Chương-2.-Phân-Nhóm-Chính.pdf

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 1 of 56
CHƯƠNG 2.
CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM CHÍNH
TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 2 of 56
1.1.1.1. Đặc điểm chung của nguyên tử hiđro
Do có kiến trúc đặc bịêt (1s1) gồm một electron và hạt nhân, nguyên
tử H có ba khả năng (để làm bền):
▪ Kết hợp electron biến thành ion H- có kiến trúc electron của heli
(1s2) (khí hiếm): H + e- = H-
Nhóm IA
Chu kỳ 1
2.1.1. Hydro
2.1. HYDRO

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 3 of 56
2.1.1.1. Đặc điểm chung của nguyên tử hiđro
▪ Mất electron hóa trị biến thành ion H+ :
H - e- = H+
▪ Tạo nên cặp electron chung cho liên kết cộng hóa trị.
Các khả năng trên cho thấy H có một vị trí đặc biệt trong bảng
hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học; nó vừa giống và
vừa khác các kim loại kiềm và halogen. Do cấu hình electron
nguyên tử thì có thể xếp H ở nhóm IA của bảng tuần hoàn.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 4 of 56
Các đồng vị của Hidro
• Proti và đơteri là hai đồng vị bền còn triti là đồng vị phóng xạ.
• Trừ một số đặc điểm như tốc độ và hằng số cân bằng của phản
ứng, tính chất hóa học của H, D và T đều giống nhau.
Proti
Kí hiệu: 1H
Đơteri
Kí hiệu: 2H hay D
Triti
Kí hiệu: 3H hay T
Tỉ lệ: 99,98% 0,016% 10-4%
2.1.1.2. Đơn chất

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 5 of 56
Tính chất vật lý của Hidro
• Dạng tồn tại bình thường ở trạng thái tự do của hidro là phân tử
H2 gồm hai nguyên tử.
• Ở nhiệt độ thường, hidro là khí không màu, không mùi và không
vị. Hidro rất ít tan trong nước và trong các dung môi khác.
H H2

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 6 of 56
Tính chất hóa học của Hidro
• Hidro có các số oxi hóa đặc trưng là:
• Tính khử: Là hoạt tính quan trọng nhất của hiđro khi phản ứng với các phi kim,
với các hợp chất có tính oxi hóa, hiđro sẽ thể hiện tính chất này.
Ví dụ: ở nhiệt độ thường H2 + F2 → 2HF
• Tính oxi hóa: Chỉ khi phản ứng với các kim loại họat động, hiđro mới thể hiện
tính oxi hóa và chuyển về trạng thái oxi hóa (-1).
Ví dụ: H2 + Na → 2NaH
• Lưu ý: Phân tử hiđro rất bền vững nên ở nhiệt độ thường hiđro kém hoạt động.
+1
-1 0
H - e- = H+
Tính khử
H + e- = H-
Tính oxi hóa
0 +1
0 -1

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 7 of 56
2.1.1.3. Các hợp chất của Hidro
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Hidrua ion
Ví dụ: NaH
Hidrua cộng hóa
trị khó bay hơi
Ví dụ: BeH2
Hidrua cộng hóa
trị dễ bay hơi
Ví dụ: SiH, PH3
Hợp chất H(+1)
Hợp chất H (-1)

Nước
- Tính chất vật lý
Liên kết H-O khá bền vững nên ở trên 10000C nước mới bắt đầu phân hủy.
2H2O → O2 + H2↑ ∆H = 13Kcal/mol
Nước là một chất lỏng trong suốt, không màu không mùi và không vị. Lớp nước
dày có màu xanh lam nhạt.
- Tính chất hóa học
H2O có tính chất lưỡng tính theo Quan điểm Bronsted
2H2O → OH- + H3O+
Tính oxi hóa và tính khử trong dung dịch nước H2O

+ Nước có thể bị khử với sự tạo thành H2. Trong phản ứng này,
chính H+ của nước bị khử.
+ Nước cũng có thể bị oxi hóa với sự giải phóng ra O2. trong
phản ứng này, chính O2- bị oxi hóa.
Lưu ý: Cả tính khử và tính oxi hóa của nước khi ở môi trường
trung tính không cao nên chỉ các chất khử rất mạnh mới đẩy được
H2 ra khỏi nước và chỉ với chất oxi hóa mạnh mới oxi hóa được
nước.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 10 of 56
2.1.1.4. Phương pháp điều chế và ứng dụng của Hidro
Điều chế Hidro
• Trong phòng thí nghiệm hyđro thường được điều chế bằng cách
cho kẽm hạt tác dụng với dung dịch axit sunfuric loãng hoặc axit
clohiric ở trong bình kíp.
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
• Trong trường hợp dùng kẽm tinh khiết, phản ứng xảy ra rất chậm,
cần cho thêm một ít muối đồng vào để phản ứng xảy ra nhanh hơn.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 11 of 56
Ứng dụng của Hidro
• Một phần rất lớn của khí hiđro được dùng trong ngành công
nghiệp hóa học để tổng hợp amoniac, rượu metylic, axit
clohiđric, nước, oxi,…, chế hóa dầu mỏ; cón phần nhỏ để
hidro chế hóa các hợp chất hữu cơ.
• Hidro lỏng dùng làm nhiên liệu tên lửa.
2.1.1.4. Phương pháp điều chế và ứng dụng của Hidro

2.1.2. Hydrua
Hyđrua ion
• Các hiđrua ion bị thủy phân hoàn toàn trong nước cho môi trường kiềm mạnh.
NaH + H2O → NaOH + H2↑
• Các hiđrua ion có tính bazơ nên chúng phản ứng với các hiđrua axit (trong các
dung môi không nước) để tạo thành các phức hiđrua.
Các hiđrua cộng hóa trị dể bay hơi
• Các hiđrua kim loại này có bản chất axit. Do nguyên tử hiđro có số oxi hóa (-
1) nên nó cũng có các tính chất giống các hiđro ion.
• Không bền (kém bền hơn so với hiđrua ion ), nhiều hiđrua bị phân hủy ngay
khi vừa được hình thành .
• Có tính khử mạnh, nhiều chất tự bốc cháy khi tiếp xúc với oxigen không khí
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 13 of 56
2.1.2. Hydrua
Các hiđrua cộng hoa trị khó bay hơi
• Các hiđrua loại này có tính chất trung gian giữa hiđrua ion
và hiđrua cộng hóa trị dể bay hơi.
• Chúng thường có tính chất lưỡng tính. Trong dung môi
không nước chúng phản ứng được với các hiđrua ion và
hiđrua cộng hóa trị.
BeH2 + 2NaH → Na2[BeH4]

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 14 of 56
2.2.1.1. Đặc trưng nguyên tử các nguyên tố nhóm IA.
IA Cấu hình electron Bán kính kim loại
( )
Độ âm điện Năng lượng ion hóa
I1 (ev)
3
Li
[He]2s 1,55 1,0 5,39
11
Na
[Ne]3s 1,89 0,9 5,14
19
K
[Ar]4s 2,36 0,8 4,34
37
Rb
[Kr]5s 2,48 0,8 4,18
55
Cs
[Xe] 6s 2,68 0,7 3,89
87
Fr
[Rn]7s 2,80 0,7 -
o
A
2.2. KIM LOẠI KIỀM VÀ KIỀM THỔ
2.2.1. Phân nhóm IA.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 15 of 56
Tính chất vật lý và hóa học của các đơn chất thuộc nhóm IA
• Các kim loại kiềm rất hoạt động về mặt hóa học.
• Thể hiện tính khử mạnh và tính khử tăng dần từ Li đến Cs .
• Khi đun nóng trong khí amonjac, các kim loại kiềm dễ tạo thành amiđua:
2Na + 2NH3 = 2NaNH2 + H2


IA Nhiệt độ nóng
chảy, 0C
Nhiệt độ sôi,
0C
Tỉ khối Độ dẫn điện
riêng, Ω/cm
Li 180 1317 0,53 11,8.104
Na 98 883 0,97 23,0.104
K 64 760 0,86 15,9.104
Rb 39 689 1,53 8,9.104
Cs 29 666 1,87 5,6.104

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 16 of 56

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 17 of 56
2.2.1.3. Tính chất vật lý và hóa học của các hợp chất
• Oxit M2O
– Oxit của các kim loại kiềm đều là chất rắn ở mhiệt độ thường. Khi
nóng chảy trong điều kiện có không khí chúng đều bị oxi hóa tiếp
tục tạo thành peroxit.
– Các oxit phản ứng mảnh liệt với nước tạo thành hiđroxít (trừ Li2O).
• Hidroxit MOH
– Hidroxit của kim loại kiềm là các chất rắn, màu trắng hút ẩm mạnh.
– Các hidroxit là các bazơ mạnh, tính bazơ tăng dần trong dãy.


HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 18 of 56
– Bền không bị phân hủy bởi nhiệt (chỉ có LiOH mất
nước tạo thành Li2O)
• Cacbonat
– Dễ tan trong nước. Bền khi đun sôi đến nhiệt độ nóng
chảy nhưng ở nhiệt độ cao gần đến nhiệt độ sôi thì
chúng phân hủy.
M2CO3 → M2O + CO2
– Dung dịch có môi trường kiềm mạnh do bị thủy phân


2.2.3. Tính chất vật lý và hóa học của các hợp chất

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 19 of 56
• Điều kiện hình thành
• Sự kết hợp thêm 1 electron vào phân tử oxigen sẽ dẫn đến sự
hình thành anion O2
- (ion superoxit hoặc peroxit bậc cao) :
O2 + 1e- → O2
- ∆H= 20 Kcal/mol
2- (anion peroxit).
O2
- + 1e- → O2
2- ∆H= 1303 Kcal/mol
• Quá trình điền thêm electron vào phân tử O2 làm giảm độ bền
liên kết giữa các nguyên tử O trong ion. Vì vậy các peroxit
thường kém bền hơn so với các oxit tương ứng. Cation có kích
thước càng nhỏ, điện tích càng lớn, peroxit của nó càng bền.
Peroxít - Superoxít

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 20 of 56
Tính chất vật lý của Natrperoxit
• Tinh khiết có màu trắng.
• Lẫn các tạp chất có màu vàng.
• Nhiệt độ nóng chảy 4600C.
• Nhiệt độ sôi 6600C.
• Phân hủy rõ rệt ~6000C.
• Tương tác mãnh liệt với nước.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 21 of 56
Tính chất hóa học của Natriperoxit
• Có tính chất bazơ chúng bị thủy phân bởi nước, phản ứng với các
axit giải phóng ra H2O2:
Na2O2 + H2O → NaOH + H2O2 (ở nhiệt độ thấp)
Na2O2 + H2O → NaOH + O2
• Các peroxit thể hiện cả tính khử và tính oxi hóa do sự có mặt của
dây oxigen -O-O-
O2
2- + 2e- → 2O2- tính oxi hóa
O2
2- - 2e- → O2 tính khử
• Hoạt tính oxi hóa thể hiện mạnh hơn hoạt tính khử.
• Hoạt tính khử chỉ thể hiện khi cho các peroxit phản ứng với các
chất oxi hóa mạnh (KMnO4, K2Cr2O7 …).

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 22 of 56
Ứng dụng và điều chế hợp chất Na2O2
Ứng dụng
• Na2O2 phản ứng với CO2 sinh ra O2 dùng làm nguồn cung cấp O2
trong bình lặn và các tàu ngầm.
• Na2O2 tính oxi hóa mạnh dùng làm chất tẩy trắng vải, bột giặt...
• Trong phân tích, người ta trộn Na2O2 và Na2CO3 dùng phá mẫu các
quặng sunfua bằng cách nấu chảy trong chén niken:
2FeS2 + 15Na2O2 = Fe2O3 + 4Na2SO4 + 11 Na2O
Điều chế
Na2O2 được điều chế bằng cách cho oxy hay không khí khô qua
natri đốt nóng ở 180oC trong bình thép hay nhôm.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 23 of 56
2.2.2.1. Đặc điểm chung các nguyên tố IIA
• Các nguyên tử kim loại nhóm IIA được gọi là kim loại kiềm thổ.
• Chúng là những kim loai hoạt động và hoạt tính đó tăng lên dần từ
Be đến Ra.


