BÀI SOẠN HÓA VÔ CƠ I FULL

Nhóm này có electron hoá trị là ns2np3. Độ âm điện khá lớn, có thể kết hợp thêm electron để có vỏ ns2np6, lúc này thể hiện số oxi hoá 3. Từ Phot pho trở đi, có phân lớp nd còn trống (ns2np3nd0), nên các nguyên tố có thể thể hiện số oxi hoá cao nhất đến + 5. Cũng vì năng lượng ion hoá quá cao, nên các nguyên tố nhóm VA, khó mất electron biến thành ion dương. (Chỉ có Sb và Bi thể hiện tới +3). Sự biến đổi tính chất xẩy ra tuần tự từ N  Bi; (Nvà P) là những nguyên tố không kim loại; Bi kim loại rõ rệt; As và Sb là những nguyên tố nửa kim loại nửa phi kim. Tử N  Bi tính axit của (oxit, hiđroxit) giảm xuống, tính bazơ tăng lên; Độ bền soxh +3 tăng lên, độ bền soxh +5 nói chung giảm xuống. II. Nitơ. 1. Nitơ nguyên tố: Cấu tạo electron của nguyên tử và liên kết hoá học trong phân tử. Tính chất vật lí tính cất hoá học. Sản xuất nitơ bằng cách trưng cất phân đoạn không khí lỏng. Vỏ electron của nguyên tử và liên kết hoá học trong phân tử: 7N(1s2 2s22p3)  Tồn tại ở dạng phân tử N2, cấu hình electron của phân tử: (slk)2 (s)2 (zlk)2(xlk)2(ylk)2 Nghĩa là trong phân tử có một liên kết ba: :N  N: Liên kết ba này có Eliên kết = 942kjmol, độ dài l = 1,095Å; Năng lượng liên kết rất lớn; Điều này giải thích tính trơ của phân tử N2. Tính chât vật lí của N2: Khí không mầu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí; Không duy trì sự sống; Rất khó hoá lỏng (nđs – 195,80C); Rất ít tan trong nước và các dung môi khác; Rất bền nhiệt, 30000C chưa phân huỷ rõ rệt. Tính chất hoá học: N2 trơ về mặt hoá học ở nhiệt độ thường, ở nhiệt độ cao trở nên hoạt động. Tại nhiệt độ thường, Li tương tác với N2 cho litinitrua (Li3N), các khuẩn cố định đạm, có thể đồng hoá nitơ trực tiếp. Tại nhiệt độ cao, nitơ hoạt động, có thể tương tác với H2, O2, một số kim loại...các phản ứng này đã nêu nhiều. Sản xuất nitơ bằng chưng cất phân đoạn không khí lỏng: Không khí được lọc sạch bụi, hơi ẩm, cacbonic  Nén trong máy 100 đến 200 atm  Chia làm hai phần: Phần (1) làm giảm áp đột ngột (Nhiệt độ hạ rất mạnh); Phần (2) được làm lạnh bởi phần (1) trong máy trao đổi nhiệt. Quá trình nén giãn liên tục, lặp đi lặp lại, trong một thiết bị hoạt động liên tục, làm cho không khí hoá lỏng. Không khí hoá lỏng, chuyển sang thiết bị chưng cất phân đoạn, cuối cùng được N2 và oxi lỏng. Để loại oxi còn dư, cho qua đồng kim loại đốt nóng.

Chương 1.

CẤU TẠO ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ VÀ SỰ TUẦN HOÀN TÍNH CHẤT

CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC

(4 tiết)

1 1 Cấu tạo Electron và bảng và bảng hệ thống tuần hoàn.

Trong nguyên tử nhiều Electron, các Electron được phân bố theo lớp (kí hiệu là n ),

n = 1 2 3 4 5 6 7

Thay bằng chữ K L M N O P Q lớp Electron Mỗi lớp Electron lại được chia thành nhiều phân lớp khác nhau : s , p , d , f .

Trong một phân lớp có nhiều obitan khác nhau Nói chung năng lượng các obitan trong nguyên tử nhiều Electron được xắp xếp theo thứ tự gần đúng dưới đây :

Chu kì và phân nhóm phụ loại một (các nguyên tố d).

Cr 3d 5 4s 1 25

Mn 3d 5 4s 2 26

Fe 3d 6 4s 2 27

Co 3d 7 4s 2 28

Ni 3d 8 4s 2 29

Cu 3d 10 4s 1 30

Zn 3d 10 4s 1

Trên là bảng tuần hoàn ( Dạng dài - 1B )

Những nhận xét đặc biệt quan trọng mà ta thấy : Có hiện tượng tuần hoàn cấu hình Electron hoá trị ; Được lặp đi lặp lại qua mỗi chu kì , đều đều đặn Việc tuần hoàn cấu hình electron hoá trị , dẫn đến tuần hoàn các tính chất hoá học của đơn chất và hợp chất tạo thành từ các nguyên tố đó ; Đây chính là nguyên nhân sâu xa của hiện tượng tuần hoàn các tính chất hoá học, mà định luật tuần hoàn dẫn ra.

1 2 Sự tuần hoàn các tính chất

1 2 1 Tính chất vật lí : (Bao gồm năng lượng ion hoá, ái lực electron, độ âm điện , bán kính nguyên tử, bán kính ion , tính dẫn điện và kiến trúc tinh thể).

Năng lượng ion hoá : Năng lượng ion hoá của một nguyên tố là năng lượng cần thiết

để tách một Electron ra khỏi nguyên tử tự do , ở trạng thái không bị kích thích

Chính xác hơn , đó là năng lượng ion hoá thứ nhất ( kí hiệu là I 1 ) Tương tự, ta có năng lượng ion hoá thứ hai, thứ ba ( I 2 , I 3 ) là năng lượng cần thiết để tách electron thứ hai , thứ ba ra khỏi ion dương có điện tích +1 , +2 ; Năng lượng ion hoá thường được đo bằng elctrron vôn ( eV ) hoặc kcal / mol

Trong hoá học , năng lượng ion hoá thứ nhất có ý nghĩa quan trọng nhất

Năng lượng ion hoá là một trong những tính chất đặc trưng nhất của nguyên tố và có thể xác định trực tiếp được Nó quy định tính chất của liên kết hoá học và ở một mức độ nhất định ,độ bền của liên kết ; Nó quy định tính chất oxi hoá - khử của các nguyên tố Năng lượng ion hoá càng thấp thì tính khử càng mạnh; Năng lượng ion hoá càng cao thì khả năng oxi hoá càng lớn

Trong một phân nhóm A , năng lượng ion hoá giảm từ trên xuống dưới; Nghĩa là tính khử tăng lên từ trên xuống dưới Nguyên nhân là cùng kiểu cấu hình electron, nhưng số lớp electron tăng lên, cùng với sự có mặt một số lớn electron chắn, làm tăng mức độ chắn hạt nhân, đã làm vượt ảnh hưởng của sự tăng điện tích hạt nhân.

Các nguyên tố chuyển tiếp ( nguyên tố d ): Năng lượng ion hoá (eV)

Sc

6,54 6,82Ti 6,74V 6,764Cr 7,432Mn 7,90Fe 7,86Co 7,633Ni 7,724Cu 9,391ZnY

6,377

Zr 6,84

Nb 6,88

Mo 7,10

Tc 7,28

Ru 7,36

Rh 7,46

Pd 8,33

Ag 7,574

Cd 8,991 La

5,61 5,5Hf 7,88Ta 7,98W 7,87Re 8,7Os 9,0Ir 9,0Pt 9,22Au 10,434HgAc

6,9

Trong các dãy nguyên tố chuyển tiếp, năng lượng ion hoá biến đổi ít hơn so với các nguyên tố điển hình Đó là kết quả của nhiều yếu tố khác nhau : Trong khi số lớp electron của các nguyên tử vẫn giữ nguyên trong mỗi dãy , ảnh hưởng của sự tăng điện tích hạt nhân được

bù lại bởi mức độ chắn của electron d thêm vào lớp trong.

Các nguyên tố lantnoit và actinoit (họ 4f và 5f ) ; Năng lượng ion hoá (eV):

Ce

6,5 Pr5,7 Nd5,7 Pm- Sm5,64 Eu5,67 Gd6,16 Tb6,7 Dy6,8 Ho- Er6,08 Tm5,81 yb6,22 Lu6,15 Th

6,95

Pa

-U 6,08

Np -

Pu 5,8

Am 6,o

Cm -

Bk -

Cf -

Es -

Fm -

Md -

No -

Lr -

Ai lực Electron:

Ai lực electron là năng lượng toả ra (hay thu vào) khi một nguyên tử trung hoà ở trạng thái tự do thu thêm một electron Đó là năng lượng của quá trình :

X + 1e = X - + E (E là ai lực electron đo bằng eV hoặc Kcal / mol )

Ai lực electron thường được được xác định gián tiếp theo phương pháp chu trình

Booc – Habe

Nguyên

tố

Ai lực electron

Nguyên tố

Ai lực electron

Nguyên tố

Ai lực electron

Nguyên tố

Ai lực electron

Độ âm điện :

Độ âm điện là khả năng của nguyên tử hút electron về phía mình, (khả năng này là của nguyên tử trong phân tử, chứ không phải nguyên tử tự do); Người ta quy ước Flo có độ âm điện bằng 3,98, từ đó xác định độ âm điện cho các nguyên tố khác.

Có nhiều phương pháp xác định độ âm điện, Các kết quả cho thấy khá phù hợp nhau; Dưới đây là bảng độ âm điện theo Pao-linh:

Độ âm điện của các nguyên tố chính :

Mo 2,16

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,28

Pd 2,20

Ag 1,93

Cd 1,69 La

1,1

Hf

1,3

Ta 1,5

W 2,36

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,20

Pt 2,28

Au 2,54

Hg 2,00 Ac

1,1

Các nguyên tố họ lantnoit và actinoit (4f và 5f ):

1,27 Th

1,3 Pa

1,4 U

1,38 Np 1,36 Pu

1,3 Lr Nhận xét : Độ âm điện của các nguyên tố điển hình tăng dần trong từng chu kì và giảm xuống trong nhóm, theo chiều tăng của điện tích hạt nhân

Trong dãy nguyên tố chuyển tiếp , độ âm điện cũng tăng lên chút ít theo chiều tăng của điện tích hạt nhân ( phù hợp với sự giảm bán kính ion của các nguyên tố đó ).

Bán kính nguyên tử , bán kính ion :

Vì electron có tính chất sóng, nên nguyên tử không có giới hạn xác định nghiêm ngặt;

Do đó không thể đo kích thước tuyệt đối của nguyên tử Người ta xác định bán kính của các nguyên tử liên kết với nhau bằng một kiểu liên kết hoá học nhất định Do đó ứng với các kiểu liên kết khác nhau, người ta xác định được các bán kính nguyên tử khác nhau, và ta nên xem các bán kính này như những đại lượng hiệu dụng ( Đại lượng thể hiện trong thực tế ) Người ta xác định bán kính hiệu dụng khi nghiên cứu cấu tạo phân tử và tinh thể

• Bán kính cộng hoá trị: Bán kính cộng hoá trị nguyên tử bằng nửa khoảng cách giữa hai hạt nhân hai nguyên tử của cùng một nguyên tố tạo thành liên kết cộng hoá trị đơn (Trong các đơn chất khí hay rắn )

Chu kì và phân nhóm chính ( Bán kính nguyên tử (Å))H

0,37

He 1,22 Li

Ga 1,22

Ge 1,22

As 1,21

Se 1,17

Br 1,14

Kr 2,01 Rb

2,44

Sr 2,15

In 1,62

Sn 1,4

Sb 1,41

Te 1,37

I 1,33

Xe 2,20 Cs

2,62

Ba 2,17

Tl 1,71

Pb 1,75

Bi 1,46

Po 1,4

At 1,4

Rn - Fr

2,7 2,2Ra

Bán kính nguyên tử của các nguyên tố chuyển tiếp ( r = Å)

Sc

1,60 1,46Ti 1,31V 1,25Cr 1,29Mn 1,26Fe 1,25Co 1,24Ni 1,28Cu 1,33ZnY

1,80 1,57Zr 1,41Nb 1,36Mo 1,3Tc 1,33Ru 1,34Rh 1,38Pd 1,44Ag 1,49CdLa

1,88

Hf 1,57

Ta 1,43

W 1,37

Re 1,37

Os 1,34

Ir 1,35

Pt 1,38

Au 1,44

Hg 1,60 Ac

Np 1,50

Pu -

Am -

Cm -

Bk -

Cf -

Es -

Fm -

Md -

No -

Lr - Nhận xét: Đối với chu kì và phân nhóm chính:

- Trong một chu kì , từ trái qua phải bán kính nguyên tử giảm dần , do số lớp electron không tăng, nhưng điện tích hạt nhân tăng đều đặn, hút mạnh hơn làm cho vỏ nguyên tử co lại.

