Bài Giảng Hóa Vô Cơ - Chương 11 pdf

Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 184 CHƯƠNG 11 – NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM I 11.1. NHÓM IA Các kim loại kiềm thuộc nhóm IA của bảng hệ thống tuần hoàn, bao gồm: liti(Li), natri(Na), kali(K), rubiđi(Rb), xesi(Cs) và franxi(Fr). Chúng được gọi là kim loại kiềm vì hiđroxit của chúng là chất kiềm mạnh. Trong đó có franxi là nguyên tố phóng xạ tự nhiên. * Một số đặc điểm của nguyên tử các kim loại kiềm: Li Na K Rb Cs Fr Số thứ tự 3 11 19 37 55 87 Electron hoá tr ị 2s 1 3s 1 4s 1 5s 1 6s 1 7s 1 Bán kính nguyên tử R (Å) 1,55 1,89 2,36 2,48 2,68 2,80 Bán kính ion R + (Å) 0,68 0,98 1,33 1,49 1,65 1,78 Nănglượng ion hoá I 1 (eV) 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 - Thế điện cực chuẩn E 0 (V) -3,02 -2,71 -2,92 -2,99 -2,92 - - Do có 1 electron ở lớp ngoài cùng, ngoài cấu hình bền của khí hiếm nên các nguyên tử kim loại kiềm dễ nhường electron hoá trị, tạo thành ion dương M + , thể hiện tính khử mạnh, tính chất của kim loại điển hình. Vì vậy năng lượng ion hoá I 1 rất thấp. - Nhóm kim loại kiềm có nhiều tính chất giống nhau và biến đổi đều đặn từ Li đến Fr. Tuy nhiên, ở trong đó Li có nhiều khác biệt hơn so với trong nhóm. Ví dụ: Li có E 0 âm hơn các kim loại kiềm khác, một số hợp chất của Li ít tan hơn so với hợp chất của các kim loại kiềm khác. - Các kim loại kiềm chủ yếu tạo hợp chất ion với số oxi hoá duy nhất là +1. 11.1.1. Đơn chất * Tính chất lý học - Kim loại kiềm có mạng tinh thể lập phương tâm khối, màu trắng bạc và có ánh kim, ánh kim này bị mờ nhanh chóng trong không khí. * Một số hằng số vật lý quan trọng: Li Na K Rb Cs Nhiệt độ nóng chảy ( 0 C) 180 98 64 39 29 Nhiệt độ sôi ( 0 C) 1317 883 760 689 666 Tỷ khối (g/cm 3 ) 0,53 0,97 0,86 1,53 1,87 + Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, giảm dần từ Li đến Cs do liên kết kim loại yếu và càng yếu dần khi kích thước nguyên tử tăng. + Các kim loại kiềm đều nhẹ, Li nổi lên trên dầu hoả, Na và K nổi trên nước. Các kim loại kiềm đều mềm, có thể cắt bằng dao. Tính mềm của kim loại kiềm có liên quan với liên kết yếu ở trong mạng lưới tinh thể của kim loại. - Kim loại kiềm có độ dẫn điện cao, do có vùng s chỉ mới bị chiếm một nửa số electron. - Kim loại kiềm ở trạng thái tự do hay hợp chất dễ bay hơi của chúng khi đưa vào ngọn lửa không màu làm cho ngọn lửa có màu đặc trưng như: Li cho Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 185 màu đỏ tía, Na màu vàng, K màu tím, Rb màu tím hồng, Cs màu xanh lam Hiện tượng này được giải thích như sau: ở trong ngọn lửa, các electron của nguyên tử và ion kim loại kiềm được kích thích nhảy lên những mức năng lượng cao hơn. Khi nhảy về mức năng lượng ban đầu, những electron đó trả lại năng lượng đã hấp thụ dưới dạng những bức xạ vùng trông thấy được. - Dưới tác dụng của tia tử ngoại, kim loại kiềm phóng ra electron, cường độ của dòng electron được phóng ra tỷ lệ với cường độ của ánh sáng được hấp thụ. Do vậy, người ta dùng kim loại kiềm (đặc biệt là Rb và Cs) để làm tế bào quang điện. - Các kim loại kiềm có thể hoà tan lẫn nhau và đều dễ tan trong Hg tạo hỗn hống và tan được trong amoniac lỏng. Các hỗn hống được dùng làm chất khử mạnh. * Trạng thái thiên nhiên và đồng vị - Vì có hoạt tính cao, các kim loại kiềm không tồn tại trong thiên nhiên ở dạng kim loại tự do mà thường tồn tại ở dạng hợp chất. Trong đó, Na và K là những nguyên tố