Đề cương hóa vô cơ đại học

 Hiđro tồn tại ở dạng phân tử H2  Năng lượng của liên kết H-H là 435kJ/mol và độ dài lien kết là 0,74 A0  Phân tử H2có độ bền lớn ,khó bị cực hóa,hết sức bé và nhẹ nhất nên có nhiệt đ

Đại Học Quốc Gia Hà Nội Trường Đại Học Khoa Học Tự Nhiên

Đề Cương Hóa Học Vô Cơ 1

Chương I- Hiđro oxi nước hidropeoxit

Câu 1

 Tính ch ất vật lí đặc trưng nhất của khí hiđrô đưa đến những ứng dụng

gì trong thực tế ?

 Hiđro tồn tại ở dạng phân tử H2

 Năng lượng của liên kết H-H là 435kJ/mol và độ dài lien kết là 0,74 A0

 Phân tử H2có độ bền lớn ,khó bị cực hóa,hết sức bé và nhẹ nhất nên có nhiệt độ nóng chảy (-259,1 0C) và nhiệt độ sôi ( -252,6 0C) rất thấp

 Ở nhiệt độ thường, hiđro là chất khí không màu ,không mùi, không vị ,nhẹ nhất trong tất cả các khí 1lit H2ở đktc nặng 0,08985g, nhẹ hơn không khí gấp 15 lần

 Nhờ tốc độ khuếch tán lớn khí hiđro có độ dẫn điện lớn

 Khí H2 r ất ít tan trong nước và các dung môi hữu cơ

 ứng dụng :

 Dùng khí hiđro để làm nguội ,quá trình làm nguội nhanh hơn gấp 6 lần không khí

 Vì nhẹ nên khí hiđro được dung để bơm vào khí cầu

 Hiđro kim loại còn có triển vọng làm nguồn nhiêu liệu hóa học và nguồn nhiên liệu nhiệt- nhân rất lí tưởng trong tương lai

 Tính ch ất hóa học đặc trưng của hiđro.Tại sao khí hiđrô chỉ hoạt động khi đun nóng ? Nêu những dẫn chứng cho thấy hiđrô nguyên tử hoạt động hơn hiđrô phân tử Khí hiđrô có thể khử được oxit của những kim loại nào ?

 Phân tử hiđro với vỏ electron của He ,có độ bền lớn rất khó phân hủy thành nguyên tử Nó chỉ phân hủy rõ rệt ở 2000 0C

H2 = 2H Δ H0 = 436kJ/mol ( ph ản ứng thu nhiệt)

 Ở nhiệt độ thường, hiđro kém hoạt động về mặt hóa học Khi đun nóng hiđro kết hợp với nhiều nguyên tố :

 Kết hợp trực tiếp với các kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ tạo hiđrua kim loại

=>hiđro tồn tại ở dạng anion H- thể hiện tính oxi hóa

 Hiđro ở điều kiện thường có thể khử được một số kim loại ra khỏi dung dịch muối của chúng

AgNO3+ 1/2 H2 = Ag + HNO3

H2PtCl4 + H2 = Pt + HCl

 Ngoài ra có mặt chất xúc tác Hiđro có thể khử được nhiều hợp chất hữu

cơ : khử hợp chất không no thành no, anđehit thành rượu…

 Hiđro nguyên tử hoạt động hơn hiđro phân tử

 Trong công nghi ệp :

- Điện phân nước ( điện phân dung dịch H2 SO4 20% ho ặc NaOH 20%)

- B ay hơi phân đoạn không khí lỏng

- Phương pháp đi từ than :

C + H2O = CO + H2 Δ H0 = 130 kJ/mol ,1000 -10000 0C

CO + H2O = CO2 + H2 Δ H0 = -42 kJ/mol , 450 0C,

(xt Fe2O3,Cr2O3) Làm sạch thu được khí hiđro

- Khí đồng hành trong sản xuất dầu mỏ

CH4 + H2O = CO + 3 H2 Δ H0 = 209 kJ/mol ,10000C

- Đốt cháy hoàn toàn khí thiên nhiên 2CH4 + O2 = 2 CO + 4 H2 Δ H0 = -71kJ/mol ,

2 Các hiđrua: sự phân loại và tính chất của mỗi loại.

Có 3 loại : hiđrua ion, hiđrua cộng hóa trị, hiđrua kim loại

-Là hợp chất của hiđrua với các kim loại dương điện mạnh

-Là các hợp chất ở dạng tinh thể không màu giống muối

- H+ +e- = H- có tí nh oxi hóa giống với các halogen nhưng ái lực electron của hiđro kém hơn của halogen 3-5 lần

-Các hiđrua ion rất kém bền nó có thể phản ứng được với nhiều đơn chất và hợp chất trong đó nó đóng vai trò là chất khử mạnh Vì vậy trong hóa học người ta sử dụng hiđrua này (LiH ,NaH ,KH,CaH2,MgH2 …) làm các chất khử

- Hidrua ion có hoạt tính hóa học rất cao, chúng phản ứng nhanh chóng và hoàn toàn với những chất dù chỉ là những vết ion H+ (là những axit yếu)

NaH + H2O = NaOH + H2CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2-Hiđrua ion có thể tác dụng với một số hợp chất cộng hóa trị tạo phức chất

LiH + BH3 =Li[BH4] NaH + AlH3 =Na[AlH4] Các phức này cũng có tính khử mạnh

 Các hiđrua ion thường kém bền dễ bị phân hủy

 Điều chế :Đun nóng kim loại trong khí quyển

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H2 = CaH2

 Hiđrua cộng hóa trị

-Là hiđrua của các phi kim và nửa kim loại : SiH4, CH4 NH3 AlH3…

-Liên kết của các hiđrua này là lien kết cộng hóa trị phân cực ,độ bền của lien kết thì giảm dần từ trên xuống trong một nhóm và tăng dần từ trái sang phải trong một chu kì

-Liên kết giữa các phân tử là liên kết van-de-van Vì vậy các hiđrua này có nhiệt nóng chảy thấp, trong một số hiđrua công hóa trị có hình thành lien kết hiđro

-Một số hiđrua cộng hóa trị khi tan trong nước cho môi trường axit một số không bền dễ bị thủy phân trong nước giải phóng khí H2

