giáo án bài giảng hóa vô cơ toàn tập

CHƯƠNG I NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VII A (Halogen) 1.1 GIỚI THIỆU CHUNG: Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII trong bảng hệ thống tuần hoàn còn gọi là các nguyên tố nhóm halogen gồm: Flour (F); Clor (Cl); Brom (Br); Iot (I). Các nguyên tố phân nhóm halogen có hoạt tính hoá học rất mạnh. Trong thiên nhiên, chúng thường tồn tại dưới dạng hợp chất, ít có ở trạng thái tự do (trừ trường hợp khí núi lửa) 1.1.1 Flour: Flour chiếm 0,02% tổng số các nguyên tố có trong vỏ trái đất, thường gặp dưới dạng khoáng chất như Flourit (CaF 2 ), Cryolit (Na 3 AlF 6 ), Flour apatit (Ca 3 (PO 4 ) 3 F), Flour có trong xương người, răng, phân tán trong đất đá, trong nước tự nhiên. Trong thiên nhiên Flour chỉ tồn tại một đồng vị duy nhất là 19 F. 1.1.2 Clor: Clor cũng là nguyên tố phổ biến thường gặp dưới dạng clorua. Các hợp chất chứa clor quan trọng :NaCl, KCl, MgCl 2 . NaCl làm nguyên liệu chế các hợp chất khác của clor, phần lớn các clorua có trong nước biển, trong muối mỏ. Clor có các đồng vị 35 Cl (75%), 37 Cl (25%). Ngoài ra còn có các đồng vị phóng xạ nhân tạo: 33 Cl, 34 Cl, 39 Cl… 1.1.3 Brom – iot : Brom và iot chứa hàm lượng trung bình, brom và iot cùng tồn tại lẫn trong các hợp\chất của clor nhưng hàm lượng nhỏ hơn. 1.1.4 Astat: Astat là nguyên tố không có trong tự nhiên, nó vừa được tổng hợp nhân tạo và lượng điều chế được cũng rất bé nên chưa được nghiên cứu nhiều về tính chất. Bảng 1.1: Môt số đặc điểm cấu tạo, tính chất của các halogen. Nguyên tố F Cl Br I Số thứ tự 9 17 35 53 Cấu hình điện tử (He) 2s 2 2p 5 (Ne) 3s 2 3p 5 (Ar) 4s 2 4p 5 (Kr)5s 2 5p 5 Năng lượng ion hoá I 1 (KJ/mol) 1681 1251 1140 Bán kính nguyên tử (A 0 ) 0,64 0,99 1,14 1,33 Năng lượng liên kết X-X (KJ/mol) 159 242 192 150 Độ dài liên kết (A 0 ) 1,42 1,99 2,28 2,67 Nhiệt độ nóng chảy ( 0 C) -219,6 -101,9 -7,3 113,6 Nhiệt độ sôi ( 0 C) -188,2 -34,1 59,1 185,3 Thế điện cực chuẩn X 2 /2X - (V) 2,87 1,36 1,07 0,54 1.2- TÍNH CHẤT 1.2.1-Tính chất lý học: Ơ các trạng thái rắn lỏng khí, halogen đều ở dạng phân tử gồm 2 nguyên tử. -Từ F đến I năng lượng ion hoá giảm dần, hai nguyên tử halogen liên kết với nhau bằng một liên kết xicma. Tuy nhiên, trong phân tử Cl 2 ,Br 2 , I 2 ngoài liên kết xicma còn có một phần liên kết pi tạo ra do sự che phủ của các orbitan d. 1 -Từ Cl đến I năng lượng liên kết giảm khi độ dài liên kết tăng . -Từ F đến I độ bền nhiệt biến đổi phù hợp với chiều biến đổi của năng lượng liên kết X-X. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng. F 2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 450 0 c Cl 2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 800 0 c Br 2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 600 0 c I 2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 400 0 c - Ở điều kiện thường F 2 ,Cl 2 là chất khí,Br 2 là chất lỏng,I 2 là chất rắn. Màu sắc thay đổi: Fluor màu lục nhạt, clor màu vàng lục, brom màu đỏ nâu, iod màu tím đen có ánh kim. -Đa số các halogen có mùi xốc, khó chịu và rất độc. -Độ tan của các halogen không theo qui luật nhất định, các X 2 tan trong nước (trừ F 2 ) với sự có mặt của X - . X 2 + X - = X 3 - Độ bền của X 3 - phụ thuộc vào bản chất của X 2 . 