Bài Giảng Hóa Vô Cơ - Chương 10 ppt

Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 165 CHƯƠNG 10 – NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM II 10.1. NHÓM IIA - Bao gồm những nguyên tố: berili(Be), magie(Mg), canxi(Ca), stronti(Sr), bari(Ba) và rađi(Ra). - Chúng được gọi là kim loại kiềm thổ vì một mặt các oxit CaO, SrO và BaO tan được trong nước cho dung dịch kiềm mạnh và mặt khác các oxit đó có độ tan bé và độ bền nhiệt cao, nghĩa là có tính chất của chất mà các nhà giả kim thuật ngày xưa gọi là “thổ”. * Một số đặc điểm của nguyên tử kim loại kiềm thổ: Be Mg Ca Sr Ba Ra Số thứ tự 4 12 20 38 56 88 Cấu hình electron hoá tr ị 2s 2 3s 2 4s 2 5s 2 6s 2 7s 2 Bán kính nguyên tử R(Å) 1,13 1,6 1,97 2,15 2,21 2,35 Bán kính ion R 2+ (Å) 0,34 0,74 1,04 1,2 1,3 1,44 Năng lượng ion hoá I 1 (eV) I 2 (eV) 9,32 18,21 7,64 15,03 6,11 11,87 5,96 10,93 5,21 9,95 5,28 10,10 Thế điện cực chuẩn E 0 (V) -1,85 -2,37 -2,87 -2,89 -2,9 -2,92 - Do có 2 electron hoá trị ns 2 ở ngoài lớp vỏ nên các kim loại kiềm thổ đều dễ mất electron đó để tạo thành ion M 2+ . Do vậy các kim loại kiềm thổ đều có tính khử mạnh và tính khử tăng dần từ Be đến Ra. Tuy nhiên, so với các kim loại kiềm cùng chu kỳ thì kém hoạt động hơn vì có điện tích hạt nhân lớn hơn và bán kính bé hơn. - Các kim loại kiềm thổ chỉ có số oxi hoá +2. Be tạo nên chủ yếu liên kết cọng hoá trị với các nguyên tố khác trong hợp chất. Ca, Sr, Ba, Ra chỉ tạo nên hợp chất ion. - Các ion kim loại kiềm thổ đều không có màu, nhiều hợp chất của kim loại kiềm thổ ít tan trong nước. - Trong các nguyên tố cùng nhóm, Be khác với các kim loại kiềm thổ nhiều, Be giống nhiều với Al, còn Mg giống nhiều với Zn. 10.1.1. Đơn chất * Tính chất lý học Sự biến đổi tính chất lý học của kim loại kiềm thổ giống như kim loại kiềm nhưng trong kim loại kiềm thổ liên kết kim loại mạnh hơn trong kim loại kiềm (cùng chu kỳ). - Các kim loại kiềm thổ đều có màu trắng bạc hoặc xám nhạt, trừ Be và Mg vẫn giữ được ánh kim trong không khí, các kim loại còn lại đều bị mờ nhanh chóng do bị phủ một màng mỏng màu vàng nhạt gồm oxit MO, một phần peoxit MO 2 và nitrua M 3 N 2 . * Một số hằng số vật lý quan trọng: Be Mg Ca Sr Ba Nhiệt độ nóng chảy ( 0 C) 1280 650 850 770 710 Nhiệt độ sôi ( 0 C) 2507 1100 1482 1380 1500 Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 166 Khối lượng riêng (g/cm 3 ) 1,86 1,74 1,55 2,6 3,6 Độ dẫn điện (Hg=1) 5 21 20,8 4 1,5 Độ âm điện 1,5 1,2 1,0 1,0 0,9 - Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn và biến đổi không đều như các kim loại kiềm vì các kim loại kiềm thổ có cấu trúc mạng tinh thể khác nhau (kim loại kiềm có cùng một loại mạng tinh thể): Be, Mg và Ca- có mạng lưới lục phương, Ca- và Sr: lập phương tâm diện, Ba: lập phương tâm khối. - Các kim loại kiềm thổ dẫn điện khá tốt (Mg, Ca tương đương kim loại kiềm) mặc dù phân lớp s đã được lấp đầy e - , đó là do vùng s và p trong kim loại kiềm thổ đã che phủ nhau tạo thành vùng chưa có đủ e - làm cho kim loại dẫn điện tốt. - Các kim loại kiềm thổ có độ cứng khác nhau, cứng nhất là Be, ở điều kiện thường Be giòn nhưng khi đun nóng lại dẻo, Mg dẻo có thể dát mỏng và kéo sợi, đến Ba thì chỉ hơi cứng hơn chì. - Trừ Be và Mg, các kim loại kiềm thổ tự do và các hợp chất dễ bay hơi của chúng khi đưa vào ngọn lưả không màu cũng làm cho ngọn lửa có màu đặc trưng như: Ca có màu đỏ da cam, Sr: màu đỏ son, Ba: màu lục hơi vàng. - Ra có tính phóng xạ tự nhiên. *Trạng thái thiên nhiên Các kim loại kiềm thổ chỉ tồn tại trong thiên nhiên ở dạng hợp chất. - Be là nguyên tố tương đối hiếm (0,001% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả đất), tồn tại chủ yếu trong khoáng vật berin (3BeO.Al 2 O 3 .6SiO 2 ). - Mg và Ca thuộc loại nguyên tố phổ biến nhất: + Mg (1,4% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả đất) tồn tại trong các khoáng vật như đolomit (MgCO 3 .CaCO 3 ), magiezit (MgCO 3 ), cacnalit (KCl.MgCl 2 .6H 2 O). + Ca (1,5% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả đất) tồn tại trong canxit, đá vôi, đá phấn CaCO 3 , thạch cao (CaSO 4 .2H 2 O), florit (CaF 2 ), apatit (Ca 5 (PO 4 )X) Ngoài ra, Ca còn có trong xương động vật, trong mô thực vật và nước thiên nhiên. - Sr và Ba có trong các khoáng vật xeleotit (SrSO 4 ), strontianit (SrCO 3 ), baritin (BaSO 4 ) và viterit (BaCO 3 ). - Ra có một lượng rất ít trong quặng của uran. * Đồng vị: - Be có 4 đồng vị, trong đó chỉ có một đồng vị thiên nhiên là 9 Be(100%), còn lại là đồng vị phóng xạ, đồng vị 10 Be có chu kỳ bán huỷ lâu nhất là 2,5.10 6 năm. - Mg có 6 đồng vị từ 23 Mg đến 28 Mg, trong đó có 3 đồng vị thiên nhiên là 24 Mg(78,6%), 25 Mg(10,11%), 26 Mg(11,29%), còn lại là đồng vị phóng xạ trong đó đồng vị 28 Mg là bền hơn cả với chu kỳ bán huỷ 0,891 ngày đêm. - Ca có 11 đồng vị từ 39 Ca đến 49 Ca. Các đồng vị thiên nhiên là 40 Ca(96,97%), 42 Ca(0,64%), 43 Ca(0,145%), 44 Ca(2,06%), 46 Ca(3,3.10 -3 %), 47 Ca(0,185%), trong các đồng vị phóng xạ còn lại thì đồng vị 41 Ca là bền nhất với chu kỳ bán huỷ là 1,1.10 5 năm. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 167 - Sr có 16 đồng vị từ 81 Sr đến 97 Sr. Các đồng vị thiên nhiên là 84 Sr(0,56%), 86 Sr(9,86%), 87 Sr(7,2%), 88 Sr(82,56%), Trong các đồng vị phóng xạ thì đồng vị 90 Sr là bền nhất có chu kỳ bán huỷ 28 năm. - Ba có 19 đồng vị 126 Ba đến 144 Ba, trong đó có 7 đồng vị thiên nhiên là 130 Ba(0,101%), 132 Ba(0,097%), 134 Ba(2,42%), 135 Ba(6,59%), 136 Ba(7,81%), 137 Ba(11,32%), 138 Ba(71,66%). Đồng vị phóng xạ bền nhất là đồng vị 133 Ba có chu kỳ bán huỷ 10 năm. - Ra có 13 đồng vị là 213 Ra và các đồng vị 219 Ra đến 230 Ra, tất cả đều có tính phóng xạ. * Tính chất hoá học Các kim loại kiềm thổ là những kim loại có tính khử mạnh, chỉ kém kim loại kiềm, tính khử tăng dần từ Be đến Ra. * Trừ Be không phản ứng trực tiếp với hiđro, Mg phản ứng rất khó khăn, các kim loại kiềm thổ còn lại đều phản ứng trực tiếp với H 2 khi đun nóng trong luồng khí H 2 tạo ra hiđrua ion: M + H 2  0 t MH 2 Ca phản ứng ngay với H 2 ở 0 0 C nếu ở dạng bột mịn, còn ở dạng khối phản ứng xảy ra ở 150-300 0 C, Sr: khoảng 300-400 0 C, Ba : ở 180 0 C. * Trong không khí và ở nhiệt độ thường, Be và Mg bị bao phủ lớp oxit rất mỏng và bền ngăn cản chúng tác dụng tiếp tục với oxi, còn Ca, Sr và Ba nhanh chóng tạo nên lớp màu vàng nhạt, trong đó ngoài oxit còn có một phần peoxit và nitrua. Trong không khí ẩm, Ca, Sr và Ba tạo nên lớp cacbonat, vì vậy các kim loại kiềm thổ phải được giữ trong bình rất kín hoặc ngâm trong dầu hoả khan. Khi đốt nóng trong không khí, tất cả các kim loại kiềm thổ cháy tạo nên oxit MO và phản ứng phát nhiều nhiệt. Ví dụ : Mg + O 2 = 2MgO H 0 = - 610 kJ/mol Riêng Mg, khi cháy còn phát ra ánh sáng chói và giàu tia tử ngoại, do sự kết hợp của ion Mg 2+ có kích thước bé với ion O 2 - cũng có kích thước bé đưa đến sự tạo thành mạng lưới tinh thể sít sao của MgO và phát ra một lượng nhiệt lớn, chính lượng nhiệt này đã đốt nóng mạch các hạt MgO được tạo nên, làm phát ra ánh sáng chói và giàu tia tử ngoại. * Khi đun nóng, tất cả các kim loại kiềm thổ đều tương tác mãnh liệt với halogen, nitơ, lưu huỳnh, photpho, cacbon, silic. Ví dụ : Be + X 2  Ct 0 BeX 2 ( X=F: t 0 thường, X=Cl: 250 0 C, X=Br, I:480 