Thông tin tài liệu
MỞ ĐẦU
1. Lý do chọn đề tài:
Hoá học vô cơ là một chuyên ngành rất quan trọng trong bộ môn hoá học. Đặc biệt trong các
đề thi HSG các cấp hóa đại cương và vô cơ chiếm tới 60% nội dung kiến thức trong đó nội dung về
hóa nguyên tố chiếm một dung lượng khá lớn. Nên chúng tôi lựa chọn chuyên đề về các nhóm
nguyên tố phi kim. Việc hệ thống hóa kiến thức cơ bản về hóa nguyên tố và xây dụng hệ thống bài
tập trọng tâm nâng dần mức độ từ dễ đến khó là ý tưởng của chúng tôi khi trình bày chuyên đề này.
Xong với điều kiện thời gian có hạn mặc dù đã cố gắng sắp xếp một cách hệ thống và khoa học xong
không tránh khỏi thiếu xót rất mong các Thầy, cô giáo và các các em học sinh đón nhận và đóng góp
bổ sung để nội dung được đầy đủ hơn và thực sự hữu ích trong quá trình dạy và học.
2. Mục đích nghiên cứu:
Vấn đề tìm hiểu và nghiên cứu về câu hỏi và bài tập về nhóm nguyên tố phi kim là một vấn
đề tương đối rộng, đặc biệt trong các kỳ thi học sinh giỏi các cấp bài tập về nhóm nguyên tố phi kim
không thể thiếu, nên nhóm chúng tôi quyết định chọn chuyên đề này với mục đích:
2.1. Hệ thống hóa kiến thức các chương nguyên tố phi kim,giúp học sinh nắm vững kiến
thức và bài tập về hóa nguyên tố.
2.2. Tìm phương pháp phù hợp với đối tượng nghiên cứu.
2.3. Dùng phương pháp đó để giúp học sinh hiểu và đạt kết quả tốt trong các kỳ thi..
CHƯƠNG 1 : OXI-OZON LƯU HUỲNH
A. OXI
I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA OXI
I.1. Trạng thái thiên nhiên
Oxi là nguyên tố phổ biến nhất ở trong thiên nhiên. Thành phần khối lượng oxi
trong khí quyển ~23%; trong nước ~89%, trong cát ~53%.
Oxi chiếm khoảng 50% khối lượng vỏ quả đất (~52,3% tổng số nguyên tử). Oxi
tự do tập trung hầu hết trong khí quyển. Không khí chứa khoảng 78,1% thể tích nitơ
và 21,0% thể tích oxi.
I.2. Thành phần đồng vị
Oxi có 3 đồng vị thiên nhiên: 168 O (99,75%), 178 O (0,037%) và 188 O (0,204%) tổng
số nguyên tử.
I.3. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử oxi có cấu hình electron lớp vỏ ngoài cùng là 2s 22p4. Với cấu trúc
này, nguyên tử oxi có các khả năng:
I.3.1. Nhận thêm 2e biến thành ion O21
O2(k) + 2e
2
→ O2-
∆Ho = +900 kJ/mol (~ 6,83 eV)
I.3.2. Góp chung 2e tạo thành 1 liên kết đôi hay 2 liên kết đơn
I.3.3. Góp chung 2e và tạo một liên kết cho nhận, ví dụ H3O+
I.4 . Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử O2 có độ dài liên kết bằng 1,21 antron và năng lượng liên kết bằng 494
kJ/mol.
Theo thuyết VB, phân tử oxi được hình thành nhờ sự xen phủ của các electron
2p độc thân, tạo thành 1 liên kết σ và 1 liên kết π:
Theo thuyết VB, phân tử oxi không có electron độc thân và không có từ tính,
điều này mâu thuẫn với thực nghiệm.
Theo thuyết MO, sự hình thành phân tử O2 do dự tổ hợp tuyến tính 2 obital 1s
II. TÍNH CHẤT LÝ-HÓA CỦA OXI
II.1. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, oxi là một khí không màu, không mùi, không vị; nặng hơn
không khí.
Oxi ở trạng thái khí, lỏng, rắn đều có tính thuận từ. Oxi lỏng và rắn có màu
xanh lam.
Do phân tử ít bị cực hoá, oxi có nhiệt độ nóng chảy (-218,9 0C) và nhiệt độ sôi (1830) rất thấp.
Khí oxi ít tan trong nước: ở 200C, 1 lít nước hòa tan được 31 mL khí O2.
Khí O2 có thể tan trong một số kim loại nóng chảy và độ tan cũng giảm khi
nhiệt độ tăng. Khi kim loại rắn, khí oxi tan ở trong đó sẽ thoát ra nhanh chóng, nên
những kim loại để nguội nhanh ở ngoài kim loại thường bị rỗ trên bề mặt dẫn đến gây
khó khăn trong luyện kim
II.2. Tính chất hóa học
Oxi là nguyên tố phi kim điển hình. Nó có thể tác dụng trực tiếp với hầu hết
nguyên tố trừ các halogen, khí trơ và một số kim loại quí (Ag, Au, Pt...)
Khả năng phản ứng cao của oxi phân tử được giải thích bằng sự có mặt của 2e
ở obital phân tử π phản liên kết.
Tuy nhiên một số nguyên tố phản ứng mãnh liệt với oxi ở nhiệt độ cao lại
không phản ứng với oxi ở nhiệt độ thấp vì oxi ở trạng thái khí và phân tử oxi có độ
bền lớn và nhỏ tiếp xúc với kim loại trên bề mặt.
II.2.1. Phản ứng với các đơn chất
II.2.1.1.Hidro
2H2 + O2 → 2H2O
Phản ứng xảy ra ở 3000C, nhiệt độ tăng thì vận tốc tăng, đến 500 0C phản ứng
gần như tức thời gây ra hiện tượng nổ.
H2O2 tạo ra khi cho H2 tác dụng trực tiếp với ôxi nguyên tử.
II.2.1.2. Nhóm IA
- Với Li: tạo Li2O, Li2O2 và LiO2
- Đối Li trong oxi dư: 4Li + O2 → 2Li2O
- Khi đốt Li trong dòng oxi còn tạo thêm Li 2O2. Kém bền, bị phân huỷ tạo ra O 2
ở 1600C.
- Với M = Na, K, Rb, Cs tạo ra M2O, M2O2 và MO2.
Khi đun nóng M trong dòng khí O2 tạo ra M2O2 và MO2
2Na + O2 → Na2O2
- Các oxit M2O được tạo ra khi nung peoxit hoặc hiđrôxit với kim loại.
Các M2 O là chất rắn màu vàng, cường độ màu tăng từ Na đến Cs.
II.2.1.3. Nhóm IIA
- Với Be: Khi đốt bột kim loại trong oxi tạo BeO.
- Với Mg, Ca, Sr, BA.
+ Khi đun nóng Mg, Ca trong oxi tạo monôxit
2Mg + O2 → 2MgO
2Ca + O2 → 2CaO
+ Đung nóng Sr trong oxi tạo SrO + SrO2; còn bari tạo peoxit BaO2.
II.2.1.4. Nhóm IIIA
- Khi nung B trong không khí hoặc trong oxi tạo ra B2O3.
- Nhôm phản ứng trực tiếp với oxi, ngay cả ở nhiệt độ thường tạo ra lớp màng
mỏng 1.10-5 mm bảo vệ bề mặt nhôm.
4Al + 3O2 → 2Al2O3
II.2.1.5. Nhóm IVA
- Với cacbon
+ Khi đốt cháy C trong điều kiện thiếu không khí tạo CO:
2C + O2 → 2CO
Khi đốt cháy C vô định hình ở 350 0C tạo CO2:
C + O2 → CO2
- Với silic
+ Khi cho Si vô định hình cháy ở 6000C tạo SiO2.
II.2.1.6. Nhóm VA
- Với nitơ
Chỉ có NO là tạo ra trực tiếp từ N2 và O2 ở nhiệt độ cao.
N2 + O2 → 2NO
Ở 20000C chỉ có 1,2% NO theo thể tích; ở 30000C được 5,3%.
- Với P
P phản ứng trực tiếp với oxi hoặc ôxi không khí.
Thiếu oxi: 4P + 3O2 → P4O6
Đủ oxi : 4 P + 5O2 → P4O10
II.2.1.7. Nhóm VIA
- Với lưu huỳnh
Khí đốt S trong không khí hoặc trong oxi tạo ra SO2: S + O2 → SO2
Các oxit khác đều tạo ra bằng phương pháp gián tiếp.
- Với selen và telu.
Khi nung nóng Se và Te trong oxi hoặc không khí.
Se + O2 → SeO2 và Te + O2 → TeO2
II.2.2. Phản ứng với hợp chất
II.2.2.1. Hợp chất chứa hidro
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2
4NH3 + 3O2 → 6H2O + 2N2
Chuyển hoá glucô cung cấp năng lượng cơ thể:
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2+ 6H2O
II.2.2.2. Các oxit thấp thành peoxit
2BaO + O2 → BaO2
2CO + O2 → 2CO2
2NO + O2 → 2NO2
II.2.2.3. Oxi của không khí oxi hoá các hiđroxit kim loại chuyển tiếp
2Mn(OH)2 + O2+ 2H2O → 2Mn(OH)4
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4 Cr(OH)3
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4 Fe(OH)3
II.2.2.4. Oxi hoá chất hữu cơ
2CH3 - CHO + O2 → 2CH3COOH
II.3. Điều chế oxi
- Nguyên tắc: nhiệt phân các hợp chất giàu oxi và kém bền nhiệt.
- Phương pháp
Phân hủy peoxit:
2H2O2 → O2 + 2H2O (xt: KI, NaOH rắn; FeSO4; MnO2, …)
Nhiệt phân muối pemanganat, clorat, nitrat.
2KClO3 → 2KCl + 3O2
(t0 = 3000C; xt: MnO2)
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 (t0 = 2000C)
Chưng cất phân đoạn không khí lỏng.
II.4. Vai trò sinh học của oxi
- Oxi giúp duy trì sự sống của động thực vật trong quá trình hô hấp.
- Oxi hòa tan duy trì đời sống sinh vật dưới nước.
- Cây xanh ban ngày quang hợp, hấp thụ khí CO2 và thải O2; ban đêm hấp thụ O2 và
thải khí CO2.
III. CÁC HỢP CHẤT OXIT
III.1. Oxit
Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố khác. Oxit của các nguyên tố có bản
chất rất khác nhau. Kiểu liên kết hoá học trong oxit biến đổi từ thuần thuý ion đến
thuần tuý cộng hoá trị.
III.1.1. Oxit ion
Bao gồm oxit kim loại kiềm và kiềm thổ.
Chúng ta biết rằng sự tạo thành ion O 2- từ oxi nguyên tử tiêu tốn một năng lượng
khá lớn là 903 kJ/mol.
1
O2 (k) + 2e
2
→ O2- (k)
∆H0 = 903 kJ/mol
Muối tạo thành, oxit ion cần tiêu tốn một năng lượng để làm cho nguyên tử kim
loại bay hơi và ion hoá. Nhưng mặt khác, nhờ năng lượng mạng lưới của oxit chứa ion
O2- có bán kính tương đối bé (1,40 antron) là rất cao cho nên nhiều oxit đều thuần thuý
ion và rất bền.
Bằng phương pháp Rơnghen người ta đã xác nhận sự tồn tại của O 2- ở trong mạng
lưới tinh thể của oxit ion, nhưng ion này không tồn tại trong dung dịch mà bị phân
huỷ:
O2- + H2O → 2OH- với K > 1022
III.1.2. Oxit cộng hóa trị
Các oxit của nguyên tố phí kim và kim loại khác (trừ kiềm và kiềm thổ, là các
oxit cộng hoá trị.
Khi năng lượng mạng lưới không đủ lớn để có thể ion hoá hoàn toàn nguyên tử
kim loại thì oxit tạo nên sẽ có mức độ cộng hoá trị đáng kể.
III.1.3. Phân loại các oxit
Dựa vào tính chất hoá học người ta phân chia oxit của các nguyên tố ra làm oxit
bazơ, oxit axit và oxit lưỡng tính
III.1.3.1. Oxit bazơ
Là oxit tan được trong nước tạo nên bazơ ví dụ: Na2O, CaO,...
Na2O + H2O → 2NaOH
Một số oxit không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng (ví dụ
MgO cũng được coi là oxit bazơ).
III.1.3.2. Oxit axit
Là những oxit tan được trong nước tạo thành axit
SO3 + H2O → H2SO4
Một số oxit không tan trong nước nhưng tan trong bazơ cũng được coi là oxit
axit, ví dụ
Sb2O5 + 2NaOH + 5H2O → 2Na[Sb(OH)6]
III.1.3.3. Oxit lưỡng tính
Là oxit vừa tan trong axit, vừa tan trong bazơ, ví dụ Al2O3, ZnO, Cr2O3.
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
III.2. Peoxit
Peoxit là những oxit có chứa ion O 22− hay [-O-O-]2-.
Các kim loại kiềm (trừ Li), kiềm thổ tạo thành các peoxit ion.
Trong các peoxit, quan trọng nhất trong thực tế là Na2O2 và BaO2.
III.2.1. Natri peoxit
Natri peoxit là chất bột màu trắng, nóng chảy ở 460 0C và sôi ở nhiệt độ sôi
6600C. Na2O2 được tạo thành khi đốt cháy Na trong oxi hoặc trong không khí ở nhiệt
độ 1800C.
Tính chất của Na2O2:
Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 +
1
O2
2
Na2O2 + CO2 + H2O → Na2CO3 + H2O2
Na2O2 là chất oxi hoá mạnh.
III.2.2. Bari peoxit
Bari peoxit là chất bột màu trắng, nhiệt độ nóng chảy 450 0C, ở 6000C phân huỷ ra
BaO và O2
BaO2 khó tan trong nước, rượu và ete nhưng dễ tan trong dung dịch axit.
BaO2 + H2SO4 (loãng) → BaSO4 + H2O2
BaO2 + 4HCl (đặc) → BaCl2 + Cl2 + H2O
III.3. Supeoxit
Các supeoxit tạo thành khi cho khí O2 tác dụng với K, Rb, Cs.
Nhìn chung các peoxit và supeoxit của kim loại kiềm khá bền với nhiệt, không
phân huỷ khi nóng chảy. Tất cả đều hút ẩm mạnh và chảy rữa khi để trong không khí.
Chúng tương tác mạnh với nước ở nhiệt độ thấp giải phóng H 2O2 và O2. Tất cả
đều là chất oxi hoá mạnh.
Trong các suoeoxit, quan trọng nhất là kali supeoxit.
Kali supeoxit là chất bột vàng, nhiệt độ nóng chảy 4400C.
4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2
2KO2 + H2SO4 → K2SO4 + H2O2+ O2.
III.4. Ozonit
Là oxit có chứa ion O3− trong mạng lưới tinh thể, ion này cấu tạo tương tự ozon.
Hiện nay người ta chỉ mới biết được các ozonit của kim loại kiềm như KO3, RbO3.
Ở nhiệt độ thường, KO3 không bền phân huỷ dần thành KO2 và O2; còn ở 50600C, phân huỷ hoàn toàn.
KO3 khi tác dụng với nước giải phóng O2
4KO3 + 2H2O → 4KOH + 5O2.
Bởi vậy ozonit là chất oxi hoá mạnh.
IV. KHÍ OZON
IV.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Trong một thời gian dài trước đáy, phân tử O 3 được coi là có cấu tạo vòng khép
kín
Nhưng cấu tạo đó không phù hợp với momen lưỡng cực của phân tử; µ =
0,52D. Việc nghiên cứu cấu tạo của phân tử O 3 cho thấy, phân tử O3 không có vòng
kín mà là phân tử có góc (giống như phân tử H2O, NO2).
Phân tử O3 nghịch từ, góc liên kết OOO = 117 0; độ dài liên kết O-O bằng 1,28
antron, trung gian giữa độ dài liên kết đơn (1,49 antron) và liên kết đôi (1,21 antron).
Do đó trong phân tử O3, liên kết O - O có một phần liên kết kép.
Trong phân tử O3 có 2 liên kết σ và một liên kiết π không định chỗ.
Có thể giải thích: Nguyên tử O trung tâm của O 3 ở trạng thái lai hoá sp 2. Hai
trong 3 obital lai hoá sp 2 tạo liên kết σ. Obital lai hoá sp 2 thứ 3 chứa cặp e không liên
kết. Nguyên tử oxi trung tâm còn obital 2pz xen phủ với obital pz của một trong hai
nguyên tử oxi tạo thành liên kết π. Do vai trò như nhau của hai nguyên tử oxi nên liên
kết π không định chỗ. Độ bội liên kết O-O bằng 1,5.
IV.2. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, ozon là chất khí màu xanh lam.
Phân tử ozon có cực tính (µ = 0,52D) nên cố nhiệt độ nóng chảy (-162,7 0C) và
nhiệt độ sôi (-111,90C) cao hơn oxi.
Ozon là phân tử có cực và có cấu trúc góc giống nước nên ozon tan trong nước
nhiều hơn oxi khoảng 15 lần.
IV.3. Tính chất hóa học
Phân tử ozon có 1 liên kết cho-nhận nên khá dễ tách oxi nguyên tử. Điều này
giải thích tính kém bền và tính oxi hóa rất mạnh của O3.
Thế oxi hoá khử:
O3 + 2H+ + 2e → O2 + H2O E0 = +2,07V
O3 + H2O + 2e → O2 + 2OH- E0 = +1,24V
Từ giá trị thế khử chuẩn cho thấy, O 3 có tính oxi hoá mạnh hơn nhiều so với
oxi; tính oxi hóa trong môi trường axit mạnh hơn môi trường kiềm.
Ozon là chất oxi hoá mạnh đến mức có thể phân tử với nhiều chất ở trong
những điều kiện mà O2 tỏ ra trơ.
IV.3.1. Ozon phản ứng với kim loại
Ozon oxi hoá được nhiều kim loại (trừ Au, Pt, Ir) ở nhiệt độ thường hoặc đun
nóng tạo ra oxit, peoxit hoặc ozonit:
2Ag + O3 →Ag2O + O2
2Ag +O3 → KO3
IV.3.2. Ozon - oxi hoá muối Fe2+ thành Fe3+
2Fe2+ + O3 + 2H+ → 2Fe3+ + H2O + O2
và ngay cả khi Fe2+ ở trong ion phức:
2[Fe(CN)6]4- +H2O +O3 → 2[Fe(CN)4]3- +2OH- + O2
IV.3.3. Oxi hoá sunfua thành sunphat
PbS + 4O3 → PbSO4 +4O2
H2S + 4O3 → H2SO4 + 4O2
IV.3.4. Oxi hoá NH3 thành HNO3
2NH3 + 4O3 → 2HNO3 + 2O2 + 2H2O
IV.3.5. Oxi hoá I- → I2 ngay ở môi trường trung tính
2KI +O3 +H2O → 2KOH + O2 + I2
Các hiđrô halogenua (trừ HF) cũng đều bị ozon oxi hoá
2HCl +O3 → Cl2 + H2O + O2
(HBr và HI cũng có tương tự)
IV.3.6. Ozon oxi hoá SO2 và hợp chất Sn(II) bằng cả phân tử
2SO2 + O2 → 2SO3
3SnCl2 + 6HCl + O3 → 3SnCl4 + 3H2O
IV.3.7. Ozon phá huỷ nhanh chóng cao su, phản ứng với nhiều hợp chất hữu cơ khác,
ví dụ rượu bốc cháy khi tiếp xúc với ozon.
Nhiều hợp chất hữu cơ không no phản ứng với O 3 tạo ra hợp chất ozonit không
bền.
IV.4. Ứng dụng của zon
Do tính oxi hoá mạnh, O3 có thể giết chết các vi khuẩn ở trong không khí nên ở
nồng độ rất nhỏ trong không khí rất có ích đối với sức khoẻ con người.
Trên thực tế người ta dùng O3 để diệt trùng nước uống ở thành phố, sử dụng O 3
trong các phản ứng ozon hoá các hoá chất hữu cơ.
Ở trên mặt đất, O3 tạo nên chủ yếu do sấm sét và do sự oxi hoá một số chất hữu
cơ. Thường có một lượng ozon rõ rệt trong không khí ở các rừng thông và bờ biển.
Tại nơi này nhựa thông hay rong biển ở bờ biển bị oxi hoá.
Lượng chủ yếu của O3 trong thiên nhiên là ở trên tầng cao khí quyển (cách mặt
đất ∼ 25km), ở đó O2 hấp thụ tia tử ngoại của mặt trời (có bước sóng λ= 160 ÷ 240
nm) tạo thành O3:
O2 + as → 2O
O2 + O → O3
Mặt khác O3 có khả năng hấp thụ tia tử ngoại tím (có bước sóng λ = 240 ÷360
nm)
O3 + as → O2 +O
Chính nhờ O3 hấp thụ tia tử ngoại gần, mà các tia tử ngoại sóng ngắn này không
xuống được mặt đất bảo đảm cho sự tồn tại mọi sinh vật bên trái đất không bị tiêu
diệt.
IV.5. Nhận biết ozon
a. Có thể nhận ra ozon khi vắng mặt H 2O2 nhờ giấy quì đỏ tẩm dung dịch KI
hoặc làm đen lá bạc hơ nóng.
+ Việc oxi hoá I- → I2 ngoài O3 còn nhiều chất khác:
Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
H2O2 + 2KI → 2KOH + I2
NO2 + H2O + 2KI → 2KOH + I2 + NO
2HNO2 + 2KI + H2SO4 → K2SO4 + I2 + 2NO +2H2O
+ Để tìm O3 trong hỗn hợp với hơi H2O2 người ta dùng giấy tẩm dung dịch
MnSO4; khi có mặt O3 giấy này hóa nâu, còn H2O2 không tác dụng.
+ Để phân biệt O3 và H2O2 người ta còn dùng phản ứng:
H2O2 làm mất màu dung dịch KMnO4 còn O3 thì không:
5H2O2 + 2KMnO + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O
B. LƯU HUỲNH
I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA LƯU HUỲNH
I.1. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
No
1
2
3
4
5
6
7
Tính chất
Số hiệu nguyên tử
Cấu hình electron
Bán kính n.tử, (antron)
Bán kính ion X2-, antron)
Độ âm điện
Thế ion hóa I1, eV
Ái lực electron, eV
O
8
2
2s 2p4
0,66
1,40
3,5
13,62
-1,47
S
16
3s23 p4
1,04
1,84
2,6
10,36
-2,07
Se
34
4s24p4
1,17
1,98
2,5
9,75
-
Te
52
5s25p4
1,37
3,21
2,1
9,01
-
Po
84
6s26p4
2,0
8,43
-
Có cấu hình ns2np4 gần với cấu hình bền của khí hiếm, các nguyên tố nhóm VIa,
trừ Se và Te (một phần nào), thể hiện rõ tính chất của nguyên tố phi kim. Chúng dễ
dàng kết hợp thêm electron của kim loại kiềm và một số kim loại khác tạo nên hợp
chất ion.
Để đạt được cấu hình bền, các nguyên tố nhóm VIa có thể tạo thành 2 liên kết
cộng hóa trị, tạo thành hợp chất với số ôxi hoá +2 hoặc -2. Với oxi và những nguyên
tố âm điện hơn, chúng có thể tạo nên 4 hoặc 6 liên kết cộng hóa trị, tạo thành hợp chất
với số oxi hoá +4 hoặc +6.
Ngoài ra, các nguyên tử nguyên tố nhóm VIa (trừ O) có thể dùng obital d để xen
phủ với các obital p của nguyên tố khác tạo nên liên kết π p → d.
I.2. Trạng thái thiên nhiên
Lưu huỳnh là nguyên tố khá phổ biến trong thiên nhiên, tồn tại ở trạng thái đơn
chất (mỏ lưu huỳnh) và trạng thái hợp chất như H 2S, SO2, muối sunfua (FeS2, PbS,
ZnS, CuFeS2.. ), sunfat (thạch cao CaSO4.2H2O, MgSO4…).
Lưu huỳnh khá phổ biến trên trái đất (chiếm 0,03% nguyên tử) ở dưới dạng 4
đồng vị bền: 32S (95,018%), 33S(0,75%) 34S(4,216%) và 36S(0,017%).
I. 3. Tính chất vật lý
Nguyên tố
Oxi
Lưu huỳnh
Selen
Telu
Poloni
Nhiệt độ, 0C
N.chảy Sôi
- 218
-183
119,3
444,6
217,6
685
450
990
252
962
494
322
267
226
-
-1,47
-2,07
-
Lưu huỳnh có hai dạng thù hình phổ biến là dạng tà phương S α bền và dạng đơn
là Sβ.
Lưu huỳnh tà phương (d =2,07 g/cm 3) có màu vàng, nóng chảy ở 112,8 0C. Nó
bền ở nhiệt độ bình thường, trên 95,5 0C chuyển sang dạng đơn tà. Lưu huỳnh tồn tại
tự do trong thiên nhiên là lưu huỳnh tà phương.
Lưu huỳnh đơn tà (d = 1,96 g/cm3) có màu vàng nhạt, nóng chảy ở 119,20 C, dưới
nhiệt độ đó chuyển dần sang dạng tà phương.
Hai dạng thù hình của lưu huỳnh có thể chuyển hoá cho nhau.
S tà phương ↔ S đơn tà
∆H0 = + 0,40 kJ/mol.
Hai dạng thù hình Sα và Sβ đều được cấu tạo bởi các phân tử S8, chỉ khác nhau về
phương sắp xếp các phân tử S8 trong tinh thể.
Vì entanpi của quá trình chuyển hoá giữa Sα và Sβ là rất bé nên quá trình đó xảy
ra chậm. Ở áp suất thường khi đun nóng từ từ Sα chuyển sang Sβ ở nhiệt độ 95,5oC,
nhưng khi đun nóng nhanh thì S α chưa kịp chuyển sang Sβ nên vẫn tồn tại cho đến
nhiệt độ nóng chảy của nó (112,80C). Do đó, giản đồ trạng thái của lưu huỳnh có 4
vùng tồn tại ứng với 4 pha: Sα, Sβ, S lỏng và S hơi.
Lưu huỳnh tà phương và sơn tà không tan trong nước, rất ít tan trong rượu và ete,
tan nhiều trong dầu hỏa, benzen, nhất là trong các bon đisunfua. Khi kết tinh từ các
dung dịch đó, lưu huỳnh xuất hiện ở dạng tinh thể tà phương S α. Phép xác định khối
lượng phân tử của lưu huỳnh trong các dung môi khác nhau bằng phương pháp
nghiệm lạnh cho thấy, Sα và Sβ đều gồm những phân tử có 8 nguyên tử lưu huỳnh.