Kết thúc là các khí hiếm, bán kính nguyên tử tăng lên đột ngột, do cấu hình ns 2 np 6 có đối xứng cầu, (làm cho bán kính nguyên tử tăng lên nhanh chóng)

- Trong một phân nhóm chính từ trên xuống dứơi: Bán kính nguyên tử tăng dần, do điện tích hạt nhân tăng nhưng không bù nổi số lớp electron tăng

- Đối với các kim loại chuyển tiếp ( Nguyên tố d): Bán kính nguyên tử giảm đều theo chiều điện tích hạt nhân tăng, nhưng chậm ( do hiệu ứng chắn của electron d) Điều này đúng cho cả chu kì và phân nhóm phụ loại một ( Theo chiều từ trái qua phải và từ trên xuống dưới ).

Đối với các nguyên tố chuyển tiếp ( Nguyên tố d ): Sự biến đổi bán kính ion không đơn giản như các nguyên tố chính ; Nguyên nhân là do các electron được thêm vào lớp trong (n – 1)d , đã gây ra hiệu ứng chắn

Đối với các nguyên tố lantanoit và actinoit , sự biến đổi còn ít hơn nữa , do hiệu ứng chắn của các electron (n – 2)f Sự giảm đều đặn bán kính nguyên tử , bán kính ion ( M 3 + ) của các lantanoit , được gọi là sự co lantanoit ; Sự giảm bán kính tương tự như vậy cũng xẩy ra với dãy actinoit và được gọi là sự co áctinoit

Tính dẫn điện và kiến trúc tinh thể :

Tính dẫn điện được giải thích bằng thuyết vùng Dựa vào tính dẫn điện người ta chia các nguyên tố hoá học thành kim loại, không kim loại, và nửa kim loại Những nguyên tố kim loại là chất dẫn điện Ngược lại, những nguyên tố không kim loại là chất cách điện, độ dẫn điện của chúng rất bé không đo được Những nguyên tố nửa kim loại, độ dẫn điện hết sức bé, nhưng có thể đo được và tăng lên khi nhiệt độ tăng; Nghĩa là chất bán dẫn Dưới đây là độ dẫn điện ( 10 4 Ω -1 cm -1 ) của các nguyên tố :

Các nguyên tố kim loại Các nguyên tố không kim loại

H He Li

Nb -

Mo 23

Tc -

Ru 8,5

Rh 22

Pd 10

Ag 66

Cd 15

In 12

Sn 10

Ta 7,2

W 20

Re -

Os 11

Ir 20

Pt 10

Au 49

Hg 44

Tl 7,1

Pb 5,2

Bi 1,0

Po At Rn Fr

-Qua bảng ta thấy các kim loại nằm phía bên phải bảng , phía bên trái là các nguyên tố không kim loại; Đường phân chia ranh giới từ B đến At; Xung quanh đường ranh giới là các nguyên tố nửa kim loại (Các nguyên tố bán dẫn); Các nguyên tố bán dẫn là : Si , Ge , As , Sb ,

Các tính chất vật lí, còn có: Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, sẽ nghiên cứu trong các chuyên đề.

2 2 Tính chất hoá học biến đổi tuần hoàn:

2 1 Tính kim loại – phi kim, khả năng khử, khả năng oxihoá.

Về mặt hoá học, tính kim loại càng mạnh, thì khả năng khử càng lớn ( Càng dễ mất

electron hoá trị ); Tính phi kim càng mạnh, thì khả năng oxihoa càng lớn ( Càng có nhiều khả năng thu thêm electron ).

Sự biến đổi tính kim loại phi kim, khả năng khử, khả năng oxi hoá của nguyên tố cũng phù hợp với sự biến đổi năng lượng ion hoá, độ âm điện, ái lực electron của các nguyên tố.

• Trong một chu kì ( Đối với nguyên tố chính ) từ trái qua phải tính kim loại giảm dần tính phi kim tăng dần, do điện tích hạt nhân tăng đều đặn ( nhưng số lớp electron không tăng), hút mạnh hơn, nguyên tử khó mất electron hơn

• Trong một phân nhóm chính từ trên xuống dưới, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần, do số lớp electron tăng lên, gây hiệu ứng chắn hạt nhân mạnh,

( mặc dù điện điện tích hạt nhân có tăng, nguyên tử càng dễ mất electron hơn, khả năng khử tăng lên)

2 2 Sự biến đổi hoá trị và số oxihoa của nguyên tố:

Hoá trị thông thường gắn liền với một kiểu liên kết nhất định; Hoá trị của hợp chất ion, được tính bằng điện tích của nó (còn được gọi là điện hoá trị ); Ví dụ: Na + Cl -

( natri có hoá trị 1+ và Clo có hoá trị 1 - ) Hoá trị của một hợp chất cộng hoá trị , được tính bằng số liên kết của nguyên tử đó với các nguyên tử xung quanh; Ví dụ : Phân tử CH 4 , các bon liên kết với 4 nguyên tử H xung quanh bằng 4 vạch liên kết; Các bon hoá trị 4 , H có hoá trị 1

Số oxihoa là hoá trị hình thức, trên cơ sở giả thiết mọi hợp chất đều là hợp chất ion ( Điều này có liên quan chặt chẽ đến độ âm điện ); Ví dụ: Độ âm điện của các bon là 2,55 , của hiđro là 2,2 , hình thành hợp chất ion CH 4 trong đó soxihoa của C là -4 và của H là+1 Độ âm điện của các bon lớn hơn, nên thu hoàn toàn các electron góp chung : C – 4 H 4- 1

Trên thực tế bốn liên kết này chỉ là liên cộng hoá trị không phân cực Trên thực tế, có rất nhiều trường hợp hoá trị và so oxihoa không trùng nhau

• Đối với nguyên tố chính: Trong một chu kì từ trái qua phải số oxi hoá cao nhất với oxi tăng đần từ +1 đến +7

Ví dụ: Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 7

Hoá trị của các nguyên tố này với hiđro cũng tăng từ 1 đến 4 sau đó giảm xuống đến 1

• NaH MgH 2 AlH 3 SiH 4 PH 3 H 2 S HCl

3 Sự biến đổi tính chất Axit – Bazơ của Hiđrua , Oxit , Hiđroxit ( Đối với các nguyên

tố Chính ).

•Hiđrua : Trong một chu kì từ trái NaH MgH2 AlH 3 SiH 4 PH 3 H 2 S HCl

qua phải dung dịch của chúng giảm Dung dịch giảm dần tính bazơ, tăng

dần tính bazơ, tăng dần tính axit dần tính axit.

Trong một phân nhóm chính từ trên

xuống dưới, Tính axit tăng dần.

HF HCl HBr HI Tính axit tăng dần

•Biến đổi tính bazơ - Axit Của oxit , hiđroxit của các nguyên tố chính:

Trong một chu kì từ trái qua phải, tính bazơ của oxit, hiđroxit của các nguyên tố giảm dần, tính axit tăng dần

o.axit o x axit ox.axit ox.axit

NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3 H 2 SiO 3 H 3 PO 4 H 2 SO 4 HClO 4

Bazơ kiềm bazơ

BeO MgO CaO SrO BaO

ox.lưỡng tính ox.bazơ ox.bazơ kiềm ox bazơ kiềm mạnh ox.bazơ kiềm rát mạnh Be(OH) 2 Mg(OH) 2 Ca(OH) 2 Sr(OH) 2 Ba(OH) 2

lưỡng tính bazơ bazơ kiềm bazơ kiềm mạnh bazơ kiềm mạnh

Chương 2 HIĐRO (2 tiết)

I CẤU TẠO ELECTRON CỦA NGUYÊN TỬ VÀ PHÂN TỬ THÀNH

PHẦN, ĐỒNG VỊ TÍNH CHẤT VẬT LÍ VÀ TÍNH CHẤT HOÁ HỌC:

1 Cấu tạo nguyên tử và phân tử; Đồng vị:

Nguyên tử Hiđro có cấu hình electron đơn giản nhất ( 1s 1 ), gồm một electron và hạt nhân mang một đơn vị điện tích dương (gọi là proton ).

Hiđro có ba đồng vị : Proti ( 1 H), Dơteri ( 2 H hay D ) và Triti ( 3 H hay T ) Proti và Dơteri

là hai đồng vị bền, Còn đồng vị Triti là đồng vị phóng xạ Tỉ lệ các đồng vị trong mọi hợp chất của hiđro là:

1 H D T

99,984% 0,016% 10 – 4 %

Trừ một só đặc điểm như hằng số tốc độ và hằng số cân bằng của phản ứng, tính chất hoá học của H , D , T đều giống nhau.

Do có kiến trúc đặc biệt nguyên tử hiđro có ba khả năng:

(1) Mất electron hoá trị biến thành ion dương:

(2) Kết hợp electron biến thành ion H – có kiến trúc electron kiểu heli ( 1s2 )

2 Tính chất lí học :

Dạng tồn tại bình thường ở trạng thái tự do của hiđro là phân tử H 2 gồm hai nguyên tử Năng lượng của liên kết ( H - H ) là 435 kj/mol và độ dài của liên kết là 0,74 Å

Phân tử H 2 có có độ bền lớn, khó bị cực hoá, hết sức bé và nhẹ nhất nên có nhiệt độ nóng chảy ( - 259,1 0 C ) và nhiệt độ sôi ( - 252,6 0 C ) rất thấp

Nhiệt độ thường hiđro là khí không màu, không mùi không vị; Nó nhẹ nhất trong các khí; Một lít khí H 2 ở điều kiện tiêu chuẩn nặng 0,08985g, nó nhẹ hơn không khí gần 15 lần Bởi vậy hiđro có tốc độ khuyếch tán lớn nhất, lớn gấp 3,5 lần không khí.

Khí hiđro có độ dẫn nhiệt lớn; Khi dùng khí hiđro làm nguội một vật nóng, quá trình nguội xẩy ra nhanh hơn 6 lần so với không khí.

Khí hiđro rất ít tan trong nước và dung môi hữu cơ; Một lít nước ở 0 0 C chỉ hoà tan 21,5

Phản ứng của hiđro với oxi còn được khơi mào bằng xúc tác (Muội Pt trên amiăng đốt nóng )

2H 2 (k) + O 2 (k) →muoi Pt soiamiang Dun nong /. 2H 2 O (lỏng) Phản ứng này được ứng dụng làm pin nhiên liệu; Hai cực được làm bằng than xốp , các khí H 2 và O 2 có thể khuyếch tán qua được

( - ) 2H 2 (k ) + 4OH – dd = 4H 2 O ( lỏng ) + 4e

(+ ) O 2 (k ) + 2H 2 O (lỏng) + 4e = 4OH – (dd).

(3) Phản ứng với các hợp chất: Hiđro khử được nhiều oxit kim loại như sắt, đồng , chì , thuỷ ngân về kimloại; Khi có mặt Pt, hiđro khử được anđêhit, xêton , thành rượu , an ken

thành an kan ( tan trong các dung môi hữu cơ ); ở áp suất cao hiđro có thể đẩy được một số kim loại ra khỏi muối

H 2 + CuO →t0 Cu + H 2 O (Đun nóng đỏ).

H 2 + CH 3 - CHO Ni t.0→ CH 3 - CH 2 - OH Hiđro nguyên tử hoạt động mạnh hơn hiđro phân tử rất nhiều (Không phải tiêu tốn năng lượng phá vỡ liên kết H – H ); ở điều kiện thường hiđro nguyên tử có thể phản ứng với oxi, lưu huỳnh, Phôt pho , asen ; Khử được nhiều oxit của nhiều kim loại; Đẩy được một số kim loại

ra (Như đồng , bạc , chì ) ra khỏi dung dịch muối và tham gia vào những phản ứng mà trong cùng điều kiện hiđro phân tử không có khả năng

Đèn xì hiđro nguyên tử cho ngọn lửa tới 4000 0 C

II TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN ĐIỀU CHẾ, SẢN XUẤT VÀ ỨNG DỤNG: Hidro chiếm 17% tổng số nguyên tử trong vỏ trái đất, hiđro là nguyên tố phổ biến; ( ở khí

quyển , thuỷ quyển , thạch quyển ) và chiếm 1 % về khối lượng.

Hầu như toàn bộ hiđro của quả đất tồn tại dưới dạng hợp chất với các nguyên tố khác Ví

Một phần rất lớn khí hiđro được dùng vào ngành công nghiệp hoá học: Tổng hợp

amôniac, rượu metilic, Axit Clohiđric , nước chế biến dầu mỏ; Còn phần nhỏ để hiđro hoá các hợp chất hữu cơ ( ví dụ chất béo chưa no ); Hiđro lỏng được dùng làm nhiên liệu tên lửa ( Phóng tàu vũ trụ ); Khí hiđro dùng làm pin nhiên liệu, ngưòi ta đã nghiên cứu thành công, dùng hiđro lỏng thay cho xăng, để chạy ôttô

*Để phóng tàu colom bia , người ta dùng tới : 1457 m 3 hiđro lỏng , 541 m 3 oxi lỏng

1 Điều chế, sản xuất hiđro:

(1) Trong công nghiệp : Hiđro được điều chế từ nhiều nguồn khác nhau

•Phương pháp đi từ than: Người ta cho hơi nước nóng đi qua than cốc nóng đỏ (1000 0 C ) và thu được hai khí là CO và H 2 , gọi là khí than nước :

C + H 2 O ↔ CO + H 2 , ∆H 0 = 130 kj (Là phản ứng thuận nghịch)

Sau đó trộn khí than này với hơi nước và cho hỗn hợp đi qua chất xúc tác ( Fe 2 O 3 được hoạt hoá bằng Cr 2 O 3 hoặc NiO ) ở nhiệt độ 450 0 C:

CO + H 2 O ˆ ˆ†‡ ˆˆ CO 2 + H 2 , ∆H 0 = - 42kj (Là phản ứng phát nhiệt, và thuận nghịch ); Để cho cân bằng chuyển dịch, người ta cho dư nước 4 → 5 lần so với CO Rửa hỗn hợp ( H 2 , CO 2 ) với nước ở 25 atm, khí CO 2 sẽ tan vào nước, còn lại khí H 2

Để tinh chê khí H 2 (còn lẫn lượng rất bé CO 2 , CO ) , người ta cho khi đó đi qua dung dịch NaOH, sau đó qua dung dịch muối đồng (I ) các bonat trong amoniac; Phân đạm Hà bắc dùng cách này điều chế H 2 để tổng hợp NH 3

•Phương pháp đi từ khí thiên nhiên:

Cho hỗn hợp khí thiên nhiên và hơi nước, được đốt nóng đến 1000 0 C, đi qua chất xúc tác niken;

CH 4 + H 2 O ‡ ˆˆˆ ˆ† 2CO + 4H 2 , ∆H 0 = 209 kj ( phản ứng thuận nghịch ).