IIA Cấu hình electron Bán kính kim loại
( )
Độ âm điện Năng lượng ion hóa
I1 (ev)
4
Be
[He]2s2 1,13 1,5 9,32
12
Mg
[Ne]3s2 1,60 1,2 7,64
20
Ca
[Ar]4s2 1,97 1,0 6,11
38
Sr
[Kr]5s2 2,15 0,9 5,69
56
Ba
[Xe] 6s2 2,21 0,9 5,21
88
Ra
[Rn]7s2 2,35 0,9 5,18
o
A
2.2.2. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IIA

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 24 of 56
Tính chất vật lý và hóa học các đơn chất nhóm IIA


IIA Nhiệt độ nóng
chảy, 0C
Nhiệt độ sôi,
0C
Tỉ khối Độ dẫn điện
riêng, Ω/cm
Be 1280 2507 1,86 28.104
Mg 650 1100 1,74 25.104
Ca 850 1482 1,55 23,5.104
Sr 770 1380 2,6 3,3.104
Ba 710 1500 3,6 1,7.104

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 25 of 56
Tính chất vật lý và hóa học các đơn chất nhóm IIA
• Các kim loại kiềm thổ là những kim loại hoạt động đứng sau kim
loại kiềm.
• Thể hiện tính khử và tính khử tăng dần từ Be đến Ra (Ra là
nguyên tố phóng xạ).
• Tương tác dễ dàng với nước giải phóng H2, Be không tương tác do
có lớp oxit bền bảo vệ.
Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2
• Be có thể tan trong dung dịch kiềm mạnh hoặc kiềm nóng chảy:
Be + NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2



2.2.2.3. Tính chất vật lý và hóa học của các hợp các
nguyên tố thuộc nhóm IIA
• Các oxit MO của các kim loại kiềm thổ là chất màu trắng. Là
các oxit bazơ, có thể tan trong axit. Riêng BeO khó tan trong
axit nhưng dễ tan trong kiềm.
• Peroxit
– Be không tạo nên peoxit, Mg chỉ tạo nên peroxit ở dạng hiđrat,
còn Ca, Sr và Ba tạo nên các peroxit là chất bột màu trắng và
khó tan trong nước.
– Dung dịch của các peroxit này có phản ứng kiềm và có tính
chất của dung dịch H2O2.



HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 27 of 56
• Hiđroxit M(OH)2
– của các kim loại kiềm thổ khan đều ở dạng bột màu trắng.
– M(OH)2 đều không bền nhiệt, khi đun nóng chúng mất nước
biến thành oxit.
– Có tính bazơ, tính bazơ tăng dần khi đi từ Be(OH)2 đến
Ba(OH)2


2.2.6. Tính chất vật lý và hóa học của các hợp các
nguyên tố thuộc nhóm IIA

Khái niệm:
- Nước cứng: là nước có chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+
- Nước mềm: là nước chứa rất ít hoặc không chứa ion
Ca2+, Mg2+
Nước cứng

Phân loại nước cứng
Nước
cứng
Nước cứng tạm thời
Nước cứng vĩnh cửu
Nước cứng toàn phần
Chứa ion HCO3
-
Chứa ion Cl- , SO4
2-
hoặc cả hai ion
Chứa tổng độ cứng
tạm thời và độ
cứng vĩnh cửu
Nước cứng

Tác hại nước cứng
• Trong đời sống hằng ngày:
- Nấu thức ăn lâu chín, mất mùi vị
- Tạo ra cặn nồi hơi trong khi nấu => lãng phí nhiên liệu
- Giặc quần áo bằng nước cứng quần áo mau mục, mất
tính tẩy rửa của xà phòng
• Trong thí nghiệm:
Nước cứng làm hỏng dung dịch cần pha chế
Nước cứng

Biện pháp làm mềm nước cứng
• NGUYÊN TẮC: chuyển các ion Ca2+ , Mg2+ có trong dung
dịch thành dạng kết tủa, rồi sau đó lọc bỏ kết tủa
1. Phương pháp vật lí:
Mg(HCO3)2 MgCO3+ CO2 + H2O
2. Phương pháp kết tủa:
‐ Vôi tương tác với các muối magie:
MgCl2 + Ca(OH)2  Mg(OH)2+ CaCl2
‐ Xoda tương tác với các muối canxi:
CaSO4 + Na2CO3  CaCO3 + Na2SO4
Nước cứng

‐ Đối với nước có độ cứng tạm thời:
+ Phương pháp vôi:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O
Mg(HCO3)2 + 2Ca(OH)2  2MgCO3 + 2H2O + Mg(OH)2
+ Phương pháp xút:
Ca(HCO3)2 + 2NaOH  CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O
Mg(HCO3)2 + 2NaOH  MgCO3 + Na2CO3 + 2H2O
+ Phương pháp xoda:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3  CaCO3 + 2NaHCO3
Mg(HCO3)2 + Na2CO3  MgCO3 + 2NaHCO3
Nước cứng

‐ Đối với nước có độ cứng vĩnh cửu:
+ Phương pháp xoda:
CaSO4 + Na2CO3  CaCO3 + Na2SO4
MgSO4 + Na2CO3  MgCO3 + Na2SO4
+ Phương pháp photphat:
3CaSO4 + 2Na3PO4  3Na2SO4 + Ca3(PO4)2 
3MgSO4 + 2Na3PO4  3Na2SO4 + Mg3(PO4)2 
3. Phương pháp trao đổi ion:
Nước cứng
Ca2+, Mg2+
Na+ Ca2+
Mg2+
Nước
mềm
ống nhựa
Nước cứng

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 34 of 56
5.3.1. Đặc trưng nguyên tử các nguyên tố nhóm IIIA


IIIA Cấu hình electron Bán kính kim loại
( )
Độ âm điện
(Pauling)
Năng lượng ion
hóa I1 (ev)
56
B
[He]2s22p 0,91 2,01 8,3
13
Al
[Ne]3s23p 1,43 1,5 5,98
31
Ga
[Ar]3d104s24p 1,39 1,6 6,00
49
In
[Kr]4d105s25p 1,66 1,7 5,79
81
Tl
[Xe]4f145d106s26p 1,71 1,8 6,1
o
A
5.3. Các nguyên tố nhóm IIIA

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 35 of 56
2.3.1. Đặc trưng nguyên tử các nguyên tố nhóm IIIA.
• Trừ B là nguyên tố phi kim, các nguyên tố còn lại đều là kim
loại.
• Từ Al đến Ga tính kim loại hơi giảm xuống.
• Trong các hợp chất, các nguyên tố nhóm IIIA có số oxi hóa
chủ yếu là (+3), ngoài ra còn khả năng tạo hợp chất có số oxi
hóa (+1)
2.3. Các nguyên tố nhóm IIIA

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 36 of 56
Nguyên tố B Al Ga In Tl
Nhiệt độ nóng chảy, 0C 2072 650 30 156 303
Nhiệt độ sôi, 0C 3700 2467 2403 2075 1457
2.3.2. Bo
Tính chất vật lý
Bo tồn tại một số dạng thù hình khác nhau (dạng vô định hình là chất ở dạng bột
màu nâu sẫm, chất nghịch từ). Bo tinh thể tinh khiết không có màu nhưng thường
có màu đen xám, vì có lẫn tạp chất. Bo có ánh kim, bề ngoài giống như kim loại
có tỉ khối là 2,33 và cứng gần bằng kim cương.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 37 of 56
• B vừa thề hiện tính oxi hóa, vừa thể hiện tính khừ
– Tính khử mạnh:
– 4B + 3O2 = 2B2O3 ( t0=7000C)
– Tính oxi hóa yếu: chỉ tác dụng với khử mạnh là các kim loại
mạnh phân nhóm IA, IIA.
• Al, Ga, In, Tl thể hiện tính khử và tính khử giảm dần khi đi
từ Al đến Tl.
Tính chất hóa học của Bo

Các hợp chất của Bo với oxy có nhiều ý nghĩa về lý thuyết và thực tế
hơn cả.
Oxit B2O3
Axit H3BO4
Muối Borac
Na2B4O7.10H2O
2.3.3. Hợp chất của Bo

Oxit boric: B2O3
Tính chất vật lý : là chất ở dạng khối rắn,không màu và dòn,có
thể kéo sợi được và hóa lỏng ở nhiệt độ khoảng 6000C.
Oxit boric nóng chảy ở 4500C và sôi ở 22500C
Tính chất hóa học:
Oxit boric hút ẩm rất mạnh và tan trong nước tạo thành axit boric
quá trình này tạo ra nhiều nhiệt.
B2O3 + 3H2O = 2H3BO3
2.3.2.2. Hợp chất của Bo

Oxit boric: B2O3
Ở trạng thái nóng chảy oxit boric có thể hòa tan nhiều oxit kim
loại tạo thành borat
B2O3 + CaO = CaB2O4
oxit boric tác dụng với P4O10 khi đun nóng
2B2O3 + P4O10 = 4PBO4
Điều chế: nhiệt phân axit boric
2H3BO3 = B2O3 + 3H2O

Axit boric (axit orthoboric)
• Tính chất vật lí: là dạng chất lỏng ở dạng tinh thể trong suốt màu
trắng, tan vừa phải trong nước khi tan thu nhiều nhiệt độ tan tăng
mạnh theo nhiệt độ do đó rất dễ kết tinh trong nước. H3BO3 không
bay hơi nhưng khi đun nóng cùng với nước thì nó sẽ bay hơi cùng
với hơi nước
• Tính chất hóa học: khi trung hòa axit boric trong nước bằng bazơ,
tùy theo bản chất của cation trong bazơ mà thu được các kiểu muối
borat khác nhau như Ca(H2BO3)2 ,Ag BO2 , Na2B4O7 …
4H3BO3 + 2NaOH = Na2B4O7 + 7H2O
2H3BO3 + 3Na2CO3 = 2Na3BO3 + 3CO2 + 3H2O

Axit boric
• Axit boric còn có thể tương tác với rượu khi có mặt axit
sunphuríc đặc
H3BO3 + 3C2H5OH = B(OC2H5)3 + 3H2O
Điều chế: cho Na2B4O7 tác dụng với HCl
Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 4H3BO3 + NaCl

Muối Borat
• Là muối của axit boric, các borat kim loại kiềm tan được trong nước
còn các borat khác đều khó tan
• Tác dụng với nước tạo thành hydrat peoxyborat có thành phần
NaBO3. 4H2O. Chất này khi tan trong nước giải phóng H2O2
Na2B4O7.10H2O
• Tính chất vật lí: là chất rắn dạng tinh thể thuộc hệ tà phương trong
suốt không màu. ít tan trong nước lạnh nhưng tan nhiều trong nước
nóng. borat bị thủy phân trong nước :
Na2B4O7 + 7H2O ↔ 4H3BO3 + 2NaOH

Na2B4O7.10H2O
• Dung dịch borat có khả năng hấp thụ mạnh khí CO2
• Tính chất hóa học: phản ứng với kiềm mạnh và có thể chuẩn
bằng HCl với chất chỉ thị là MO. Trong hóa học phân tích
người ta dung borat tinh khiết đẻ làm chất đầu trong khi chuẩn
độ axit và để pha những dung dịch đệm. Borat khan nóng chảy
có khả năng hòa tan oxit của các kim loại tạo thành muối borat
ở dạng thủy tinh và có màu đặc trưng

Điều chế Bo:
• Trong phòng thí nghiệm người ta điều chế Bo bằng phương pháp
nhiệt kim loại ( thường dùng Na hay Mg để khử)
B2O3 + 3Mg = 3MgO + 2B
• Phương pháp nhiệt kim loại cho sản phẩm lẫn tạp chất. Muốn điều
chế bo tinh khiết hơn người ta phân hủy cracking các boran:
B2H6 2B + 3H2
Ứng dụng của Bo: Bo được dùng làm chất phụ gia thêm vào các
hợp kim để làm tăng tính bền nhiệt, nó cũng được sử dụng để tạo
màng bảo vệ các chi tiết máy hạt nhân nguyên tử. Bo có khả năng
hấp thụ nơtron khá mạnh.
Điều chế và ứng dụng của Bo

Tính chất hóa học của Nhôm
Do có ái lực lớn oxi, nhôm là chất khử mạnh.
Ở nhiệt độ cao, nhôm khử dễ dàng nhiều oxit kim loại
đến kim loại tự do, nên thực tế người ta dùng bột để
điều chế kim loại khó bị khử và khó nóng chảy như: Cr,
Fe, Mn, Ni, Ti,V.
2Al + Cr2O3 = Al2O3 +2Cr
• Phương pháp dùng nhôm khử oxit kim loại để điều chế
kim loại gọi là phương pháp nhiệt nhôm.
2.3.4. Nhôm

Bằng phương pháp nhiệt nhôm, người ta thường
dùng hỗn hợp gồm 25% Fe3O4 và 75% bột nhôm để hàn
nhanh và ngay tại chỗ những chi tiết bằng sắt.
Ở nhiệt độ thường, nhôm tương tác với Cl2, Br2; với
I2 khi đun nóng; với N2, S và C ở nhiệt độ khá cao 700-
8000C và không tương tác với H2
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
Nhôm không phản ứng với HNO3 đặc và nguội.
Tính chất hóa học của Nhôm

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 48 of 56
Tính chất vật lý và hóa học của Al2O3
• Nhôm oxit tồn tại hai dạng chính thường gọi là Al2O3-γ ít bền và
Al2O3- bền hơn. Al2O3-α tồn tại dưới dạng khoáng vật
corunđum có màu đục.
• Al2O3-γ thu dược khi nhiệt phân nhôm hiđroxit Al(OH)3 ở 500-
6000C, nếu nung trên 10000C sẽ thu được Al2O3-.
• Al2O3- rất trơ về phương diện hóa học.
– Ở nhiệt độ thường nó không tan trong axit và kiềm.