I.4. Ứng dụng
- Lưu hóa cao su;
- Tổng hợp axit sunfuric;
- Công nghiệp hóa chất;
- Dược phẩm (tên dân gian: diêm sinh);
- Làm diêm, phẩm nhuộm, thuốc trừ sâu, dung môi hữu cơ, khử độc Hg.
II. HIDRO SUNFUA
II.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử H2S có cấu tạo tương tự phân tử nước, tuy nhiên nguyên tử S ở trạng
thái lai hóa sp3 yếu hơn.
Momen lưỡng cực của H2S là 1,02D; góc liên kết HSH bằng 92,10.
II.2. Tính chất vật lý
Ở H2S, do lưu huỳnh ở trạng thái lai hóa sp 3 yếu nên sự định hướng của các cặp
electron không đặc trưng. Mặt khác, độ phân cực của liên kết H-S không mạnh, nên so
với nước, khả năng tạo thành liên kết hiđrô giữa các phân tử H 2S là rất yếu so với
H2O. Vì vậy ở điều kiện thường H 2S là chất khí, hoá lỏng ở nhiệt độ - 60,4 0C và hoá
rắn ở nhiệt độ - 85,60C.
Khí H2S rất độc (chỉ 0,1% khí H2S trong không khí đã gây nhiễm độc nặng) và có
mùi trứng thối. Khi thở phải khí H2S có nồng độ cao hơn có thể bị ngất hoặc chết vì
tắt thở.
Khí H2S ít tan trong H2O (ở 200 C, 1 lít nước hòa tan được 2,67 lít H2S); tan nhiều
hơn trong dung môi hữu cơ (ở 200C, 1 lít rượu etylic hòa tan được 10 lít khí H2S).
II.3. Tính chất hóa học
II.3.1. Tính axit yếu
Trong nước, H2S là một axit hai nấc và rất yếu, yếu hơn cả axit cacbonic.
H2S + H2O € HS- + H3O+ K1 = 1.10-7
HS- + H2O € S2- + H3O+
K2 = 1.10-14
Khi tác dụng với một số muối kim loại, tạo thành kết tủa sunfua ít tan, ví dụ:
Pb(NO3)2 + H2S → PbS + 2HNO3
II.3.2. Tính khử mạnh
Đây là tính chất hóa học chủ yếu của H 2S, thể hiện qua các giá trị thế điện cực
sau.
Môi trường axit
S + 2H+ + 2e
SO42- +8e+10H+
→
→
H2S
H2S + 4H2O
E0, V
+ 0,14V
+ 0,31V
Môi trường bazơ
S + 2e → S2SO42- + 8e + 4H2O
→ S2- + 8OH-
E0, V
- 0,46V
- 0,68V
II.3.2.1. Phản ứng với oxi
Khí H2S có thể cháy trong không khí hoặc trong oxi cho ngọn lửa màu lam nhạt,
tuỳ theo lượng oxi mà tạo ra SO2 hay S.
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O.
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
Phản ứng này được sử dụng để thu hồi S từ khí H 2S có ở trong các khí thải của nhà
máy.
Dung dịch H2S trong nước để ngoài không khí cũng bị O2 không khí oxi hoá, tạo
kết tủa đục sữa S.
Nếu H2S cháy trong khí O2 ẩm và có xúc tác có thể tạo ra H2SO4.
II.3.2.2. Phản ứng với các chất oxi hóa khác
- H2S có thể khử các halogen, khử Fe(III) thành Fe(II), SO2 thành S...
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl.
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
8HNO3 + H2S → 8NO2 + H2SO4 + 4H2O
4Cl2 + H2S + H2O → H2SO4 + 8HCl
- Khử được axit HNO2 (hay dung dịch NaNO2 đã oxi hoá) tạo ra S và NO)
2HNO2 + H2S → 2NO + S + 2H2O
- Trong môi trường axit, H2S đã làm mất màu tím của dung dịch KMnO4, mất màu
vàng da cam của dung dịch K2Cr2O7
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3S + 7H2O
II.4. Muối sunfua
II.4.1. Độ tan
Dựa vào độ tan trong nước, người ta chia muối sunfua làm ba loại:
- Sunfua tan trong nước: Cr2S3, BaS, Al2S3, Na2S, K2S…
- Sunfua không tan trong nước không tan trong dung dịch axit loãng như : CuS,
Ag2S, CdS, HgS, SnS2, PbS, AsS3, As2S5….
- Sunfua không tan trong nước nhưng tan trong axit loãng.
MnS, FeS, CoS, NiS, ZnS…
II.4. 2. Màu sắc
Sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ không có màu.
Nhiều sunfua khác có màu đặc trưng: PbS, CuS, CoS và NiS có màu đen, CdS màu
vàng, HgS màu đỏ, MnS màu hồng.
III. CÁC OXIT CỦA LƯU HUỲNH
III.1. Sunfu dioxit
III.1.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử SO2 có cấu trúc góc, góc liên kết OSO bằng 119,50; độ dài liên kết S-O
bằng 1,43 antron và momen lưỡng cực bằng 1,59D.
Theo thuyết VB, trong phân tử SO2 có 2 liên kết σ và 1 liên kết π không định chỗ,
giải tỏa trên 3 nguyên tử
III.1.2. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, SO2 là khí không màu, mùi sốc, dễ hoá lỏng (nhiệt độ sôi
-100C) và dễ hoá rắn (nhiệt nóng chảy -750C).
SO2 lỏng là dung môi tốt với nhiều chất hữu cơ và vô cơ. Dung môi SO 2 lỏng có
hằng số điện môi bé (ε = 13) nên nhiều chất điện li tan trong đó phân li kém hơn so
với ở trong nước.
SO2 là hợp chất có cực mạnh và cấu trúc góc giống nước nên SO 2 tan nhiều trong
nước (ở 200C, 1 lít nước hoà tan khoảng 40 lít SO2).
III.1.3.Tính chất hóa học
Tính chất hoá học của SO2 thể hiện ở tính axit và tính oxi hoá - khử.
III.1.3.1. Tính axit
Dung dịch SO2 trong nước có tính axit yếu
SO2 + H2O € HSO 3− + H3O+
K1 = 1,7.10-2
HSO 3− + H2O € SO 32− + H3O+ K2 = 6,2.10-8
Trước đây, người ta cho rằng đó là dung dịch của axit sunfurơ. Tuy nhiên, những
nghiên cứu bằng những phương pháp vật lí hiện đại nhận thấy trong dung dịch
SO2, không có hoặc có rất ít phân tử H2SO3.
Phần lớn SO2 tan vào dd ở dạng hiđrat hoá SO2.xH2O; khi làm lạnh dung dịch có
thể tách ra hiđrat SO2.7H2O, trong đó cũng không có phân tử H2SO3.
III.1.3.2. Tính khử
SO2 cũng như muối hiđrosunfit và sunfit thể hiện tính khử mạnh khi tác dụng với
chất oxi hoá. Thế khử của SO2 trong các môi trường như sau:
SO42- + 4H+ + 2e → H2SO3 + H2O
EO = +0,17V
SO42- + H2O + 2e → SO32- + 2OH- EO = -0,93V
Nhận thấy SO2 và ion sunfit thể hiện tính khử mạnh trong môi trường kiềm là do
trong dung dịch nước có dạng đồng phân chứa liên kết S - H.
- O2 phản ứng với SO2 có Pt xúc tác ở 4000 C
- H2O2 : H2O2 + SO2 = H2SO4
- Cl2 phản ứng với SO2 khi có than hoạt tính hoặc long não làm xúc tác tạo ra
sunfuryl clorua: SO2 + Cl2 → SO2Cl2
- Dung dịch clo, brom bị mất màu.
SO2 + Cl2 + 2H2O → 2HCl + H2SO4.
- Các chất oxi hoá như HNO 3, KMnO4, K2Cr2O7, muối sắt (III), các halogen… oxi
hoá SO2, hiđrosunfit, sunfit đến H2SO4 hoặc sunfat.
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
Cl2 + H2O + Na2SO3 → Na2SO4 + 2HCl
Khi để trong không khí, muối sunfit và hiđrosunfit biến dần thành sunfat:
2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4
III.2. Sunfu trioxit
Phân tử SO2 có cấu trúc tam giác, góc liên kết OSO bằng 120 0 và độ dài liên kết
S-O bằng 1,42 antron.
Theo thuyết VB, trong phân tử SO3 có 3 liên kết σ và 1 liên kết π không định chỗ,
giải tỏa trên 4 nguyên tử
Phân tử SO3 chỉ tồn tại ở trạng thái hơi (nhiệt độ sôi 44,8 0C); khi làm lạnh, hơi
SO3 ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi gồm những phân tử trime mạch vòng; tiếp
tục làm lạnh đến 16,80C, chất lỏng đó biến thành khối rắn trong suốt có cấu tạo
polime mạch thẳng
Hiện tượng dễ trùng hợp của SO3 thành mạch vòng hay mạch thẳng là do nguyên
tử S chuyển từ trạng thái lai hoá sp2 sang sp3 đặc trưng hơn.
SO3 là sản phẩm trung gian dùng để điều chế H2SO4.
Trong công nghiệp, SO3 được điều chế bằng cách oxi hóa SO 2 bằng oxi không khí
có mặt xúc tác.
III.3. Oleum
Oleum là chất lỏng, sánh như dầu thực vật;
Bao gồm hỗn hợp các axit polisunfuric, thu được khi hòa tan SO 3 bằng axit
sunfuric:
SO3 + H2SO4 → H2S2O7
nSO3 + H2SO4 → H2Sn+1O3n+4
Thành phần: H2SO4.nSO3.
IV. AXIT SUNFURIC
IV.1.Đặc điểm cấu tạo
- Phân tử H2SO4 có cấu trúc tứ diện lệch. Nguyên tử S ở trạng thái lai hóa sp3.
- Độ dài liên kết: dS-O = 1,57 antron; dS=O = 1,42 antron; dO-H = 0,96 antron.
IV.2. Tính chất vật lý
Do có khả năng hình thành liên kết hidro liên phân tử mạnh (hình 6-9) nên H 2SO4
là chất lỏng sánh như dầu.
H2SO4 có khả năng hấp thụ mạch hơi nước nên dùng làm khô các chất. Ở nồng độ
nào của H2SO4 cũng đều có khả năng hấp thụ hơi nước, vì áp suất hơi nước trên bề
mặt dung dịch H2SO4 là khá bé kể cả dung dịch 20%.
Bảng dưới đây cho thấy áp suất hơi nước trên bề mặt của dung dịch H 2SO4 ở các
nồng độ khác nhau:
Nồng độ axit sunfuric
50
60
70
80
90
250C
5,5
2,
5
0,
5
0,
2
0,
1
Phơi nước
(mmHg)
ở
10
0
0,0
3
Axit sunfuric có trên thị trường có nồng độ khoảng 98,5% (d = 1,84 g/cm3).
Axit sunfuric tinh khiết là dung môi ion hoá (ε = 100 ở 250C), bản thân axit cũng
tự ion hoá:
H2SO4 + H2SO4 €
H3SO +4 + HSO −4
Axit sunfuric còn hấp thụ nước của nhiều hợp chất hữu cơ như xenlulozơ, đường
và biến chúng thành cacbon.
IV.3. Tính chất hóa học
IV.3.1. Dung dịch axit sunfuric loãng
Dung axit H2SO4 loãng là một axit mạnh điển hình, nấc thứ nhất điện li hoàn toàn,
nấc thứ hai có hằng số điện li 1.10-2.
H2SO4 hoà tan được nhiều kim loại tạo ra muối sunfat và H2.
H2SO4 hoà tan được Cu khi có mặt của O2 không khí, đây là phương pháp điều chế
CuSO4 trong công nghiệp.
2Cu + O2 + H2SO4 → 2CuSO4 + 2H2O
IV.3.2. Dung dịch axit sunfuric đặc
IV.3.2.1 Tính axit
Dung axit H2SO4 đặc là một axit mạnh điển hình. Là axit khó bay hơi, axit
sunfuric thường được sử dụng để điều chế các axit dễ bay hơi như khí HF, HCl hay
HNO3.
NaCl (tinh thể) + H2SO4 (đặc) → NaHSO4 + HCl
t
CaF2 (tinh thể) + H2SO4 (đặc) →
CaSO4 + 2HF
IV.3.2.2. Tính oxi hóa
H2SO4 đặc là chất oxi hoá mạnh, nhất là khi đun nóng. Sản phẩm của phản ứng chủ
yếu là SO2 nhưng tuỳ theo chất khử, cũng có thể tạo ra S và H2S.
0
Axit sunfuric oxi hoá HI → I2, H2S → SO2, tác dụng với đa số kim loại, cả những
kim loại kém hoạt động như Cu, Hg và một số nguyên tố không kim loại như C, S.
Ví dụ:
- Đa số kim loại tác dụng với H2SO4 đặc nóng đều tạo SO2:
Cu + 2H2 SO4 → CuSO4 + 2H2O + SO2
2Ag + 2H2SO4 → Ag2SO4 + SO2 + H2O
Hg + 2H2SO4 → HgSO4 + SO2 + 2H2O
- Nếu là kim loại khử mạnh hơn như Zn thì ngoài SO2 còn tạo ra một ít S.
3Zn + 4H2SO4 → 3ZnSO4 + S + 4H2O
- Oxi hoá nhiều hợp chất
2HBr + H2SO4 → SO2 + Br2 + 2H2O
8HI + H2SO4 → H2S + 4I2 + 4H2O
IV.4. Điều chế
Trong công nghiệp, axit sunfuric được sản xuất theo phương pháp buồng chì và
phương pháp tiếp xúc.
IV.4. 1. Phương pháp buồng chì (1758)
Oxi hoá SO2 bằng oxi không khí với xúc tác là hỗn hợp NO và NO2:
2SO2 + O2 + NO + NO2 + H2O → 2NOHSO4
Hoà tan sản phẩm bằng nước trong buồng chì thu được H2SO4.
2NOHSO4 + H2O → 2H2SO4 + NO + NO2.
Phương pháp này cho H2SO4 60 ÷ 70%, sau người ta thay buồng chì bằng tháp hấp
thụ (xây bằng gạch chịu axit), cho phép điều chế H2SO4 75 - 80%.
IV.4. 2. Phương pháp tiếp xúc
Oxi hoá SO2 bằng oxi không khí với xúc tác là V2O5.
V. Muối sunfat và hidrosunfat
- Hiện nay người ta đã biết được sunfat và hiđrôsunfat của tất cả các kim loại, chỉ
các hiđrosunfat của một số kim loại hoạt động nhất (như K, Na…) mới tách ra ở
trạng thái rắn.
- Hầu hết các muối sunfat đều dễ tan trong nước, không màu dễ kết tinh Khi kết
tinh, các sunfat ít tan tách ra dưới dạng muối khan còn các sunfat tan tách ra dưới
dạng hidrat hoá, ví dụ Na2SO4.10H2O, Al2 (SO4)3.18H2O,… .
Sunfat của những kim loại hoá trị 2 như Mg, Mn, Ni, Co, Fe và Zn (trừ Cu:
CuSO4.5H2O) thường được kết tinh dưới dạng heptahidrat MSO4.7H2O.
- Các muối sunfat tan thường tạo nên những muối kép:
- Các muốn sunfat của kim loại: K, Na, Ca, Ba rất bền với nhiệt, không bị phân
huỷ khi nung nóng đỏ và ở 10000C. Các muối sunfat khác điều bị nhiệt phân huỷ
biến thành oxit kim loại và SO2 và O2.
VI. CÁC OXIAXIT KHÁC CỦA LƯU HUỲNH
VI.1. Axit thiosunfuric
Phân tử H2S2O3 có cấu trúc tương tự axit sunfuric. Nguyên tử S ở trạng thái lai hóa
sp3.
Do liên kết S=S yếu nên phân tử H2S2O3 rất kém bền, bị phân huỷ dễ dàng trong
dung dịch:
H2S2O3 → H2O + SO2 + S
Axit H2S2O3 là một axit mạnh, muối thiosunfat của kim loại kiềm không bị thuỷ
phân trong nước.
VI.2. Muối thiosunfat
Quan trọng nhất là Na2S2O3.5H2O, được dùng trong nhiếp ảnh và y học.
Na2S2O3 bị oxi hoá dễ bởi các chất oxi hoá mạnh như: Cl 2, HOCl, KMnO4, Br2,
biến thành H2SO4 hay muối sunfat:
4Cl2 + Na2S2O3 + 5H2O → Na2SO4 + H2SO4 + 8HCl.
Trong công nghiệp, phản ứng này được dùng để loại hết Cl 2 còn sót trong vải khi
đã tẩy trắng.
Với những chất oxi hoá yếu như I2, nó biến thành natri tetrathionat:
I2 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI
Đây là phương pháp để chuẩn độ iot.
Nhiều chất oxi hoá như O3, H2O2 phản ứng với KI giải phóng I 2, I2 sinh ra được
định lượng bằng Na2S2O3, từ đó suy ra lượng KI đã dùng.
Dungdịch Na2SO3 hoà tan một số muối muối ít tan nhờ tạo phức chất:
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
Na2S2O3 là chất định hình trong tráng phim, in ảnh. Nó có tác dụng rửa sạch AgBr
còn lại trên phim ảnh và giấy ảnh sau khi rửa.
VI.3. Axit peoxisunfuric
Có hai axit peoxisunfuric là: Axit peoxi nomosunfuric H 2SO5 và axit peoxi
disunfuric H2S2O8.
Axit H2SO5 và H2S2O8 là những tinh thể không màu. Cả 2 axit đều hút ẩm mạnh và
phản ứng mạnh với nước, đường, xenlulozơ giống H2SO4.
Trong nước hay dung dịch loãng, hai axit bị thuỷ phân:
H2SO5 + H2O → H2SO4 + H2O2
H2S2O8 + 2H2O → 2H2SO4 + H2O2
Cả 2 axit và muối tương ứng đều là các chất oxi hoá mạnh, trong đó axit H 2SO5 có
tính oxi hoá mạnh hơn H2S2O8.
C. BÀI TẬP
Bài 1: Viết các phương trình phản ứng xảy ra:
a) Ion I- trong KI bị oxihoa thành I2 bởi O3, còn I2 oxihoa được Na2S2O3.
b) H2O2 bị khử NaCrO2 (trong môi trường bazơ) và bị oxihoa trong dung dịch KMnO 4 (trong môi
trường axit).
c) Khi H2S qua huyền phù iot.
d) Dung dịch Na2S2O3 + Ag2S2O3.
e) Na2S2O3 + H2SO4(đđ).
Bài 2: Nguyên tố lưu huỳnh tạo thành với flo hợp chất SF n, trong đó n có giá trị cực đại. Dựa vào
cấu hình electron của S để tìm giá trị đó. Viết công thức cấu tạo, công thức electron của SF n. Các
obitan nguyên tử trung tâm S lai hoá kiểu gì ? Vẽ mô hình phân tử.
Bài 3: A, B, C là đơn chất của các nguyên tố thuộc chu kì nhỏ, có các quy trình sau:
(1) A + C → D ↑
(2) A + B → E ↑
(3) A + F → D ↑ + H2O
(4) D + E → A ↓ + H2O
(5) D + KMnO4 + H2O → G + H + F
(6) E + KMnO4 + F → A ↓ + G + H + H2O.
Xác định A, B, C, E, F, G, H. Viết phương trình hoá học
Bài 4: Viết phương trình phản ứng xảy ra trong các trường hợp sau:
1) SO2 + Cl2 →
2) SO2Cl2 + H2O →
3) SOCl2 + H2O →
4) SO2 + PCl5 →
5) CuCl2.2H2O + SOCl2 →
6) Na2S4O6 + KMnO4 + H2SO4 →
7) I2 + Na2S2O3 →
8) Al + Na2S2O3 + HCl → H2S + ...
Bài 5: Sử dụng phương trình phản ứng hoá học minh hoạ các ứng dụng được mô tả dưới đây:
a) Màu trắng chì của các bức tranh cổ lâu ngày bị đen lại do tạo hợp chất PbS. Để tái tạo màu trắng
này, người ta rửa tranh bằng H2O2.
b) Natripeoxit được sử dụng làm nguồn cung cấp oxi và hấp thụ khí cacbonđioxit trong tàu ngầm và
cũng được thêm một lượng nhỏ vào bột giặt để làm chất tẩy trắng.
c) Natri thiosunfat là chất chính truốc định hình dùng trong việc tráng phim và in ảnh, nó có tác dụng
rửa sạch AgBr còn lại trên phim ảnh và giấy sau khi đã rửa bằng thuốc hiện hình.
d) Tại sao trong thiên nhiên có nhiều nguồn tạo ra H 2S nhưng không có hiện tượng tụ khí đó trong
không khí ?
e) Để một vật bằng bạc ra ngoài không khí bị ô nhiễm H2S một thời gian.
Bài 6: Hợp chất A được tạo thành từ 3 nguyên tố X, Y, Z có phân tử khối là 142 đvC. Trong đó
1
nguyên tử của nguyên tố X có e cuối cùng ứng với bộ 4 số lượng tử là n = 3; l = 0; m l = 0; ms = + .
2
Đơn chất của nguyên tố Y (thuộc chu kì 3) có thể thu hồi như là một sản phẩm phụ từ khí thiên
1
2
nhiên bằng cách: Đốt cháy lượng khí thiên nhiên, sau đó cho sản phẩm tác dụng với lượng khí
3
3
thiên nhiên còn lại. Nguyên tố Z thuộc chu kì 2 có các giá trị năng lượng ion hoá là:
In
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
I8
(eV)
13,26
35,12
54,98
77,91
105,80
137,95
742,29
870,40
a) Xác định công thức phân tử của A.
b) Xác định trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm và dạng hình học phân tử của A.
c) Hợp chất B và C cũng được tạo thành từ 3 nguyên tố X, Y, Z trên có thể điều chế được đồng thời
A và C bằng cách cho B tác dụng với chất oxihoa là hiđropeoxit. Xác định B, C và viết các phương
trình hoá học.
Bài 7: Hoàn thành các phương trình phản ứng sau, ghi rõ điều kiện phản ứng (nếu có). Xác định
công thức phân tử của các chất A, B, C, D, E, F, G, H.
1. A + O2 → B
2. B + KOH → C + D
3. A + KOH → K2S + C + D
4. E + A → B + F
5. E → F + O2
6. C + Br2 + H2O → G + H
7. H + O2 → Br2 + D
8. G + Ba(ClO3)2 → BaSO4 + E.
Bài 8: X, Y, Z lần lượt là hợp chất của lưu huỳnh, trong đó lưu huỳnh lần lượt thể hiện số oxihoa là:
-2, +4, +6. Sơ đồ sau biểu diễn mối quan hệ giữa X, Y, Z với lưu huỳnh đơn chất So.
Z
X
Y
Z
So
Z
Hãy xác định các chất thích hợp và viết phương trình phản ứng minh hoạ theo sơ đồ trên, ghi rõ điều
kiện (nếu có).
Bài 9: Nguyên tử của nguyên tố X có 10 electron thuộc phân lớp p. Thêm đơn chất X hoạt động
2−
phóng xạ vào dung dịch chứa XO3 thu được ion A hoạt động phóng xạ. Thêm dung dịch chứa ion
Ba2+ thì thu được kết tủa B. Lọc kết tủa B, sấy khô rồi xử lý với dung dịch axit clohiđric thì thu được
chất rắn hoạt động phóng xạ, chất khí không hoạt động phóng xạ và nước.
a) Viết phương trình ion thu gọn minh hoạ (ký hiệu X* cho X hoạt động phóng xạ).
b) Viết công thức cấu tạo của ion A và cho biết cấu tạo, dạng hình học các hợp chất khí với hiđro,
oxit bậc cao nhất, hiđroxit bậc cao nhất của X.
Bài 10:
a) Có thể dùng những chất nào kể dưới đây để làm anot khi điều chế ozon bằng phương pháp điện
phân dung dịch axit sunfruric (than chì, platin, bạc, vàng).
b) Thường dùng những chất nào để ức chế quá trình phân huỷ hiđropeoxit ? Những chất nào thúc
đẩy nhanh quá trình phân huỷ H2O2 ?
Bài 11: Giải thích
a) Tại sao H2O và H2O2 ở điều kiện thường là những chất lỏng có nhiệt độ sôi cao
b) Tại sao H2O2 và H2O lại có thể trộn lẫn với nhau theo bất kì tỷ lệ nào ?
c) Tại sao khi đun nóng chảy nước đá có hiện tượng co thể tích ?
d) Tại sao dung dịch loãng của H2O2 lại bền hơn dung dịch đậm đặc ?
e) Tại sao khi chiếu sáng hoặc đun nóng dung dịch H2O2 lại bị phân huỷ mạnh ?
f) Tại sao khi cho Na2O2 tác dụng với H2O có khí O2 thoát ra nhưng khi cho BaO tác dụng với H2SO4
loãng thì không có hiện tượng đó.
g) Tại sao nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của lưu huỳnh lại rất cao so với nhiệt độ nóng chảy,
nhiệt độ sôi của oxi ?
h) Tại sao ở nhiệt độ thường, lưu huỳnh có tính trơ về phương diện hoá học, nhưng khi đun nóng lại
tỏ ra khá hoạt động ?
i) Tại sao khí H2S ít tan trong nước nhưng tan nhiều trong dung môi hữu cơ ?
k) Tại sao axit peoximonosunfuric lại là axit một nấc mặc dù có 2 nguyên tử hiđro ?
m) Tại sao telu tạo ra axit teluric H6TeO6 nhưng lưu huỳnh, selen không có khả năng đó ?
Bài 12:
1) Ozon có thể tồn tại trong không khí có chứa một lượng lớn các khí SO 2, CO2, HF, NH3 được
không ?
2) Bằng phương pháp nào có thể nhận ra được ozon trong hỗn hợp với hơi hiđropeoxit.
3) Dựa vào cơ sở nào để nói rằng H2O2 vừa có tính oxihoa vừa có tính khử ?
Trong hai khả năng đó, khả năng nào là chủ yếu. Có phản ứng nào H 2O2 đồng thời thể hiện cả hai
tính chất đó không ?
4) Trong hai chất O3 và H2O2 chất nào có tính oxihoa mạnh hơn ? Nêu dẫn chứng
5) Có hiện tượng gì xảy ra khi cho sunfuryclorua tác dụng với dung dịch BaCl2 loãng.