phổ biến nhất trong vỏ Trái đất. Na chiếm 1,32% ; K: 1,5%; Li: 0,11%; Rb: 0,002%; Cs: 0,00015% tổng số nguyên tử . - Na, K phổ biến dưới dạng muối mỏ (NaCl), criolit (Na 3 AlF 6 ), xinvinit (NaCl.KCl), cacnalit (KCl.MgCl 2 .6H 2 O) - Tất cả các kim loại kiềm (trừ Na, Cs) đều có đồng vị. Trong đó có một số đồng vị phóng xạ như 40 19 K, 87 37 Rb, 223 87 Fr. * Tính chất hoá học * Các kim loại kiềm rất hoạt động về mặt hoá học, chúng thể hiện tính khử mạnh và tính khử đó tăng đều đặn từ Li đến Cs. - Các kim loại kiềm tự bốc cháy trong khí quyển F 2 , Cl 2 tạo các halogenua. Với brôm lỏng thì K, Rb, Cs gây nổ mạnh còn Li và Na chỉ tương tác ở trên bề mặt. Với iot, kim loại kiềm chỉ tương tác khi đun nóng. - Ở điều kiện thường và trong không khí khô, các kim loại kiềm bị oxi hoá thành Li 2 O, Na 2 O 2 , KO 2 , RbO 2 và CsO 2 , ngoài ra còn có một ít Li 3 N, Na 2 O, K 2 O. Trong không khí ẩm, các oxit của kim loại kiềm kết hợp với hơi nước tạo hiđroxit, rồi hiđroxit kết hợp với CO 2 biến thành muối cacbonat. Do vậy, các kim loại kiềm được bảo quản trong bình rất kín hoặc ngâm trong dầu hoả. - Khi đun nóng, các kim loại kiềm phản ứng với H 2 tạo nên hiđrua ion: Li phản ứng ở 600-700 0 C, các kim loại kiềm khác phản ứng ở 350-400 0 C. 2M + H 2  0 t 2MH - Khi nghiền kim loại kiềm với bột S, xảy ra phản ứng nổ 2M + S   C 0 130 M 2 S - Khi đun nóng với N 2 , C, Si, chỉ có Li có thể tương tác trực tiếp tạo nên Li 3 N, Li 2 C 2 , Li 6 Si 2 . 6Li + N 2    C 0 250200 2Li 3 N 2Li + C    C 0 200 Li 2 C 2 6Li + 2Si    C 0 700600 Li 6 Si 2 Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 186 - Các kim loại kiềm phản ứng mãnh liệt với nước do có thế điện cực rất thấp: Li không cho ngọn lửa; Na nóng chảy thành hạt tròn, nổi và chạy trên mặt nước, hạt lớn có thể bốc cháy; K bốc cháy ngay, còn Rb và Cs gây nổ. 2M + 2H 2 O  2MOH + H 2 - Khi đun nóng chảy trong khí NH 3 , các kim loại kiềm dễ tạo amiđua Ví dụ : 2Na + NH 3   C 0 350 2NaNH 2 + H 2 Trong các kim loại kiềm, Li có thế điện cực chuẩn âm nhất (E 0 = -3,01V) nhưng có hoạt tính kém so với các kim loại kiềm khác vì Li + có năng lượng hiđrat hoá lớn làm cân bằng dịch chuyển theo chiều tạo Li + . Li  Li + + e - * Điều chế kim loại kiềm Các kim loại kiềm thường được điều chế bằng cách khử các ion M + trong điều kiện không có nước: M + + e -  M (R) - Na, K có thể điều chế bằng cách điện phân nóng chảy muối clorua hay hiđroxit trong điều kiện không cho sản phẩm tiếp xúc không khí. + Với Na, người ta dùng thùng điện phân bằng thép, bên trong lót gạch chịu lửa, anôt bằng than chì, catôt bằng sắt, giữa 2 cực có màng ngăn. Chất điện phân là hỗn hợp gồm NaCl với 25%NaF và 12%KCl, điện phân ở 610-650 0 C. Cl 2 NaCl (1) - Anôt: than chì Na (4) (2) - Catôt: Fe (3) - Màng ngăn (-) (-) (4) - Hỗn hợp điện phân (3) (2) (+) (1) Sơ đồ thùng điện phân NaCl nóng chảy - Li có thể điều chế bằng cách điện phân hỗn hợp LiCl và KCl nóng chảy. - Rb và Cs được điều chế bằng cách dùng kim loại Ca khử các RbCl và CsCl ở nhiệt độ cao (700 0 C) và trong chân không. 