Hóa vô cơ ( phần 1 ) pot

Hóa vô cơ ( phần 1 ) Nhóm Halogen Nhóm halogen gồm flo, clo, brom và iot, thường được ký hiệu chung là X Cấu tạo nguyên tử. - Cấu hình electron lớp ngoài cùng của X là ns 2 np 6 . Dễ dàng thực hiện quá trình : Thể hiện tính oxi hoá mạnh. - Số oxi hoá: Flo chỉ có số oxi hoá -1, các X khác có các số oxi hoá -1, +1, +3, +4, +5 và +7. - Tính phi kim giảm từ F 2 ® I 2 . Tính chất vật lý. F 2 , Cl 2 là chất khí, Br 2 là chất lỏng, I 2 là chất rắn. Khí flo màu lục nhạt, khí clo màu vàng lục, chất lỏng brom màu đỏ nâu, tinh thể iot màu tím đen. Các halogen đều rất độc. Tính chất hoá học: 1. Phản ứng với H 2 O: Khí cho halogen tan vào nước thì. - Flo phân huỷ nước: - Clo tạo thành hỗn hợp 2 axit: - Brom cho phản ứng tương tự nhưng tan kém clo. - Iot tan rất ít. 2. Phản ứng với hiđro: Xảy ra với mức độ khác nhau: 3. Phản ứng mạnh với kim loại Phản ứng tạo thành hợp chất ở đó kim loại có số oxi hoá cao (nếu kim loại có nhiều số oxi hoá như Fe, Sn…) 4. Phản ứng với phi kim Cl 2 , Br 2 , I 2 không phản ứng trực tiếp với oxi. 5. Phản ứng với dung dịch kiềm. - Clo tác dụng với dung dịch kiềm loãng và nguội tạo thành nước Javen: - Clo tác dụng với dung dịch kiềm đặc và nóng tạo thành muối clorat: - Clo tác dụng với vôi tôi tạo thành clorua vôi: Nước Javen, clorua vôi là những chất oxi hoá mạnh do Cl + trong phân tử gây ra. Chúng được dùng làm chất tẩy màu, sát trùng. 6. Halogen mạnh đẩy halogen yếu khỏi muối. Ứng dụng và điều chế clo - Clo được dùng để: + Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố. + Tẩy trắng vải sợi, giấy. + Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl + Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt… - Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl: - Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua kim loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo phương trình. Hợp chất 1. Hiđro halogenua (HX) - Đều là chất khí, tan nhiều trong H 2 O thành những axit mạnh (trừ HF là axit yếu vì giữa các phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li hoàn toàn trong dung dịch: - Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H 2 O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl 2 , Hg 2 Cl 2 , Cu 2 Cl 2 ,… - Tính tan của các muối bromua và iođua tương tự muối clorua. - Cách nhận biết ion Cl - (Br - , I - ): Bằng phản ứng tạo muối clorua (bromua…) kết tủa trắng. 2. Axit hipoclorơ (HClO) - Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch. - Axit HClO và muối của nó là hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì có chứa Cl + : 3. Axit cloric (HClO 3 ) - Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H 2 O. - Axit HClO 3 và muối clorat (KClO 3 ) có tính oxi hoá mạnh. 4. Axit pecloric (HClO 4 ) Là axit mạnh, tan nhiều trong H 2 O, HClO 4 có tính oxi hoá mạnh. Oxi – Lưu huỳnh Oxi 1. Cấu tạo nguyên tử. - Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá mạnh: - Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O = O Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O 3 - Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên: 2. Tính chất vật lý - Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí, hoá lỏng ở -183 o C, hoá rắn ở -219 o C. - Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời. 3. Tính chất hoá học - Tác dụng với kim loại: Oxi oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit - Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác dụng với O 2 ở t o thường) - Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O 2 , do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do. Điều này thể hiện ở phản ứng O 3 đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O 2 không có phản ứng này). 