6) Có phản ứng hoá học xảy ra khi cho sunfuryl clorua tác dụng với dng dịch KMnO4.
Bài 13:
1. Viết phương trình phản ứng khi cho H2O2 tác dụng với dung dịch KI, dung dịch KMnO4 trong môi
trường axit, dung dịch natri cromit trong môi trường kiềm. Trong mỗi trường hợp H 2O2 thể hiện tính
chất gì ?
2. Viết phương trình phản ứng khi cho lưu huỳnh tác dụng với các chất sau: F 2, Cl2, O2, P, NaOH,
KClO3, H2SO4đ, HNO3đ, HNO3(l).
3. Viết phương trình phản ứng của SO 2 với các chất HI, H2S, CO, H2, C, Mg từ đó cho nhận xét về
tính khử của SO2 so với các chất kể trên.
Bài 14: Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
1. Zn + H2SO4đ →
2. Hg + H2SO4đ →
3. Zn + H2S2O7 → H2S + …
4. Cl2 + Na2S2O3 + H2O →
5. I2 + Na2S2O3 →
6. Al + Na2S2O3 + HCl →
7. (NH4)2S2O8 + MnSO4 + H2O → HMnO4 + ...
8. K2S2O4 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
9. K2S3O6 + O3 + H2O →
10. Na2S4O6 + KMnO4 + H2SO4 →
11. Na2S5O6 + O3 + H2O →
12. (NH4)2S3O6 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
13. H2SeO3 + HClO3 →
14. H2SeO4 + HCl →
15. H2SeO3 + KMnO4 + KOH →
16. Na2SeO4 + SO2 + H2O →
17. Na2SeO3 + Cl2 + H2O →
18. Ag2SeO3 + Br2 + H2O →
19. Se + HNO3 + H2O →
20. Te + HNO3 →
21. SeO2 + H2S2O3 + H2O →
22. SeO3 + I- + H2O →
23. SOCl2 + Fe → FeCl2 + FeS + ...
24. MgI2 + H2O2 + H2SO4 →
25. Na2O2 + KI + H2SO4 →
26. H2O2 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
27. CaOCl2 + H2O2 →
28. Na2SeO3 + H2O2 →
29. CrCl3 + H2O2 + NaOH →
30. Na2O2 + Fe(OH)2 + H2O →
31. Hg(NO3)2 + H2O2 + NaOH →
32. Fe + H2O2 →
33. As2S3 + H2O2 + NH3 + H2O → (NH4)3AsO4 + ...
Bài 15: Quá trình nào có thể xảy ra khi tiếp tục đun nóng các chất sau đây trong không khí ?
1) FeSO4
2) (NH4)2SO4.FeSO4.6H2O
3) Na2SO4.10H2O
4) FeSO4.7H2O
5) NaHSO4
6) Hỗn hợp KHSO4 + Al2O3
Bài 16:
1. Một hỗn hợp X gồm 2 oxit AOx và AOx + 1 chiếm thể tích là 56 lít biết rằng A là một nguyên tố
thuộc nhóm 6, phân nhóm chính.
2. Lấy 84 gam hỗn hợp X cho vào một bình, có thể tích V = 1 lít. Thêm vào đó 16 gam O 2 và một ít
V2O5 xúc tác. Nung bình cho đến khi đạt đến cân bằng thì áp suất P 2 sau phản ứng bằng 1, 2 lần áp
suất P1 (lúc chưa thêm O2) , P1 và P2 đều đo ở 273oC. Tính hằng số cân bằng của phản ứng ở 273oC.
3. Phải thêm vào hỗn hợp có được trong câu 2 (sau phản ứng với O 2) bao nhiêu mol O2 để khi đến
cân bằng mới ta được 1 mol Aox + 1, nhiệt độ là 273oC. Cho S = 32, Se = 79.
Bài 17: Hợp chất A tạo bởi kim loại M có hoá trị không đổi và X (nằm ở chu kì 3, nhóm VI A). Lấy
13 gam A chia làm hai phần không bằng nhau:
- Phần 1: Tác dụng với O2 tạo khí B.
- Phần 2: Tác dụng với dung dịch HO tạo khí C.
Trộn B và C thu 7,68 gam kết tủa vàng và còn lại là chất khí nào mà khi gặp nước clo tạo
dung dịch D. Cho tác dụng với AgNO3 dư tạo được 22,96 gam kết tủa.
1. Viết cấu hình e đầy đủ của X. Gọi tên và nêu tính chất hoá học cơ bản của X. X có những số
oxihoa nào ? Trong hoàn cảnh nào ? Giải thích tại sao X có các mức oxihoa đó.
2. Xác định công thức phân tử A.
Bài 18: Theo lý thuyết khoáng pyrit có công thức: FeS 2, trong thực tế một phần ion S 22− được thay
thế bởi S2- và công thức tổng của pyrit là FeS 2 – x . Như vậy có thể coi pyrit như là hỗn hợp FeS s, FeS.
Khi xử lý một mẫu khoáng với Br2 trong KOH dư thì xảy ra phản ứng:
FeS2 + Br2 + KOH → Fe(OH)3 + KBr + K2SO4 + H2O
FeS + Br2 + KOH → Fe(OH)3 + KBr + K2SO4 + H2O
Sau khi lọc, được chất rắn A và dung dịch B:
- Nung chất rắn A đến khối lượng không đổi thu được 0,2 gam Fe2O3.
- Cho dư dung dịch BaCl2 vào dung dịch B thu được 1,1087 gam kết tủa BaSO4.
a) Xác định công thức tổng quát của pyrit.
b) Cân bằng các phản ứng trên bằng phương pháp ion – electron.
c) Tính lượng Br2 dùng để oxihoa mẫu khoáng trên.
Bài 19: Từ các nguyên tố O, Na, S tạo ra được các muối A, B đều có hai nguyên tử Na trong phân
tử. Trong một thí nghiệm hoá học người ta cho m 1 gam muối A biến thành m2 gam muối B và 6,16
lít khí Z tại 27,3oC ; 1 atm. Biết rằng, hai khối lượng đó khác nhau 16,0 gam.
a) Viết phương trình phản ứng xảy ra với công thức cụ thể của A, B.
b) Tính m1, m2.
Bài 20:
a) Axit H2SO4 100% hấp thụ SO3 tạo oleum (H2SO4 là dung môi, SO3 là chất tan). Hỏi cần bao nhiêu
gam oleum có hàm lượng SO3 là 71% pha vào 100 ml dung dịch H2SO4 40% (d = 1,31 gam/mol) để
tạo ra oleum có hàm lượng SO3 là 10% ?
b) Một loại oleum, ngoài H2SO4, SO3 còn có SO2. Lấy 1 gam oleum này đem hoà tan vào H 2O được
dung dịch A gồm hai axit. Để trung hoà hết dung dịch A cần 22ml dung dịch NaOH 1M. Nếu cũng
lấy 1 gam oleum này cho vào 10 ml dung dịch I 2 0,05 M. Lượng I2 dư phản ứng vừa đủ với 4,1 ml
dung dịch Na2S2O3 0,1M (tạo sản phẩm là Na2S4O6 và NaI). Tính % khối lượng các anhidrit trong
oleum này.
Bài 21:
1. Để oxihoa hết 2,16 gam một oxit của kim loại R cần dùng 0,015 mol H 2SO4 trong dung dịch
H2SO4 (đậm đặc, nóng).
a. Định công thức oxit.
b. Nếu hoà tan lượng oxit trên trong dung dịch H 2SO4 (lỏng, dư), khối lượng kết tủa thu được là bao
nhiêu ?
2. Đốt cháy hoàn toàn 12 gam một sunfua kim loại R có hoá trị không đổi thu được chất rắn A và khí
B. Hoà tan hết A bằng một lượng vừa đủ dung dịch H 2SO4 24,5% thu được dung dịch muối X có
nồng độ 33,33%. Làm lạnh xuống tới nhiệt độ thấp tách ra 15,625 gam tinh thể T, phần dung dịch
bão hoà lúc đó có nồng độ 22,54%. Xác định công thức của T.
3. Biết nhiệt độ sôi của CS2 là 46,20oC, hằng số nghiệm sôi của nó là 2,37. Hoà tan 1,024 gam lưu
huỳnh vào 20 gam CS2 thì nhiệt độ sôi của dung dịch thu được là 46,67 oC. Hãy cho biết công thức
phân tử của đơn chất lưu huỳnh (Ms = 32).
Bài 22: Nung m gam hỗn hợp A gồm FeS và FeS 2 trong một bình kín chứa không khí (gồm 20% thể
tích O2 và 80% thể tích N2) đến khi phản ứng xảy ra hoàn toàn, thu được chất rắn B và hỗn hợp khí
C có thành phần thể tích N2 = 84,77% ; SO2 = 10,6%, còn lại là O2. Hoà tan chất rắn B bằng dung
dịch H2SO4 vừa đủ, dung dịch thu được cho tác dụng với dung dịch Ba(OH) 2 dư. Lọc lấy kết tủa, làm
khô, nung ở nhiệt độ cao đến khối lượng không đổi, thu được 12,885 gam chất rắn.
a. Tính % khối lượng các chất trong A.
b. Tính m ?
c. Giả sử dung tích của bình là 1,252 lít ở nhiệt độ và áp suất ban đầu là 27,3 oC và 1 atm. Sau khi
nung chất A ở nhiệt độ cao, đưa bình về nhiệt độ ban đầu, áp suất trong bình là P. Tính áp suất gây
ra trong bình bởi mỗi khí có trong hỗn hợp C.
Bài 23:
1. Cho 6 gam mẫu chất chứa Fe 3O4 ; Fe2O3 và các tạp chất trơ. Hoà tan mẫu vào lượng dư dung dịch
KI trong môi trường axit (khử tất cả Fe thành Fe 2+) tạo ra dung dịch A. Pha loãng dung dịch A đến
thể tích 50ml. Lượng I2 có trong 10ml dung dịch A phản ứng vừa đủ với 5,5ml dung dịch
2−
Na2S2O31M (sinh ra S 4O6 ). Lấy 25ml mẫu dung dịch A khác chiết tách I 2, lượng Fe2+ trong dung
dịch còn lại phản ứng vừa đủ với 3,2 mol dung dịch MnO4− 1M trong H2SO4.
a. Viết các phương trình phản ứng xảy ra (dạng phương trình ion thu gọn)
b. Tính thành phần % khối lượng Fe3O4 và Fe2O3 trong mẫu ban đầu.
2. Một hỗn hợp A gồm FeS2 ; FeS ; CuS được hoà tan vừa đủ trong một dung dịch có chứa 0,33 mol
H2SO4 đặc, nóng. Thu được 7,28 lít SO2 (đktc) và dung dịch B. Nhúng một thanh sắt nặng 50 gam
vào dung dịch B, phản ứng xong nhấc thanh sắt ra đem cân thấy khối lượng sắt lúc này là 49,48 gam
và còn lại dung dịch C.
a. Xác định khối lượng các chất có trong A (coi lượng đồng được đẩy ra bám hết lên thanh sắt)
b. Viết phương trình phản ứng xảy ra (nếu có) khi cho dung dịch C lần lượt tác dụng với dung dịch
NaOH, dung dịch K2S, dung dịch Cl2.
Bài 24:
1. Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
a. KClO3 + I2 →
b. KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 →
c. FeCl3 + H2S →
d. Na2CO3 + Br2 (hơi) →
e. NaClO3 + SO2 + H2SO4 →
f. MgCl2 + Na2S + H2O →
g. ClO2 + KOH →
h. I2 + HNO3 (đặc) →
Bài 25:
1. Hoà tan hoàn toàn 2,00 gam một mẫu X gồm Na 2S . 9H2O và Na2S2O3 . 5H2O và tạp chất trơ vào
nước rồi pha loãng thành 250,00ml (dung dịch A). Thêm 25,00ml dung dịch KI 3 0,0525M vào
25,00ml dung dịch A. Sau đó axit hoá bằng H 2SO4 rồi chuẩn độ iot dư hết 12,90ml Na 2S2O3
0,1010M. Mặt khác cho ZnSO4 dư vào 50,00ml dung dịch A, lọc bỏ kết tủa rồi chuẩn độ nước lọc
hết 11,50ml dung dịch KI3 0,0101M. Tính thành phần Na2S . 9H2O và Na2S2O3 . 5H2O trong mẫu
X?
2. Cho x gam dung dịch H2SO4 loãng, nồng độ C% tác dụng hoàn toàn với hỗn hợp hai kim loại kali
và sắt (dùng dư), sau phản ứng khối lượng chung giảm đi 0,04694x gam.
a. Tính C%.
b. Tính x, biết lượng khí sinh ra trong phản ứng trên khử được nhiều nhất là 225,32 gam CuO.
3. Cho hỗn hợp A gồm KCl và KBr tác dụng với dung dịch AgNO 3 dư, lượng kết tủa tạo ra sau khi
làm khô vừa bằng khối lượng của AgNO3 đã phản ứng.
a. Tính % khối lượng mỗi muối trong A.
b. Cho 25 gam hỗn hợp A tác dụng với 300 gam dung dịch AgNO3 20%.
+ Tính khối lượng kết tủa.
+ Tính nồng độ % của chất còn lại trong dung dịch.
Bài 26:
1. Hỗn hợp 3 kim loại X, Y, Z có tỷ lệ mol tương ứng là 4 :3 :2 và có tỷ lệ khối lượng nguyên tử
tương ứng là 3 :5 :7. Hoà tan hết 3,28 gam hỗn hợp ba kim loại trên trong dung dịch HCl dư thì thu
được 2,016 lít khí (ở đktc) và dung dịch A.
a. Xác định ba kim loại X, Y, Z biết rằng khi chúng tác dụng với axit đều tạo muối và kim loại đều
có hoá trị II.
b. Cho dung dịch NaOH dư vào dung dịch A, đun nóng trong không khí cho phản ứng xảy ra hoàn
toàn. Tính lượng kết tủa thu được, biết rằng chỉ có 50% muối của kim loại Y kết tủa với dung dịch
NaOH.
2. Từ các nguyên tố O, Na, S tạo ra được các muối A, B đều có hai nguyên tử Na trong phân tử.
Trong một thí nghiệm hoá học người ta cho m1 gam muối A biến đổi thành m2 gam muối B và 6,16
lít khí hai tại 27,3oC ; 1 atm. Biết rằng hai khối lượng đó khác nhau 16,0 gam.
a. Hãy viết phương trình hoá học của phản ứng xảy ra với công thức cụ thể của A, B.
b. Tính m1, m2.
Hướng dẫn giải
Bài 1:
a)
2KI + O3 + H2O → 2KOH + O2 + I2.
I2 + 2Na2S2O3 → 2NaI + Na2S4O6.
b)
3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O.
c)
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O.
H2S + I2 → S ↓ + 2HI.
3Na2S2O3 + Ag2S2O3 → 2Na3 [Ag(S2O3)2].
Na2S2O3 + H2SO4đđ → Na2SO4 + S ↓ + SO2 ↑ + H2O.
d)
e)
Bài 2:
Cấu hình của S:
↑↓
1s2
↑↓
↑↓
2s2
↑↓
↑↓
2p6
↑↓
3s2
↑↓
↑
↑
3p4
3do
Vì S có các obitan trống ở phân lớp 3d nên các e ghép đôi ở 3s, 3p có thể nhảy lên phân lớp
3d để tạo ra 6e độc thân sẽ tạo với flo 6 liên kết cộng hoá trị trong SF n là SF6. Vậy các obitan của S
trong hợp chất SF6 ở trạng thái lai hoá sp3d2.
Hình dạng phân tử SF6: Bát diện.
Bài 3:
A:
S
B : H2
E : H2S
F:
C:
H2SO4 đ/n
O2
G:
D : SO2
MnSO4 H : H2SO4
(1)
S + O2 → SO2.
(2)
S + H2 → H2S
(3)
(4)
S + 2H2SO4 đ/n → 3SO2 + 2H2O
SO2 + 2H2S → 3S ↓ + 2H2O
(5)
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
(6)
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5S + 8H2O
Bài 4:
1) SO2 + Cl2 → SO2Cl2
2) SO2Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl
3) SOCl2 + H2O → SO2 + 2HCl
4) SO2 + PCl5 → SOCl2 + POCl3
5) CuCl2.2H2O + 2SOCl2 → CuCl2 + 2SO2 + 4HCl
6) 5Na2S4O6 + 14KMnO4 + 6H2SO4 → 5Na2SO4 + 7K2SO4 + 14MnSO4 + 6H2O
7) I2 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI
8) 8Al + 3Na2S2O3 + 30HCl → 8AlCl3 + 6H2S + 6NaCl + 9H2O.
Bài 5:
a)
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O.
b)
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2.
1
H2O2 → H2O + O2
2
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
c)
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
d)
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
e)
4Ag + O2 + 2H2S → 2Ag2S + 2H2O
Bài 6:
n = 3; l = 0 ⇒ phân lớp 3s
1
ml = 0; ms = + ⇒ phân lớp e cuối cùng của X là 3s1
2
a) Xác định X:
⇒ X là Na.
- Xác định Y: Trong khí thiên nhiên có chứa H2S.
1
+ Khi đốt lượng khí thiên nhiên: 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O
3
2
+ Khi cho sản phẩm tác dụng với
lượng khí thiên nhiên còn lại
3
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
Vậy Y là S.
- Xác định Z : Vì I7 tăng đột biến so với I 6 ⇒ Z có 6 electron ở lớp ngoài cùng và Z thuộc chu kì 2
⇒ Z là oxi.
Vì A là hợp chất của X, Y, Z có M = 142 đvC nên A là Na2SO4
b) Trạng thái lai hoá của S là sp3, hình tứ diện.
c) Chọn B là Na2S2O3 ; C là Na2S3O6
2Na2S2O3 + 4H2O2 → Na2S3O6 + Na2SO4 + 4H2O
Bài 7:
A : S; B : SO2; C : K2SO3; D: H2O; E : KClO3; F : KCl; G : K2SO4; H : HBr
1. S + O2
tº
SO2
2. SO2 + 2KOH → K2SO3 + H2O
3. 3S + 6KOH → 2K2S + K2SO3 + 3H2O
4. 2KClO3 + 3S
5. 2KClO3
MnO2 ,t º
tº
2KCl + 3SO2
2KCl + 3O2
6. K2SO3 + Br2 + H2O → K2SO4 + 2HBr
7. 4HBr + O2 → 2Br2 + 2H2O
8. K2SO4 + Ba(ClO3)2 → BaSO4 + 2KClO3
Bài 8:
Có thể chọn X là H2S (S-2); Y là SO2 (S+4); Z là H2SO4(S+6)
1. X → Z:
2. Z → X:
H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
H2SO4 + Na2S → H2S ↑ + Na2SO4
3. X → Y:
H2S + 3O2
4. Y → Z:
SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr
5. Z → Y:
2H2SO4đ + Cu
2SO2 ↑ + 2H2O
tº
tº
SO2 + CuSO4 + 2H2O
6. So → X:
H2 + S
7. Y → So:
2H2S + SO2
tº
3S + 2H2O
8. So → Z:
S + 6HNO3
tº
H2SO4 + 6NO2 + 4H2O
9. Z → So:
3Zn + 4H2SO4 → 3ZnSO4 + S + 4H2O
tº
H2S
Bài 9:
a) Cấu hình e của X:
1s22s22p63s23p4
⇒ Zx = 16 ⇒ X là lưu huỳnh
2−
x
2−
2−
Sx + SO3 → S SO3 ( S 2O3 )
x
2−
Ba2+ + S SO3 → BaSx SO3 ↓
BaSx SO3 ↓ + 2H+ → SO2 + S ↓ + Ba2+ + H2O
b) Cấu tạo của A:
S*
2-
S
O
O
O
Vì SO2 không có tính phóng xạ nên S* chỉ tham gia liên kết S-S, mà không tham gia liên kết S-O.
Cấu tạo các hợp chất chứa hiđro, oxit bậc cao nhất, hiđroxit bậc cao nhất của X:
OH
O
S
H
S
H
O
S
O
HO
O
O
Bài 10:
a) Chỉ có thể dùng điện cực platin hoặc vàng làm anot, nếu dùng các chất còn lại sẽ bị ozon oxihoa.
b) Những chất có đặc tính axit như H3PO4; H2SO4 đều có khả năng ức chế quá trình phân huỷ H2O2.
Những chất có tính kiềm, bụi, các kim loại nặng và các ion của chúng, MnO 2… thúc đẩy nhanh quá
trình phân huỷ H2O2.
Bài 11:
a) H2O2 và H2O ở điều kiện thường là những chất lỏng vì chúng có hiện tượng trùng hợp phân tử do
liên kết hiđro gây ra.
b) H2O2 và H2O có thể tạo liên kết hiđro với nhau nên trộn lẫn với nhau được theo bất kì tỷ lệ nào.
c) Nhờ có liên kết hiđro, các phân tử trùng hợp với nhau tạo ra những tập hợp phân tử lớn hơn. Do
phân tử nước đá có dạng (H 2O)5 với cấu tạo tứ diện (bốn phân tử nước nằm ở 4 đỉnh, một phân tử
nước nằm ở tâm hình tứ diện). Phân tử tập hợp (H 2O)5 có cấu tạo rỗng. Khi nước đá nóng chảy, một
phần liên kết hiđro bị đứt ra, cấu tạo rỗng bị phá vỡ, các phân tử H2O2 gần nhau hơn, do đó có hiện
tượng co thể tích.
d) Quá trình phân huỷ 2H2O2 = 2H2O + O2 có đặc tính dây chuyền. Trong dung dịch loãng, điều kiện
phát triển dây chuyền kém thuận lợi hơn do các phân tử H 2O ngăn cản sự va chạm giữa các gốc và
các phân tử H2O2.
e) Khi chiếu sáng hoặc đun nóng đã tạo điều kiện thuận lợi cho quá trình va chạm và làm cho dây
chuyền phân huỷ phát triển.
f) Cả hai phản ứng Na2O2 + H2O và BaO2 + H2SO4 đều tạo ra H2O2, nhưng khi cho Na2O2 tác dụng
với H2O tạo ra môi trường kiềm:
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
H2O2 sẽ bị phân huỷ trong môi trường kiềm tạo ra O2.
g) Do hai nguyên nhân sau:
- Nguyên nhân thứ nhất: Làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi từ oxi đến lưu huỳnh là sự
tăng bán kính nguyên tử tạo điều kiện làm cho tương tác khuếch tán tăng.
- Nguyên nhân thứ hai: Phân tử oxi chỉ gồm hai nguyên tử, phân tử lưu huỳnh ở trạng thái lỏng hay
rắn đều có số nguyên tử lớn hơn (thường là 8 nguyên tử). Do đó đối với lưu huỳnh thường phải cung
cấp năng lượng lớn hơn oxi, không những để thắng lực tương tác khuyếch tán mà còn phải thắng
tương tác giữa các nguyên tử trong phân tử.
i) H2S phân cực kém H2O nên ít tan trong dung môi phân cực và tan tốt trong dung môi không phân
cực.
k) Số lần axit được quyết định bởi số nhóm OH liên kết với nguyên tử trung tâm. Trong phân tử
H2SO5 chỉ có một nhóm OH liên kết trực tiếp với nguyên tử lưu huỳnh. Hằng số điện li đối với ion
H+ trong nhóm HO-O là rất bé. Vì vậy axit H2SO5 là axit một lần axit.
l) Lưu huỳnh và selen không tạo ra axit, tương tự với axit H 6TeO6 vì bán kính của các nguyên tử S
và Se bé hơn bán kính của Te.
Bài 12:
1) Không vì khí SO2 và NH3 đều có tính khử nên bị ozon oxihoa.
2) Dùng giấy tẩm dung dịch MnCl2, khi có mặt ozon, giấy này hoá nâu, hiđropeoxit không tác dụng
với giấy đó.
3) Vì số oxihoa của oxi trong H2O2 là -1 nên gốc O22− có hai khả năng:
- Thu thêm 2e:
O22− + 2e → 2O2-
- Nhường đi 2e:
O22− → O2 + 2e
Thế điện cực của H2O2 trong môi trường axit:
H2O2 + 2H+ + 2e → 2H2O
Eo = +1,77V.
Và trong môi trường kiềm:
H2O2 + 2e → 2OH-
Eo = +0,87V.
Vậy H2O2 thể hiện tính oxihoa mạnh cả môi trường axit và môi trường kiềm nhưng mạnh hơn là
trong môi trường axit.
Trong hai tính chất oxihoa - khử thì tính oxihoa là chủ yếu và phản ứng phân huỷ H 2O2 thể hiện
đồng thời cả tính oxihoa cả tính khử.
2H2O2 → 2H2O + O2
4) Ozon có tính oxihoa mạnh hơn H2O2:
H2O2 + O3 → H2O + 2O2
5) Có hiện tượng xuất hiện kết tủa trắng do:
SO2Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl
6) KMnO4 sẽ oxihoa HCl được tạo ra do quá trình thuỷ phân SO2Cl2:
2KMnO4 + 5SO2Cl2 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 5Cl2 + 2H2SO4
Bài 13:
1. Tác dụng với dung dịch KI:
2KI + H2O2 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2H2O
Trong phản ứng này đã xảy ra quá trình khử H2O2
Tác dụng với dung dịch KMnO4:
5H2O2 + KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + H2SO4 + 5O2 + 8H2O
Trong phản ứng này đã xảy ra quá trình oxihoa H2O2
Tác dụng với natri cromit NaCrO2 trong môi trường kiềm
2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O
Trong phản ứng này H2O2 là chất oxihoa.
2.
3S + 6NaOHđ/n → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
S + 2H2SO4đ/n → 3SO2 + 2H2O
S + 6HNO3đ/n → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2HNO3(l) → H2SO4 + 2NO ↑
3.
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO2 + 6HI → H2S + 3I2 + 2H2O
Ở 500oC (có xúc tác) SO2 + 2CO → 2CO2 + S
Ở 500oC
SO2 + 2H2 → S + 2H2O
Ở 500oC
SO2 + 2e → 2CO + S
2Mg + SO2 → 2MgO + S
Các chất trên đều có tính khử mạnh hơn SO2 do đó trong các phản ứng trên SO2 thể hiện tính oxihoa.