1.2.2-Tính chất hoá học: -Tính chất hoá học điển hình của các halogen là tính oxy hoá, hoạt tính này giảm dần từ F 2 đến I 2 . F 2 có năng lượng liên kết nhỏ hơn Cl 2 nên F 2 hoạt động hoá học hơn Cl 2 SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2 + F 2 có thể tác dụng với tất cả các nguyên tố trừ nitơ + Cl 2 tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ O, N, C, I. + Br 2 tác dụng với số nguyên tố giống như Cl 2 nhưng phản ứng kém mãnh liệt hơn. I 2 tác dụng với số nguyên tố ít hơn. -Tính oxy hoá giảm dần theo thứ tự: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 . -Halogen hoạt động có thể đẩy halogen hoạt động kém hơn ra khỏi muối halogenua của nó. 1.2.2.1-Phản ứng với kim loại: X 2 phản ứng với hầu hết các kim loại, tính chất này thể hiện chủ yếu ở Br 2 và I 2 . M + n/2 X 2 = MX n Ở điều kiện thường F 2 phản ứng với các kim loại nhưng bị hạn chế bởi sự tạo thành một lớp fluorur kim loại trên bề mặt kim loại không cho tác dụng tiếp tục. Cl 2 tác dụng với kim loại ở điều kiện thường nhưng phải ở trạng thái hoàn toàn khô ngoại trừ trường hợp sắt ( ngưòi ta dùng bình thép để đựng Clor khô). 1.2.2.2-Phản ứng với á kim: Halogen phản ứng với nhiều á kim, F 2 là nguyên tố phản ứng với á kim mạnh nhất vì không tạo ra lớp muối ngăn cách, F 2 tác dụng với S và P ở nhiệt độ -190 0 C 2F 2 + S = SF 4 5F 2 + 2P = 2PF 5 1.2.2.3-Phản ứng với hidro: F 2 + H 2 = 2HF + Q (phản ứng nổ ở nhiệt độ -250 0 c) Cl 2 + H 2 = 2HCl ( có xúc tác ánh sáng) Br 2 + H 2 = 2HBr (đun nhẹ, phản ứng không gây nổ) I 2 + H 2 = 2HI . Nhiệt tạo thành của các hidro halogenur. Halogenur HF HCl HBr HI 2 )/( 0 molkJH∆ -288,6 -92,3 -35,98 25,9 1.2.2.4-Tác dụng với nước: Khi tan trong nước các halogen tác dụng với nước, F 2 tác dụng với nước mảnh liệt giải phóng O 2 . 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 Clor, brom, iod phản ứng với nước theo một hướng khác: 2H 2 O + 2X 2 = H 3 O + + X - + HXO hằng số cân bằng lần lựơt K = 4,2.10 4 (Cl); 7,2.10 9 (Br); 2,0.10 13 (I). 1.2.2.5-Tác dụng với bazơ: Các halogen tác dụng với baz rất khác nhau: F 2 đi qua dung dịch NaOH 2% tạo hợp chất đặc biệt oxy có hoá trị +2 là oxy florur. 2F 2 + 2NaOH = 2NaF + OF 2 +H 2 O Trường hợp chung giải phóng oxy 2F 2 + 4NaOH = 4NaF + O 2 +H 2 O Clor, brom, iod tác dụng với baz cho sản phẩm khác nhau ở nhiệt độ khác nhau -Ở nhiệt độ thấp: X 2 + 2OH - = X - + XO - + H 2 O Cl 2 + KOH = KCl + KClO + H 2 O -Ở nhiệt độ cao: 3X 2 + 6OH - = 5X - + XO 3 - + 3H 2 O 3Cl 2 + 6OH - = 5KCl + KClO 3 + 3 H 2 O 1.2.3- Điều chế và ứng dụng 1.2.3.1-Đ iều chế: Nguyên tắc chung điều chế halogen tự do là oxy hoá muối halogenur bằng các chất oxy hoá mạnh hoặc bằng dòng điện. F 2 có tính oxy hoá mạnh nhất nên phương pháp duy nhất điều chế F 2 trong công nghiệp cũng như trong phòng thí nghiệm là điện phân muối fluorur nóng chảy. Anot (than): F - e = ½ F 2 Catot(thép): H + + e = ½ H 2 Cl 2 điều chế bằng cách điện phân dung dịch NaCl trong thùng điện phân bằng thép có màng ngăn . 