Bai giang hoa vo co by nvhoa102

Chương II nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG II: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IA (Me)

NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT
1. Lý tính
2. Hóa tính
3. Trạng thái tự nhiên,
điều chế, ứng dụng
II. HỢP CHẤT
1. Các oxit, peoxit,
supeoxit, hydroxit
2. Các muối
TÀI LIỆU
[1] – Tập 2, Chương 2:
trang 31 – 48
[2] – Chương 9: trang
202 – 210
[3] – Phần 1, Chương
2: trang 15 – 67
[4] – Chapter 11: page
326 – 347

NHẬN XÉT CHUNG
• Cấu hình electron hóa trị của Me: ns1
Tính chất đơn giản nhất
Thể hiện tính khử mạnh (KL điển hình)
Me – e  ion Me+
• Me2O, MeOH: bazơ mạnh (KL kiềm)
• Các Me+: dễ tan
• Li  Cs: R , n , hiệu ứng chắn , hiệu ứng
xâm nhập  ⇒ Tính KL ; Tính bazơ của các
Me2O, MeOH 

I. ĐƠN CHẤT
1. Lý tính
• Màu sắc: trắng bạc, có ánh kim rất mạnh.
• Rất mềm.
• Cấu trúc mạng: lập phương tâm khối.
• Khi đốt kim loại hoặc hợp chất dễ bay hơi cho
ngọn lửa có màu đặc trưng.
• Dễ tan lẫn vào nhau và dễ tạo hỗn hóng với Hg,
hỗn hóng natri dùng làm chất khử mạnh.
• Tan trong amoniac lỏng.

, -1.cm-1 I1, eV tnc,, 0C ts, 0C E0
, V d, g/cm3
Li 11,8.104
5,39 180,5 1347 -3,04 0,53
Na 23,0.104
5,14 97,8 881 -2,71 0,97
K 15,9.104
4,34 63,2 766 -2,93 0,86
Rb 8,9.104
4,18 39,0 688 -2,98 1,53
Cs 5,6.104
3,89 28,5 705 -3,03 1,87
Bảng 2.1 Các đại lượng vật lý của các kim loại Me

2. Hóa tính
Tính khử mạnh, tăng dần từ Li đến Cs:
• Phản ứng với hydro
2Me + H2  2MeH (muối rắn, bị thủy phân)
• Phản ứng với oxi
4Li + O2  2Li2O
2Na + O2  Na2O2 ( )
Me’ (K, Rb, Cs) + O2  Me’O2 ( )
(Rb, Cs tự bốc cháy)
to

• Phản ứng với halogen
Me + ½(F2, Cl2)  MeF, MeCl
(tự bốc cháy khi có mặt hơi ẩm ở to thường)
Me + ½Br2 lỏng  MeBr
(Li, Na chỉ phản ứng ở bề mặt; K, Rb, Cs gây nổ)
Me + ½I2  MeI
(chỉ phản ứng mạnh khi đun nóng)
• Phản ứng với nước
Me + H2O  MeOH + ½H2
(Li– mạnh; Na– mãnh liệt; K– bốc cháy; Rb, Cs– nổ)

3. Trạng thái tự nhiên, điều chế:
- Na, K phổ biến nhất trong nhóm IA: Nước biển,
khoáng alumosilicat, muối kép (Kainit –
KCl.MgSO4.3H2O; Carnalit – KCl.MgCl2.6H2O;
Silvinit – KCl.NaCl)
- Điều chế:
• Li: điện phân
nóng chảy LiCl + KCl
KCl LiCl

• Rb, Cs: 2RbCl + Ca → CaCl2 + 2Rb
7000C
P chân không
6060C
• Na: Điện phân nóng
chảy NaCl hoặc NaOH
• K: Dùng Fe khử KOH
ở nhiệt độ cao:
t0 cao
P rất bé
4KOH + 3Fe 
Fe3O4 + 4K + 2H2
%mol: 60,5 NaCl – 22,5 KCl – 17 NaF

II. HỢP CHẤT
1. Các oxit, peoxit, supeoxit, hydroxit
• Các oxit – Me2O
- Điều chế: Li + O2  Li2O
Na + O2  Na2O2
Na2O2 + Na  2Na2O
Me’ (K, Rb, Cs) + O2  Me’O2
Me’O2 + 3 Me’  2 Me’2O
- Tính chất: Me2O + H2O  2MeOH
(phản ứng mạnh và tỏa nhiều nhiệt, trừ Li2O)

• Các peoxit – Me2O2
- Bền nhiệt
- Bị phân hủy trong nước ở to
thấp hoặc axit  H2O2
Na2O2 + H2SO4  Na2SO4 + H2O2
Na2O2 + 2H2O  2NaOH + 2H2O2
- Oxi hóa mạnh
2FeS2 + 15Na2O2  Fe2O3 + 4Na2SO4 + 11Na2O
- Ứng dụng
2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2
2Na2O2 + H2O + CO2  Na2CO3 + H2O2

• Các supeoxit – MeO2
- Bền nhiệt
- Bị phân hủy trong nước hoặc axit  H2O2 + O2
KO2 + H2SO4  K2SO4 + H2O2 + O2
KO2 + 2H2O  2KOH + 2H2O2 + O2
- Oxi hóa mạnh
2KO2 + CO  K2CO3 + O2
• Ozonit – KO3
4O3 + 6KOH  4KO3 + 2KOH.H2O + O2

• Các hydroxit – MeOH
- Bazo mạnh, tăng dần từ LiOH đến CsOH
- Bền nhiệt (trừ LiOH)
- Hút ẩm mạnh
- Tan nhiều trong nước và rượu, tỏa nhiệt mạnh.
2. Muối halogenua
- Dễ tan (trừ LiF)
- NaCl: muối ăn, điều chế Na, NaOH, Cl2, HCl,
nước Javel …
- KCl: phân kali, điều chế KOH, KClO3 …

3. Muối bicacbonat, cacbonat
• Bicacbonat – MeHCO3
- Không bền nhiệt, ít tan trong nước.
• Cacbonat – Me2CO3 (Na2CO3 - Soda):
- Bền nhiệt, tan trong nước cho môi trường kiềm yếu.
- Riêng Li2CO3 ít tan.
- Ứng dụng: sản xuất xà phòng, thủy tinh, giấy, sợi…
- Điều chế soda theo phương pháp Solvay.

Hình 2.1 Quy trình điều chế soda theo pp Solvay

CÂU HỎI ÔN TẬP
1. Các kim loại kiềm có những đặc điểm chung gì?
Giải thích tại sao?
2. Các tính chất vật lý đặc trưng của các kim loại
kiềm và giải thích?
3. Tại sao kim loại kiềm có tính khử mạnh và tính
khử tăng dần? Lấy các phản ứng minh họa.
4. Các phương pháp điều chế kim loại kiềm?
5. Nguyên tắc điều chế các Me2O và cho biết tính
chất đặc trưng của chúng?

CÂU HỎI ÔN TẬP
6. Peoxit đặc trưng cho pepoxit kim loại kiềm là gì?
Nó có tính chất gì?
7. Cho biết những điểm giống nhau và khác nhau
giữa supeoxit kim loại kiềm với peoxit và ozonit?
8. Các MeOH có độ tan, độ bền, độ bazo như thế
nào?
9. Các muối đặc trưng của Me có độ tan, độ bền như
thế nào? Cho biết ứng dụng của chúng?

CÂU HỎI CHUẨN BỊ BÀI MỚI
1. Các kim loại kiềm thổ (M) có những đặc điểm
chung gì?
2. Tính chất vật lý và hóa học của M giống và khác
Me như thế nào? Tại sao?
3. Các khoáng chất thường gặp của M?
4. Nguyên tắc điều chế M?
5. Các hợp chất của M có độ tan, độ bền, tính bazo
[đối với M(OH)2] như thế nào? Chúng khác gì so
với các hợp chất của Me.

Chương III nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG III: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IIA (M)

NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT
1. Lý tính
2. Hóa tính
3. Trạng thái tự nhiên, điều
chế, ứng dụng
II. HỢP CHẤT
1. Các oxit, peoxit, hydroxit
2. Các carbua và muối
TÀI LIỆU
trang 49 – 69
185 – 201
[3] – Phần 1, Chương
3: trang 68 – 96
348 – 370

NHẬN XÉT CHUNG
- Cấu hình electron hóa trị: ns2  Nhường e thể hiện
tính khử (kém hơn kim loại kiềm): M – 2e  M2+
- Tính kim loại, tính khử: tăng dần Be  Ba
- Hơi của M chỉ gồm phân tử một nguyên tử
- Các oxit, hydroxit: bazo mạnh, tăng dần từ Be Ba
- Chỉ Be+2 và Mg+2 có khả năng tạo phức
- Trong các hợp chất: Be chủ yếu tạo liên kết CHT,
Ca  Ba chủ yếu tạo liên kết ion.

I. ĐƠN CHẤT
1. Lý tính: màu sắc, độ cứng, màu ngọn lửa
Rk
(Å)
I1
(eV)
I2
(eV)
tnc
(0C)
ts
(0C)
0
M
2+
/M
Cấu trúc mạng
tinh thể
Be 1,13 9,32 18,21 1287 2767 -1,85 Lục phương
Mg 1,60 7,65 15,04 650 1107 -2,37 Lục phương
Ca 1,97 6,11 11,87 842 1484 -2,87 Lập phương tâm diện
Sr 2,15 5,69 11,03 767 1384 -2,89 Lập phương tâm diện
Ba 2,21 5,21 10,00 727 1640 -2,90 Lập phương tâm khối
Ra 2,35 5,28 10,15 700 1140 -2,92 Lập phương tâm khối

2. Hóa tính
Tính khử yếu hơn Me, tăng dần từ Be đến Ra:
• Phản ứng với hydro (M’ = Ca, Sr, Ba)
M’ + H2  2 M’H2 (hydrua ion)
• Phản ứng với không khí
M’ + O2  M’O
M + O2  MO
3M + N2  M3N2
to
to
phòng
to
cao
to
cao

• Phản ứng với nước
M’ + H2O  M’(OH)2 + H2
Mg + H2O  Mg(OH)2 + H2
• Phản ứng với cacbon
M + C  MC2
Riêng Be: Be + C  Be2C
• Be có tính chất giống Al
Be + 2NaOH + 2H2O  Na2[Be(OH)4] + H2
Be + 2HCl + 4H2O  [Be(H2O)4]Cl2 + H2
Be bị thụ động trong HNO3 đ,nguội; H2SO4 đ,nguội
to
to

3. Trạng thái tự nhiên, điều chế:
• Khoáng vật của beri: beryl (3BeO.Al2O3.6SiO2)
• Khoáng vật của magie: carnalit (KCl.MgCl2.6H2O);
dolomit (MgCO3.CaCO3); talc (3MgO.4SiO2.H2O);
amiăng (Mg3(Si2O5)(OH)4 …
• Khoáng vật của canxi: thạch cao (CaSO4.2H2O);
florit (CaF2); apatit (Ca5(PO4)3F) …
• Khoáng vật của stronti và bari: xeleotit (SrSO4);
strontianit (SrCO3); baritin (BaSO4); viterit (BaCO3)

Điều chế
• Nguyên tắc chung: điện phân muối halogenua
nóng chảy.
• MgO + C Mg + CO
CaO + 2MgO + Si 2Mg + CaO.SiO2
• 2Al + 4CaO CaO.Al2O3 + 3Ca
• 2Al + 4SrO SrO.Al2O3 + 3Sr
• 2Al + 4BaO BaO.Al2O3 + 3Ba
2000 oC
1500 oC
1200 oC
1200 oC
1200 oC

II. HỢP CHẤT
1. Các oxit – MO
- Điều chế: nhiệt phân các muối cacbonat, nitrat.
- Hút ẩm, hấp phụ CO2.
M’O + CO2  M’CO3
- Độ tan trong nước  BeO  BaO.
M’O + H2O  M’(OH)2 + Q
- Tính bazo  BeO  BaO.