0 C) 3Mg + N 2    C 0 800780 Mg 3 N 2 Ca + S   C 0 150 CaS 3Ca + 2P đỏ    C 0 450350 Ca 3 P 2 Ba + 2C (than chì)   C 0 500 BaC 2 Khi kiềm thổ cháy trong không khí thì ngoài oxit MO còn có nitrua M 3 N 2 được tạo nên. Nitrua dễ dàng được phát hiện nhờ tác dụng của chúng với hơi nước ở trong không khí, giải phóng khí NH 3 Ví dụ : Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 3Mg(OH) 2 + 2NH 3 Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 168 Khi tương tác với cacbon, riêng Be tạo Be 2 C là cacbua giải phóng metan khi bị thuỷ phân, còn các kim loại kiềm thổ khác tạo nên MC 2 là cacbua giải phóng axetilen khi bị thuỷ phân. Be 2 C + 4H 2 O = 2Be(OH) 2 + CH 4 CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Tuy nhiên khi tương tác với Si, tất cả các kim loại kiềm thổ đều tạo nên silixua M 2 Si. * Do có ái lực lớn với oxi, các kim loại kiềm thổ khi đun nóng có thể khử được nhiều oxit bền như B 2 O 3 , CO 2 , SiO 2 , TiO 2 , Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 Ví dụ : 2Be + TiO 2  Ct 0 2BeO + Ti * Tác dụng với nước: Có thế điện cực tương đương kim loại kiềm, các kim loại kiềm thổ về nguyên tắc tương tác dễ dàng với nước giải phóng hiđro và càng dễ dàng hơn với các dung dịch axit. Nhưng thực tế, Be không tương tác với nước vì có lớp oxit bảo vệ, Mg không tan trong nước lạnh (vì màng oxit MgO bảo vệ) nhưng tan chậm trong nước nóng: Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2 Nếu đánh sạch các sợi dây Mg rồi nhúng vào dung dịch HgCl 2 , magie sẽ đẩy thuỷ ngân ra khỏi dung dịch và cùng với Hg tạo hỗn hống Mg-Hg, lúc đó màng oxit không được tạo nên và hỗn hống Mg-Hg liên tục tương tác với H 2 O ở nhiệt độ thường. Các kiềm thổ Ca, Sr, Ba phản ứng dễ dàng với nước: M + 2H 2 O = M(OH) 2 + H 2 * Riêng Be còn có thể tan trong dung dịch kiềm mạnh hoặc trong kiềm nóng chảy tạo thành muối berilat và giải phóng H 2 . Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Be(OH) 4 ] + H 2 Be + 2NaOH n/c = Na 2 BeO 2 + H 2 *Các kim loại Ca, Sr và Ba có thể tan trong amoniac lỏng, cho dung dịch màu xanh thẫm. Khi làm cho dung môi bay hơi, còn lại tinh thể màu vàng óng là các amoniacat có thành phần không đổi [M(NH 3 ) 6 ]. Khi có mặt chất xúc tác (ví dụ: platin), các amoniacat kim loại kiềm thổ bị phân huỷ dần tạo ra các amiđua. Ví dụ: Ca(NH 3 ) 6  Pt Ca(NH 2 ) 2 + 4NH 3 + H 2 Khi đun nóng ở áp suất thấp (trong chân không), các amiđua biến thành imiđua màu vàng. Ví dụ: Ca(NH 2 ) 2 = CaNH + NH 3 canxi amiđua canxi imiđua Các amiđua và imiđua kim loại kiềm thổ là những hợp chất ion, chỉ bền ở dạng tinh thể và tương tác mạnh với H 2 O tạo thành hiđroxit và amoniac. Ví dụ: CaNH + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + NH 3 * Khả năng tạo phức là không đặc trưng với các kim loại kiềm thổ vì sự tạo phức chỉ thuận lợi với những ion bé, điện tích lớn và có orbital trống. * Điều chế kim loại kiềm thổ Nguyên tắc chung để điều chế các kim loại kiềm thổ là dùng dòng điện hoặc dùng chất khử mạnh để khử ion kim loại kiềm thổ tạo thành kim loại. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 169 M 2+ + 2e - = M 0 Phương pháp thường dùng là điện phân nóng chảy hoặc dùng chất khử để khử oxit hoặc muối của kim loại kiềm thổ. * Be được điều chế bằng phương pháp điện phân BeCl 2 nóng chảy, hoặc hỗn hợp nóng chảy gồm BeCl 2 + NaCl hay hỗn hợp BeCl 2 + NaF trong thùng bằng niken với cực dương bằng than chì, cực âm bằng thuỷ ngân và ở trong khí quyển agon. * Điều chế Mg trong công nghiệp bằng điện phân cacnalit hoặc hỗn hợp muối clorua của magie và kim loại kiềm ở nhiệt độ 700-750 0 C trong thùng