2RbCl + Ca  0 t CaCl 2 + Rb Rb và Cs bay hơi và được ngưng tụ lại. 11.1.2. Các hợp chất của kim loại kiềm 11.1.2.1. Oxit - Peoxit a) Oxit thường M 2 O (O 2- ) - Đều là chất dạng tinh thể lập phương, có màu từ trắng đến da cam Li 2 O Na 2 O K 2 O Rb 2 O Cs 2 O trắng trắng trắng vàng da cam - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và độ bền nhiệt giảm từ Li 2 O đến Cs 2 O. - Các oxit kim loại kiềm là các oxit bazơ nên chúng tương tác rất mạnh với nước (phản ứng toả nhiều nhiệt), trừ Li 2 O phản ứng chậm với nước, tác dụng với axit, oxit axit M 2 O + H 2 O  2MOH Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 187 M 2 O + 2HCl  2MCl + H 2 O M 2 O + CO 2  M 2 CO 3 - Các M 2 O phản ứng với O 2 ngay nhiệt độ thường tạo peoxit, trừ Li 2 O. 2M 2 O + O 2  2M 2 O 2 - Điều chế M 2 O bằng cách đun nóng peoxit, hiđroxit, nitrit hay nitrat với kim loại kiềm tương ứng. Ví dụ : 2NaOH + 2Na   C 0 600 2 Na 2 O + H 2 Riêng Li 2 O thì điều chế bằng cách phân hủy hiđroxit, cacbonat hay nitrat ở 800 0 C trong khí quyển hiđro. 2LiOH   C 0 800 Li 2 O + H 2 O Li 2 CO 3   C 0 800 Li 2 O + CO 2 4LiNO 3   C 0 800 2Li 2 O + 4NO 2 + O 2 b) Peoxit M 2 O 2 (O 2 2 ) và supeoxit MO 2 (O  2 ) - Đều là chất rắn có màu từ vàng đến da cam và hung: Na 2 O 2 K 2 O 2 Rb 2 O 2 Cs 2 O 2 KO 2 RbO 2 CsO 2 vàng nhạt vàng vàng vàng vàng da cam hung - M 2 O 2 và MO 2 khá bền với nhiệt, không phân hủy khi nóng chảy, hút ẩm mạnh, chảy rửa khi để trong không khí. - Tất cả đều là chất oxi hoá mạnh, phản ứng mạnh với nước ở nhiệt độ thấp giải phóng H 2 O 2 và O 2 - Các peoxit và supeoxit kim loại kiềm có thể điều chế bằng cách đốt cháy kim loại kiềm trong oxi hoặc cho khí oxi sục vào dung dịch mới điều chế của kim loại kiềm trong amoniăc lỏng ở các điều kiện khác nhau. Ví dụ: Khi cho khí oxi khô sục qua dung dịch mới điều chế của xesi trong amoniăc lỏng thì được Cs 2 O 2 , nhưng tiến hành phản ứng trong thời gian rất lâu và ở nhiệt độ 30-50 0 C thì sẽ được CsO 2 . * Na 2 O 2 : là peoxit quan trọng nhất trong thực tế như làm nguồn cung cấp oxi trong các bình lặn và tàu ngầm, dùng để tẩy trắng vải, rơm - rạ, lông, tóc - Loại tinh khiết có màu trắng, nếu có lẫn tạp chất thì có màu vàng. - Nóng chảy ở 460 0 C và sôi ở 660 0 C, phân huỷ rõ rệt ở nhiệt độ gần 600 0 C. - Tương tác mãnh liệt với nước, toả nhiệt 2Na 2 O 2 + 2H 2 O  O 2 + 4NaOH Phản ứng này dùng để điều chế O 2 trong phòng thí nghiệm. Ởí nhiệt độ thấp, phản ứng thuỷ phân hơi khác: Na 2 O 2 + 2H 2 O  H 2 O 2 + 2NaOH - Tương tác với khí CO, CO 2 và dung dịch của khí CO 2 trong nước: Na 2 O 2 + CO  Na 2 CO 3 2Na 2 O 2 + 2CO 2  2Na 2 CO 3 + O 2 Na 2 O 2 + H 2 O + CO 2  Na 2 CO 3 + H 2 O 2 Dung dịch Na 2 O 2 khi thêm CO 2 hay một ít H 2 SO 4 được dùng làm chất tẩy trắng. - Na 2 O 2 là chất oxi hoá mạnh: Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 188 + Những chất dễ cháy như C, Al bột, S, bông khi tiếp xúc với Na 2 O 2 có thể bốc cháy và gây nổ; ete, axit axetic, nitrobenzen khi trộn với Na 2 O 2 cũng gây nổ mạnh. Ví dụ: 2Na 2 O 2 + C   C 0 100 Na 2 CO 3 + Na 2 O 2Na 2 O 2 + S   C 0 100 Na 2 SO 3 + Na 2 O 3Na 2 O 2 + 2Al bột    C 0 12070 2NaAlO 2 + 2Na 2 O + Hỗn hợp Na 2 O 2 với Na 2 CO 3 dùng để phá các quặng sunfua bằng cách nấu chảy ở trong chén bạc: 2FeS 2 + 15Na 2 O 2  Fe 2 O 3 + 4Na 2 SO 4 + 11Na 2 O - Na 2 O 2 được điều chế bằng cách cho oxi hay không khí khô đi qua natri đốt nóng ở 180 0 C trong bình bằng thép hoặc bằng nhôm. * KO 2 - Là chất ở dạng bột màu vàng, hút ẩm mạnh nên chảy rửa trong không khí, nóng chảy ở 440 0 C. - Dễ bị H 2 O, khí CO 2 và axit loãng phân huỷ, giải phóng khí O 2 . 