2. Các peoxit – MO2
- Không bền nhiệt, độ bền  BeO2  BaO2
2BaO + O2 ⇌ 2BaO2
- Bị phân hủy trong nước hoặc axit  H2O2
BaO2 + H2SO4  BaSO4 + H2O2
BaO2 + 2H2O ⇌ Ba(OH)2 + 2H2O2
- Oxi hóa và khử
2Fe2+ + BaO2 + 4H+  2Fe3+ + Ba2+ + 2H2O
HgCl2 + BaO2  Hg + BaCl2 + O2
4000C
6000C

3. Các hydroxit – M(OH)2
- Không bền nhiệt: M(OH)2  MO + H2O
- Tính bazo, độ tan, độ bền nhiệt: tăng dần từ
Be(OH)2 đến Ba(OH)2
4. Các cacbua - MC2
- Bị thủy phân tạo thành C2H2
MC2 + 2H2O  M(OH)2 + C2H2
- Riêng Be2C thủy phân tạo thành CH4
Be2C + 4H2O  2Be(OH)2 + CH4
to

5. Muối của M
• Muối halogenua – MX2
- Dễ tan (trừ MF2)
- MgCl2, CaCl2 có tính hút ẩm mạnh
• Muối cacbonat – MCO3
- Không bền nhiệt, ít tan trong nước,
tan trong nước CO2
CaCO3 + H2O + CO2  Ca(HCO3)2

• Muối sunfat – MSO4
- Không bền nhiệt, độ tan trong nước giảm dần từ
BeSO4 đến BaSO4
CaSO4.2H2O ⇌ CaSO4.0,5H2O + 1,5H2O
CaSO4.0,5H2O  CaSO4 + 0,5H2O
2CaSO4  2CaO + 2SO2 + O2
125 oC
t0
phòng
200 oC
960 oC

6. Nước cứng
• Là nước có chứa nhiều Ca2+ và Mg2+ (= M’’2+).
• Độ cứng của nước được biểu diễn bằng số
mđlgCa2+/L.
độ cứng < 4 mđlg/L: nước mềm
độ cứng > 8 mđlg/L: nước cứng

Các phương pháp làm mềm nước cứng:
- Vật lý (đun sôi):
M’’(HCO3)2  M’’CO3 + CO2 + H2O
- Hóa học: dùng soda - sữa vôi; Na3PO4
Mg2+ + Ca(OH)2  Mg(OH)2 + Ca2+
Ca2+ + Na2CO3  CaCO3  + 2Na+
- Trao đổi ion: dùng zeolit (Na2Al2Si2O8.xH2O),
nhựa trao đổi ion.

Nhựa trao đổi ion:

Nhựa cationit và anionit:

Chương V nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG V: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IVA (E)

NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT
II. HỢP CHẤT CÓ SỐ
OXH (-4)
III. HỢP CHẤT CÓ SỐ
OXH (+2), (+4)
IV. VẬT LIỆU SILICAT
TÀI LIỆU
trang 99 – 160
142 – 167
[3] – Phần II, Chương
2: trang 129 – 178
426 – 484

NHẬN XÉT CHUNG
- Cấu hình electron hóa trị: ns2np2.
- Σ I khá lớn  không thể mất 4e để tạo nên ion +4.
- χ chưa đủ lớn  không thể nhận 4e để tạo ion -4.
- ⇒ Các hợp chất có số oxi hóa -4, +2, +4 tạo nên
những cặp e dùng chung, có bản chất liên kết CHT.
- Thể hiện tính oxi hóa và khử.
- C  Pb: Tính oxihóa , tính khử ; HC (+4), (+2)
- C, Si là phi kim – Ge lưỡng kim – Sn, Pb là kim loại.
Có khả năng tạo mạch dài E-E, giảm dần từ C  Pb

I ĐƠN CHẤT
1 Cacbon
1.1 Tính chất vật lý
2000 4000
60.000 120.000
2800 o
K
atm
Pt
Cacbin Graphit


 Xuùc taùc:
Kim cöôngC
Kim cương (a);
Graphit (b);
Cacbin: (=C=C=)n
Lonsdaleit (c);
Fullerenne (d-C60, e-C540, f-C70);
Carbon nanotube (h);
Carbon vô định hình (g) (than
gỗ, than cốc, muội hóng).
1000 – 1500 oC
-graphite

1.2 Tính chất hóa học
Ở nhiệt độ cao thể hiện tính khử và oxi hóa
- Khử mạnh
C + O2  CO2
C + H2O  CO + H2
C + 2H2SO4 đặc  CO2 + 2SO2 + 2H2O
C + NaOH đặc  Na2CO3 + CO + H2 + …
C + 2S  CS2 ; C + Fe2O3  Fe + CO2
- Oxi hóa yếu
2C + 4Al  Al4C3
C + H2  CH4 + C2H2 + …

2 Silic
Có hai dạng thù hình:
- Thù hình tinh thể lập phương – sp3, bền:
 chất rắn có mạng tinh thể giống kim cương;
 rất cứng, khó nóng chảy, khó bay hơi;
 có màu xám, ánh kim;
 có tính bán dẫn kiểu p và kiểu n. (E = 1,12 eV)
- Thù hình vô định hình lập phương – sp2 (giống
grafit), kém bền hơn.

Trơ về mặt hóa học. Ở nhiệt độ cao:
- Tính khử:
Si + 2F2  SiF4  (t0 thường)
Si + O2  SiO2 (600 oC)
Si + C  SiC (200 oC)
Si + H2  SiH4 + Si2H6 + Si3H6 … (hồ quang điện)
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2
- Tính oxi hóa:
2Mg + Si  Mg2Si (800-900 oC)

2.3 Trạng thái tự nhiên và điều chế
- Trạng thái tự nhiên:
Cát (SiO2); Silicat (đá, đất sét ...)
- Điều chế:
CN: SiO2 + 2C  2CO + Si
3SiO2 + 2CaC2  2CaO + 4CO + 3Si
PTN: SiO2 + 2Mg  2MgO + Si
Si tinh khiết hóa học:
SiCl4 + 2Znhơi  Si + ZnCl2
SiH4  Si + 2H2

3 Gecmani, thiếc, chì
- Ở nhiệt độ thường, bền trong không khí và
nước. Ở nhiệt độ cao, hoạt động hơn:
Ge + O2  GeO2 Sn + O2  SnO2
2Pb + O2  2PbO
- Ge không tác dụng với kiềm, chỉ tác dụng với
axit có tính oxi hóa mạnh (vd HNO3)
Ge + 4HNO3  H2GeO3 + 4NO + 2H2O
- Sn, Pb tác dụng với axit và kiềm như kim loại
3Pb + 8HNO3 loãng  3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Sn + 2NaOH + 2H2O  Na2[Sn(OH)4] + H2

II HỢP CHẤT
1 Các hợp chất của cacbon
1.1 Hợp chất C (-4) – Cacbua
- Cacbua phi kim: CxHy, SiC, B4C3 (cacbua CHT)
- Cacbua kim loại, gồm:
 Cacbua ion: chất tinh thể; khó nóng chảy;
bị nước, axit phân hủy tạo thành sản phẩm:
• CH4, gọi là cacbua metanit (Be2C, Al4C3);
Be2C + 4H2O  2Be(OH)2 + CH4


• C2H2, gọi là cacbua axetylenit – cacbua KL
nhóm I và II (Ag2C2, CaC2…)
CaC2 + 2HCl  CaCl2 + C2H2

• C2H2 & CxHy, gọi là cacbua axetylen và
hydro cacbon khác (YC2, LaC2, Ce2C3 ...)
2LaC2 + 6H2O  2La(OH)3 + C2H2
 + C2H4

 Cacbua xâm nhập: cacbua nguyên tố d: TiC,
W2C, Fe3C, VC0,58-1,0 …  có ánh kim, dẫn điện,
dẫn nhiệt, rất cứng, bền nhiệt, bền hóa.
3WC + 9HNO3 + 18HF  3HWF6 + 3CO2 + 9NO + 12H2O

1.2 Hợp chất C (+2): CO; HCN; CN-
Có một số tính chất giống N2:
 khí không màu, không mùi, khó hóa lỏng, khó
hóa rắn, ít tan trong nước, rất bền nhiệt;
 kém hoạt động ở nhiệt độ thường.
 CO

700 oC
nổ
Khác với nitơ, CO:
 độc;
 ở nhiệt độ cao khả năng khử tăng lên:
2CO + 1O2  2CO2 , H0 = -283 kJ/mol
 CO được dùng làm nhiên liệu
3CO + Fe2O3  2Fe + 3CO2
CO + Cl2  COCl2 (chiếu sáng hoặc 500 oC)
Photgen: rất độc
 tạo phức cacbonyl với kim loại chuyển tiếp:
Fe + 5CO  [Fe(CO)5] (100–200 oC, 150 at)

Ni + 4CO  [Ni(CO)4] (50 oC)
Cr + 6CO  [Cr(CO)6] (t0, p)
 Dễ bị nhiệt phân giải phóng KL: tinh chế KL
- HCN tan vô hạn trong nước (Ka HCN = 2.10-9),
rượu, ete; chỉ MeCN và M(CN)2 tan trong nước;
- Rất độc;
- Có tính khử mạnh và khả năng tạo phức:
4Au + 8NaCN + 2H2O + O2  4Na[Au(CN)2] + 4NaOH
 HCN và CN- :

1.3 Hợp chất C (+4): CO2; H2CO3; HCO3
-; CO3
2-
- Khí không màu, có vị chua;
- Dễ hóa lỏng, hóa rắn (đá khô);
- Không cháy và không duy trì sự cháy
 Chữa cháy, trừ trường hợp cháy kim loại như
Al, Zn, Mg:
4Al + 3CO2  2Al2O3 + 3C
- Oxi axit: CO2 + 2NaOH  Na2CO3 + H2O
- Anhydrit cacbonic: CO2 + H2O ⇌ H2CO3
CO2 :

- Gây hiệu ứng nhà kính

- H2CO3 là axit 2 lần và là axit rất yếu:
H2O + CO2 ⇌ H2CO3 ⇌ H + HCO3
̅ ⇌ 2H+ + CO3
2–
Ka1 = 4,5.10-7 Ka2 = 5,6.10-11
- Muối CO3
2- của IA (trừ Li2CO3) và muối HCO3
- của
IIA đều tan và thủy phân cho dung dịch kiềm yếu.
- Muối CO3
2- đều bị nhiệt phân trừ cacbonat IA.
H2CO3 và muối CO3
2- :

- H2C2O4: axit 2 lần và là axit trung bình Ka1 = 10-1,23
Ka2 = 10-4,19
H2C2O4 + 2NaOH  Na2C2O4 + 2H2O
- Có tính khử mạnh
5Na2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4  2MnSO4 +
K2SO4 + 5Na2SO4 + 10CO2 + 8H2O
 Sử dụng làm chất gốc trong phân tích.
H2C2O4 và muối C2O4
2- : (axit oxalic và muối oxalat)

2 Các hợp chất của silic
2.1 Hợp chất Si (-4) – Silixua
- Các silixua có liên kết cộng hóa trị, ion, kim loại.
- Hydro silixua gọi là silan, công thức SinH2n+2.
- Silixua là những chất bán dẫn.
- Silixua của nguyên tố s, d nhóm I, II bị nước và
axit thủy phân:
Ca2Si + 4HCl  SiH4 + 2CaCl2

2.2 Hợp chất Si (+4)
Có 3 dạng thù hình tinh thể:
SiO2 :
- Các thù hình đều bao gồm nhóm tứ diện SiO4,
chúng khác nhau về cách sắp xếp nhóm SiO4.
- SiO2 dễ chuyển sang trạng thái thủy tinh.

- SiO2 bền về mặt hóa học, chỉ tác dụng:
 với F2, HF (khí và dung dịch) ở điều kiện thường
SiO2 + 2F2  SiF4 + 2O
SiO2 + 4HF(k)  SiF4 + 2H2O
 tan trong kiềm hay cacbonat kiềm nóng chảy
SiO2 + 2NaOH  Na2SiO3 + H2O
SiO2 + Na2CO3  Na2SiO3 + CO2
- Các axit silixic có công thức chung xSiO2.yH2O.
H2SiO3 :

- Là axit yếu (Ka = 10-10). Không tan trong nước.
- Khi mất nước  silicagen (SiO2 mịn): dùng làm
chất hút ẩm, chất hấp phụ.
Muối silicat:
- Chỉ Me2SiO3 tan trong nước nóng (được gọi là thủy
tinh tan), khi tan bị thủy phân tạo dd kiềm yếu.
Me2SiO3 + 2H2O ⇌ H2SiO3 + 2MeOH
- Dung dịch Na2SiO3 đậm đặc được gọi là thủy tinh
lỏng. Được dùng để chống cháy cho gỗ, vải; làm hồ
dán thủy tinh, sứ.