2.3.5. Hợp chất Nhôm

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 49 of 56


Al, o Lỗ trống  Oxy
Cấu trúc của α-Al2O3 Cách sắp xếp của γ-Al2O3

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 50 of 56
– Ở nhiệt độ cao nó phản ứng được với hiđroxit, cacbonat,
hiđrosunfat và đisunfat kim loại kiềm.
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
• Al2O3-γ hoạt động hóa học hơn, nó tan trong dung dịch axit
và kiềm
Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]



HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 51 of 56
– Ở nhiệt độ cao nó phản ứng được với hiđroxit, cacbonat,
hiđrosunfat và đisunfat kim loại kiềm.
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
• Al2O3-γ hoạt động hóa học hơn, nó tan trong dung dịch axit
và kiềm
Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]



HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 52 of 56


O Al O Al
OH
OH
Ñoát noùng
H2O
O Al O Al
O
Taâm acid Lewis
Tâmbaz Lewis
+H2O
O Al O Al
O
H
O
TâmB
-
Taâmbaz
H
Al2O3 hoạt tính được dùng làm chất xúc tác do hình thành các
tâm axit base như sau:

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 53 of 56


Hình: Sơ đồ chuyển hóa nhiệt của các dạng thù hình nhôm oxid

• Tính lưỡng tính của Al(OH)3 có dễ biểu diện bằng cân bằng:
[Al(H2O6]3+ +OH– → Al(OH)3 + OH– → [Al(OH)6]3+
[Al(OH)6]3+ + H3O+ → Al(OH)3 + H3O → Al(H2O6]3+
• Vì cả hai tính axit và tính bazơ của Al(OH)3 đều yếu nên tạo muối
nhôm và alumiat đều bị thủy phân mạnh.
• Một số muối Al(+3) với muối yếu như Al2S3, Al2(CO3)3,
Al(CN)3…bị thủy phân hoàn toàn:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Nên chúng không thể tồn tại trong dung dịch.

• Al2(SO4)3 : chất bột màu trắng, phân hủy ở nhiệt độ cao, khi kết
tinh từ dung dịch cho dạng Al2(SO4)3.18H2O (là những tinh thể
những tinh thể hình kim không màu , dễ tan trong nước, ích tan
trong rượu). quá trình biến đổi bởi nhiệt như sau:
34Al2(SO4).18H2O Al2(SO4)3.16H2O Al2(SO4)3
• Trong công nghiệp, điều chế nhôm sunfat bằng cách đun nóng oxit
nhôm với axit H2SO4 đặc:
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

Nhôm sunfat và phèn nhôm
• Lọc lấy dung dịch, cô cạn trong môi trường trung tính sẽ được
nhôm sunfat ngậm nước Al2(SO4)3.18H2O
- dùng để điều chế nhôm sunfat khan, đánh trong nước, điều chế phèn
nhôm, thuộc da và điều chế các muối nhôm khác.
• Khi dùng Al2(SO4)3 đánh trong nước, thì một phần nhôm sunfat tác
dụng với canxi hidrocacbonat, cacbonat magie có trong nước:
Al2(SO4)3 + 3Ca(HCO3)2 = 2CaSO4 + 2Al(OH)3 + 6H2O
Còn một phần cho phản ứng thủy phân tạo ra keo Al(OH)3.
Keo Al(OH)3 mang điện tích dương đông tụ dần, lắng xuống kéo

theo các hạt đất và các chất hữu cơ làm cho nước trong.
• Khi kết tinh một dung dịch đồng phân tử hai sunfat Al2(SO4)3 va
K2SO4 thì thu được những tinh thể hình 8 mặt đều, không màu có
công thức:
K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hoặc KAl(SO4)2.12H2O
• Đó là phèn nhôm kali, cũng gọi là phèn kali hay phèn thường. Phèn
kali tan trong nước thu nhiệt và độ tan tăng nhanh khi tăng nhiệt
độ. Người ta dùng phèn kali thay thế cho nhôm sunfat trong các
ứng dụng.
Nhôm sunfat và phèn nhôm

Điều chế Al:
Boxit được dùng nhiều nhất để sản xuất nhôm có thành phần
AlOx(OH)3-2x, trong đó o < x <1, với một lương biến đổi
SiO2, các sắt oxit và titan oxit. Từ boxit được chế hóa thành
Al2O3, sau đó dùng phương pháp điên phân nhôm oxit trong
criolit nóng chảy ở khoảng 9600C.
Trạng thái tự nhiên - phương pháp điều chế

Cánh tản nhiệt (Laptop)
Gốc bếp
Pháo hoa
Đá Rubi

Linh kiện xe hơi
Linh kiện
Laptop

VÖ tinh nh©n t¹o
Tµu vò trô

2.3.6. GALI, INDI, TALI.
Ở trạng thái tự do, Ga và In là những kim loại màu trắng bạc, Tali có màu xám
xanh, dễ nóng chảy.
Ga và In phản chiếu tốt và đều ánh sáng nên được dùng để tráng gương, đặc biệt
In là kim loại không thể thay thế được trong việc sản xuất được trong việc sản
xuất các gương của kính thiên văn chính xác.
Tính chất hóa học
Giống với Al, Ga và In bền với không khí vì được lớp oxit bền bảo vệ còn Tl bị
oxi hóa chậm.
Khi đun nóng, Ga, In và nhất là Tl tương tác mãnh liệt với O2, S. Với Cl2, Br2
tương tác ở nhiệt độ thường, còn với I2 khi đun nóng
4Ga + 3O2 = 2Ga2O3

2.3.4. GALI, INDI, TALI.
Ga bền với nước giống Al, còn In và nhất là Tl bị nước tác dụng trên bề mặt khi
có mặt không khí:
2In + O2 + 4H2O = 2In(OH)3 + H2
Ga và In tan dễ dàng trong dung dịch HCl, H2SO4 nhưng Tl tương tác rất chậm vì
ở trên bề mặt tạo một lớp muối TiCl khó tan bảo vệ. Ngược lại trong HNO3 Ga
chỉ phản ứng chậm còn Tl phản ứng rất mạnh, giống với nhôm.
Ga cũng tan trong dung dịch kiềm đặc tạo thành muối galat và khí hydro. Nếu
không có chất oxi hóa, In và Tl không tan trong dung dịch kiềm, Ga còn có thể
tan rõ rệt trong dung dịch ammoniac.
2Ga + 6H2O + 6NaOH = 3H2 + 2Na3[Ga(OH)6]

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 67 of 56
2.4.1. Đặc trưng nguyên tử của các nguyên tố nhóm IVA.
IVA Cấu hình electron Bán kính nguyên
tử ( )
Độ âm điện Năng lượng ion
hóa I1 (ev)
6
C
[He]2s22p2 0,77 2,5 11,26
14
Si
[Ne]3s23p2 1,17 1,8 8,15
32
Ge
[Ar]3d104s24p2 1,22 1,8 7,88
50
Sn
[Kr]4d105s25p2 1,40 1,8 7,33
82
Pb
[Xe]4f145d106s26p2 1,75 1,8 7,42
o
A
2.4. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IVA

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 68 of 56
2.4.1. Đặc trưng nguyên tử của các nguyên tố nhóm IVA.
• Các nguyên tố IVA là các nguyên tố chuyển tiếp giữa kim loại
và phi kim trong bảng hệ thống tuần hoàn.
• Từ C đến Pb bán kính nguyên tử tăng dần, năng lượng ion hóa
giảm dần, do đó tính phi kim giảm dần. C và Si là nguyên tố phi
kim nhưng Sn và Pb đã là một nguyên tố kim loại.



HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 69 of 56
Tính chất vật lý của Cacbon
• Có ba đồng vị: hai đồng vị bền là 12C (98,89%) và 13C
(1,11%); một đồng vị phóng xạ 14C.
• Có một số dạng thù hình: kim cương, than chì, cacbin.
• Kim cương: chất cứng nhất, có tỉ khối 3.51, chất cách điện.
• Than chì: mềm hơn, có tỉ khối 2.22, dễ tách lớp, dẫn điện.
• Tất cả các dạng thù hình đều không mùi vị, khó nóng chảy,
khó bay hơi.
2.4.2. Cacbon

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 70 of 56
Chất hóa học của Cacbon
• Ở nhiệt độ thường:
Do Cacbon thuộc chu kỳ 2 nên cũng giống Nitơ, nó rất bền, hầu như trơ.
• Ở nhiệt độ cao: C hoạt động hơn
-Tính khử: thể hiện khi phản ứng với các nguyên tố phi kim và các hợp chất
có tính oxi hóa. C + O2 → CO2
Ở nhiệt độ cao C mới khử được các hợp chất có tính oxi hóa tương đối yếu
như H2O, oxit kim loại, các anion gốc axit NO3
-, CO3
2-, SO4
2-...
4C + BaSO4 → BaS + 4CO
-Tính oxi hóa của C rất yếu, chỉ thể hiện trong phản ứng với kim loại:
4C + 6Fe → Fe2C.Fe4C3

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 71 of 56
Phương pháp điều chế và ứng dụng
• Người ta có thể điều chế kim cương nhân tạo trên quy công
nghiệp bằng cách nung nóng than chì ở nhiệt độ khoảng 1800 –
3800oC và dưới áp suất 60.000 – 120.000 atm khi có các kim loại
chuyển tiếp như sắt, niken, crom… làm chất xúc tác.
• Than cốc được điều chế bằng cách nung than đá ở 1000 – 1200oC
trong điều kiện thiếu không khí. Trong quá trình nung, than đá tách
ra những hợp chất dễ bay hơi và để lại những khối rắn dính kết với
nhau gọi là than cốc



CO kém hoạt động ở t0 thường nhưng ở t0 cao, khả năng khử tăng
lên mạnh.
CO có khối lượng phân tử, tổng số e và cấu tạo phân tử giống N2
nên có một số tính chất lý hóa giống N2. CO kém hoạt động ở t0
thường nhưng ở t0 cao, khả năng khử tăng lên mạnh.
Tính khử:
Với Oxy: CO + O2 → 2CO2 , ∆H =-67,5 kcal/ptg.
Tính chất hóa học của Cacbon oxit (CO)
Hợp chất của cacbon

Với Cl2: khí chiếu sáng hay có mặt chất xúc tác như than họat
tính thì CO tác dụng với Cl2 tạo photghen:CO + Cl2 → COCl2
CO có thể khử được oxit của nhiều kim loại:
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2
Trong dung dịch CO có thể khử được muối kim loại quí như Au,
Pt, Pd lên kim loại tự do.
CO + PdCl2 +H2O → Pd +2HCl +CO2
Tính oxy hóa: khi tác dụng với hydro, CO thể hiện tính oxy hóa
tạo nên các sản phẩm khác nhau tuỳ theo điều kiện.
CO + 2H2 → CH3OH
2.4.2.2. Hợp chất của cacbon
Tính chất hóa học của Cacbon oxit (CO)

• Độ dài liên kết C-O 1,162
• Năng lượng trung bình của liên kết C-O 803kj/mol.
• Là chất khí không màu, không mùi, vị hơi chua.
• Nhiệt độ nóng chảy -570C ở 5atm.
• Ở áp suất 60 atm và ngay ở nhiệt độ thường, CO2 biến
thành chất lỏng không màu và linh động.
• Tan tương đối nhiều trong nước.
• Rất bền nhiệt, ở 15000C chỉ mới phân hủy thành CO và O2
o
A
Tính chất vật lý của cacbon đioxit (CO2)