4KO 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 2 2KO 2 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + O 2 + H 2 O 2 2KO 2 + 2H 2 O = 2KOH + O 2 + H 2 O 2 Dựa vào phản ứng với CO 2 , người ta dùng hỗn hợp Na 2 O 2 và KO 2 với tỷ lệ 1:2 về số mol để làm nguồn tái sinh O 2 trong các bình lặn và trong tàu ngầm. - Trong chân không, KO 2 bị phân huỷ tạo K 2 O 2 và sau đó tạo ra K 2 O 4KO 2 = 2K 2 O 2 + 2O 2 2K 2 O 2 = 2K 2 O + O 2 - Là chất oxi hoá mạnh, tác dụng mạnh với H 2 , C, CO, NO và các chất hữu cơ. 2KO 2 + H 2 = 2KOH + O 2 4KO 2 + 2C = 2K 2 CO 3 + O 2 2KO 2 + CO = K 2 CO 3 + O 2 2KO 2 + 3NO = KNO 3 + KNO 2 + NO 2 - KO 2 có thể được điều chế bằng cách dùng KNO 3 oxi hoá kali kim loại hoặc đốt cháy kali trong khí oxi dư ở trong chén bạc hoặc chén nhôm. c) Ozonit MO 3 (O  3 ) - Người ta chỉ biết được một số ozonit của kim loại kiềm như KO 3 , RbO 3 và của ion amini NH 4 O 3 . - MO 3 là chất oxi hoá mạnh hơn cả peoxit và supeoxit , chúng tác dụng với nước giải phóng khí O 2 . Tuy nhiên, ở nhiệt độ thường ozonit phân huỷ dần thành supeoxit và oxi. 11.1.2.2. Hyđroxit MOH a) MOH - Là chất rắn màu trắng, nóng chảy ở nhiệt độ tương đối thấp tạo nên chất lỏng linh động và trong suốt. LiOH NaOH KOH RbOH CsOH t 0 nc ( 0 C): 450 328 360 301 271 Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 189 - Ở trạng thái nóng chảy, chúng ăn mòn thuỷ tinh, sứ và cả Pt (khi có mặt không khí), do vậy cần phải dùng các dụng cụ bằng sắt, niken hoặc bạc để nấu chảy các MOH. - MOH bền với nhiệt, khi đun nóng đến nhiệt độ cao, các MOH bay hơi mà không mất nước (trừ LiOH mất nước ở 500 0 C tạo Li 2 O vì ion Li + có kích thước bé và có 2 electron nên hút mạnh oxi từ OH - ở trong LiOH hơn các ion M + khác). - Các MOH hút ẩm mạnh, trong không khí bị chảy rữa sau đó tan thành dung dịch, CO 2 ở trong không khí tác dụng với dung dịch đó tạo muối cacbonat. Do vậy, MOH được dùng trong các bình hút ẩm, làm khan các bazơ hữu cơ. - Các MOH là các bazư kiềm nên tan nhiều trong nước, quá trình hoà tan toả nhiệt (trong đó LiOH ít tan), ngoài ra chúng cũng dễ tan trong rượu metylic và rượu etylic. - Các MOH là chất kiềm mạnh (là bazơ mạnh nhất), chúng tương tác dễ dàng với các oxit axit và axit tạo muối. Dung dịch của chúng cũng tương tác với các kim loại có hiđroxit là lưỡng tính như Al, Zn , một số phi kim như Si, P, halogen - Các MOH được điều chế bằng điện phân dung dịch muối clorua của các kim loại kiềm hoặc cho kim loại kiềm tác dụng với nước trong trường hợp cần một lượng ít MOH tinh khiết. b) NaOH: là hợp chất rất quan trọng trong thực tế, đặc biệt là trong công nghiệp sản xuất như NaOH được dùng trong sản xuất xenlulozơ từ gỗ, xà phòng, giấy và tơ nhân tạo, tinh chế dầu thực vật và các sản phẩm chưng cất dầu mỏ, chế phẩm nhuộm và dược phẩm , làm khô các khí và là thuốc thử rất thông dụng trong phòng thí nghiệm. - Là chất rắn có màu trắng, hút ẩm rất mạnh. - Có đầy đủ tính chất của một bazơ mạnh điển hình. + Tan dễ dàng trong nước và rượu. Quá trình tan toả nhiều nhiệt. + Tác dụng với axit và oxit axit tạo muối: NaOH + H + = Na + + H 2 O 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O NaOH + CO 2 = NaHCO 3 + Tác dụng với kim loại mà hiđroxit là lưỡng tính 2Al + 2NaOH + 2H 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 + Tác dụng với một số phi kim như Si, C, P, S, halogen Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 2C + 6NaOH = 2Na + 2Na 2 CO 3 + 3H 2 4P + 3NaOH + 3H 2 O = 3NaH 2 PO 2 + PH 3 Cl 2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H 2 O + Ăn mòn sứ, thuỷ tinh SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O + Tác dụng với một số muối tạo kết tủa hiđroxit của kim loại đó như Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 hoặc tạo ra những bazơ yếu như: NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 190 CH 3 NH 3 Cl + NaOH = NaCl + CH 3 NH 2 + H 2 O * Trong công nghiệp NaOH được điều chế theo 2 cách: - Cách 1: Cho Ca(OH) 2 tác dụng với Na 2 CO 3 loãng và nóng. Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 = 2NaOH + CaCO 3  Cách này thường được dùng để thu hồi NaOH trong sản xuất giấy. - Cách 2: Ngày nay, phương pháp phổ biến là điện phân dung dịch NaCl bão hoà. NaCl = Na + + Cl - H 2 O  H + + OH - Anôt (+): 2Cl - - 2e - = Cl 2 Catôt (-): 2H + + 2e - = H 2 Phương trình điện phân tổng quaút: 2NaCl + 2H 2 O  dp Cl 2  + H 2  + 2NaOH NaCl trước khi điện phân cần tinh chế để loại bỏ những tạp chất có hại cho quá trình điện phân như Mg, Ca, Al, Fe, Ni, Cr, Quá trình điện phân được thực hiện theo 3 công nghệ khác nhau. + Điện phân với catôt Hg (anôt là Titan) thu được NaOH đậm đặc, sạch nhưng Hg gây độc hại. Tại cực âm, thuỷ ngân tạo hỗn hống với kim loại natri và tại đây xảy ra các quá trình: Na + + e - = Na(Hg) Na(Hg) + H 2 O = 2 1 H 2 + Hg + Na + + OH - Tại cực dương xảy ra quá trình: 2Cl - - 2e - = Cl 2 + Điện phân với màng ngăn xốp: anôt được làm bằng thép mạ Ni, catôt làm bằng than chì hay Ti có phủ lớp oxit bền vững (oxit của ruteni, niken, coban). Để tránh phản ứng nổ giữa H 2 với Cl 2 và không cho Cl 2 tiếp xúc với dung dịch NaOH, người ta dùng một màng xốp bằng lưới sắt phủ amiăng có tẩm nhựa hữu cơ ngăn giữa 2 điện cực. Màng ngăn xốp cho phép dung dịch thấm qua nhưng ngăn không cho các bọt khí đi qua. Công nghệ này tiêu thụ nhiều điện năng và cho sản phẩm kém tinh khiết, dung dịch NaOH thu được có lẫn NaCl. + Điện phân với màng bán thấm: các điện cực giống như điện phân với màng ngăn, nhưng màng bán thấm làm bằng polime hữu cơ có chứa các gốc RCOO - , RSO 3 - . Màng bán thấmchia thùng điện phân thành 2 khoang: khoang anôt đựng dung dịch NaCl, khoang catôt đựng nước tinh khiết hay dung dịch NaOH loãng. Màng bán thấm chỉ cho Na + đi qua (thẩm thấu một chiều), ngăn các ion Cl - , OH - lại. Khi điện phân, ion Na + ở khoang anôt đi qua màng bán thấm sang khoang catôt và tạo NaOH. Ưu điểm: + Dung dịch NaOH thu được có độ tinh khiết rất cao, tương đương với công nghệ điện phân với catôt Hg. Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 191 + Tránh gây ô nhiễm môi trường(do không dùng Hg và amiăng). Đây là công nghệ hiện đại được áp dụng rộng rãi từ năm 1981, dần dần thay thế các công nghệ điện phân bằng catôt Hg và màng ngăn xốp. Cl 2 H 2 Cl - OH - dd NaCl loang Na + Na + NaOH Cl - OH - dd NaCl bh H 2 O Sơ đồ thùng điện phân với màng bán thấm. 11.1.2.3. Muối của các kim loại kiềm - Các muối của kim loại kiềm đều không màu, trừ trường hợp anion có màu như muối KMnO 4 có màu tím do ion MnO 4 - . - Hầu hết các muối của kim loại kiềm dễ tan trong nước, trừ một số muối của liti. Dung dịch trong nước của các muối này hầu như điện li hoàn toàn và đều chứa ion kim loại kiềm không màu. - Khi kết tinh từ dung dịch, các muối của kim loại kiềm hầu như không tạo ra dạng hiđrat tinh thể trừ một số muối của liti và natri như LiCl.H 2 O, LiNO 3 .H 2 O, NaCl.2H 2 O - Các muối kim loại kiềm thường có nhiệt độ nóng chảy cao và dẫn điện khi nóng chảy. a) Halogenua của kim loại kiềm MX - Kết tinh ở dạng