Slide bài giảng PHÂN NHÓM A HYDRO và OXY

• Hydro trong các hợp chất với F, O và N dễ dàng hình thành liên kết hydro...  Các hợp chất hydrur cộng hóa trị XHn • Liên kết có bản chất CHT ⇒ có bản chất acid...  Các hợp chất hydru

PHÂN NHÓM A

HYDRO VÀ OXY

1 HYDRO

 Đặc điểm chung:

• Hydro có 3 đồng vị :

- với 2 đồng vị bền: protium (P)

và deuterium : (D);

- đồng vị phóng xạ là tritium (T).

H

1 1

H

2 1

H

3

• Hydro có cấu hình điện tử 1s1 nên:

H +1e → H- (thể hiện tính oxi hoá )

• Hydro trong các hợp chất với F, O và N dễ dàng hình thành liên kết hydro

- Ở to cao:

CuO + H2 → Cu + H2O

- Tính khử yếu (trong dd)

2H+ + 2e− → H2 E0 = 0,000 V

• Điều chế

– Trong công nghiệp

• Nguyên liệu là khí tự nhiên:

CH4 + H2O → CO + 3H2(800oC)

∆ H0 = 206 kj

CH4 + O2 → 2CO + 4H2(800oC)

∆ H0 = -71 kj

• Ứng dụng:

- Công nghiệp hóa học (tổng hợp NH3, HCl, )

- Công nghiệp thực phẩm ( hydrogen hoá dầu mỡ)

- Công nghiệp luyện kim ( làm chất khử để khử các quặng)

-Trong phòng thí nghiệm

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑

Hydrogen dùng làm nguyên liệu có năng lượng rất cao, cho phép tạo nhiệt độ cao.

Hydrogen lỏng được dùng trong kỹ nghệ tên lửa

Hydrogen ngtử để chế tạo các kim loại siêu cứng.

Các đồng vị nặng D2, T2 đóng vai trò quan trọng trong việc điều hoà các phản ứng hạt nhân.

Các hợp chất bậc hai của hydro HnX

Số

OXH Loại hợp chất Hợp chất với

+1 Hợp chất hydro KKL, ĐAĐ lớn

–1 Hydrur CHT HnX

• Không bay hơi (X: IIA và IIIA)

• Dễ bay hơi

(X: IVA và VA)

KKL, ĐAĐ nhỏ hơn

 Các hợp chất HnX của hydro ( + 1)

• HF ; HCl ; HBr ; HI ; H2O ; H2S; H2Se ; H2Te ;

NH3 ; …

• Liên kết cộng hóa trị phân cực.

• Độ bền của liên kết H−X:

– Đồng năng

– Xen phủ

– Mật độ điện tử

• Còn phụ thuộc vào độ âm điện:

H3 → N , H2 →» O , H →»» F

 pKa của các hợp chất HnX phân nhóm VIIA, VIA và VA

 Các hợp chất hydrur cộng hóa trị

XHn

• Liên kết có bản chất CHT ⇒ có bản chất acid.

–Các hợp chất hydrur cộng hóa trị dễ

bay hơi

Ví dụ: SiH4 ; GeH4 ; SnH4 ; AsH3 ;

PH ; SbH ;…

- Tinh thể của chúng có mạng Van der Waals với nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.

- Các hydrur loại này có tính acid

- Kém bền

2SbH3 → 2Sb + 3H2

- Bị thủy phân mạnh

SiH4 + 4H2O → H4SiO4 + 4H2

- Có tính khử mạnh

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

– Các hợp chất hydrur cộng hóa trị

khó bay hơi

• Ví dụ: BeH2 , B2H6 , AlH3 , InH3

• Tinh thể của chúng có cấu trúc lớp hay mạch với

nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn.

• Kém bền

AlH3 → Al + H2

• Bị thủy phân mạnh

AlH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3H2

• Có tính khử mạnh

2AlH3 + 6O2 → Al2O3 + 3H2O

 Các hợp chất hydrur ion XHn

- Liên kết có bản chất ion nên hợp

chất có bản chất baz.

- Hợp chất có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao.ở nhiệt độ thường chất là những chất kết tinh màu trắng.

- Khi nóng chảy có độ dẫn điện ion khá cao.

- Khi điện phân muối nóng chảy, H2 thoát ra ở anot.

- Kém bền

NaH → Na + ½ H2

- Bị thủy phân mạnh

NaH + H2O → NaOH + H2

- Có tính khử rất mạnh

2NaH + O2 → Na2O + H2O

 Oxigen:

• Cấu hình electron của nguyên tử:

• 1s2 2s2 2p4

2p 4

•Tạo liên kết CHT với fluor trong OF2

•Các hợp chất peroxid này có tính oxi-khử mạnh.

Số oxy

• Hóa trị và số phối trí cực đại là 4.

• Oxigen có hai dạng thù hình tồn tại ở trạng thái tự

do là đioxi O2 (oxy) và trioxy O3 (ozon)

- Oxy tồn tại dạng phân tử O2.