điện phân làm bằng thép, đồng thời là cực âm. Cực dương là một trụ than chì đặt trong ống sứ xốp có lỗ nhỏ để cho khí clo thoát ra ngoài. Để tránh không khí oxi hoá Mg lỏng nổi lên trên chất điện phân, người ta đã thổi chậm một luồng khí H 2 trên bề mặt của Mg lỏng. Để có thêm MgCl 2 , người ta đã điều chế từ magiezit MgCO 3 hoặc từ đolomit MgCO 3 .CaCO 3 theo phản ứng: MgO + CO + Cl 2 = MgCl 2 + CO 2 khí clo được lấy từ cực dương bình điện phân. Ngoài ra, để có MgCl 2 người ta có thể chế hoá nước biển khi cho tác dụng với vôi hoặc sữa đolomit, lọc lấy Mg(OH) 2 rồi cho tác dụng với axit HCl. * Ngoài cách dùng phương pháp điện phân MgCl 2 , còn có thể điều chế Mg bằng cách khử MgO bằng than cốc hay dùng ferosilic (hợp kim Fe và Si) khử hỗn hợp MgO và CaO ở nhiệt độ cao và trong chân không: MgO + C   C 0 2000 Mg + CO (có thể thay C bằng CaC 2 ở 1200 0 C) CaO + 2MgO + Si   C 0 1500 2Mg + CaO.SiO 2 Hơi Mg bay lên và được làm ngưng tụ. * Ca, Sr và Ba cũng có thể điều chế bằng cách điện phân muối clorua nóng chảy hoặc dùng Al hay Mg khử muối đó trong chân không ở 1100-1200 0 C. Ví dụ: CaCl 2 + Al   caot 0 3Ca + 2AlCl 3 AlCl 3 tạo thành sẽ bay hơi (thăng hoa ở 183 0 C), còn lại là Ca được chưng cất trong chân không hoặc trong khí quyển agon. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 170 * Ngoài ra, còn có thể dùng phản ứng nhiệt nhôm để điều chế Ca, Sr và Ba: 2Al + 2MO  0 t MO.Al 2 O 3 + 3M 10.1.2. Các hợp chất của kim loại kiềm thổ 10.1.2.1. Hiđrua * Tất cả các kim loại kiềm thổ đều có khả năng tạo ra hợp chất với hiđro ứng với hoá trị II của kim loại (MH 2 ). Tất cả đều là chất rắn màu trắng, độ bền tăng từ BeH 2 đến MgH 2 sau đó giảm dần từ CaH 2 đến BaH 2 . * BeH 2 không điều chế được trực tiếp từ các nguyên tố mà bằng phản ứng trao đổi giữa BeCl 2 với LiH trong rượu hoặc bằng cách cho Be(CH 3 ) 2 tác dụng với LiAlH 4 . BeCl 2 + 2LiH = BeH 2 + 2LiCl 2Be(CH 3 ) 2 + LiAlH 4 = 2BeH 2 + LiAl(CH 3 ) 4 - BeH 2 là chất rắn màu trắng, có tính chất tương tựAlH 3 , có thể tác dụng với nước và metanol giải phóng H 2 : BeH 2 + 2H 2 O = Be(OH) 2 + H 2 BeH 2 + 2CH 3 OH  Be(OCH 3 ) 2 + H 2 * MgH 2 tạo ra bằng cách đun nóng Mg trong khí H 2 dưới áp suất và có mặt của MgI 2 , cũng có thể điều chế bằng cách nhiệt phân đietyl magie trong chân không ở 175 0 C: Mg(C 2 H 5 ) 2   C 0 175 MgH 2 + 2C 2 H 4 - MgH 2 là chất rắn màu trắng, ở dạng bột mịn thì tự bốc cháy trong không khí, còn ở dạng cục thì bền hơn. Khi đun nóng trong chân không ở khoảng 280 0 C thì bị phân huỷ: MgH 2  0 t Mg + H 2 - Bị H 2 O và CH 3 OH phân huỷ tương tự BeH 2 . * CaH 2 , SrH 2 , BaH 2 là những hiđrua tạo muối. CaH 2 nóng chảy ở 1000 0 C và bị phân huỷ ở nhiệt độ cao hơn. SrH 2 nóng chảy ở 650 0 C và phân huỷ trên 800 0 C. CaH 2 nóng chảy và phân huỷ ở 675 0 C, là chất khử mạnh và tự bốc cháy trong không khí. - Đều bị nước phân huỷ tương tự BeH 2 MH 2 + 2H 2 O = M(OH) 2 + 2H 2 10.1.4.2. Oxit MO * Các oxit MO là chất bột hoặc khối xốp màu trắng (khi nấu chảy rồi để nguội chúng ở dạng tinh thể). BeO kết tinh theo mạng lục phương kiểu vuazit (-ZnS) với liên kết hình tứ diện. Các oxit còn lại có mạng tinh thể lập phương kiểu muối ăn. * Vì có năng lượng mạng lưới rất lớn nên các oxit MO rất khó nóng chảy và rất bền nhiệt, chúng có thể sôi mà không bị phân huỷ. BeO MgO CaO SrO BaO Nhiệt độ nóng chảy ( 0 C) 2552 2800 2570 2460 1925 Nhiệt độ sôi (0C) 4200 3100 3600 2500 2000 Nănglượng mạng lưới(kJ/mol) - 3924 3476 3913 2995 Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 171 * Trừ BeO thực tế không tan trong nước, MgO dạng bột xốp tan một ít và rất