tinh thể không màu. - Đều là hợp chất ion (trừ LiI). - Có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, giảm dần từ Na đến Cs và từ F đến I. - Đều dễ tan trong nước (trừ LiF và một phần NaF) và độ tan của chúng tăng khá nhanh theo nhiệt độ. * NaCl: là muối quan trọng nhất trong các halogenua kim loại kiềm. - Là hợp chất ion, tinh thể có mạng lập phương tâm diện. - Trong thiên nhiên, NaCl có trong nước biển khoảng 3% theo khối lượng, có trong muối mỏ, nước của các hồ nước mặn - NaCl được khai thác bằng cách phơi nắng tự nhiên nước biển. Với muối mỏ thì người ta cho nước qua các lỗ khoan để hoà tan muối ngầm, sau đó bơm dung dịch lên để kết tinh NaCl. - NaCl có vị mặn, dùng làm thức ăn cho người và gia súc (nên gọi là muối ăn). Muối ăn tinh khiết không hút ẩm nhưng muối biển lại bị chảy rữa trong không khí do có lẫn tạp chất như MgSO 4 , CaCl 2 NaCl rất cần cho cơ thể, trong huyết thanh của người có chứa khoảng 0,08%NaCl. - NaCl dễ tan trong nước, độ tan không biến đổi nhiều theo nhiệt độ nên không dễ thinh chế bằng cách kết tinh lại, trong khi KCl có độ tan biến đổi nhiều theo nhiệt độ . Người ta lợi dụng tính chất này để tách riêng 2 muối. Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 192 - NaCl là nguyên liệu để điều chế Na, Cl 2 , HCl, NaOH và các hợp chất của natri. NaCl còn được dùng trong công nghiệp thực phẩm, nhuộm, thuộc da, luyện kim * Nước Javen: NaCl + NaClO - Nước Javen là dung dịch chứa các ion: ClO - , Cl - , là chất lỏng không màu, có mùi clo, có tính kiềm. - Nước Javen có tính oxi hoá rất mạnh trong mọi môi trường. Nguyên nhân tính oxi hoá là do nước Javen phản ứng với CO 2 trong không khí tạo oxi nguyên tử . Do đó, nước Javen được dùng để tẩy màu, khử trùng ClO -    2 CO HClO  HCl + O o - Muối NaClO dễ nhiệt phân: 2NaClO  0 t 2NaCl + O 2 3NaClO   C 0 70 2NaCl + NaClO 3 - Nước Javen được tạo thành khi cho Cl 2 phản ứng với dung dịch kiềm: Cl 2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H 2 O Trong công nghiệp, nước Javen được điều chế bằng cách điện phân dung dịch NaCl loãng, nguội, không màng ngăn. NaCl + H 2 O  âp NaClO + H 2 b) Cacbonat của kim loại kiềm - Có 2 loại: hiđrocacbonat MHCO 3 và cacbonat M 2 CO 3 . - Các muối MHCO 3 và M 2 CO 3 đều tan nhiều trong nước (trừ Li 2 CO 3 ít tan và NaHCO 3 hơi ít tan). Chúng bị thuỷ phân trong nước, muối M 2 CO 3 cho môi trường kiềm mạnh và muối MHCO 3 cho môi trường kiềm yếu. M 2 CO 3 + H 2 O  MHCO 3 + MOH MHCO 3 + H 2 O  H 2 O + CO 2 + MOH - Các MHCO 3 bền ở nhiệt độ thường, dễ phân huỷ khi đun nóng 2MHCO 3  0 t M 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O - Các muối M 2 CO 3 rất bền với nhiệt, chúng chỉ nóng chảy chứ không phân huỷ ở các nhiệt độ sau: Li 2 CO 3 Na 2 CO 3 K 2 CO 3 Rb 2 CO 3 735 0 C 853 0 C 894 0 C 837 0 C * NaHCO 3 : - NaHCO 3 là chất ở dạng tinh thể đơn tà màu trắng, gồm những ion: Na + và HCO 3 - - NaHCO 3 tan vừa phải trong nước: ở 0 0 C hoà tan 70g/litH 2 O; ở 20 0 C:100g/litH 2 O ; ở 40 0 C: 130g/litH 2 O. - Phân huỷ ở 270 0 C: 2NaHCO 3  Ct 0 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O - Ở nhiệt độ thường ngay trong dung dịch, NaHCO 3 phân huỷ chậm, giải phóng CO 2 . Sự phân huỷ xảy ra mạnh hơn khi đun nóng. - Khi tan trong nước, NaHCO 3 thuỷ phân cho môi trường kiềm rất yếu. NaHCO 3 + H 2 O  H 2 CO 3 + NaOH * Na 2 CO 3 (Sôđa) Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 193 - Na 2 CO 3 khan là