2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2 Anot dd NaCl Catot 2Cl - - 2e - = Cl 2 2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2 Giữa 2 điện cực nếu không có màng ngăn thì: 2NaOH + Cl 2 = NaCl + NaClO + H 2 O Trong phòng thí nghiệm Cl 2 được điều chế bằng cách cho HCl tác dụng với chất oxy hoá mạnh như KMnO 4 , MnO 2 , CaOCl 2 2KMnO 4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O Brom, Iod thường điều chế bằng cách dùng khí Cl 2 để đẩy brom và iod ra khỏi dung dịch muối bromur và iodur , nguồn nguyên liệu chính để điều chế brom là nước biển và nước hồ muối. Sụt khí clor qua dung dịch nước biển. Cl 2 + 2NaBr = Br 2 + 2NaCl 3 Chưng cất dung dịch đồng thời lôi cuốn Br 2 đi vào dung dịch soda cho đến khi bão hoà. 3Br 2 + 3Na 2 CO 3 = 5NaBr + NaBrO 3 + 3CO 2 Sau cùng axid hoá dung dịch bằng axid H 2 SO 4 5NaBr + NaBrO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 3Br 2 + 3H 2 O Nguồn chính để điều chế iod trong công nghiệp là nước của lổ khoan dầu mỏ và rong biển. 1.2.3.2-Ứng dụng: Halogen rất cần cho cơ thể người nhưng cũng là những nguyên tố rất độc khi ở trạng thái tự do. Hít thở trong không khí nhiều halogen đường hô hấp bị tổn thương , brom và iod còn gây phỏng da. Clor dùng điều chế dẫn xuất R-X, thuốc trừ sâu 666, DDT, PVC, HCl. Iod dùng trị bệnh bướu cổ. . . 1.3- HỢP CHẤT CỦA HALOGEN 1.3.1- Hợp chất có số oxy hoá -1: Tính axít: các hợp chất HX có tính oxy hóa mạnh nên tác dụng được với oxitbazơ, bazơ,kim loại và muối. Với HF có tính axit yếu nhưng có khả năng ăn mòn thủy tinh SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O SiF 4 + 2HF = H 2 SiF 6 Tính khử: theo chiều từ HF đến HI tính khử tăng dần.HF không thể hiện tính khử, HCl thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxy hóa mạnh, HBr và HI có tính khử mạnh khử được axit H 2 SO 4 tạo các Halogen tương ứng. HBr + H 2 SO 4 = SO 2 +Br 2 +2 H 2 O 8HI + H 2 SO 4 = H 2 S +4I 2 + 4H 2 O Các dung dịch HBr và HI để lâu trong không khí dễ bị oxy hóa dần giải phóng Halogen tự do làm cho dung dịch màu vàng nâu Ứng dụng: các axit halogen hidric chỉ có axit HCl dùng nhiều hơn cả.Nó được sản xuất theo qui mô lớn và đứng thứ 3 sau H 2 SO 4 và HNO 3 , được ứng dụng để sản xuất vinyl clorua các muối clorua kim loại dùng trong dược phẩm, phẩm nhuộm. Điều chế : đối với HF cho CaF 2 tc dụng với H 2 SO 4 ở nhiệt độ 250 0 C CaF 2 + H 2 SO 4  → C 0 250 Ca SO 4 + HF đối với HCl cho NaCl tác dụng với H 2 SO 4 đậm đặc ở nhiệt độ cao NaCl + H 2 SO 4  → C 0 400 Na 2 SO 4 + HCl Phân loại: Halogenua ion: mạng lưới tinh thể gồm các ion mặc dù trong đó giữa các nguyên tố và Ha logen luôn có một mức độ cộng hóa trị nhất định.Mức độ cộng hóa trị của một liên kết trong một halogen tăng theo tỉ số giữa điện tích và bán kính của kim loại Các kim loại kiềm( trừ Li), kim loại kiềm thổ trừ Be, đa số các lantanoic và actanoit thường tạo halogenur ion. Đa số cac muối này tan trong nước tạo nên những ion Hidrat hóa của cation kim loại và anion halogenur. Dung dịch của những muối này ở trạng thái nóng chảy và có tính dẫn điện. Halogenua cộng hóa trị: được tạo thành từ các nguyên tố không kim loại hoặc các kim loại có số oxy hóa cao với halogen. 