HUI© 2006
General Chemistry:
Tính chất hóa học của cacbon đioxit (CO2)
• Khí CO2 không cháy và không duy trì sự cháy.
• Chỉ những chất có ái lực điện tử rất lớn với Oxi như K, Mg, Al,
Zn mới cháy được trong khí quyển CO2.
4Al + 3CO2 = 2Al2O3 + 3C
• Tan trong nước phần lớn CO2 ở dưới dạng hiđrat hóa và một
phần sẽ phản ứng với nước tạo acid cacbonic:
CO2(k) + H2O ↔ CO2 (dd) ↔ H2CO3
• H2CO3 là một axit yếu hai nấc (Ka1 = 4,5.10-7; Ka2 = 4,8.10-11).



t0
Muối cacbonat: Trong các muối cacbonat, chỉ có cacbonat kim loại kiềm
và anion là dễ tan. Khi bị nung nóng, trừ cacbonat kim loại kiềm (nóng
chảy mà không phân hủy) các cacbonat khác phân hủy giải phóng CO2
và oxit kim loại. CaCO3 → CaO + CO2↑
Muối hydro cacbonat của kim loại kiềm khi nung nóng dễ chuyển sang
cacbonat
Muối hydro cacbonat của kim loại kiềm khi nung nóng dễ chuyển sang
cacbonat
2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2↑
Muối cacbonat

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 77 of 56
Tính chất vật lý của Silic
• Silic tinh thể có màu xám
• Silic “vô định hình” là chất bột màu hung.
• Nhiệt độ sôi ~ 3280oC.
• Không tan trong các dung môi.
• Tan trong một số kim loại nóng chảy như nhôm, bạc,
kẽm, thiếc, chì (không có tương tác hóa học).
2.4.3. Silic

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 78 of 56
Tính chất hóa học của Silic
• Ở nhiệt thường: trơ về phương diện hóa học ở, tương tác với Flo.
Si + F2 → SiF4
• Ở nhiệt độ cao:
– Tính khử: thể hiện khi Si phản ứng với O2, Halogen, S, N2 ở
nhiệt độ cao; Si thường bị oxi hóa đến số oxi hóa (+4):
Si + O2 → SiO2

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 79 of 56
Tính chất hóa học của Silic
– Si bị thụ động trong những acid có tính oxi hóa, chỉ tan trong hỗn
hợp HF và HNO3:
3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
– Tính oxi hóa: Si có tính oxi hóa rất yếu, chỉ thể hiện khi tác dụng
với các kim loại mạnh ở nhiệt độ cao và Si bị khử về số oxi hóa (-4)
Si + 4Li → Li4Si

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 80 of 56
• Ở áp suất thường tồn tại ba dạng tinh thể: thạch anh,
triđimit và cristobalit.
• Tỉ khối của thạch anh là 2.56, của triđimit là 2.3 và
của cristobalit là 2.2.
• Thạch anh nóng chảy ở 1600-16700C.
• Cristobalit nóng chảy ở 17100C.
• Nhiệt độ sôi của silic đioxit là 22300C


Tính chất vật lý của Silic đioxit (SiO2)
Hợp chất của silic

• Ở điều kiện thường, SiO2 rất bền về mặt hóa học, chỉ phản ứng với HF và
với Flo. SiO2 + 4HF → SiF4 + H2O
SiF4 + 2HF → H2[SiF6]
• SiO2 là oxit axit, các axit tương ứng ít tan trong nước.
• SiO2 tan trong kiềm hoặc carbonat kiềm nóng chảy cho muối silicat
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
• Nung hỗn hợp SiO2 và than cốc theo tỉ lệ xác định trong lò điện ở
khoảng 2000-25000C ta thu được cacborun SiC:
SiO2 + 3C → SiC + 2CO↑
Tính chất hóa học của Silic đioxit (SiO2)
Hợp chất của silic

2.4.4. Gecmani, Thiếc và Chì

Tính chất hóa học của gemani, thiếc, chì.
Với O2: chỉ có Pb tác dụng với O2 ở điều kiện thường còn gemani và
chì tác dụng với O2 ở 7000C cao: E + O2 → EO2
Cả ba nguyên tố đều tương tác với halogen
E + X2 → EX4 (E là Sn, Ge)
Riêng Pb: Pb + X2 → PbX
Pb có thể tác dụng với H2O khi có mặt của O2
2Pb + 2H2O + O2 → 2Pb(OH)

Ge chỉ tan trong axit sunfuric đặc và axit nitric:
Ge + 2H2SO4+(x-2)H2O→GeO2.x H2O+2SO2
Ge+4 HNO3(đặc)+(x-2)H2O→GeO2.xH2O+4NO2
Sn tan dễ dàng trong dd HCl, H2SO4, HNO3 loãng tạo muối Thiếc (II):
3Sn +8HNO3(loãng)→3Sn(NO3)2+2NO+4H2O
Sn+4HNO3(đặc)+(x-2)H2O→SnO2.xH2O+4NO2
Chì chỉ tác dụng với dd HCl loãng và H2SO4 đặc:
PbCl2 + 2HCl → H2PbCl4

Ge chỉ tác dụng với dd kiềm đặc khi có mặt H2O2. Nhưng với kiềm
nóng thì Sn và Pb tan theo phản ứng:
Ge + 2KOH +2H2O2 → K2[Ge(OH)6]
E + 2KOH + 2H2O → K2[E(OH)4] + H2
Ngoài ra, Ge, Sn, Pb còn tác dụng được với muối của các kim loại
yếu hơn để giải phóng kim loại ra khỏi muối và tạo muối mới.

2.5.1. đặc trưng nguyên tử các nguyên tố nhóm VA
• Các nguyên tử có khả năng kết hợp thêm ba electron để đạt cấu hình
electron bền.
• Từ N đến Bi bán kính nguyên tử tăng dần, năng lượng ion hóa giảm dần, do
đó tính phi kim giảm dần.


VA Cấu hình electron Độ âm
điện
Bán kính nguyên
tử kim loại ( )
Năng lượng ion
hóa (ev)
7
N
[He]2s22p3 3,0 0,71 14,53
15
P
[Ne]3s23p3 2,1 1,30 10,49
33
As
[Ar]3d104s24p3 2,0 1,48 9,82
51
Sb
[Kr]4d105s25p3 1,9 1,61 8,64
83
Bi
[Xe]4f145d106s26p3 1,9 1,82 7,29
o
A
2.5. Nhóm VA

• Là chất khí không màu, không mùi, không vị.
• Ở trạng thái rắn, nó tồn tại dưới dạng thù hình: lập phương và lục
phương. Hơi nhẹ hơn không khí.
• Nhiệt độ sôi -195,8oC. Nhiệt độ nóng chảy -2100C.
• Rất ít tan trong nước và trong các dung môi khác.
• Năng lượng liên kết N≡N 942kj/mol.
• Độ dài liên kết N≡N 1,095.10-10m


2.5.2. Nitơ
Tính chất vật lý của Nitơ

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 88 of 56
N2 tồn tại ở dạng nhị phân có năng lượng liên kết lớn nên ở nhiệt độ
thường N2 hầu như trơ. Chỉ thể hiện tính oxi hóa với Li:
Li + N2 → Li3N
• Ở nhiệt độ cao: Vì N2 ở chu kỳ 2, phân nhóm VA nên nó có khuynh
hướng nhận thêm ba electron thể hiện tính oxi hóa, N2 chỉ thể hiện tính
khử với chất oxi hóa rất mạnh là F2, O2.
– Tính oxi hóa: N2 + H2 → NH3 (nhiệt độ 1000oC)
– Tính khử: N2 + F2 → NF3


Tính chất hóa học của Nitơ

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 89 of 56
N2 tồn tại ở dạng nhị phân có năng lượng liên kết lớn nên ở nhiệt độ
thường N2 hầu như trơ. Chỉ thể hiện tính oxi hóa với Li:
Li + N2 → Li3N
• Ở nhiệt độ cao: Vì N2 ở chu kỳ 2, phân nhóm VA nên nó có khuynh
hướng nhận thêm ba electron thể hiện tính oxi hóa, N2 chỉ thể hiện tính
khử với chất oxi hóa rất mạnh là F2, O2.
– Tính oxi hóa: N2 + H2 → NH3 (nhiệt độ 1000oC)
– Tính khử: N2 + F2 → NF3


Tính chất hóa học của Nitơ

Tính chất vật lí: là phân tử tương đối bền và kém hoạt động, chất khí không
màu rất độc, khó hóa rắn, nhiệt độ nóng chảy -1630C, khó hóa lỏng, nhiệt độ
sôi 1500 C, ít tan trong nước
Tính chất hóa học
➢ Tính oxi hóa, bị H2S khử đến N2, bị SO2 khử đến N2O
2H2S + 2NO => N2 + 2S + 2H2O
SO2 + 2NO => N2O + SO3
➢ Dễ dàng kết hợp với Oxi: 2NO + O2 => 2NO2
Hợp chất Oxít
Oxít NO
2.5.2.2. Hợp chất của Nitơ

➢Tương tác với Halogen tạo nitrozoni halogenua
2NO + Cl2 => 2NOCl
➢ Bị các chất oxi hóa mạnh như KMnO4, HOCl, CrO3 oxy hóa đến
HNO3:
6KMnO4 + 10NO +9H2SO4 => 10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4H2O
➢ Có khả năng kết hợp với nhiều muối kim loại như FeSO4 khi đun
nóng có khí NO bay lên:
FeSO4 + NO => [Fe(NO)]SO4
Oxít NO

Điều chế
Trong công nghiệp:
Cho N2 và O2 tỷ lệ với nhau đi qua ngọn lửa hồ quang ở 40000C:
N2 + O2 => 2NO
Từ NH3: 4NH3 + 5O2 => 4NO + 6H2O
Trong PTN:
3Cu + 8HNO3 => 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O
2NaNO2 + 2NaI + 4H2SO4 => I2 + 4NaHSO4 + 2NO + 4H2O
Oxít NO

Nitơ oxit NO2
Tính chất vật lí: là chất khí màu nâu, có mùi sốc khó chịu, độc hại cho
đường hô hấp, duy trì sự cháy. Ở 110 có khuynh hướng hợp nhị thành
N2O4
Tính oxy hóa mạnh phản ứng với các kim loại và phi kim như S, C, P,
parafin….. 2NO2 + S => SO2 + 2NO
NO2 + CO => CO2 + NO

➢HNO2 tồn tại ở trạng thái khí và trong dung dịch nước
- Trong nước: 2HNO2 = NO + NO2 + H2O
- Trong nước HNO2 không bền bị phân hủy khi đun nóng:
3HNO2 = 2NO + HNO3 + H2O
➢Là axit rất hoạt động về mặt hóa học , vừa có tính khử vừa có tính
oxi hóa
➢Oxi hóa được axit HI đến I2, dung dịch SO2 đến H2SO4, ion Fe2+ đến
Fe3+….. 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + H2O
Axit nitrơ HNO2

➢Bị các chất oxy hóa mạnh như KMnO4 , MnO2 , PbO2 đến axit nitric
5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5HNO3 + K2SO4 + 3H2O
➢Là axít yếu, mạnh hơn H2CO3
Điều chế: chỉ điều chế được ở trạng thái dung dịch
N2O3 + H2O = 2 HNO2
Ba(NO2)2 + H2SO4 = 2 HNO2 + BaSO4
Ứng dụng rộng rãi trong công nghiệp hóa học nhất là công nghệp phẩm
nhuộm azo
Axit nitrơ HNO2

-Tính chất vật lí:
+ Là chất lòng không màu, bốc khói mạnh trong không khí và có tỉ
khối là 1,52, hóa rắn ở - 410C và sôi ở 86oC
+ Ở trang thái tinh khiết kém bền dễ bị phân hủy dưới tác dụng của
ánh sáng và nhiệt
4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O
+ Tan trong nước vô hạn
Axit nitric HNO3

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 97 of 56
Tính chất HNO3
• Acid mạnh: NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
• Oxi hóa rất mạnh: HNO3 khi phản ứng thể hiện tính oxi hóa nếu đậm đặc
thì chủ yếu tao ra khí NO2, loãng thì chủ yếu cho NO, ngoài ra HNO3 rất
loãng hoặc loãng cho NH4NO3, N2O hay N2 khi phản ứng với kim loại
mạnh (có thế điện cực khá nhỏ hơn thế điện cực của hiđro).
• HNO3 phản ứng với kim loại cho muối ở số oxi hóa cao nhất còn với phi
kim cho acid tương ứng ở số oxi hóa cao nhất.
Cu + 4HNO3đđ = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
• Hỗn hợp 1 HNO3 và 3HCl gọi là nước cường thủy:
HNO3 + HCl → NO + [Cl] + H2O
Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + H2O