Vật liệu silicat:
- Thủy tinh: công thức gần đúng Na2O.CaO.6SiO2;
bị ăn mòn bởi dung dịch kiềm, F2, HF; bị thủy
phân tạo dung dịch kiềm yếu:
Na2O.CaO.6SiO2 + 8H2O ⇌ 2NaOH + Ca(OH)2 + 6H2SiO3
- Đồ gốm: gạch, ngói, gạch chịu lửa, sành, sứ, men.
- Ximăng: gồm chủ yếu Ca3(AlO3)2, Ca3SiO5, Ca2SiO4

3 Các hợp chất của gecmani, thiếc, chì
3.1 Hợp chất oxi (EO) và hydroxit (E(OH)2)
- Đều ít tan trong nước.
- Có tính lưỡng tính, tính bazo tăng dần từ Ge  Pb
Sn(OH)2 + 3HCl đặc  H[SnCl3] + 2H2O
Sn(OH)2 + NaOH đặc  Na[Sn(OH)3]
PbO + 2HNO3 loãng  Pb(NO3)2 + H2O
PbO + 2NaOH đặc + H2O  Na2[Pb(OH)4]

- Có tính khử đặc trưng:
3Sn(OH)2 + 12NaOH đặc + 2Bi(NO3)3 
3Na2[Sn(OH)6] + 2Bi + 6NaNO3
6PbO + O2  2(Pb2
II PbIV)O4
- Tính oxi hóa yếu:
2PbO + PbS  3Pb + SO2
SnO + H2  Sn + H2O

3.2 Hợp chất oxi (EO2)
- GeO2 ít tan trong nước; SnO2 và PbO2 không tan.
- Có tính lưỡng tính, tan trong kiềm dễ hơn axit:
EO2 + 2KOH + 2H2O  K2[E(OH)6]
- Chỉ PbO2 không bền nhiệt:
- Tính oxi hóa đặc trưng, tăng dần GeO2  PbO2:
3PbO2 + 2Cr(OH)3 + 10KOH  2K2CrO4 + 3K2[Pb(OH)4] + 2H2O
2PbO2 + 2H2SO4  2PbSO4 + 2H2O + O2

Chương VI nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG VI: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VA (E)

NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT
II. HỢP CHẤT
1. Hợp chất của nitơ
2. Hợp chất của photpho
III. PHÂN BÓN
TÀI LIỆU
trang 161 – 217
105 – 141
3: trang 179 – 273
485 – 545

NHẬN XÉT CHUNG
- Cấu hình electron hóa trị: ns2np3.
 E + 3e- = E3- thể hiện tính oxi hóa.
 E – ne-  E(+1) đến E(+5) thể hiện tính khử.
- Từ N  Bi:
Tính PK, tính oxihóa, tính axit của oxit, độ bền (+5)
Tính KL, tính khử, tính bazo của oxit, độ bền (+3) 
Trừ N2, khả năng tạo mạch E – E  từ P  Bi.
N2, P: phi kim – As, Sb: lưỡng kim – Bi là kim loại.

I ĐƠN CHẤT
1 Nitơ (χ = 3,04)
Elk = 942 kJ/mol  N2 trơ ở điều kiện thường.
- Khí không màu, không mùi, không vị.
- Ít tan trong nước và các dung môi hữu cơ.
- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.
- Không duy trì sự cháy, sự sống.

- Ở điều kiện thường chỉ tác dụng với Li:
6Li + N2  2Li3N
- Ở nhiệt độ cao nitơ có tính oxi hóa và khử:
 Tính oxi hóa:
N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 (350 – 550 oC, 150 – 1000 at, -Fe.K2O/Al2O3)
N2 + 3Mg  Mg3N2 (8000C)
 Tính khử:
N2 + 3F2  2NF3 (phóng điện)
N2 + O2 ⇌ 2NO (20000C, Pt/MnO2)

1.3 Trạng thái tự nhiên, điều chế, ứng dụng
• Trong không khí nitơ chiếm 78,03 %.
• Các hợp chất chứa nitơ bao gồm khoáng diêm tiêu
natri (NaNO3); các hợp chất hữu cơ phức tạp trong
cơ thể động thực vật.
Điều chế:
Trong công nghiệp: Chưng cất phân đoạn KK lỏng
Trong PTN: NH4NO2  N2 + 2H2O (nhiệt phân)
NH4Cl + NaNO2  N2 + NaCl + 2H2O
2NaN3  3N2 + 2Na

2 Photpho (χ = 2,19)
2.1 Tính chất vật lý: Photpho có 3 dạng thù hình:
 Photpho trắng (P4): Không bền  P đỏ; phát quang;
độc; không tan trong nước; tan trong CS2, benzene.

 Photpho đỏ - P∞: Bền; không độc; thăng hoa khi
đun nóng; không tan trong CS2

0
200 300
12000
C
atm

 
0
250 C,khoâng coùKK
P P Pñoû ñentraéng
 Photpho đen - P∞: Rất bền; không độc; bán dẫn
(1,5 eV).
600 oC, P

• Hoạt tính hóa học: Ptrắng > Pđỏ > Pđen
P4 + 5O2  P4O10 ; 4Pđỏ + 5O2  P4O10
4Pđen + 5O2  P4O10
• Có tính khử (đặc trưng) và tính oxi hóa:
8P + 8O2 thiếu  P4O6 + P4O10 ; 4P + 5O2 dư  P4O10
2P + 8H2O  2H3PO4 + 5H2
P4 + 3NaOH + 3H2O  PH3 + 3NaH2PO2
3P4 + 9Mg  4Mg3P3
40 oC 250 oC
400 oC
800 oC

2.3 Trạng thái tự nhiên, điều chế, ứng dụng
 Trạng thái tự nhiên:
Khoáng photphorit: Ca3(PO4)2
Quặng apatit: Ca5X(PO4)3 (X = F-, OH- …)
Phân chim, xương động vật.
 Điều chế trong CN:
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2  3CaO.2SiO2 + 10CO + P4
 Ứng dụng: diêm, axit photphoric …

II HỢP CHẤT
1 Các hợp chất của nitơ
pH = 0:
1.1 Hợp chất N (-3): Nitrua
Đốt nóng KL, PK (trừ O2, F2) với N2  nitrua
Na3N Mg3N2 AlN Si3N4 P3N5 S4N4 Cl3N
Li3N + 3H2O  3LiOH + NH3
Cl3N + 3H2O  3HClO + NH3
axitbaz lưỡng tính

 Amoniac (NH3)
 Tính chất vật lý:
• Chất khí, không màu, mùi khai,
momen lưỡng cực  = 1,48 D.
• Tan nhiều trong nước. Dung dịch đậm đặc 25%
NH3 có d = 0,91 g/mL.
• Dễ bị nén.
• Dung môi ion hóa tốt đối với nhiều chất
NH3 + NH3 ⇌ NH4
+ + NH2
- K -50oC = 2.10-33

 Tính chất hóa học:
• Phản ứng cộng hợp (đặc trưng):
NH3+ HCl  NH4Cl
2NH3 + AgCl  [Ag(NH3)2]Cl
• Phản ứng khử khi đốt nóng:
4NH3 + 3O2  2N2 + 6H2O
4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O
2NH3 + 3CuO  3Cu + 2H2O + N2
800 - 900 oC
Pt/Rh

• Phản ứng thế ở nhiệt độ cao:
Na + NH3  ½H2 + NaNH2
2Na + NH3  H2 + Na2NH
3Na + NH3  3/2H2 + Na3N
• Bazo yếu:
NH3 + H2O ⇌ NH4
+ + OH ̅ Kb = 1,8.10-5
 Điều chế NH3
PTN: NH4Clrắn + NaOHđậm đặc  NaCl + NH3
 + H2O
CN: 1N2 + 3H2 ⇌ 2NH3
(350500 oC, 1501000 atm, xúc tác Fe,K2O/Al2O3)

 Amoni (NH4
+)
• Dễ tan trong nước, bị thủy phân.
NH4
+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+
Ka = 5,6.10-10
• Dễ kết tinh: (NH4)2SO4.Al2(SO4)3 .24H2O;
(NH4)2SO4.Fe2(SO4)3 .24H2O; (NH4)2SO4.FeSO4.6H2O
• Dễ phân hủy nhiệt: [NH4HCO3; NH4Cl; NH4NO3]
• Tính khử: 2NH4Cl + 4CuO  3Cu + CuCl2 + N2 + 4H2O
• 2NH4Cl + ZnO  ZnCl2 + 2NH3 + H2O
R = 1,43 Å

1.2 Hợp chất N (+3): N2O3, HNO2, NO2
-
 N2O3
• Không bền:
N2O3 ⇌ NO + NO2
• Anhydrit axit nitrơ, oxit axit:
N2O3 + H2O ⇌ 2HNO2
N2O3 + 2NaOH  2NaNO2 + H2O
 HNO2
• Axit yếu (Ka = 4,5.10-4), không bền:
3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O
-100 oC

 NO2
-
• Đa phần dễ tan trong nước.
• Bền hơn axit, tính bền nhiệt:
Muối với Me: bền nhiệt.
Muối với kim loại đứng trước Cu  oxit kim loại:
Cu(NO2)2  CuO + NO + NO2
Muối với kim loại đứng sau Cu  kim loại:
AgNO2  Ag + NO2
• Có khả năng tạo phức chất, vd: K3[Co(NO2)6]

 N2O3, HNO2, NO2
- : có tính oxi hóa và khử
• Tính oxi hóa:
2HNO2 + 2FeSO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + 2NO + 2H2O
2NaNO2 + 2HI  I2 + 2NO + 2NaOH
• Tính khử:
5HNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  5HNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

1.3 Hợp chất N (+4): NO2
• Khí màu nâu đỏ, mùi khó chịu và độc.
• Không bền nhiệt:
2NO2  2NO + O2 ; 2NO2  N2 + 2O2
• Anhydrit của hỗn hợp axit nitrơ và axit nitric:
2NO2 + H2O ⇌ HNO2 + HNO3
2NO2 + 2NaOH  NaNO2 + NaNO3 + H2O
150 oC 600 oC

• Có tính oxi hóa và khử:
Tính oxi hóa:
2NO2 + 7H2  2NH3 + 4H2O
NO2 + 2Cu  Cu2O + NO
NO2 + CO  CO2 + NO
NO2 + SO2  SO3 + NO
Tính khử:
2NO2 + O3  N2O5 + O2
2NO2 + H2O2  2HNO3

1.4 Hợp chất N (+5): N2O5, HNO3, NO3
-
 N2O5
• Không bền:
2N2O5  4NO2 + O2
• Anhydrit axit nitric:
N2O5 + H2O  2HNO3
 HNO3
• Chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không
khí, tan vô hạn trong nước và tỏa nhiều nhiệt:
HNO3 + nH2O  HNO3.nH2O + Q (n = 1; 3)

• Không bền bởi ánh sáng và nhiệt:
4HNO3  4NO2 + O2 + 2H2O
• Dung dịch loãng có tính axit tương đối mạnh:
HNO3 + H2O ⇌ H3O+ + NO3
- Ka = 24
• Oxi hóa mạnh ở mọi nồng độ:
8HNO3 loãng + 3Cu  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
10HNO3 đặc + 3I2  6HIO3 + 10NO + 2H2O
5HNO3 đặc + 3P + 2H2O  3H3PO4 + 5NO
2HNO3 + 6FeSO4 + 3H2SO4  3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
FeSO4 + NO  [Fe(NO)]SO4

• Hỗn hợp gồm 1V HNO3đặc và 3V HClđặc được gọi
là nước cường toan (cường thủy), có tính oxi hóa
rất mạnh do tạo thành clo nguyên tử:
Au + HNO3 + 4HCl  H[AuCl4] + NO + 2H2O
3Pt + 4HNO3 + 18HCl  3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O
• HNO3 đặc nguội làm thụ động Fe, Al, Cr, Be …
• Điều chế:
- PTN: KNO3 + H2SO4 đặc  KHSO4 + HNO3
- CN: 4NH3 + 5O2(kk)  4 NO + 6H2O (850 oC, Pt/Rh)
4NO + 2O2(kk)  4NO2
3NO2 + H2O  2HNO3 + NO

 NO3
-
• Dễ tan trong nước.
• Bền hơn axit, nhưng không bền nhiệt, khi to:
Muối với Me  muối nitrit:
KNO3  KNO2 + ½O2
Muối với kim loại đứng trước Cu  oxit kim loại:
Zn(NO2)2  ZnO + 2NO2 + ½O2
Muối với kim loại đứng sau Cu  kim loại:
AgNO3  Ag + NO2 + ½O2