BeH2 + 2H2O = Be(OH)2 + 2H2MgH2 + 2H2O = Mg(OH)2 + 2H2

 Hiđrua kim loại

-Là hợp chất giữa hiđro và kim loại chủ yếu là kim loại chuyển tiếp

-Dạng bột hay dạng khối giòn nhưng bền về mặt hóa học, có ánh kim và dẫn điện tốt -Các hiđrua kim loại có đặc tính ưu việt so với các kim loại đó là làm các kim loại chuyển tiếp tang độ cứng độ bền,tăng nhiệt độ nóng chảy,giảm hoạt tính hóa học đồng thời các hiđrua này có ứng dụng nhiều trong thực tế

3 Cấu tạo phân tử, tính chất lí hóa học và phương pháp điều chế oxi trong công nghiệp và trong phòng thí nghiệm

 Cấu tạo phân tử : phân tử O2 thuận từ có độ dài lien kết 1,21 A0,năng lượng liên kết là 494 kJ/mol , phân tử không phân cực.

ở 1080 oC , một thể tích Ag có thể hòa tan 20 lít thể tích oxi ở điều kiện áp suất thường

 Oxi là một khí không màu ,không mùi, không vị , nặng hơn không khí Ở trạng thái lỏng, oxi có màu xanh lam và nặng hơn nước

 Tính ch ất hóa học:

-Phân tử O2bền ,năng lượng liên kết phân tử lớn,khá trơ ở nhiệt độ thường nhưng

do có 2e nằm trên AO * phản lien kết => hoạt tính hóa học của oxi là khá cao ở nhiệt độ thường

- O2 là nguyên t ố phi kim điển hình => có thể tương tác với hầu hết các nguyên tố trong bảng tuần hoàn trừ các halogen khí hiếm và một số kim loại quý

Cụ thể:

 Tí nh chất đặc trưng của O2 là ph ản ứng oxi hóa

 Phản ứng oxi hóa khử có sự tham gia của oxi là tương đối phổ biến

 Oxi tinh khiết cũng như oxi trong không khí đều có khả năng phản ứng với đơn chất và hợp chất ở nhiệt độ nào đó ,nhiệt độ đó gọi là nhiệt bốc cháy ,nhiệt bốc cháy của oxi tinh khiết thấp hơn trong không khí là khoảng

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2KClO3 = KCl + 3/2 O2

-Điện phân nước

 Trong công nghiệp :

- Chủ yếu là phương pháp bay hơi phân đoạn không khí lỏng

- Điện phân nước ( điện phân H2SO4 20% or NaOH 20%)

4 Trì nh bày công thức cấu tạo của phân tử O3 Tí nh chất lí hóa học, phương pháp điều chế ozôn trong phòng thí nghiệm và trong công nghiệp Cách nhận biết khí O3; So sánh tí nh chất lí hoá học của khí oxi và khí ozôn Phản ứng phân biệt O3 và O2

 công thức cấu tạo của phân tử O3

 Phân tử ozon có ba nguyên tử oxi liên kết với nhau Nguyên tử oxi trung tâm tạo nên một liên kết cho - nhận với một trong hai nguyên tử oxi và hai liên kết cộng hóa trị với nguyên tử oxi còn lại:

 Là phân tử phân cưc ,độ dài lien kết là 1,278 Ao ,góc lien kết là 117 o

 Năng lượng tạo thành của O3 là Δ H0 = 142,3 kJ/mol , 

 Tí nh chất vật lí học 

 Do ozon có khối lượng tương đối lớn,có cưc dễ bị cực hóa nên ozon có nhiệt

độ nóng chảy (-192,7 oC) và nhiệt độ sôi (-111,9 oC) cao hơn oxi

 Ở nhiệt độ thường O3 là ch ất khí có màu xanh lam nhạt ,mùi tanh đặc biệt,ở dạng lỏng có màu tím lam , dạng rắn có màu tím đen và có tỉ khối là 1,71

 Do phân tử phân cực => O3 tan khá nhiều trong nước và nhiếu hơn O2 g ấp

H2O2 = H2O + O

O + O2 = O3

- Phương pháp phóng điện êm

 Trong công nghiệp

Sử dụng phương pháp phóng điện ở điện thế cao

 Cách nhận biết khí O3 : 

 Dựa vào tính chất vật lí của ozon : khí O3 có màu xanh lam nh ạt và có mùi tanh đặc trưng

 Dựa vào tính chất hóa học : O3 có tí nh oxi hóa m ạnh ,

- O3 phản ứng được với nhiều kim loại

-Là phân tử phân cực,không bền ,tan nhiều hơn oxi gấp 15 lần

- Có nhiệt độ nóng chảy (-192,7oC) và nhiệt độ sôi (-111,9 oC) cao hơn oxi

- Ở nhiệt độ thường O3 là ch ất khí có màu xanh lam nhạt ,mùi tanh đặc biệt,ở dạng lỏng có màu tím lam , dạng rắn có màu tím đen và có tỉ khối là 1,71

Hóa học

-Tí nh chất đặc trưng của O2 là phản ứng oxi hóa

+ phản ứng với phi kim

S + O2 = SO2+ phản ứng với kim loại trừ Ag,Au,Hg

3 Fe + 2O2 = Fe3O4+ Với hợp chất

C2H5OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

-Dễ bị phân hủy

O3 = O2 + O -O3 hoạt động hóa học mạnh ,mạnh hơn

O2: +O3 phản ứng được với nhiều kim loại 2Ag + O3 = Ag2O + O2+Có thể biến sunfua thành sunfat PbS + 4 O3 = PbSO4 +4O2+Oxi hóa được KI ngay trong môi trường kiềm

2KI + O3 + H2O = 2KOH + O2 + I2+Nhiều hợp chất hữu cơ bốc cháy khi tiếp xúc với O3

=> Dấu hiệu nhận biết oxi và ozon

5 Trì nh bày cấu tạo phân tử, tính chất lí hóa học của nước Các phương pháp làm sạch nước trong phòng thí nghiệm

 Phân t ử nước bao gồm hai nguyên tử hiđrô và một nguyên tử ôxy

 Phân t ử nước có góc liên kết là 105° Do các cặpđiện tử tự do chiếm nhiều chỗ nên góc này sai lệch đi so với góc lý tưởng của hình tứ diện Chiều dài của liên kết O-H là 0,99 Ao

 Phân t ử nước có khả năng tụ hợp phân tử bằng phân tử hiđro

 Tí nh chất vật lí không bị ảnh hưởng liên kết H

- Là chất lỏng không màu, không mùi, không vị, lớp nước dày có màu xanh nhạt

- Là chất lỏng có nhiệt dung riêng lớn nhất

- Là chất lỏng lưỡng tính ,có môi trường trung tính

- Là dung môi quan trọng nhất trong thiên nhiên ,khí quyển,là dung môi tốt hòa tan các chất điện li ( muối của axit bazơ), ít điện li,không điện li

6 Trì nh bày cấu tạo phân tử, tính chất lí, hóa học của H2O2 Trì nh bày

phương pháp điều chế H2O2 trong công nghiệp và trong phòng thí nghiệm.