Axit nitric HNO3

Điều chế
+ Trong công nghiệp, axit HNO3 được đều chế từ amoniac
- Oxy hóa khí NH3 thành NO bằng oxi tinh khiết hoặc không khí dư, chất
xúc tác là hợp kim Pt chứa 10%Rh
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
-Làm nguội khí NO rồi oxi hóa NO bằng oxi không khí và hòa tan sản
phẩm vào nước. 2NO + O2 = 2NO2
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
Khí NO sinh ra trong quá trình hòa tan được trở lại dây chuyền sản xuất.
Axit nitric HNO3

Tính chất của amoniac (NH3)
• Khi tan trong nước, amoniac kết hợp với ion H+ của nước tạo thành
ion NH4
+ và dung dịch trở nên có tính bazơ:
NH3(dd) + H2O ↔ NH4
+ + OH-
• Khí NH3 kết hợp dễ dàng với khí HCl tạo nên muối NH4Cl ở dạng
khói trắng: NH3 + HCl = NH4Cl
• NH3 có tính khử mạnh (do Nitơ trong hợp chất NH3 có số oxi hóa (-3)
là số oxi hóa âm tháp nhất của Nitơ): nó có thể tác dụng với oxi hóa
mạnh hơn như các đơn chất và hợp chất có tính oxi hóa của F2, O2,
Cl2, N2, S...
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (hay NO + H2O)

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 100 of 56
Điều chế Nitơ
• Trong phòng thí nghiệm
Nitơ tinh khiết được điều chế bằng cách nhiệt phân
dung dịch bão hòa amoni nitrit:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
• trong công nghiệp: Nitơ được đều chế bằng cách
chưng cất phân đoạn không khí lỏng. Để loại tạp
chất oxi, cho khí nitơ thu được đi qua đồng kim loại
đốt nóng hoặc trộn với một ít khí hiđro rối cho đi
qua chất xúc tác platin.


Cột chưng cất phân
đoạn không khí lỏng
Trạng thái tự nhiên và phương pháp điều chế

•Photpho có 3 dạng thù hình là photpho trắng, photpho đỏ và photpho đen.
• Phân tử P trắng (cấu tạo từ 4 nguyên tử P trong 1 phân tử xếp theo hình tứ
diện đều), photpho trắng dễ nóng chảy (nhiệt độ nóng chảy 440C), dễ bay hơi
(nhiệt độ sôi 2570C).
•Phân tử P đỏ do nhiều phân tử P trắng liên kết với nhau ở các đỉnh mà thành.
• phân tử P đen là dạng polime bao gồm vô số nguyên tử P liên kết với nhau.
• Vì cấu tạo phân tử như thế nên P trắng không bền, P đỏ bền hơn, P đen bền
nhất. Vì vậy nên P trắng sẽ có hoạt tính cao nhất.
Tàu Mỹ bị đánh bởi bom phốt pho trắng trong
cuộc thử nghiệm ném bom vào tháng 9 năm 1921 Phốt pho
Tính chất vật lý photpho
2.5.3. Photpho 2.5.3.1. Đơn chất

T
o
,
P
c
a
o
§
Ó
n
g
u
é
i
¸nh s¸ng, to
P đỏ
Hơi P
P Trắng

P
P
P
P
Phân tử P4 có cấu trúc tứ diện đều
P Trắng được ngâm trong nước

Cấu trúc polime của photpho đỏ .
Photpho đỏ

Tính chất vật lí của các dạng thù hình
P trắng:
• Chất rắn, trong suốt, mềm màu
trắng hoặc màu vàng.
• Cấu trúc mạng tinh thể phân tử,dễ
nóng chảy,công thức P4
• Không tan trong nước, tan trong các
dung môi hữu cơ như benzen, ete..
• Rất độc, tự bốc cháy trong không
khí, phát quang trong bóng tối ->
bảo quản ngâm trong nước.
P đỏ:
• Chất bột màu đỏ.
• Cấu trúc polime, nên khó
nóng chảy hơn Ptrắng. công
thức phân tử Pn
• Không tan trong các dung
môi thông thường,
• không độc, bền trong không
khí ở nhiệt độ thường, không
phát quang trong bóng tối.

Tính chất hóa học của Photpho
• Photpho có hoạt tính mạnh hơn Nitơ vì phân tử P4 không bền còn N2
thì rất bền.
• Tính oxi hóa của N2 mạnh hơn P (vì N2 ở chu kỳ 2). P thể hiện cả tính
oxi hóa lẫn khử, trong đó, tính khử trội hơn.
Ở nhiệt độ thường:
Tính khử yếu: P4 + 10F2 = 4PF5
Ở nhiệt độ cao:
– Tính khử mạnh: 4P + 5O2 = 2P2O5 (P2O3 nếu thiếu O2)
– Tính oxi hóa yếu: thể hiện khi tác dụng với kim loại mạnh phân
nhóm IA, IIA, IIIA.
2P + 3Mg = Mg3P2
• Photpho trắng có hoạt tính mạnh hơn photpho đỏ và photpho đỏ có
hoạt tính mạnh hơn Photpho đen.



Hiện tượng ma
trơi .
Zn P + H O Zn(OH)
3 2 2 2 + PH3
Photphin
PH3
+ O2 P O
2 5 + H O
2

P2O5 hút ẩm mạnh được dùng làm chất hút nước, chất
sấy khô trong phòng thí nghiệm. P2O5 tác dụng với nước
tạo nhiều dạng axit
P2O5 + H2O = 2HPO3
P2O5 + 2H2O = H4P2 O7
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2.5.3.2. Hợp chất của Photpho
Oxít P2O5

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 109 of 56
• H3PO3 là acid 2 nấc, có độ mạnh trung bình (Ka1 = 1,6.10-3, Ka2 =
6,3.10-7).
H3PO3 + NaOH = Na2HPO3 + H2O
• Phân hủy: H3PO3 = PH3 + H3PO4
• Thủy phân: H3PO3 + H2O = H3O+ + PO3
3-
• Khử mạnh và oxi hóa rất yếu (do photpho trong phân tử H3PO3 có số
oxi hóa (+3) là số oxi hoá trung gian của photpho):
HPO3
2- + 3OH- - 2e- = PO4
3- + 2H2O
HgCl2 + H3PO3 + H2O = H3PO4 + Hg + 2HCl


Axit photphorơ (H3PO3)

- Axit photphorơ là chất khử mạnh
HgCl + H3PO3 + H2O = H3PO4 + Hg↓ + 2HCl
“P2O3, H3PO3 dễ dàng bị oxy hóa bởi clo, oxy, lưu huỳnh”
P2O3 + O2 = P2O5
PCl3 + Cl2 = PCl5
- H3PO3 được điều chế bằng cách thủy phân PCl3
PCl3 + 3H2O = H3PO3 +3HCl
Axit photphorơ (H3PO3)

• H3PO4 nguyên chất là chất rắn kết tinh không màu, dễ chảy rữa
trong không khí do hút nước mạnh, dễ tan trong nước tạo thành
dung dịch nhớt có tính axit và không độc. Đây là acid 3 nấc có độ
mạnh trung bình (Ka1 = 8.10-3, Ka2 = 6.10-8, Ka3 = 10-13). Quá
trình hòa tan P2O5 là một quá trình hợp nước đồng thời cắt đứt
dần các liên kết P-O-P tạo thành các acid poliphotphoric rồi cuối
cùng mới thành axit octhophotphoric H3PO4.
• Phân hủy: H3PO4 = P2O5 + H2O
• Thủy phân: H3PO4 = H+ + PO4
3-
• Oxi hóa yếu: H3PO4 + 4K = KOH + K3PO2 + H2O
Axit H3PO4

• Axit H3PO4 là chất rắn tan tốt trong nước và bị nhiệt phân
H3PO4→H4P2O7 → HPO3
• Sản xuất: cho quặng photphat tác dụng H2SO4
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4
• Muối của axit photphoric là photphat, gồm có muối trung tính, muối axit
hiđrophotphat và đihiđdrophotphat
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4
• Photphat và hidrophotphat phần lớn đều không tan trong nước
dihidrophotphat đều tan trong nước. muối photphat được dùng làm phân bón
Axit H3PO4

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 113 of 56
Điều chế Photpho
• Trong công nghiệp photpho được sản xuất bằng cách
nung hỗn hợp photphorit, cát và than cốc ở nhiệt độ
15000C trong một lò điện, với điện cực bằng than
3Ca3(PO4)2 + 6SiO2 = 6CaSiO3 + P4O10
P4O10 + 10C = 10CO + P4
• Hơi photpho bay lên được ngưng tụ trong buồng có
rưới nước tạo thành photpho trắng, còn xỉ lỏng
CaSiO3 chảy ra ở đáy lò.


Sơ đồ lò điện điều chế
photpho
1. Điện cực than
2. Phễu nguyên liệu
3. Cửa tháo xỉ
4. Lối tháot hơi photpho

ỨNG DỤNG
• P đỏ dùng làm diêm
Diªm
Que diêm
Vỏ diêm
KClO3 hoặc KNO3
S…, và keo dính
P đỏ, thủy tinh nhựa và keo
dính
•Điều chế axít phốtphoríc
H3PO4
P P2O5
+ O2 + H2O

Đạn pháo Israel với màu trắng của phốtpho được bắn
vào Gaza ngày 4/1/2009. (Ảnh: AFP/TTXVN)
ỨNG DỤNG

Một trong những ứng dụng của photpho .

Thành phần Ca(H2PO4)
ỨNG DỤNG

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 118 of 56
2.6.1. Đặc trưng nguyên tử các nguyên tố nhóm VIA
• Nhận thêm hai electron và thể hiện tính oxi hóa : X + 2e- = X2-
• Đặc tính phi kim giảm dần trong dãy các nguyên tố O-S-Se-Te-Po. Oxigen
là phi kim điển hình còn Po là một kim loại.
VIA
O: [He]2s22p4; chu kỳ 2; các số oxi hóa: -2, 0; ĐÂĐ: 3,44
S: [Ne]3s23p4; chu kỳ 3; các số oxi hóa: -2, 0, +2, +4, +6; ĐÂĐ: 2,58
Se: [Ar]3d104s24p4, chu kỳ 4, các số oxi hóa: 0, +2, +4, +6; ĐÂĐ: 2,55
Te: [Kr]4d105s25p4; chu kỳ 5; các số oxi hóa: 0, +2, +4, +6; ĐÂĐ: 2,1
Po: [Xe]5d106s26p4; chu kỳ 6; các số oxi hóa: 0, +2, +4, +6; ĐÂĐ: 2,0
8
O
16
S
34
Se
52
Te
84
Po
2.6. NGUYÊN TỐ NHÓM VIA

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 119 of 56
2.6.2.1. Oxi
• Oxi thiên nhiên là hỗn hợp của ba đồng vị : 16O, 17O, và 18O, tỉ lệ
của ba đồng vị đó ở trong mọi hợp chất oxi là :
16O 17O 18O
99,75% 0,037% 0,204%
• Nguyên tử oxi có xu hướng hoàn thành cấu hình 8 electron của khí
hiếm bằng cách kết hợp thêm hai electron tạo thành O2
- (∆Ho=
656kj/mol) hoặc bằng cách tạo nên hai liên kết cộng hoá trị (ví dụ
như R – O – R) hay một liên kết đôi (ví dụ như O = C = O).
• Nguyên tố oxi có hai dạng thù hình tồn tại ở trạng thái tự do đioxi
O2, thường gọi là oxigen va trioxi O3, thường gọi là ozon.
2.6.2. OXI VÀ OZON

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 120 of 56
Tính chất vật lý của Oxi
• Ở điều kiện thường, oxigen là một chất khí không màu, không mùi,
không vị. Nặng hơn không khí.
• Ở trạng thái lỏng oxi có màu xanh lam và nặng hơn nước.
• Có tính thuận từ.
• Năng lượng liên kết O-O là 494kj/mol.
• Độ dài liên kết O-O là 1,21.10-10.
• Khá bền chỉ bắt đầu phân hủy thành nguyên tử ở nhiệt độ 20000C.
• Nhiệt độ nóng chảy -218,90C.
• Nhiệt độ sôi -1830C.
• Khí oxi ít tan trong nước tan nhiều trong một số dung môi hữu cơ.