Bài 14:
1. Zn + 5H2SO4đ → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
2. Hg + 2H2SO4đ → HgSO4 + SO2 + 2H2O
3. 8Zn + 5H2S2O7 → 8ZnSO4 + 2H2S ↑ + 3H2O
4. 4Cl2 + Na2S2O3 + 5H2O → 2NaHSO4 + 8HCl
5. I2 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI
6. 8Al + 3Na2S2O3 + 30HCl → 8AlCl3 + 6H2S + 6NaCl + 9H2O
7. 5(NH4)2S2O8 + 2MnSO4 + 8H2O → 2HMnO4 + 10NH4HSO4 + 2H2SO4
8. K2S2O4 + K2Cr2O7 + 3H2SO4 → 2K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3H2O
9. K2S3O6 + 4O3 + 2H2O → 2KHSO4 + H2SO4 + 4O2
10. 5Na2S4O6 + 14KMnO4 + 6H2SO4 → 5Na2SO4 + 7K2SO4 + 14MnSO4 + 6H2O
11. Na2S5O6 + 10O3 + 4H2O → 2NaHSO4 + 3H2SO4 + 10O2
12. 3(NH4)2S3O6 + K2Cr2O7 + H2SO4 →
3S + 3(NH4)2SO4 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
13. 3H2SeO3 + HClO3 → 3H2SeO4 + HCl
14. H2SeO4 + 2HCl → H2SeO3 + Cl2 + H2O
15. H2SeO3 + 2KMnO4 + 4KOH → K2SeO4 + 2K2MnO4 + 3H2O
16. Na2SeO4 + 3SO2 + H2O → Na2SO4 + Se + H2SO4
17. Na2SeO3 + Cl2 + H2O → 2NaCl + H2SeO4
18. Ag2SeO3 + Br2 + H2O → 2AgBr + H2SO4
19. 3Se + 4HNO3 + H2O → 3H2SeO3 + 4NO
20. 3Te + 4HNO3 + H2O → 3H2TeO3 + 4NO
21. SeO2 + 4Na2S2O3 + 2H2O → 2Na2S4O6 + Se + 4NaOH
2−
22. SeO3 + 4I- + 3H2O → Se + 2I2 + 6OH23. 2SOCl2 + 3Fe → 2FeCl2 + FeS + SO2
24. MgI2 + H2O2 + H2SO4 → MgSO4 + 2H2O + I2
25. Na2O2 + 2KI + 2H2SO4 → I2 + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O
26. 2H2O2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O + 3O2
27. CaOCl2 + H2O2 → CaCl2 + O2 + H2O
28. Na2SeO3 + H2O2 → Na2SeO4 + H2O
29. 2CrCl3 + 3H2O2 + 10NaOH → 2NaCrO4 + 6NaCl + 8H2O
30. Na2O2 + 2Fe(OH)2 + 2H2O → 2Fe(OH)3 + 2NaOH
31. Hg(NO3)2 + H2O2 + 2NaOH → Hg + 2NaNO3 + 2H2O + O2 ↑
32. 2Fe + 3H2O2 → 2Fe(OH)3
33. As2S3 + 14H2O2 + 14NH3 + H2O → 2(NH4)3AsO4 + 3(NH4)2SO4 + 6H2O
Bài 15:
1) Khi nung FeSO4.7H2O trước hết quá trình mất nước kết tinh, sau đó đến quá trình phân huỷ muối
và tách SO3.
2FeSO4
700ºC
Fe2O3 + SO3 + SO2
Trong không khí quá trình đó được tăng cường do oxi tham gia chuyển FeO thành Fe2O3.
2) Nung (NH4)2SO4.FeSO4.6H2O có quá trình nhiệt phân (NH4)2SO4
(NH4)2SO4 → 2NH3 + H2SO4
2FeSO4 + 2H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2 ↑
3) Có quá trình thăng hoa của Na2SO4.10H2O. Na2SO4 không bị phân huỷ.
4) Khi đun nóng KHSO4 hoà tan được Al2O3 tinh thể, chuyển Al2O3 thành dạng muối tan
2KHSO4 → K2S2O7 + H2O
Al2O3 + 3K2S2O7 → Al2(SO4)3 + 3K2SO4
Bài 16:
1. Số mol hỗn hợp:
PV
1.56
=
= 1,25(mol )
22
,
4
RT
.2.273
273
84
Mx =
= 67,2
1,25
n1 =
MAOx < 67,2 < MAOx +1
⇔ A + 16x < 67,2 < A + 48
- Nếu x = 1:
⇒ A + 16 < 67,2 < A + 32
35,2
< A < 51,2 (loại)
- Nếu x = 2:
⇒ A + 32 < 67,2 < A + 48
19,2
< A
< 35,2 ⇒ A = 32.
Vậy A là S và công thức của hai oxit là SO2 và SO3.
Số mol mỗi oxit:
a = 1molSO 2
a + b = 1,25
⇔
64a + 80b = 84
b = 0,15molSO 3
2. Thêm 16 gam O2 tức là:
16
= 0,5 (mol) O2
32
Gọi x là số mol O2 phản ứng:
2SO2 + O2 D 2SO3
2x
x
2x
Khi đến cb, ta có:
nSO2 = 1 − 2 x
nO2 = 0,5 − x
nSO3 = 0,25 + 2 x
Tổng số mol khí sau phản ứng:
n2 = 1 – 2x + 0,5 – x + 0,25 + 2x = 1,75 – x
Cùng V, T nên ta có :
P2 n2
=
= 1,2 ⇒ n2 = 1,2n1
P1 n1
n1 = nSO2 + nSO3 = 1,25(mol )
n2 = 1,2.1,25 = 1,75 − x ⇒ x = 0,25(mol )
*Hằng số cân bằng:
nSO2
Khi cân bằng ta có:
= 1 − 2 x = 0,5(mol )
nO2 = 0,5 − x = 0,25(mol )
nSO3 = 0,25 + 2 x = 0,75(mol )
Vì: V = 1 lít, nồng độ = số mol
2
[
SO3 ]
0,752
k=
=
=9
[ SO2 ] 2 [ O2 ] 0,52.0,25
3. Gọi x là số mol O2 phải thêm vào. Theo định luật chuyển dịch cân bằng, sẽ có phản ứng theo
chiều giảm O2, tạo thêm SO3.
Ta được 1 mol SO3 tức là có tạo thêm:
1 – 0.75 = 0,25 mol SO3
Vậy đã có 0,25 mol SO3 phản ứng với 0,125 mol O2.
Khi đến cb mới:
nSO3 = 1(mol )
nSO2 = 0,5 − 0,25 = 0,25( mol )
nO2 = 0,25 + x − 0,125 = 0,125 + x(mol )
Vì nhiệt độ không đổi nên hằng số cb vẫn bằng 9:
2
[
SO3 ]
12
k=
=
=9
[ SO2 ] 2 [ O2 ] 0,252 (0,125 + x)
⇒ x = 1,652 mol O2
mO2 = 1,652 . 32 = 52,684 gam
Bài 17:
1. Đặt công thức phân tử của A : M2Sn
Gọi:
a là số mol M2Sn phản ứng ở phần 1.
b là số mol M2Sn phản ứng ở phần 2.
n là hoá trị của kim loại M.
3n
M 2 S n + O2 → M 2On + nSO2
- Phần 1:
α
a
- Phần 2:
an(mol)
M2Sn + 2nHCl → 2MCln + nH2S
b
bn(mol)
SO2
+ 2H2S
0,08
0,16
→
3S
0,24
+
2H2O
(mol)
Số mol của lưu huỳnh:
7,68
= 0,24(mol ) ⇒ bn = 0,16(mol )
32
mA = (2M + 32n) (a + b) = 13 (1)
- Trường hợp 1: SO2 dư
SO2
+
Cl2
+
2H2O →
2HCl
an – 0,08
+
H2SO4
2an – 0,16
HCl
+
→
AgNO3
2an – 0,16
AgCl ↓
+
HNO3
2an – 0,16
22,96
= 0,16 (mol)
143,5
Số mol của AgCl:
⇔ 2an – 0,16 – 0,16 ⇒ an = 0,16.
Từ (1) ⇒ 2Ma + 2Mb + 32na + 32nb = 13 ⇒ M = 4,3n (loại)
- Trường hợp 2: H2S dư
2H2S
+
2an
→
SO2
an
3S
+
2H2O
3an
(mol)
H2S + 4Cl2 + 4H2O → 8HCl + H2SO4
0,02
0,16 (mol)
HCl
+ AgNO3 → AgCl + HNO3
0,16 ← 0,16
nH 2 S dư = bn – 2an = 0,02
(mol)
ns = 0,24 = 3an ⇒ an = 0,08 và bn = 0,18
(1) ⇒ 2Ma + 2Mb + 32an + 32bn = 13
⇒ M = 9n
n
1
2
3
M
9
18
27
Chọn n = 3; M = 27 ⇒ M là kim loại Al.
Công thức phân tử của A là Al2S3.
Bài 18:
a) nFe = 2nFe2O3 = 2.
nS = nBaSO4 =
0,2
= 0,00250 (mol)
160
1,087
= 0,00475 (mol)
233
Tỷ lệ số mol S với số mol Fe trong công thức tổng pyrit:
0,00475
= 1,9
0,00250
Vậy công thức tổng quát của mẫu khoáng pyrit FeS1,9.
b) *
2 FeS2 – 15e + 190H- → Fe(OH)3 + 2SO42− + 8H2O
15 Br2 + 2e → 2Br
⇒ 2FeS2 + 38OH- + 15Br2 → 2Fe(OH)3 + 4SO42− + 16H2O
2FeS2 + 38KOH + 15Br2 → 2Fe(OH)3 + 4K2SO4 + 30KBr + 16H2O
an – 0,08 (mol)
2 FeS - 9e + 11OH- → Fe(OH)3 + SO42− + 8H2O
*
9 Br2 + 2e → 2Br
⇒ 2FeS + 22OH- + 9Br2 → 2Fe(OH)3 + 2SO42− + 8H2O
2FeS + 22KOH + 9Br2 → 2Fe(OH)3 + 2K2SO4 + 18KBr + 8H2O
c) Công thức tổng của pyrit FeS2 – x = FeS1,9 → 2 – x = 1,9
Vậy x = 0,1 nghĩa là FeS2 chiếm 90% ; FeS chiếm 10%
nFe = nFeS1,9 = 0,0025
Số mol mỗi chất trong mẫu khoáng pyrit:
- Số mol FeS2 : 0,9 . 0,0025 = 0,00225 (mol)
- Số mol FeS : 0,1 . 0,0025 = 0,00025 (mol)
Khối lượng Br2 dùng để oxihoa mẫu khoáng trên là :
15
9
0,00225. .160 + 0,00025. .160 = 0,288 gam
2
2
Bài 19:
n A = nB = n2 =
6,16.273
= 0,25 (mol)
300,3.22,4
a) Đặt A là Na2X ; B là Na2Y , ta có: Na2X → Na2Y + Z
Vậy A và B có thể là : H2S và SO2
⇒ Cứ 0,25 mol thì lượng A khác lượng B là 16 gam.
So sánh các cặp chất, thấy A:
Na2S và B: Na2SO4.
Na2S + H2SO4 → Na2SO4 + H2S ↑
Vậy:
b) Tính m1, m2:
m1 = 78 . 0,25 = 19,5 (gam)
m2 = 19,5 + 16,0 = 142,0 + 0,25 = 35,5 (gam)
Bài 20:
a)
H2SO4 . nSO3 → (n + 1)H2SO4
a (mol)
80n
71
=
⇒n=3
98 + 80n 100
Ta có:
m
⇒ mH 2SO4 .40% = 1,31.100 = 131 (gam)
V
131,40
⇒ mct =
= 52,4 (gam)
100
⇒ mH 2O = 78,6 (gam)
d=
phản ứng:
SO3
+ H2O → H2SO4
4,367mol
4,367 (mol)
(3a − 4,267).80 10
=
⇒ a = 1,7578
Ta có:
131 + 338a
100
m = 338 . 1,7578 = 594 (gam)
H 2 SO4 : amol
b) 1 gam oleum : SO3 : bmol
SO : cmol
2
98a + 80b + 64c = 1 (gam)
SO3 + H2O → H2SO4
phản ứng:
b
SO2 + H2O
c
OH- + H+
→ b
→ H2SO3
→ c
→ H2O
→ 2(b + c)
2(b + c)
⇒ 2(a + b + c) = 1 . 0,022
⇒ a + b + c = 0,011
nI 2 = 0,05 . 0,01 = 0,0005 (mol)
SO2 + I2 + 2H2O → 2HI + H2SO4 (e)
Phản ứng:
2,95.10-4
I2
(1)
2,95.10-4
+ 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2NaI
(2)
2,05.10-4
4,1.10-4
⇒ nI 2 phản ứng (1) = 0,0005 – 2,05.10-4 = 2,95.10-4 mol = C
⇒ mSO2 = 64 . 2,95.10-4 = 0,01888 (gam)
⇒ % = 1,888%.
98a + 80b = 0,98112
⇒
a + b = 0,010705
mSO3 = 3,776.10 −3
⇒
−3
a = 6,93.10
−3
b = 3,776.10
. 80 = 0,30208 (gam)
⇒
⇒ % SO3 = 30,8 %
Bài 21:
1. Công thức:
R2Oa
Ra+
→ Rb+ + (b-a)e
0,03(b-a)
0,03(b-a)
Ta có:
+ 2e →
8+6
8+4
0,015
Vậy
0,03
(b − a )
M = 2,16.
= 2 M R + 16a
0,015
⇔ MR = 72b – 80ª
Ta có bảng:
B
3
3
2
A
2
1
1
MR
56
136
64
R
Fe
0
Cu
Vậy có hai nghiệm FeO và Cu2O.
FeO + H2SO4(e) → FeSO4 + H2O
- Nếu FeO:
⇒ Không có kết tủa.
Cu2O + H2SO4 → CuSO4 + Cu ↓ + H2O
- Nếu Cu2O:
0,015
0,015
Khối lượng kết tủa thu được là: 64 . 0,015 = 0,96 (gam)
2. Công thức R2Sa
Phản ứng:
R2Sa +
3a
O2 → R2Oa + aSO2
2
hoặc:R2Sa + aO2 → 2R + aSO2
- Nếu chất rắn A là R2Oa:
R2Oa + aH2SO4 → R2(SO4)a + aH2O
1mol
1
=
Ta có: 2 M + 16a + 98a. 100 3 (1)
24,5
2M + 96a
amol
1mol
Từ (1) ⇒ a = 2 ⇒ Me = 64 ⇒ R là Cu.
- Nếu chất rắn A là R :
2R + 2aH2SO4 → R2(SO4)a + aSO2 + 2aH2O
(do R: là kim loại rất yếu)
1mol
amol
0,5mol
(2 M R + 96a ).0,5
1
=
Ta có: M + 98a. 100 − 64.0,5a 3
R
24,5
0,5amol
⇒ Trường hợp này không có nghiệm.
Vậy dung dịch X là dung dịch CuSO4.
Ta có: Số mol CuS = số mol CuSO4 = 0,125.
⇒ mddX = 60 (gam)
Đặt T là CuSO4 . nH2O
Áp dụng bảo toàn khối lượng CuSO4 ta có :
15,625
(60 − 15,625).22,54
0,125.160 =
.160 +
160 + 18n
100
⇒ n = 5.
Vậy T là CuSO4 . 5H2O
3. Áp dụng công thức
m
m
∆t s = k s . ⇒ M = k s .
M
∆t s
Trong đó m là khối lượng chất tan 1000 gam dung môi
Vậy
M = 2,37.
1,024.1000
≈ 258
(46,67 − 46,20).20
Vậy phân tử lưu huỳnh là S8
Bài 22:
Đặt x = nFeS , y = nFeS2 trong hỗn hợp A và a là số mol không khí ban đầu (trong đó có 0,8a mol N 2
và 0,2a mol O2).
4FeS
+
x
4FeS2
7O2
→ 2Fe2O3
1,75x
0,5x
+ 11O2
y
→
2Fe2O3
2,75y
+ 4SO2 ↑
+
8SO2 ↑
0,5y
2y
Tổng số mol khí sau khi nung gồm 0,8a mol N2
(0,2a – 1,75x – 2,75y) mol O2 dư và (x + 2y) mol SO2.
∑ n khí sau khi nung là nz = 0,8a + 0,2a – 1,75x – 2,75y + x + 2y
= a – 0,75(x + y) mol
0,8a.100%
= 84,77 % ⇒ a = 13,33(x - y)
a − 0,75( x + y )
( x + 2 y ).100%
= 10,6% ⇒ a = 10,184x + 19,618y
% SO2 =
a − 0,75( x + y )
% N2 =
(1)
(2)
Từ (1) và (2) ⇒ 13,33(x + y) = 10,184x + 19,618y
⇒ 3,146x = 6,288y ⇒ x = 2y
(3)
a. % khối lượng các chất trong hỗn hợp A
Vì x = 2y nên nếu lấy 3 mol hỗn hợp A ta sẽ có 2 mol FeS và 1 mol FeS 2 (vì thành phần % không
tuỳ thuộc vào lượng hỗn hợp).
% FeS =
2.88.100%
= 59,46%
2.88 + 1.120
% FeS2 = 40,54%
b. Chất rắn B là Fe2O3 với nFe2O3 = 0,5(x + y) mol
Hoà tan trong dung dịch H2SO4 vừa đủ:
Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O
0,5(x + y)
0,5(x + y)
Thêm Ba(OH)2 dư:
Fe2(SO4)3
0,5(x + y)
+ 3Ba(OH)2 → 2Fe(OH)3 ↓
(x + y)
+
1,5(x + y)
Khi nung, kết tủa BaSO4 rât bền không đổi
2Fe(OH)3
(x + y)
tº
Fe2O3
+ 3H2O
0,5(x + y)
Khối lượng chất rắn sau khi nung
mBaSO4 + mFe2O3 = 1,5(x + y) . 233 + 0,5(x + y) . 160 = 12,885
3BaSO4 ↓
⇒ x + y = 0,03
(4)
Từ (3) và (4) ⇒ x = 0,02 (mol) (FeS) ;
y = 0,01 (mol) (FeS2)
Khối lượng m của hỗn hợp A
m = m A = mFeS + mFeS2 = 0,02.88 + 0,01.120 = 2,96( gam)
c. Áp suất riêng mỗi khí sau phản ứng
Số mol khí trước phản ứng:
P1V
1.1.232
=
= 0,05
a = n1 = RT 22,4
(mol)
(273 + 27,3)
273
Số mol khí sau phản ứng: n2 = a – 0,75(x + y) = 0,05 – 0,75.0,03 = 0,0275 (mol)
Vì cùng nhiệt độ và thể tích, ta có:
P2 n2 0,0275
=
=
= 0,55
P1 n1
0,05
Với P1 = 1 atm ⇒ P2 = P = 0,55 atm
Vì áp suất mỗi khí trong hỗn hợp tỷ lệ với số mol (tỷ lệ % thể tích)
84,77
PN2 = 0,55.
= 0,466 atm
Nên
100
10,6
PSO2 = 0,55.
= 0,058 atm
100
PO2 = 0,55 – (0,466 + 0,058) = 0,026 atm
Bài 23:
1. a) Các phương trình phản ứng:
Fe3O4 + 2I- + 8H+ → 3Fe2+ + I2 + 4H2O
(1)
Fe2O3 + 2I- + 6H+ → 2Fe2+ + I2 + 3H2O
2 S 2O32− + I 2 → S 4O42− + 2 I −
(2)
2+
−
4
+
3+
(3)
2+
5 Fe + MnO + 8 H → 5Fe + Mn + 4 H 2O
(4)
b) Tính phần trăm:
1
1
Từ (3): nFe2+ = nMnO4− = .0,0055.1 = 0,00275 mol
2
2
Từ (4): nI 2 = 5.nS O 2− = 5.0,0032.1 = 0,016 mol
2 3
Đặt số mol của Fe3O4 và Fe2O3 trong mẫu ban đầu lần lượt là x và y
3 x + 2 y = 0,016.2 = 0,032
x = 0,0045
⇒
x + y = 0,00275.5 = 0,01375 y = 0,00925
Ta có: %mFe O = 0,00925.160 .100 = 24,7%
2 3
6
0,00425.232
%mFe3O4 =
.100 = 17,4%
6
2. a)
tº
2FeS2 + 14H2SO4đặc
2FeS
+ 10H2SO4đặc
CuS +
4H2SO4đặc
Fe2(SO4)3 + 15SO2 ↑ + 14H2O
tº
Fe2(SO4)3 + 9SO2 ↑
tº
CuSO4
+ 4SO2 ↑
+ 10H2O
+ 4H2O
CuSO4 → FeSO4 + Cu
Fe
+
Fe
+ Fe2(SO4)3 → 3FeSO4
- Đặt số mol FeS2, FeS và CuS lần lượt x, y, z mol.
Theo bài ra và theo phương trình hoá học, ta có hệ:
7 x + 5 y + 4 z = 0,33
7,28
= 0,325
7,5 x + 4,5 y + 4 z =
22
,
4
50 − 56(0,5 x + 0,5 y + z ) + 64 z = 49,48
x = 0,01
y = 0,02
z = 0,04
Giải hệ phương trình, ta được
mFeS2 = 1,2 gam
Khối lượng các chất trong A là mFeS = 1,76 gam
m = 3,84 gam
CuS
b. Dung dịch C:
FeSO4
FeSO4
+ 2NaOH → Fe(OH)2 ↓ + Na2SO4
FeSO4
+ K2S
→ FeS ↓ + K2SO4
6FeSO4 + 3Cl2 → 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3
Bài 24:
a. 2KClO3 + I2 → 2KIO3 + Cl2
b. 2KClO3 + H2C2O4 + 2H2SO4 → 2KHSO4 + 2H2O + 2ClO2 + 2CO2
c. 2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + 2HCl + S
d. 3Na2CO3 + 3Br2 (hơi) → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2
e. 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2ClO2 + 2NaHSO4
f. MgCl2 + Na2S + 2H2O → Mg(OH)2 + H2S + 2NaCl
g. ClO2 + KOH →
h. 3I2 + 10HNO3 (đặc) → 6HIO3 + 10NO + 2H2O
Bài 25:
1. Dung dịch KI3 phản ứng với dung dịch A:
S 2− + I 3− → S + 3I −
2 S 2O32− + I 3− → S 4O62− + 3I −
−
Chuẩn độ I 3 dư:
(1)
(2)
2 S 2O32− + I 3− dư → S 4O62− + 3I-
+ Đặt: nNa2S = x mmol; nNa2 S2O3 = y mmol trong 25ml dung dịch A
1
1
⇒ nI − = nS 2− + nS O2− + nS O2− (chuẩn độ)
3
2 3
2
2 23
1
1
⇔ x + y = 25,000.0,0525 − .12,90.0,1010
2
2
1
⇔ x + y = 0,66105 mmol
(b)
2
(3)
(a)
+ Thêm ZnSO4 dư làm kết tủa hoàn toàn S2-:
2−
Chuẩn độ S 2O3
Zn2+ + S2- → ZnS
trong 50ml dung dịch A (2y mmol Na2S2O3)
2 S 2O32− + I 3− → 3I − + S 4O62−
(3)
⇒ nS O− = 2nI − (chuẩn độ) = 2.11,50.0,0101 = 0,2323 mmol
2 3
3
⇒ 2y = 0,2323 mmol ⇒ y = 0,11615 mmol
Thay vào (b) ⇒ x = 0,602975 mmol.
250,00
.x = 6,2975 mmol
Từ (a) ⇒ nNa2S .9 H 2O =
25,00
250,00
nNa2S2O3 .5 H 2O ( x ) =
. y = 1,1615 mmol
25,00
1,1615.248
⇒ %mNa2S2O3 .5 H 2O ( x ) =
.100% = 14,40%
2,00
6,02975.240
%mNa2S .9 H 2O ( x ) =
.100% = 72,36%
2,00
2. a.
2K + H2SO4 → K2SO4 + H2
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
1
K + H2O → KOH + H 2
2
∑ nH 2 = 0,02347 x (mol)
C
C
⇒ nH 2 SO4 = X (mol ) ⇒ nH 2 = x (mol )
9800
9800
(100 − C ) x
1 (100 − C ) x
n H 2O =
( mol ) ⇒ nH 2 =
1800
2 1800
c
1 (100 − C ) x
⇒ 0,02347 x = x + .
9800 2
1800
* C% = 24,5%
225,32
* nCuO =
= 2,8165 (mol)
80
b.
KCl + AgNO3
x
→
x
→ AgCl + KNO3
→ x
KBr + AgNO3 →
y
→
y
→
mhỗn hợp = 74,5x + 119y
m ↓ = 143,5x + 188y = 170(x + y)
26,5
⇒y=
x
18
74,5 x.100%
% KCl =
= 29,84%
26,5
74,5 x + 119.
x
18
% KBr = 70,16%
AgBr + KNO3
y
3. Trong 25 gam hỗn hợp A
25 x.0,2984
= 0,1(mol )
nKCl =
74,5
25 − 7,46
= 0,1474(mol )
nKBr =
119
m ↓= 0,1.143,5 + 188.0,1474 = 42,06( gam)
Bài 26:
1. Đặt số mol 3 kim loại X, Y, X lần lượt là 4x, 3x, 2x và khối lượng nguyên tử tương ứng là : Mx,
My, Mz.
nH 2 =
2,016
= 0,09 (mol)
22,4
Phương trình hoá học:
X + 2HCl → XCl2 + H2 ↑
4x
4x
(1)
4x
Y + 2HCl → YCl2 + H2 ↑
3x
3x
(2)
3x
Z + 2HCl → ZCl2 + H2 ↑
2x
2x
Từ (1), (2), (3) ta có:
Ta có:
Mặt khác ta có:
Từ (a), (b), (c)
(3)
2x
4x + 3x + 2x = 0,09 ⇒ x = 0,01 (a)
5
MY = M x
(b)
3
7
MZ = M x
(c)
3
MX . 4x + MY . 3x + MZ . 2x = 3,28
(d)
5
7
⇒ M X (0,04 + .0,03 + .0,02) = 3,28
3
3
⇒ MX = 24. Vậy X là Mg
5
⇒ M Y = .24 = 40 . Vậy Y là Ca
3
7
⇒ M Z = .24 = 56 . Vậy Z là Fe.