 C ấu tạo phân tử:

 H2O2 tinh khiết sánh như nước đường vì có liên kết H

 Nhiệt độ sôi 152,1 oC , hóa rắn ở -0,89 oC

 Chất lỏng không màu,có vị kim loại nặng hơn nước, hóa rắn ở −0,480C, tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào

 Là hợp chất không bền dễ bị phân hủy nhiệt

- H2O2 thể hiện tính khử

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2

 Phương pháp điều chế

4 8

 Trong PTN :

BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2

 Trong công nghiệp :

- Phương pháp điện phân : người ta điện phân ở nhiệt độ khoảng 5-10 độ C dd H2SO4 50% hoặc dd (NH4)2SO4 trong H2SO4 với mật độ dòng điện lớp và điện cực plantin.Tuy cơ chế của quá trình điện phân chưa được biết rõ hoàn toàn nhưng có thể được biểu diễn như sau:

C14H10O2 + O2 =C14H8O2 + H2O2

Dung dịch H2O2 thu được có nồng độ 20-25%.Nguyên liệu chủ yếu của phương pháp này là H2 ,O2,không khí và H2O nên giá thành rẻ hơn so với phương pháp điện phân

Chương II- Các kim loại kiềm (nhóm IA)

Liti (Li) – Natri (Na) – Kali (K) – Rubidi (Rb) – Xesi (Cs)

7

 S ự biến đổi tính chất vật lí trong dãy các kim loại kiềm

 Các kim loại kiềm đều có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối, là kiểu mạng kém đặc khít, có bán kính nguyên tử lớn, khối lượng riêng nhỏ

 Các kim loại kiềm có màu trắng bạc và có ánh kim rất mạnh ( ánh kim dễ mất khi

KL tiếp xúc với không khí )

 Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi đều thấp và giảm dần từ Li → Cs ( do liên kết kim loại yếu )

 Các kim loại kiềm đều nhẹ, Li nổi trên dầu hỏa, Na và K nổi trên nước

 Các kim loại đều mềm có thể cắt bằng dao được, Cs mềm nhất còn Li cứng hơn

 Kim loại kiềm có độ dẫn điên cao nhưng kém hơn Ag

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

 Li : màu đỏ tía

 Na : màu vàng

 K : màu tím

 Rb : màu tím hồng

 Cs : màu xanh lam

 Các kim loại kiềm có thể hòa tan lẫn nhau và đều dễ tan trong thủy ngân tạo lên hỗn hống

 Các kim loại kiềm tan được trong amoniac lỏng và độ tan của chúng khá cao Dung dịch loãng có màu xanh lam và dẫn điện.Dung dịch có nồng độ cao hơn có màu đỏ đồng và có ánh kim

 S ự biến đổi tính chất hóa học trong dãy các kim loại kiềm

 Các kim loại kiềm rất hoạt động về mặt hóa học Trong phản ứng chúng thể hiện

tính khử mạnh và tính khử đó tăng dần từ Li → Cs

 Tác d ụng với phi kim:

Hầu hết các kim loại kiềm có thể khử được các phi kim

- Với hidro: Khi đun nóng, các kim loại kiềm kết hợp với hidro tạo hidrua ion: Li ở 600-700oC, còn các kim loại kiềm khác ở 350-400oC

- Với halogen, lưu huỳnh:

Các kim loại kiềm bốc cháy trong khí clo khi có mặt hơi ẩm ở nhiệt độ cao Với brom lỏng, K, Rb, Cs nổ mạnh, Li và Na chỉ tương tác trên bề mặt Với iot, các kim loại kiềm chỉ tương tác mạnh khi đun nóng

Khi nghiền kim loại kiềm với bột lưu huỳnh sẽ gây phản ứng nổ

Với nitơ, cacbon, silic:

Chỉ có Li có thể tương tác trực tiếp tạo Li3N, Li2C2, Li6Si2 khi đun nóng Li6Si2 là dạng tinh thể màu tím hút ẩm rất có khả năng phản ứng

 Tác dụng với nước :

Các kim loại kiềm có thế điện cực rất thấp, vì thế chúng tương tác rất mãnh liệt với nước giải phóng khí hidro

M + H2O → MOH + ½ H2

Khi phản ứng với nước, Li không cho ngọn lửa, Na nóng chảy thành hạt tròn nổi

và chạy trên mặt nước, hạt lớn có thể bốc cháy, K bốc cháy ngay còn Rb và Cs gây phản ứng nổ

Do kim loại kiềm hoạt động hóa học mạnh, đặc biệt là bị oxi hóa nhanh trong không khí và có phản ứng mãnh liệt với nước, cần phải bảo quản kim loại kiềm trong dầu hỏa khan, trong chân không hoặc trong khí trơ và thật cẩn thận khi làm thí nghiệm với kim loại kiềm

 Khi đun nóng (quá nhiệt độ nóng chảy của kim loại) trong khí NH3 các kim loại kiềm dễ tạo thành amiđua

Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2

Thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa – khử của kim loại kiềm có giá trị từ -3.05V đến -2,71V cho nên các kim loại kiềm có thể khử dễ dàng ion H+ của dung dịch axit thành khí hidro

2M + 2H+ → 2M+ +H2

Phản ứng của kim loại kiềm với axit cũng là phản ứng gây nổ nguy hiểm

 Các kim loại kiềm có thể thay thế H trong các axit hữu cơ tạo nên muối ion Kim loại kiềm cũng tạo lên những hợp chất cộng hóa trị như LiCH3 , NaC2H5 … nhưng không

dễ tạo nên những phức chất

 Mối liên hệ giữa tính chất đó với cấu hình điện tử hóa trị của chúng

 Do có m ột e hóa trị ns1 ở ngoài cấu hình e bền của các khí hiếm, các kim loại kiềm rất dễ mất đi một e hóa trị biến thành ion dương M+

→ Thể hiện chúng hoạt động rất mạnh, năng lượng ion hóa của chúng rất thấp

 Vì chỉ có 1 e hóa trị duy nhất nên tính chất hóa học của các kim loại kiềm đơn giản hơn các nhóm kim loại khác

 Hãy nêu dẫn chứng chứng minh rằng, liti có nhiều tính chất khác biệt với các kim loại kiềm khác.