• Tính oxi hóa:
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O  4Na2[Zn(OH)4] + NH3
2NaNO3 + 3Cu + 4H2SO4  3CuSO4 + Na2SO4 + 2NO + 4H2O
• Diêm tiêu kali (KNO3):
KNO3 dùng làm phân bón, chất bảo quản, công
nghiệp thủy tinh.
NaNO3 + KCl ⇌ NaClkết tinh ~ 30oC + KNO3 kết tinh ~ 22oC

2 Các hợp chất của phopho
2.1 Hợp chất P (-3): Photphua
Các đặc điểm tương tự như nitrua.
 Photphin – PH3
• Chất khí , mùi trứng thối, rất độc.
• Tham gia phản ứng cộng hợp:
PH3 + HI  PH4I
• Có tính khử mạnh:
PH3 + 2O2  H3PO4

2.2 Hợp chất P (+3): P4O6, H3PO3
 Photpho (III) oxit – P4O6
• Không bền nhiệt:
4P4O6  3P4O8 + 4P(đỏ)
• Anhydrit axit photphorơ:
P4O6 + 6H2O  4H3PO3
• Chất khử mạnh:
P4O6 + 2O2  P4O10
• Điều chế: P4 + 3O2 thiếu  P4O6
440 oC
50 - 60 oC

 Axit photphorơ – H3PO3
• Là axit trung bình, phân ly 2 nấc H+, đúng ra nên
viết H2PHO3
H3PO3 + H2O ⇌ H3O+ + H2PO3
̅ K1 = 10-2
H2PO3
̅ + H2O ⇌ H3O+ + HPO3
2– K2 = 3.10-7
H3PO3 + 2NaOHđặc  Na2HPO3 + 2H2O
• Phân hủy nhiệt: 4H3PO3  3H3PO4 + PH3
• Là chất khử mạnh: 2H3PO3 + O2  2H3PO4

2.3 Hợp chất P (+5)
 Photpho (V) oxit – P4O10
• P4O10 tác dụng với nước tạo
nhiều loại axit photphoric:
• Đơn giản có 3 loại axit sau:
P2O5 + H2O  2HPO3 ; P2O5 + 2H2O  H4P2O7
P2O5 + 3H2O  2H3PO4

 Axit photphoric – H3PO4
• Là axit 3 lần, có độ mạnh trung bình:
H3PO4 + H2O ⇌ H3O+ + H2PO4
̅ K1 = 7,52.10-3
H2PO4
̅ + H2O ⇌ H3O+ + HPO4
2– K2 = 6,31.10-8
HPO4
2– + H2O ⇌ H3O+ + PO4
3– K3 = 2,2.10-13
• Axit bị nhiệt phân mất nước dần:
H3PO4  H4P2O7  HPO3
• Rất bền, chỉ thể hiện tính oxi hóa yếu ở to > 400 oC.
t0 t0

 Muối photphat
• Muối photphat rất đa dạng, có tính tan khác nhau:
H2PO4
̅ tan trong nước, các photphat còn lại đa số
không tan.
• Các muối photphat bị nhiệt phân khử nước như
sau:
NaH2PO4 → Na2H2P2O7 → (NaPO3)x →
(NaPO3)3 → (NaPO3)6
Viết đơn giản:
Na2HPO4  Na4P2O7 ; NaH2PO4  NaPO3

III PHÂN BÓN
1 Phân đạm:
(NH4)2SO4 – SA (đạm 1 lá)
NH4NO3 – NA (đạm 2 lá)
(NH2)2CO – Urê
NH4Cl
2 Phân lân – Ca(H2PO4)2
Super photphat đơn
Super photphat kép

Chương VII nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG VII: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIA (X)

NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT
1. Oxi
2. Lưu huỳnh
II. HỢP CHẤT
1. Hợp chất của oxi
2. Hợp chất của lưu huỳnh
TÀI LIỆU
trang 218 – 250
61 – 104
4: trang 274 – 330
546 – 590

NHẬN XÉT CHUNG
- Cấu hình electron hóa trị: ns2np4
 X + 2e- = X2- (liên kết ion hoặc CHT), thể
hiện tính oxi hóa.
- Tính phi kim, tính oxi hóa giảm từ O2 đến Po.
- Từ S trở đi, có khả năng nhường e  thể hiện tính
khử.
- Từ S trở đi, do có ON d còn trống  tạo nhiều số
oxi hóa dương (+2, +4, +6).
- Các H2X có tính bền  nên tính khử, tính axit .

I ĐƠN CHẤT
1 Oxi (χ = 3,44)
Có hai thù hình: dioxi (O2) – oxi và trioxi (O3) – ozôn
1.1 Oxi
- Khí không màu, không mùi, không vị.
- Ít tan trong nước, tan nhiều hơn trong các dung
môi hữu cơ.
- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.
- Duy trì sự cháy, cần cho sự sống.

- Bậc liên kết bằng 2, năng lượng liên kết lớn
(494 kJ/mol)  O2 khá bền, không phân cực.
- Là chất oxi hóa mạnh:
O2 + 2H2  2H2O (nổ)
O2 + 2NO  2NO2 (tức thì)
2Fe + 3/2O2 + nH2O  Fe2O3.nH2O (rất chậm)
(gỉ sắt)
- Sự tạo thành O2 trong tự nhiên:
6CO2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2
Diệp lục
Ánh sáng

- Điều chế:
Trong PTN: Nhiệt phân các hợp chất giầu oxi:
KClO3  KCl + O2
2KNO3  2KNO2 + O2
2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
Trong công nghiệp:
• Chưng cất phân đoạn không khí lỏng.
• Điện phân dung dịch kiềm.
• Rây phân tử.
to, MnO2
to
to

1.2 Ozôn
Bậc liên kết bằng 1,5. Momen lưỡng cực  = 0,52 D
So với oxi, ozôn có:
- to
nc và to
s thấp nhưng cao hơn.
- Tan trong nước nhiều hơn.
- Kém bền hơn: O3  O2 + O
- Hoạt tính hóa học mạnh hơn:
2Ag + O3  Ag2O + O2
2KI + O3 + H2O  I2 + 2KOH + O2
*

Sự tạo thành O3:
 Điều chế: Phóng điện êm qua O2 ở 30.000 V hay
tác dụng các bức xạ sóng ngắn lên oxi:
3O2  2O3
 Trong tự nhiên:
O2  2O (tia tử ngoại  = 160 – 240 nm )
O + O2  O3
O3  O + O2 (tia tử ngoại  = 240 – 360 nm)
(Vành đai bảo vệ trái đất)
hυ
hυ
2 3O + O O
160 – 240 nm
240 – 360 nm

The electromagnetic spectrum

Hiện tượng suy giảm tầng ozôn:
Nguyên nhân: Freon (CFCl3, CF2Cl2, CHClF2); NOx:
CF2Cl2  CF2Cl + Cl
( = 190 – 225 nm)
Cl + O3  ClO + O2
ClO + O  Cl + O2
O3 + O  2O2
hυ

> 95,60C
< 95,60C
S ⇌ S
2 Lưu huỳnh (χ = 2,58)
- Có nhiều dạng thù hình:
• to
phòng – S8: Tà phương (S ) và đơn tà (S )
• ∼ 200 oC – S
• ∼ 450 oC – S6
• ∼ 650 oC – S4
• ∼ 900 oC – S2
• > 1500 oC – S

- Quá trình nấu chảy S:
S , S
112,8 oC
hay 119,3 oC
S8 lỏng,
vàng
>160 oC Lỏng, nâu,
nhớt
160oC – 200oC
Nhựa dẻo,
nâu đen
>200 oC
Độ nhớt 
444,6 oC
Hơi, vàng da
cam, S6
S4
650 oC
S2
∼900 oC
S
>1500 oC

- Lưu huỳnh dòn, cách điện, không tan trong nước,
tan trong benzene, dầu hỏa, CS2.
2.2 Tính chất hóa học:
S là phi kim điển hình, thể hiện tính oxi hóa và khử:
Tính oxi hóa:
Slỏng + H2 ⇌ H2S ; S + Fe  FeS
Tính khử:
S + O2  SO2
S + 2H2SO4 đặc nóng  3SO2 + 2H2O
~3000C
>3000C
to

2.3 Trạng thái tự nhiên, điều chế, ứng dụng
 Trạng thái tự nhiên:
• Đơn chất.
• Hợp chất: dạng sunfua (FeS2, FeCuS2 …), dạng
sunfat (CaSO4.2H2O, BaSO4 …) …
S đơn chất Quặng pyrit Khoáng baritin

 Điều chế:
FeS2  FeS + S
 Ứng dụng:
• Sản xuất H2SO4
• Lưu hóa cao su
• Sản xuất CS2
• Sản xuất thuốc trừ sâu.
Compressed air under a
pressure of 20-25 atmosphere
Super heated
water at 1700C
> 600 oC

II HỢP CHẤT
1 Hợp chất của oxi
• Oxit – O2-
• Peoxit – (O2)2- có cấu tạo cầu – O – O –
• Superoxit – (O2)-
• Ozonit – (O3)-
• Các hợp chất có số oxi hóa dương: (O2)2+; O2+
- Hợp chất peoxit quan trọng là H2O2

H2O2 (hydro peoxit, oxi già):
- Chất lỏng, không màu, tan vô hạn trong nước.
- Không bền (gây nổ) bởi nhiệt độ, ánh sáng, xúc
tác (MnO2, Ag …):
H2O2  H2O + O
- Tính axit yếu:
H2O2 + H2O ⇌ H3O+ + HO2
- K = 2,4.10-12
H2O2 + 2NaOH  Na2O2 + 2H2O
H2O2 + Ba(OH)2  BaO2 + 2H2O
H2O2 pha hơi H2O2 pha rắn

- Tính oxi hóa (đặc trưng):
H2O2 + 2H+ + 2e ⇌ 2H2O, 0 = +1,78 V
4H2O2 + PbS  PbSO4 + 4H2O
H2O2 + 2KI  2KOH + I2
- Tính khử:
H2O2 - 2e ⇌ O2 + 2H+ , 0 = +0,68 V
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  2MnSO4 + 5O2
+ K2SO4 + 8H2O *

- Điều chế:
• Trong PTN: BaO2 + H2SO4  H2O2 + BaSO4
• Trong CN:
Điện phân dung dịch H2SO4 50%:
2HSO4
̅  2e  H2S2O8
H2S2O8 + 2H2O  2H2SO4 + H2O2
Phương pháp anky antroquinol:
Pd or Ni

2 Hợp chất của lưu huỳnh
2.1 Hợp chất S (-2)
 Dihydro sunfua (H2S):
- Khí, không màu, mùi trứng thối, rất độc, ít tan
trong nước ( = 1,02 D), tan nhiều hơn trong các
dung môi hữu cơ.
- Trong dung dịch nước, có tính axit yếu:
H2S + H2O ⇌ H3O+ + HS- K1 = 10-7
HS- + H2O ⇌ H3O+ + S2 K2 = 10-19

- Có tính khử mạnh:
2H2S + O2  2S↓ + 2H2O * (thiếu O2, to
thấp)
2H2S + 3O2  2SO2 + 2H2O (dư oxy, to)
H2S + 2O2  H2SO4 (dư O2, to,xt, hơi ẩm)
H2S + 2FeCl3  S↓ + 2FeCl2 + 2HCl
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4  5S +2MnSO4 +
K2SO4 + 8H2O
H2S + 3H2SO4(đặc, nóng)  4SO2 + 4H2O
H2S + 4Br2 + 4H2O  H2SO4 + 8HBr

 Muối sunfua:
- Phân loại muối sunfua theo độ tan:
• Sunfua tan trong nước: Na2S, BaS, Al2S3, Cr2S3 …
• Suafua tan trong axit loãng: MnS, FeS, ZnS …
• Sunfua tan trong axit có tính oxi hóa mạnh: CuS,
Ag2S, HgS, PbS …
- Muối sunfua có tính khử mạnh:
2ZnS + 3O2  2ZnO + 2SO2
3S2 + 8NO3
̅ + 8H+  3SO4
2– + 8NO + 4H2O

- Muối sunfua axit, bazo, lưỡng tính:
SiS2 + 3H2O ⇌ H2SiO3 + 2H2S
Na2S + H2O ⇌ NaHS + NaOH
Cr2S3 + 6H2O ⇌ 2Cr(OH)3 + 3H2S
2.2 Hợp chất S(+4): SO2, H2SO3, SO3
2-
 SO2
- Anhydrit sunfurơ:
SO2 + H2O ⇌ H2SO3

- Oxit axit: SO2 + 2NaOH  Na2SO3 + H2O
 H2SO3 (SO2.xH2O)
- Không bền, có tính axit trung bình với Ka1=2.10-2,
Ka2=6.10-6.
 HSO3
- , SO3
2-
- Chúng không bền nhiệt; SO3
2- bền hơn HSO3
-.
- Chỉ MeHSO3 và M(HSO3)2 dễ tan và bị thủy phân
tạo môi trường axit yếu.
- Chỉ Me2SO3 tan và bị thủy phân tạo môi trường
kiềm yếu.