Để cho xúc tác không bị nhiễm độc, cần tinh chế khí thiên nhiên, loại lưu huỳnh nằm trong các hợp chất, có trong khí thiên nhiên Để lấy được H 2 , người ta cũng chế hoá giống như

ở phần khí than (Đã nêu ).

Cũng có thể đốt cháy không hoàn toàn khí thiên nhiên :

( 2CH 4 + O 2 ˆ ˆ†‡ ˆˆ 2CO + 2H 2 ), ∆H 0 = -71kj Rồi chế hoá ( CO , H 2 ) như trên

•Tận dụng khí lò luyện cốc :

Khí bay lên ở lò luyện cốc, hay gọi là khí lò cốc, thường chứa: 50% H 2 ; 25% CH 4 ; 5%

CO ;

5% CO 2 ; 10% N 2 ; 5% các hiđro các bua

Người ta hoá lỏng , rồi chưng cất phân đoạn , tách lấy được H 2 và N 2 để sản xuất NH 3

•Phương pháp điện phân nước :

Phương pháp điện phân được H 2 rất tinh khiết, nhưng rất đắt tiền; Trong công nghiệp người ta điện phân dung dịch khoảng 25% NaOH hoặc KOH ở trong nước; H 2 bay lên ở cực

âm, oxi bay lên ở cực dương.

Điện phân nước nặng, được 2 H (D) là chất làm chậm nơtron trong lò phản ứng hạt nhân; Đơteri còn là nhiên liệu hạt nhân Trong hoá học, Dơteri dung nghiên cưú cơ chế phản ứng

(2) Điều chế H 2 trong phòng thí nghiệm :

Trong phòng thí nghiệm H 2 thường điều chế bằng cách cho kẽm tác dụng với H 2 SO 4 loãng , hoặc HCL loãng , trong bình kíp

III HỢP CHẤT CỦA HIĐRO ( HIĐRUA):

Hiđro tạo nên hợp chất với gần hầu hết các nguyên tố Những hợp chất đó được gọi là hiđrua trong nghĩa rộng; Là hợp chất của hiđro với nguyên tố khác

Dựa vào bản chất của liên kết hoá học ở trong hợp chất, người ta phân chia các hiđrua ra làm ba loại: (1) Hiđrua ion , (2) Hiđrua cộng hoá trị , (3) Hiđrua kiểu kim loại.

Về mặt hoá học: Các hiđrua ion có hoạt tính rất cao Chúng phản ứng nhanh chóng và

hoàn toàn với những chất cho dù chỉ là vết H + giải phóng khí hiđro ; Ví

NaH + H 2 O = NaOH + H 2

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2

Hiđrua ion là những chất khử rất mạnh; Người ta ứng dụng chúng trong tổng hợp hữu

cơ

Hiđrua ion có thể kết hợp với các hiđrua khác trong ete tạo nên phức chất; Ví dụ:

LiBH 4 , LiAlH 4 , NaBH 4 , KAlH 4 2LiH + B 2 H 6 = 2LiBH 4

ở trạng thái lỏng trong các điều kiện thường.

Những chất quen thuộc : CH 4 , NH 3 , H 2 S , HCl , HF , sẽ xét kĩ trong các chương sau

(3) Hiđrua kiểu kim loại :

Nhiều kim loại chuyển tiếp hấp thụ khí hiđro tạo nên những chất rắn, có thành phần xác định (vidụ: UH 3 ), hoặc biến đổi như (PdH x )

So với kim loại ban đầu, các hiđrua kim loại hoạt động hoá học kém hơn, dòn hơn, và là chất dẫn điện hoặc bán dẫn, nhưng bề ngoài giống kim loại.

Vì thành phần biến đổi, các hidrua kim loại, khác với hợp chất hoá học thật sự Nhưng

do nhiệt tạo thành rất âm, cùng với khả năng phản ứng trao đổi trong môi trường dung môi không phải nước, nên trong hiđrua kiểu kim loại phải có liên kết hoá học; Có thể coi hiđrua kiểu kim loại là những hợp chất hoá học không hợp thức (bectolit )

IV LIÊN KẾT HIĐRO :

Do nguyên tử hiđro, chỉ có một proton và một electron, khi liên kết với các nguyên tố có

độ âm điện lớn, ( oxi , Flo , Clo ), mật độ electron bị hút về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn; làm cho hạt nhân của nguyên tử hiđro bị trơ ra ( δ + ) , đó là một trong những nguyên nhân hình thành liên kết hiđro, mà đối với các nguyên tố khác không thể có ( như Li + , Na + )

Điều kiện để hình thành liên kết hiđro Là:

(1) Nguyên tử hiđro phải liên kết với nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn (2) Liên kết hiđro được hình thành với nguyên tử của nguyên tố khác, nguyên tử này đòi hỏi phải có đôi electron độc lập ( Mật độ electron dồi dào )

Ví dụ :

Liên kết hiđro làm cho nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy của chất tăng lên mạnh:

Chẳng hạn metan (CH 4 ) khối lượng phân tử là 16 đvc nhiệt độ nóng chảy là - 183

0 C , nhiệt độ sôi là - 162 0 C ; Trong khi đó nước (H 2 O) , khối lượng phân tử là 18 đvc , có nhiệt

độ nóng chảy là 0 0 C và sôi là 100 0 C Sở dĩ có sự tăng đột biến này là do nước có liên kết hiđro, còn metan không có liên kết hiđro; Các phân tử nước muốn bay hơi được, trước hết phải tiêu tốn năng lượng phá vỡ liên kết hiđro

Liên kết hiđro, không phải là liên kết hoá học, năng lượng liên kết của chúng vào

khoảng 20 cho đến 40 kj/ mol (Bằng 1/10 của năng lượng liên kết hoá học ).

Xét cho cùng liên kết hiđro có bản chất tương tác tĩnh điện, giữa proton trơ ra của hiđro với phần dồi dào electron hơn (cặp electron độc lập của nguyên tử khác ).

Các chất có liên kết hiđro, còn tạo được liên kết hidro với các phân tử chất tan; Điều này làm độ tan tăng mạnh; ví du : NH 3 , nguyên tử nitơ còn một cặp electron độc lập , các liên kết (N- H) cũng bị phân cực mạnh, ( Đủ 2 yếu tố để hình thành liên kết liên kết hiđro; Một lít nước

ở 20 0 C hoà tan 800lít khí NH 3

Ngoài ra liên kết hiđro còn hình thành trong nội phân tử, làm ảnh hưởng tính chất lí hoá của chất.

1 Cấu tạo electron, đồng vị:

Oxi là nguyên tố ở ô số 8, chu kì 2, nhóm VIA trong bảng tuần hoàn Nguyên tố oxi có cấu hình elẻcton là 1s 2 2s 2 2p 4

Oxi trong tự nhiên là hỗn hợp của ba đồng vị 16 O , 17 O , 18 O Tỉ lệ ba đồng vị đó trong mọi hợp chất là :

16 O 17 O 18 O 99,75% 0,037% 0,204%

Độ âm điện của oxi bằng 3,44; Nguyên tử oxi có xu hương thu thêm 2 electron để có cấu hình electron kiểu khí hiếm O 2- (1s 2 2s 2 2p 6 ); ∆H 0 = - 656 kj/mol Oxi có 2 electron độc thân, có thể tạo thành 2liên kết cộng hoá trị ( R – O – R, hoặc O = C = O )

Nguyên tố Oxi có hai dạng thù hình, tồn tại trạng thái tự do là: Đioxi O 2 thường gọi là oxi và tri Oxi O 3 , thường gọi là ozon.

Phân tử oxi ít bị cực hoá, oxi có nhiệt độ nóng chảy ( - 218,9 0 C) và nhiệt độ sôi ở ( -

Khí oxi ít tan trong nước; Một lít nước ở 20 0 C hoà tan 31ml khí O 2

Khí oxi còn tan được trong các kim loại quý khi nóng chảy, khi nguội lại giải phóng oxi.

3 Tính chất hoá học:

Oxi là một trong những nguyên tố không kim loại điển hình nhất Oxi 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 các kim loại quý ).

Khả năng phản ứng cao của oxi phân tử được giải thích bằng sự có mặt 2 electron độc thân ở 2 obitan π phản liên kết

Tuy nhiên, có nhiều nguyên tố chỉ phản ứng với oxi ở nhiệt độ cao; Điều này được giải thích là do độ bền của liên kết đôi, cùng với oxi ở trạng thái khí.

Muốn thực hiện phản ứng đó, người ta cần đốt nóng nguyên tố đó đến nhiệt độ nhất định,

để phản ứng bắt đầu xẩy ra, và sau đó tự duy trì do nhiệt độ phản ứng phát ra Những nhiệt độ

đó, được gọi là nhiệt độ bốc cháy Ví dụ: Nhiệt độ bốc cháy của phốt pho là 60 0 C, của lưu huỳnh là 250 0 C; Nhiệt độ bốc cháy trong oxi nguyên chất, thấp hơn trong không khí khoảng

50 0 C Phản ứng cháy trong oxi nguyên chất mãnh liệt hơn trong không khí rất nhiều; Trong trường hợp sau, một phần nhiệt, đã tiêu tốn cho đốt nóng nitơ (Không tham gia phản ứng cháy) Oxi tham gia phản ứng đốt cháy rất nhiều chất hữu cơ, những phản ứng đó phát ra nhiều nhiệt, sinh ra ngọn lửa sáng Cũng có rất nhiều phản ứng của oxi xẩy ra chậm : Như quá trình rỉ của kim loại, quá trình thối rữa của các chất hữu cơ, của sinh vật Tất cả các phản ứng đó là phản ứng oxi hoá; oxi lấy electron của các chất khác; Các chất khác bị oxi hoá

Phản ứng oxi hoá được ứng dụng nhiều trong thực tế và trong công nghiệp sản xuất hoá chất.

II ĐIỀU CHẾ, SẢN XUẤT, ỨNG DỤNG,

CHU TRÌNH OXI TRONG TỰ NHIÊN

1 Điều chế, sản xuất:

Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trong thiên nhiên Trong khí quyển oxi chiếm 23% về khối lượng; Trong nước 89%; Trong cơ thể người 65% ; Trong cát 53% ; Trong đất xét 56%; Tổng cộng lượng oxi trong quả đất 50% về khối lượng, hay 53,3% về số nguyên tử

Oxi tự do tập trung hầu hết trong khí quyển Không khí của khí quyển chứa: Nitơ

78,03% về thể tích, oxi 20,93% về thể tích, các khí hiếm tỉ lệ rất bé, hơi nước và khí các bonic lượng biến đổi.

Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phân các muối giàu oxi

KClO 3 = KCl + 1,5 O 2

, có xúc tác : MnO 2 , hoặc Fe 2 O 3 , hay Cr 2 O 3

2 KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Trong công nghiệp sản xuất oxi: Điện phân nước; Hoá lỏng không khí rồi cất phân đoạn.

Trước khi hoá lỏng không khí, người ta lọc sạch bụi, hơi ẩm, khí các bônic; Nén không khí sạch ở áp suất 100 cho đến 200 atm ( trong máy nén ), sau đó chia làm 2 phần: Một phần không khí nén được làm lạnh bằng cách giảm đột ngột áp suất ( Trong máy làm lạnh kiểu pít tông ), không khí được làm lạnh này được dùng làm lạnh cho phần không khí còn lại (Trong máy trao đổi nhiệt ).

Quá trình nén, dãn liên tục, lặp đi lặp lại, trong một thiết bị hoạt động kiên tục làm cho không khí hoá lỏng Không khí hoá lỏng được chuyển đi chưng cất phân đoạn , cuối cùng lấy được nitơ, oxi (lỏng)

ứng dụng của oxi:

Oxi được sử dụng nhiều trong công nghiệp hoá học, trong y học; Trong công nghiệp luyện gang, luyên thép; Oxi lỏng được sử dụng được sử dụng cho tên lửa, động cở phản lực, có thể trộn với rơm làm thuốc nổ Trong kĩ thuật oxi tinh được dung với axetilen, đèn xì để hàn cắt kim loại, cho ngọn lửa 2500 0 C đến 3000 0 C

Chu trình oxi trong tự nhiên: Con người, các động vật hít thở hấp thụ khí oxi; Đốt cháy nhiên liệu phải cần oxi, tất cả đều thải ra khí các CO 2 Cây xanh quang hợp, hấp thụ CO 2

và nhả ra khí oxi.