chậm, còn các oxit còn lại đều tương tác dễ với nước tạo hiđroxit và phát nhiệt lớn. MO + H 2 O = M(OH) 2 - Oxit của Ca, Sr, Ba đều hút ẩm mạnh khi để trong không khí và có khả năng hấp thụ khí CO 2 như oxit kim loại kiềm. Ví dụ: BaO + CO 2 = BaCO 3 - Các oxit kim loại kiềm thổ có thể tan trong dung dịch axit tạo thành muối, trừ BeO khó tan trong axit nhưng dễ tan trong dung dịch kiềm tạo muối berilat. * Ở nhiệt độ cao, các MO có thể bị kim loại kiềm, Al, Si khử đến kim loại. * Nguyên tắc chung để điều chế các MO là nhiệt phân muối cacbonat, nitrat hoặc hiđroxit của kim loại kiềm thổ. Ví dụ: CaCO 3   C 0 900 CaO + CO 2 2Sr(NO 3 ) 2   C 0 900 2SrO + 4NO 2 + O 2 hoặc dùng than khử muối cacbonat ở nhiệt độ thấp hơn: Ví dụ: BaCO 3 + C  0 t BaO + 2CO 10.1.4.3. Peoxit MO 2 Tương tự kim loại kiềm, các M 2+ của kim loại kiềm thổ có bán kính lớn cũng có khả năng tạo peoxit. * Be không tạo nên peoxit, Mg chỉ tạo nên peoxit ở dạng hiđrat có lẫn peoxit MgO 2 , còn Ca, Sr và Ba tạo nên các peoxit MO 2 là chất bột màu trắng và khó tan trong nước. Dung dịch của các peoxit này có phản ứng kiềm và có tính chất của dung dịch H 2 O 2 do phản ứng: MO 2 + 2H 2 O  M(OH) 2 + H 2 O 2 - Đều dễ tan trong axit tạo H 2 O 2 Ví dụ: CaO 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O 2 - Khi đun nóng MO 2 bị phân huỷ thành oxit và O 2 Ví dụ: 2CaO 2  0 t 2CaO + O 2 Như vậy, ở dạng rắn hay dung dịch các peoxit MO 2 đều có tính oxi hoá nhưng với chất oxi hoá mạnh hơn chúng thể hiện tính khử. * Các peoxit MO 2 có thể điều chế bằng cách cho H 2 O 2 tác dụng với hiđroxit tương ứng đồng thời đun nóng ở 100-130 0 C để làm mất nước các hiđrat peoxit MO 2 .8H 2 O vừa được tạo nên. Ví dụ: Ca(OH) 2 + H 2 O 2 + 6H 2 O = CaO 2 .8H 2 O CaO 2 .8H 2 O  0 t CaO 2 + 8H 2 O Các hiđrat peoxit khi tác dụng với H 2 O 2 nóng có thể tạo nên supeoxit có màu vàng. Ví dụ: CaO 2 .8H 2 O + H 2 O 2 (nóng) = CaO 4 + 10H 2 O - Riêng SrO 2 và BaO 2 có thể điều chế bằng cách cho oxit kết hợp trực tiếp với oxi. * Quan trọng nhất trong các peoxit MO 2 là BaO 2 - BaO 2 là chất bột màu trắng, nóng chảy ở 450 0 C và là hợp chất nghịch từ. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 172 - BaO 2 khó tan trong nước, không tan trong rượu và ete, dễ tan trong dung dịch axit loãng giải phóng H 2 O 2 : BaO 2 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O 2 BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2 Với nước, BaO 2 tạo dạng hiđrat BaO 2 .8H 2 O, nhưng với CO 2 tạo ra hợp chất BaCO 3 và O 2 : 2BaO 2 + 2CO 2 = 2BaCO 3 + O 2 - BaO 2 bền ở nhiệt độ thường, khi đun nóng đến 600 0 C trong chân không và hơn 700 0 C trong không khí thì BaO 2 phân huỷ thành oxit và oxi. Ngược lại, ở 400 0 C, BaO kết hợp trực tiếp với O 2 tạo peoxit. 2BaO 2  2BaO + O 2 dựa vào tính chất này, có thể dùng BaO 2 để điều chế O 2 trong không khí. - BaO 2 có tính oxi hoá mạnh, khi đun nóng BaO 2 tác dụng với H 2 , S, C, NH 3 Ví dụ: BaO 2 + H 2   C 0 550 Ba(OH) 2 2BaO 2 + S = 2BaO + SO 2 Với HCl đặc, BaO 2 giải phóng khí clo BaO 2 + 4HCl đặc = BaCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O - Ngoài tính oxi hoá, BaO 2 còn thể hiện tính khử, có thể khử được ion [Fe(CN) 6 ] 3- thành [Fe(CN) 6 ] 4- , cũng như một số muối của các kim loại nặng. Ví dụ: BaO 2 + 2K 3 [Fe(CN) 6 ] = K 6 Ba[Fe(CN) 6 ] 2 + O 2 - BaO 2 được dùng làm chất xúc tác trong phản ứng cracking dầu mỏ, dùng để điều chế H 2 O 2 , dùng trong bom cháy - BaO 2 có thể điều chế bằng cách nhiệt phân Ba(OH) 2 , Ba(NO 3 ) 2 , BaCO 3 trong luồng không khí. Trong công nghiệp, điều chế BaO 2 bằng cách nung BaO trong luồngkhông