chất bột màu trắng, hút ẩm, nóng chảy ở 851 0 C. - Na 2 CO 3 dễ tan trong nước, quá trình hoà tan toả nhiệt do tạo thành các hiđrat. Trong dung dịch, ở t 0 < 32 0 C có thể tách được Na 2 CO 3 .10H 2 O. - Khi tan trong nước, Na 2 CO 3 thuỷ phân làm cho dung dịch có phản ứng kiềm. Na 2 CO 3 + H 2 O  NaHCO 3 + NaOH Dung dịch Na 2 CO 3 0,1N có pH= 10,9 và dung dịch Na 2 CO 3 1N có pH=12,3. - Na 2 CO 3 được dùng rộng rãi trong nhiều ngành công nghiệp: thuỷ tinh, xà phòng, giấy, phẩm nhuộm, đồ gốm , dùng để điều chế các hợp chất quan trọng của natri như NaOH, borăc, thuỷ tinh tan, cromat, đicromat - Trong thiên nhiên, Na 2 CO 3 có trong các hồ muối cacbonat, tro của rong biển - Ngày nay, Na 2 CO 3 được sản xuất theo phương pháp Solvay từ NH 3 . + Cho khí NH 3 rồi khí CO 2 đi qua dung dịch NaCl bão hoà: CO 2 + NH 3 + H 2 O  NH 4 HCO 3 NaCl + NH 4 HCO 3  NaHCO 3 ít tan + NH 4 Cl + Lọc tách NaHCO 3 ra và đun nóng để chuyển thành Na 2 CO 3 : 2NaHCO 3  0 t Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + Khí CO 2 được đưa lại vào quá trình sản xuất + Chế hoá sản phẩm NH 4 Cl với vôi tôi để tái sinh NH 3 và đưa lại vào quá trình sản xuất 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O 11.2. NHÓM IB - Nhóm IB bao gồm : đồng (Cu), bạc (Ag), vàng (Au), cả 3 nguyên tố đều đã được biết từ thời kỳ cổ đại, trong đó vàng là một nguyên tố hiếm. - Một số đặc điểm của nguyên tố nhóm IB Cu Ag Au + Số thứ tự 29 17 79 + Cấu hình e - hoá trị 3d 10 4s 1 4d 10 5s 1 5d 10 6s 1 + Bán kính nguyên tử (Å) 1,28 1,44 1,44 + Bán kính ion R + (Å) 0,98 1,13 1,37 + Năng lượng ion hoá I 1 (eV) 7,12 7,57 9,22 + Thế điện cực chuẩn E 0 (V) +0,337 (Cu 2+ /Cu) +0,779 (Ag + /Ag) 1,498 (Au 3+ /Au) - Về cấu trúc electron ở trạng thái cơ bản, thì đáng lẽ cấu trúc ở 2 lớp ngoài cùng của các nguyên tố nhóm IB phải là (n-1)d 9 ns 2 , nhưng ở lớp (n-1)d đã gần bão hoà nên việc chuyển 1e - ở phân lớp ns 2 sang phân lớp (n-1)d sẽ thuận lợi hơn về mặt năng lượng, do đó cấu trúc các lớp electron ngoài cùng của 3 nguyên tố Cu, Ag, Au sẽ là (n-1)d 10 ns 1 . [...]... 4d105s0 - Sơ đồ thế oxi hoá - khử Cu2+  0,153 Cu+  0,521 Cu0 +0,337 +1,670 Ag2O3  1,360 Ag2+  1,980 Ag+  0,779 Ag0 +1,722  1,569 AgO  1,390 Ag2O  1,173 Au3+  1,36 Au+  1,693 Au0 +1,498 Từ sơ đồ thế oxi hoá - khử cho thấy trạng thái kim loại là bền nhất 11. 2.1 Đơn chất * Trạng thái thiên nhiên - Trong vỏ Trái đất, Cu chiếm 3,6.1 0-3 % tổng số nguyên tử, Ag chiếm 1,6.10 - 6 % và Au chiếm 5.10 -8 % -. .. tan trong nước - Trong nước, chỉ có muối Ag+ là tương đối bền, còn muối Cu+ và Au+ tự phân huỷ 2Cu+  Cu + Cu2+ E0 = +0,35V + 3+ 3Au  2Au + Au E0 = +0,3V Tuy nhiên, Cu+ và Au+ được làm bền khi ở trong nước bằng cách tạo kết tủa ít tan như CuI, CuCN, AuI, AuCN hoặc tạo ion phức tương đối bền như: [Cu(NH 3)2]+, [CuX2 ]-, (X: Cl-, Br-, I-, CN -) , [Au(CN)2 ]- nhờ khả năng nhận  của các anion I-, CN * Một... = 13590C) - CuCl ít tan trong nước lạnh nhưng phân huỷ trong nước nóng CuClrắn  Cu+(dd) + Cl+ 2Cu + 4H2O  Cu(R) + [Cu(H2O)4]2+ - Tan dễ trong dung dịch đặc của NH3, HCl, NH4Cl và MCl (M là kim loại kiềm) Hoá vô cơ 199 Chương1 1 – Nguyên tố và các chất nhóm I 2CuCl + 2NH3đ = [Cu(NH 3)2]Cl CuCl + HCl = H[CuCl2] - Dễ bị oxi hoá tạo Cu(+2) 4[Cu(NH 3)2]+ + O 2 + H2O + 8NH3 = 4[Cu(NH3)4]2+ + 4OH- Trong dung... 3O2  2FeO + 2SO 2 t0 FeO + SiO2  FeSiO3 t0 2Cu2S + 3O2  2Cu2O + 2SO 2 - Sau đó Cu (+1) bị lưu huỳnh ở dạng sunfua khử thành