 SO2, HSO3
- và SO3
2- có tính oxi hóa yếu và khử
mạnh:
- Oxi hóa yếu: SO2 + 2CO  S + 2CO2
*
Na2SO3 + 2Na2S + 7H2SO4  4S + 6Na2SO4 + 7H2O
- Khử đặc trưng:
2SO2 + O2  2SO3 (to,V2O5)
2Na2SO3 + O2kk  2Na2SO4
 Điều chế SO2 trong PTN:
NaHSO3 + H2SO4đ  NaHSO4 + SO2 + H2O

2.3 Hợp chất S(+6): SO3, H2SO4, SO4
2-
 SO3
- Anhydrit sunfuric:
SO3 + H2O  H2SO4 Ho = - 89,12 kJ
- Oxi axit: SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O
 H2SO4
- Chất lỏng, sánh như dầu, tan vô hạn trong nước và
tỏa nhiều nhiệt.
- Là dung môi ion hóa mạnh:
H2SO4 + H2SO4 ⇌ H3SO4
+ + HSO4
-

- H2SO4 tinh khiết không điện ly.
- Dung dịch loãng H2SO4 điện ly 2 nấc H+:
H2SO4 + H2O ⇌ H3O+ + HSO4
- Ka1 = 103
HSO4
- + H2O ⇌ H3O+ + SO4
2- Ka2 = 10-2
- Dung dịch đậm đặc nóng có tính oxi hóa mạnh:
2H2SO4 đ + 2Ag → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
2H2SO4 đ + C → CO2 + 2SO2 + 2H2O
H2SO4 đ + 2HBr → SO2 + Br2 + 2H2O
- Dung dịch đậm đặc nguội làm thụ động Fe,Al,Cr …
to
to
to

Điều chế H2SO4 trong công nghiệp:
 Chế tạo SO2:
S + O2 → SO2
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
 Chuyển hóa SO2 thành SO3:
2SO2 + O2 ⇌ 2SO3
 Hấp thu SO3 trong H2SO4 98,3%:
SO3 + H2SO4 98,3% → các polisunfuric (oleum)
400 - 550 oC
V2O5,Me2O/SiO2
to
to

2.4 Các axit và muối khác của S
 H2S2O3 và S2O3
2-:
- Axit thiosunfuric không bền:
H2S2O3 → S + SO2 + H2O
Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2
 + S + H2O
Là axit trung bình mạnh, điện ly 2 nấc H+ với
Ka1 = 0,25; Ka2 = 1,8.10-2.
Có tính khử đặc trưng:
2H2S2O3 + I2 → H2S4O6 + 2HI
0
+4

- Muối thiosunfat (Na2S2O3.5H2O) bền, có tính khử
và tạo phức:
Na2S2O3 + 4Cl2 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl (1)
2Na2S2O3 + I2 → 2NaI + Na2S4O6 (2)
2Na2S2O3 + AgBr → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr (3)
Điều chế:
Na2SO3 + S → Na2S2O3
(dd bão hòa)
Natri tetrathionat
to

 H2S2O8 và S2O8
2-:
- Axit pesunfuric không bền trong nước:
H2S2O8 + 2H2O → 2H2SO4 + H2O2
- Muối pesunfat có tính oxi hóa mạnh:
2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O → 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4

Chương VIII nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG VIII: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIIA (X)

NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT
II. HỢP CHẤT
1. Các hợp chất X (-1)
2. Các hợp chất có số
oxi hóa dương
TÀI LIỆU
trang 251 – 277
34 – 60
5: trang 331 – 365
591 – 623

NHẬN XÉT CHUNG
- Cấu hình electron hóa trị: ns2np5
 X + 1e- = X- (liên kết ion hoặc CHT), thể
hiện tính oxi hóa mãnh liệt.
- Từ F2 đến I2 tính phi kim, tính oxi hóa giảm.
- Từ Cl2 trở đi, tạo các hợp chất số oxi hóa dương từ
+1 đến +7. Chúng kém bền, có tính oxi hóa mạnh.
- I2 tạo được các ion +1 (vd: ICl, ICN, IClO4); +3
(vd: IPO4, I(CH3COO)3).

I ĐƠN CHẤT
1 Lý tính
- Điều kiện thường tồn tại ở dạng phân tử X2.
- Có mùi xốc, khó chịu, rất độc.
- Có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp và tăng
dần từ F2  I2. Riêng I2 bị thăng hoa.
- Halogen tan ít trong nước, và tan nhiều trong dung
môi hữu cơ (rượu, ete, benzen, CS2, CCl4 …)
- Năng lượng liên kết X-X giảm dần từ Cl2  I2:
F2 (4500C), Cl2 (8000C); Br2 (6000C); I2 (4000C)

2 Hóa tính
- Là những phi kim điển hình, có tính oxihóa mạnh.
- Với cùng một nguyên tố phản ứng của halogen
xảy ra theo mức độ giảm dần từ F2  I2.
Với H2:
X2 + H2  2HX
Với H2O:
F2 + H2O  2HF + O
X2 + H2O ⇌ HXO + HX (K = 3.10-4; 4.10-9; 5.10-23)

Phản ứng đẩy:
F2 + 2NaCl  2NaF + Cl2
Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2
Br2 + 2NaI  2NaBr + I2
3 Điều chế
Nguyên tắc: Oxi hóa muối X- bằng
chất oxihóa mạnh hay điện phân.
F2: điện phân nóng chảy hỗn hợp
KF + 3HF

Cl2: - CN: điện phân NaCl nóng chảy hoặc dung
dịch có màng ngăn.
2NaCl + 2H2O Cl2 + H2 + NaOH
- PTN: oxi hóa HCl bằng KMnO4, MnO2, KClO3
MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Br2, I2:
- CN: Cl2 + 2X-  X2 + 2Cl-
- PTN: 2NaX + MnO2 + 2H2SO4  X2 + MnSO4
+ Na2SO4 + 2H2O

II HỢP CHẤT
1 Các hợp chất X (-1): HX, X-
- Lý tính:
• Liên kết H-X bền nhưng giảm dần từ HF  HI.
• Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng dần từ
HCl  HI.
• HX tan nhiều trong nước, đặc biệt HCl đặc bốc
khói mạnh ngoài không khí.

- Hóa tính:
• Tính axit tăng từ HF  HI
HX + H2O ⇌ H3O+ + X-
Riêng HF: ăn mòn thủy tinh
HF lỏng là dung môi ion hóa mạnh:
HNO3 + HF  H2NO3
+ + F-
Axit, 0,1N HF HCl HBr HI
, % 9 92,6 93,5 95
Ka 6,6.10-4 1,3.106 1,0.109 3,2.109

• Tính khử tăng từ HF  HI, F-  I-:
HF, F-: Không thể hiện tính khử
HCl, Cl-: Có tính khử yếu
2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
HBr, Br-: Có tính khử trung bình
2HBr + H2SO4,đặc  Br2 + SO2 + 2H2O
HI, I-: Có tính khử mạnh
8HI + H2SO4,đặc  4I2 + H2S + 4H2O
HI + FeCl3  FeCl2 + I2 + HCl

- Điều chế HX:
HF: CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2HF 
HCl: tổng hợp trực tiếp từ H2 và Cl2 (trong CN) hay
dùng axit mạnh đẩy (trong PTN):
NaCl + H2SO4  NaHSO4 + HCl 
2NaCl + NaHSO4  Na2SO4 + 2HCl
HBr: PBr3 + 3H2O  H3PO3 + 3HBr
2P + 3Br2 + 6H2O  2H3PO3 + 6HBr
HI: PI3 + 3H2O  H3PO3 + 3HI
H2S + I2  S + 2HI

2 Các hợp chất có số oxi hóa dương
Gồm có : +1, +2, +3, +4, +5, + 6, +7
Các hợp chất halogen (+1): HClO, ClO-....
Các hợp chất halogen (+3): HClO2 , ClO2
-....
-....
-....
pH = 0

Axit HClO HClO2 HClO3 HClO4
Tính axit Ka = 4.10-8 Ka = 10-2 Ka  101 Ka  1010
Tính bền Vô cùng kém
bền
Rất kém
bền
Cmax = 40% HClO4.H2O
Tính oxi
hóa
Rất mạnh Rất mạnh Mạnh kiểu
HNO3 + 3HClđặc
Kém hơn
HClO3
Muối NaClO+NaCl
Ca(ClO)2+CaCl2
KClO3
HClO  HClO4: Tính axit tăng dần; Tính bền tăng
dần; Tính oxi hóa giảm dần.

Điều chế - ứng dụng:
- Nước javen: NaClO – NaCl
- Clorua vôi: (Ca(ClO)2 – CaCl2) hoặc CaOCl2
- Muối bectôle: KClO3

Chương IX nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG IX: CÁC NGUYÊN TỐ CHUYỂN TIẾP

NỘI DUNG
I. ĐẶC ĐIỂM CÁC
NGUYÊN TỐ
CHUYỂN TIẾP
1. Đặc điểm cấu tạo
2. Đặc tính chung
II. PHỨC CHẤT
1. Khái niệm chung
2. Lý thuyết tạo phức
TÀI LIỆU
trang 3 – 46
211 – 232
665 – 715

I ĐẶC ĐIỂM CÁC NGUYÊN TỐT CHUYỂN TIẾP
1 Đặc điểm cấu tạo
Các nguyên tố chuyển tiếp là các nguyên tố d (có e-
cuối cùng sắp xếp vào AO (n-1)d)
Cấu hình electron hóa trị của nguyên tố d:
Nhóm III IV V VI
Cấu hình e (n1)d1ns2 (n1)d2ns2 (n1)d3ns2 (n1)d5ns1
Nhóm VII VIII I II
Cấuhình e (n1)d5ns2 (n1)d6,7,8ns2 (n1)d10ns1 (n1)d10ns2

- Số e hóa trị = số e phân lớp s lớp ngoài cùng + số
e phân lớp d lớp kề lớp ngoài cùng = STT của
nhóm.
- Có 1 số ngoại lệ trong cấu trúc e ở PN VIB, IB,
IIB và PN VIIIB.
2 Đặc tính chung
- Chỉ có khả năng cho e  Chúng là kim loại.
- Có nhiều trạng thái oxihóa dương khác nhau và
cách nhau 1 đơn vị: từ +1 đến STT nhóm.

- Số oxihóa dương cực đại = STT của nhóm (Ngoại
lệ: Au, Cu).
- Hợp chất có trạng thái oxi hóa dương thấp ( 3):
kim loại
- Hợp chất có trạng thái oxihóa dương cao ( 4):
phi kim
- Nguyên tố d dễ tạo thành các phức chất

II PHỨC CHẤT
1 Khái niệm chung
Các phân tử, ion có thể kết hợp với nhau tạo PC:
CoCl3 + 6NH3 = [Co(NH3)6]Cl3
Fe2+ + 6CN ̅ = [Fe(CN)6]4
BF3 + F- = [BF4]-
Định nghĩa phức chất (ở trạng thái rắn và dung dịch):
Phức chất là hợp chất ở nút mạng tinh thể có
chứa các ion phức tích điện dương hay âm (ion
phức) có khả năng tồn tại độc lập trong dung dịch.