khí ở 400-500 0 C. 10.1.4.4. Hyđroxit M(OH) 2 * Hyđroxit M(OH) 2 khan đều ở dạng bột màu trắng. Khi kết tinh từ dung dịch nước thường ở dạng không màu ngậm nước: hiđroxit của Be và Ca ở dạng M(OH) 2 .nH 2 O, còn hiđroxit của Sr và Ba ở dạng M(OH) 2 .8H 2 O. - Be(OH) 2 và Mg(OH) 2 rất ít tan trong nước, Ca(OH) 2 tương đối ít tan, Sr(OH) 2 và Ba(OH) 2 tan nhiều trong nước. - Các M(OH) 2 đều không bền nhiệt, khi đun nóng chúng mất nước biến thành oxit. Độ bền nhiệt tăng lên từ Be(OH) 2 đến Ba(OH) 2 : Mg(OH) 2 mất nước ở 150 0 C, Ba(OH) 2 mất nước ở 1000 0 C: M(OH) 2  Ct 0 MO + H 2 O - Các hiđroxit M(OH) 2 đều là hợp chất ion và là những bazơ. Trong dung dịch nước tính bazơ tăng dần từ Be(OH) 2 đến Ba(OH) 2 : Be(OH) 2 là bazơ rất yếu, Mg(OH) 2 là bazơ trung bình, còn Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 và Ba(OH) 2 là bazơ mạnh. - Các M(OH) 2 đều dễ tan trong dung dịch axit tạo muối. Riêng Be(OH) 2 còn có khả năng tan trong dung dịch đậm đặc hiđroxit hay cacbonat của kim loại kiềm tạo thành hiđroxo berilat: Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 173 Ví dụ: Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Be(OH) 4 ] - Các M(OH) 2 đều có khả năng hấp thụ CO 2 . * Be(OH) 2 và Mg(OH) 2 được điều chế bằng cách cho kiềm tác dụng với dung dịch muối tương ứng Ví dụ: BeCl 2 + 2NaOH = Be(OH) 2 + 2NaCl hoặc BeCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O = Be(OH) 2 + 2NH 4 Cl Tuy nhiên đối với Mg(OH) 2 , kết tủa sẽ không hoàn toàn khi cho muối magie tác dụng với dung dịch amoniac do phản ứng thuận nghịch sau: MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O  Mg(OH) 2 + 2NH 4 Cl tức là Mg(OH) 2 có thể tan trong dung dịch muối amoni. Vì vậy, kim loại Mg tan trong dung dịch muối amoni mạnh hơn trong nước. - Các hiđroxit Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 và Ba(OH) 2 được điều chế bằng cách cho oxit tác dụng với nước: MO + H 2 O = M(OH) 2 10.1.3. Các hợp chất quan trọng 10.1.3.1. Ca(OH) 2 - Khi cho vôi sống (CaO) tác dụng với nước tạo nên Ca(OH) 2 gọi là vôi tôi. - Vôi tôi ít tan trong nước: ở 20 0 C, 1lit nước hoà tan 1,107g Ca(OH) 2 tạo thành dung dịch nước vôi, độ tan của Ca(OH) 2 giảm khi nhiệt độ tăng. Nếu tăng lượng vôi và khuấy kỹ sẽ được một huyền phù màu trắng gọi là dung dịch vôi sữa. Để yên vôi sữa một thời gian, Ca(OH) 2 kết tủa xuống thành khối nhão có tính chất kết dính. Nếu trộn khối nhão đó với cát theo tỉ lệ 1/3 hay 1/4 với một lượng nước vừa đủ gọi là vữa vôi. Vữa vôi có tính chất kết dính tốt, được dùng trong xây dựng. Quá trình đông cứng của vữa vôi là do phản ứng giữa vôi với CO 2 trong không khí. Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O Ngoài ra còn có tương tác một ít giữa cát là oxit axit với vôi là bazơ tạo canxisilicat. - Trong thực tế, người ta sản xuất vôi bằng cách nung đá vôi ở 1000 0 C trong lò đứng và lò được hoạt động liên tục. 10.1.3.2. CaCO 3 - CaCO 3 trong tự nhiên tồn tại dưới nhiều dạng như đá phấn, đá vôi, đá spat, đá cẩm thạch trong đó đá vôi là dạng phổ biến nhất. - CaCO 3 kết tinh ở dạng vô định hình, tan ít trong nước (0,014g CaCO 3 / 1lit H 2 O ở 25 0 C), tan nhiều hơn trong dung dịch chứa NH 4 Cl, khi đun sôi với dung dịch NH 4 Cl thì nó phân huỷ hoàn toàn: CaCO 3 + 2NH 4 Cl  Ct 0 CaCl 2 + 2NH 3 + CO 2 + H 2 O - Trong nước có chứa khí CO 2 , CaCO 3 tan tạo muối Ca(HCO 3 ) 2 CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2 Đây là phản ứng ăn mòn đá vôi trong thiên nhiên tạo nên nước cứng, từ đó tạo thành thạch nhũ trong các hang động do HCO 3 - tiếp xúc không khí: Ca(HCO 3 ) 2 = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O - CaCO 3 phân huỷ ở 900 0 C: CaCO 3  Ct 0 CaO + CO 2 Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 174 - Khi đun nóng , CaCO 3 tương tác được với một số oxit như SiO 2 , Al 2 O 3 , NO 2 , NH 3 Ví dụ: CaCO 3 + SiO 2  Ct 0 CaSiO 3 + CO 2 CaCO 3 + 2NH 3  Ct 0 CaCN 2 + 3H 2 O 10.1.3.3. CaSO 4 - CaSO 4 khan có màu trắng, tan ít trong nước (202mg CaSO 4 / 100g H 2 O ở 18 0 C), độ tan ít biến đổi theo nhiệt độ. - Trong thiên nhiên, CaSO 4 tồn tại ở dạng thạch cao CaSO 4 .2H 2 O có màu trắng hay xám hay hung tuỳ thuộc nhưng tạp chất chứa trong đó. Thạch cao có cấu trúc lớp nên tinh thể có thể tách thành lá mỏng, các lớp liên kết với nhau nhờ liên kết hiđro tạo nên giữa phân tử H 2 O với các ion Ca 2+ và SO 4 2- . Do vậy, thạch cao mềm hơn CaSO 4 khan. - Trong dung dịch có (NH 4 ) 2 SO 4 , độ tan của thạch cao tăng do tạo muối phức: CaSO 4 + (NH 4 ) 2 SO 4 = (NH 4 ) 2 [Ca(SO 4 ) 2 ] - Khi đun nóng đến 125 0 C, thạch cao mất nước tạo thành thạch cao nung CaSO 4 .0,5H 2 O (hay 2CaSO 4 .H 2 O) gọi là hemihiđrat. CaSO 4 .2H 2 O   C 0 125 CaSO 4 .0,5H 2 O + 1,5H 2 O - Thạch cao nung là chất bột màu trắng khi trộn với nước có khả năng đông cứng nhanh do quá trình kết tinh chen chúc của những vi tinh thể thạch cao. Do vậy, thạch cao nung được dùng để nặn tượng, làm khuôn, vật liệu xây dựng, bó bột trong y học - Khi nung đến 200 0 C, thạch cao nung mất nước hoàn toàn thành muối kham: 2(CaSO 4 .0,5H 2 O)   C 0 200 2CaSO 4 + H 2 O Muối khan này cũng tương tác với nước tạo thành thạch cao nhưng không có khả năng đông cứng. - Ở 500 0 C, CaSO 4 chuyển thành dạng không tan trong nước và không tương tác với nước, đến 960 0 C thì CaSO 4 phân huỷ: 2 CaSO 4   C 0 960 2CaO + SO 2 + O 2 10.1.3.4. Clorua vôi CaOCl 2 - Clorua vôi là muối hỗn tạp của axit hipoclorơ HClO và axit clohiđric HCl, là chất bột rắn màu trắng, có mùi hắc. - Tương tự nước Javen, clorua vôi có tính oxi hoá mạnh do tạo HClO khi tác dụng với CO 2 trong không khí. 2CaOCl 2 + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 + 2HClO + CaCl 2 Clorua vôi được dùng làm chất tiệt trùng, tẩy uế, tẩy màu Ở trong phòng thí nghiệm, người ta dùng clorua vôi để điều chế khí clo và oxi bằng các phản ứng: 2CaOCl 2 + 2HCl = CaCl 2 + Cl 2 + H 2 O 2CaOCl 2  Ct 0 2CaCl 2 + O 2 - Clorua vôi được điều chế bằng cách cho khí clo đi qua huyền phù đặc của Ca(OH) 2 trong nước ở 30 0 C: Ca(OH) 2 + Cl 2 = CaOCl 2 + H 2 O [...]... hơn so với vỏ 8e- bền của khí hiếm trong nguyên tử các nguyên tố IIA - Hợp chất của 3 kim loại IIB đều độc, nhất là thuỷ ngân 10. 2.1 Đơn chất * Trạng thái thiên nhiên: Zn là kim loại tương đối phổ biến, Cd và Hg kém phổ biến hơn nhiều, trong vỏ Qủa đất Zn đạt 1,5.1 0-3 %, Cd chiếm 7,6.1 0-6 % và Hg chiếm 7.1 0-7 % tổng số nguyên tử Hoá vô cơ 176 Chương1 0 – Nguyên tố và các chất nhóm II - Khoáng vật chính... chất +1: Hg + Hoá vô cơ 179 Chương1 0 – Nguyên tố và các chất nhóm II Khác với Zn và Cd, thuỷ ngân còn tạo nên những hợp chất có ion Hg22+ với liên kết - Hg - Hg - , trong đó Hg có số oxi hoá +1 - Các hợp chất của Hg(I) đều nghịch từ trong khi Hg+ có electron độc thân - Liên kết Hg - Hg trong hợp chất của Hg(I) có độ dài biến đổi từ 2,43Å đến 2,69Å tuỳ thuộc vào anion của hợp chất - Hầu hết các hợp... R’(OH)n với R, R’ là gốc hữu cơ Các ionit sẽ trao đổi các gốc hữu cơ của chúng với các ion trong dung dịch: RH2 + Ca2+ = RCa + 2H+ R’(OH)2 + SO4 2- = R’SO4 + 2OHKhi nước chảy qua các hạt ionit, các cationit sẽ giữ lại các ion Ca2+, Mg2+ , các anionit sẽ giữ lại các ion CO3 2-, SO4 2- , OH - và H+ được sinh ra trung hoà với