III CÁC OXIT: oxit , peoxit , supeoxit , ozonit

1 Oxit : Dựa vào tính chất hoá học, người ta chia ra làm oxit bazơ, oxit axit, oxit lưỡng tính, oxit trơ

Oxit bazơ : Tan trong ước cho bazơ kiềm Ví dụ:

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH Những oxit không tan trong nước, nhưng tan trong axit loãng, cũng là oxit bazơ Ví dụ

MgO + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O

Oxit axit: Tan trong nước cho axit, còn gọi là anhiđrit axit Ví dụ:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Những oxit không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch bazơ cũng là oxit axit.

SiO 2 (r )+ NaOH (đặc) = Na 2 SiO 3 + H 2 O (đun nóng )

SiO 2 (r ) + Na 2 O ( nóng chảy ) = Na 2 SiO 3

Oxit lưỡng tính: Những oxit vừa tan được trong axit, vừa tan được trong bazơ:

Al 2 O 3 , ZnO , Cr 2 O 3

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O Những oxit vừa không tan trong axit, vừa không tan trong cả bazơ được gọi là oxit trơ;

Ví dụ : N 2 O , CO

Những oxit bazơ hầu hết là oxit của kim loại kiềm, kièm thổ; Chúng là những oxit ion Những ôxit của những nguyên tố không kim loại (nhẹ ) và có độ âm điện lớn, thông thường là oxit axit; Chúng là những oxit cộng hoá trị Xem bảng dưới đây:

Tính axit tăng , tính cộng hoá trị tăng

Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 4 O 10 SO 3 Cl 2 O 7

Rb 2 O SrO In 2 O 3 SnO 2 Sb 2 O 5 TeO 3 I 2 O 5

Cs 2 O BaO Tl 2 O 3 PbO 2 Bi 2 O 5

Oxit bazơ O.lưỡng tính (màu xanh) Oxit axit

Tính bazơ tăng , tính ion tăng

2 Pe oxit: là oxit chứa ion O 22-

Các kim loại kiềm, kiềm thổ và một số kim loại chuyển tiếp tạo nên peoxit; Ví dụ: Na 2 O 2

, BaO 2 Peoxit của kim loại kiềm, kiềm thổ là peoxit ion; Của các kim loại khác có tính trung gian giữa ion và cộng hoá trị.

Khác với oxit bazơ, peoxit khi tác với nước hay axit loãng giải phóng H 2 O 2 :

Na 2 O 2 + H 2 O = 2NaOH + H 2 O 2

Như vậy poxit là muối của H 2 O 2 ; Cũng như H 2 O 2 , peoxit là chất oxi hoá mạnh; Nhưng với chất oxihóa mạnh hơn, nó thể hiện tính khử.

3 Supeoxit : Là oxit chứa ion O 21-

Các kim loại kiềm cho supeoxit: KO 2 , RbO 2 , các kim loại kiềm thổ và một vài kim loại chuyển tiếp khác, chỉ cho supeoxit ở dạng dung dịch rắn.

Khác với peoxit, supeoxit khi tác dụng với nước còn giải phóng cả oxi:

4KO 2 + 2H 2 O = 4KOH + 4H 2 O 2 + O 2 Vậy supeoxit là chất oxi hoá rất mạnh.

4 Ozonit: Là oxit chứa ion O 3- trong mạng lưới tinh thể ; Người ta biết ozonit của một

số kim loại kiềm và amoni : KO 3 , RbO 3 , NH 4 O 3

Khi tác dụng với nước, chúng không giải phóng H 2 O 2 mà giải phóng oxi với lượng nhiều hơn

O

O O

ở điều kiện thường, ozon là khí mầu xanh lam nhạt và có mùi đặc biệt Phân tử O 3 có khối khối lượng tương đối lớn, có cực và dễ bị cực hoá; Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn oxi: t 0

nc = - 192,7 0 C ; t 0

s = - 111,9 0 C Ozon lỏng có mầu tím lam, tỉ khối là 1,71 Ozon rắn có mầu tím đen Ozon tan trong nuớc nhiều gấp 15 lần oxi Ozon rất kém bền, dễ phân huỷ nổ khi va chạm; Tuy nhiên quá trình phân huỷ của ozon xẩy ra rất chậm ngay ở 250 0 C, khi không có xúc tác hoặc tia tử ngoại.

Tính chất hoá học của ozon:

Ozon có hoạt tính hoá học cao hơn oxi nhiều:

Ozon có thể tương tác với bạc, thuỷ ngân: 2Ag + O 3 = Ag 2 O + O 2

Có thể biến sun fua thành sun fat: PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2

Biến amoniac thành nitrit, nitrat Ozon phá huỷ nhanh chóng cao su, nhiều chất hữu cơ khác, bốc cháy khi tiếp xúc với ozon Chẳng hạn phản ứng sau đây không xẩy ra với O 2 ( Oxi ):

2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KOH + O 2 Phản ứng xẩy ra hoàn toàn và được dùng để định lượng ozon.

Vai trò của zon với sự sống trên trái đất :

Do tính oxi hoá mạnh, ozon có thể giết chết các vi khuẩn ở trong không khí; Với nồng độ (dưới 1/ 1 000 000 ) trong khí quyển, ozon có ích lợi cho sức khoẻ của con người; Nếu với nồng độ cao hơn, trở nên có hại.

Trên thực tế, ozon được dùng diệt trùng nước uống; Ngoài ra còn sử dụng ozon hoá các hợp chất hữu cơ

Lượng ozon chủ yếu tập trung vào các tầng cao của khí quyển ( cách mặt đát độ 25 km ) Chính nhờ vào lớp ozon ở các tầng cao của khí quyển, có khả năng hấp thụ tia tử ngoại gần, mà đời sống của mọi sinh vật ở mặt đất không bị các tia tử ngoại đó tiêu diệt

O 3 →hν O 2 + O Cân bằng này giữ cho lượng O 3 không biến đổi trên tầng cao của khí quyển.

Những năm gần đây, các nhà khoa học phát hiện thấy một ssố khu vực, tầng ozon của khí quyển bị bào mòn, thậm chí có chỗ bị thủng Nguyên nhân có lẽ là do tác dụng của một số khí như freon, các oxit của nitơ Freon là các hợp chất của Cloroflorocacbon, ví dụ : CFCl 3 ,

CF 2 Cl 2 , được dùng rộng rãi trong các bình xịt, chất làm lạnh trongcác tủ lạnh, máy điều hoà nhiệt độ và chất gây xốp cho chất dẻo.

Freon ít tan trong nước, bền ở tầng thấp của khí quyển Freon khuyếch tán lên tầng cao của khí quyển ( Độ 30 km ), dưới tác dụng của bức xạ có bước sóng từ 1900 đến 2250Å, Freon bị phân huỷ theo phản ứng:

Tất nhiên nguyên nhân phá huỷ tầng ozon chắc chắn còn phức tạp hơn nhiều

Hạn chế các khí thải gây hiệu ứng nhà kính, các khí thải phá huỷ tầng ozon, đang là những vấn đề bức xúc trong thời đại ngày nay.

Người ta điều chế ozon bằng cách phóng điện êm qua khí oxi khô.

Trong tự nhiên, oxi và hiđro đều tồn tại một vài đồng vị bền; Chính vì vậy, nước thiên nhiên có thể coi là hỗn hợp của chín loại phân tử nước , có khối lượng phân tử từ 18 cho đến 22:

H 216O , H 217O , H 218O , HD 16 O ,HD 17 O ,HD 18 O ,D 216O, D 217O , D 218O , trong đó

H 216O chiếm 99,73% tổng số phân tử

ở áp xuất thường nước có khối lượng riêng lớn nhất ở 3,980 C; Khi đun nóng nước lên trên nhiệt độ đó, hoặc làm lạnh xuống dưới nhiệt độ đó, khối lượng riêng của nước đều giảm xuống:

Nhiệt độ , ( 0 C) 0 4 10 15 20

Khối lượng riêng (g/ml) 0,999866 1,000000 0,999727 0,999127 0,998230 Nước có liên kết hiđro, ở ∼ 4 0 C, liên kết hiđro trùng hợp chúng lại, các phân tử nước ở gần nhau hơn; Chúng có khối lượng riêng lớn nhất Khi xuống nhiệt độ thấp hơn, tinh thể nước

đá có kiến trúc rỗng, khối lượng riêng của nước đá sẽ nhỏ hơn Trên 4 0 C hoặc cao hơn, các liên kết hiđro bị đứt, chuyển động nhiệt mạnh, thể tích giãn nở, khối lưọng riêng giảm xuống Như vậy có 2 chiều hướng biến đổi ngược nhau, nên khối lượng riêng của nước ở ∼ 4 0 C là lớn nhất Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của nước là quá cao so với các hợp chất tương tự Nếu không

có liên kết hiđro, thì nước phải nóng chảy ở – 100 0 C và sôi ở – 80 0 C

Tuy vậy, người ta vẫn dựa vào nhiệt độ nóng chảy của nước là 0 0 C và nhiệt độ sôi của nước là 100 0 C ở áp xuất thường để xây dựng thang nhiệt độ bách phân (độ C )

Nước có nhiệt dung riêng lớn nhất so với mọi chất lỏng và chất rắn Lượng nhiệt cần thiết

để đun 1 ml nước từ 14,5 0 C lên đến 15,5 0 C , được dùng làm đơn vị nhiệt gọi là calo Nhờ có nhiệt dung lớn, nước có vai trò rất quan trọng trong việc điều hoà khí hậu của quả đất.

Nước là dung môi quan trọng nhất trong thiên nhiên và trong kĩ thuật Nước là dung môi phân cực, nước có thể hoà tan nhiều chất ( Chất điện li, cũng như chất không điện li ) Nhiều phản ứng hoá học xẩy ra trong môi trường nước; Quan trọng nhất là những phản ứng sinh hoá xẩy ra trong cơ thể sinh vật.

Do có liên kết hiđro, nước có sức căng bề mặt lớn hơn hầu hết các chất lỏng khác ; Sức căng bề mặt, giảm xuống khi có các chất hoạt động bề mặt ( Như xà phòng , chất tẩy rửa ), cản trở sự tạo thành liên kết hiđro giữa các phân tử nước.

2.Tính chất hoá học :

Về mặt hoá học, nước là hợp cất rất có khả năng phản ứng

Nó kết hợp với nhiều oxit của các nguyên tố, và với các muối, tương tác được với nhiều nguyên tố

Chính quá trình nước hoà tan các chất, là quá trình hiđrat hoá các chất đó.

Hiđrat hoá là một phản ứng quan trọng đặc biệt trong các loại phản ứng hoá học Đối với

những hợp chất điện li, quá trình hiđrat hoá xẩy ra là nhờ tương tác tĩnh điện giữa ion với phân tử lưỡng cực H 2 O, hoặc nhờ liên kết cho nhận giữa ion với phân tử H 2 O có cặp electron

tự do ở nguyên tử oxi Đối với những hợp chất không điện li và kém điện li mà trong phân tử

có nhóm OH , như các axit yếu , các hợp chất hữu cơ như rượu, đường , quá trình hiđrat xẩy

ra được là nhờ liên kết hiđro giữa nhóm OH với phân tử nước (H 2 O)

Những chất tan trong nước, khi kết tinh từ dung dịch nước thường kèm theo một số phân

tử nước được gọi chung là hiđrat tinh thể Có một số hiđrat tinh thể của một số chất chảy rữa trong không khí; Số khác bị mất nước vơ vụn ( gọi là sự lên hoa ); Các hiện tượng đó phụ thuộc vào áp suất hơi bão hoà của dung dịch bão hoà, áp suất hơi bão hoà của tinh thể hiđrat và áp suất riêng phần của hơi nước trong không khí.

Nước có khả năng phân huỷ nhiều muối, phản ứng phân huỷ đó được gọi là phản ứng thuỷ phân Thực chhất của phản ứng này, là các ion của muối tương tác với ion H + và OH - mà

H 2 O điện li thuận nghịch ra; Từ đó làm chuyển dịch cân bằng.

H 2 O ‡ ˆˆˆ ˆ† H + + OH

-Có những muối bị thuỷ phân hoàn toàn:

Như hiđrua, Nitrua, photfua, các bua của nhiều kim loại Có những chất bị thuỷ phân có giới hạn như các este, các muối của axit yếu hoặc bazơ yếu.