Cấu trúc tinh thể lập phương của
phức [Mn(NH3)6]Cl2
→ N
→ Cl-
→ Mn2+
Cấu trúc
tinh thể
NaCl

Thành phần phức chất:
Phức chất
Cầu ngoại
Cầu nội [M (L)n]đt
Chất tạo phức
Phối tử
Số PT
Điện tích PC = Đt (M) + n. Đt (L)
Ví dụ: [Co(NH3)6]Cl3; [Fe(H2O)6]Cl2

Liên kết trong phức chất:
Do tương tác tĩnh điện hoặc cho – nhận hoặc gồm cả
2 tương tác trên giữa nguyên tử trung tâm (M) và
phối tử (L).
Phân loại PC: Cation: [Co(H2O)6]3+
Anion: [Al(OH)4]-
Trung hòa: [Fe(CO)5]; [Co(NH3)3Cl3]
Gọi tên PC : cation + anion phức
hay cation phức + anion

Tên của ion phức:
Số phối tử + tên phối tử + tên chất tạo phức + (số oxh)
Phức cation: gọi tên thường
Phức anion: gọi tên Latinh + at
Phối tử là anion: tên anion + o
F-: floro Cl-: Cloro OH-: hidroxo
PT trung hòa: H2O: aquơ ; CO: cacbonyl
NO: nitrozyl NH3: ammin
1: mono
2: di
3: tri
4: tetra
5: penta
6: hexa
(I), (II)

Tên latinh của một số kim loại trong anion muối phức:
Be – berilat
B – borat
Al – aluminat
Sn – stanat
Pb – plombat
Sb - stibat
Cu – cuprat
Ag – acgentat
Au – aurat
Zn – zincat
Hg – mecurat
Cr - cromat
Fe – ferat
Co – cobantat
Ni – nikelat
Rh – rodat
Pd – paladat
Pt - platinat

Sự phân li của phức chất trong dung dịch:
K4[Fe(CN)6]  4K+ + [Fe(CN)6]4
[Fe(CN)6]4 ⇌ Fe2+ + 6CN ̅
Kkb càng lớn phức càng kém bền; Kb càng lớn phức
càng bền  sự cạnh tranh tạo phức.
2 6
'
4
6
[ ][ ] 1
( )
[ ( ) ] ( )
kb
b
Fe CN
K
Fe CN K


 

 

Hằng số bền từng nấc và hằng số bền tổng
Ni2+ + NH3 ⇌ [Ni(NH3)]2+
[Ni(NH3)]2+ + NH3 ⇌ [Ni(NH3)2]2+
[Ni(NH3)2]2+ + NH3 ⇌ [Ni(NH3)3]2+
[Ni(NH3)3]2+ + NH3 ⇌ [Ni(NH3)4]2+
[Ni(NH3)4]2+ + NH3 ⇌ [Ni(NH3)5]2+
[Ni(NH3)5]2+ + NH3 ⇌ [Ni(NH3)6]2+
Kb = Kb1 . Kb2 . Kb3 . Kb4 . Kb5 . Kb6
2
23
1 2
3
2
23 2
2 2
3 3
2
13 3
3 2
3 2 3
2
13 4
4 2
3 3 3
2
3 5
5 2
3 4 3
[ ( ) ]
4,68.10
[ ] .[ ]
[ ( ) ]
1,32.10
[ ( ) ].[ ]
[ ( ) ]
7,07.10
[ ( ) ].[ ]
[ ( ) ]
1,18.10
[ ( ) ].[ ]
[ ( ) ]
4
[ ( ) ].[ ]
b
b
b
b
b
Ni NH
K
Ni NH
Ni NH
K
Ni NH NH
Ni NH
K
Ni NH NH
Ni NH
K
Ni NH NH
Ni NH
K
Ni NH NH










 
 
 
 
 
2
3 6
6 2
3 5 3
,26
[ ( ) ]
0,81
[ ( ) ].[ ]
b
Ni NH
K
Ni NH NH


 

Ảnh hưởng của phản ứng tạo phức đến thế điện cực
Fe2+ - e ⇌ Fe3+ (1)
Khi có mặt F-: Fe3++6F- ⇌ [FeF6]3- (2)
Fe2+ + 6F- - e ⇌ [FeF6]3-
3
166
3 6
[ ]
10
[ ].[ ]
FeF
Fe F


 
 
3 2
0
/
( 0,77 )Fe Fe
V   
3
0' 6
2 6
[ ]
0,059lg
[ ].[ ]
FeF
Fe F
 

 
 
3
6
2 6
[ ]
1 (3)
[ ].[ ]
FeF
Fe F

 
 = 0’ khi:
(3) : (2) ⇒
3
2 16
[ ] 1
[ ] 10
Fe
Fe


 3 2 3 2
3
0
2/ /
[ ]
0,059lg 0,17
[ ]Fe Fe Fe Fe
Fe
V
Fe
    


   

Cơ sở: tương tác cho – nhận
Cặp e hóa trị tự do của L
AO hóa trị tự do của M
[CoF6]3- : phức bát diện, thuận từ
Co3+ : 3d64s 4p4d
    
Phức bát diện  lai hóa sp3d2
3d 4d4p4s
.. .. .. .. .. ..
F- F- F- F- F- F-
Co: 3d74s2
 Phức spin cao (phức obital ngoại)
2 Lý thuyết tạo phức
2.1 Thuyết liên kết hóa trị VB

Số phối
trí
Hình dạng phức chất Obitan lai hoá của M Lai hoá Ví dụ
2 Đường thẳng s, pz sp [Ag(NH3)2]+
3 Tam giác phẳng s, px, py sp2 [HgI3]-
4 Tứ diện s, px, py, pz sp3 [FeBr4]2-
4 Vuông phẳng s, px, py, dx2-y2 dsp2 [Ni(CN)4]2-
5 Tháp tam giác kép s, px, py, pz, dz2 sp3d [CuCl5]3-
5 Tháp hình vuông s, px, py, pz, dx2-y2 dsp3 [Ni(CN)5]3-
6 Bát diện s, px, py, pz, dz2, dx2-y2 sp3d2 [Co(NH3)6]3+
6 Lăng trụ tam giác s, dxy, dxz, dyz, dz2, dx2-y2
Hoặc
s, px, py, pz, dxy, dxz
d5s
Hoặc
d2sp3
[ZrMe6]2-

Số phối
trí
Hình dạng phức chất Obitan lai hoá của M Lai hoá Ví dụ
7 Tháp ngũ diện kép s, px, py, pz, dxy, dx2-y2, dz2 d3sp3 [V(CN)7]4-
7 Lăng trụ tam giác đơn chóp s, px, py, pz, dxy, dxz, dz2 sp3d3 [NbF7]2-
8 Lập phương s, px, py, pz, dxy, dxz, dyz,
fxyz
fsp3d3 [PaF8]3-
8 Đối lăng trụ hình vuông
(Square antiprismatic)
s, px, py, pz, dz2, dxy, dxz,
dyz
d4sp3 [Mo(CN)8]4-
8 12 mặt tam giác s, px, py, pz, dxy, dxz, dyz,
dx2-y2
sp3d4 [TaF8]3-
9 Lăng trụ tam giác tam chóp s, px, py, pz, dxy, dxz, dyz,
dz2, dx2-y2
sp3d5 [ReH9]2-

[Ag(NH3)2]+
[Cu(CN)3]2-Tam giác phẳng (sp2)
Đường thẳng (sp)
Hình dạng phức Ví dụ

Tứ diện (sp3)
Hình vuông phẳng (dsp2)
cis-PtCl2(NH3)2

Tháp tam giác (sp3d)
Tháp hình vuông (dsp3)
[Ni(CN)5]3-
[CuCl5]3-

Lăng trụ tam giác (d5s)
Bát diện (sp3d2)
Cr(CO)6
[W(CH3)6]

[Os(CN)7]3−
Tháp ngũ diện kép (d3sp3)
Lăng trụ tam giác đơn chop (sp3d3)
[ZrF7]3−

Đối lăng trụ hình
vuông (d4sp3)
[TaF8]3-
Lập phương
(fsp3d3)
12 mặt tam
giác (sp3d4)

Lăng trụ tam giác tam chóp (sp3d5) Ba[ReH9]
Giải thích sự tạo thành phức chất:
[Co(NH3)6]3+ : phức bát diện, nghịch từ
[Zn(NH3)4]2+ : phức tứ diện, nghịch từ
[NiCl4]2- : phức tứ diện, thuận từ
[Ni(CN)4]2- : phức hình vuông, nghịch từ

2.2 Thuyết trường tinh thể
Cơ sở: Tương tác tĩnh điện
M : xét AO (bị L ảnh hưởng)
L : tác động lên AO của M
Xét obital (n-1)d của chất tạo phức:
t2g eg

E AO
Nguyên tử
hoặc ion
tự do
E 0
EAO d
trong đối
xứng cầu
1/5E0
Tách mức
năng lượng d
z
y
x


Phối trí bát diện:
[Fe(CN)6]3-

Phối trí tứ diện và
Phối trí lập phương

Phối trí hình vuông:

Các yếu tố ảnh hưởng đến :
- Điện tích hạt nhân của M (trong cùng phân nhóm)
- Số oxi hóa của M
- Điện trường của L:
COCN->NO2
- > NH3>NCS- > H2O>C2O4
2->OH->F->SCN->Cl->Br->I-
Mạnh Trung bình Yếu
- Số phối trí
- Sự phối trí

1cm-1 = 11,96 J/mol
1eV = 96485 J/mol

Cấu trúc electron hoá trị của ion chất tạo phức
theo thuyết trường tinh thể:
Xét chất tạo phức: AO tạo liên kết, số e tạo liên kết
Xét số phối trí: - bát diện (n =6)
- tứ diện (n=4)
t2g
eg
t2g
eg
- Xét phức có  mạnh hay yếu:  sắp xếp e vào AO mới
- L yếu (H2O, OH-, F-, Cl-…) : theo qui tắc Hund
- L mạnh (CO, CN-, NO2
-…) xếp e xong ở AO thấp rồi
mới lên AO cao

Ví dụ: Xét cấu hình electron hóa trị của phức
[CoF6]3- theo thuyết trường tinh thể.
Co: 3d74s2  Co3+: 3d6
Số e- hóa trị là 6
Số phối tử 6  trường bát diện
Phối tử là F-  trường bát diện yếu: sắp xếp e- theo
qui tắc Hund.
t2g
eg
t2g
eg
 
 


Xét cấu hình electron hóa trị của các phức sau theo
thuyết trường tinh thể:
[Fe(H2O)6]3+ [Fe(CN)6]3- [Cr(CN)6]3-
[Co(H2O)6]2+ [NiCl4]2- [Ni(CN)4]2-
Zn(NH3)4]2+ [Cu(CN)3]2- [Ag(NH3)2]+

Màu sắc của phức chất:
d
d


 = 2,48 eV
Ion Ti3+ tự do
Ion [Ti(H2O)6]3+ màu tím

2.3 Thuyết orbital phân tử MO
Cơ sở: Phức chất : thể thống nhất gồm M và L
 Khảo sát trên cơ sở cấu trúc electron của M và L
 Liên kết giữa M và L tạo thành do sự che phủ
giữa các hóa trị hóa trị của chúng.

Phức bát diện không có liên kết  :
[ML6]n+
nS
np
(n-1)d

Phức bát diện không có liên kết 
MO [CoF6]3- MO [Co(NH3)6]3+
Co3+ Co3+
6F- 6NH3

Phức bát diện có liên kết  bổ sung:
Điều kiện: Các AO t2g của Mn+ có tính đối xứng với
các obital của L.
Các obital của L có khả năng che phủ với AO t2g:
AO p và d MO  và *

  khi obital của L có năng lượng cao hơn AO t2g
của Mn+  tương tác  cho M L
x2-y2=z2
xy= xz = yz
*
x2-y2=*
z2
*
xy= *
xz= *
yz

  khi obital của L có năng lượng thấp hơn AO
d của Mn+  tương tác  cho – nhận M L
*
xy= *
xz= *
yz
x2-y2= z2
xy= xz = yz
*
x2-y2= *
z2

1.Gọi tên các phức chất sau:
[Zn(OH)4]2- [Al(OH)4]- [CuCl2]- [AuCl4]-
[Co(NH3)6]2+ [Fe(H2O)6]2+ [Ni(H2O)6]2+
[Fe(H2O)6]SO4 K4[FeF6] K3[Cr(OH)6]
2.Viết công thức các phức chất sau:
Ion hexa xyano ferat (II) Hexa aquo crom (II) sunfat
Kali hexa floro ferat (II) Kali hexa xiano ferat (III)
Ion tetra hidroxo cuprat (II) Kali hexa hidroxo ferat (III)
Natri tetra cloro cobanat (II) Hexa ammin niken (II) clorua

3. Cho biết độ tan của AgI trong dung dịch NH3 1M. Biết
Kb [Ag(NH3)2]+ = 108, TAgI = 8,3.10-17.
4. Xác định thế điện cực của Ag+/Ag khi cho NaCN vào
dung dịch Ag(NO3)2 1M. Biết 0
Ag+/Ag = 0,8V và
[Ag(CN)2]- = 7,8.1019. (ĐS: - 0,37 V)
5.Xét sự tạo thành phức theo thuyết trường tinh thể, MO
[Cr(H2O)6]2+ [Fe(H2O)6]3+ [Cr(NH3)6]2+ [Fe(CN)6]4-
[Co(CN)6]3- [Mn(CN)6]4- [MnF6]4- [FeCl4]2-
Cho biết từ tính của phức?