3
Dung dịch (A) : MgCl2 ; CaCl2 ; FeCl2
Phương trình hoá học:
MgCl2
+
2NaOH → Mg(OH)2 ↓ + 2NaCl
4x
CaCl2
4x
+
1,5x
FeCl2
2x
(4)
2NaOH → Ca(OH)2 ↓ + 2NaCl
(5)
1,5x (50% kết tủa)
+
2NaOH → Fe(OH)2 + 2NaCl
2x
(6)
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3
2x
(7)
2x
Từ (4), (5), (6), (7) ⇒ 58.0,04 + 74.0,015 + 107.0,02 = 5,57 gam
2. a. Đặt A là Na2X ; B là Na2Y, ta có sơ đồ :
→ Na2Y + Z
6,16.273
n A = nB = n z =
= 0,25 (mol)
300,3.22,4
Na2X
Hai công thức có thể là H2S, SO2.
Cứ 0,25 mol thì lượng A khác lượng B là 16,0 gam.
Vậy cứ 1 mol thì lượng A khác lượng B là m
16,0
= 64 (gam)
⇒m =
0,25
Hay một phân tử A ≠ một phân tử B là 64 đvC.
A, B có thể là Na2S, Na2SO3, Na2SO4.
So sánh các cặp chất thấy A: Na2S; B: Na2SO4
Phương trình hoá học:
Na2S + H2SO4 → Na2SO4 + H2S ↑
b. Tính m1, m2:
m1 = 78 . 0,25 = 19,5 gam
m2 = 19,5 + 16,0 = 142 . 0,25 = 35, 5 gam
CHƯƠNG 2 : HALOGEN
I.1. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
Nguyên
tố
Flo
Clo
Brom
Iot
Atatin
Z
9
17
35
53
85
Cấu hình
electron
[He]2s22p5
[Ne]3s23p5
[Ar]4s24p5
[Kr]5s25p5
[Xe]6s26p5
I1, eV
17,42
13,01
11,84
10,45
9,50
A, eV
3,58
3,81
3,56
3,29
-
Bán kính, antron
N.tử
Ion, X0,64
1,33
0,99
1,81
1,14
1,96
1,33
2,20
1,4
2,30
Các halogen có cấu hình elecron lớp ngoài cùng ns 2np5 nên dễ kết hợp thêm 1
electron tạo thành cấu trúc vỏ khí hiếm. Do đó, halogen là các nguyên tố phi kim rất
điển hình.
Năng lượng ion hoá rất lớn của flo giải thích sự không tồn tại của ion flo dương,
nhưng hi vọng các ion dương của clo, brôm, iot có thể tồn tại. Một dẫn chứng tốt là sự
có mặt cation I+ tự do ở dung dịch ICl trong H2SO4 đậm đặc hay trong oleum. Ngoài ra
còn có một số hợp chất trong đó Iot ở dạng cation I + như ICN, IClO4, ICH3CO2 và ở
dạng I3+ như IPO3, I (CH3CO2)3.
Trong hợp chất với hầu hết nguyên tố, các halogen có số ôxi hoá -1. Flo không có
số ôxi hoá dương, còn các halogen khác có số oxi hoá dương từ +1 đến +7 ở trong các
hợp chất với nhưng nguyên tố âm điện lớn như F, O và N.
Từ flo đến iot, số phối trí của các halogen trong các hợp chất tăng lên. Flo thường
chỉ tạo nên một liên kết nhưng trong hợp chất polime (SbF5)n và (ReF2)n, flo có số phối
trí bằng 2; clo có số phối trí 4 trong ion ClO −4 ; brôm bằng 5 trong BF5 và iot bằng 6 và
7 trong H5IO6 và IF7.
Điều này giải thích bằng sự tham gia càng nhiều hơn của obital d vào các kiểu lai
hoá của các obital nguyên tử. Việc sử dụng obital d về nguyên tắc có thể dẫn đến sự
tạo thành những liên kết kép trong phân tử clo, brom, iot.
I.2. Trạng thái thiên nhiên
Là những nguyên tố rất hoạt động, các halogen không tồn tại tự do trong thiên
nhiên. Flo và clo là những nguyên tố tương đối phổ biến; trữ lượng của mỗi nguyên tố
đó ở trong vỏ quả đất là vào khoảng 0,02% tổng số nguyên tử. Brôm và iot kém phổ
biến hơn, trữ lượng của Brôm là 3.10-5% và của Iot là 4.10-6%.
Phần lớn flo tập trung trong hai khoáng vật chính là florit CaF 2, criolit Na3AlF6
và floapatit Ca5(PO4)3F.
Clo tồn tại chủ yếu dưới dạng muối ăn (NaCl) có ở trong nước biển hoặc trong
mỏ muối. Ngoài ra, clo còn có trong khoáng vật xinvinit (NaCl. KCl), cacnalit
(KCl.MgCl2.6H2O) và trong thành phần tất cả các cơ thể sống.
Brôm và iot thường đi kèm với clo trong nước biển và nước ở hồ nước mặn, nước
khoan dầu mỏ.
Nước biển chứa 2% clo, 0,007 % brom và 5.10 -5 % iot. Trong nước của lỗ khoan
dầu mỏ có 0,01 - 0,5% brôm và khoảng 1.10 -4÷ 0,003% iot. Iot còn có trong một số
rong biển. Trong cơ thể người, flo có trong xương và men răng clo có trong máu dưới
dạng NaCl và trong dịch vị dưới dạng HCl. Iot có trong tuyến giáp trạng, còn Brôm
chỉ có dưới dang vết.
I.3. Thành phần đồng vị
Flo có 1 đồng vị tự nhiên là 199 F.
Clo có 2 đồng vị bền là 35Cl (75,4%) và 37Cl (24,6%)
Brôm có 2 đồng vị tự nhiên là 37Br (50,52%) và 80Br (49,48%).
Iot có 1 đồng vị tự thiên là 127I.
Atatin: có nhiều đồng vị đều không bền, đồng vị sống lâu nhất cũng chỉ có chu kỳ
bán huỷ là 8,28 giờ là đồng vị 210At. Bằng phương pháp nguyên tử đánh dấu, người ta
xét đoán At có tính chất tương tự iot.
I.4. Phương pháp điều chế
Nguyên tắc chung: oxi hoá muối halogenua (chứa ion X-) bằng các chất oxi hoá
mạnh hoặc bằng dòng điện.
Flo có tính oxi hoá mạnh nhất trong tất cả các chất nên phương pháp duy nhất
dùng điều chế flo là điện phân nóng chảy. Thực tế trong công nghiệp người ta điện
phân hỗn hợp KF + 3HF dễ nóng chảy (66 0C) ở trong thùng điện phân bằng thép hoặc
đồng với cực âm cũng bằng thép hoặc đồng và cực dương bằng than chì. Sản phẩm
thu được là F2 và H2.
Clo cũng được điều chế bằng phương pháp điện phân dung dịch axit clohidric
hoặc dung dịch muối clorua. Trong công nghiệp người ta điện phân dung dịch NaCl
bão hoà có hoặc không có màng ngăn.
Trong PTN Clo được điều chế bằng tác dụng của axti HCl với một trong những
chất oxi hoá mạnh như: MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, Ca(OCl)2, HNO3, Pb3O4, PbO2…
MnO2 +4HCl → MnCl2 + 2H2O + Cl2
2 KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
K2Cr2O7 + 14 HCl → 2KCl + 2CrCl2 + 7H2O + 3Cl2
Ca(OCl)2 + 4HCl → 2CaCl2 + Cl2+ 2H2O
Pb3O4 + 8HCl → 3PbCl2 +4H2O + Cl2
PbO2 + 4HCl → PbCl2 + 2H2O + Cl2
HNO3 + 3HCl → NOCl + 2H2O + Cl2
Phương pháp thường dùng để điều chế brôm và iod ở trong công nghiệp cũng
như trong PTN là dùng khí clo đẩy brôm và iod ra khỏi dung dịch muối bromua và
iođua.
Nguồn chính để sản xuất brôm trong công nghiệp là nước biển và nước hồ muối.
Axit hoá nước biển (hay nước hồ muối) bằng axit H2SO4 và cho khí clo sục qua:
Cl2 + NaBr → Br2 + 2NaCl
Chưng cất dung dịch đồng thời dùng dòng không khí để lôi cuốn brom đi vào
dung dịch xôđa cho đến khi bão hoà.
3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2
Sau cùng axit hoá dung dịch bằng axit H2SO4.
5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 → 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O
Nguồn chính để điều chế iot trong công nghiệp là nước lỗ khoan dầu mỏ và rong
biển. Chẳn hạn người ta phơi khô rong biển, đốt thành tro, ngâm tro trong nước để hoà
tan hết các muối. Gạn lấy dung dịch đem cô cho đến khi các muối kết tinh; phần lớn
muối clo và sunfat lắng xuống, còn muối iodua ở lại trong dung dịch. Cho dung dịch
sau cùng này tác dụng với một lượng khí clo đã tính trước (không dư) hoặc với MnO 2
và H2SO4.
II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ
II.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Ở cả 3 trạng thái rắn, lỏng và khí, các halogen đều gồm những phân tử hai
nguyên tử X2 .
Theo thuyết VB, liên kết trong phân tử halogen là liên kết σ, được hình thành do
sự xen phủ của hai obital np
Theo thuyết MO, phân tử X2 có cấu hình chung là:
(δslk ) 2 (δ*s ) 2 (δlkz )2 ( πlkx ) 2 ( πlky ) 2 ( π*x ) 2 ( π*y ) 2
Flo không có khả năng tạo liên kết π đó, nên năng lượng liên kết của F 2 bé hơn
Cl2.. Từ Cl2 đến I2 năng lượng liên kết giảm dần. Từ Flo đến iot, độ bền nhiệt biến đổi
phù hợp với chiều biến đổi của năng lượng liên kết trong phân tử: F 2 bắt đầu phân huỷ
ở 4500C, Cl2 ở 8000C, Br2ở 6000C và I2 ở 4000 C.
II.2. Tính chất vật lý
II.2.1. Đặc điểm chung của đơn chất
Nguyên tố
F
Cl
Br
I
At
Nhiệt độ, 0C
N.chảy Sôi
-219,6
-187,9
-101,9
-34,1
-7,3
58,2
113,6
184,5
-
159
242
192
150
117
1,42
1,90
2,28
2,67
-
-506
-376
-343
-297
-
II.2.2. Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, độ tan
Lực tưng tác giữa các phân tử X 2 là lực Van de van. Lực này tăng lên theo chiều
tăng của kích thước phân tử và khả năng bị cực hoá của phân tử, do đó từ flo → atatin,
nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng lên. Ở điều kiện thường, flo và clo là chất khí,
brôm là chất lỏng, iot và atatin là chất rắn.
Các halogen không có cực nên tan ít ở trong nước ở 25 0C, một lít H2O có thể hoà
tan 6,4g Clo, 33,6g brôm và 033 gam iot.
Khi làm lạnh dung dịch nước, các halogen tách ra dưới dạng tinh thể hiđrat
X2.8H2O. Đây là những chất bao được tạo nên nhờ sự xâm nhập của phân tử hlogen và
trong khoảng trống của những tập hợp gồm những phân tử nước liên kết với nhau
bằng liên kết hiđrô.
Lực tương tác giữa phân tử X2 và phân tử H2O là lực vandecvan. Các halogen tan
nhiều trong những dung môi hữu cơ như: C6H6 , CS2, CCl4, ete và rượu…Bởi vậy
người tư thường dùng các dung môi hữu cơ không trộn lẫn với H 2O để chiết Brôm và
iot ra khỏi các hỗn hợp.
II.2.3. Một số tính chất đặc trưng của iot
Trong dung môi hữu cơ mà phân tử không chứa oxi (C 6H6, dầu hỏa, CS2…) iot
cho dung dịch màu tím, còn trong dung môi hữu cơ mà phân tử chứa oxi (rượu, ete và
axeton) iot cho dung dịch màu nâu. Trong dung dịch màu tím, iot ở dạng phân tử I 2
giống như trong thái hơi, còn trong dung dịch màu nâu, iot tạo nên với dung môi
những solvat không bền. Trong dung dịch hồ tinh bột loãng, iot dù chỉ đang vết cũng
cho màu xanh thẫm, cho nên hoá phân tích dựa vào tính chất này để phát hiện ra iot.
Màu xanh đó biến mất khi đun nóngvà trở lại khi để nguội. Giữa I 2 và tinh bột không
có phản ứng hoá học, mà I 2 xâm nhập vào những lỗ trống của những phân tử khổng lồ
tinh bột. Iot tan nhiều trong nước có chứa iotua nhờ phản ứng kết hợp.
I2 + I- €
I 3−
K = 500
Dung dịch I 3− có màu vàng chanh và có tính chất của một hỗn hợp phân tử I 2 và
ion I-.
III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC
III.1. Tính chất hóa học
Tính chất hóa học điển hình của halogen là oxi hoá mạnh. Hoạt tính đó giảm dần
từ F2 đến I2. Tuy có ái lực electron bé hơn clo nhưng flo có năng lượng liên kết bé hơn
nên vẫn hoạt động hơn clo.
Trong các halogen, flo có hoạt tính hoá học lớn nhất, nó có thể tác dụng hầu hết
nguyên tố (trừ N2) ở nhiệt độ thường hay nhiệt độ cao. Flo cũng phản ứng với nhiều
hợp chất khác và phá huỷ chúng tạo ra florua.
Clo tác dụng hầu hết nguyên tố (trừ O, N, C và Ir). Brom tác dụng với số nguyên
tố giống như clo, nhưng các phản ứng xảy ra kém mãnh liệt hơn. Iot chỉ tác dụng trực
tiếp với một số nguyên tố ít hơn.
Với cùng một nguyên tố, phản ứng của các halogen xảy ra theo mức độ mãnh liệt
giảm dần từ flo đến iot.
III.1.1. Tác dụng phi kim
III.1.1. 1. Với Hidro
Phản ứng
F2 + H2 → 2HF
Cl2+H2 → 2HCl
Br2 +H2 → 2HBr
I2 + H2 → 2HI
Điều kiện
Nhiệt độ
Xúc tác
- 2520C
đun nóng
200-3000C
Pt
0
300-400 C
Pt
Đặc điểm
Nổ mạnh, dây chuyền
Có thể nổ
Thuận nghịch, khó
∆H0
- 288,6
- 92,3
- 36,0
+ 25,9
III.1.1. 2. Với các phi kim khác
- Flo: Hoá hợp trực tiếp với hầu hết phi kim (trừ N 2), He, Ne và Ar tạo ra hợp chất
cộng hoá trị ứng với bậc oxi hoá cao của nguyên tố phi kim đó.
S + 3F2 → SF6
2P + 5F2 → 2PF5
- Clo, brom, iot
PCl3 + Cl2 → PCl5 (rắn)
III.1.2. Tác dụng với kim loại
III.1.2.1. Flo
- Các kim loại kiềm, kiểm thổ phản ứng xảy ra mãnh liệt.
- Các kim loại: Al , Zn, Cr, Ni, Sn, Pb, AG phản ứng mạnh khi đun nóng.
- Các kim loại Cu, Au, họ Pt phản ứng với flo khi đun nóng mạnh.
Sản phẩm tạo thành là các florua kim loại ứng với bậc oxi hoá cao của kim loại
đó. 2Fe + 3F2 → 2FeF3.
- Chú ý rằng một số kim loại có phản ứng bề mặt khi tác dụng với flo. Ví dụ Cu,
Ni khi phản ứng flo đã tạo ra một lớp CuF 2 và NiF2 rắn chắc cho che phủ bề mặt kim
loại nên không bị flo ăn mòn.
III.1.2. 2. Clo, brom, iot
Hầu hết các kim loại đều hoá hợp với halogen tạo ra halogen ion hoặc halogenua
cộng hoá trị.
Với clo phản ứng xảy ra mạnh hơn so với brôm, trong khi đó với iot cần phải đun
nóng ở nhiệt độ cao. Sản phẩm tạo thành ứng với bậc oxi hoá cao của kim loại đó.
III.1.3. Phản ứng hoán vị
Một halogen hoạt động có thể tác dụng với muối halogen giải phóng ra halogen
kém hoạt động hơn.
Flo có khả năng dời chỗ các halogen khác ra khởi các hợp chất ion hoặc hợp chất
cộng hoá trị. Khi Flo tác dụng với KCl rắn, lanh tạo ra Cl 2 và KF, với KBr tạo ra
BF3và với KI tạo ra IF5.
Clo đẩy brôm từ brômua, iot từ iodua. Khi cho brôm tác dụng với dung dịch KI
tạo ion phức KI3 đồng thời có cả kết tủa màu tím đen của iot.
III.1.4. Phản ứng với các hợp chất
- Với NH3
Clo phản ứng mãnh liệt với NH3 đặc khi có ánh sáng đỏ xúc tác
2NH3 (đặc) + 4Cl2 → N2 + 6HCl
6NH3+ 6HCl → 6NH4Cl.
Brom phản ứng tương tự. 8NH3 + 3Br2 → N2 + 6NH4Cl
- Với H2S
Khi cho hiđro sunfua hỗn hợp với clo hoặc hơi brôm hoặc cho đi qua dung dịch
chứa brom hay iot, sẽ có S kết tủa.
III.1.5. Phản ứng với dung dịch bazơ
- Với dung dịch NaOH loãng, lạnh
X2 + NaOH → NaX + NaOX + H2O
(X = Cl, Br, I)
- Với dung dịch kiềm đặc nóng
o
t
3Cl2 + 6NaOH (đặc) =
5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Brom và iot phản ứng cũng xảy ra như trên.
o
t
3Br2 +6NaOH (đặc) =
5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
- Phản ứng cũng xảy ra tương tự với các dung dịch hiđroxit kim loại nhóm IA
khác và các kim loại nhóm IIA (Ca, Sr, Ba).
2Cl2 + 2Ba(OH)2 → BaCl2 + Ba(OCl)2 + 2H2O
6Cl2 + 6Ca(OH)2 → 5CaCl2 + Ca(ClO3)2 + 6H2O
III.1.6. Phản ứng với các hợp chất của kim loại
- Nước clo và nước brôm oxi hoá dung dịch muối Fe2+→ Fe3+
2Fe2+ + Cl2 → Fe3++ 2Cl2Fe2++ Br2 → Fe3+ + 2Br-.
- Nước clo, brôm cũng oxi hoá dung dịch K4[Fe(CN)6] thành K3 [Fe(CN)6]
2K4[Fe(CN)6] + Cl2 → 2K3[Fe(CN)6] + 2KCl
- Clo, brom và iot đều oxi hoá hợp chất Sn2+ →Sn4+
Sn2+ + I2 → Sn4+ + 2IIII.1.7. Tính khử
Khả năng khử thể hiện ở flo; clo thể hiện khuynh hướng tự oxi hóa-tự khử; từ
brom đến iot, tính khử tăng.
5Cl2 + Br2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
5HOCl + 2At + H2O → 2HAtO3 + 5HCl
III.2. Ứng dụng
- Flo: Dùng để điều chế freon (CF2Cl2) dùng trong các thiết bị làm lạnh; điều chế các
polime bền với hóa chất, ví dụ teflon.
- Clo: Tẩy trắng vải, bột giấy, diệt trùng nước sinh hoạt, tổng hợp axit clo hiđric và
công nghiệp hóa chất.
- Brom: thêm vào etxăng chạy động cơ.
- Iot: sử dụng trong dược phẩm và phân tích hóa học.
IV. HIDRO HALOGENUA
IV.1. Cấu tạo phân tử
- Theo thuyết VB, phân tử hidro halogenua được hình thành do sự xen phủ giữa obital
1s của hidro và obital np của halogen.
- Theo thuyết MO, phân tử hidro haligenua hình thành do sự tổ hợp tuyến tính các
obital nguyên tử 1s và np. Những phân tử hidro halogenua có cấu hình 4 chung:
(σnp)2(npx)2(npy)2(σ*np)2
IV.2. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, tất cả các hiđro halogen đều là khí không màu. Một số đặc
điểm của hiđro halogen được ghi ở bảng sau:
Tính chất
Năng lượng liên kết H-X, kJ/mol
Độ dài liên kết H-X, antron
Momen lưỡng cực, D
Nhiệt độ nóng chảy, 0C
Nhiệt độ sôi, 0C
Hằng số axit, Ka
HF
565
0,92
1,91
-8,3
+19,5
10-3,2
HCl
431
1,27
1,07
-114,2
-84,9
107,4
HBr
364
1,41
0,79
-88
-66,7
HI
297
1,60
0,38
-50,8
-35,8
1010
IV.2.1. Sự biển đổi nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi
Các phân tử HX tương tác với nhau bằng tương tác Van de van. Từ HF đến HI,
tương tác định hướng giảm do độ phân cực của phân tử giảm; tương tác khuếch tán
tăng do kích thước phân tử tăng và sự giảm độ phân cực của liên kết trong dãy. Vậy từ
HCl đến HI, năng lượng tương tác khuếch tán chiếm ưu thế so với tương tác định
hướng nên nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy theo chiều tăng của khối lượng phân tử.
Riêng HF có nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy cao một cách bất thường do hiện
tượng trùng hợp phân tử nhờ liên kết hiđrô.
Các phân tử HF có khả năng trùng hợp ngay cả ở trạng thái khí. Ở nhiệt độ trên
900C, khí hiđro florua mới hoàn toàn gồm những đơn phân tử. Liên kết hiđrô vững
bền giữa các phân tử HF làm cho HF lỏng có hằng số điện môi lớn (ε = 40 ở 00C) và
là dung môi ion hoá tốt (sau H2O) đối với nhiều chất vô cơ và hữu cơ. Bản thân HF
lỏng tinh khiết tự ion hoá:
HF + HF → H2F+ + Fvà F- + HF → HF-2
IV.2.2. Độ tan
Là những hợp chất có cực, các hiđrô halogenua tan nhiều trong nước. HF tan vô
hạn ở trong nước, các hiđrô halogenua khác có độ tan lớn và xấp xỉ với nhau (1 lít
H2O ở 200C hoà tan 450 lít HCl).
Do có độ tan lớn trong nước, các hiđrô halogenua bốc khói trong không khí ẩm.
Các hiđro halogenua tạo nên với nước những hỗn hợp đồng sôi có thành phần và nhiệt
độ sôi không đổi theo thời gian.
Hợp chất
Thành phần % (về khối lượng)
Nhiệt độ sôi (0C)
HF
35,4
1200
HCl
20,2
110
HBr
47
126
HI
57
127
IV.3. Tính chất hóa học
IV.3.1. Tính axit
Trong dãy HF - HCl - HBr - HI, độ dài liên kết tăng, năng lượng liên kết giảm
làm tăng khả năng phân li proton, tính axit tăng nhanh.
Các axit HCl, HBr, HI đều là những axit mạnh, riêng HF là một axit yếu và khi
tác dụng với dung dịch kiềm thu được muối axit do ion F - dễ kết hợp với HF nhờ tạo
thành liên kết hidro bền.
F- + HF = F-…HF
Axti HF cũng tác dụng với thuỷ tinh nên người ta không dùng chai thuỷ tinh mà
dùng chai bằng nhựa hay cao su để đựng axit này.
IV.3.2. Tính khử
Theo chiều giảm độ bền nhiệt của phân tử, tính khử của các hiđrôhalogenua tăng
lên. HF hoàn toàn không thể hiện tính khử; HCl chủ yếu thể hiện tính khử khi tác
dụng với những chất oxi hoá mạnh; còn HBr và nhất là HI có tính khử mạnh. H 2SO4
đặc bị HBr khử đến khí SO2 và bị HI khử đến H2S.
2HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O
Các dung dịch HBr và HI khi để lâu trở nên có màu vàng nâu vì bị oxi không khí
oxi hoá dần dần giải phóng halogen tự do, còn các dung dịch HF và HCl không hề
biến đổi. Tương tác của HCl và O2 chỉ xảy ra trong pha khí khi đun nóng và có xúc tác
CuCl2:
O2 + 4HCl → 2H2O + 2Cl2
∆H0 = - 117 Kj
II.4. Ứng dụng
- HCl: Được sử dụng nhiều, chỉ sau axit sunfuric và nitric; Điều chế vinyl clorua,
muối clorua kim loại, amoni clorua; dược phẩm và phẩm nhuộm.
- HF: Điều chế criolit nhân tạo, dùng trong sản xuất uran và khắc thủy tinh.
- HBr, HI: sử dụng trong tổng hợp hữu cơ.
IV.5. Điều chế
- HF: Cho muối florua (thường là CaF2) tác dụng với axit sunfuric đặc ở 2500C:
CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2HF
- HCl: Điều chế từ các đơn chất; Cho muối ăn tác dụng với axit sunfuric đặc.
- HBr, HI: Thủy phân photpho halogenuatương ứng:
PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr
PI3 + 3H2O → H3PO3 + 3HI
V.1. Axit hipohalogenơ
V.1.1. Cấu tạo phân tử
Dãy axit hipohalogenơ HXO gồm:
HFO - HClO - HBrO - HIO.
Cấu trúc phân tử HClO
V.1.2. Độ bền nhiệt
Từ clo đến iot, năng lượng liên kết O-X giảm, nên độ bền nhiệt giảm. Các axit
hipohalogenơ chỉ tồn tại trong dung dịch và dễ phân huỷ thành hiđro halogenua và
oxi.
V.1.3. Tính axit
Từ clo đến iot, độ âm điện giảm, mức độ phân cực trong liên kết O-X tăng lên.
Do hiệu ứng cảm ứng, độ phân cực trong liên kết O-H giảm, tính axit giảm.
Axit
Ka
HCIO
HBrO
HIO
2,9 x 10-3
5,0 x 10-9
1,0.10-11
Chẳng hạn HClO bị axit cacbonic đẩy ra khỏi các dung dịch muối:
NaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 + HClO.
Riêng HIO còn phân ly theo kiểu bazơ.
HIO € I+ + OHKb = 3.10-10.
V.1.4. Tính oxi hóa
Axit hipohalogenơ là các chất oxi hóa mạnh. Trong dãy HClO - HBrO - HIO, độ
bền trạng thái oxi hóa +1 của halogen tăng, tính oxi hóa giảm, thể hiện qua các giá trị
thể điện cực trong môi trường axit.