- Oxigen rắn có mạng tinh thể phân tử.

Tnc = − 218,90C Ts = − 1830C

• - Phân tử O2 khá bền, chỉ bắt đầu phân hủy ở nhiệt độ

2000oC

• - Đkt, O2 là chất khí không màu không mùi vị, ít tan trong nước ( ở 0oC, 100 thể tích nước hoà tan được 5 thể tích O2)

• - Oxy l ng và oxy r n có màu xanh nh t và c hai ỏ ắ ạ ả

đều là ch t thu n t

đ ấ ậ ừ

– Hóa tính

• Ở nhiệt độ thường, oxigen đã oxi hóa chậm nhiều

đơn chất và hợp chất.

• Ở nhiệt độ cao, oxigen phản ứng với hầu hết các

đơn chất (ngoại trừ các halogen, khí hiếm và kim loại quí như Ag, Au, Pt,…).

• - Trong môi trường axit: O2 có thế điện cực chuẩn tương

đương với MnO2 (1,23V) và IO3- (1,19V).

• - Trong môi trường trung tính: thế đó giảm xuống gần

bằng thế ion Fe3+ (0,77V).

• - Nhiều phản ứng oxy hóa các hợp chất bằng khí O2 được sử dụng trong kĩ thuật và công nghiệp: đèn xì, điều chế

H2SO4, HNO3.

– Điều chế

• Trong công nghiệp: Chưng cất

phân đoạn không khí lỏng

• Trong phòng thí nghiệm: nhiệt

phân những chất chứa nhiều oxy nhưng ít bền.

2KClO3 = 2KCl + 3O2

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

– Ứng dụng:

- Trong kĩ thuật: đèn xì hidro-oxy có to=2500oC và đèn xì

axetilen-oxy có to=3000oC Luyện kim.

- Oxi cũng được sử dụng nhiều trong ngành công nghiệp hóa học và y học

- Oxy lỏng được sử dụng cho kỹ nghệ tên lửa.

Sơ đồ ứng dụng của oxy trong đời sống và sản xuất

- Thuốc nổ nhiên liệu tên lửa: 5%

- Hàn, cắt kim loại 5%

- Công nghiệp hoá chất 25%

- Đkt, là chất khí màu lam nhạt, mùi tanh, rất độc và phá huỷ đường hô hấp (nếu ở nồng độ rất nhỏ có tác dụng tốt với cơ thể)

- Ở tất cả các trạng thái tập hợp ozon có thể bị nổ khi va

chạm.

- Độ tan trong nước lớn hơn O2 (Ở 0oC, 100 thể tích nước hoà tan tới 49 thể tích ozon)

– Hóa tính

- Ozon có hoạt tính oxi hóa mạnh hơn oxigen rất nhiều:

O3(k) + H2O(l) + 2e- → O2(k) + 2OH-(dd)

E0 = 1,241V O2(k) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(dd (

E0 = 0,401V

O3(k) + 2H+(dd) + 2e- → O2(k) + H2O(l (

E0 = 2, 07V O2(k) + 4H+(dd) + 4e- → 2H2O(l (

E0 = 1,229V

- Ozon có thể tương tác với Ag, Hg ở điều kiện thường Ví dụ

:

2Ag + O3 = Ag2O + O2

- Có thể oxy hóa S2- thành SO42-:

PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2

- Và amoniac thành nitrit và nitrat

- Ozon phá hủy nhanh chóng cao su, bởi vậy không nên dùng ống cao su để dẫn khí ozon.

- Nhiều chất hữu cơ khác, như rượu chẳng hạn, bốc cháy khi tiếp xúc với ozon

- Ozon oxy hóa iođua thành iot ngay trong môi trường bazơ:

2KI + O3 + H2O = I2 + 2KOH + O2

 Ứng dụng:

- Ở nồng độ rất bé trong khí quyển (10-6 % về thể tích) ozon có ích lợi đối với sức khỏe con người, nhưng với nồng độ lớn hơn thì có hại.

- Dùng ozon diệt trùng nước uống, khử mùi, bảo quản hoa quả Trong y khoa, ozon được dùng chữa sâu răng.

- Dùng ozon để tẩy trắng các loại tinh bột, dầu ăn và

nhiều chất khác.

 Các hợp chất của oxigen ( − 2)

– Các oxihydroxid và các oxit

• Mô hình:

O* ⇐ M ← O ← H

• Liên kết từ ion→ ion-CHT→ CHT

• Hợp chất từ baz → LT → acid

Ví dụ: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7.