 Li có thế điện cực âm hơn các kim loại kiềm khác,một số hợp chất của Li ít tan

 Li phản ứng với H2ở nhiệt độ cao hơn các kim loại kiềm khác

 Li có thể phản ứng trực tiếp với N2 ,C ,Si

Li + 3/2 N2 = Li3N

Li + C = Li2C2

6 Li + 2 Si = Li6Si2

 Trình bày phương pháp điều chế natri kim loại trong công nghiệp

Điện phân muối clorua nóng chảy :

Dùng thùng điện phân bằng thép pử trong lót gạch sa mốt,cực dương bằng than chì

và cực âm = sắt, giữa 2 cực có màng ngăn và chất điện phân không phải là NaCl tinh khiết mà là hỗn hợp của NaCl với 25% NaF và 12% KCl (cho phép điện phân ở

 Li : đỏ tía - Na : vàng - K : tím - Rb : tím hồng - Cs : xanh lam

 Ca : đỏ da cam – Sr : đỏ son – Ba : lục hơi vàng

 Giải thích : ở trong ngọn lửa những e của nguyên tử hay ion kim loại được kích động nhảy ra mức năng lượng cao hơn khi nhảy về những mức ban đầu, những e đó hoàn trả lại những năng lượng đã hấp thụ Trong trường hợp này, năng lượng đó là bé và được phát ra dưới dạng bức xạ vùng nhìn thấy Vì vậy, ngọn lửa có những màu đặc trưng của các kim loại

Chương III- Các kim loại kiềm thổ (nhóm IIA)

kim loại trong công nghiệp

 Tí nh chất vật lí

 Có màu xám nhạt, có ánh kim

 Tnco = 650o C; tso = 1100 oC ,t ỉ khối 1,74 cao hơn kim loại kiềm

 Độ cứng của Mg cao

 Mg có tính cơ học tốt : dẻo dễ dát mỏng ,kéo sợi được

 Dễ tạo hợp kim với kim loại khác ,hợp kim của Mg có nhiều ứng dụng trong công nghiệp , 2 hợp kim thông dụng :

- macnhali :10-30% Mg và 30-70% Al cứng và bền hơn Al tinh khiết nhưng dễ chế hóa và dễ bào nhẵn hơn

- electron 83% Mg, 10%Al ,5% Zn ,2%Mn có tí nh chất cơ lí tốt

 Là kim loại rất hoạt động đứng sau kiềm thể hiện tính khử đặc trưng

 Ở áp suất lớn của khí H2 (200atm) có mặt MgI2 , Mg có thể kết hợp với H2ở

570 oC tạo MgH2

Mg + H2 → MgH2

 Trong không khí ở to thường Mg bị bao phủ lớp oxit rất mỏng và bền ngăn cản chúng tiếp xúc với oxi Khi đốt cháy tạo oxit ,Mg cháy phát sáng chói và giàu tia tử ngoại

Mg + ½ O2 → MgO Δ H0 = -610 kJ/mol < p ứ tỏa nhiều nhiệt >

 Khi đun nóng Mg pứ mãnh liệt với halogen, nitơ, lưu huỳnh ,photpho,cacbon,silic

 Mg cháy trong không khí còn có pứ

Mg3N2 + 6 H2O→ 3Mg(OH)2 + 2 NH3

Mg +2C → MgC2MgC2 + 2H2O → Mg(OH)2 + C2H22Mg + Si → Mg2Si

 Mg không tan trong nước lạnh nhưng tan chậm trong nước nóng

Mg + 2 H2O→ Mg(OH)2 + H2

 Phương pháp sản xuất magiê kim loại trong công nghiệp

Điện phân cacnalit hoặc hỗn hợp muối clorua của Mg và kim loại kiềm ở 700-750 oC trong thùng điện phân làm = thép là cực âm ,cực dương là thanh chì đặt trong ống

sứ xốp để cho khí clo thoát ra

Ngoài ra có thể dùng than cốc khử MgO chế từ magiezit hay dùng ferosilic (hợp kim

Fe và Si) khử hỗn hợp MgO và CaO chế từ đolomit ở nhiệt độ cao và trong chân không

MgO + C → Mg + CO <2000oC>

CaO +MgO +Si → Mg + 2 CaO.SiO2<1500oC>

Hơi magie bay lên và được làm ngưng tụ lại

Chương IV- Các nguyên tố nhóm IIIA

Bo (B) – Nhôm (Al) – Gali (Ga) – Inđi (In) – Tali (Tl)

 Các nguyên tố nhóm này đều có chung một lớp electron hoá trị ns2np.