Cu t0  2Cu2O + Cu2S 6Cu + SO2 Đồng thô thu được chứa 90 - 95% Cu - Tinh chế đồng thô bằng cách oxi hoá tạp chất bởi oxi không khí 4Sb + 3SO2 = 2Sb2O 3 2Pb + O2 = 2PbO 2Zn + O 2 = 2ZnO Hoá vô cơ 197 Chương1 1 – Nguyên tố và các chất nhóm I Cu cũng bị oxi hoá một phần : 4Cu + O... thể hấp thụ C2H 2 hay hấp thụ chất R - C  C - R tạo Cu2C2 hay R - C  C - Cu là những kết tủa đỏ dễ phân huỷ nổ khi đun nóng + AgNO3: là muối bạc thông dụng nhất, không màu, t0nc = 209,7 0C, dễ tan trong nước và độ tan biến đổi nhiều theo nhiệt độ, tan trong ete, etylic, axeton - Phân huỷ ở 3000C 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 - Dễ bị khử thành kim loại bởi những chất hữu cơ như giấy, glucozơ, focmanđehit... 3)4](OH)2 - Đung nóng với dung dịch SnCl2, FeCl2 thì CuO bị khử thành muối Cu(I) t0 2CuO + SnCl2  2CuCl + SnO2 t0 3CuO + 2FeCl2  2CuCl + CuCl2 + Fe2O3 - Khi đun nóng, CuO bị H 2, CO, NH3, C khử thành Cu Ví dụ : CuO + CO 300 0 C Cu + CO 2 3CuO + 2NH3(k) 500 0 C 3Cu + N2 + 3H2O - CuO thể hiện tính lưỡng tính khi tan trong kiềm nóng chảy tạo thành cuprit: M2CuO2, M2CuO 3 và MCuO 2 Hoá vô cơ 200 Chương1 1... thường gặp là : CuCl2 và CuSO4 11. 2.2.3 Hợp chất M(+3) : Au+3 Trạng thái oxi hoá +3 là đặc trưng nhất đối với vàng Những hợp chất của Au(III) đều nhất là oxi hoá mạnh a) Vàng (III) oxit : Au2O3 - Au2O3 là chất bột nâu, kém bền, phân huỷ dưới tác dụng của ánh sáng hoặc khi đun nóng đến 1600C t0 2Au2O 3 Hoá vô cơ  4Au + 3O2 201 Chương1 1 – Nguyên tố và các chất nhóm I - Không tan trong nước Thể hiện... sục không khí vào, vàng tan dần tạo phức 4Au + 8NaCN + O 2 + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH Sau đó dùng Zn bụi để kết tủa Au: 2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Au(CN)4] + 2Au 11. 2.2 Các hợp chất 0 2 Hoá vô cơ 198 Chương1 1 – Nguyên tố và các chất nhóm I 11. 2.2.1 Hợp chất +1 Ion M+ có cấu hình electron d 10, chúng không chỉ là chất nhận  mà còn là chất cho  và khả năng cho  tăng lên từ Cu+ đến Au+ và độ linh hoạt.. .Chương1 1 – Nguyên tố và các chất nhóm I - Đặc điểm cấu trúc nguyên tố của Cu, Ag, Au quyết định tính chất khác biệt của chúng, đặc biệt là tính trơ về mặt hoá học của kim loại, do lớp vỏ có 18e- chắn electron s với hạt nhân kém hiệu quả hơn so với lớp vỏ 8e- bền của khí hiếm, làm tăng mạnh năng lượng ion hoá thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố nhóm IB so với các nguyên tố nhóm IA - Sự giảm... chứa 79,8%Cu, cuprit Hoá vô cơ 194 Chương1 1 – Nguyên tố và các chất nhóm I (Cu2O) chứa 88,8% Cu, covelin (CuS) chứa 66,5% Cu, cancopirit (CuFeS2) chứa 34,57% Cu, malachit (CuCO3.Cu(OH)2) - Với Ag, thường gặp ở dạng khoáng chất acgentit (Ag2S) chứa 87,1% Ag thường lẫn trong các quặng đa kim chứa Cu, Pb, Zn, ngoài ra còn có các loại quặng như naumanic (Ag2Se), prustit (Ag3AsS3) - Ngoài dạng tự do, Au còn . 1,65 1,78 Nănglượng ion hoá I 1 (eV) 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 - Thế điện cực chuẩn E 0 (V) -3 ,02 -2 ,71 -2 ,92 -2 ,99 -2 ,92 - - Do có 1 electron ở lớp ngoài cùng, ngoài cấu hình bền của khí. ở 61 0-6 50 0 C. Cl 2 NaCl (1) - Anôt: than chì Na (4) (2) - Catôt: Fe (3) - Màng ngăn (-) (-) (4) - Hỗn hợp điện phân (3) (2) (+) (1) Sơ đồ thùng điện phân NaCl nóng chảy - Li có. giấy. - Cách 2: Ngày nay, phương pháp phổ biến là điện phân dung dịch NaCl bão hoà. NaCl = Na + + Cl - H 2 O  H + + OH - Anôt (+): 2Cl - - 2e - = Cl 2 Catôt (-) : 2H + + 2e -