Phân tử nước, nguyên tử oxi có mức oxi hoá - 2 , nguyên tử hiđro có mức oxi hoá +1;

Bởi vậy nước vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử Những chất oxi hoá mạnh , hoặc chất khử mạnh không thể tồn tại trong nước, mà phân huỷ giải phóng oxi, hoặc hiđro :

F 2 + H 2 O = 2HF + 1

2 O 2 ; 2Na + H 2 O = 2NaOH + H 2

Những chất oxi hoá trung bình và chất khử trung bình, thường cho phản ứng thuận

nghịch với nước ở nhiệt độ cao:

Cl 2 + H 2 O ˆ ˆ†‡ ˆˆ HCl + HClO

Ngoài ra nước còn là chất xúc tác cho một số lớn phản ứng; Khi không có mặt hơi nước, khí NO, không kết hợp với O 2 để tạo thành NO 2 ; Fe không phản ứng với Cl 2 để tạo thành FeCl 3 ,

Bản thân nước tự xúc tác, trong quá trình tổng H 2 O từ các nguyên tố.

3 Nước trong tự nhiên:

Nước là hợp chất phổ biến nhất trong thiên nhiên Ba phần tư bề mặt của quả đất được bao phủ bởi nước; Tập trung chủ yếu ở biển và đại dương Ngoài ra nước còn có trong đất, trong khí quyển, Là cấu tử chính của sinh vật, hơn 70% trọng lượng của con người là nước Nước cần cho người và động thực vật là nhu cầu không thể thiếu; Nước cần cho sản xuất công nghiệp; như là nguyên liệu ban đầu, dung môi, chất rửa, chất làm lạnh để tinh chế 150lít đầu mỏ cần cần dùng 3000 lít nước; Để sản xuất 1 tấn thép cần 25000 lít nước; Để sản xuất 1 tấn giấy cần 100 000 lít nước.

Dưới đây là một số nguồn nước trong thiên:

Nước mưa, tuyết: Là nước tinh khiết nhất trong thiên nhiên; Tuy vậy chúng cũng chứa một số khí tan được và những chất khác có trong khí quyển: O 2 , N 2 , CO 2 các muối

amoninitrat, nitrit, và các bonat, những đấu vết của các chhát hữu cơ, bụi.

Nước ngầm : Nước mưa rơi xuống, thấm qua các lớp đất đá, tới lớp đất xét không thấm

nước, tích tụ lại thành hồ nước ngầm Thành phần hoá học của nước ngầm, phụ thuộc vào các lớp đất đá mà nó đi qua.

Nước sông, suối: Chứa nhiều tạp chất với lượng nhiều hơn nước ngầm; Ngoài các khí tan được trong khí quyển, còn chứa nhiều muối hiđro cácbonat, sun fat, Clorua của kim loại Maze , canxi , natri Các chất hữu cơ, một ít chất vô cơ ở dạng lơ lửng Nước chứa nhiều ion

số trường hợp, nuớc khoáng có thể nóng tới 100 0 C

Nước đại dương: Có thành phần gần như không biến đổi; Trong 1 lít nước, chứa

khoảng 35 gam muối, trong đó có khoảng 25gam muối ăn (NaCl); Ngoài muối ăn, trong nước đại dương còn có những ion Mg 2+ , K + , Br - , SO 42- một lượng rất bé của Iot và các kim loại nặng.

5.Làm sạch nước (Tinh chế nước ): Tuỳ thuộc vào mục đích sử dụng, mà có các cấp độ làm sạch nước khác nhau.

Nước dùng trong sinh hoạt, trong công nghiệp thực phẩm:

Nước dùng trong sinh hoạt, trong công nghệ thực phẩm, cần phải trong suốt, không màu, không mùi, có vị dễ chịu, không chứa các tạp chất hữu cơ, nhất là các vi khuẩn và lượng các muối vô cơ, thường có ở trong nước không vượt quá 0,5 gam /lít.

Để làm nước sinh hoạt, người ta loại các tạp chất khong tan, lơ lửng trong nước sông, bằng cách dùng nhôm sun fat, đánh trong nước và lọc nước qua một lớp cát dày Nhôm sunfat thuỷ phân tạo thành kết tủa bông keo, kết tủa này kéo các chất lơ lửng nhanh chóng lắng xuống nhanh chóng Sau khi đã lọc, nước được sát trùng bằng Cl 2 hoặc O 3 hay tia tử ngoại.

Nước dùng trong công nghiệp: Với mục đích sử dụng là rửa sạch hay làm lạnh, có thể dùng ngay nước sông

Nước dùng trong các nồi hơi, hoặc các kĩ thuật khác phải là nước mềm; Nghĩa là loại sạch các muối can xi,magie, hoặc tất cả các muối vô cơ trong nước Người ta thường làm mềm nước thiên nhiên bằng phưong pháp trao đổi ion.

Nước dùng trong các phòng thí nghiệm: ( và một số nhà máy hoá chất ) phải tinh khiết Muốn có nước tinh khiết người ta thường chưng cất nước Khi chưng cất, phải cho thêm KMnO 4 (Trong môi trường kiềm hoặc axit ) vào nước để phá huỷ các chất hữu cơ trong nước Bằng nhựa trao đổi ion các nhựa trao đổi ion thích hợp, người ta có thể thu được tinh khiết như nước cất

Các bao bì đựng nước cất, dễ thôi ra các chất làm bẩn nước cất; Đó là điều cần phải lưu ý.

Trong trường hợp cần nước cất rất tinh khiết, người ta phải cất lại nhiều lần; Dụng cụ dùng để chưng cất nước cất nhiều lần và bao bì phải là thuỷ tinh thạch anh, thiếc hoặc bạc.

Nước nặng: Nước nặng là những dạng khác của nước, trong đó hiđro thường được thế

bằng đơteri như HDO và D 2 O; Hàm lưọng D trong nước là rất bé, từ 1 tấn nước thường có khoảng 10ml nước nặng

Nước nặng chủ yếu được sử dụng làm chất làm chậm nơtron trong các lò phản ứng hạt nhân, hoặc làm nguồn điều chế đơteri dùng cho các phản ứng nhiệt nhân

Người ta thành tách nước nặng ra khỏi nước thường bằng phương pháp điện phân ; Khi điện phân nước thường, H 2 thoát ra nhanh hơn D 2 sáu lần , nên nồng độ của H 2 O giảm xuống

và cân bằng chuyển dịch về phía tạo thành D 2 ; Điện phân lâu dài một lượng nước lớn, rồi chưng cất phần còn lại sau khi điện phân; Người ta có thể tách ra được D 2 O gần như tinh khiết.

6 Sự gây ô nhiễm nguồn nước, chống ô nhiễm nguồn nước:

Nước đã sử dụng rồi trong sinh hoạt, trong công nghiệp được gọi là nước thải Nước thải thoát ra từ nhà ở, bệnh viện, nhà máy chảy qua hệ thống cống rãnh thoát nước, đi đến trung tâm

sử lí nước thải.

Nước thải của bệnh viện, của những nhà máy có sử dụng hoá chất, bất buộc phải sử lí riêng, trước khi đổ vào cống thoát nước của thành phố Tại trung tâm sử lí nước thải của thành phố , các chất thải phải được loại bỏ trước khi đổ ra sông Ngay sau khi sử lí, nhiều chất thải vẫn còn có thể ở lại trong nước đổ ra sông Nếu chất thải có lượng bé và có thể bị phá huỷ bởi những vi sinh vật sống trong nước sông, thì sông có khả năng tự làm sạch; Nhưng với lượng lớn thì hậu quả sẽ rất nghiêm trọng.

Những chất thải hữu cơ là thực phẩm của vi sinh vật sống trong nước, khi có nhiều thực phẩm đó, vi sinh vật phát triển với tốc độ cao hơn bình thường Vi sinh vật vừa tiêu thụ chất thải vừa tiêu thụ oxi tan trong nước; Khi lượng oxi bị tiêu thụ quá nhanh, lượng oxi từ không khí không kịp tan bù vào, thì những sinh vật cần oxi để sống sẽ chết Những sinh vật đó là cá tôm, và những vi sinh vật phân huỷ chất thải.

Những vi sinh vật dùng oxi tan để phân huỷ chất thải thành vật liệu vô hại được gọi là vi sinh vật hiếu khí Chúng có thể sống sót, nếu nước sông vẫn sạch và lành ; Nhưng nếu chúng chết vì thiếu oxi, những vi sinh vật khác, được gọi là vi sinh vật yếm khí sẽ chớp lấy thời cơ

phân huỷ những chất thải còn lại thành những sản phẩm hôi thối và đôi khi độc hại làm cho nước càng bị ô nhiễm thêm.

Phân bón dùng trong nông nghiệp gây hậu quả nghiêm trọng đối với nước Những phân bón chứa nitrat và photphat ( Bột giặt cũng chứa photphat ) là thực phẩm của rong tảo Hàm lượng cao của các chất đó trong nước, làm cho rong tảo phát triển rất mạnh, nước trở nên mầu xanh bẩn, sông hồ đễ bị tắc nghẽn Đó chính là hiện tượng phì ding dưỡng Những lớp rong tảo sống ở gần mặt nước cản trở ánh sáng mặt trời đi tới những lớp rong tảo sống ở phía dưới, chế quá trình quang hợp, lượng oxi tan trong nước không được bổ xung và rong tảo chết Kết quả là

ao hồ biến thành đầm lầy Mặt khác sự mục nát của rong tảo chết đòi hỏi một lưọng oxi rất lớn

vì những vi sinh vật sống trong nước cố tiêu thụ chúng Những sinh vật cần oxi để sống có thể chết.

Trong nước, những thuốc trừ sâu thường khó phân huỷ thành sản phẩm vô hại, thường tập trung vào tôm cá rồi vào con người, gây bệnh tật

Chất thải công nghiệp có tác hại đối với nước sông: Là chất độc với sinh vật sống trong nước và đòi hỏi một lượng lớn oxi tan để vi sinh vật phân huỷ chất thải.

Các bước sử lí nước thải:

Quá trình sử lí nước thải qua ba bước:

Bước thứ nhất : Cho nước thải chảy qua những máng chắn hay máng lọc để loại bỏ những

hạt lớn của chất rắn không tan, rồi chảy chậm vào bể lắng, để những hạt nhỏ lắng xuống, vớt

bọt nổi trên mặt nước và cuối cùng là Clo hoá nước Giai đoạn sử lí này cho phép loại bỏ 30% chất gây ô nhiễm nước

Hiện nay kết quả sử lí nước thải được đánh giá bằng chỉ số nhu cầu oxi sinh hoá học, viết tắt là BOD ( biochemical oxigen demand )

Chỉ số BOD chỉ lượng oxi mà vi sinh vật ở trong nước thải cần dùng để phân huỷ chất thải trong điều kiện hiếu khí

Đối với nước thải sinh hoạt, chỉ số BOD là 200 mg/lit; Nghĩa là vi sinh vật trong nước thải cần dùng 200mg oxi để phân huỷ chất thải có trong 1 lit nước thải ở trong điều kiện hiếu khí.

Nếu thực hiện tốt bước một, chỉ số BOD còn lại khoảng 140 mg/l

Bước hai : Làm thoáng nước thải khi có mặt một lượng lớn vi sinh vật Bằng cách này, vi

sinh vật sẽ biến những chất thải tan thành những chất vô cơ bền hơn

Cho nước (đã sử lí ở bước một), đi qua bể lớn được làm thoáng bằng thổi không khí, khi cho thêm một lượng bùn đặc Bùn đặc lấy được trong các giai đoạn sử lí nước thải chứa những

vi sinh vật và chất vô cơ Trong quá trình làm thoáng này , vi sinh vật tiêu thụ chất thải, tạo nên nhiều bùn hơn; Bùn này chảy sang bể lắng và lắng xuống còn nước chảy đi Giai đoạn sử lí thứ hai cho phép tách được lượng chất thải từ 80% cho đến 90% BOD; Nghĩa là nước thải bước

hai này có chỉ số BOD từ 20 đến 40 mg /l Bước ba : Thường chỉ được thực hiện ở một số ít

trung tâm sử lí nước thải Đây là quá trình sử lí: sinh, hóa và lí học nước thải để loại bỏ những chất dinh dưỡng, như photphat và nitrat, những chất thải công nghiệp như ion kim loại nặng và những hoá chất hữu cơ không bị vi sinh vật phân huỷ khi hàm lượng những chất thải đó vượt quá giới hạn cho phép.

VI HIĐROPEOXIT: Cấu tạo phân tử ; Tính chất vật lí và hoá học ; ứng dụng và phưong pháp điều chế

Hiđropeoxit hay nước oxi ( H 2 O 2 ) ; Phân tử H 2 O 2 có cấu tạo gấp khúc:

Độ dài liên kết O — O là 1,48Å ; Của O — H là 0,95Å ; Năng lượng liên kết O — O

là 217,5kj/mol ; Của liên kết O — H là 376kj/mol

Do phân tử không đối xứng nên có cực tính lớn Trạng thái hơi không có trùng hợp phân

tử ; Nhưng ở trạng thái lỏng, trùng hợp mạnh nước ( Nhờ liên kết hiđro ).

ở điều kiện thường, hiđro peoxit tinh khiết là một chất lỏng không mầu, có vị kim loại,

sánh như nước đường, sôi ở 152,1 0 C và hoá rắn ở – 0,89 0 C

Nước oxi ( H 2 O 2 ) là dung môi ion hoá tốt của nhiều chất Giống nước, nó cũng tạo nên các peoxi hiđrat : K 2 CO 3 3H 2 O 2 ; CaO 2 2H 2 O 2 .