HXO + H+ + 2e
E0, V
→
X- + H2O
X = Cl
1,50V
X = Br
1,34V
X=I
0,99V
Trong môi trường axit, HClO có thể oxi hóa Fe 2+ thành Fe3+, Cl- thành Cl2, Ithành I2:
HClO + 2Fe2+ + H+ → 2Fe3+ + Cl- + H2O
HClO + Cl- + H+ → Cl2 + H2 O
HClO + 2I- + H+ → I2 + Cl- + H2O
V.1.5. Muối hipohalogenit
V.1.5. 1. Độ bền nhiệt
Trong môi trường kiềm, ion hipohalogenit XO - (X =Cl, Br,I) phân huỷ chủ yếu
theo phản ứng dị phân:
3XO- → 2X- + O33KClO → 2KCl + KClO3
Ion ClO- do phân rất chậm ở nhiệt độ thường, nhưng bị di phân nhanh chóng ở
nhiệt độ trên 750C. Bởi vậy khi Cl2 tác dụng với dd kiềm ở nhiệt độ thường theo phản
ứng.
Cl2 + 2KOH → KCl + KClO +H2O
Và khi đun nóng theo phản ứng:
3Cl2 + 6KOH → 5KCl +KClO3 + 3H2O
Ion BrO- phân huỷ bị li châm ở 00C, phân huỷ nhanh ở nhiệt độ thường.
Ion IO- phân huỷ bị li ở tất cả các nhiệt độ cho nên iot chỉ tác dụng với dung dịch
kiềm theo phản ứng:
3I2 + 6KOH → 5KI +KIO3 + 3H2O
Như vậy, tuỳ theo những điều kiện cụ thể, halogen tác dung với dd kiềm sẽ cho
dd chứa ion XO- hay chứa ion XO3-.
V.1.5. 2. Tính oxi hóa
Axithipohalogenơ và muối hipohalogenit đều là chất oxi hoá mạnh, tính oxi hoá
giảm dần từ ClO- đến IO- biểu hiện thông qua giá trị thế điện cực chuẩn:
Cặp oxi hóa - khử
XO-/X2
XO-/X-
X = Cl
0,40V
0,88V
X = Br
0,45V
0,76V
Quan trọng hơn hết đối với thực tế là muối hipoclorit.
X=I
0,45V
0,49V
Ở trong dung dịch, hipoclorit có thể oxi hoá các ion mangan, crom, sắt, … thành
hiđrôxit của kim loại có số oxi hoá cao hơn, ví dụ:
2ClO- + Mn(OH)2 + 2OH- → MnO 24− + 2Cl- + 2H2O
3ClO- + 2MnO2 + 2OH- → MnO 24− + 3Cl- + H2O
3ClO- + 2Cr(OH)3 + 4OH- → 2CrO 24− + 3Cl- + 5H2O
Oxi hoá NH3 thành N2; H2O2 thành H2O và O2; brom thành bromat, iot thành
iodat. Ví dụ:
3NaClO + 2NH3 → N2+ 3NaCl + 3H2O
NaClO + H2O2 → H2O + O2 + NaCl.
Dựa trên đặc tính oxi hoá của hipoclorit, người ta thường dùng 2 hoá phẩm chứa
muối hipoclorit là nước Javen và clorua vôi để tẩy trắng vải và sát trùng.
V.2. Các oxiaxit của clo
Trong dãy oxiaxit HClO - HClO2 - HClO3 - HClO4, độ bền nhiệt tăng dần, tính
axit tăng dần và tính oxi hóa giảm dần
Trong dãy gốc oxiaxit của clo, độ bền nhiệt tăng dần.
Điều này được giải thích bằng sự tăng độ bội liên kết Cl - O và độ dài liên kết bị
rút ngắn lại.
Anion
dlk (Cl – O), antron
ClO1,7
ClO-2
1,64
ClO31,57
ClO41,45
Do sự tăng độ bền trong dãy ClO- - ClO −2 - ClO 3− - ClO −4 , tính oxi hoá của các
oxiaxit và các muối tương ứng giảm xuống.
Ví dụ, ion ClO- có khả năng oxi hoá mạnh trong bất kì môi trường nào:
NaClO + 2KI + H2O → NaCl + I2 + 2KOH
Nhưng ion ClO 3− chỉ oxi hoá trong môi trường axit:
NaClO3 + 6KI + 3H2SO4 → NaCl + I2 + 3K2SO4 +3H2O
Còn ion ClO −4 thực tế không có khả năng oxi hoá ở trong nước và không bị điện
phân trong dung dịch.
Bài tập vận dụng:
Câu 1. So sánh và giải thích ngắn gọn năng lượng liên kết của
a) Các phân tử halogen: F2; Cl2; Br2 và I2.
b) Các hiđrohalogenua: HF; HCl; HBr và HI.
Câu 2. Viết phương trình phản ứng( ghi rõ điều kiện) khi:
a) Cho clo lần lượt phản ứng với Ca(OH)2; H2S.
b) Cho flo lần lượt phản ứng với H2S; NH3; SiO2.
c) Cho HI lần lượt phản ứng với H2SO4; O2; FeCl3.
d) Cho Cl2O; ClO2; Cl2O6; Cl2O7 lần lượt phản ứng với dung dịch NaOH.
Câu 3.
1. Giải thích hiện tượng xảy ra khi:
a) Dẫn từ từ luồng khí Cl2 vào dung dịch KI không màu sẽ trở nên có màu đỏ
sẫm, nhưng nếu ngừng dẫn khí Cl2 vào thì sau đó dung dịch trở lại không màu?
b) Dẫn liên tục cho tới dư luồng khí Cl 2 vào dung dịch KI không màu sẽ trở nên
màu đỏ sẫm, sau đó dung dịch trở lại không màu
2. Vì sao trong phân tử Cl 2, Br2, I2 ngoài liên kết σ còn có liên kết π ? Vì sao độ
bền nhiệt tăng từ F2 đến Cl2, sau đó lại giảm từ Cl2 đến I2?
Câu 4.
1. Khi sục khí Cl2 qua dung dịch Ca(OH)2, tuỳ điều kiện phản ứng có thể cho muối CaOCl2
hay Ca(ClO)2.
a. Viết phương trình phản ứng.
b. Sục khí CO2 từ từ tới dư qua dung dịch CaOCl 2 và dung dịch Ca(ClO)2.Viết các
phương trình phản ứng xảy ra.
2. Điclo oxit ClO2 là một chất khí được dùng để tẩy trắng trong sản xuất giấy. Phương
pháp tốt nhất để điều chế ClO2 trong phòng thí nghiệm là cho hỗn hợp KClO3 và
H2C2O4 tác dụng với H2SO4 loãng. Trong công nghiệp ClO2 được điều chế bằng
cách cho NaClO3 tác dụng với SO2 có mặt H2SO4 4M.
a) Viết các phương trình phản ứng xảy ra.
b) ClO2 là hợp chất dễ gây nổ, tại sao điều chế ClO 2 trong phòng thí nghiệm theo
phương pháp trên tương đối an toàn?
Câu 5.
a. Viết công thức Lewis, nêu trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm và dạng hình
học của các phân tử sau: KrF2, IF3, SeF4, KrF4, IF5, AsF5.
Cho: As (Z = 33); Se (Z = 34); Kr (Z = 36).
b. Sắp xếp theo thứ tự tăng dần (có giải thích) góc liên kết OSX trong các phân tử sau:
SOF2; SOCl2; SOBr2.
Câu 6.
1. Cho Cl2 vào dung dịch KOH loãng , sau đó đun nóng dung dịch dần lên tới 7000C. Viết
phương trình phản ứng xảy ra trong quá trình trên. Ở 7000C thu được chất gì?
2. Trong phòng thí nghiệm nguời ta thuờng điều chế khí Cl2 bằng cách nào ? Nêu cụ
thể điều kiện điều chế và giải thích tại sao phải làm nhu vậy?
Câu 7.
1. Trong phòng thí nghiệm thu khí Cl2 bằng cách nào? Nếu phải thu khí Cl2 bằng
cách dời chỗ nước thì phải làm như thế nào? Giải thích?
2. Điều chế Cl2 trong công nghiệp bằng phương pháp điện phân muối ăn, do điều kiện
không đảm bảo ngoài Cl2 thu được còn tạo thành một lượng ClO 2 và một số chất
khác. Hãy lập các phương trình hoá học giải thích sự tạo thành các chất trên. So sánh
các phản ứng và các sản phẩm khi cho mỗi chất Cl 2 và ClO2 tác dụng với H2O, với
dung dịch NaOH.
Câu 8.
1. Chứng minh tính oxi hoá giảm dần từ F2 đến I2.
2. Nêu cách điều chế flo F2?
3. Cách nhận biết khí clo?
Câu 9. Viết các phương trình phản ứng xảy ra ( nếu có) của khí clo, tinh thể iot tác dụng
với :
a. Dung dịch NaOH ( ở nhiệt độ thường , khi đun nóng )
b. Dung dịch NH3 .
Câu 10.
a) Phương pháp sunfat có thể điều chế được chất nào: HF , HCl , HBr , HI ? Nếu có
chất không điều chế được bằng phương pháp này, hãy giải thích tại sao?
Viết các phương trình phản ứng và ghi rõ điều kiện (nếu có) để minh hoạ.
b) Trong dãy oxiaxit của clo, axit hipoclorơ là quan trọng nhất. axit hipoclorơ có các
tính chất: a) Tính axit rất yếu, yếu hơn axit cacbonic; b) Có tính oxi hoá mãnh liệt; c)
Rất dễ bị phân tích khi có ánh sáng mặt trời, khi đun nóng. Hãy viết các phương trình
phản ứng để minh hoạ các tính chất đó.
Câu 11.
Một hợp chất gồm 2 nguyên tố halôgen có công thức XYn. Cho 5,2 gam hợp chất trên
tác dụng với khí SO2 dư trong nước theo sơ đồ phản ứng sau:
XYn+ H2O + SO2 → HX + HY + H2SO4
Dung dịch thu được cho phản ứng với dung dịch Ba(NO 3)2 dư thì thu được 10,5
gam kết tủa. Lọc bỏ kết tủa lấy dung dịch thu được cho tác dụng với dung dịch
AgNO3 dư thì thu được hỗn hợp kết tủa 2 muối bạc.
- Viết các phương trình phản ứng xảy ra.
- Đề nghị công thức phân tử của hợp chất đầu.
Biết rằng sai số trong thực nghiệm khoảng 1%.
Câu 12.
a) Viết phương trình phản ứng xảy ra trong những trường hợp sau:
1. Ozon oxi hóa I- trong môi trường trung tính
2. Sục khí CO2 qua nước Javel
3. Cho nước Clo qua dung dịch KI
4. Sục khí Flo qua dung dịch NaOH loãng lạnh
5. Sục Clo đến dư vào dung dịch FeI2
Câu 13.
Hợp chất A chứa S, O và halogen. Trong mỗi phân tử A chỉ có 1 nguyên tử S. Thuỷ
phân hoàn toàn A được dd B. Người ta sử dụng những thuốc thử cho dưới đây để nhận
biết những ion nào có trong B?
Thuốc thử
Hiện tượng
a. AgNO3 + HNO3
Có kết tủa vàng nhạt
b. Ba(NO3)2
Không có kết tủa
c. NH3 + Ca(NO3)2
Không hiện tượng
d. KMnO4 + Ba(NO3)2
Mất màu, có kết tủa trắng
e. Cu(NO3)2
Không có kết tủa
Qua đó có thể đưa ra công thức phù hợp của A là gì?
Để xác định chính xác người ta lấy 7,19g A hòa tan vào nước thành 250ml dung
dịch. Lấy 25 ml dd thêm một it HNO3 và AgNO3 dư thu được 1,452g kết tủa khô
sạch. Xác định công thức phân tử và công thức cấu tạo A?
Câu 14.
1. Hãy hoàn thành các PTPƯ điều chế clo trong phòng thí nghiệm theo sơ đồ chuyển
hoá sau:
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
... + ...
→ KCl + ... + Cl2
... + ...
→ PbCl2 + ... + Cl2
t
... + ... →
... + ... + Cl2
... + ...
→
... + ... + ... + Cl2
t
... + ... →
... + ... + ... + Cl2
0
0
t
(6)
... + ... + ... →
... + MnSO4 + ... + ... + Cl2
2. Chất rắn A là kim loại hoặc là một trong các chất MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2.
Khi hoà tan 15 gam A vào dd HCl thì tạo ra 8,4 lít đơn chất khí B bay ra (đktc). Hãy
chứng minh rằng B không thể là Cl2 .
Câu 15.
Để xác định hàm lượng oxi tan trong nước người ta lấy 100,00 ml nước rồi cho ngay
MnSO4(dư) và NaOH vào nước . Sau khi lắc kĩ (không cho tiếp xúc với không khí)
Mn(OH)2 bị oxi oxi hoá thành MnO(OH)2 . Thêm axit (dư) , khi ấy MnO(OH) 2 bị
Mn2+ khử thành Mn3+. Cho KI ( dư ) vào hỗn hợp , Mn 3+ oxi hoá I- thành I3-. Chuẩn độ
I3- hết 10,50 ml Na2S2O3 9,800.10-3 M.
a. Viết các phương trình ion của các phản ứng đã xảy ra trong thí nghiệm .
b. Tính hàm lượng ( mmol / l ) của oxi tan trong nước .
Câu 16.
X là muối có công thức NaIOx. Hoà tan X vào nước thu được dung dịch A. Cho khí
SO2 đi từ từ qua dung dịch A, thấy dung dịch xuất hiện màu nâu, tiếp tục sục SO2 vào
thì mất màu nâu và thu được dung dịch B.Thêm một ít dung dịch HNO3 vào dung dịch
B và sau đó thêm lượng dư dung dịch AgNO3, thấy xuất hiện kết tủa màu vàng.Thêm
dung dịch H2SO4 loãng và KI vào dung dịch A, thấy xuất hiện dung dịch màu nâu và
màu nâu mất đi khi thêm dung dịch Na2S2O3 vào.
a. Viết các phương trình phản ứng xảy ra dưới dạng ion thu gọn.
b. Để xác định chính xác công thức của muối X người ta hoà tan 0,100g X vào
nước, thêm lượng dư KI và vài mililít dung dịch H2SO4 loãng, dung dịch có màu nâu.
Chuẩn độ I2 sinh ra bằng dung dịch Na2S2O3 0,1M với chất chỉ thị màu là hồ tinh bột
cho tới khi mất màu, thấy tốn hết 37,4ml dd Na2S2O3. Tìm công thức X.
Câu 17.
Dung dịch X là dung dịch HCl. Dung dịch Y là dung dịch NaOH. Cho 60 ml
dung dịch vào cốc chứa 100 gam dung dịch Y, tạo ra dung dịch chỉ chứa một chất tan.
0
Cô cạn dung dịch, thu được 14,175 gam chất rắn Z. Nung Z đến khối lượng không
đổi, thì chỉ còn lại 8,775 gam chất rắn.
a. Tìm nồng độ CM của dung dịch X, nồng độ C% của dung dịch Y và công
thức của Z.
b. Cho 16,4 gam hỗn hợp X1 gồm Al, Fe vào cốc đựng 840 ml dung dịch X.
Sau phản ứng thêm tiếp 1600 gam dung dịch Y vào cốc. Khuấy đều cho phản ứng
hoàn toàn, lọc lấy kết tủa, đem nung ngoài không khí đến khối lượng không đổi, thu
được 13,1 gam chất rắn Y1. Tìm thành phần % theo khối lượng của mỗi kim loại trong
hỗn hợp X1.
Câu 18.
Muối KClO4 được điều chế bằng cách điện phân dung dịch KClO 3. Thực tế khi
điện phân ở một điện cực, ngoài nửa phản ứng tạo ra sản phẩm chính là KClO 4 còn
đồng thời xẩy ra nửa phản ứng phụ tạo thành một khí không màu. Ở điện cực thứ hai
chỉ xẩy ra nửa phản ứng tạo ra một khí duy nhất. Hiệu suất tạo thành sản phẩm chính
chỉ đạt 60%.
1. Viết ký hiệu của tế bào điện phân và các nửa phản ứng ở anot và catot.
2. Tính điện lượng tiêu thụ và thể tích khí thoát ra ở điện cực (đo ở 25 0C và
1atm) khi điều chế được 332,52g KClO4.
Câu 19.
a. Làm thế nào có thể tách riêng được HClO ra khỏi hỗn hợp với HCl?
b. Từ KCl làm thế nào điều chế được KClO3?
c. Làm thế nào để tách được từng chất ra khỏi hỗn hợp từ KClO3 và NaClO3 .
Câu 20. Clo, brom, iot có thể kết hợp với flo tạo thành các hợp chất dạng XF m. Thực
nghiệm cho thấy rằng m có 3 giá trị khác nhau nếu X là Cl hoặc Br, m có 4 giá trị
khác nhau nếu X là I.
a) Hãy viết công thức các hợp chất dạng XFm của mỗi nguyên tố Cl, Br, I.
b) Dựa vào cấu tạo nguyên tử và độ âm điện của các nguyên tố, hãy giải thích sự hình
thành các hợp chất trên.
Cho: Độ âm điện của F là 4,0; Cl là 3,2; Br là 3,0; I là 2,7.
Hướng dẫn giải
Câu 1
a) Năng lượng liên kết tăng dần từ F 2 đến Cl2 và giảm dần từ Cl2 đến I2 vì F2 chỉ có 1
liên kết đơn giữa hai nguyên tử, còn Cl2, Br2, I2 ngoài 1 liên kết xích ma tạo thành
giống nguyên tử F2 còn có một phần liên kết pi do sự xen phủ một phần AO-p với
AO-d, vì vậy năng lượng liên kết của Cl 2 cao hơn của F2. Còn từ Cl2 đến I2 năng lượng
liên kết giảm dần vì độ dài liên kết dX-X lớn dần nên năng lượng cần thiết để phá vỡ
liên kết là giảm dần.
b) Năng lượng liên kết từ HF đến HI giảm dần vì độ dài liên kết d H-X lớn dần, hiệu độ
âm điện giảm dần nên năng lượng cần thiết để phá vỡ liên kết là giảm dần.
Câu 2
a) Cl2 tác dụng với dd Ca(OH)2 ở nhiệt độ thường, ở 70 – 100 0C và Ca(OH)2 dạng
huyền phù( 3 ptpư)
Cl2 tác dụng với khí H2S; dung dịch H2S ( 2 ptpư)
b)
4F2 + H2S → SF6 + 2HF
3F2(k) + 4NH3(k) → NCl3(k) + 3NH4F
c)
2HI + H2SO4(đ) → I2 + SO2 + 2H2O
H2S
4HI + O2 → 2I2 + 2H2O
2HI + 2FeCl3 → I2 + 2FeCl2 + 2HCl
d)
Cl2O + 2NaOH → 2NaClO + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O
Cl2O6 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO4 + H2O
Cl2O7 + 2NaOH → 2NaClO4 + H2O
Câu 3
1. a) Ban đầu sinh ra I2 tự do nên dung dịch có màu đỏ sẫm, nhưng sau đó
có phản ứng tạo phức KI3 nên dung dịch trở lại không màu
Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
KI + I2 → KI3
Không màu
b) Ban đầu cũng xuất hiện màu đỏ sẫm của iot tự do sinh ra nhưng sau đó do phản ứng
của iot tự do với nước clo tạo ra các axit không màu:
Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
5Cl2 + I2 + 6H2O → 10HCl + 2HIO3
2. Ngoài liên kết σ , trong phân tử Cl2, Br2, I2 còn có một phần liên kết π tạo ra bởi sự
xen phủ của các obitan d. Liên kết π được hình thành đó là liên kết cho nhận ( π p→d )
gây ra bởi cặp electron của một nguyên tử này với obitan d trống của nguyên tử kia
Sự hình thành một phần liên kết π đã làm cho phân tử các halogen bền hơn. Flo
không có khả năng này do không có obitan d nên phân tử F2 có năng lượng liên kết
nhỏ hơn phân tử Cl2. Từ Cl2 đến I2 bán kính nguyên tử tăng, độ dài liên kết tăng nên
năng lượng liên kết giảm, chính vì vậy nên độ bền nhiệt giảm dần từ Cl2 đến I2
Câu 4.
1.
a. 2Cl2 + Ca(OH)2 → CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
Cl2 + Ca(OH)2 (sữa vôi) 300C→ CaOCl2 + H2O
CO2 + 2CaOCl2 + H2O → CaCO3 + CaCl2 + HClO
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
CO2 + Ca(ClO)2 + H2O → CaCO3 + 2HClO
2. a. 2KClO3 + H2C2O4 + 2H2SO4 → 2ClO2 + K2SO4 + 2CO2 + 2H2O
2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2 ClO2 + 2NaHSO4
b. CO2 sinh ra pha loãng ClO2 nên làm giảm khả năng nổ của ClO2
Câu 5.
a.
b.
sp3d, đường thẳng
sp3d, chữ T
sp3d, bập bênh
sp3d2, vuông phẳng
sp3d2, chóp đáy vuông
sp3d, lưỡng tháp tam giác
b. Thứ tự :
OSF < OSCl< OSBr
Do độ âm điện của F > Cl > Br, độ âm điện càng thấp thì cặp electron liên kết S-X
càng ở xa nguyên tử trung tâm S, lực đẩy nhau giữa liên kết S=O với S-X sẽ càng nhỏ,
góc liên kết sẽ tăng lên
Câu 6.
1.
Cl2 + 2KOH → KClO + KCl + H2O
3KClO
→
KClO3 →
KClO4
→
KClO3 + 2KCl ( 70- 80oC)
KClO4 + KCl
( 400oC )
KCl + 2O2
( 700oC)
ở 700C ta thu đuợc chất rắn là KCl
2.
Phòng TN điều chế khí Cl2 bằng cách cho tinh thể KMnO4 tác dụng với dung dịch
HCl đặc và đun nóng nhẹ.
Giải thích: Dựa vào pt nerst: dùng tinh thể KMnO4, HCl đặc làm tăng nồng độ [], [H+],
nhiệt độ tăng, làm tăng khả năng ôxi hóa của MnO4[Cl-] tăng làm giảm ECl2/Cl-
nen E phản ứng tăng , phản ứng xảy ra mạnh hơn.
Câu 7.
1. Thu khí Cl2 bằng cách dời chỗ của không khí
Nếu thu khí Cl2 bằng cách dời chỗ nước thì cho thêm NaCl vào nước để làm giảm khả
năng hòa tan của Cl2 trong nước.Do có ion Cl- làm cân bằng dịch chuyển theo chiều
ngịch.
Cl2 + H2O = HCl + HClO
2. Điều chế Cl2 trong công nghiệp:
− Điện phân
2NaCl + 2H2O (có vách ngăn) → H2 + Cl2 + 2NaOH
− Sự tạo ClO2 do: 4Cl2 + 3O2 + 2H2O → 4ClO2 + 4HCl
−
6ClO2 + 3H2O → HCl + 5HClO3
Cl2 + H2O → HCl + HClO
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O
− Bản chất của các phản ứng này giống nhau, đều là phản ứng tự oxi hoá, tự khử. Nhưng khác nhau:
−
Cl ← Cl2 → Cl+ còn Cl3+ ← Cl4+ → Cl5+.
Cau 8
1.
1. Cách 1. phản ứng với H2. dựa vào điều kiện xảy ra phản ứng .
- Thước đo của phản ứng là năng lượng.
Cách 2: Halogen mạnh đẩy halogen yếu ra khỏi muối.
- F2 + NaCl(khan) NaF + Cl2.
- Các halogen khác chủ yếu trong dung dịch.
- Thước đo của phản ứng là thế điện cực.
Cách 3: Phản ứng với Fe: F2, Cl2 , Br2 cho sản phẩm muối sắt (III) còn I2 cho sản
phẩm là muối Fe(II)
Phản ứng với H2O. Phản ứng không cùng kiểu khó so sánh.
2. F2 là chất oxi hoá rất mạnh nên không thể dùng chất oxi hoá để oxi hoá F 1 – thành
F2, mà phải đpnc hỗn hợp KF và HF ở 660C, với điện cực trơ.
3. Dùng quỳ tím ẩm. Quỳ hoá đỏ sau đó mất màu.
Câu 9
a. Các phương trình phản ứng của khí clo , tinh thể iot với dung dịch NaOH (ở t o
thường , khi đun nóng) :
nguội
Cl2
+ 2 NaOH
→
NaCl + NaOCl +
H 2O
nóng
3 Cl2
+ 6 NaOH
→ 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O
3 I2
+ 6 NaOH → 5 NaI + NaIO3
+ 3 H2O
b.Các phương trình phản ứng của khí clo , tinh thể iot với dung dịch NH3 :
3 Cl2 + 8 NH3
→ N2
+ 6 NH4Cl
3 I2
+ 5 NH3 → NI3.NH3 + 3 NH4I
Câu 10.
a) Phương pháp sunfat là cho muối halogenua kim loại tác dụng với axit sunfuric đặc,
nóng để điều chế hiđrohalogenua dựa vào tính dễ bay hơi của hiđrohalogenua.
Phương pháp này chỉ áp dụng để điều chế HF , HCl, không điều chế được HBr và HI
vì axit H2SO4 là chất oxi hoá mạnh còn HBr và HI trong dung dịch là những chất khử
mạnh, do đó áp dụng phương pháp sunfat sẽ không thu được HBr và HI mà thu được
Br2, I2.
Các phương trình phản ứng:
CaF2 + H2SO4 đ, nóng → 2 HF ↑
+
CaSO4
NaCl
+
2 NaCl
+
NaBr
+
2 HBr
+
NaI
+
H2SO4 đ, nóng → HCl ↑
H2SO4 đ, nóng → 2 HCl ↑
+
+
NaHSO4
Na2SO4
H2SO4 đ, nóng → NaHSO4 +
HBr
H2SO4 đ, nóng → SO2
+ 2 H2O +
H2SO4 đ, nóng → NaHSO4 +
HI
Br2
6 HI
+
H2SO4 đ, nóng → H2S + 4 H2O + 4 I2
b) Axit hipoclorơ :
- Tính axit rất yếu, yếu hơn axit cacbonic
NaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 +
HClO
Tính oxi hoá mãnh liệt, đưa chất phản ứng có số oxi hoá cao nhất
+6
4 HClO
+
PbS-2
→
4 HCl +
PbSO4
- Dễ bị phân tích :
as
to
HClO
→ HCl
+ O
;
3 HClO
→ 2 HCl + HClO3
Câu 11.