Tính chất hóa học của Oxi
• Oxigen là một trong những phi kim hoạt động nhất.
• Khả năng phản ứng oxigen tăng rất mạnh khi có xúc tác và ở nhiệt độ
cao.
• Ở nhiệt độ thường: oxigen đã có khả năng phản ứng với nhiều đơn
chất và hợp chất gây ra các hiện tượng thường được gọi là sự oxi hoá
hoặc sự rỉ. 3O2 + 4Al = 2Al2O3
• Ở nhiệt độ cao:
– Oxigen phản ứng hầu hết với các đơn chất (trừ các halogen, các kim
loại quý như Au, Ag, Pt và các khí trơ) để tạo thành oxit.
– Phản ứng với nhiều hợp chất nhiều phản ứng tỏa nhiệt lượng lớn và
phát sáng, thường được gọi là sự cháy.
O2 + 2Ba = 2BaO ( t0 > 8000C).

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 122 of 56
Ứng dụng của oxi
• Oxi được sử dụng nhiều trong ngành hóa học và y dược.
• Oxi có một ý nghĩa hết sức to lớn về mặt sinh học.
• Trong kĩ thuật, oxi chủ yếu được dùng cùng với hiđro và nhất là
với axetilen trong việc tạo nhiệt độ cao để hàn và cắt kim loại.
Đèn xì hiđro-oxi có nhiệt độ 25000C.
• Oxi dùng để cho vào không khí tổi vào các lò luyện gang và lò
luyện thép.



HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 123 of 56
Điều chế oxi
• Trong công nghiệp oxi được điều chế bằng cách chưng cất phân đoạn
không khí lỏng.
• Trong phòng thí nghiệm, oxi thường được điều chế bằng cách nhiệt
phân những hợp chất chứa nhiều oxi và ít bền, như KClO3, KMnO4.
2KClO3 = 2KCl + 3O2


KClO3 + MnO2
O2

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 124 of 56
Tính chất vật lý của Ozon
• Ở điều kiện thường là chất khí có màu xanh lam
nhạt và có mùi đặc biệt (mùi tanh).
• Ozon lỏng có màu tím lam và tỉ khối 1,71.
• Độ dài liên kết O-O là 1,278.10-10.
• Nhiệt độ sôi -111,90C.
• Ozon tan trong nước nhiều hơn oxi 15 lần.
• Ozon rất kém bền và dễ phân hủy nổ khi va chạm.
2.6.2.2. Ozon

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 125 of 56
Tính chất hóa học của Ozon
• Do dễ bị phân hủy cho oxi nguyên tử nên ozon hoạt động mạnh hơn oxigen
nhiều. Trong các phản ứng nó sẽ giải phóng ra O2.
2O3 → 3O2 ∆H= 656Kj
• Ngay ở nhiệt độ thường, ozon có thể oxi hóa được nhiều hợp chất và nhiều
đơn chất có hoạt tính rất kém.
8Ag + 2O3 → 4Ag2O + O2
• Nhiều chất hữu cơ phản ứng mảnh liệt với ozon (bông eter, dầu thông …bốc
cháy khi tiếp xúc với ozon).
• Có thể thấy rõ tính khử của ozon khi so sánh thế oxi hóa khử của nó với
oxigen.
O3(k) + H2O(l) + 2e- → O2 + 2OH-(dd) E0=1,24v
O2(k) + 2H2O(l) + 4e- → 4OH-(dd) E0=0,401v
• Ozon phản ứng với các kim loại kiềm tạo thành các ozonur:
K + O3 → KO3

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 126 of 56
• Ứng dụng của ozon
– Ozon là chất diệt khuẩn tốt, một lượng nhỏ trong không khí làm cho không khí trong
lành, hấp thụ các tia tử ngoại gần. Nhưng với nồng độ lớn trở nên có hại.
– Trong thực tế ozon được dùng để khử trùng nước sinh hoạt, để ozon hóa các hợp chất
hữu cơ.
• Điều chế ozon
Ozon được điều chế bằng cách phóng điện êm qua khí oxi khô. Sản phẩm thu được là
một hỗn hợp của khí oxi và ozon với tỉ lệ ozon khoảng 10% (thể tích). Cho khí oxi đi qua
nhiều thiết bị phóng điện êm ghép nối tiếp nhau, tỉ lệ ozon thu được sẽ cao hơn. Làm
lạnh hỗn hợp của oxi và ozon bằng oxi lỏng, ozon sẽ hóa lỏng và tách ra khỏi hỗn hợp.


Dụng cụ điều
chế ozon
Phương pháp điều chế

• Ứng dụng của ozon
– Ozon là chất diệt khuẩn tốt, một lượng nhỏ trong không khí làm cho không khí
trong lành, hấp thụ các tia tử ngoại gần. Nhưng với nồng độ lớn trở nên có hại.
– Trong thực tế ozon được dùng để khử trùng nước sinh hoạt, để ozon hóa các hợp
chất hữu cơ.
• Điều chế ozon
Ozon được điều chế bằng cách phóng điện êm qua khí oxi khô. Sản phẩm thu
được là một hỗn hợp của khí oxi và ozon với tỉ lệ ozon khoảng 10% (thể tích).
Cho khí oxi đi qua nhiều thiết bị phóng điện êm ghép nối tiếp nhau, tỉ lệ ozon
thu được sẽ cao hơn. Làm lạnh hỗn hợp của oxi và ozon bằng oxi lỏng, ozon sẽ
hóa lỏng và tách ra khỏi hỗn hợp.


Dụng cụ điều
chế ozon

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 128 of 56
• Liên kết H-O khá bền vững nên ở trên 10000C nước mới bắt
đầu phân hủy.
2H2O → O2 + H2↑ ∆H = 13Kcal/mol
• Nước là một chất lỏng trong suốt, không màu không mùi và
không vị. Lớp nước dày có màu xanh lam nhạt.
• Tỷ khối của nước cũng thay đổi một cách bất thường:
Nhiệt độ, 0C 0 4 10 15 20
Khối lượng riêng, g/ml 0,999866 1,00000 0,999727 0,999127 0,998230
Tính chất vật lý Nước
2.6.3. Nước

HUI© 2006
Tính chất hóa học của nước
2H2O → OH- + H3O+
Tính oxi hóa và tính khử trong dung dịch nước
H2O
➢ Nước có thể bị khử với sự tạo thành H2. Trong phản ứng này, chính H+ của
nước bị khử. 2H+(dd) + 2e- → H2(k)
➢ Nước cũng có thể bị oxi hóa với sự giải phóng ra O2. trong phản ứng này, chính
O2- bị oxi hóa.
O2(k) + 4H+(dd) + 4e- → 2H2O(l)
• Lưu ý: Cả tính khử và tính oxi hóa của nước khi ở môi trường trung tính không
cao nên chỉ các chất khử rất mạnh mới đẩy được H2 ra khỏi nước và chỉ với chất
oxi hóa mạnh mới oxi hóa được nước.
Axit
Bazơ
H2O có tính chất lưỡng tính theo Quan điểm Bronsted
+1 -2
H2 O2
Nhận e- Nhường e-

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 130 of 56
• Điều kiện hình thành
- (ion superoxit hoặc peroxit bậc cao) :
O2 + 1e- → O2
- ∆H= 20 Kcal/mol
2- (anion peroxit).
O2
- + 1e- → O2
2- ∆H= 1303 Kcal/mol
• Quá trình điền thêm electron vào phân tử O2 làm giảm độ bền
liên kết giữa các nguyên tử O trong ion. Vì vậy các peroxit
thường kém bền hơn so với các oxit tương ứng. Cation có kích
thước càng nhỏ, điện tích càng lớn, peroxit của nó càng bền.
2.6.4. Peroxít - Superoxít

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 131 of 56
Tính chất vật lý của Natrperoxit
• Tinh khiết có màu trắng.
• Lẫn các tạp chất có màu vàng.
• Nhiệt độ sôi 6600C.
• Phân hủy rõ rệt ~6000C.
• Tương tác mãnh liệt với nước.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 132 of 56
Tính chất hóa học của Natriperoxit
• Có tính chất bazơ chúng bị thủy phân bởi nước, phản ứng với các
axit giải phóng ra H2O2:
Na2O2 + H2O → NaOH + H2O2 (ở nhiệt độ thấp)
Na2O2 + H2O → NaOH + O2
• Các peroxit thể hiện cả tính khử và tính oxi hóa do sự có mặt của
dây oxigen -O-O-
O2
2- + 2e- → 2O2- tính oxi hóa
O2
2- - 2e- → O2 tính khử
• Hoạt tính oxi hóa thể hiện mạnh hơn hoạt tính khử.
• Hoạt tính khử chỉ thể hiện khi cho các peroxit phản ứng với các
chất oxi hóa mạnh (KMnO4, K2Cr2O7 …).

Tính chất vật lý của Lưu huỳnh
• Hai dạng tinh thể thông thường nhất của lưu huỳnh là tà phương và
đơn tà.
• Lưu huỳnh tà phương bền ở nhiệt độ thường, trên 95,0C chuyển sang
dạng đơn tà.
• Lưu huỳnh đơn tà bền ở trên 95,50C, ở nhiệt độ nhỏ hơn 95,50C
chuyển dần sang dạng tà phương.


Vàng nhạt
1,96
119,2
Lưu huỳnh đơn tà, ( )
Vàng
2,06
112,8
Lưu huỳnh tà phương, ( )
Màu
Tỉ khối
Nhiệt độ nóng chảy, oC
Tinh thể
S
S
2.6.5. Lưu huỳnh 2.6.5.1. Đơn chất

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 134 of 56
Tính chất hóa học của Lưu huỳnh
• Tính oxi hoá.
– khi phản ứng với các kim loại và một số phi kim kém âm điện hơn.
– Thường các phản ứng chỉ xảy ra khi đốt nóng
S + H2 → H2S (3500C)
• Tính khử: Khi phản ứng với các phi kim có độ âm điện lớn, với các hợp
chất có tính oxi hoá. S + 2HNO3(đậm đặc) → H2SO4 + 2NO2
• Phản ứng dị phân: Lưu huỳnh bị dị phân một phần trong nước nóng,
phản ứng xảy ra mạnh hơn trong dung dịch kìêm nóng.
3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 135 of 56
• Ứng dụng của Lưu huỳnh
– Dùng để điều chế axit sunfuric và để lưu hóa cao su.
– Dùng để điều chế cacbon đisunfua và một số phẩm nhuộm.
– Dùng để chế thuốc trừ sâu trong nông nghiệp.
• Điều chế Lưu huỳnh
– Lưu huỳnh khai thác được còn chứa nhiều tạp chất được
tinh chế bằng chưng cất trong một lò đặc biệt.
– Lưu huỳnh được điều chế bằng cách nhiệt phân pirit FeS2 ở
nhiệt độ trên 6000C trong lò hầm:
FeS2 = FeS + S

Lò chưng cất lưu
huỳnh
1. Lò
2. Buồng ngưng tụ

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 136 of 56
Axít H2S
• Có cấu tạo tương tự H2O
• dài liên kết S-H là 1,33
• điều kiện thường là chất khí không màu, có mùi trứng
thối và rất độc.
• Nhiệt độ sôi -60,750C.
• Tan ít trong nước, tan nhiều trong dung môi hữu cơ.


0
A
Tính chất vật lý của H2S
2.6.5.2. Hợp chất

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 137 of 56
Tính chất hóa học của đihidro sunfur (H2S)
• Trong dung dịch nước, đihiđro sunfur là một axit hai nấc và rất yếu,
hơi yếu hơn axit cacbonic :
H2S + H2O ↔ H3O+ + HS- K1=1.10-7
HS- + H2O ↔ H3O+ + S- K1=1.10-14
• đihiđro sunfua là chất khử rất mạnh.
– Nó có thể cháy trong không khí cho ngọn lửa màu lam nhạt
2H2S + O2 = 2S + 2H2O (thiếu oxi)
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O (dư oxi)
– Với halogen, kali pemanganat, kali đicromat, đihiđro sunfua tương
tác dể dàng ở nhiệt độ thường giải phóng lưu huỳnh tự do.
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O



HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 138 of 56
Tính chất hóa học của đihidro sunfur (H2S)
Điều chế:
Trong công nghiệp H2S là sản phẩm phụ của quá trình tinh chế dầu
mỏ và khí thiên nhiên. Hyđro sunfua là một hóa chất thông dụng
và thường được điều chế bằng tương tác của axít loảng với sắt
sunfua.
Quá trình đó thực hiện ở trong bình kíp.
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Ứng dụng:
H2S có ứng dụng rất quan trọng trong hóa phân tích là để
khử hợp chất hóa trị cao thành hợp chất có hóa trị thấp và cho lưu
huỳnh kết tủa.



HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 139 of 56
Oxít SO2
• Ở điều kiện thường, sunfua đioxit là khí không màu, có mùi rất khó chịu, có
mùi sóc, ngạt, độc và phá hoại đường hô hấp, có độ tan nhiều trong nước.
• Dung dịch SO2 ở trong nước có tính axit yếu.
• Sunfua đioxit cũng như muối hiđrosunfit và sunfit có tính khử mạnh và tính
oxi hóa yếu, nên thường dùng làm chất khử (Vì số oxi hóa +4 là số oxi hóa
trung gian). SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
• Các chất oxi hóa như HNO3, KMnO4, K2Cr2O7, halogen,…oxi hoá SO2,
hiđrosunfit, sunfit đến axit sunfuric hay sunfat.
2HNO3 + SO2 = H2SO4 + 2NO2
Cl2 + H2O + Na2SO3 = Na2SO4 + 2HCl


Oxít
2.6.5.2. Hợp chất

Điều Chế SO2
• Trong phòng thí nghiệm SO2
H2SO4 + Na2SO3 → SO2+ Na2SO4 + H2O
• Trong công nghiệp khí SO2 được điều chế bằng
cách đốt lưu huỳnh trong oxy
S + O2→ SO2

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 141 of 56
Tính chất hóa học của Axit sunfurơ (H2SO3)
• Công thức cấu tạo


Axit sunfurơ H2SO3 là một axit kém bền, chỉ tồn
tại trong dung dịch loãng. nếu đun nóng dung
dịch thì SO2 thoát ra
SO2
↑ + H2O ↔ H2SO3 ↔ 2H+ + SO3
2-

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 142 of 56
Tính chất hóa học của Axit sunfurơ (H2SO3)
H2SO3 là axit hai lần có độ mạnh trung bình
(K1=2.10-2 , K2=6.10-6 )
H2SO3 có tính khử cũng như tính oxi hóa, trong đó
tính khử vẫn đặc trưng hơn
2 H2SO3 + O2 = 2H2SO4



HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 143 of 56
• Công thức cấu tạo:
• Anhyđrit sunfuric SO3 có một số dạng đa hình khác nhau.
• Phân tử SO3 tồn tại ở trạng thái hơi. Khi làm lạnh hơi SO3
ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi (ts = 44,8oC).
• Được làm lạnh đến 16,8oC, chất lỏng đó biến thành khối rắn
trong suốt giống như nước đá gọi là dạng SO3-γ.


Anhyđrit sunfuric SO3
Hợp chất

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 144 of 56
• Công thức cấu tạo:
• Anhyđrit sunfuric SO3 có một số dạng đa hình khác nhau.
• Phân tử SO3 tồn tại ở trạng thái hơi. Khi làm lạnh hơi SO3
ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi (ts = 44,8oC).
• Được làm lạnh đến 16,8oC, chất lỏng đó biến thành khối rắn
trong suốt giống như nước đá gọi là dạng SO3-γ.


SO3-γ
Hợp chất

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 145 of 56
• SO3 không bền lắm, khi bị đun nóng đến 400oC, nó bắt đầu phân hủy tạo
thành SO2 và O2, đến 1000oC phân hủy hoàn toàn:
2SO3 ↔ SO2 + O2
• Do dễ bị phân hủy nên nó có tính oxi hóa mảnh liệt. Nó oxi hóa ion I- thành
I2 ngay sau khi tiếp xúc với muối KI ở thể rắn. Nó làm bóc cháy nhiều chất
hữu cơ, bản thân nó biến thành SO2 hoặc muối sunfit:
SO3 + 2KI = K2SO3 + I2
3SO3 + 2NH3 = 3SO2 + N2 + 3H2O


Hợp chất

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 146 of 56
• Điều chế
• Trong phòng thí nghiệm, muốn điều chế SO3 người ta nấu
nóng nhẹ oleum, thu SO3 vào ống ngâm trong hổn hợp H2O
và muối ăn.
• Trong công nghiệp, nó được điều chế bằng cách oxi hóa
SO2 bằng oxi không khí khi có mặt chất xúc tác:
SO2 + O2 ↔ 2SO3


Hợp chất

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 147 of 56
Công thức cấu tạo:
Tính chất vật lý của H2SO4
• Là chất lỏng không màu, không mùi, sánh như dầu.
• Độ dài liên kết S-OH là 1,53.10-10 của liên kết S-O là 1,46.10-10
.
• Nhiệt độ hóa rắn 10,4oC.
• Nặng hơn nước (dạng đậm đặc có nồng độ 98%, d = 1,84g/cm3).
Axít H2SO4

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 148 of 56
Tính chất vật lý của H2SO4
• Đun nóng đến 450oC bị phân ly hoàn toàn cho SO3 và
H2O nhưng để nguội lại kết hợp với nhau trở lại.
• Hấp thụ mạnh hơi nước.
• H2SO4 tan vô hạn trong nước và phát nhiệt nhiều do có
sự hydrat hóa mạnh
H2SO4 + nH2O = H2SO4.nH2O, ∆Ho
298 = -79,4 kj/mol
Axít H2SO4

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 150 of 56
Tính chất hóa học của H2SO4
• Acid mạnh: Tính acid càng mạnh khi dung dịch càng loãng (Ka2= 2.10-2)
H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O
• Chất oxi hóa mạnh: tính oxi hóa càng tăng khi dung dịch càng đậm đặc.
- Tính oxi hóa yếu do H+ thể hiện khi dung dịch loãng (<50%): Chỉ phản ứng
với kim loại mạnh trước H2. H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2
H2SO4 + Pb = PbSO4 + H2
- Tính oxi hóa mạnh do S(+6) thể hiện trong dung dịch đậm đặc (>50%): phản
ứng với những đơn và hợp chất có tính khử mạnh hơn S.
H2SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + H2O
H2SO4 + H2S = SO2 + S +2H2O



Nung quặng pirit sắt trong oxi thu lấy hỗn hợp khí (SO2 và O2)
và Fe2O3.
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
Cho hỗn hợp khí phản ứng với nhau ở 450oC – 500oC,xúc tác
V2O5 thu được SO3.
2SO2 + O2 = 2SO3

Hòa tan khí thu được vào dung dịch H2SO4 đậm đặc (98%).
Sản phẩm thu được là ôlêum (H2SO4 đặc được hấp thụ nSO3
tạo oleum) (H2SO4.nSO3), rồi pha thành dung dịch có nồng độ
thích hợp.
H2SO4 + n.SO3 = H2SO4.nSO3
H2SO4.nSO3 + n.H2O = (n + 1)H2SO4

2.1.3.1. Đặc tính chung của nhóm
• Các nguyên tử halogen X chỉ còn thiếu một electron ở lớp ngoài cùng là có
được vỏ electron bền của khí hiếm
• dể dàng kết hợp thêm một electron tạo thành ion X-
• tạo nên liên kết cộng hoá trị –X.
• Các halogen là những nguyên tố phi kim rất điển hình.
VIIA
F: [He]2s22p5, chu kỳ 2, các số oxi hóa: -1, 0
Cl: [Ne]3s23p5, chu kỳ 3, các số oxi hóa: -1, 0, +1, +3, +5, +7
Br: [Ar]3d104s24p5, chu kỳ 4, các số oxi hóa: -1, 0, +1, +3, +5, +7
I: [Kr]4d105s25p5, chu kỳ 5, các số oxi hóa: -1, 0, +1, +3, +5, +7
Atatin là nguyên tố không có trong thiên nhiên
2.1.3. HALOGEN

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 156 of 56
Trạng thái khí, lỏng, rắn của các halogen đều được xây dựng nên từ các phân tử
2 nguyên tử Hal2.
X X2
Tính chất vật lý của các halogen
Các phân tử Hal2 không phân cực nên các halogen ít tan trong nước. Chúng dễ
tan trong dung môi hữu cơ hơn.
Riêng I2 có tính chất đặc biệt là được hấp thụ trên bề mặt của tinh bột và làm
cho nó có màu xanh.
Đơn chất tnc(oC) ts(oC) Màu
F2 -219,6 -187,9 Vàng nhạt
Cl2 -102,4 -34,0 Vàng lụa
Br2 -7,2 58,2 Nâu đỏ
I2 113,6 184,2 tím

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 157 of 56
Tính chất hóa học của Flo
– Flor có thể tác dụng với hầu hết các đơn chất và hợp chất.
– Các nguyên tố thường được oxi hóa đến các số oxy hóa dương cao. Cụ thể:
• Phản ứng với các kim loại: Khi nhiệt độ thấp, phản ứng bị hạn chế do các sản
phẩm tạo thành thường là các chất rắn nên ngăn cản phản ứng tiếp tục.
• Phản ứng với các phi kim: Phản ứng rất mãnh liệt và không bị hạn chế vì sản
phẩm tạo thành là các chất lỏng hoặc các chất khí. Ví dụ:
2P + 5F2 = 2PF5 Ho298 = -3186 kJ
• Với hợp chất: Các hợp chất bền như thủy tinh, nước cũng bị phá hủy bởi Flo.
H2O + 2F2 = 4HF + O2
Độ âm điện: 3,98
Bán kính nguyên tử: 0,64.10-10m
Năng lượng phân ly phân tử: DF2=159 kj/mol
Flo là chất
oxi hóa mạnh

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 158 of 56
Tính chất hóa học của Clo, Brom, Iod
Các số oxi hóa đặc trưng của Clo, Brom, Iod :
a. Tính oxi hóa: Tính oxi hóa giảm dần khi đi từ Cl2 đến I2. tính oxi hóa khi thể hiện khi
phản ứng:
• Với kim loại: Cl2, Br2, I2 phản ứng hầu hết các kim loại. Clo phản ứng với lượng dư
thường oxi hóa dương cao, bền còn Iod thường chỉ oxi hóa đến các số oxi hóa thấp hơn.
Fe + Cl2 = FeCl3
3Fe + 4I2 = Fe3I8 (FeI2.2FeI3)
• Với phi kim: Clo oxi hóa hầu hết các phi kim trừ O2, N2 và các khí trơ. Brom, Iod phản
ứng chọn lọc hơn.
• Với hợp chất: Clo, Brom, Iod oxi hóa được nhiều hợp chất, thường Clo oxi hóa đến số
oxi hóa cao hơn. 2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6
Na2S2O3 + 5H2O + 4Cl2 = 8HCl + 2NaHSO4
+1, +3, +5, +7
-1 0
X2 - 2ne- = X2n+
Tính khử
X2 + 2e- = 2X-
Tính oxi hóa Cl2, Br2, I2
0 +3
0 +3
+2

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 159 of 56
Tính chất hóa học của Clo, Brom, Iod
Các số oxi hóa đặc trưng của Clo, Brom, Iod :
b. Tính khử: Tính tăng dần khi đi từ Cl2 đến I2.
• Clo thể hiện tính khử thể hiện khi phản ứng với Flo và trong phản ứng dị phân (tự oxi
hóa, tự khử). Br2, I2 thể hiện tính khử khi phản ứng với các halogen hoạt động hơn và
cả trong phản ứng với các chất oxi hóa mạnh khác.
• Phản ứng dị phân: Cl2, Br2, I2 phản ứng với nước theo phương trình :
E2 + H2O ↔ HE + HEO (1)
3E2 + 3H2O ↔ 5HE + HEO3 (2)
Tuỳ thuộc vào bản chất các halogen và điều kiện phản ứng mà phản ứng (1) hoặc (2) sẽ
chiếm ưu thế.
• Đối với Clo phản ứng (1) sẽ chiếm ưu thế khi nhiệt độ thấp. Phản ứng (2) sẽ chiếm ưu
thế khi tăng nhiệt độ (to> 70oC).
• Đối với Br2 và I2, phản ứng (2) đã chiếm ưu thế ngay ở nhiệt độ thường.
+1, +3, +5, +7
-1 0
X2 - 2ne- = X2n+
Tính khử
X2 + 2e- = 2X-
Tính oxi hóa Cl2, Br2, I2