4 Halogen cộng hóa trị dễ bay hơi, tan trong dung môi không phân cực và không dẫn điện khi nóng chảy hay khi tan trong dung môi không phân cực. Tính chất đặc trưng là dễ bị thủy phân. BiCl 3 + 3H 2 O = Bi(OH) 3 + 3HCl 1.3.2- Hợp chất có số oxy hoá +1 Axit Hypohalogenua và muối của nó Axit Hypohalogenua tính khác biệt điển hình HFO → 0 t HF + 2 1 O 2 Khi tc dụng với H 2 O không giải phóng oxy mà giải phóng H 2 O 2 HFO + H 2 O = H 2 O 2 + HF Các hợp chất HClO, HIO, HBrO tồn tại trong dung dịch loãng, nó cũng dễ phân hủy thành Halogenua và O 2 .Các hợp chất HXO là những axit yếu.Tính axit giảm dần từ HClO đến HIO. Tính oxy hóa: Chúng đều có tính oxy hóa mạnh và giảm dần từ HClO đến HIO HClO + H + + e= Cl 2 + H 2 O Trong những điều kiện khác nhau HXO phân hủy thành những sản phẩm khác nhau. Vd: HClO → AS HCl + [O] 2HClO  → 2 0 /, caClt Cl 2 O+ H 2 O 3HClO  → − OHt , 0 HCl + HClO 3 Trong thực tế người ta điều chế nó bằng cách cho halogen phân tử tác dụng với nước có mặt oxit thủy ngân. X 2 + HgO + H 2 O = HgOHgX 2 + 2HXO Muối Hypohalogenit: cc muối tồn tại trong dung dịch, rằng muối của Na , K, Các muối này có thể tự oxy hóa khử dươí tác dụng của nhiệt KXO → 0 t KX + KXO 3 KXO → 0 t KX + O 2 Trong số đó muối HXO quan trọng nhất l MClO, muối này có thể oxy hóa các ion kim loại có bậc oxy hóa thấp lên bậc oxy hóa cao hơn hoặc biến Br 2 thành Bromat, iot thành iotat, biến NH 3 thành N 2 , H 2 O 2 thành H 2 O và O 2 3NaClO + 2NH 3 = N 2 + 3NaCl + 3 H 2 O NaClO + H 2 O 2 = H 2 O 2 + 1/2O 2 + NaCl Nước Javen và Clorua vôi Nước Javen: được điều chế bằng cách cho Cl 2 sục qua NaOH hoặc điện phân dung dịch NaCl 15- 20 % trong thùng điện phân không có màng ngăn, cực(+) bằng than chì, cực( – )bằng Fe Cl 2 + NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O Nhờ tác dụng của CO 2 trong không khí ẩm, NaClO tạo thành HClO. Axit này kém bền phân hủy giải phóng [O], nhờ khả năng phá hủy sắc tố của [o] nên nước Javen dùng để tẩy rửa NaCl + CO 2 + H 2 O = HClO + NaHCO 3 HClO → AS HCl + [O] 5 Clorua vôi: thành phần chính là CaOCl 2 (CaCl 2 + Ca(ClO) 2 ) l chất bột màu trắng có mùi Clo. Nó được điều chế bằng cách cho khí Cl 2 đi vào dung dịch huyền phù Ca(OH) 2 trong H 2 O 2Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O Ở nhiệt độ thường, Clorua vôi phân hủy thành [O].Vì vậy nó có tính tẩy mầu rất tốt CaOCl 2 =CaCl 2 +[O] Nó dễ bị tác dụng bởi CO 2 của không khí CaOCl 2 + CO 2 = CaCO 3 + Cl 2 Ứng dụng:Được dùng làm thuốc tẩy màu thuốc sát trùng, tẩy uế, dùng pha thuốc rủa thương vết rắn cắn hay động vật dại cắn. 1.3.3. Hợp chất có số oxy hoá +5 Axit Halogenic Các hợp chất HClO 3 , HBrO 3 , HIO 3 chỉ tồn tại trong dung dịch nếu ở nồng độ cao trên 50 % thì dễ bị phân hủy HClO 3 = ClO 2 +2 HClO 4 + H 2 O 2HBrO 3 = Br 2 +5/2 O 2 + H 2 O Axit halogenic là những axit mạnh, độ mạnh giảm dần từ HClO 3 đến HIO 3 .Tính Oxy hóa thể hiện rất mạnh khi cho HClO 3 tác dụng với HCl HClO 3 + HCl = Cl 2 + ClO 2 + H 2 O Muối Halogenat Muối của chúng bền hơn axit rất nhiều. Chúng thường ở dạng tinh thể. Độ tan trong nước của các muối giảm dân từ clorat đến iodat. Các muối clorat của kim loại kiềm tan nhiều trong nước cịn cc muối iotat của các kim loại như Th, Hf ít tan trong nước. Với muối iotat có thể kết hợp với axit iotic tạo thành sản phẩm kết hợp như KIO 3 . HIO 3 , KIO 3 .2HIO 3 M(XO 3 ) thể hiện tính oxy hóa trong môi trường axit, không thể hiện tính oxy hóa