4. Điều chế - Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các muối giàu oxi. Ví dụ: hay - Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp (-200 o C), sau đó chưng phân đoạn lấy O 2 (ở -183 o C) Lưu huỳnh 1. Cấu tạo nguyên tử. - Lưu huỳnh (S) ở cùng phân nhóm chính nhóm VI với oxi, có cấu hình e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Lớp e ngoài cùng cũng có 6e, dễ dàng thực hiện quá trình. thể hiện tính oxi hoá nhưng yếu hơn oxi. - Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử lưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S 8 ) khép kín thành vòng: 2. Tính chất vật lý - Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng nhạt, không tan trong H 2 O, tan trong một số dung môi hữu cơ như: CCl 4 , C 6 H 6 , rượu…dẫn nhiệt, dẫn điện rất kém. - Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8 o C nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo. 3. Tính chất hoá học - Ở t o thường, S hoạt động kém so với oxi. Ở t o cao, S phản ứng được với nhiều phi kim và kim loại. - Hoà tan trong axit oxi hoá: 4. Hợp chất a) Hiđro sunfua (H 2 S -2 ) - Là chất khí, mùi trứng thối, độc, ít tan trong H 2 O. Dung dịch H 2 S là axit sunfuhiđric. - Có tính khử mạnh, cháy trong O 2 : Khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl 2 , S -2 có thể bị oxi hoá đến S +6 : H 2 S là axit yếu. Muối sunfua trung tính (ví dụ ZnS) hầu hết ít tan trong H 2 O. Chỉ có sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ tan nhiều. - Để nhận biết H 2 S hoặc muối sunfua (S 2- ) dùng muối chì, kết tủa PbS màu đen sẽ xuất hiện. b) SO 2 và axit sunfurơ - SO 2 là chất khí không màu, tác dụng với H 2 O: - Phản ứng với oxi - H 2 SO 3 là axit yếu, muối là sunfit (ví dụ Na 2 SO 3 ) Mức oxi hoá +4 là mức trung gian, nên H 2 SO 3 và muối sunfit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử. c) SO 3 và axit sunfuric (H 2 SO 4 ) - Ở điều kiện thường, SO 3 là chất lỏng không màu, dễ bay hơi, nhiệt độ nóng chảy là 17 0 C, nhiệt độ sôi là 46 0 C. SO 3 rất háo nước, tác dụng mạnh với H 2 O tạo thành axit H 2 SO 4 và toả nhiều nhiệt. - SO 3 không có ứng dụng thực tế, nó là sản phẩm trung gian trong quá trình sản xuất axit H 2 SO 4. - H 2 SO 4 là chất lỏng sánh, tan vô hạn trong nước, H 2 SO 4 đặc hút ẩm rất mạnh và toả nhiều nhiệt. - Dung dịch H 2 SO 4 loãng là axit thường, chỉ phản ứng được với các kim loại đứng trước H trong dãy thế điện hoá (có muối sunfat tan) và giải phóng H 2 . - Dung dịch H 2 SO 4 đậm đặc là axit oxi hoá, có tính oxi hoá mạnh, hoà tan được hầu hết các kim loại khi đun nóng (trừ Au và Pt). Kim loại càng mạnh khử S +6 của H 2 SO 4 đặc về hợp chất có số oxi hoá càng thấp (SO 2 , S, H 2 S). Ví dụ: Chú ý: Fe và Al bị thụ động hoá trong H 2 SO 4 đặc nguội, nghĩa là trên bề mặt chúng đã tạo thành lớp màng oxit bền vững bảo vệ cho kim loại khỏi tác dụng của mọi axit - Phần lớn các muối sunfat tan nhiều trong nước. Chỉ có 1 số muối không tan là : BaSO 4 , PbSO 4 , Ag 2 SO 4 và CaSO 4 ít tan. - Cách nhận biết ion . Bằng phản ứng tạo thành muối sunfat kết tủa: (trắng) - Điều chế axit H 2 SO 4 . Axit sunfuric chủ yếu được điều chế từ lưu huỳnh và từ quặng pirit FeS 2 theo các phản ứng: d) Các muối sunfat: Các muối sunfat quan trọng có giá trị trong thực tế là: CaSO 4 (thạch cao) được dùng trong công nghiệp sản xuất xi măng, để đúc tượng, làm bột bó chỗ xương gẫy. MgSO 4 dùng làm thuốc nhuận tràng. Na 2 SO 4 dùng trong công nghiệp thuỷ tinh. CuSO 4 dùng để mạ điện, thuốc trừ nấm… Na 2 S 2 O 3 (natri thiosunfat) dùng để định phân iot (chất chỉ thị là hồ tinh bột). Thiosunfat còn dùng trong kỹ thuật điện ảnh . Hóa vô cơ ( phần 1 ) Nhóm Halogen Nhóm halogen gồm flo, clo, brom và iot, thường được ký hiệu chung là. sau đó chưng phân đoạn lấy O 2 ( -18 3 o C) Lưu huỳnh 1. Cấu tạo nguyên tử. - Lưu huỳnh (S) ở cùng phân nhóm chính nhóm VI với oxi, có cấu hình e : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Lớp. hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì có chứa Cl + : 3. Axit cloric (HClO 3 ) - Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H 2 O. - Axit HClO 3 và muối clorat (KClO 3 ) có tính oxi