 Các oxid baz

Na2O + H2O → 2Na+ + 2OH–

Chất ∆ G0

298, kJ/mol

– Các oxid acid

SO3 + H2O → 2H+ + SO42–

Chất ∆ G0

298, kJ/mol

Tnc0C Ts0C Độ tan,

g/1000g

SiO2 –857 1728 2950 Không tan

– Các oxid lưỡng tính

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O →

2Na[Al(OH)4]

Chaát ∆ G0

298kJ/m ol

Tnc 0C Ts 0C T

ZnO –321 1975 Phaân huûy 10–17,15

CdO –228 Tthhoa =900 Phaân huûy 10–14,23

Al2O3 –1582 2053 > 3000 10–32,00

Cr2O3 –1059 2340 3000 10–30,20

Tính axit tăng, tính cộng hóa trị tăng

Li2O BeO B2O3 CO2 N2O5 F2O

Na2O MgO Al2O3 SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7

K2O CaO Ga2O3 GeO2 As2O5 SeO3 Br2O

Rb2O SrO In2O3 SnO2 Sb2O5 TeO3 I2O5

Cs2O BaO Tl2O3 PbO2 Bi2O5

Oxit bazơ Oxit Oxit axit

Lưỡng tính (tô đậm)

– Nước

• Cấu tạo phân tử và lý tính

- Phân tử nước có cấu tạo dạng góc với liên kết O−H bền vững:

104,50

0,96 A 0

µ = 1,84D

Gi n đđ tr ng thái c a n c ả ồ ạ ủ ướ

Điểm đơng đặc

Điểm sơi

Điểm ba

Phaân t n c ử ướ

Tính l ng c c ưỡ ự

- Do liên kết hydro, nên nước có các tính chất khác thường:

+ Độ phân cực lớn, độ điện ly lớn.

+ Tnc và Ts cao bất thường + Nước đá rất rỗng và nhẹ hơn nước lỏng Do hình

th đ c bi t c a phân t n ể đ ặ ệ ủ ử ướ c (v i góc liên k t 104,45 ớ ế o), khi b ị làm l nh các phân t ph i d i xa ra đ t o liên k t tinh th l c ạ ử ả ờ đ ể ạ ế ể ụ giác m ở

Chaát H2O H2S H2Se HF

• - Bên c nh n ạ ướ c "thông th ườ ng" còn có n ướ c n ng ặ (D2O) và n ướ c siêu n ng (T ặ 2O).

• - N ướ c n ng có tính ch t v t lí ( đi m nóng ch y cao ặ ấ ậ đ ể ả

h n, nhi t đ sôi cao h n, kh i l ơ ệ đ ộ ơ ố ượ ng riêng cao

h n) và hóa h c khác v i n ơ ọ ớ ướ c th ườ ng.

•- N ướ c là m t dung môi t t nh vào tính l ộ ố ờ ưỡ ng c c Các h p ch t ự ợ ấ phân c c, có tính ion nh axít, r ự ư ượ u và mu i đ u d tan trong ố đ ề ễ

n ướ c.

•- Tính hòa tan c a n ủ ướ đ c đóng vai trò r t quan tr ng trong sinh ấ ọ

h c vì nhi u ph n ng hóa sinh ch xảy ra trong dung d ch n ọ ề ả ứ ỉ ị ướ c.

•- N ướ c tinh khi t không d n đi n M c dù v y, do có tính hòa ế ẫ đ ệ ặ ậ tan t t, n ố ướ c hay có t p ch t pha l n, th ạ ấ ẫ ườ ng là các mu i, t o ra ố ạ các ion t do trong dung d ch n ự ị ướ c cho phép dòng đi n ch y qua ệ ạ

– Hóa tính

• Nước có tính lưỡng tính

• P2O5 + 3H2O → 2H+ + 2H2PO4–

CaO + H2O → Ca2+ + 2OH–

NH4Cl + H2O ⇔ NH4OH + HCl

TiCl4 + H2O ⇔ Ti(OH)4 + 4HCl

• Tính oxi hóa-khử

2H+ + 2e– → H2↑ (bị khử)

E0 = ± 0,000V O2↑ + 4H+ + 4e– → 2H2O (bị oxi hoá)

• Tính tạo phức

- Nước có khả năng làm phối tử tạo phức aquo (o có cặp

e không lk trên O).

VD: [Cr(H2O)6]3+; [Fe(OH)6]2+ …

- Tạo thành tinh thể hydrat.

Ví dụ: FeCl3.6H2O ; MgCl2.6H2O ;

Ví dụ: FeSO4.7H2O ; CuSO4.5H2O ;

 Các hợp chất peroxid

• Đại cương về các hợp chất peroxid

Có sự tạo mạch O−O.

Tùy theo điện tích của mạch mà ta có:

Ví dụ: MgO2 sẽ rất kém bền so với Na2O2.

Có tính oxi hóa có tính khử

– Hydroperoxid H2O2

Bên cạnh liên kết Van der Waals còn có liên kết hydro (H2O2…HO2H) nên H2O2

- Tnc và Ts cao bất thường

E0 = +0,68V

• 2H2O2 = 2H2O + O2

• H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + 2H2O + K2SO4

• 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 +

K2SO4 + 8H2O

• Tính tạo phức:

Tạo phức hydroperoxo và tạo các peroxohydrat kết tinh.

• Ứng dụng:

- Làm chất tẩy trắng trong vải, sợi,…

- Làm chất sát trùng

- Làm chất oxi hóa trong các phản ứng

tổng hợp hóa học