 Số oxi hoá chung là 3+ ,(trừ B) tính chất chúng không giống nhau nhiều

- B:có năng lượng Ion hóa lớn nên B không thể mất e để tạo ion B3+ → B là phi kim

- Al: lớp e ngoài cùng ngay sau vỏ khí hiếm, khoảng cách s và p gần→ dễ tách 3

e, nên số oxi hóa là +3 bền.năng lượng hydrat hóa của Al3+ rất thấp → Al là kim loại hoạt động mạnh

- Ga và In: sau lớp vỏ khí hiếm còn có 10 e của (n-1)d,lại bị ảnh hưởng của sự co d→ khó tách e

- Tl: sau lớp vỏ khí hiếm còn có 14 e của (n-2)f và 10 e của (n-1)d, lại bị ảnh hưởng của sự co f → khó tách cả 3 e nên số oxi hóa là +1 là bền,trong các dãy

hc tạo thành tồn tại cả muối Tali(III) và Tali(I)

 Tính kim loại của các nguyên tố nhóm IIIA biến thiên tuyến tính chứ không tăng dần

từ trên xuống dưới như KL kiềm thổ

- Từ Al đến Ga: tính kim loại hơi giảm xuống do tổng I hơi tăng (vì Ga dứng sau các KL chuyển tiếp nên chịu ảnh hưởng của sự co d)

- Từ Ga đến In tính kim loại tăng do I giảm, từ In đến Tl thì lại giảm do I tăng( vì Tl đứng sau các kl nhóm lantanoit nên chịu ảnh hưởng của sự co f) Các ion hidrat hóa của các ion Al3+ Ga3+ và In3+ dễ hình thành trong dung dịch (thế điện cực chuẩn của quá trình M3+ + 3e → M khá âm)

- Ga và In: sau lớp vỏ khí hiếm còn có 10 e của (n-1)d,lại bị ảnh hưởng của

sự co d→ khó tách e

- Tl: sau lớp vỏ khí hiếm còn có 14 e của (n-2)f và 10 e của (n-1)d, lại bị ảnh hưởng của sự co f → khó tách cả 3 e nên số oxi hóa là +1 là bền,trong các dãy hc tạo thành tồn tại cả muối Tali(III) và Tali(I)

điều chế boran

 Liên k ết tam nhị hay còn gọi là liên kết 3 tâm 2 điện tử là một liên kết hóa học thiếu điện tử

(electron-deficient chemical bond) khi 2 nguyên tử hình thành liên kết có chung 2 electron

Để đơn giản, người ta còn gọi liên kết này là liên kết 3c-2e (3-center 2-electron bond)

 Tí nh chất lí hoá học của các boran : BH3 , B2H4, B3H5,B2H6 ,

- Các boran tiếp xúc với không khí đều có thể bốc cháy với tốc độ khác nhau,phát nhiệt nhiều:

 Một số boran điều chế bằng phương pháp khác

- Điều chế B9H15 bằng cách đun nóng B5H11 khi có mặt urotropin

- Điều chế B10H16 bằng cách phóng điện êm qua hỗn hợp B5H9 và H2

- Điều chế B20H16 bằng cách cho dòng điện một chiều 1700V phóng qua hỗn hợp B10H4 và H2

12 Cấu tạo tinh thể và tính chất lí, hoá học của axit boric Tính chất lí hoá học và

 Cấu tạo nên bởi các lớp song song với nhau.Mỗi lớp gồm những phân tử H3BO3 liên kết với nhau bằng liên kết H

 Trong các lớp, khoảng cách B-O là 1,37 Ao và O-O là 2,7 Ao

 Lớp này liên kết với lớp kia bằng lực van-de-van Khoảng cách các lớp là 3,18 A0

 Tinh thể axit boric có hình vẩy nhỏ , sờ vào thấy nhờn

 Axit boric tan vừa phải trong nước,quá trình tan đó thu nhiệt nhiều cho nên độ tan của axit tăng mạnh theo nhiệt độ → rất dễ kết tinh trong nước

 Bản thân axit boric không bay hơi nhưng khi đun nóng nó bay hơi cùng với hơi nước

 Khi đun nóng bị mất nước dần ở 100 0Cbiến thành axit metaboric

H2BO2 ,ở nhiệt độ cao hơn thì biến thành B2O3 và ngược lại khi cho B2O3 kết hợp với nước

 H3BO3 là axit một nấc,rất yếu yếu hơn H2CO3

- Oxit boric B2O3 có 2 dạng : dạng thủy tinh và dạng tinh thể

- Dạng thủy tinh là chất ở dạng khối rắn không màu và dòn.khi đun nóng thì mềm rồi tạo thành khối nhớt,có thể kéo sợi và hóa lỏng ở 600

oC

- Oxít boric nóng chảy ở 450 OC và sôi ở 2250 oC

- Hút ẩm mạnh và tan trong nước tạo thành axit boric

B2O3 + 3 H2O= 2 H3BO3

- Tan trong nước tạo axit boric, tỏa nhiệt

- ở trạng thái nóng chảy, B2O3 có thể hòa tan nhiều oxit kim loại tạo thành borat

- Là chất dạng tinh thể , thuộc hệ tà phương,trong suốt, không màu

- Để trong không khí khô chúng bị vụn ra trên bề mặt vì bị mất bớt nước kết tinh

- Borac ít tan trong nước lạnh nhưng tan nhiều trong nước nóng nên rất dễ kết tinh lại từ dung dịch

 Công dụng : dùng để điều chế thủy tinh quang học, men đồ sứ và

đồ sắt và dùng để đánh sạch kim loại trước khi hàn, chế bột giặt

 Các kim loại Be, Mg, và Al tác dụng như thế nào với dung dịch NaOH ?Viết phương trình phản ứng

 Be và Al tan trong dung dịch NaOH

Be + 2 NaOH + 2 H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

2Al + 2 NaOH + 6 H2O = 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2

điều chế điều chế nhôm kim loại từ quặng bôxit

- Là kim loại màu trắng bạc trong không khí có màu hơi xám

- Có nhiệt độ sôi cao và nhiệt độ nóng chảy tương đối thấp

- Al lỏng rất nhớt, độ nhớt giảm xuống do có thêm lượng nhỏ Mg hay Cu

- Ở nhiệt độ thường, Al tinh khiết khá mềm,dễ dát mỏng và dễ kéo sợi

- Nhôm là kim loại dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, rất nhẹ

- Có khả năng tạo nên hợp kim với nhiều kim loại

 Phương pháp điều chế từ quặng bôxit

- Bôxit (Al2O3.xH2O) có chứa tạp chất như Fe2O3, SiO2, CaO cần tinh chế bằng cách đun nóng bột bôxit nghiền với NaOH 40% trong nồi áp suất ở nhiệt độ 150 oC và áp suất 5-6 atm Nhôm oxit tan trong dung dịch kiềm

Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O = 2 Na[Al(OH)4]