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 160 of 56
Tính chất hóa của halogen ở số oxi hóa (-1)
1. Điều kiện hình thành: Loại hợp chất này chỉ có khi Halogen kết hợp với nguyên tố có
độ âm điện nhỏ hơn nó. Ví dụ: NaCl, MgBr2, AlCl3, SF6, SiCl4…
2. Hóa tính:
a. Tính axit
b. Tính khử: Tính khử tăng dần từ HF đến HI
• HF không bị oxi hóa bởi chất oxi hoá nào trừ dòng điện.
• HCl chỉ thể hiện tính khử khi dung dịch có nồng độ cao. Và chỉ bị các chất oxi hóa mạnh
như: MnO2, KMnO4 oxi hoá. HCl khí bị oxi hóa khi xúc tác (CuCl2).
HCl(k) + O2 = 2H2O(k) + Cl2
• HBr và HI bị oxi hoá bởi oxi không khí ngay ở điều kiện thường.
2HI + O2 = I2 + H2O
2HBr + O2 = Br2 + H2O
Độ mạnh liên kết
H-X (kj/mol) 567 431 366 299
Độ mạnh axit
2.1.3.3. Hợp chất của halogen

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 161 of 56
Hợp chất của Clo ở số oxi hóa dương
Điều kiện hình thành: Là các hợp chất sinh ra do clo kết hợp với
nguyên tố có độ âm điện hơn nó. Không có các hợp chất lọai này
của Flo. Quan trọng là các hợp chất có oxi của clo.
Hóa tính
-1 0 +1 +3 +5 +7
Là số oxi hóa trung gian nên
các hợp chất này có tính oxi
mạnh và tính khử yếu
Là số oxi
hóa dương
cao nên các
hợp chất này
có tính oxi
hóa

162
chất của Clo ở số oxi hóa (+1)
Axit hypoclorơ (HClO):
Dung dịch HClO có màu vàng lục. HClO không bền, chỉ tồn tại
trong dung dịch loãng (nồng độ cực đại: 20 - 25% về khối lượng) và
ngay trong đó cũng dễ phân hủy thành hiđro clorua và oxi.
- HClO là axit yếu (hằng số phân li 3,4.10-8), yếu hơn cả H2CO3.
HClO + H2O  H3O+ + ClO-
Muối của axit HClO được gọi là hypoclorit (ClO-)

163
- HClO phân hủy tùy điều kiện :
+ Khi chiếu sáng mạnh, t0 > 300C : HClO = HCl+ O
+ Khi có chất hút nước mạnh (CaCl2): 2HClO = Cl2O + H2O
+ Khi đun nóng : 3HClO = 2HCl+ HClO3
Trong môi trường kiềm ion ClO- phân hủy chủ yếu
3ClO-  2Cl- + ClO3
-
Hợp chất của Clo ở số oxi hóa (+1)

164
- Axit HClO và muối chứa ClO- đều là chất oxy hoá mạnh: Trong
dung dịch, ClO- có thể oxh các ion Mn2+, Ni2+, Co2+, Fe2+ thành
hydroxit của kim loại có số oxh cao hơn, NH3 thành N2, H2O2 thành
H2O và O2.
Ví dụ:
3NaClO + 2NH3 = N2 + 3NaCl + 3H2O
NaClO + H2O2 = H2O + O2 + NaCl
HClO + 2HI = HCl + I2 + H2O

Nước javen là chất lỏng không màu, có mùi clo.

166
Nước Javen: là dung dịch nước của NaCl + NaClO được tạo nên
khi cho khí Cl2 phản ứng với dung dịch NaOH nguội:
Cl2 + 2NaOH nguội = NaCl + NaClO + H2O
Trong công nghiệp, nước javen được điều chế bằng điện phân
dung dịch NaCl 15 - 20% không có màng ngăn với điện cực âm là
Fe, điện cực dương là Ti.
Nước Javen

Điều chế nước
javen trong
công nghiệp
Nước Javen

Ứng dụng của nước javen
Nước javen là chất oxi hóa rẻ tiền được dùng làm chất tẩy trắng,
chất sát trùng, khử độc...
Tại sao?
Nước Javen

Axit clorơ (HClO2): là một hợp chất không bền, chỉ tồn tại ở trong
dung dịch và ngay trong đó cùng phân hủy nhanh chóng theo phản
ứng:
4HClO2 = 2ClO2 + HClO3 + HCl + H2O
Axit clorơ là axit mạnh trung bình, hằng số phân li K = 1.10-2.
HClO2 là có tính oxi hóa mạnh nhưng kém thua HClO.
Bài tập: Giải thích tại sao HClO2 có tính axit mạnh hơn
HClO? HClO2 tính oxi hóa lại yếu hơn HClO?

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 170 of 56
Muối của Axit clorơ được gọi là clorit.
Muối clorit bền hơn axit clorơ nhưng cũng bị phân hủy nổ khi đun
nóng hay bị va đập mạnh.
3NaClO2 = NaCl + 2NaClO3
Chúng cũng bị phân hủy theo phản ứng:
NaClO2 = NaCl + O2
Do đó muối clorit là những chất có quá trình oxi hóa mạnh.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 171 of 56
Chất được sử dụng trong thực tế là NaClO2: dùng để tẩy
trắng giấy và vải sợi.
Điều chế NaClO2 :
2ClO2 + Na2O2( natri peroxit) = 2NaClO2 +O2

Axit cloric (HClO3)
- HClO3 bền hơn HClO nhưng vẫn không tách được ở trạng thái tự
do mà chỉ tồn tại ở trong dung dịch. Trong dung dịch có nồng độ
trên 40%, chúng phân hủy:
3HClO3 = HClO4 + 2ClO2 + H2O
Trong dung dịch nước HClO3 là axit một nấc mạnh, HClO3 có độ
mạnh axit tương đương với axit HCl.

Axit cloric (HClO3)
- HClO3 có tính oxi hóa mạnh nhưng kém hơn HClO2 và HClO.
Chúng tác dụng với lưu huỳnh, photpho, asen, khí sunfurơ. Giấy
hay bông bốc cháy ngay khi tiếp xúc với dung dịch HClO3 40%.
Tóm lại: Khi đi từ (trái sang phải) HClO, HClO2, HClO3 tính
axit tăng dần và tính oxi hóa giảm dần
- Muối của chúng đươc gọi là clorat (ClO3
-).
?

Company Logo
Cụ thể:
Kali clorat (KClO3) là chất ở dạng tinh thể hình vẩy không có
màu. Nó ít tan trong nước lạnh nhưng tan nhiều trong nước nóng
cho nên nó rất dễ kết tinh lại trong nước.
• Khi đun nóng đến gần 4000C kali clorat phân hủy thành peclorat và
clorua:
4KClO3 = 3KClO4 + KCl
• Ở nhiệt độ cao hơn nữa kali peclorat phân hủy clorua và oxi
2KClO3 = 2KCl + O2

Phản ứng này xảy ra ở nhiệt độ thấp hơn khi có MnO2 hay Fe2O3
xúc tác và thường được dùng để điều chế oxi trong phòng thí
nghiệm.
Kali clorat (KClO3)
Ở trạng thái rắn, KClO3 là chất oxi hoá mạnh:
Khi tiếp xúc KClO3 photpho bốc cháy. Hổn hợp KClO3 với
đường, lưu huỳnh và bột nhôm sẽ nổ khi đập mạnh.
3P4 + 3KClO3 = 3P4O10 + 10KCl

176
Ứng dụng:
KClO3 được dùng chủ yếu để làm thuốc pháo, thuốc đầu diêm.
Trong y học, người ta dùng dung dịch KClO3 loãng để súc
cuống họng, tuy nhiên với một lương lớn (trên 1g) nó là chất
độc.
Kali clorat (KClO3)

• Điều chế: Trong công nghiệp, kali clorat được điều chế bằng cách
cho khí clo đi qua nước vôi đun nóng rồi lấy dung dịch nóng đó trộn
với KCl và để nguội để cho KClO3 kết tinh :
6Cl2 + 6Ca(OH)2 = Ca(ClO3)2 + 5CaCl2 + 6H2O
Ca(ClO3)2 + 2KCl = 2 KClO3 + CaCl2
– Kali clorat còn được điều chế bằng cách điện phân dung dịch KCl
25% ở nhiệt độ 70-750C.
Kali clorat (KClO3)

178
Điều chế - Ứng dụng
Flo: được điều chế bằng điện phân muối nóng chảy. Thường dùng
hỗn hợp ơtecti của 3KH + KF nóng chảy ở 700C. Điện phân hỗn
hợp này với cực âm bằng niken, điện cực dương bằng grafit, có
màng ngăn để tránh nổ.
Anot (+) : 2F- - 2e- → F2
Catot (-) : 2H+ + 2e- → H2

179
Điều chế - Ứng dụng
• Flo được ứng dụng để điều chế frêon là chất làm lạnh
cho máy lạnh (frêon là CFCl3, CF2Cl2), tuy nhiên frêon
thoát ra môi trường khí quyển thì phá thủng tầng ozon.
• Flo còn dùng để điều chế các pôlyme có độ bền cao.
• Flo lỏng được dùng làm chất oxy hoá nhiên liệu tên lửa
...

NaF
Teflon:
( CF2-CF2 )n
Muối iot
Thu
muối
(NaCl)
sau khi
làm bay
hơi nước
biển
Nước bể bơi đã qua xử lý cl

181
Clo: Trong công nghiệp, Cl2 được điều chế bằng điện phân dung
dịch NaCl có màng ngăn.
Anot (+) : 2Cl- - 2e- → Cl2
Catot (-) : 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-
• Trong phòng thí nghiệm, Cl2 được điều chế bằng tác dụng của axit
HCl với những chất oxy hoá mạnh như KMnO4, MnO2, CaOCl2 ...
2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2 O
• Clo được ứng dụng để sản xuất nước Javen, tẩy trắng vải sợi, bột
giấy, sát trùng nước uống, tổng hợp HCl, chế tạo chất dẻo, cao

dd NaCl
dd NaCl
dd NaOH
Cực dương
Cực âm
Màng ngăn xốp
dd NaOH
H2
Cl2
Sơ đồ điện phân dung dịch NaCl

Ứng dụng
• Clo là một hóa chất quan trọng trong làm tinh khiết nước,
trong việc khử trùng hay tẩy trắng và là khí gây ngạt (mù tạc).
• Clo được sử dụng rộng rãi trong sản xuất của nhiều đồ vật sử
dụng hàng ngày.

Sử dụng (trong dạng axít hipoclorơ HClO) để diệt khuẩn từ nước
sinh hoạt và trong các bể bơi. Thậm chí một lượng nhỏ nước uống
hiện nay cũng là được xử lí với clo.
Sử dụng rộng rãi trong sản xuất giấy, khử trùng, thuốc nhuộm,
thực phẩm, thuốc trừ sâu, sơn, sản phẩm hóa dầu, chất dẻo, dược
phẩm, dệt may, dung môi và nhiều sản phẩm tiêu dùng khác.

185
Brôm được điều chế từ nước biển, nước thải trong sản xuất
muối, những loại nước này có chứa muối brôm (chủ yếu là
NaBr) và dùng Cl2 đẩy brôm ra khỏi muối :
Cl2 + 2NaBr → Br2 + 2NaCl.
Brôm được dùng để tổng hợp dược phẩm, sản xuất AgBr
dùng cho phim, giấy ảnh.

HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 186 of 56
Bài Tập
Câu 1: Anh (Chị) hãy trình bày đặc trưng nguyên tử các nguyên tố nhóm IA, IIA,
IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA trong bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học?
Câu 2: Anh (Chị) hãy trình bày tính chất vật lý, tính chất hóa học của Clo, Oxi, lưu
huỳnh, ozon, nitơ? (Cho phương trình phản ứng minh họa)
Câu 3: Anh (Chị) hãy trình bày tính chất vật lý, tính chất hóa học của axit sulfuric
(H2SO4), axit nitric (HNO3)? (Cho phương trình phản ứng minh họa)
Câu 4: Anh (Chị) hãy trình bày phương pháp điều chế axit nitric HNO3?
Câu 5: Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
a. Na2SO3 + H2SO4(l) + K2Cr2O7 →
b. Fe + HNO3(loãng, nóng) →
c. NaCl(r) + H2SO4(l) + KMnO4 →
d. KNO2 + H2SO4(l) + K2Cr2O7 →

Chương-2.-Phân-Nhóm-Chính.pdf

Recommended

Recommended

More Related Content

Similar to Chương-2.-Phân-Nhóm-Chính.pdf

Similar to Chương-2.-Phân-Nhóm-Chính.pdf (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

Chương-2.-Phân-Nhóm-Chính.pdf