trong môi trường kiềm và khi đun nóng chúng có tính oxy hóa rất mạnh chúng sẽ bị phân hủy và giải phóng oxy. Tùy theo điều kiện mà các muối clorat kim loại kiềm sẽ phân hủy cho những sản phẩm khác nhau 4KClO 3 =KCl + 3KClO 4 KClO 3 =KCl + 2 3 O 2 Ứng dụng: Muối halogenat có nhiều ứng dụng trong thực tế NaClO 3 , Ba(ClO 3 ) dùng làm thuốc diệt cỏ, Ba(ClO 3 ) 2 dùng chế tạo axit HClO 3 M(BrO 3 )n dùng làm thuốc thử trong hóa phân tích. BrO − 3 + Br − + 6H+  Br 2 + 3H 2 O Hỗn hợp Bromat, bromua trong môi trường axit sẽ giải phóng Br 2 KClO 3 là muối được sử dụng rộng rãi, ở thể rắn nó là l một chất oxy hóa mạnh. Photpho cũng có thể bốc cháy khi tiếp xúc với KClO 3 nên được dùng làm thuốc nổ diêm 6 CHƯƠNG II: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A 2.1GIỚI THIỆU CHUNG: Phân nhóm VIA gồm có các nguyên tố: O,S,Se, Te,Po Nguyên tố O S Se Te Po Số Thứ tự 8 16 34 52 84 Cấu hình e [He]2s 2 2p 4 [Ne]3s 2 3p 4 [Ar]4s 2 4p 4 [Kr]5s 2 5p 4 Năng lượng ion hóa 1314 1000 941 860 Điểm nóng chảy -218,8 115,2 221 449,5 Điểm sơi -183 444,6 685 988 Mu sắc Khơng mu vng xm Xm bạc Trạng thi khí Rắn Rắn Rắn Cấu hình e lớp điện tử ngoài cùng ns 2 np 4 gần với cấu hình của khí trơ.O,S thể hiện tính chất không kim loại. Se,Te thể hiện tính chất nửa kim loại. Po l nguyên tố phóng xạ Các nguyên tố VIA nhận thêm e thể hiện số oxy hĩa l -2. Mức độ ion của hợp chất giảm dần theo chiều giảm của độ âm điện. Các hợp chất cộng hóa trị được tạo thành khi nguyên tố nhómVIA kết hợp với những nguyên tố có độ âm điện gần bằng nó tạo nhiều liên kết cộng hóa trị cộng. Ngoài ra chúng cũng có thể thể tạo cho hợp chất có 4,6 lk cộng hóa trị.Các nguyên tố nhóm VIA cũng có thể cho liên kết phối trí với nhiều nguyên tố nguyên tố nhóm VIA cũng có thể cho liên kết phối trí với nhiều nguyên tố. 2.2.OXI: 2.2.1Tính chất Oxi có 3 đồng vị 16 O chiếm 97.75%, 17 O chiếm 0.037%, 18 O chiếm 2.204%. Ở nhiệt độ thường Oxi là chất khí không màu, không mùi, nhiệt độ nóng chảy -218.8 0 C, nặng hơn không khí, ở trạng thái lỏng, oxi có màu xanh da trời và nặng hơn nước. Oxi ít tan trong nước,tan nhiều trong dung môi hữu cơ, 1l H 2 O hòa tan được 31ml O 2 (ở 20 o C) và ở O 0 C thì 100 V H 2 O hòa tan được 5V O 2 . Độ tan trong H 2 O giảm khi nhiệt độ tăng,oxi cũng có thể tan trong kim loại nóng chảy. 7 Oxi có hoạt tính hóa học cao,có thể tác dụng trực tiếp ở nhiệt độ thường và nhất là ở nhiệt độ cao với hầu hết các nguyên tố trừ halogen,khí hiếm và một số kim loại quí.Trong các phản ứng oxi thể hiện tính oxi hóa mạnh và có số oxi hóa là -2 2 3 4 2 3 o t O Fe Fe O+ → 0 250 2 2 c O S SO+ → 0 60 2 2 5 4 2 C SO P P O+ → 0 350 2 2 C O C CO+ → 2.2.2 Ứng dụng và điều chế: Ứng dụng: Oxi dùng nhiều trong công nghiệp hóa học,sản xuất H 2 SO 4 , HNO 3 ,dùng trong y học, oxi lỏng được dùng trong động cơ có phản lực và dùng làm thuốc nổ. Điều chế Trong phòng thí nghiệm:nhiệt phân những hợp chất giàu oxy và ít bền như KMnO 4 , KClO 3 2 4 2 4 2 2 o t KMnO K MnO MnO O→ + + 2 3 2 3 2 o t MnO KClO KCl O→ + 0 250 2 2 c O S SO+ → Trong công nghiệp: hóa lỏng không khí ở p suất cao và nhiệt độ thấp sau đó cho không khí bay hơi,các khí trơ bay hơi trước, kế đến là N 2 và O 2 bay hơi sau cùng.O 2 thường được chứa