H 2 O 2 tan trong nứoc bất cứ tỉ lệ nào, nhờ tạo liên kết hiđro giữa H 2 O 2 với H 2 O; Từ đung dịch đó tách ra hiđrat tinh thể H 2 O 2 2H 2 O không bền (Nhiệt độ nóng chảy – 52 0 C).

Trong phòng thí nghiệm người ta dùng H 2 O 2 nồng độ từ 3% cho đến 30% ; Dung dịch 30% H 2 O 2 được gọi là pehiđrol

0

0 O

95 o

o

Hiđropeoxit tinh khiết tương đối bền , nhưng khi có lẫn các kim loại nặng và ion của

chúng , hoặc khi đun nóng , chiếu sáng , nó phân huỷ rất mạnh và có thể gây nổ :

Bởi vậy hiđro peoxit và dung dịch của nó thường được bảo quản nơi râm mát và tối; Để

làm bền người ta cho thêm các chất ức chế như axit phot phoric, sunfuric; Ngược lại dung dịch kiềm thúc đẩy nhanh quá trình phân huỷ H 2 O 2

Dung dịch H 2 O 2 loãng có tính axit mạnh hơn nước :

H 2 O 2 + H 2 O H 3 O + + HO 2- ; PK = 11,6

Khi tương tác với kiềm mạnh nó cho pe oxit; Khi cho peoxit tương tác với axit nó cho

H 2 O 2

H 2 O 2 + Ba(OH) 2 = BaO 2 + 2H 2 O; BaO 2 + H 2 SO 4 = H 2 O 2 + BaSO 4

Điều này chứng tỏ BaO 2 là muối của H 2 O 2

Oxi trong H 2 O 2 có mức oxi hoá -1 , làm cho H2 O 2 vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử ; (1) Thể hiện tính oxi hoá:

Len, lụa , rơm rạ , giấy , mây tre , lông ưu điểm của nó là khi dùng dung dịch có nồng

độ không lớn, nó tẩy trắng các chất mầu, nhưng không làm hu hỏng vật liệu tẩy Cần chú ý rằng

2H2O2 = 2H as 2O + O2

Trong công nghiệp hoá học, nước oxi cũng được dùng làm chất oxi hoá Người ta dùng

H 2 O 2 để làm chất tạo bọt cho vật liệu xốp

Điều chế H 2 O 2 :

Trong công nghiệp, có 2 phương pháp : * Điện phân axit sunfuric , *Oxi hoá antraquinol

*Điện phân dung dịch H 2 SO 4 50%, ở 5 đến 10 0 C, cường độ dòng lớn (∼ 1A/dm 2 ) , điện cực Pt

Phản ứng được thực hiện trong pha lỏng

Dung dịch H 2 O 2 thu được có nồng độ 20% đến 25%

Trong phòng thí nghiệm, cho BaO 2 tác dung với nước , được H 2 O 2

Chương 4

KIM LOẠI KIỀM ( NHÓM IA).

(2 tiết)

I ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA NHÓM TÍNH CHẤT VẬT LÍ VÀ TÍNH CHẤT HOÁ HỌC ĐIỀU CHẾ NGUỒN NGUYÊN LIỆU TRONG THIÊN NHIÊN, SẢN XUẤT VÀ ỨNG DỤNG CỦA CÁC KIM LOẠI KIỀM.

1 Đặc điểm chung của nhóm :

Các kim loại kiềm thuộc nhóm IA của hệ thống tuần hoàn các nguyên tố Nhóm này bao gồm những nguyên tố Li Na K Rb Cs Fr Sở dĩ được gọi là kim loại kiềm vì hiđroxit của nó

là những chất kiềm mạnh Fr là nguyên tố phóng xạ tự nhiên.

Nguyên tố STTnguyên tố electron h trị E ion hoá I 1 , eV Thế đ.cực E 0 von

So với các nhóm nguyên tố khác, nhóm kim loại kiềm có nhiều tính chất giống nhau hơn hết và những tính chất này biến đổi đều đặn từ Li đến Fr Tuy nhiên, trong đó Li chiếm một vị trí hơi đặc biệt so với các kim loại kiềm khác; Thế điện cực âm hơn, một số hợp chất của liti ít tan.

Vì chỉ có một electron hoá trị, nên tính chất hoá học của nhóm kim loại kiềm đơn giản nhất so với các nhóm khác.

Các kim loại kiềm chủ yếu tạo nên các hợp chất ion, trong đó soxh duy nhất là +1 Trạng thái khí, chúng có thể tạo nên liên kết cộng hoá trị, với năng lượng liên kết bé, giảm dần từ Li 2

đến Cs 2 :

Li 2 Na 2 K 2 Rb 2 Cs 2

Năng lượng liên kết Kj/mol 108 73,2 49,8 47,3 43,5

Liên kết kim loại trong kim loại kiềm là liên kết yếu.

Các ion kim loại kiềm không có mầu, các hợp chất của chúng dễ tan trong nước (Trừ một

K

19

40 3787Rb Fr

87 223

Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi đều thấp và giảm dần từ Li đến Cs là kết quả của liên kết kim loại yếu, và liên kết đó càng yếu dần khi bán kính nguyên tử tăng lên Các kim loại đều

có kiến trúc tinh thể giống nhau, kiểu lập phương tâm khối Hợp kim gồm Na và K với tỉ lệ 1: 2

có nhiệt độ nóng chảy là 4,30C Nhiệt độ thường, hợp kim này là chất lỏng linh động và có màu trắng bạc; Nhiệt dung riêng của nó lớn, nên được làm chất mang nhiệt trong lò phản ứng hạt nhân.

Các kim loại kiềm đều nhẹ; Liti nổi trên dầu hoả; Natri, kali nổi trên nước Các kim loại kiềm đều mềm, có thể dùng dao cắt được, Cs mềm nhất còn Li cứng hơn Tính mềm của kim loại kiềm, liên quan đến liên kết kim loại yếu trong mạng lưới tinh thể của kim loại.

Các kim loại kiềm có độ dẫn điện cao, nhưng còn kém xa bạc là kim loại có độ dẫn điện tốt nhất trong các kim loại.

Các kim loại tự do cũng như hợp chất dễ bay hơi của chúng khi được đưa vào ngọn lửa không mầu làm cho ngọn lửa có mầu đặc trưng:

Nguyên tố (kim loại) và ion của

Dưới tác dụng của tia tử ngoại, các kim loại Na, K, Rb, Cs phóng ra các elctrron, cường

độ của dòng electron phóng ra tỉ lệ với cường độ của ánh sáng được hấp thụ; ứng dụng làm tế bào quang điện, dùng trong vô tuyến truyền hình và chiếu phim có tiếng nói.

Tất cả các kim loại kiềm đều hoà tan lẫn nhau, và tan trong thuỷ ngân tạo nên hỗn hống Hỗn hống được dùng làm chất khử mạnh; Chẳng hạn là hỗn hống Na(Hg) ; Chúng ở trạng thái lỏng khi chứa ít Na; khi nhiều Na trở nên rắn.

Các kim loại kiềm tan được trong Amoniac lỏng (Độ tan khá cao ); Dung dịch loãng có mầu xanh lam và dẫn điện; Dung dịch có nồng độ cao có mầu đỏ đồng và có ánh kim Tính chất vật lí (có ánh kim, dẫn điện ) làm cho chúng giống kim loại lỏng Trong dung dịch loãng, kim loại phân li thành ion và electron ( Được solvát hoá ) bằng amoniac Chính electron được solvát hoá gây nên mầu xanh lam của dung dịch.

Dung dịch kim loại kiềm trong amoniac là chất khử rất tốt

Tất cả các kim loại kiềm đều có đồng vị ( Trừ Na vaCs ); Trong đó các đồng vị sau đây là đồng vị phóng xạ :

3 Tính chất hoá học của đơn chất :

Các kim loại kiềm rất hoạt động về mặt hoá học Trong các phản ứng chúng thể hiện tính khử mạnh và tính khử đó tăng lên đều đặn từ Li đến Cs.

* Khi đun nóng các kim loại kiềm kết hợp với hiđro, tạo thành hiđrua ion:

2M + H 2 → 2M + H -

* Trong không khí khô: Li bị phủ một lớp mầu xám gồm Li 2 O và Li 3 N; Na bị oxi hoá thành Na 2 O 2 và một ít Na 2 O ở bên trong; K bị phủ một lớp KO 2 bên ngoài, bên trong là K 2 O;

Rb và Cs tự bốc cháy trong không khí cho RbO 2 và CsO 2

* Trong không khí ẩm, các lớp oxit của kim loại kiềm kết hợp với hơi nước của không khí biến thành hiđroxit; Sau đó hiđroxit kết hợp với CO 2 biến thành muối cacbônát Vì vậy, phải bảo quản các kim loại kiềm trong các bình kín hoặc trong dầu hoả khan Khi được đốt nóng, trong không khí hoặc trong oxi, Li cũng tạo

nên Li 2 O và một ít Li 2 O 2 ; Đối với các kim loại khác, oxit của chúng tiếp tục tác

dụng với oxi tạo thành peoxit Na 2 O 2 hoặc supe oxit KO 2 , RbO 2 ; Tác dụng hạn

chế của Li với oxi là do ion Li + bé , không làm bền được ion O 2-

* Các kim loại kiềm bốc cháy trong khí Clo, khi có mặt hơi ẩm, ở ngay nhiệt độ

thường; Tương tác với Brom lỏng K, Rb , Cs nổ mạnh, còn Li, Na chỉ tương tác

trên bề mặt; Với Iot, các kim loai kiềm chỉ tương tác mạnh khi đun nóng.

* Phản ứng nổ cũng xẩy ra khi nghiền kim loại kiềm với bột lưu huỳnh.

• Các kim loại kiềm tương tác mạnh với nước và giải phóng H 2 ↑

2M + 2H 2 O = 2MOH + H 2 Khi tương tác với nước, Li không cho ngọn lửa, Na nóng chảy thành hạt tròn chạy trên mặt nước, hạt lớn có thể bốc cháy; K bốc cháy ngay, Rb và Cs gây phản ứng nổ.

* Khi đun nóng ( quá nhiệt độ nóng chảy của kim loại ) trong khí amoniac, các kim loại kiềm dễ tạo thành amidua ;

2Na + 2NH 3 = 2NaNH 2 + H 2

Trong các amidua, chỉ có natri amidua (NaNH 2 ) được tổng hợp trong công nghiệp; Nó được dùng để tổng hợp indigo là sản phẩm trung gian để điều chế NaCN.

* Các kim loại kiềm có thể thay thế H , trong các axit hữu cơ, trong các hợp chất cơ kim.

4.Nguồn nguyên liệu trong thiên nhiên :

Các kim loại kiềm không tôn tại trạng thái tự do, mà chỉ ở trạng thái ion dương

Na và K là những nguyên tố phổ biến trong vỏ trái đất; Natri chiếm 1,32% , Kali chiếm 1,5% tổng số nguyên tử trong vỏ trái đất Li ít phổ biến hơn , 0,11% ; Rb và Cs là những

nguyên tố hiếm.

Khoáng vất chính của Li là alumosilicat, rất hiếm khi gặp.

Với Na và K , có trong nước biển muối mỏ ( NaCl , KCl ) ; Na 2 SO 4 10H 2 O ; Xinvinit (NaCl.KCl ) ; Các nalit ( KCl MgCl 2 6H 2 O )

Rubidi và Cs là những nguyên tố rất phân tán, nó có trong các khoáng vật của Li và K

Fr có một lượng vô cùng bé trong các quặng của Uran.

Kali và natri có nhiều trong các alumosilicat , quá trình phong hoá tạo thành muối tan ,

bị nước lôi ra biển và đại dương; Riêng kali bị đất giữ lại nhiều hơn, nên lượng kali trong nước biển ít hơn natri 60 lần Trong phân dơi, tro củi có kali (KNO3 , K 2 CO 3 )

5 Điều chế kim loại kiềm:

Kim loại kiềm có thể điều chế băng cách điện phân muối Clorua nóng chảy hoặc hiđroxit nóng chảy, trong điều kiện không cho sản phẩm tiếp xúc với không khí.

Để sản xuất ra natri kim loại, người ta điện phân hỗn hợp của (NaCl với 25% NaF và 12% KCl )nóng chảy ( Điều này giảm được nhiệt độ điện phân xuống, còn 610 0 đến 650 0 C ) Các kim loại kiềm hiếm, người ta còn dùng kim loại Ca để khử các Clorua của RbCl, CsCl tronng chân không ở nhiệt độ cao:

2RbCl + Ca = CaCl 2 +2Rb ; Phản ứng được thực hiện ở 700 0 C

6 Tập hợp các ứng dụng của kim loại kiềm:

-Dùng chế tế bào quang điện

-Hợp kim Na- K ( Tỉ lệ 1:2) nóng chảy ở 4,3 0 C, có nhiệt dung riêng lớn, dùng làm chất mang nhiệt trong các lò phản ứng hạt nhân; Chất làm nguội các van động cơ phản lực.