nhau làm pH của nước không đổi 0 Hoá vô cơ 175 Chương1 0 – Nguyên tố và các chất... grenokit (CdS) và thường lẫn với khoáng vật của Zn Khoáng vật chính của Hg là xinaba hay thần sa (HgS) - Trong động vật và thực vật có chưa Zn với hàm lượng bé, trong cơ thể người có chứa kẽm khoảng 0,001% - Trong 1 lít nước biển có 1.1 0-2 mg Zn2+ ; 1,1.1 0-4 mg Cd 2+ và 3.1 0-5 mg 2HgCl4 và HgCl3* Đồng vị - Zn có 15 đồng vị, trong đó có đồng vị thiên nhiên là 64Zn (48,89%), 66Zn (27,81%), 67Zn (4,11%), 68Zn... phân tử đơn nguyên tử, ở 20 0C áp suất hơi của thuỷ ngân là 1,3 .103 mmHg, của Zn là 1,57.1 0-2 mmHg ở 3530C và của Cd là 3,13.1 0-2 mmHg ở 2910C - Ở điều kiện thường, Zn khá giòn nên không kéo dài được nhưng khi đun nóng đến 100 - 1500C lại dẻo và dai, ở 200 0C lại có thể tán Zn thành bột Trái lại, Cd có thể rèn và kéo dài ở điều kiện thường - Về tính độc, Zn ở trạng thái rắn không độc nhưng hơi của ZnO... Na2Al2Si2O8.xH2O + CaCl2 10. 2 NHÓM IIB Nhóm II B gồm các nguyên tố: kẽm (Zn), cadmi (Cd), thuỷ ngân(Hg) Zn Cd Hg + Số thứ tự 30 48 80 10 2 10 2 14 + Cấu hình e hoá trị 3d 4s 4d 5s 4f 5d106s2 + Bán kính nguyên tử (Å) 1,39 1,56 1,60 2+ + Bán kính ion R (Å) 0,83 0,99 1,12 + Năng lượng ion hoá I1(eV) 9,39 8,99 10, 43 0 + Thế điện cực chuẩn E (V) -0 ,763 -0 ,402 +0,854 10 2 - Cả ba nguyên tố đều có lớp vỏ (n - 1)d ns ,... clorua: THg Cl = 1,3.1 0-1 8; THg Br = 5,2.1 0-2 3 2 2 2 2 -2 9 ; THg I = 4,5 .10 - Hg2X2 tự phân huỷ khi tác dụng với dung dịch NH3 Hg2X2 + 2NH3 = Hg + HgNH2X + NH4X - Trong các Hg2X 2 thì Hg2Cl2 là hoá chất thông dụng nhất, còn gọi là calomen do khi tác dụng với dung dịch NH3, Hg2Cl2 tạo nên sản phẩm ít tan màu đen gồm kết tủa HgNH2Cl màu trắng trộn lẫn với hạt Hg rất bé màu đen - Hg2X2 được điều chế...  Hg 2 Cl 2  SnCl 2 dæ  2 Hg  SnCl 4 d) Sự tạo phức - Các M2+ dễ tạo nhiều phức chất, tuy nhiên khả năng tạo phức chất kém hơn đồng, bạc Những ion phức thường gặp là [ZnX 4] 2-; [CdX4] 2- ; [HgX4]2trong đó X là Cl-, Br-, I-, CN -, SCN - ; [M(NH3)4]2+ ; [M(NH3)6]2+ Những phức này của Hg(II) luôn bền hơn những phức tương ứng của Zn(II) và Cd(II) - Hg(II) còn có một số phức quan trọng dùng trong hoá... thể khử dung dịch HNO3 rất loãng đến ion NH4+ 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O - Hg và Cd không phản ứng với dung dịch kiềm nhưng Zn có thể tan dễ dàng trong dung dịch kiềm giải phóng hiđro Zn + 2OH- + 2H2O = [Zn(OH)4] 2- + H2 Ngoài ra kẽm còn có thể tan ngay cả trong dung dịch NH3 Zn + 4NH3 + 2H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2 Hoá vô cơ 178 Chương1 0 – Nguyên tố và các chất nhóm II Zn còn có thể tan... của HgO (1 0-3 - 1 0-4 mol/l) trong nước và tính thuỷ phân mạnh của muối Hg(II), người ta thường coi Hg(OH)2 là một bazơ rất yếu Hg(NO3)2 + 2KOH = HgO + 2KNO 3 + H 2O - Zn(OH)2 và Cd(OH)2 là chất kết tủa màu trắng, rất ít tan trong nước - Khi nung Zn(OH)2 là chất lưỡng tính, tan trong axit tạo muối Zn(II) và tan trong dung dịch kiềm tạo phức hiđroxozincat Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O Zn(OH)2 + 2OH - = [Zn(OH)4]2Bản . Zn đạt 1,5.1 0-3 %, Cd chiếm 7,6 .10 -6 % và Hg chiếm 7.1 0-7 % tổng số nguyên tử.             Chương1 0 – Nguyên tố và các chất nhóm II Hoá vô cơ 177 - Khoáng. 9,39 8,99 10, 43 + Thế điện cực chuẩn E 0 (V) -0 ,763 -0 ,402 +0,854 - Cả ba nguyên tố đều có lớp vỏ (n - 1)d 10 ns 2 , chúng có các obital d đã điền đủ 10e - nên cấu hình (n - 1)d 10 tương. 9,32 18,21 7,64 15,03 6,11 11,87 5,96 10, 93 5,21 9,95 5,28 10, 10 Thế điện cực chuẩn E 0 (V) -1 ,85 -2 ,37 -2 ,87 -2 ,89 -2 ,9 -2 ,92 - Do có 2 electron hoá trị ns 2 ở ngoài lớp vỏ