trong các bình bằng thép 2.2.3 Hợp chất của oxi: 2.2.3.1. Hợp chất oxit Dựa vào tính chất hoá học,người ta chia các oxit của các nguyên tố làm nhiều loại Oxit bazơ:là những oxit khi tan trong H 2 O tạo thành bazơ Ví dụ: 2 2 2Na O H O NaOH+ → Những oxit không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng cũng l oxit bazơ Ví dụ: 2 2 2 2 2 2 CuO HCl CuCl H O NiO HCl NiCl H O + → + + → + Oxit axit (còn gọi là anhydric)l những oxit tan trong nước tạo thành axit, tan trong bazơ hoặc tác dụng với oxit bazơ tạo thành muối. 8 Ví dụ: 3 2 2 4 SO H O H SO+ → ( ) 2 2 5 6 H O Sb O NaOH Na Sb OH   + + →   2 3 CaO CO CaCO+ → Oxit lưỡng tính:là oxit vừa tan trong axit,vừa tan trong bazo Ví dụ:Al 2 O 3 ,ZnO,Cr 2 O 3 Oxit trơ: Những oxit không tan trong axit,bazơ. Ví dụ:N 2 O,CO H 2 O:do có cấu trúc không đối xứng,H 2 O l một phân tử có cực. Phân tử H 2 O rất bền ,đối với t o nó bắt đầu phân hủy ở 1000 o C và đến 2000 o C thì phân hủy khoảng 2%H 2 O l chất lỏng không màu,không mùi ,không vị,1 lớp nước dày có màu xanh lam nhạt. Khác với tất cả các chất tỉ trọng của nước không tăng đều khi hạ nhiệt độ mà qua một cực đại ở 4 O C Khối lượng riêng của nó cũng thay đổi tùy thuộc vào nguồn gốc.Ví dụ:nước mưa,nước do tuyết tan ra có khối lượng riêng nhỏ hơn đơn vị hoặc nước đại dương, nước trong các khoáng vật, nước trong động vật, thực vật có khối lượng riêng lớn hơn Nước thiên nhiên có thể coi là hỗn hợp của 9 loại phân tử nước:CH 2 16 O ,H 2 17 O ,H 2 18 O,HD 16 O,HD 17 O,HD 18 O,D 2 16 O,D 2 17 O,D 2 18 O,.Trong đó H 2 16 O chiếm 99,73% Nước tham gia rất nhiều phản ứng hóa học và làm dung môi tốt. Nó có thể hòa tan một số muối vô cơ và muối hữu cơ. Nước có thể phản ứng với nhiều ánh kim và kim loại,có thể phản ứng với oxitaxit, oxitbazơ. Nưóc phản ứng với nhiều chất nhất là các muối(phản ứng thủy phân). Trong tự nhiên,nước chiếm một khối lượng lớn,chiếm 3 4 diện tích bề mặt quả với một lượng lớn là 2.10 8 tỉ tấn 2.2.3.2 Hợp chất có số OXH -1: *H 2 O 2 (hiđrô peroxit) . Góc giữa hai mặt phẳng liên kết OH là 120 o C,góc OOH là 95 o ,độ dài lien kết OO là 1.48A o ,độ dài liên kết OH là 0.95A o .Vì bố trí các liên kết OH không đối xứng nên phân tử H 2 O 2 phân cực rất mạnh ,giữa các phân tử xuất hiện lien kết H khá bền vững. . Ở điều kiện thường H 2 O 2 ở thể lỏng,sánh và có nhiệt đô sôi khá cao 150.2 o C và đông đặc ở -0.89 o C ,tỉ khối là 1.5 Tan trong nước ở bất kì nhiệt độ nào,trong phòng thí nghiệm thường dùng những dung dịch với nồng độ 3% và 30%.H 2 O 2 không bền,dễ bị phân hủy nhất là khi đun nóng hoặc chiếu sáng có xúc tác. Do đó H 2 O 2 được bảo quản trong chai thủy tinh nâu, để trong tối và nơi mát. Tính axit: thể hiện tính axit rất yếu khi tác dụng với các hiđroxit kim loại tạo thành peroxit. 