XYn+ (n+1)H2O +
n +1
n +1
SO2 → HX + nHY +
H2SO4
2
2
Tính số mol BaSO4 = 0,045 ⇒ số mol H2SO4 = 0,045 ⇒ số mol XYn =
Tính ra M (của XYn ) =
5, 2(n + 1)
= 57,8(n+1)
0, 09
0, 09
n +1
Vì X và Y đều tạo ra kết tủa không tan trong nước nên X hoặc Y không phải là Flo vì
AgF tan trong nước, do đó X và Y chỉ có thể là Cl, Br hoặc I
Vì số oxi hoá của các halogen trong hợp chất là các số lẻ –1, +1, +3, +5, +7
Nếu n = 1 ⇒ M = 115,6 ⇒ XY có thể là BrCl ( có PTK là 115,5 )
Nếu n = 3 ⇒ M = 231,2 ⇒ XY3 có thể là ICl3 ( có PTK là 233,5)
Nếu n = 5 hoặc n = 7 không có công thức phù hợp
Câu 12.
1. O3 + 2I- + H2O → O2 + I2 + 2OH2. CO2 + NaClO + H2O → NaHCO3 + HClO
3. Cl2 + 2KI → 2KCl + I2 ; Nếu KI còn dư: KI + I2 → KI3
Nếu Clo dư : 5Cl2 + 6H2O + I2 → 2HIO3 + 10HCl
4. 2F2 + 2NaOH(loãng, lạnh) → 2NaF + H2O + OF2
2FeI2 + 3Cl2 → 2FeCl3 + 2I2 ; 5Cl2 + I2 + 6H2O → 2HIO3 + 10HCl
Câu 13.
AgNO3 : thuốc thử ion Cl-( kt trắng) ; Br- ( kt vàng nhạt) ; I- ( kt vàng sẫm)
Ba(NO3)2 : thuốc thử ion SO42- ( kt trắng)
NH3 + Ca(NO3)2 : thuốc thử ion F- (kt CaF2 trắng)
KMnO4 + Ba(NO3)2 : thuốc thử ion SO32- ( kt BaSO4)
Cu(NO3)2 : thuốc thử ion I- ( I2 + CuI kt trắng)
• Từ htg trên kết luận A có S+4, có Br- là SOBr2 hoặc SOBrCl.
• SOBr2 + 2H2O ---> H2SO3 + 2HBr và SOBrCl + 2H2O ---> H2SO3 + HCl + HBr
Từ số liệu tính toán ra kết quả: A là SOBrCl.
C.t.c.t
Cl
O
S
Br
Câu 14.
1.
(1) KClO3(r) + 6HCl(đặc) → KCl + 3H2O + Cl2
(2) PbO2 + 4HCl(đặc) → PbCl2 + 2H2O + Cl2
(hoặc Pb3O4 + 8HCl(đặc) → 3PbCl2 + 4H2O + Cl2)
t
(3) MnO2(r) + 4HCl(đặc) →
MnCl2 + 2H2O + Cl2
(4) 2KMnO4(r) + 16HCl(đặc) → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
t
(5) K2Cr2O7(r ) + 14HCl(đặc) →
2KCl + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2
t
(6) 2NaCl + MnO2 + 3H2SO4 →
2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O + Cl2.
+ Các PTPƯ:
2
0
0
0
MnO2 + 4H+ + 2Cl- → Mn2+ + Cl2↑ + 2H2O
(1)
+
2+
2MnO4 + 16H + 10Cl → 2Mn + 5Cl2↑ + 8H2O
(2)
2+
3+
Cr2O7 + 14H + 6Cl → 2Cr + 3Cl2↑ + 7H2O
(3)
2+
OCl2 + 2H
→
Cl2↑+ H2O
(4)
+ Để thu được 8,4 lít Cl2 (0,375 mol) thì cần 0,125 ≤ số mol A ≤ 0,375
→ 23,7g ≤ mA ≤ 47,6 g → trái với giả thiết là mA = 15g. Vậy B không thể là
Cl2.
Câu 15.
1) a. Các phương trình phản ứng :
Mn2+
+
2 OHMn(OH)2 ↓
2 Mn(OH)2
+
O2
2 MnO(OH)2
+
2+
MnO(OH)2 ↓ + 4 H + Mn
= 2 Mn3+
+ 3 H2O
3+
2+
2 Mn
+
3I
=
2 Mn
+
I3I3+
2 S2O32=
S4O62+ 3 In O2 =
9,8.10 −3.10,50
= 0,0257 mmol
2.2
nA = nB = nZ =
Câu 16.
6,16.273
= 0,25( mol)
300,3..22,4
0,0257.
1000
= 0,257 mmol / l
100
(1)
(2)
(3)
(4)
2IOx- + (2x-1)SO2 + (2x-2)H2O → I2 +(2x-1)SO42- + (4x-4)H+ (1)
SO2 + I2 + 2H2O →
Ag+
+ I-
→
2I- + SO42- + 4H+
(2)
AgI↓
(3)
(2x – 1)I- + IOx- + 2xH+ → xI2 + xH2O
I2 + 2S2O32- → S4O62- + 2I-
(4)
(5)
nNa2S2O3 = 0,1.0,0374 = 3,74.10-3 (mol)
Từ (5): nI2 = 1/2.nNa2S2O3 = 1,87.10-3 (mol)
Từ (4): nIox- = 1/x. nI2 =
⇒ MNaIOx =
1,87.10 −3
(mol)
x
0,100.x
= 53,5x ⇔ 23 + 127 + 16x = 53,5x ⇒ x = 4
1,87.10 −3
Vậy: X là NaIO4
Câu 17.
(a)
HCl + NaOH → NaCl + H2O
NaCl + n H2O → NaCl.nH2O
Z
NaCl.nH2O → NaCl + n H2O
Do dung dịch thu được chỉ chứa một chất tan nên HCl và NaOH phản ứng vừa đủ với
nhau. Có:
nHCl = nNaOH = nNaCl = 8,775: 58,5 = 0,15 mol.
C M ( HCl ) =
0,15
= 2,5M
0,06
C %( NaOH ) =
0,15 × 40
× 100% = 6%
100
Áp dụng định luật bảo toàn khối lượng ta có:
nH2O = 14,175 - 8,775 = 5,4 gam;
nH2O = 0,3 mol
=>
n = 0,3: 0,15 = 2;
Vậy công thức của Z là NaCl.2H2O.
(b) Số mol HCl có trong 840 ml dung dịch X: nHCl = 0,84.2,5 = 2,1 mol
Số mol NaOH có trong 1600 gam dung dịch Y:
n NaOH =
1600 × 6
= 2,4 mol
100 × 40
Al + 3 HCl → AlCl3 + 3/2 H2
(1)
a
3a
a
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2
(2)
b
2b
b
Giả sử X1 chỉ có Al. Vậy số mol HCl cần dùng để hòa tan hết lượng Al là:
nHCl =
16,4
× 3 = 1,82 < 2,1
27
Giả sử X1 chỉ có Fe. Vậy số mol HCl cần dùng để hòa tan hết lượng Fe là:
nHCl =
16,4
× 2 = 0,59 < 2,1
56
Vậy với thành phần bất kì của Al và Fe trong X1 thì HCl luôn dư. Khi thêm dung dịch
Y:
HCl
+ NaOH → NaCl + H2O
(3)
2,1 - (3a + 2b) 2,1 - (3a + 2b)
FeCl2 + 2 NaOH → Fe(OH)2 + 2 NaCl
(4)
b
2b
b
AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaCl
(5)
a
3a
a
Đặt số mol của Al và Fe trong 16,4 gam hỗn hợp X1 lần lượt là a và b. Có:
27a + 56b = 16,4
(*)
Tổng số mol NaOH tham gia các phản ứng (3), (4) và (5) là 2,1 mol
=> số mol NaOH dư là: 2,4- 2,1 = 0,3 mol.
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2 H2O
a
0,3
Trường hợp 1: a ≤ 0,3, Al(OH)3 bị hòa tan hoàn toàn, kết tủa chỉ có Fe(OH)2.
4 Fe(OH)2 + O2 → 2 Fe2O3 + 4 H2O
b
b/2
Chất rắn Y1 là Fe2O3.
b/2 = nFe2O3 = 13,1: 160 = 0,081875; => b = 0,16375 mol
(*) =>
a = 0,2678 mol (≤ 0,3)
=>
%Al = 27. 0,2678 .100: 16,4 = 44,09%;
%Fe = 55,91%.
Trường hợp 2: a > 0,3, Al(OH)3 bị hòa tan một phần, kết tủa có Fe(OH)2 và Al(OH)3
dư.
2 Al(OH)3 → Al2O3 + 3 H2O
a - 0,3
(a - 0,3)/2
4 Fe(OH)2 + O2 → 2 Fe2O3 + 4 H2O
b
b/2
Chất rắn Y1 có Al2O3 và Fe2O3.
51 (a - 0,3) + 80 b = 13,1
(**)
Từ (*) và (**) suy ra: a = 0,4; b = 0,1
=>
%Al = 27. 0,4 .100: 16,4 = 65,85%;
%Fe = 34,15%.
Câu 18.
1. Kí hiệu của tế bào điện phân:
Pt KClO3 (dd) Pt
Phản ứng chính:
anot: ClO3- - 2e + H2O → ClO4 - + 2H+
catot:
2H2O + 2e → H2 + 2OHClO3- + H2O → ClO4- + H2
Phản ứng phụ:
anot:
catot:
H2O - 2e
→ 2H+ +
2H2O + 2e → H2 + 2OHH2O →
2. M KClO = 39,098 + 35,453 + 64,000 = 138,551
1
O2 + H2
2
4
332,52
= 2,4mol
138,551
c 100
= 8.F = 8(96485 C) = 771880 C
q = 2,4 mol . 2F
.
mol 60
n KClO4 =
q = 771880 C
3. Khí ở catot là hydro: n H
2
=
1
O2
2
8F
= 4 mol
2F / mol
VH =
2
nRT 4.0,08205.298
=
= 97,80 lit
P
1
Khí ở anot là oxy: nF tạo ra O2 = 8 . 0,4 = 3,2 F
n
VO =
2
O2
=
3,2 F
= 0,8 mol
4F / mol
nRT 0,8.0,08205.298
=
= 19,56 lit
P
1
Câu 19.
a. Cho hỗn hợp hai axit tác dụng với CaCO3 chỉ có HCl tác dụng. Chưng cất hỗn hợp
sau phản ứng HclO bay hơi và phân hủy : HClO = Cl2O + H2O
Hòa tan Cl2O vào nước thu được HClO
b. Điện phân dung dịch KCl rồi cho Cl2 + KOH , 700C
c. Dựa vào độ tan khác nhau của các muối trong hỗn hợp
Câu 20
a) Công thức các hợp chất XFm:
X là Cl có ClF; ClF3; ClF5 (a); X là Br có BrF; BrF3; BrF5 (b);
X là I có IF; IF3; IF5; IF7 (c).
b) Các hợp chất trên đều có liên kết cộng hóa trị, mỗi liên kết được tạo thành do 2
electron có spin đối song song của 2 nguyên tử góp chung.
* F có Z = 9; n = 2 nên có 4 AO hóa trị, vì vậy cấu hình chỉ có 1 electron độc thân:
* Cl (Z = 17; n = 3), Br (Z = 35; n = 4), I (Z = 53; n = 5) giống nhau đều có 9 AO
hóa trị, có thể có:
1 electron độc thân:
hoặc 3 electron độc thân:
5 electron độc thân:
7 electron độc thân:
- Hợp chất ClF7 không tồn tại vì thể tích nguyên tử clo rất nhỏ, lực đẩy của các vỏ
nguyên tử flo sẽ phá vỡ các liên kết trong phân tử. Hợp chất BrF 7 cũng được giải thích
tương tự hợp chất ClF7 (BrF7 hiên nay chưa điều chế được).
- - Hợp chất IF7 tồn tại vì thể tích nguyên tử I rất lớn so với thể tích nguyên tử F, lực
đẩy của các vỏ nguyên tử flo không phá vỡ được các liên kết trong phân tử; mặt khác,
sự chênh lệch năng lượng giữa các phân mức của lớp ngoài cùng trong nguyên tử I
không lớn nên dễ xuất hiện cấu hình 7 electron độc thân và có sự chênh lệch lớn về
độ âm điện giữa I so với F nên hợp chất IF7 bền.
Bài tập không có lời giải:
Bài 1. Clo được dùng làm chất chống tạo rong rêu trong vệ sinh bể bơi theo phản ứng
sau:
Ca(OCl)2 + 2H2O → 2HClO + Ca(OH)2
Canxi hipoclorit phản ứng với nước tạo axit hipoclorơ là một tác nhân hoạt động. ở
pH bằng 7,0 có 27,5% axit ion hoá thành ion hipoclorit không hoạt động( thụ
động). Phần axit hipoclorơ còn lại (72,5%) chuyển thành clo dùng làm sạch hồ
bơi.
Trong hồ bơi, mức clo được duy trì ở 3 ppm hay 4,23.10 -5 M. Cần bao nhiêu Canxi
hipoclorit để thêm vào hồ chứa 80.000 lít nước để clo đạt tiêu chuẩn vệ sinh là 3
ppm ở pH bằng 7,0?
Bài 2.
Vào một ngày mùa hè, lúc một giờ trưa, trời nắng gay gắt, các công nhân của một tổ
hợp sản xuất hoá chất bắt đầu đi làm. Khi đó có một toán công nhân vô ý làm nổ
một bình gaz, một luồng khí A có màu vàng đã thoát ra từ bình gaz và bay lên nền
trời xanh thẳm, toả rộng ra khắp mọi nơi rồi sau đó khí A từ từ rơi xuống đất, khi
chạm vào lá cây, trong một khoảng thời gian rất ngắn, các lá cây bị khô và quắt lại
ngay, các lá cây tiếp xúc nhiều với khí A thì chuyển thành màu đen, các lá cây tiếp
xúc ít (do cây ở xa) thì chuyển thành màu trắng và sau đó vài ngày các lá cây bị
rụng hết. Mặt khác, có một số công nhân chỉ hít phải một ít khí A thì đều cảm thấy
ngẹt thở, cuống họng bị khô, rát, nhức đầu, chống mặt và hỗn hợp sặc sụa. Một số
công nhân khác do hít phải nhiều hơn thì bị ói mửa và bất tỉnh.
1.
Từ những dữ kiện trên, các em hãy dự đoán xem khí A là gì? Có độc không?
2.
Hẫy giải thích các hiện tượng sau:
a.
Vì sao khí A không bay thẳng luôn lên trời mà lại từ từ rơi xuống đất? Điều này
cho thấy khối lượng phân tử của A phải lớn hơn một giá trị nào đó (dự đoán giá trị
khối lượng phân tử A cực tiểu cần phải có).
b.
Vì sao khi khí A tiếp xúc với lá cây thì lá cây lại bị chuyển từ màu xanh sang
màu trắng hoặc màu đen. Giải thích và viết phản ứng minh hoạ , nếu có.
c.
Vì sao các lá cây bị khô và quắt lại ngay.
3.
Để có những số liệu chính xác hơn, một toán học sinh chuyên Hoá khối 10, đã
được cử ngay đến hiện trường để quan sát, điều tra, nghiên cứu để làm một vài thử
nghiệm với khí A để xác định chính xác khí A là gì, có những tính chất gì và đã
gửi về bảng báo cáo như sau:
a.
A là một đơn chất có công thức phân tử A 2. Cho A tác dụng hoàn toàn với 27,3
gam kẽm , sau phản ứng thu được 57,12 gam muối kẽm. Xác định khối lượng
phân tử và tên của A. Viết cấu hình electron của A và xác định loại liên kết có
trong phân tử của A và của muối kẽm.
b.
Thí nghiệm 1: A dễ tan trong nước tạo thành dung dịch A. Nhúng giấy quỳ tím
vào dung dịch A thì thấy quỳ tím bị đổi màu. Hãy cho biết quỳ tím đổi sang màu
gì?
Cho vài giọt phenolphthalein vào dung dịch natrihidroxit (quan sát có màu gì?). Nếu
thêm tiếp một lượng dư dung dịch natrihidroxit vào dung dịch B thì thu được một
dung dịch C. Cho biết màu của dung dịch C. Viết các phương trình phản ứng xảy
ra.
c.
Thí nghiệm 2: Để dung dịch A ở ngoài ánh sáng rồi cho tác dụng với dung dịch
bạc nitrat . Quan sát có hiện tượng gì xảy ra hay không? Viết phản ứng , nếu có.
d.
Thí nghiệm 3: Cho khí sunfurơ vào dung dịch A rồi cho tiếp một ít dung dịch
bariclorua . Quan sát có hiện tượng gì xảy ra? Viết phương trình phản ứng, nếu có.
Cho khí A vào một dung dịch E không màu (chứa muối kali) thì thấy dung dịch E bị
hoá nâu. Cho tiếp một ít hồ tinh bột thì được một dung dịch có màu xanh dương. Xác
định tên dung dịch E.
Bài 3.
Muối ăn là một gia vị không thể thiếu để thức ăn thêm đậm đà. Bên cạnh đó muối ăn
còn là một nguyên liệu quan trọng trong công nghệ ướp muối thịt, cá…nhằm giữ sản
phẩm được lâu hơn tiện cho việc chế biến và sản xuất thực phẩm.Muối ăn làm tăng
tính bền vững của sản phẩm, sát khuẩn nhẹ, ở nồng độ 4,4% có thể làm ngừng sự phát
triển của một số vi sinh vật gây bệnh , giảm độ ẩm của sản phẩm, ức chế các vi sinh
vật hiếu khí , ion clo kết hợp với các protein ở các dây nối peptid của enzim phân huỷ
protein làm cho các enzim đó ngừng hoạt động. Theo tính toán, để ướp muối thịt mức
độ vừa thì lượng muối cho vào là 1 kg thịt là 30 gam muối . Em hãy tính xem khối
lượng muối ăn mà một phân xưởng ướp muối thịt của nhà máy Vissan cần dùng trong
một ngày, biết rằng phân xưởng đó cần ướp 1 tấn thịt mỗi ngày.
Ruộng muối
Muối mỏ
Bài 4.
Muối ăn khi khai thác từ nước biển, mỏ muối, hồ muối thường có lẫn nhiều tạp chất
như MgCl2 , CaCl2 , CaSO4…. Làm cho muối có vị đắng chát và dễ bị chảy nước gây
ảnh hưởng xấu tới chất lượng muối nên cần loại bỏ. Một trong những phương pháp
loại bỏ tạp chất ở muối ăn là dùng hỗn hợp Na2CO3 , NaOH, BaCl2 tác dụng với dung
dịch nước muối để loại tạp chất dưới dạng các chất kết tủa : CaCO3 , Mg(OH)2 ,
BaSO4. Một mẫu muối thô thu được bàng phương pháp bay hơi nước biển vùng Bà
Nà- Ninh Thuận có thành phần khối lượng như sau: 96,525% NaCl; 0,190% MgCl 2;
1,224% CaSO4 ; 0,010% CaCl2 ; 0,951% H2O.
a. Viết các phương trình phản ứng xảy ra khi dùng hỗn hợp A gồm Na 2CO3 , NaOH,
BaCl2 để loại bỏ tạp chất ở mẫu muối trên.
b.Tính thành phần phần trăm các chất trong hỗn hợp A. Tính lượng Na 2CO3 , NaOH,
BaCl2 tối thiểu dùng để loại bỏ hết các tạp chất có trong 3 tấn muối có thành phần
như trên .
Bài 5.
Trên thị trường hiện có bán một đồ dùng bằng điện để cho các gia đình tự chế dung
dịch tiêu độc. Chỉ cần dẫn nước máy vào dụng cụ, cho ít muối ăn vào rồi cắm điện .
Một lát sau ta sẽ có dung dịch tiêu độc dùng để rửa rau, quả, dụng cụ nhà bếp; giặt
khăn mặt, giẻ lau…và còn có tác dụng tẩy trắng nữa.
a.
Có phản ứng gì xảy ra trong dụng cụ đó khi cho nước máy, muối ăn rồi cắm
điện.
b.Vì sao dung dịch thu được có tác dụng tiêu độc và tẩy trắng?
Bài 6.
Kali iotua trộn trong muối ăn để làm muối iot là một chất rất dễ bị oxi hoá thành I2
rồi bay hơi mất nhất là khi có nước hoặc các chất oxi hoá có trong muối hoặc khi ở
nhiệt độ cao. Theo nghiên cứu thì sau 3 tháng kali iotua trong muối ăn sẽ bị mất hoàn
toàn. Để đề phòng điều đó người ta thường làm một số biện pháp như sau:
Hạn chế hàm lượng nước trong muối iot không vượt quá 3,5% về khối lượng (theo
tiêu chuẩn của Liên Xô).
Cho thêm chất ổn định muối iot như Na 2S2O3. Lượng Na2S2O3 cho vào bằng 1%
khối lượng KI. Khi đó có thể giữ lượng KI trong muối iot khoảng 6 tháng.
a.Tính lượng nước tối đa cho phép trong 1 tấn muối iot theo tiêu chuẩn của Liên Xô?
b. Tính lượng Na2S2O3 cần cho vào 1 tấn muối iot ( trộn theo tỉ lệ : 25 gam KI trộn
với 1 tấn muối ăn)
c. Hãy nêu phương pháp bảo quản muối iot và cách dùng muối iot khi nấu thức ăn
nhằm hạn chế sự thất thoát iot?
Bài 7.
Khi nước cấp cho sinh hoạt có hàm lượng nguyên tố flo nhỏ hơn 0,5 mg/lít thì phải
pha thêm hợp chất chứa flo như natriflorua vào nước.Nếu hàm lượng flo trong nước
là 1mg/lít thì sẽ làm giảm bệnh sâu răng ở trẻ em tới 65% và làm cho răng được chắc,
khoẻ. Tính lượng natriflorua cần phải pha vào trong nước cấp sinh hoạt cho thành phố
Hà Nội mỗi ngày sao cho hàm lượng flo từ 0,5mg/lít tăng đến 1mg/lít . Biết rằng, Hà
Nội có khoảng triệu dân, mỗi người dùng khoảng 200 lít nước sạch mỗi ngày. Giả sử
natriflorua không bị thất thoát trong quá trình pha trộn và cung cấp đến người tiêu
dùng.
CHƯƠNG 3 : NITƠ - PHOTPHO VÀ HỢP CHẤT
I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG
I.1. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
N0
1
2
3
4
5
6
7
Tính chất
Số thứ tự
Electron hóa trị
Bán kính n.tử (antron)
Bán kính ion X3- (antron)
Bán kính ion X5+ (antron)
Thế ion hóa I1, eV
Độ âm điện
N
7
2s22p5
0,71
1,48
0,15
14,53
3,0
P
15
3s23p3
1,30
1,86
0,35
10,48
2,1
As
33
4s24 p3
1,48
1,92
0,47
9,81
2,0
Sb
51
5s2p3
1,61
2,08
0,62
8,64
1,9
Bi
83
6s26p3
1,82
2,13
0,74
7,29
1,9
Với cấu hình lớp ngoài cùng ns 2np3, các nguyên tố nhóm Va có thể tạo nhận 3
electron hoặc góp chung 3 electron trong các liên kết cộng hóa trị, tạo thành hợp chất
với số ôxi hoá -3 hoặc +3.
Ni tơ có khả năng tạo liên kết π p – p nên nitơ tồn tại dạng phân tử hai nguyên tử,
liên kết với nhau bằng liên kết ba N ≡ N.
Trừ nittơ, các nguyên tử nguyên tố nhóm Va có thể dùng obital d để xen phủ với
các obital p của nguyên tố khác tạo nên liên kết π p →d.
I.2. Trạng thái thiên nhiên
Nitơ tồn tại trong thiên nhiên chủ yếu dưới dạng phân tử 2 nguyên tử. Trong không
khí, nitơ chiếm 78,03% thể tích. Ngoài ra, nitơ còn có trong diêm tiều Chile
(NaNO3), diêm tiêu Ấn Độ (KNO3) cũng như trong mọi sinh vật.
Nitơ có 2 đồng vị bền là 14N (99,635%) và 15N (0,365%) với tỉ lệ 272: 1.
I.3. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Theo thuyết VB, liên kết trong phân tử N2 là liên kết ba, bao gồm 2 liên kết π và 1
liên kết σ
Theo thuyết MO, liên kết trong phân tử N2 là liên kết ba
Cả hai thuyết đều giải thích thỏa đáng sự hình thành liên kết trong phân tử N 2, phù
hợp với năng lượng liên kết lớn trong phân tử (940 kJ/mol).
I.4.
Tính chất vật lý
N2 là khí không màu, không mùi, không vị và không duy trì sự sống.
Do ít bị cực hóa nên nitơ là chất khó hóa lỏng, khó hóa rắn.
Nitơ ít trong nước, ở O0C, 1 lít nước hoà tan 23,5 mL khí N2.
I.5. Tính chất hóa học
Phân tử N2 có liên kết ba, năng lượng liên kết rất lớn nên phân tử N 2 rất bền với
nhiệt. Vì vậy, ở nhiệt độ thường, N2 khá trơ về mặt hóa học nhưng ở nhiệt độ cao
trở lên hoạt động hơn, nhất là khi có xúc tác.
Ở nhiệt độ thường, N2 chỉ phản ứng được với Li tạo thành nitrua:
6Li + N2 →2Li3N
Ở nhiệt độ thường N2 được đồng hoá trực tiếp bởi một số vi sinh vật như một số vi
khuẩn trong nốt sần của rễ cây họ đậu.
Ở nhiệt độ cao N2 phản ứng với các phi kim, quan trong nhất là với hidro để tổng
hợp amoniac:
0
C , Fe
N2 + 3H2 450
2NH3
€
Phản ứng với oxi trong tự nhiên khi có mưa dông, kèm theo tia lửa điện:
N2 + O2 € 2NO
Khi đốt nóng, nitơ tác dụng với nhiều kim loại, tạo thành nitrua.
C
N2 + 3Ca 700
→ Ca3N2
I.6. Điều chế
0
- Trong công nghiệp: Chưng cất phân đoạn không khí lỏng;
- Trong phòng thí nghiệm:
Đun nóng muối NH4NO2 trong dung dịch:
NH4NO2 → N2 + H2O
NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + H2O
(đun nóng)
Nhiệt phân muối natri azit:
2NaN3 → 2Na + 3N2
II. AMONIAC
II.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Theo thực nghiệm, phân tử NH3 có cấu tạo chóp, góc liên kết HNH bằng 107 0;
năng lượng liên kết N-H bằng 385 kJ/mol; momen lưỡng cực 1,48D.
Cấu trúc phân tử NH3 có thể được giải thích theo thuyết VB. Theo đó, trong phân
tử NH3, nguyên tử N ở trạng thái lai hóa sp 3. Ba obital lai hóa của N xen phủ với ba
AO1s của H tạo thành 3 liên kết σ, nguyên tử N còn 1 obital lai hóa chứa cặp electron
không liên kết hướng về 1 đỉnh tứ diện.
