều chế :

Trong phòng TN điều chế bằng cách Cu tác dụng với HNO3khoảng 30-35%

3Cu +8 HNO3= 3Cu(NO3)2 +2NO +4 H2OTrong CN điều chế NO bằng cách cho NH3 tác dụng với O2 có xúc tác là pt

2NH3 + 5/2 O2 = 2NO +3 H2O

-NO2(đioxitnitơ)góc lk ONO là 134 o,N trong No2lai hoá Sp2, NO2dễ trùng hợp thành phân

tử N2O4 độ dài lk N-n là 1.64 Ao,độ dài lk NO là 1.17 Ao,góc lk của phân tử N2O4là 126o

-NO2 thể hiện tính tự OXH khử

NO2 +NaOH =NaNO3 +NaNO2 +H2O

NO2 thể hiện tính OXH khi tác dụng với các chất khử như SO2 ,CO

- Trong phòng thí nghiệm NO2 được điều chế bằng cách cho Cu tác dụng với HNO3

đặc Còn trong CN, NO2 là sản phẩm trung gian để điều chế HNO3 Khi cho NO tác dụng với O2.

- N2O3 tồn tại ở dạng rắn, có màu lam rất nhạt, nóng chảy ở 1020C, biến thành chất lỏng màu lam sẫm ở trạng thái lỏng nó phân hủy mạnh cho NO2 và NO

- Về hình thức có thể có N2O3 là oxit của axit HNO2 hay là hỗn hợp của những thể tích bằng nhau

- N2O3 ở điều kiện thường dạng tinh thể trong suốt dễ chảy trong đk nóng chảy ở

300C, sôi ở 450C, kếm bền, dễ phân hủy tạo thành NO2 và O2

- N2O5 là chất OXH mạnh nhiều chất hữu cơ tiếp xúc với N2O5 sẽ tự bốc cháy và khi tan trong H2O sẽ tạo thành HNO3

- Khi ở nồng độ cao nếu đun nóng đều bị phân hủy

- HNO2 và muối của nó vào có tính OXH vừa có tính khử , nhưng tính OXH đặc trưng hơn

2HNO2 + 2HI = I2 + 2 NO + 2 H2O

- Nó có thể OXH SO2 thành H2SO4, sắt(II) thành sắt(III)

- Thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất OXH mạnh như KMnO4, MnO2 , PbO2

5HNO2 + 2 KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 3HNO3 + 3 H2O

Điều chế: HNO2 được đièu chế bằng cách cho NaNO2 vào HCL có mặt của amin thơm

ở 5%

NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2

Hoặc có thể dùng các axit để axit tương ứng, hầu hết dễ tan trong H2O ( AgNO2)

- Muối nitrit cũng có tính OXH và tính khử như axit nitơ Các muối quan trọng là KNO2, NaNO2

NO + NO2 +2KOH = 2KNO2 + H2ONaNO3 + Pb = NaNO2 + PbO

3.3.3.2 Hợp chất có số oxy hóa +5:

- Axit HNO3 về cấu tạo góc lk ONO =116o, ONO =114o ONO =130o,độ dài lk N-O

là 1,21 Ao,độ dài lk N-O là 1,41Ao, ,độ dài lk N-O là 0,96Ao

- HNO3 tinh khiết là 1 chất lỏng ,không màu bốc khói mạnh trong kk và có tỉ khối 1,51,hóa rắn ở -41oC và sôi ở 86oC,kém bền dễ phân hủy duới tác dụng của ánh sáng

2HNO3 =2NO2+ ½ O2 +H2OHNO3 tan trong H2O theo bất kỳ tỷ lệ nào , HNO3 khan háo nước

- HNO3 có tính OXH mạnh ,OXH đa số các kim loại , á kim trừ Au,Pt và một số kim loại thuộc họ Pt ,nó còn OXH được các đơn chất và hc

- Tùy theo tính chất kim loại và nồng độ axit mà HNO3 có thể OXH về dạng OXH

có bậc thấp hơn

-Oxy hóa kim loại :những kim loại nặng khi tác dụng với NO3 đặc giải phóng NO2, nếu loãng thì giải phóng NO

Zn + 10 HNO3 (l) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O3Pb + 8HNO3 (l) = 3Pb (NO3)2 + 2NO + 4H2O

Pb + 4HNO3(đ ) = Pb (NO3)2 + 2NO + 4H2O

- Fe, Al, Cr với HNO3 loãng, phản ứng dễ dàng, còn với HNO3 đặc chúng không phản ứng mà bị thụ động hóa HNO3đặc ,nguội Oxy hóa bề mặt kim loại tạo lớp axit làm cho kim loại không tác dụng với axit

- Oxy hóa các á kim

S+ HNO3(l) =SO4+ NO 3P + 5HNO3 +2H2O=3H3PO4 +5NO

S + 6HNO3(đ)= H2SO4 + 6NO2+2H2O-Tác dụng với các hợp chất:

HNO3 +3HCl =NOCl +Cl2 +2H2OHNO3 đặc oxy hóa được Fe (II) lên Fe (III) ,tác dụng được với chất với tính khử và đặc biệt là HNO3:HCl theo tỉ lệ 1:3 (30%) gọi là chất cường thủy

-Hoạt động mạnh là do Cl sinh ra trong phản ứng hòa tan đựơc kim lọai kém hoạt động như Au

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 +NO +2H2O

- HNO3 trong H2O phân li theo phản ứng sau :

HNO3= H++NO3

Ion NO3- OXH mạnh hơn so với các Ion H3O3 được thể hiện ở các thế điện cực sau:

Eo NO3/No2=0.8 vol

Eo NO3/No2=0.94 vol

Eo NO3/No =0.96vol

Eo NO3/N2 =1.25vol

Eo NO3/N3 =0.88vol

NO3 +2 H++ e- = NO2 +H2OĐiều chế và ứng dụng : HNO3 là một trong những hóa chất cơ bản và quan trọng Nó được dùng nhiềù trong phân bón và thuốc nhuộm … HNO3 còn dùng để hòa tan các kim loại ,oxi kim loại và nitro hóa các hóa chất màu hữu cơ

- Điều chế trong phòng TN cho các muối tương ứng tác dụng với axit

NaNO3 + H2SO4 = Na HSO4 + HNO3

-Trong Công Nghiệp: điều chế từ NH3 oxy hóa NH3bằng O2 của không khí xúc tác là Pt

và 10% Ro ở áp suất thường từ 3 đến 8 pứ xảy ra nhanh chóng ở 800-900oC thì hiệu suất của Phản ứng là 98%

-Ion NO3- có cấu hình tam giác điều góc liên kết ONO là 120oC ,độ dài liên kết N_O là 1.24 A o

-Các muối nitrat đều tan trong H2O, một số muối hút ẩm trong không khí như NaNO3

,NH4NO3,các muối của kim loai hóa trị (II) đều ở dạng hiđrat

-Muối hiđrat của kim loại kiềm bền với nhiệt ,trong chân không chúng có thể thăng hoa ở

380oC -500oC, còn các nitrat các kim loại khác dễ phân hủy khi đun nóng

-Độ bền đối với nhiệt của muối nitrat phụ thuộc vào bản chất của cation Kim loại

nitrat của Kim loại hoạt động đứng trước Mg khi đun nóng phân hủy thành nitric và O2

Muối nitrat của KL đứng sau Cu ,khi đun nóng phân hủy thành Kim loại , NO2và O2

AgNO3 = Ag+NO2 +1/2 O2.-Các muối nitrat khi đun nóng thể hiện tính OXH mạnh ,ion NO3 trong môi trường axit có khả năng OXH như HNO3 còn trong môi trường trung tính hầu như ko có khả năng OXH ,trong môi trường kiềm có thể bị Al,Zn, khử đến NH3

-Điều chế bằng cách cho axit tác dụng với kim loại , oxit KL ,bazơ

.Trong số các muối nitrat quan trọng nhất nhất là NaNO3, KNO3, NH4 NO3

.Ứng dụng : KNO3 là thành phần của thuốc súng đen gồm : KNO3 :15%,S :10

%,C:15%,khi cháy thuốc súng đen tạo những sản phẩm sau:

2KNO3 +S +3C =3CO2 +N2+K2Sđây là phản ứng sinh nhiệt

3.3 PHOT PHO :

3.3.1 Tính chất :

P có 3 dạng thù hình P trắng ,P đỏ ,P đen, mức OXH thường gặp +5,+3,-3

-P trắng giống như sáp không màu ,có cấu trúc mạng lưới bao gồm những phân tử

P4.P trắng mềm dễ tan trong dung môi không phân cực như benzen,sunfurcacbon (CS2) Hơi của P trắng có mùi rất độc với liều lượng 0.1g có thể gây chết người Ptrắng có thể chuyển sang P đỏ với năng lượng hoạt động là 4.9kcal/mol

-P đỏ là chất bột màu đỏ ở áp suất thấp nó nóng chảy ở 600oC và áp suất cao thì nó thăng hoa tạo thành hơi gồm những phân tử P4 P đỏ ở dạng polime và tùy theo đk mà P

đỏ có những tính chất khác nhau và tỉ khối của nó cũng thay đổi từ 2 đến 2.4 màu sắc cũng biến đổi từ nâu chuyển sang đỏ ,tím

-P đen được tạo thành khi đun nóng P trắng ở 220-370oC trong thời gian dài và áp suất cao P đen là chất bán dẫn có cấu trúc polime, nóng chảy ở 100oC So với P trắng và

P đỏ thì P đen bền hơn

-P là nguyên tố hoạt động về mặt hóa học ,các hợp chất của P hầu hết là hợp chất cộng hóa trị Tuy nhiên sự khác nhau về câú trúc của các dạng thì hình dẫn đến sự khác nhau về hoạt tính hóa học P trắng là kém hoạt động nhất P trắng tự bốc cháy ở 40oC ,P

đỏ trên 250oC ,P đen trên 400oC Nó thể hiện tính OXH và tính khử nhưng tính khử là đặc trưng

- Thể hiện tính OXH :khi tác dụng với kim loại và H2:

2P +3H2 =2PH3 (Photphin)2P+3Ca =Ca3P2 (canxiphotphur)2P+3Mg =Mg3P2 (Magiephotphur)-Thể hiện tính khử :Khi tác dụng với O2, các ngtố halogen, các hợp chất có tính OXH :

4P +3O2= P4O6 (thiếu O2)4P +5O2= P4O10 (dư O2)

- P có thể khử được muối đồng

2P +5CuCl2+8H2O =2H3PO4 +5Cu +10HCl

- P trắng có thể giải phóng kim loại ra khỏi dung dịch muối của những kim loại kém hoạt động như Ag, Au, Pb, Cu và P đỏ có thể tự bốc cháy khi tiếp xúc với những chất OXH mạnh như KClO3, K2Cr2O7, KNO3

- Khi tác dụng với dd kiềm, P thể hiện khả năng tự OXH khử

P4 + 4NaOH + 4H2O = 4NaH2PO2

3.3.2 Điều chế và ứng dụng