9 ( ) 2 2 2 2 2 2Ba OH H O BaO H O+ → + Các peroxit được coi là muối của H 2 O 2 vì kim loại trong peroxit có thể được thay thế bằng H 2 của H 2 O 2 . Trong dung dịch loãng, H 2 O 2 có hằng số phân li thấp ( ) 12 2 2 2 2.24.10H O H HO K + − − → + = Tính oxi hóa:H 2 O 2 có tính oxi hóa mạnh trong môi trường axit và môi trường kiềm,điển hình thế điện cực của H 2 O 2 khá cao. 2 2 2 0 2 2 2 2 2 2 2 1.77 H O H O H O H e H O E V + −   + + = =  ÷   nó có thể oxi hóa I - thành I 2 , S 2- thành 2 4 SO − ,asenơ thành asenic( 2 ASO − thành 3 4 ASO − ) H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O phương trình này dùng để định lượng H 2 O 2 4H 2 O 2 + PbS =PbSO 4 + 4H 2 O phản ứng này dùng để phục hồi các bức tranh cổ vẽ bằng bột chì ( ) 3 2 2 .PbCO Pb OH     Tính khử:H 2 O 2 thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxi hóa mạnh hơn nó và giải phóng O 2 . H 2 O 2 +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 +K 2 SO 4 +3O 2 +4H 2 O * Ứng dụng:H 2 O 2 là chất có tính oxi hóa mạnh nên dung dịch 3% được sử dụng làm chất sát trùng trong y học, một lượng lớn dùng để tẩy trắng len, lụa, giấy,dung dịch H 2 O 2 đậm đặc 80% làm chất OXH nhiên liệu của động cơ phản lực.Người ta dùng H 2 O 2 làm chất tạo bọt trong sản xuất các vật liệu xốp. 2.3 LƯU HUỲNH (S): 2.3.1Tính chất: a.Tính chất vật lí:  S tồn tại ở nhiều dạng thù hình khác nhau, 2 dạng thông thường là dạng tà phương và dạng đơn tà.  S tà phương còn gọi Sα là có màu vàng nóng chảy ở 112.8 0 C,bền ở t o thường,ở 95.5 o C chuyển thành dạng đơn tà. Dạng tồn tại trong tự nhiên là S tà phương  S đơn tà còn gọi là Sβ có màu vàng nhạt,nóng chảy ở 119.2 o C ,bền ở 95.5 o C ,dưới nhiệt độ đó nó chuyển thành dạng tà phương, 2 dạng này có thể chuyển hóa cho nhau. b.Tính chất hóa học:  S có 6 điện tử nên hóa trị cực đại của S là +6 và trạng thái lai hóa Sp 2 là bền nhất, độ âm điện lớn(2.58) chỉ kém halogen,oxi và nitơ. Nhiệt độ thường hầu như không có khả năng phản ứng, ở nhiệt độ cao tương tác với mọi nguyên tố (trừ N, Pt.)  Thể hiện tính oxi hóa ở 300 o C ,phản ứng với H 2 , phản ứng này kém mãnh liệt hơn so với giữa H 2 và O 2 (phản ứng thuận nghịch) 2 2 S H H S+ ⇔ 10 [...]... có cấu tạo dạng tam giác, góc OSO = 120, độ dài của liên kết SO là 1,43A0, nguyên tử lưu huỳnh ở trang thái lai hóa Sp2 Khí SO2 không màu, có mùi khó chịu, độc dễ hóa lỏng (nhiệt độ sôi là 100 0C, dễ hóa rắn(nhiệt độ nóng chảy là -750C) SO2 lỏng là một dung môi tốt cho nhiều chất hữu cơ, vô cơ và các chất điện ly 2− 2SO2 = SO2+ + SO 3 SO2 dễ tan trong nước tạo dung dịch có tính axit.Hiện nay bằng phương... như SO3 có thể lấy H2O của nhiều Hợp chất hữu cơ Hóa tính: H2SO4 có tính axit mạnh và phân ly ra hai giai đoạn: − H2SO4 = H++ HSO 4 − 2− HSO 4 = H++ SO 4 Trong dung dịch loãng, giai đoạn phân ly ở nấc thứ 1 xảy ra hoàn toàn Axit H 2SO4 không phải là axit có tính oxy hóa mạnh lắm nhưng dung dịch đậm đặc của nó có tính oxy hóa mạnh nhất là khi đun nóng, Oxy hóa HI thành I 2, H2S thành S và một phần HBr... Điều chế và ứng dụng : HNO 3 là một trong những hóa chất cơ bản và quan trọng Nó được dùng nhiềù trong phân bón và thuốc nhuộm … HNO 3 còn dùng để hòa tan các kim loại ,oxi kim loại và nitro hóa các hóa chất màu hữu cơ Điều chế trong phòng TN cho các muối tương ứng tác dụng với axit NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 -Trong Công Nghiệp: điều chế từ NH3 oxy hóa NH3bằng O2 của không khí xúc tác là Pt và 10%... thuộc vào lk mà số phối trí C bằng 4sẽ ở dạng lai hóa sp 3 , số phối trí C bằng 3 sẽ ở dạng lai hóa sp2 , số phối trí C bằng 2 ở dạng lai hóa sp - Kim cương là chất rắn hoàn toàn trong suốt , tỉ khối là 3.31 ,cứng nhất trong