- Lọc lấy dung dịch và dùng nước pha loãng ,kết tủa Al(OH)3 sẽ lắng xuống

Na[Al(OH)4] = Al(OH)3 + NaOH

- Lọc lấy kết tủa và nung ở nhiệt độ 1200 – 1400 oC sẽ thu được

Al2O3 tinh khiết

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3 H2O

- Điện phân nóng chảy Al2O3 thu được Al

Al2O3 = 2Al + 3/2 O2

kim loại khác từ oxit của chúng

 Do có ái lực lớn với oxi, nhôm là chất khử mạnh, ở nhiệt độ cao nhôm khử dễ dàng nhiều oxit kim loại đến kim loại tự do

Chương V- Các nguyên tố nhóm IVA

Cacbon(C) – Silic(Si) – Gecmani(Ge) – Thiếc(Sn) – Chì(Pb)

14 Sự biến đổi tính chất của các nguyên tố nhóm IVA Giải thích

 tính kim loại của các nguyên tố mạnh dần đồng thời tính phi kim yếu dần Từ C → Pb

 Giải thích: theo chiều từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng nhưng đồng thời số lớp electron của các nguyên tử cũng tăng làm cho bán kính nguyên tử của các nguyên tố tăng nhanh và chiếm ưu thế nên khả năng dễ nhường electron của các nguyên tố tăng lên, đồng thời khả năng thu electron giảm dần

 Năng lượng ion hóa giảm dần từ C → Pb

 Giải thích : theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, khoảng cách giữa electron lớp ngoài cùng đến hạt nhân tăng, lực liên kết giữa electron lớp ngoài cùng và hạt nhân giảm, do đó năng lượng ion hóa nói chung giảm

15 Kiến trúc tinh thể và tính chất lí, hóa học của các dạng thù hình của cacbon: kim

 Kim cương

 Kiến trúc tinh thể

- Tinh thể kim cương thuộc hệ lập phương

- Trong tinh thể, mỗi nguyên tử cacbon ở trạng thái lai hóa sp3 liên kết cộng hóa trị với bốn nguyên tử C khác bao quanh kiểu tứ diện đều

- Khoảng cách giữa các nguyên tử C là 1,545 Ao

- Tinh thể kim cương có mạng lưới nguyên tử điển hình

- Là một phân tử khổng lồ

 Tính chất vật lí :

- Có tỉ khối lớn (3,51), cứng nhất trong tất cả các chất

- Kim cương dòn,có thể nghiền trong cối sắt thành bột

- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của kim cương chưa xác định nhưng rất cao

- Không dẫn điện vì tất cả các e hóa trị đều được liên kết bền vững trong liên kết C-C

- Tinh thể kim cương trong suốt, không màu,có chỉ số khúc xạ a/s rất lớn nên trông rất lấp lánh và đẹp

 Tính chất hóa học

- Kim cương bền về mặt hóa học

- Chỉ cháy trong oxi tinh khiết ở nhiệt độ khá cao (700-800 oC)

- Độ dài C – C trong các lớp là 1,415 Ao

 Tí nh chất vật lí 

- Than chì có màu xám,có ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện

- Có nhiệt độ nóng chảy rất cao

- Có tỉ khối (2,22) bé hơn kim cương ,nhưng bền hơn kim cương

 Tí nh chất hóa học 

- Kém hoạt động ở nhiệt độ thường nhưng hoạt động hơn kim cương

- Cháy trong oxi tinh khiết

- Có tương tác với S

C + S = CS2

- Khi tương tác lâu với các chất oxi hóa mạnh chẳng hạn như KClO3trong hỗn hợp HNO3 và H2SO4đặc thì than chì tạo nên oxit than chì

năng khử tương đương với khí hiđrô Hãy làm rõ sự so sánh đó

 Tính bày c ấu tạo phân tử CO C = O

 Trong phân tử CO , C và O liên kết với nhau bằng một nối 3,

 Độ dài liên kết là 1,12 Ao, năng lượng liên kết lớn 1070kJ/mol lớn nhất trong tất cả các liên kết, momen lưỡng cực của phân tử không đáng kể µ = 0,118 D

 Cacbon oxit có khối lượng phân tử,tổng số e và cấu tạo phân tử giống với N2 nên có một số tính chất lí hóa giống nhau

 Giải thích :

 Tính ch ất lí học của CO

 Là chất khí không màu ,không mùi,khó hóa lỏng,khó hóa rắn và ít tan trong nước

 Rất bền với nhiệt ở 6000 oCchưa phân hủy

 Tính ch ất hoá học của CO

 Do phân tử CO có năng lượng liên kết lớn →bền ,ở nhiệt độ thường khá trơ,khi đun nóng thì hoạt tính tăng lên nhiều

 Tính chất hóa học đặc trưng của CO là tính khử và khả năng kết hợp

Cụ thể:

- ở đk thường, CO không tác dụng với nước và dung dịch kiềm.Vì vậy người

ta dùng để tách CO ra khỏi CO2 Tuy nhiên,khi sục CO vào NaOH nóng chảy

ở 120 oC và 5 atm tạo ra muối

CO + NaOH → HCOONa

- Tính khử của CO

 Với O2 : 2CO + O2 = 2CO2 ( ở 700 oC, CO cháy trong không khí cho ngọn lửa màu lam và phát nhiều nhiệt → hỗn hợp CO và O2 là hỗn hợp nổ , ở nhiệt độ thường chỉ tương tác với oxikhi có chất xúc tác như hỗn hợp MnO2 và CuO)

 Ở nhiệt độ cao CO khử được nhiều kim loại

CO + CuO → CO2 + Cu3CO + Fe2O3 → 3CO2 + 2Fe

AgNO3 + NH3 → [Ag(NH3)2]+ + CO → Ag↓

 Với dung dịch các chất oxi hóa khác, CO có thể tác dụng được khi

 phương pháp điều chế khí CO trong công nghiệp và trong phòng thí nghiệm.