-Hỗn hống của kim loại kiềm có tính khử mạnh, được dùng làm chất khử trong hoá học -Na kim loại dùng điều chế Na 2 O 2 ; NaNH 2 từ đó điều chế NaCN Một lượng lớn được dùng trong tổng hợp hữu cơ; Hợp kim của (Na – Pb –Ca ) dùng làm chất bôi trơn các ổ trục toa tàu.

II ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA CÁC HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM; NAOH NA 2 CO 3

1 Đặc điểm chung của các hợp chất:

Các oxit, hiđroxit của kim loại kiềm đều có tính bazơ và có tính kiềm mạnh ( Trừ Li 2 O, tan chậm và không nhiều ) Các peoxit và su peoxit đều có tính oxi hoá mạnh, đều dễ tan Các muối đều dễ tan, chỉ có một số ít các muối của kim loại kiềm là không tan Các muối này chủ yếu tạo thành từ các anion lớn với cation lớn của kim loại kiềm, Ví dụ

[NaZn(UO 2 )(CH 3 COO) 9 6H 2 O] kết tủa hoàn toàn trong dung dịch axit axetic loãng; Các ion K + ,

Rb + , Cs + được kết tủa hoàn toàn bằng ClO 4-, [Co(NO 2 ) 6 ] 3- , [B(C 6 H 5 ) 4 ] +

2.Hiđroxit của các kim loại kiềm: MOH

Các hiđroxit là chất rắn mầu trắng, nóng chảy ở nhiệt độ tương đối thấp, tạo nên chất lỏng linh động, trong suốt Khi nóng chảy chúng ăn mòn thuỷ tinh, sứ, cả Pt cũng bị ăn mòn ( Khi có mặt oxi ); Bởi vậy khi nấu chảy chúng, cần dùng các dụng cụ bằng sắt hay niken hoặc bạc.

Tất cả các hiđroxit MOH đều là bazơ kiềm mạnh, tan rất nhiều trong nước, khi tan toả nhiều nhiệt ( LiOH tan không nhiều ).

2NaCl + 2H2O § iÖn ph©n dd cã mµng ng¨n Cl2 + H2 + 2NaOH

NaOH (Natri hiđroxit): Là chất rắn, mầu trắng nhưng không trong suốt, hút ẩm rất mạnh

Nó dễ tan trong nước và rượu Qua trình tan phát nhiều nhiệt Chúng có một số hiđrat :

NaOH.H 2 O NaOH.2H 2 O ; NaOH.3H 2 O ; Chúng chỉ mất nước hoàn toàn khi nóng chảy.

NaOH là hoá chất cơ bản của công nghiệp: Nó được dùng sản xuất xenlulozơ từ gỗ, sản xuất xà phòng, giấy và tơ nhân tạo, tinh chế dầu thực vật và các sản phẩm trưng cất dầu mỏ, chế phẩm nhuộm và dược phẩm, làm khô các khí và là thuốc thử thông dụng trong phòng thí nghiệm hoá học.

Sản xuất NaOH: Trước kia trong công nghiệp , người ta điều chế NaOH bằng cách cho canxi hiđroxit tác dụng với dung dịch natricacbonat loãng và nóng:

Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 = 2NaOH + CaCO 3

Phương pháp này chuỷên xút (xoda) thành kiềm ăn da, nên NaOH được gọi là xut ăn da Ngày nay , người ta điện phân dung dịch bão hoà NaCl:

Quá trình điện phân được thực hiện theo ba công nghệ khác nhau :

(1) Cực dương làm bằng kim loại Ti, ngoài phủ lớp oxit của (Ru , Ti, Co) , loại cực này có tuổi thọ cao hơn than chì Cực âm làm bằng thép có mạ Ni Màng để ngăn cực âm với cực dương, làm bằng lưới sắt có phủ amiang,bên ngoài tráng một lớp pôlime chứa Flo Màng cho phép dung dịch đi qua, nhưng không cho các bọt khí đi qua, để tránh phản ứng nổ giữa Cl 2 và

H 2 Chất điện li là dung dịch chứa 300-310g/l NaCl; Thế hiệu của dòng điện là 3,5von

Sản phẩm thu được là dung dịch chứa: NaOH 140g/l; NaCl 160g/l Đem cô dung dịch, NaCl tách ra được đem dùng lại và được dung dịch NaOH 50%, có lẫn 1% NaCl Khí Cl 2 , được làm khô, nén hoá lỏng ; khí H 2 được rửa và nén.

Công nghệ này tiêu thụ nhiều điện, sản phẩm kém tinh khiết; Tuy nhiên công nghệ vẫn được dùng tới ngày nay.

(2) Điện phân với cực âm bằng thuỷ ngân, cực dương làm bằng than chì:

ở cực dương, quá trình xẩy ra giống như trừơng hợp có màng ngăn; ở cực âm, vì thuỷ

ngân có khả năng tạo hỗn hống với Na nên thế điện cực Na + /Na(Hg) thay đổi; Quá trình điện phân, Na sinh ra sẽ tạo thành Na(Hg); Sau đó Na(Hg) phản ứng với H 2 O, sinh ra H 2 và NaOH Trên thực tế, cực âm là một lớp mỏng thuỷ ngân ( dày 3mm) chảy chậm trên đáy phẳng làm bằng thép, đặt hơi nghiêng (Độ dốc 0,5% ); Hỗn hống chảy xuống thùng làm bằng thép, có chứa các cục than chì, tác dụng với nước chảy ngược dòng Dung dịch NaOH thu được có nồng

độ 70% và chứa rất ít NaCl ( Khoảng 30 phần triệu ).

ưu điểm của phương pháp này: Cho NaOH đặc hơn, tinh khiết hơn

Nhược điểm: Phải dùng một lượng lớn thuỷ ngân ( Rất độc ); ảnh hưởng nghiêm trọng đến môi trường; Công nghệ này, hiện nay đã bị cấm !

(3) Điện phân có màng bán thấm: Là công nghệ tốt nhất hiện nay.

Người ta dùng màng bán thấm chia thùng thành 2 khoang; Màng bán thấm làm bằng polime chứa gốc cácboxilat (  COO - ) hay gốc Sunfonat ( SO 3- ); Phần R là Các mắt xích :

CF 3  CF 2  CF 2  (CF 2 ) n  ; Cấu tạo kiểu mạng không gian: CF 3

 CF 2  CF 2  (CF 2 ) n  SO 3- hay CF 3  CF 2  CF 2  (CF 2 ) n  COO - Màng polime chứa anion chỉ cho Na + đi qua

Khi điện phân, CL 2 thoát ra ở cực dương, H 2 thoát ra ở cực âm , trong khoang cực âm có NaOH; Dung dịch NaOH lấy ra từ khoang cực âm, có nồng độ từ 25 đến 30% Công nghệ này được áp dụng rộng rãi từ 1981 Công nghệ này đã tránh được ô nhiễm môi trường ( Thuỷ ngân , amiang ) ; Giá thành của NaOH rẻ

3 Các bonat của kim loại kiềm :

Có hai loại muối cácbonat của kim loại kiềm, hiđro cacbonat ( MHCO 3 ) và cacbonat (M 2 CO 3 ); Riêng Liti không tạo nên hiđro cacbonat; Cac hiđro cacbonat tách ra từ dung dịch ở dạng tinh thể nhỏ (bột) và khan; Các hiđro cacbonat không bền nhiệt 2MHCO 3 (t 0 ) → M 2 CO 3 +

CO 2 ↑ + H 2 O Tất các hiđro cacbonat, cacbonat đều tan nhiều ( Li 2 CO 3 , NaHCO 3 hơi ít tan ); Chúng bị thuỷ phân trong nứơc, cho môi trường kiềm:

Muối cacbonat trung tính cho môi trường kiềm mạnh; Muối hiđrocacbonat cho môi trường kiềm yếu.

NaHCO 3 (Natrihiđrocacbonat): Là chất tinh thể đơn tà, mầu trắng NaHCO3 tan vừa phải trong nước, độ tan tăng theo nhiệt độ; Bị phân huỷ bỏi nhiệt (ở 270 0 C) :

2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2 ↑ + H 2 O Natri hiđro cacbonat tan trong nước, thuỷ phân cho môi trường kiềm yếu:

Natri hiđro cacbonat được dùng trong y học ( Thuốc muối ), trong công nghiệp thực phẩm.

Nó là sản phẩm trung gian, trong quá trình điều chế natri cacbonat theo phương pháp Sonvây

Có thể điều chế, bằng cách cho CO 2 xục xuống dd Na 2 CO 3

Na 2 CO 3( Natri cac bonat, hay soda ):

Natri cac bonat là chất bột mầu trắng, hút ẩm và nóng chảy ở 851 0 C Dễ tan trong nước, quá trình tan phát ra nhiều nhiệt, do tạo thành các hiđrat Chúng có các hiđrát Na 2 CO 3 10H 2 O ;

Na 2 CO 3 7H 2 O ; Na 2 CO 3 H 2 O Mono hiđrat mất nứoc hoàn toàn ở 107 0 C, biến thành

NaCl + NH4HCO3 NaHCO3 + NH4Cl

ứng dụng : Sôđa được dùng rộng rãi trong các ngành thuỷ tinh; Đồ gốm; Xà phòng; phẩm nhuộm; Là chất đầu, dùng điều chế nhiều hợp chất quan trọng của natri như là xut ăn da, borac, thuỷ tinh tan, Cromat và đicromat.

Điều chế : Phương pháp Sonvay :

Trong thực tế, người ta cho khí CO 2 và khí NH 3 đi qua dung dịch NaCl bão hoà.

Lọc tách lấy NaHCO 3 và dun nóng chuyển thành Na 2 CO 3 khan

III CẤU TRÚC TINH THỂ CỦA CÁC HỢP CHẤT KIỂU MX

(X LÀ HALOGEN):

Kiểu NaCl (Lập phương tâm diện) và kiểu CsCl (Lập phương tâm khối).

Halogenua của các kim loại kiềm là những chất ở dạng tinh thể không mầu; Mạng lưới tinh thể kiểu lập phương tâm diện (Kiểu NaCl ) với số phối trí là 6 Số này gồm có LiCl , KCl , NaCl , RbCl ( MX và X = F , Cl , Br , I )

Riêng Cs X có kiến trúc lập phương tâm khối (phối trí là 8).

Tất cả các MX đều là hợp chất ion (Trừ LiI có một phần cộng hoá trị )

Tất cả các halogenua MX đều có nhiệt độ nóng chảy rất cao; Những nhiệt độ nàygiảm đần

từ (Na → Cs ) và (Từ F → I ) Trừ LiF và một phần NaF, còn lạị các MX đều dễ tan trong nước

Chương 5 KIM LOẠI KIỀM THỔ (NHÓM IIA).

(2 tiết)

I ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA NHÓM TÍNH CHẤT VẬT LÍ, TÍNH CHẤT HOÁ HỌC NGUỒN NGUYÊN LIỆU TRONG THIÊN NHIÊN ĐIỀU CHẾ, SẢNXUẤT VÀ ỨNG DỤNG CỦA CÁC KIM LOẠI.

1 Đặc điểm chung của nhóm:

Các kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng HTTH các nguyên tố Chúng bao gốm các nguyên tố: Be Mg Ca Sr Ba Ra Chúng được gọi là các kim loại kiềm thổ

vì, một mặt các oxit CaO, SrO, BaO tan được trong nước cho dung dịch kiềm mạnh; Mặt khác oxit đó có độ tan bé và độ bền nhiệt cao,( Những tính chất này, những nhà giả kim thuật gọi là thổ, có nghĩa là đất )

Để cho đơn giản, người ta cũng xếp Be, Mg vào cùng nhóm kim loại kiềm thổ.Dưới đây là một số thông số về các kim loại kiềm thổ:

Nguyên tố Số thứ tự của

nguyên tử

Cấu hình electron

Năng lượng Ion hoá I , eV Thế điện cực

So với kim loại kiềm cùng chu kì, kim loại kiềm thổ kém hoạt động hơn, vì có điệntích hạt nhân lớn hơn và bán kính nguyên tử bé hơn

Năng lượng ion hoá thứ 2, cao hơn thứ nhất rất nhiều; Nhưng kim loại kiềm luônthể hiện số oxi hoá +2, bởi vì các phản ứng thực hiện trong dung dịch, năng lượng hiđrathoá rất âm đã bù lại năng lượng ion hoá cao, làm cho kim loại kiềm dễ mất 2 electronhoá trị biến thành ion M2+

Năng lượng ion hoá gấp 4 lần so với kim loại kiềm cùng chu kì, nhưng năng lượnghiđrat hoá cũng gấp 4 lần; Cho nên các kim loại kiềm thổ có thế điện cực tương đươngkim loại kiềm

Trong các hợp chất, kim loại kiềm chỉ có số oxi hoá +2

Riêng Be tạo nên chủ yếu liên kết cộng hoá trị trong các hợp chất; Ca, Sr, Ba, Rachỉ tạo nên liên kết ion

Hơi của kim loại kiềm thổ, chỉ ở dạng một nguyên tử (Điều này khác với kim loạikiềm)

Các ion của kim loại kiềm đều không có mầu

Khác với kim loại kiềm nhiều hợp chất của kim loại kiềm thổ ít tan trong nước

Trong các nguyên tố cùng nhóm, Be khác với các nguyên tố còn lại; Mức độ kháccao hơn so với (Li khác với những nguyên tố còn lại trong nhóm ) Be giống Al nhiềuhơn; Mg giống Zn nhiều hơn.