cấu trúc tinh thể nguyên tử C ở trạng thái lai hóa sp 3 Kim cương không dẫn điện ,không dẫn nhiệt - Tinh thể kim cương hoàn toàn trong suốt ,không màu ,kim cương chưá tạp chất... có cấu trúc lớp dạng lục phương ,ứng với trạng thái lai hóa sp 2 Than chì mềm dẫn nhiệt ,có màu đen ánh kim ,tỉ khối là 2.2 - Than vô định hình có mạng lưới tinh thể không xác định được ,nó được tạo thành khi đốt xác động vật ,thực vật ,có khả năng hấp thụ mạnh đuợc dùng làm chất hấp thụ màu b ,Tinh chất hóa học : - C ở to thường trở về mặt hóa học ,ở to cao trở nên hoạt động - Thể hiệ tính khử khi... chế than vô định hình bằng cách nhiệt phân - Trong CN điều chế than chì bằng cách nung đỏ than cốc ở 2000 oC trong lò luyện ,điều chế than vô định hình bằng cách đốt gỗ hay HCl giàu C - Ứng dụng : - Kim cương :là mũi khoan ,lưỡi dao - Than chì : làm bút chì - Than vô định hình :là mặt nạ chống khí độc 4.2.3 Các hợp chất của C : 4.2.3.1 Hợp chất có số oxy hóa âm : - Hợp chất cacbon có số oxy hóa âm... khối là 2,33, có màu xám, ánh kim, cứng, giòn, có tính bán dẫn, kho nóng chảy, t 0 nóng chảy là 14280C, t0 sôi là 32670 Cấu trúc tinh thể Si giống kim cương, nếu Si ở dạng vô hình nó là chất bột có màu hung, Si không tan trong các dung môi, chỉ tan trong 1 số kim loại nóng chảy như Al, Zn, Ag - Ở điều kiện thường Si khó trở về mặt hóa học vì có mạng lưới tinh thể khá bền Si vô định hình hoạt động hơn... 1,51 ,hóa rắn ở -41oC và sôi ở 86oC,kém bền dễ phân hủy duới tác dụng của ánh sáng - 2HNO3 =2NO2+ ½ O2 +H2O HNO3 tan trong H2O theo bất kỳ tỷ lệ nào , HNO3 khan háo nước - - HNO3 có tính OXH mạnh ,OXH đa số các kim loại , á kim trừ Au,Pt và một số kim loại thuộc họ Pt ,nó còn OXH được các đơn chất và hc Tùy theo tính chất kim loại và nồng độ axit mà HNO 3 có thể OXH về dạng OXH có bậc thấp hơn -Oxy hóa. .. ứng dễ dàng, còn với HNO3 đặc chúng không phản ứng mà bị thụ động hóa HNO3đặc ,nguội Oxy hóa bề mặt kim loại tạo lớp axit làm cho kim loại không tác dụng với axit - Oxy hóa các á kim S+ HNO3(l) =SO4+ NO 3P + 5HNO3 +2H2O =3H3PO4 +5NO S + 6HNO3(đ)= H2SO4 + 6NO2+2H2O -Tác dụng với các hợp chất: HNO3 +3HCl =NOCl +Cl2 +2H2O HNO3 đặc oxy hóa được Fe (II) lên Fe (III) ,tác dụng được với chất với tính khử... một dung môi giống dung môi hữu cơ, ít tan trong H 2O (1lít H2O ở 20oC hòa tan được 2.67l H2S ở 20oC) tan nhiều trong dung môi hữu cơ (1 lít C 2H5OH hòa tan được 10 lít H2S ở 20oC) Trong dd H2S là một axit yếu, phân li 2 nấc 11 H2S  H+ + HS- (K1=10-7) HS-  H+ + S2- (K2=10-14) b .Hóa tính: - H2S là hợp chất kém bền với nhiệt, bắt đầu phân hủy ở 400 oC và phân hủy hoàn toàn ở 1700oC - H2S cháy trong . 99,73% Nước tham gia rất nhiều phản ứng hóa học và làm dung môi tốt. Nó có thể hòa tan một số muối vô cơ và muối hữu cơ. Nước có thể phản ứng với nhiều ánh kim và kim loại,có thể phản ứng với. màu, có mùi khó chịu, độc dễ hóa lỏng (nhiệt độ sôi là 100 0 C, dễ hóa rắn(nhiệt độ nóng chảy là -75 0 C) SO 2 lỏng là một dung môi tốt cho nhiều chất hữu cơ, vô cơ và các chất điện ly. 2SO 2 . thành dạng tà phương, 2 dạng này có thể chuyển hóa cho nhau. b.Tính chất hóa học:  S có 6 điện tử nên hóa trị cực đại của S là +6 và trạng thái lai hóa Sp 2 là bền nhất, độ âm điện lớn(2.58) chỉ