 Trong công nghiệp :

- Cho hơi nước đi qua than nóng đỏ → khí than ướt

17 Tí nh bày cấu tạo phân tử và tính chất lí hoá học của CO2 và phương pháp điều

chất của các muối cacbonat và hiđro cacbonat của các ion kim loại

 Tính bày c ấu tạo phân tử của CO 2

 Có cấu tạo đường thẳng

O = C = O

 Độ dài liên kết C – O là 1,162 A0 , năng lượng liên kết trung bình là 803 kJ/mol

 Giải thích : theo VB : C lai hóa sp

 Phân tử không phân cực, liên kết C = O phân cực

 Do tạo 2 liên kết đôi nên ptử CO2 bền

 Tính ch ất vật lí CO 2

 Là chất khí không màu, có mùi và vị hơi chua

 Nặng hơn không khí và dễ hóa lỏng, hóa rắn

 ở 60 atm và ngay ở to thường nó biến thành chất chất lỏng không màu và linh động.khi làm lạnh đột ngột thì chất lỏng đó biến thành khối rắn màu trắng giống như tuyết

 CO2 không cháy , không duy trì sự cháy

 Al,K, Mg, Zn cháy trong CO2

3 3

 Hiệu ứng nhà kính:là hiện tượng làm trái đất ấm lên bởi khí CO2

 Khí CO2 trong khí quyển chỉ hấp thụ 1 phần những tia tử ngoại của mặt trời và để cho những tia có bước sóng 50000- 100000Ao đi qua dễ dàng đến mặt đất Nhưng những bức xạ phát nhiệt trở lại từ mặt đất có bước sóng trên 140000 Ao bị CO2 hấp thụ mạnh và phát trở lại Trái Đất làm cho Trái Đất ấm lên

 Người ta tính rằng nếu trong khí quyển không óc CO2 thì nhiệt độ ở mặt đất thấp hơn nhiệt độ hiện tại là 21 oC Ngược lại nếu hàm lượng CO2 trong khí quyển gập đôi so với hiện tại thì to ở mặt đất tăng lên 4 oC

 Hiệu ứng nhà kính gây ra thiệt hại rất lớn:nó làm băng ở 2 cực tan ra=>mực nước biển dâng cao

 Cách khắc phục tốt nhất là hạn chế tối đa rác thải,nước thải công nghiệp,nước thải sinh hoạt,trồng nhiều rừng- bảo vệ môi trường

 Trình bày tính chất của các muối cacbonat và hiđro cacbonat của các ion kim loại

 Các ion CO 2- và HCO - không màu nên màu của muối mang màu của cation kim loại

 Các muối cacbonat của kim loại kiềm bền với nhiệt,khi đun nóng chúng nóng chảy không phân hủy Các muối cacbonat khác phân hủy giải phóng CO2 khi đun nóng

 Muối cacbonat của kim loại kiềm và amoni dễ tan trong nước trừ muối Li ít tan,muối cacbonat của kim loại kiềm bị thủy phân

 Muối hiđro cacbonat của kl kiềm cũng không màu khi đun nóng phân hủy ra muối cacbonat

 Muối cacbonat của kim loại còn lại phần lớn ít tan trong nước như muối của kim loại kiềm thổ,kim loại chuyển tiếp

 Các muối quan trọng trong thực tế là Na2CO3 và K2CO3

18 So sánh độ bền và tính chất của các hợp chất của các nguyên tố nhóm IVA có số

 Khuynh hướng cho số oxi hóa : +4 giảm dần từ C → Pb

Chương VI- Các nguyên tố nhóm VA

Nitơ(N) – Photpho(P) – Asen(As) – Antimon(Sb) – Bitmut(Bi)

19 Sự biến đổi tính chất của các nguyên tố nhóm VA Giải thích

- Từ N →Bi, tính axit của các oxit giảm xuống còn tính bazơ tăng lên, độ bền của số oxi hóa +3 tăng lên còn độ bền của số oxi hóa +5 nói chung giảm xuống

- Giống như nhóm IVA, N có khả năng tạo liên kết π kiểu p-p, N tồn tại dạng phân tử N2.Các nguyên tố còn lại có AO d → tạo liên kết π kiểu p-d,

- Số phối trí tăng dần từ trên xuống N →Bi : N(3) , P(5)

công nghiệp

 Cấu tạo phân tử NH3

 Phân tử amoniac có cấu tạo hình chóp mà đáy là một tam giác đều: N ở đỉnh hình

 Là khí không màu, mùi khai và sốc, nhẹ hơn không khí

 Có nhiệt độ nóng chảy -77,75 oC, nhiệt độ sôi là -33,35 oC

 Là phân tử phân cực, NH3 tan rất dễ trong nước do hình thành liên kết H

 Dung dịch NH3 đậm đặc thường có nồng độ 25% và tỉ khối D=0,91g/cm3

 NH3 có khả năng hòa tan các kim loại kiềm và kiềm thổ tạo dung dịch màu lam thẫm

 Tính chất hóa học : là chất khá hoạt động Với cặp e tự do ở nitơ, NH3 có khả năng kết hợp dễ dàng với nhiều chất.

 Tan trong nước có tính bazơ , NH3 tan trong nước là một bazơ yếu

- Clo và brom oxh mãnh liệt amoniac ở trạng thái khí và dung dịch

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl 2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

- F tác dụng với khí NH3

4NH3 + 3F2 = NF3 + 3NH4F

- Iot tác dụng với dung dịch NH3 tạo nên kết tủa màu đen có thành phần

NI3.NH3, ở trạng thái khô hợp chất này dễ nổ khi va chạm nhẹ

- Đối với các chất oxh khác, amoniac bền ở đk thường Khi đun nóng nó khử được một số oxit kim loại

nghiệp và trong phòng thí nghiệm

 C ấu tạo phân tử NO

 Vạch chấm giữa N và O chỉ liên kết 3 e hay gọi là liên kết một electron.Như vậy ,liên kết trong phân tử NO là liên kết 2,5 độ dài liên kết là 1,14 A0

: N O

 Là chất khí không màu, rất độc,khó hóa rắn,khó hóa lỏng

 Ít tan trong nước , bị oxi hóa ngoài không khí

 Tính khử : tác dụng với HNO3 đặc , KMnO4 ,

NO + 2HNO3 = 3NO2 + H2O 10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 10HNO3 + 3K2SO4 +6MnSO4 +4H2O