Chương X nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG X: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIIIB
NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT Fe, Co, Ni
II. HỢP CHẤT CỦA Fe,
Co, Ni
TÀI LIỆU
[1] – Tập 3, Chương 7: trang
153 – 204
[2] – Chương 11: trang 233 – 246
[3] – Phần III, Chương 8: trang
538 – 572

NHẬN XÉT CHUNG
Nguyên tố
Cấu hình e hóa trị
RK (Å)
Số oxi hóa
Fe
3d64s2
1,26
(+6), +3, +2
Co
3d74s2
1,25
(+4), +3, +2
Ni
3d84s2
1,24
(+3), +2
Nguyên tố
RK (Å)
Số oxi hóa
Ru
4d75s1
1,35
(+8), +4
Rh
4d85s1
1,34
(+6), +3
Pd
4d105s0
1,37
(+4), +2
Nguyên tố
RK (Å)
Số oxi hóa
Os
5d66s2
1,35
(+8), +6
Ir
5d76s2
1,35
(+6), +4
Pt
5d96s1
1,35
(+6), +4, +2

Cấu hình e hóa trị: (n-1)d6,7,8 ns2
- Quy luật biến đổi trạng thái oxi hóa dương cực
đại:
theo hàng ngang:  ; theo cột dọc: 
- Dễ tạo hợp kim với nhau, với nguyên tố khác.
- Các oxit, hydroxit có tính bazo yếu, axit yếu,
lưỡng tính.
- Dễ tạo phức với CO, NO, CN-.
- Dễ hấp phụ H2 và hoạt hóa H2  hoạt tính xúc
tác.

I ĐƠN CHẤT Fe, Co, Ni
1 Tính chất vật lý
- Màu trắng xám hoặc trắng bạc (Ni)
- Dễ rèn, dát móng (trừ Co)
- Có tính sắt từ:
+ Bị nam châm hút
+ dưới tác dụng của dòng điện  nam châm
- Hợp kim của Fe với C:
Sắt mềm (<0,2%C); thép (0,2-1,7%C); gang
(1,7-5%C)

2 Tính chất hóa học
- Hoạt tính hóa học trung bình: tính khử  từ Fe 
Ni
- Trạng thái khô, t0 thấp, dạng cục bền với KK
- Khi đốt nóng, hoặc bột mịn:
3Fe + 2O2  Fe3O4
2Co + O2  2CoO
2Ni + O2  2NiO
- Trạng thái ẩm, t0 cao bị ăn mòn
2Fe + 3/2O2 + H2O  Fe2O3.nH2O (gỉ sắt)
1500C
3000C
5000C

Fe2+ + 2OH-  Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)4  {Fe2O3.xH2O}

- Phản ứng với axit HCl, H2SO4 loãng  muối X2+
- Fe, Co, Ni bị thụ động với HNO3, H2SO4 đặc nguội
2Fe + 6H2SO4 đặc, nóng  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
- Fe, Co, Ni không tác dụng với dung dịch kiềm.
- Fe, Co, Ni tác dụng với CO  tạo phức cacbonyl
kim loại  ứng dụng để tinh chế kim loại.
Fe(tc) + 5CO Fe(CO)5 Fe(tk) + 5CO
230-330oC
100-200atm
150-200oC

II HỢP CHẤT Fe, Co, Ni
1 Hợp chất (+2)
1.1 Fe (+2): Dạng đơn giản: FeO, Fe(OH)2, Fe2+.
Dạng phức chất: [Fe(H2O)6]2+, [Fe(CN)6]4-, [Fe(NO)]2+
- FeO, Fe(OH)2 có tính bazơ > axit  tan trong
axit, không tan trong kiềm.
- Fe (+2) có tính khử mạnh  Fe (+3)
FeO + O2  Fe2O3
2Fe(OH)2 + O2 + H2O  2Fe(OH)3
5Fe2+ + MnO4
̅ + 8H3O+  5Fe3+ + Mn2+ + 12H2O

- Muối Mohr: (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O
- K4[Fe(CN)6].3H2O (muối vàng máu): thuốc thử của
ion Fe3+:
FeCl3 + K4[Fe(CN)6]  KFe[Fe(CN)6] + 3KCl
xanh beclin

1.2 Co (+2): Dạng đơn giản: CoO, Co(OH)2, Co2+.
Dạng phức chất: [Co(H2O)6]2+ , [Co(NH3)6]2+ , [CoCl4]2-…
- CoO, Co(OH)2 có tính bazơ > axit  tan trong
axit, không tan trong kiềm, nước
CoO + 2HCl  CoCl2 + H2O
CoO + 2HCl + 2 H2O  [Co(H2O)6]Cl2
- Điều chế:
Co2+ + 2OH-  Co(OH)2
Co(OH)2  CoO + H2O
t0

- CoO, Co(OH)2 có tính khử trung bình
CoO + O2  Co3O4
4Co(OH)2 + O2  4CoO(OH) + 2H2O (chậm)
- Tinh thể hydrat muối Co(+2) thay đổi màu sắc khi
đốt nóng:
500 oC
CoCl2.6H2O CoCl2.4H2O CoCl2.2H2O CoCl2.H2O CoCl2
hồng hồng tím xanh xanh da trời xanh da trời
  
[Co(H2O)4Cl2] [Co(H2O)2Cl4] [CoCl6]
to
H2O
⇌

1.3 Ni (+2): Dạng đơn giản: NiO, Ni(OH)2, Ni2+.
Dạng phức chất: [Ni(H2O)6]2+, [Ni(NH3)6]2+, [NiCl4]2-…
- NiO, Ni(OH)2 có tính bazơ > axit  tan trong
axit, không tan trong kiềm, nước:
NiO + 2HCl  NiCl2 + H2O
- Tính khử yếu:
Ni(OH)2 + ½Br2 + KOH  Ni(OH)3 + KBr
- Ni (+2) dễ tạo thành phức amicat:
NiCl2 + 6NH3(k)  [Ni(NH3)6]Cl2
 Ni(OH)2 dễ tan khi có mặt NH3 hoặc muối NH4
+:
Ni(OH)2(r) + 6NH3(dd)  [Ni(NH3)6](OH)2(dd)

2 Hợp chất (+3)
2.1 Fe (+3): Dạng đơn giản: Fe2O3, Fe(OH)3, Fe3+.
Dạng phức chất: [Fe(H2O)6]3+, [Fe(CN)6]3-, [FeCl4]- …
- Fe2O3, Fe(OH)3: lưỡng tính (bazơ > axit)
Fe2O3 + 6HCl + 6H2O  2[Fe(H2O)6]Cl3
Fe2O3 + 2KOHrắn  2KFeO2 + H2O
Fe(OH)3 + 3HCl + 3H2O  [Fe(H2O)6]Cl3
Fe(OH)3 + 3NaOHđđ  Na3[Fe(OH)6]
to
tnc

- Fe3+ bền, có tính oxi hóa yếu
FeCl3 + 2KI  2FeCl2 + I2 + 2KCl
- Muối Fe(+3) bị thủy phân:
[Fe(H2O)6]3+ + H2O  [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H3O+
[Fe(H2O)5(OH)]2+ + H2O  [Fe(H2O)4(OH)2]+ + H3O+
- K3[Fe(CN)6] (muối đỏ máu): thuốc thử cho ion Fe2+:
FeCl2 + K3[Fe(CN)6]  KFe[Fe(CN)6] + 2KCl
Xanh tuabin

2.2 Co (+3):
- Hợp chất đơn giản Co(+3) không bền  Tính oxi
hóa mạnh
Cho Co2O3, Co(OH)3 tác dụng với axit  không
tạo muối Co3+ mà tạo thành Co2+
2Co2O3 + 4H2SO4  4CoSO4 + O2 + 4H2O
2Co(OH)3 + 6HCl  2CoCl2 + Cl2 + 6H2O

2.3 Ni (+3):
- Hợp chất Ni (+3) không đặc trưng, không bền 
Tính oxi hóa mạnh
2Ni(OH)3 + 6HCl  2NiCl2 + Cl2 + 6H2O
QUY LUẬT BIẾN ĐỔI TÍNH CHẤT:
Fe - Co – Ni: tính khử 
Fe(+2) – Co(+2) – Ni(+2): độ bền ; tính khử 
Fe(+3) – Co(+3) – Ni(+3): độ bền ; tính oxihóa 

Chương XI nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG XI: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIIB
NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT Mn
II.HỢP CHẤT CỦA Mn
TÀI LIỆU
121 – 144
[2] – Chương 12: trang 247 – 255
515 – 527

NHẬN XÉT CHUNG
- Cấu hình e hóa trị giống nhau: (n1)d5ns2, nên:
X –ne → X (+2,…, +7)  thể hiện tính kim loại.
- Số oxi hóa dương đặc trưng, bền: +7. Riêng Mn
còn có các số oxi hóa đặc trưng và bền là +2, +4.
- Ở số oxi hóa dương thấp chúng giống kim loại
như Fe, Cr …
- Ở số oxi hóa dương cao có tính chất giống phi kim
như clo.

I ĐƠN CHẤT Mn
- Màu trắng bạc, bề ngoài giống sắt nhưng cứng,
dòn hơn.
- Độ cứng: 5 – 6 (> Fe, Ni, Cr); Độ dẫn điện = 5
- Khó nóng chảy và khó sôi
- Tạo hợp kim với nhiều kim loại. Thép đường rây
chứa 1 – 2%Mn, thép bi nghiền hoặc má ngàm
chứa 10 – 15%Mn …

- Mn là kim loại tương đối hoạt động
3Mn + 2O2  Mn3O4
Mn bột mịn + 2H2O  Mn(OH)2 + H2
Mn + H2SO4  MnSO4 + H2
Mn + Cl2  MnCl2
3 Điều chế từ quặng pyroluzit MnO2.nH2O
3MnO2  Mn3O4 + O2
3Mn3O4 + 8Al  9Mn + 4Al2O3
(E 2+
o
Mn /Mn
= -1,185 V)
t0
t0
t0

II HỢP CHẤT Mn
1 Hợp chất Mn (+2): MnO, Mn(OH)2, Mn2+
- MnO, Mn(OH)2 có tính bazo > axit
MnO + 2HCl  MnCl2 + H2O
Mn(OH)2 + H2SO4  MnSO4 + H2O

- Hợp chất Mn(+2) có tính khử đặc trưng:
• Trong môi trường kiềm Mn(+4)
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O  Mn(OH)4
• Trong môi trường kiềm nóng chảy MnO4
2-
3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH  3K2MnO4 +
2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
• Trong môi trường axit  MnO4
-
3MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3  2HMnO4 +
3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O

2 Hợp chất Mn (+4): MnO2, Mn(OH)4
- Mn4+ không bền
- MnO2, Mn(OH)4 không tan, có tính lưỡng tính
nhưng cả 2 tính đều yếu.
MnO2 + 4HCl đặc  MnCl2 + Cl2 + 2H2O
MnO2 + 2KOH  K2MnO3 + H2O
- Tính oxi hóa:
2Mn(OH)4 + 2H2SO4  2MnSO4 + O2 + 6H2O
- Tính khử khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh:
MnO2
Mn(OH)4

• Trong môi trường kiềm rắn nóng chảy
2MnO2 + KClO3 + 6KOH  3K2MnO4 + KCl +
3H2O
• Trong môi trường axit:
2MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3  2HMnO4 +
3Pb(NO3)2 + 2H2O
3 Hợp chất Mn (+6)
- Muối MnO4
2- có màu lục thẫm, không
bền bị phân hủy trong nước
3K2MnO4 + 2H2O  2KMnO4 + MnO2 + 4KOH

- MnO4
2- có tính oxi hóa mạnh:
• Trong môi trường kiềm:  MnO2
K2MnO4 + K2SO3 + H2O  MnO2 + K2SO4 +
2KOH
• Trong môi trường axit  Mn2+
K2MnO4 + K2SO3 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4
+ H2O
- MnO4
2- thể hiện tính khử khi tác dụng với chất
oxihóa mạnh.
2K2MnO4 + Cl2  2KMnO4 + 2KCl