chảy , 0 C Nhiệt độ sôi,

0 C Tỉ khối Độ dẫn điện riêng Ω /cm

về các tính chất vật lí đó là do liên kết kim loại của kim loại kiềm thổ, mạnh hơn kim

Sự biến đổi nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy, không theo một chiều tuần tự nhưtrong kim loại kiềm; Sở dĩ như vậy là do các kim loại kiềm thổ có kiến trúc tinh thể khácnhau:

Be, Mg, Ca( β ) Có mạng lưói lục phương; Ca (α ) và Sr lập phương tâm diện; Balập phương tâm khối

Độ dẫn điện của kim loại kiềm thổ, tương đương kim loại kiềm (Độ dẫn điệncao ! ); Điều này được giải thích là vùng s và vùng p đã che phủ vào nhau, tạo thànhvùng chưa có đủ electron

ở nhiệt độ thường, Be dòn; Mg dẻo có dát mỏng kéo sợi được

Các kimloại kiềm thổ tạo hợp kim với các kim loại khác Quan trọng nhất trong thực tế là các hợp kim của Mg, chúng được dùng nhiều trong công nghiệp ôtô, máy bay, công nghiệp chế tạo máy Hợp kim macnhali (10 – 30% Mg ) và (30 – 70% Al) , cứng vàbền hơn nhôm tinh khiết, dễ chế hoá, dễ bào nhẵn hơn nhôm Hợp kim electron gồm 83% Mg , !0% Al , 5%Zn , 2% Mn;

Ngoài những tính chất cơ lí tốt, hợp kim electron còn nhẹ ( d ∼ 1,8 ), chỉ hơi lớn hơn kim loại Mg chút ít Macnhali cũng như Electron đều bền đối với không khí

Trừ Be và Mg; Các kim loại còn lại đều nhuốm mầu ngọn lửa:

Trừ Be, tất cả các kim loại nhóm IIA còn lại đều có đồng vị; Ra có tính phóng xạ tựnhiên.

(2) Tính chất hoá học của đơn chất :

Các kim loại kiềm thổ hoạt động đứng sau kim loại kiềm Trong các phản ứng chúng cũng thể hiện tính khử, và tính khử tăng lên từ Be đến Ba Rađi là nguyên tố phóng xạ, và nói chung rất giống Bari

Khi đun nóng, các kim loại Ca, Sr, Ba phản ứng dễ dàng với hiđro tạo thành hiđruaion MH2

Ví dụ : ở 15000C Canxi phản ứng với H2: Ca + H2 = CaH2

Các hiđrua của kim loại kiềm thổ bền hơn hiđrua của kim loại kiềm

Trong không khí, Be, Mg bị phủ một lớp mỏng oxit rất bền, ngăn cản chúng tiếp tục tác dụng với oxi; Ca, Sr, Ba nhanh chóng tạo nên lớp oxit mầu vàng nhạt ( Có cả pe oxit và ni trrua ) Khi cọ sát Ba có thể bốc cháy; Trong không khí ẩm, Ca, Sr, Ba tạo nên lớp cacbonat Như vậy Ca, Sr, Ba phản ứng với không khí như Na; Cần bảo quản các kim loại này trong bình kín, hoặc ngâm trong dầu hoả khan

Khi được đốt nóng trong không khí, tất cả các kim loại kiềm thổ, cháy tạo nên oxit

MO, phản ứng phát ra nhiều nhiệt

2Mg + O2 = 2MgO; ∆H0 = - 610kj/mol Kim loại Mg cháy, phát ra ánh sáng chói, giàu tia tử ngoại; Được người ta dùng làmpháo sáng, chụp ảnh ; Chính lượng nhiệt phát ra mạnh, đốt nóng các hạt MgO làm phát

Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2↓ + 2NH3↑ Lợi dụng khả năng dễ phản ứng với O2 và N2, người ta dùng Ca vào việc loại oxi, nitơ ra khỏi khí hiếm

Khi tương tác với các bon, riêng Be tạo nên Be2C là các bua, khi thuỷ phân giải phóng khí CH4;

Còn các kim loại kiềm thổ khác, tạo nên MC2 , khi thuỷ phân giải phóng khí C2H2:

Be2C + 4H2 O = 2Be(OH)2 + CH4↑

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2↑

Khi tương tác với Si, tất cả các kim loại kiềm thổ đều tại thành Silisua: M2Si

Do có ái lực lớn với oxi, các kimloại kiềm thổ khi dun nóng, có thể khử được nhiềuoxit bền của các nguyên tố: B2O3 , CO2 , SiO2 , TiO2 , Al2O3 , Cr2O3

VD : 2Be + TiO2 = 2BeO + Ti Trong thực tế, người ta dùng kim loại kiềm, để điều chế nhiều kim loại hiếm, kim loại khó nóng chảy và các nguyên tố không kim loại.

Các kim loại kiềm thổ, có thế điện cực tương đương kim laọi kiềm; Như vậy về nguyên tắc, chúng tương tác dễ dàng với nước, và càng dễ dàng hơn khi tương tác với axit

Nhưng trong thực tế, Be không tương tác với nước (vì có lớp oxit bền bảo vệ); Mg không tan trong nước lạnh, chỉ tan chậm trong nước nóng, vì màng MgO bảo vệ

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2 Nếu đánh sạch màng oxit, sau đó nhúng xuống thuỷ ngân hoặc muối HgCl2 , lúc này tạo nên hỗn hống, và hỗn hỗng liên tục tác dụng với nước

Riêng Be có thể tan trong kiềm mạnh, hoặc kiềm nóng chảy, tạo thành muối Berilat:

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4 ] + H2 (dd) ( Natri hiđroxo berilat)

Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2 (nóng chảy) ( natri berilat)

Đặc tính riêng này của Be, cho thấy nó giống nhôm nhiều

Cũng như kim loại kiềm, Ca, Sr, Ba có thể tan trong amoniac lỏng, cho dung dịch mầu xanh thẫm; Cho bay hơi NH3, sẽ được những tinh thể M(NH3)6 mầu vàng óng Đun nóng có xúc tác:

Amidua và imidua của kim loại kiềm thổ, cũng như kim loại kiềm, là những hợp chất ion, chỉ bền ở trạng thái tinh thể, tương tác với nứơc tạo thành hiđroxit và amoniac

4 Nguồn nguyên liệu trong thiên nhiên:

Các kimloại kiềm thổ chỉ tồn tại trong thiên nhiên ở dạng hợp chất Can xi và Magiê thuộc loại nguyên tố phỏ biến nhất: Ca chiếm 1,5% và Mg chiếm 1,7% tổng số nguyên tử trong vỏ trái đất; Sr và

Ba là những nguyên tố tương đối hiếm , Ra là nguyên tố hiếm nhất

Dạng hợp chất chủ yếu của kim loại kiềm thổ tồn tại trong thiên nhiên là: Silicat, Cacbonat, sunfat; Trong đó, chính cacbonat, sunfat là sản phẩm phân huỷ của silicat dưới tác dụng của môi

N2

Mg láng Thï ng b»ng thÐp vµlµ cùc ©m

Cùc d ¬ng lµ than ch×

Mµng ng¨n b»ng sø xèp

* Khoáng vật chủ yếu của Be là berin (Be 3 Al 2 Si 6 O 18 ) ở dạng tinh thể lăng trụ , sáu cạnh, trong suốt hoặc có mầu sắc khác nhau ( Do lẫn các tạp chất ); Chúng là những đá quý.

* Khoáng vật quan trọng của Mg là: Cacnalit ( KCl.MgCl 2 6H 2 O ) ; Magiezit (MgCO 3 ); Đolomit ( MgCO 3 CaCO 3 ) Khoáng vật silicat của Magie là đá tan (talc) [Mg 3 Si 4 O 10 (OH) 2 ], amiăng

[Mg 6 Si 4 O 11 (OH) 6 H 2 O] có vai trò quan trọng trong thực tế.

Bột nghiền của đá tan, được dùng làm phấn rôm, chất độn trong cao su, Amiăng làm vật liệu chống cháy, (dạng sợi, giấy, vải ) tấm lợp.

*Canxi tồn tại tập trung chủ yếu ở hợp chất cacbonat tồn tại trong thiên nhiên dưới các dạng: Can xit, đá vôi, đá phấn, đá hoa hoặc ở chung với magie cacbonat như đôlomit Khoáng vật quan trọng khác của canxi là thạch cao (CaSO 4 2H 2 O), florit (CaF 2 ); Apatit [CaF 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 ].

Trong xương của động vật, các mô thực vật; Trong xương người chiếm 80% Ca 3 (PO 4 ) 2 , và 13% CaCO 3

* Sr và Ba có trong các khoáng vật Seleotit (SrSO 4 ), Strontianit (SrCO 3 ), Baritin (BaSO 4 ), và viterit (BaCO 3 ) Ra có một lượng rất ít trong quặng Uran.

5 Sản xuất và ứng dụng của các kim loại kiềm thổ:

Nguyên tắc chung để điều chế kim loại kiềm thổ, cũng như kim loại kiềm, là điện phân nóng chảy các muối halogenua nóng chảy; Ngoài ra còn có thể dùng các chất khử,

để khử các oxit hoặc muối về kim loại

Be có thể điều chế bằng cách điện phân hỗn hợp BeCl2 và NaCl nóng chảy với cực âm bằng thuỷ ngân và ở trong khí quyển là Argon

Trong công nghiệp, người ta điều chế Mg bằng cách điện phân cacnalit, hoặc hỗn hợp muối Clorua magie và Clorua của kim loại kiềm ở nhiệt độ 700 đến 7500C, trong thùng điện phân làm bằng thép đồng thời là cực âm Cực dương là thanh than chì, đặt trong ống sứ xốp để cho Cl2 thoát ra Tránh cho kim loại Mg lỏng (nổi trên) khỏi bị oxi hoá, người ta bơm khí N2 vào

Sơ đồ điiện phân , điều chế

kim loại Mg :

Còn có thể khử các oxit, bằng chất khử, ở trong chân không

MgO + C 2000oCThan cèc Ch©n kh«ng Mg + CO

Hơi Mg bay lên và được làm ngưng tụ lại

Dùng phản ứng nhiệt nhôm trong chân không ở 110000C cho đến 12000 0C

2Al + 6CaO = 3CaO.Al2O3 + 3Ca ;2Al + 4SrO = SrO.Al2O3 +3Sr 2Al + 4BaO = BaO.Al2O3 + 3BaHơi của kim loại kiềm thổ bay lên sẽ được sẽ được làm ngưng tụ lại

ứng dụng của kim loại kiềm thổ:

Trong các kim loại kiềm thổ, chỉ có Mg được sử dụng rộng rãi nhất ở dưới dạng hợp kim ; Be kimloại được dùng làm vật liệu cho lò phản ứng hạt nhân, vì nó rất bền cơ học và bền hoá học, đồng thời không giữ lại các nơtron sinh ra trong lò phản ứng Be kim loại cũng là nguồn sinh ra nơtron khi được bắn phá bằng các nguyên tố nhẹ; Hợp kim của nó được dùng nhiều trong công nghiệp máy bay và điện kĩ thuật

II ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA CÁC LOẠI HỢP CHẤT; CaCO 3

NƯỚC CỨNG VÀ PHƯƠNG PHÁP LÀM MỀM NƯỚC CỨNG

1 Đặc điểm chung của các hợp chất: Oxit, hiđroxit, muối.

Các oxit của kim loại kiềm thổ (MO) là chất bột mầu trắng Khi nấu chảy trong lò điện, để nguội chúng ở trạng thái tinh thể; Vì năng lượng mạng lưới rất lớn, các MO rất khó nóng chảy và rất bền nhiệt, chúng có thể bay hơi mà không phân huỷ; Chúng có ứngdụng lớn trong lĩnh vực vật liệu chịu lửa

BeO không tan trong nước, MgO tan một ít, nhưng rất chậm; CaO, SrO, BaO tan trong nước, cho dung dịch kiềm :

BaO + H2O = Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-.Như vậy chúng là oxit bazơ

Các hiđroxit của kim loại kiềm thổ M(OH)2 khan đều ở dạng bột mầu trắng Be(OH)2 và Mg(OH)2 rất ít tan trong nước Ca(OH)2 tan không nhiều; Các hiđroxit còn lại tan nhiều trong nước Các hiđroxit của kim loại kiềm thổ không bền nhiệt; Chúng bị phân huỷ thành oxit ở nhiệt độ cao

(Mg(OH)2 = MgO + H2O ) Tính bazơ tăng từ Be(OH)2 đến Ba(OH)2 Các hiđroxit của kim loại kiềm thổ có khả năng hấp thụ khí CO2 tạo thành các bonat

Các muối của kim loại kiềm thổ: Kim loại kiềm thổ có nhiều muối ít tan, hoặc không tan

Các muối dễ tan là: Các muối với halogen, nitrat, axetat, xianua, tioxianat đều dẽ tan

Trong tinh thể, hay dung dịch chỉ gồm các ion; Các ion của kim loại kiềm thổ không có mầu