- Hỗn hợp NO và H2 gây nổ khi đun nóng

- H2S khử NO đến N2, SO2 khử NO đến N2O

2NO + 2H2S = N2 + 2S + 2H2O 2NO + SO2 = N2O + SO3

công nghiệp và trong phòng thí nghiệm

 C ấu tạo phân tử NO 2

 Các oxit NO2 tác dụng với nước tạo thành axit

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

 NO2 vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa

- Nó có thể tương tác với một số phi kim, hiđro và kim loại

Cl2 + 2 NO2 = 2 NO2Cl 7H2 + 2NO2 = 2 NH3 + 4H2O 2Cu + NO2 = Cu2O + NO

- Nó oxi hóa CO→ CO2 , SO2 → SO3

 Tính ch ất lí hóa học của HNO 2

 Chỉ tồn tại ở trạng thái khí và trong dung dịch nước

 Trong pha khí có cân bằng

2 HNO2 = NO + NO2 + H2O

 Trong dung dịch nước của axit nitrơ không bền,nhanh chóng bị phân hủy nhất khi đun nóng:

3HNO2 = 2NO + HNO3 + H2O

 Do không bền, axit nitrơ hoạt động rất mạnh về mặt hóa học, vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử

- HNO2 oxi hóa được HI → I2 , SO2→ H2SO4, Fe2+ → Fe3+

2HI + 2 HNO2 → 2NO + I2 + 2 H2O

- Với các chất oxi hóa mạnh như KMnO4, MnO2, PbO2 thì HNO2 bị oxi hóa thành HNO3

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

 Trong dung dịch nước axit HNO2 là một axit yếu mạnh hơn H2CO3

 Tí nh chất của các muối nitrit

 Muối nitrit bền hơn axit nhiều Hầu hết các muối nitrit dễ tan trong nước, muối ít tan

là AgNO2

 Muối NO2- không màu

 Nitrit kim loại kiềm bền với nhiệt, chúng không phân hủykhi nóng chảy mà chỉ phân hủy ở 500 oC

 Nitrit của kim loại khác kém bền hơn,bị phân hủy khi đun nóng như AgNO2, Hg(NO2)2

 Trong môi trường axit, muối nitrit có tính oxi hóa và tính khử

- Tính oxi hóa :

2KI + 2KNO2 + 2H2SO4→ 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O 2FeSO4 + 2KNO2 + 2H2SO4→ K2SO4 +Fe2(SO4)3 + 2NO + 2H2O

- Tính khử:

2KMnO4 + 5 KNO2 + 3 H2SO4 → K2SO4 + 5KNO3 + 2MnSO4 + 3H2O

K2Cr2O7 + 3 KNO2 + 4 H2SO4 → K2SO4 + 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + 4H2O

 Có tính axit và tính oxi hóa mạnh

 Có thể tương tác hầu hết kim loại trừ Pt, Au, và với một số phi kim C,P, As ,S

Cu + 4HNO3 đặc = Cu(NO3)2 + NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 loãng = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

S + 2HNO3 loãng = H2SO4 + 2 NO

S + 6HNO3 đặc = H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O

 Oxi hóa Fe2+ →Fe3+

6FeSO4 + 3HNO3 + 2H2SO4→ Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

 HNO3 loãng không oxi hóa được HI → I2 ,nhưng HNO3 đặc oxh đc cả HCl

KNO3 + H2SO4 = KHSO4 + HNO3

- Ion NO3- không màu ,nên màu muối nitrat là màu của cation kim loại

- Hầu hết các muối đều dễ tan trong nước

- Một vài muối hút ẩm trong không khí như NaNO3 và

nc s

2 NaNO3 = 2 NaNO2 + O2

- Muối nitrat của kl từ Mg –Cu khi đun nóng bị phân hủy thành oxit, nitơ đioxit và oxi

2 Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

- Muối nitrat của kim loại sau Cu khi đun nóng bị phân hủy thành kim loại:

Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2

- Muối nitrat trong môi trường axit có khả năng oxi hóa như axit nitric,trong môi trường trung tính thì hầu như không có khả năng oxi hóa,trong môi trường kiềm có thể bị Al ,Zn khử đến NH3

NaNO3 + 4 Zn + 7NaOH + 6H2O = 4 Na2[Zn(OH)4] + NH3

25 Cấu tạo tinh thể, tính chất lí hóa học của các dạng thù hình của phot pho

làkhốitrongsuốt,mềmnhưsáp,cómạnglướilậpphương,nútmạnglàphântửP4liênkếtvớinhaubằn glựcVandevan.Docómạnglướiphântửnêndễnóngchảy(t0 =440C),dễbayhơi(t0 =2570C),dễ tantrongdung môikhông phâncựcnhưCS2,benzen.Trongdungdịchcũngnhư

trạngtháihơi,phântửdạngP4lậpthànhtứdiệnđều,nguyêntửPnằmởcácđỉnh,độ dàiliênkếtP- Plà2,21ǺvàgócPPP bằng600

P

 GóchoátrịcủaphântửP4bằng600,nhỏhơnsovớigócgiữacácorbital3pnênphântửP4luônchịu" sứccăng"mạnh,làmcholiênkếtP-Pkhôngbền,năng lượng phá vỡliên kết thấp EP-P= +50kcal/mol (trong khi đóEN-

N=+225,8kcal/mol).Dođó,tuynitơcóđộâmđiệnlớnhơnphôtpho(3,04eV>2,19eV)nhưngp hôtphovẫnhoạtđộnghoáhọcmạnhhơnnitơ

 Phôtpho trắng ở thể hơi có mùi tỏi, có thể chưng cất ở 1000 C cùng với hơi nước

 Vì P trắng không bền nên dưới tác dụng của ánh sáng hoặc nhiệt nó chuyển dần sang dạng bền hơn là P đỏ

 Dướitácdụng củanhiệt,P4phân huỷ : P4 → 2P2

 Phốtphođỏ(Pn):làchấtbộtmàuđỏ,phântửdạngpolymegồmmộtsốdạngkhácnhaumàcấutrúcchođ

ếnnaychưaxácđịnhđược.Dovậy,tuỳtheocáchđiềuchếmàtínhchấtvàtỉkhốikhácnhau,dbiếnđổitừ 2,0đến2,4.Pđỏkhôngtantrongdungmôinàocả,nóngchảyở5930C,thănghoaởápsuấtcao,tạothàn

h hơi gồmnhữngphân tử P4,hơinàyngưngtụthànhPtrắng

 Phot pho đen (Pm): được tạo thành khi đun nóng P trắng ở 370 - 380oC với xúc tác Hg trong khoảng 8 ngày đêm hoặc dưới áp suất cao (12.000atm)