4 Hợp chất Mn (+7)
- HMnO4 tồn tại ở dạng dung dịch C < 20%,
nếu C > 20% bị phân hủy:
2HMnO4  2MnO2 + 3/2O2 + H2O
- Muối MnO4
- màu tím đen, bền hơn MnO4
2-
- Muối MnO4
- bị nhiệt phân ở khoảng 250oC:
2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
- Bị phân huỷ trong kiềm đặc:
4KMnO4 + 4KOH  4K2MnO4 + O2 + 2H2O

- Có tính oxi hóa mạnh, sản phẩm tạo thành phụ
thuộc vào môi trường:
• Trong môi trường axit  Mn2+
5K2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4  6K2SO4 +
2MnSO4 + 3H2O
• Trong môi trường trung tính  MnO2
3K2SO3 + 2KMnO4 + H2O  3K2SO4 +
2MnO2 + 2KOH
• Trong môi trường bazơ  MnO4
2-
K2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH  K2SO4 +
2K2MnO4 + H2O

Điều chế KMnO4
- Oxihóa MnO4
2- bằng Cl2 hay PbO2 – HNO3
2K2MnO4 + Cl2  2KMnO4 + 2KCl
2K2MnO4 + 2PbO2 + 6HNO3  2KMnO4 +
2Pb(NO3)2 + 2KNO3 + 3H2O
- Điện phân dung dịch MnO4
2-
2K2MnO4 + 2H2O  2KMnO4 + 2KOH + H2
dòng điện

Chương XIII nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG XIII: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IIB
NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT
II. HỢP CHẤT
TÀI LIỆU
253 – 272
[2] – Chương 15: trang 275 – 281
395 – 410

NHẬN XÉT CHUNG
Nguyên tố Cấu hình R ( Å) I2, eV I3, eV E0
M2+/M, V
Zn 4s23d10 1,39 17,96 (Ca: 11,87) 39,90 - 0,76
Cd 5s24d10 1,56 16,90 (Sr: 11,03) 37,47 - 0,40
Hg 6s24f145d10 1,60 18,75 (Ba: 10,00) 32,43 + 0,85
- e hoá trị nS → chỉ tạo các hợp chất +1 (Hg2
2+), +2
- Kém hoạt động hơn so với kim loại IIA
- Kim loại và hợp chất của nó đều độc.

I ĐƠN CHẤT
- Kim loại trắng bạc, bị mất màu và ánh kim trong
không khí, dễ nóng chảy, bay hơi.
Nguyên tố Zn Cd Hg
T0
nc
0C 419,6 321 - 38,86
T0
s
0C 906 767 356,66
- Tạo hợp kim với nhau và với nhiều kim loại khác

- Tính khử giảm từ Zn đến Hg. Đối với HCl, H2SO4
loãng: Zn tan dễ dàng, Cd tan chậm, Hg không tan
- Đối với HNO3: đều dễ tan
6Hg + 8HNO3loãng  3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Hg + 4HNO3đặc  Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
- Zn là kim loại lưỡng tính:
Zn + 2HCl + 4H2O  H2 + [Zn(H2O)4]Cl2
Zn + 2NaOH + 2H2O  H2 + Na2[Zn(OH)4]
E E E2+ 2+ 2+
o o o
Zn / Zn Cd /Cd Hg /Hg
= -0,76 V; = -0,40 V; = +0,85 V

II HỢP CHẤT
1 Oxit
- ZnO, CdO rất bền nhiệt, HgO kém bền nhiệt
2HgO  2Hg + O2 (4000 C)
- Các XO không tan trong nước, có tính lưỡng tính
hoạt bazo
ZnO + 2NaOHđặc + H2O  Na2[Zn(OH)4]
CdO + NaOHrắn, nóng chảy  Na2CdO2 + H2O
HgO + 2HNO3  Hg(NO3)2 + H2O

2 Hydroxit
- Zn(OH)2 có tính lưỡng tính điển hình
- Cd(OH)2 có tính bazo
- Hg(OH)2 không tồn tại vì bị mất nước ngay khi
tạo thành: Hg2+ + 2OH-  HgO + H2O
3 Muối và phức chất
- Hg2+ có tính oxy hóa
Hg(NO3)2 + Hg  Hg2(NO3)2
HgCl2 + SO2 + 2H2O  Hg + H2SO4 + 2HCl

- Dễ tạo phức cation aquơ, amicat, halogeno,
cyano… với số phối trí đặc trưng 4
4 Hợp chất Hg (+1)
- Trạng thái Hg(+1) tồn tại trong Hg2(NO3)2; Hg2Cl2
- Không có ion Hg+ mà có ion Hg2
2+ với cấu trúc
[-Hg-Hg-]2+
- Hg (+1) thể hiện tính oxi hóa và khử
Hg2Cl2 + SO2 + H2O → 2Hg + H2SO4 + 2HCl
3Hg2Cl2 + 8HNO3 → 3HgCl2 + 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Chương XIV nvhoa102@gmail.com 1
CHƯƠNG XIV: CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IB

NỘI DUNG
NHẬN XÉT CHUNG
I. ĐƠN CHẤT
1. Tính chất vật lý
2. Tính chất hóa học
II. HỢP CHẤT
1. Các hợp chất +1
TÀI LIỆU
trang 226 – 252
282 – 291
[3] – Phần III, Chương
1: trang 374 – 394

NHẬN XÉT CHUNG
- Cấu hình electron của 2 lớp ngoài cùng:
(n-1)s2 (n-1)p6 (n-1)d10 ns1
Gây ra hiệu ứng chắn kém
hơn cấu hình (n-1)s2(n-1)p6
 mức độ hoạt động IB < IA
Kém bền hơn cấu hình
(n-1)s2 (n-1)p6  tạo các
hợp chất có số OXH > +1

IB Cu Ag Au
Rk,(Å) 1,28 1,44 1,44
I1, (eV) 7,72 7,57 9,22
I2, (eV) 20,29 21,50 20,50
I3, (eV) 36,9 34,82 30,50
IA K Rb Cs
Rk,(Å) 2,36 2,53 2,74
I1, (eV) 4,32 4,16 3,58
Cu  Au: tính KL , khả năng tạo phức , các hợp
chất số OXH cao đều có màu, hợp chất tan đều độc.

I ĐƠN CHẤT
- Dễ tạo hợp kim với nhau và với kim loại khác
- Dễ tạo hỗn hóng với Hg
- Rất dễ kéo sợi, dát mỏng (nhất là Au).
Kim
loại
To
nc, oC To
s, oC Tỷ
khối
Độ cứng
(thang Mohr)
Độ dẫn điện
(Hg = 1)
Độ dẫn nhiệt
(Hg = 1)
Cu 1083 2543 8,94 3,0 57 36
Ag 960,6 2167 10,50 2,7 59 49
Au 1073,4 2880 19,32 2,5 40 35

- Kim loại kém hoạt động và hoạt tính  Cu  Au:
+ Tác dụng với oxi không khí
2Cu + O2 + 2H2O  2Cu(OH)2
Cu(OH)2 + Cu  Cu2O + H2O
nếu không khí có H2S:
4Ag + 2H2S + O2  2Ag2S + 2H2O
t0
thường

Tác dụng với axit:
+ Cu tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng có O2kk
Cu + H2SO4loãng + 1/2O2kk  CuSO4 + H2O
+ Cu, Ag tác dụng với axit HI, H2SO4đđ, HNO3
Cu + HI  CuI + 1/2H2
3Ag + 4HNO3loãng  3AgNO3 + NO + 2H2O
+ Cu, Ag, Au tác dụng với nước cường thủy, dd HCl
bão hòa clo, dd CN- trong không khí, HCN đậm đặc
Au + HNO3 + 4HCl  H[AuCl4] + NO + 2H2O
2Au + 3Cl2 + 2HCl  2H[AuCl4]
4Au + 8KCN + 2H2O + O2  4K[Au(CN)2] + 4KOH

II HỢP CHẤT
1 Các hợp chất (+1)
 Các oxyt E2O: đều là chất rắn, ít tan trong nước,
tan một phần trong dd kiềm đặc.
Cu2O + 2NaOHđặc  2Na[Cu(OH)2]
- Cu2O và Ag2O tan trong dd NH3đđ :
Cu2O + 4NH3 + H2O  2[Cu(NH3)2]OH
Ag2O + 4NH3 + H2O  2[Ag(NH3)2]OH
- Cu2O bền nhiệt, Ag2O và Au2O kém bền nhiệt

Điều chế oxyt E2O:
2CuSO4 + 4NaOH + C6H12O6  Cu2O +
C6H12O7 + 2H2O + 2Na2SO4
2AgNO3 + 2NaOH  Ag2O + 2NaNO3 + H2O
2AuCl + 2KOH  Au2O + 2KCl + H2O
 Các hydroxit EOH: đều kém bền
2EOH  E2O + H2O

 Các muối Cu(+1), Au(+1): không tan trong nước,
ở trạng thái ẩm không bền bị phân hủy, tan trong
HClđặc
2CuCl (r)  CuCl2 + Cu (r)
3AuCl (r)  AuCl3 + 2 Au (r)
 Các muối Ag(+1): bền trong dung dịch. Bị phân
hủy dưới tác dụng ánh sáng với mức độ khác
nhau:
2AgBr  2Ag + Br2
các halogenua dễ bị phân cực hóa bởi Ag+

 Phức chất của E(+1):
- phức cation amiacat rất bền
CuCl + 2NH3  [Cu(NH3)2]Cl
Ag2O + 4NH3 + H2O  2[Ag(NH3)2]OH
- phức anion phổ biến hơn và bền
CuCl + HCl  H[CuCl2]
AgBr + 2Na2S2O3  Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr

2 Các hợp chất (+2) – Cu(+2)
 CuO:
- Tạo thành khi đốt nóng Cu với không khí hoặc
nhiệt phân Cu(OH)2.
- Không tan trong nước, dễ tan trong axit, tan trong
dd NH3 tạo phức amiacat, phân hủy khi đun nóng
CuO + 4NH3 + H2O  [Cu(NH3)4](OH)2
4CuO  2Cu2O + O2 (11000C)

- bị SnCl2, FeCl2 khử về Cu(+1) khi đun nóng
2CuO + SnCl2  2CuCl + SnO2
3CuO + 2FeCl2  2CuCl + CuCl2 + Fe2O3
- bị H2, CO, C, NH3, Al khử về kim loại khi đốt nóng
CuO + CO  Cu + CO2
3CuO + 2NH3 k  3Cu + N2 + 3H2O
 Hydroxit Cu(OH)2:
- không tan trong nước, dễ tan trong axit và dd NH3
Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2

- có tính lưỡng tính
Cu(OH)2 + 2NaOHđặc,dư  Na2[Cu(OH)4] + 2H2O
 Muối Cu(+2): dễ tan, bị thủy phâm, dễ tạo phức
như [Cu(H2O)6]2+ ; [Cu(NH3)4]2+ ; [Cu(CN)4]2- ;
[CuCl4]2- …
2CuSO4 + 4NaI  2CuI + I2 + 2Na2SO4 *
Nước Suâyze: thành phần, tính chất, ứng dụng
Nước Fehling: thành phần, tính chất, ứng dụng

3 Các hợp chất (+3) – Au(+3)
 Au2O3:
- Không tan trong nước, bị phân hủy ở 1600C
Au2O3  Au + O2 (160 – 2900C)
- Có tính lưỡng tính
Au2O3 + 8HClđặc  2H[AuCl4] + 3H2O
Au2O3 + 2NaOHđặc,nóng + 3H2O  2Na[Au(OH)4]

 Au(OH)3:
- Không tan trong nước, thể hiện tính axit trội hơn
tính bazo
Au(OH)3 + NaOH  Na[Au(OH)4]
Au(OH)3 + 2H2SO4  H[Au(SO4)2] + 3H2O
2Au(OH)3  Au2O3 + 3H2O (1000C)

 Muối Au(+3):
- Kém bền nhiệt:
AuCl3  AuCl + Cl2 (150-1850C)
2AuCl  2Au + Cl2 (trên 2890C)
- Tính oxi hóa mạnh:
2AuCl3 + 3H2O2  2Au + 3O2 + 6HCl
- Dễ tạo phức:
AuCl3 + NaCl  Na[AuCl4]

Bai giang hoa vo co by nvhoa102

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Bai giang hoa vo co by nvhoa102

Similar to Bai giang hoa vo co by nvhoa102 (20)

More from Nguyen Thanh Tu Collection

More from Nguyen Thanh Tu Collection (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (15)

Bai giang hoa vo co by nvhoa102