II.2. Tính chất vật lý
NH3 là chất khí không màu, mùi khai và xốc. Do hình thành liên kết hidro liên phân
tử nên NH3 dễ hóa lỏng và dễ hóa rắn (nhiệt độ nóng chảy bằng -77,75 0C; nhiệt độ
sôi là -33,350C).
Khí NH3 dễ tan trong nước (ở 200 C, 1 lít nước hòa tan được 700 lít khí NH3) do tạo
được liên kết hidro với dung môi nước.
Amoniac có nhiệt hoá hơi (22,82 kJ/mol) rất cao so với hợp chất tương tự. Do vậy,
NH3 lỏng thường được sử dụng trong các thiết bị làm lạnh.
II.3. Tính chất hóa học
Do có cặp electron không liên kết trên obital lai hóa có khả năng cho nên phân tử
NH3 thể hiện tính bazơ Lewis.
II.3.1. Tính bazơ yếu
- Phản ứng với nước
Hằng số bazơ của NH3 trong nước là Kb = 1,8.10-5.
- Phản ứng với axit
NH3 + HCl → NH4Cl
2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
- Phản ứng với một số dung dịch muối, tạo hidroxit kim loại
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3NH4Cl
- Phản ứng tạo phức
AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]Cl
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
II.3.2. Tính khử yếu
- Khí NH3
- Cháy trong oxi không có xúc tác tạo thành N2.
- Khi có xúc tác Pt, khí NH3 tác dụng với oxi tạo ra sản phẩm chính NO:
C , Pt
4NH3 + 5O2 850
→ 4NO + 6H2O
- Khử mọt số oxit kim loại thành kim loại, ví dụ:
0
t
3CuO + 2NH3 →
3Cu + N2 + 3H2O
- Dung dịch NH3
8NH3 + 3Cl2 → N2 + 6NH4Cl
III.4. Điều chế
- Trong công nghiệp
Tổng hợp từ các đơn chất: tỉ lệ N 2:H2 = 1: 3; nhiệt độ 450-5000C; áp suất = 2001000 atm; xt: Fe.
- Phòng thí nghiệm
0
Đun nóng dung dịch NH3 đặc với xút rắn;
Cho vôi bột tác dụng với muối amoni.
II.5. Ứng dụng
- Tổng hợp phân bón;
- Tổng hợp axit nitric;
- Sử dụng trong các thiết bị làm lạnh.
II.6. Muối amoni
II.6.1. Đặc điểm cấu tạo
Ion NH +4 có cấu tạo tứ diện đều với nguyên tử N trung tâm
Ion amoni có chứa 1 liên kết cho nhận kém bền nên dễ phân li proton.
II.6.2. Tính chất hóa học
- Tính axit yếu
Trong nước, ion amoni bị thủy phân tạo môi trường axit yếu:
NH +4 + H2O €
NH3 + H3O+
Ka = 5,6.10-10
- Tính kém bền nhiệt
Tất cả các muối amoni đều bị nhiệt phân hủy, ví dụ:
t
NH4Cl →
NH3 + HCl
III. AXIT NITRIC
0
III.1. Đặc điểm cấu tạo phân tử
Phân tử HNO3 có cấu trúc phẳng. Nguyên tử N ở trạng thái lai hóa sp2.
III.2. Tính chất vật lý
HNO3 tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí. Axit
nitric có khối lượng riêng d = 1,52g/cm 3. Nhiệt độ nóng chảy là -41 0C và nhiệt độ sôi
là 860C.
HNO3 kém bền dễ bị phân huỷ dưới tác dụng của ánh sáng và nhiệt:
4HNO3 → 4NO2 + O2 + H2O
Axit nitric tinh khiết tự ion hoá theo phương trình:
2HNO3 € 4NO +2 + NO 3− + H2O
Khi tan trong dung môi có khả năng cho proton mạnh hơn như H 2SO4, HClO4 thì
HNO3 phân li cho ion NO +2 :
4HNO3 + 2H2SO4 € 2NO +2 + 2HSO −4 + H3O+
Axit HNO3 tan trong H2O theo bất kỳ tỉ lệ nào. Nó tạo với hỗn hợp đồng sôi dưới
áp suất thường ở nhiệt độ 121,80C, ứng với nồng độ axit là 69,4%.
III.3. Tính chất hóa học
III.3.1. Tính axit mạnh
HNO3 + H2O → H3O+ + NO 3−
Trong dung dịch loãng có nồng độ dưới 2M tác dụng với kim loại hoạt động giải
phóng H2. Ví dụ, dung dịch HNO3 1 - 2% (0,3M) tác dụng với Mg và Mn giải phóng
H2:
Mg + 2HNO3 (≈0,3 M) → Mg(NO3)2 +H2
Mn + 2HNO3 (≈ 0,3M) → Mn(NO3)2 + H2.
III.3.2. Tính oxi hóa mạnh
- Axit HNO3 là chất oxi hóa mạnh điển hình. Khi tác dụng với các chất khử, tùy điều
kiện nhiệt độ, nồng độ axit và bản chất của chất khử, axit HNO 3 sẽ bị khử đến các sản
phẩm ứng với số oxi hóa từ -3 đến +4.
- Nói chung những kim loại hoạt động mạnh sẽ khử HNO 3 đến N2O, N2 , NH2OH
(hoặc NH3OH+), NH3 (hoặc NH +4 ).
Ví dụ: Zn có khuynh hướng chủ yếu tạo N 2O, nhưng với HNO3l tạo ra NH3 hoặc
NH2OH.
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O.
4Zn + 10 HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Fe tác dụng với HNO3 loãng (d = 1,034 - 1,115g/cm3) tạo ra Fe(NO3)2:
4Fe + 10HNO3(l) → 4Fe(NO3)2 + NH4NO3 +3H2O.
Với dung dịch có d > 1,115 g/cm3 thì tạo thành Fe3+:
Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O
- Những kim loại khác khử HNO3 đặc đến NO2 và khử HNO3 loãng (3M đến 6M) đến
NO.Ví dụ:
Pb + 4HNO3 (đặc) → Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Hg + HNO3 (đặc) → Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.
- Khi axit nitric tác dụng với kim loại nói riêng và chất khử nói chung, có thể tạo
thành nhiều sản phẩm khác nhau, trong đó có 1 sản phẩm chính.
- Nhiều phi kim tác dụng với HNO3 đặc tạo NO2 và HNO3 loãng tạo NO và bản thân
phi kim bị oxi hoá tạo ra oxitaxit ứng với bậc ôxi hoá cao, ví dụ:
C + 4HNO3 (đặc) → CO2 + 4NO2 + 2H2O
P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O
I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
- HNO3 ôxi hoá được nhiều hợp chất có số oxi hóa trung gian, ví dụ:
3Sn+2 + NO 3− + 7H+ → 3Sn4+ + NH2OH + 2H2O
3Fe2+ + NO 3− + 4H+ → 3Fe3+ + NO + H2O
HNO3 + 3HCl → NOCl + Cl2 + 2H2O
Au + HNO3 + 4HCl → H[AuCl4] + NO + 2H2O
3Pt + 4HNO3 + HCl → 3H2[PtCP6] + 4NO + 8H2O.
- Một số kim loại (Al, Fe, Cr, Co, Ni) bị thụ động hoá bởi HNO 3 đặc, nguội (d≥ 1,45
g/cm3).
III.4. Điều chế
- Trong công nghiệp
N2 → NH3 → NO → NO2→ HNO3
- Phòng thí nghiệm
Đun nóng tinh thể muối nitrat kim loại kiềm với axit sunfuric đặc:
NaNO3 (t.t) + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
III.5. Ứng dụng
- Là axit được sử dụng nhiều thứ hai sau axit sunfuric;
- Điều chế thuốc nổ;
- Tổng hợp phân bón;
- Sử dụng trong lĩnh vực phẩm nhuộm, công nghiệp hóa chất; dược phẩm,…
IV.3.6. Muối nitrat
Ion nitrat có cấu trúc tam giác đều, nguyên tử N ở trạng thái lai hóa sp2. Ba obital lai
hóa tham gia tạo thành ba liên kết σ với ba nguyên tử O. Một obital 2p của N tạo nên
một liên kết π giải tỏa trên 4 nguyên tử
- Màu sắc: Ion NO 3− không có màu nên muối nitrat của những cation không màu
đều không có màu.
- Tính tan: Hầu hết các muối nitrat đều dễ tan trong nước. Một vài muối hút ẩm
trong không khí như NaNO3 và NH4NO3. Muối nitrat của những kim loại hoá trị II
và III thường ở dạng hidrat.
- Độ bền nhiệt: Tất cả các muối nitrat đều bị phân hủy bởi nhiệt.
Muối nitrat của kim loại kiềm khá bền với nhiệt, muối của các kim loại khác dễ
phân huỷ khi đốt nóng. Nitrat của những kim loại đứng trước Mg trong dãy điện hoá
bị nhiệt phân huỷ tạo ra muối nitrit và oxi:
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
Muối nitrat của kim loại từ Mg đến Cu bị nhiệt phân tạo thành oxit kim loại, NO 2
và O2:
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2
Muối nitrat của những kim loại đứng sau Cu bị phân hủy đến kim loại:
Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2.
- Tính oxi hóa
Trong môi trường axit, muối nitrat có khả năng oxi hoá như HNO 3; trong môi
trường trung tính hầu như không có khả năng oxi hoá; nhưng trong môi trường kiềm
có thể bị Al, Zn khử đến NH3:
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O →4Na2[Zn(OH)4] + NH3
IV. PHOTPHO
IV. 1. Trạng thái thiên nhiên
- Photpho là nguyên tố rất phổ biến trong tự nhiên;
- Trên vỏ trái đất, photpho chiếm khoảng 0,04% tổng
số nguyên tử;
- Photpho có trong thành phần protein động thực vật;
trong động vật, photpho tập
trung ở răng, xương và mô thần kinh;
- Photpho có 2 khoáng vật chính trong tự nhiên là photphotrit Ca 3(PO4)2 và apatit
3Ca3(PO4)2.CaX2;
- Tên Latinh phosphoruos xuất phát từ tiếng Hi Lạp có nghĩa là “chất phát quang”.
IV. 2. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
Nguyên tử P có thể ở các trạng thái lai hóa: sp3, sp3d và sp3d2; trong đó đặc trưng
nhất là trạng thái sp3.
IV. 3. Tính chất vật lý
Photpho có 3 dạng thù hình là photpho trắng, photpho đỏ và photpho đen.
IV. 3.1. Photpho trắng
Là khối trong suốt như sáp có mạng lưới lập phương. Kiến trúc mạng lưới đó
gồm những phân tử P4 liên kết với nhau bằng lực Van de van.
Là chất có mạng lưới tinh thể phân tử, P trắng dễ nóng chảy (nhiệt độ nóng chảy
là 440C), dễ bay hơi (nhiệt độ sôi là 287 0C), mềm và dễ tan trong các dung môi không
cực như CS2 và benzen.
Hơi của P trắng có mùi tỏi và có thể chưng cất ở 100 0C cùng với hơi nước. Ở
7000C, P4 bắt đầu phân huỷ thành P2; ở 17000C, phân huỷ 50%, phân tử P2 có cấu tạo
giống N2; ở trên 20000C phân tử P2 phân huỷ thành nguyên tử.
Góc PPP trong P4 bé hơn góc giữa các obital nguyên tử 3p nên phân tử P 4 ở vào
trạng thái “căng vòng” mạnh và do đó liên kết P - P không bền. Bởi vậy P trắng rất
hoạt động hoá học và hết sức độc.
IV. 3.2. Photpho đỏ
Là chất bột màu đỏ, ở nhiệt độ cao, P đỏ thăng hoa tạo thành hơi gồm những
phân tử P4. Hơi này ngưng tụ lại thành P trắng.
Pđỏ là chất ở dạng polime, gồm một số dạng khác nhau mà kiến trúc của chúng
đến nay chưa được xác định.
Là chất có mạng lưới tinh thể nguyên tử, P đỏ không tan trong bất kỳ dung môi
nào.
IV. 4. Tính chất hóa học
So sánh với nitơ, photpho hoạt động hơn mặc dù có độ âm điện nhỏ hơn. Điều đó
được giải thích là do liên kết đơn P - P kém bền hơn nhiều so với liên kết ba trong
phân tử N2.
Các hợp chất của P hầu hết đều là hợp chất cộng hóa trị.
Mặt khác, sự khác nhau về kiến trúc của ba dạng thù hình của phôt pho dẫn đến
sự khác nhau nhiều về tính chất hoá học. P trắng hoạt động nhất và P đen kém hoạt
động nhất.
Ở điều kiện thường, P trắng bị ôxi hoá chậm bởi O 2 không khí nên phải bảo quản
trong nước; phôtpho đỏ và đen đều bền.
P trắng tự bốc cháy trong không khí ở nhiệt độ 40 0C; P đỏ ở trên 2500C và P đen
ở trên 4000C.
Phôt pho vừa có tính ôxi hoá vừa có tính khử. Tuy nhiên tính chất cơ bản của
photpho là tính khử.
Khi cháy trong ôxi dư, P tạo P4O10 và trong điều kiện khí oxi không dư tạo nên
P4O6 và P4O10. Khói trắng và đậm sinh ra khi phốt pho cháy trong không khí là axit
metaphotfphoric (HPO3) do P4O10 kết hợp với hơi nước tạo nên.
Phot pho trắng có thể giải phóng kim loại ra khỏi dung dịch muối của vàng bạc,
chì và đồng:
P4 + 10CuSO4 + 16H2O → 4H3PO4 + 10Cu + 10H2SO4.
Phot pho đỏ có thể bốc cháy khi va chạm với những chất ôxi hoá mạnh như
KClO3, K2Cr2O7 , KNO3. Tính chất này dẫn đến công dụng chủ yếu của P đó là làm
diêm.
Khi tương tác với dung dịch kiềm, phôt pho trắng thể hiện khả năng oxi hoá khử:
P4 + 3KOH + 3H2O → PH3 + 3K[H2PO2]
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O →2PH3 + 3Ba(H2PO2)
IV.5. OXIT VÀ OXIAXXIT CỦA PHOTPHO
IV.5. 1. Oxit của photpho
IV.5. 1.1. Photpho(III) oxit
Trong phân tử P4O6, góc POP = 1280; OPO = 990; dP-O = 1,65 antron, ngắn hơn
liên kết đơn (1,84 antron), nghĩa là có mức độ kép rõ rệt.
Ở đây liên kết π được tạo nên do cặp electron tự do 2p của oxi xen phủ với obital
3d trống của photpho theo kiểu πp→d.
Photpho (III) oxit là tinh thể trắng, mềm giống như sáp. Nhiệt độ nóng chảy bằng
23,80C và nhiệt độ sôi bằng 1750C. Photpho (III) oxit dễ tan trong ete, CS 2, cloropom
và benzen. Nó độc gần như phốt pho trắng.
Ở nhiệt độ thường, phôtpho (III) oxit bền với oxi không khí, ở 50 -60 0C bị oxi
hoá thành phôtpho (V) oxit:
P4O6 + 2O2 → P4O10
Quá trình này phát quang mạnh. Đến 700C photpho (III) oxit bốc cháy.
Khi lắc mạnh với nhiều nước lạnh, photpho (III) oxit tạo axit photphorơ:
P4O6 + 6H2O → 4H3PO3
Nhưng với nước nóng, phản ứng xảy ra mãnh liệt và phức tạp, tạo nên hỗn hợp
sản phẩm gồm có P, PH3 và H3PO4.
Với dung dịch HCl, photpho (III) xxit cũng tạo nên axit photphorơ:
P4O6 + 6HCl → 2H3PO3+ 2PCl3.
IV.5. 1.2. Photpho (V) oxit
Phot pho (V) oxit được tạo nên khi đốt chấy phot pho trong điều kiện có dư
không khí khô.
Phot pho (V) oxit là chất ở dạng tinh thể lục phương có màu trắng , thăng hoa ở
3590C dưới áp suất 1atm. Mạng lưới của tinh thể đó gồm những phân tử P 4O10 liên kết
với nhau bằng lực Van de van.
Phân tử P4O10 có cấu tạo tương tự phân tử P4O6 nhưng có thêm 4 nguyên tử oxi
liên kết với 4 nguyên tử photpho.
Sự rút ngắn độ dài liên kết P-O (d P-O = 1,39 antron) cho thấy, có thêm Điều này
xác minh thêm liên kết theo kiểu πp→d.
Phot pho (V) oxit hút ẩm rất mạnh và là một trong những chất làm khô tốt nhất
đối với các khí. Nó có thể lấy nước của các axit như HNO3, H2SO4 biến chúng thành
anhiđrit và lấy nước của các chất hữu cơ.
Khi tương tác với nước lạnh, tạo nên axit metaphotphoric:
P4O10 + 2H2O →4HPO3
Phản ứng với nước nóng, dư, tạo nên axit octophotphocric:
P4O10 + 6H2O →4H3PO4
IV.5.2. Oxiaxit của photpho
Các oxiaxit quan trọng: H3PO2, H3PO3 và H3PO4. Trong dãy oxiaxit của photpho,
độ bền nhiệt tăng dần, tính axit tăng dần và tính khử giảm dần.
IV.5.2.1. Axit hipophotphorơ
Là tinh thể không màu, nóng chay ở 270C, dễ tan trong nước, khi đun nóng đến
1030C bị phân huỷ theo phản ứng:
3H3PO2 →2H3PO3 + PH3
H3PO2 là axit mạnh, 1 nấc, muối tương ứng đều dễ tan trong nước.
Axit H3PO2 và muối là chất khử mạnh, nhưng phản ứng xảy ra chậm.
Tương tác với halogen biến thành axit phopphoric.
Giải phóng kim loại từ dung dịch muối của các kim loại quí như Au, Ag, Pd và
một số kim loại nặng như Cu, Hg, Bi:
H3PO2 + 2CuSO4 + 2H2O →2Cu + 2H2SO4 + H3PO4.
Tuy nhiên H3PO2 có thể bị Zn trong H2SO4 khử đến photphin.
Điều chế:
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O →3Ba(H2PO2)2 + 2PH3
Ba(H2PO2)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H3PO2
IV.5.2.2. Axit photphorơ
Là tinh thể không màu, nóng chảy ở 740C, chảy rữa trong không khí và dễ tan
trong nước. Ở 2000C, phân huỷ thành H3PO4 và photpin:
4H3PO3 →3H3PO4 + PH3
Là axit 2 nấc và có độ mạnh trung bình (K1= 1.10-2; K2=3.10-7)
Muối của nó gọi là phophit, không có màu, thường khó tan trong nước.
Axit H3PO3 là chất khử mạnh, phản ứng thường chậm và phức tạp. Nó tương tác
với halogen, làm kết tủa kim loại từ dung dịch d muối của kim loại nặng và bản thân
nó biến thành H3PO4:
H3PO3 + 2AgNO3 + H2O →H3PO4 + 2Ag +2HNO3
Tuy nhiên trong dung dịch H2SO4, H3PO3 bị Zn khử đến photpin.
IV.5.2.3. Axit photphoric
Axit photphoric rất bền, không có khả năng thể hiện tính oxi hóa ở dưới nhiệt độ
350-4000C. Nhưng ở nhiệt độ cao hơn chúng là chất oxi hóa yếu, có thể tương tác với
kim loại.
Axit octhophotphoric tinh khiết được dùng chủ yếu trong công nghiệp dược phẩm.
Axit kỹ thuật dùng chủ yếu để sản xuất phân bón vô cơ, nhuộm vải và sản xuất men
sứ. H3PO4 có thể điều chế bằng tương tác của PCl 5 hay P4O10 với nước; hoặc tương tác
của P với dung dịch HNO3 < 52%.
Trong công nghiệp, H3PO4 kỹ thuật được điều chế cho axit H 2SO4 có nồng độ
trung bình tác dụng với photphat thiên nhiên.
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 →3CaSO4 + 2H3PO4
BÀI TẬP ÁP DỤNG
Bài 1. Viết phương trình phản ứng khi cho NO tác dụng với H 2, H2S, SO2, O2, Cl2,
KMnO4.
Bài 2. Viết phương trình phản ứng khi cho NO2 tác dụng với: Cl2, H2, Cu, CO, SO2,
O3, H2O2. Trong mỗi phản ứng NO2 thể hiện tính chất gì?
Bài 3. Hòa tan Fe bằng dung dịch H2SO4 loãng dư nhận được dung dịch A. Cho hỗn
hợp NO và NO2 đi qua dung dịch A thu được dung dịch B. Viết các phương trình
phản ứng xảy ra.
Bài 4. Viết cấu tạo các phân tử NO, N 2O, NO2, N2O3, N2O4 và N2O5. Nêu rõ dạng hình
học của mỗi chất.
Bài 5. Hỗn hợp X gồm 2 kim loại Al và Cu. Cho 18,2 gam X vào 100ml dung dịch Y
chứa H2SO4 12M và HNO3 2M, đun nóng tạo ra dung dịch Z và 8,96 lít (đktc) hỗn hợp
T gồm NO và khí D không màu. Hỗn hợp T có tỷ khối so với hidro = 23,5.
Tính khối lượng mỗi kim loại trong hỗn hợp đầu và lượng mỗi muối trong dung dịch
Z
Bài 6. Hòa tan a gam hỗn hợp Cu và Fe (trong đó Fe chiếm 30% về khối lượng) bằng
50 ml dung dịch HNO3 63% (d = 1,38 g/ml), khuấy đều cho tới phản ứng hoàn toàn
thu được chất rắn A cân nặng 0,75a gam , dung dịch B và 6,104 lít hỗn hợp khí NO và
NO2 (đktc). Hỏi cô cạn dung dịch B thu được bao nhiêu gam muối khan?
Bài 7. Hòa tan 17,4 gam hỗn hợp 3 kim loại Al, Cu, Fe trong dung dịch HCl dư thấy
thoát ra 8,96 lít khí(đktc). Nếu cho 34,8 gam hỗn hợp trên tác dụng với dung dịch
CuSO4 dư rồi lọc chất rắn tạo ra hòa tan bằng HNO 3 thì thoát ra 26,88 lít khí (đktc) có
tỷ khối so với oxi = 1,27. Viết các phương trình phản ứng và tính thành phần hỗn hợp
ban đầu.
Bài 8. Trộn CuO với một oxit kim loại đơn hóa trị II theo tỷ lệ mol 1:2 được hỗn hợp
A. Dẫn một luồng khí H2 dư đi qua 3,6 gam A nung nóng thu được hỗn hợp B. Để hòa
tan hết B cần 60 ml dung dịch HNO 3 nồng độ 2,5M và thu được V lít khí NO duy
nhất(đktc) và dung dịch chỉ chứa nitat kimloại. Xđ kim loại hóa trị II nói trên và tính
V.
Bài 9. X,Y là kim loại đơn hóa trị II và III . Hòa tan hết 14,0 gam hỗn hợp X,Y bằng
axit HNO3 thoát ra 14,784 lít (27,30C và 1,1atm) hỗn hợp 2 khí oxit có màu nâu và có
tỷ khối so với He = 9,56 , dung dịch nhận được chỉ chứa nitrat kim loại. Cùng lượng
hỗn hợp 2 kim loại trên cho tác dụng với axit HCl dư thì cũng thoát ra 14,784 lít khí
(27,30C và 1atm) và còn lại 3,2 gam chất rắn không tan.
Xác định X, Y và tính % lượng mỗi kim loại trong hỗn hợp đầu.
Bài 10. Cho 21,52 gam hỗn hợp A gồm kim loại X đơn hóa trị II và muối nitrat của nó
vào bình kín dung tích không đổi 3 lít (không chứa không khí) rồi nung bình đến nhiệt
độ cao để phản ứng xảy ra hoàn toàn, sản phẩm thu được là oxit kim loại. Sau phản
ứng đưa bình về 54,60C thì áp suất trong bình là P. Chia đôi chất rắn trong bình sau
phản ứng: phần 1 phản ứng vừa đủ với 667ml dung dịch HNO 3 nồng độ 0,38M thoát
ra khí NO duy nhất và dung dịch chỉ chứa nitrat kim loại. Phần 2 phản ứng vừa hết với
300ml dung dịch H2SO4 loãng 0,2M thu được dung dịch B.
a) Xác định kim loại X và tính % lượng mỗi chất trong A.
b) Tính P.
Bài 11. Hòa tan hoàn toàn 2,52 gam hỗn hợp Mg và Al bằng dung dịch HCl thu được
2,688 lít hidro (đktc). Cũng lượng hỗn hợp này nếu hòa tan hoàn toàn bằng H 2SO4 đặc
nóng thì thu được 0,03 mol một sản phẩm duy nhất hình thành do sự khử S+6.
a) Xác định sản phẩm duy nhất nói trên.
b) Nếu hòa tan hoàn toàn cũng lượng hỗn hợp trên bằng dung dịch HNO3 10,5%
(d =1,2 g/ml) thì thu được 0,03 mol một sản phẩm duy nhất hình thành do sự khử N+5.
Tính thể tích tối thiểu dung dịch HNO3 đã dùng.
Bài 12. Một miếng Mg bị oxihóa một phần được chia làm 2 phần bằngnhau:
- Phần 1 cho hòa tan hết trong dung dịch HCl thì thoát ra 3,136 lít khí. Cô cạn dung
dịch thu được 14,25 gam chất rắn A.
- Phần 2 cho hòa tan hết trong dung dịch HNO 3 thì thoát ra 0,448 lít khí X nguyên
chất. Cô cạn dung dịch thu được 23 gam chất rắn B.
a) Tính % số mol Mg đã bị oxihóa.(các thể tích khí đều đo ở đktc)
b) Xác định khí X.
Bài 13. Cho 23,52g hỗn hợp 3 kim loại Mg, Fe, Cu vào 200ml dung dịch HNO 3 3,4M
khuấy đều thấy thoát ra một khí duy nhất hơi nặng hơn không khí, trong dung dịch
còn dư một kim loại chưa tan hết, đổ tiép từ từ dung dịch H 2SO4 5M vào, chất khí trên
lại thoát ra cho dến khi kim loại vừa tan hết thì mất đúng 44ml, thu được dd A. Lấy
1/2 dd A, cho dd NaOH cho đến dư vào, lọc kết tủa, rửa rồi nung ngoài không khí đến
khối lượng không đổi thu được chất rắn B nặng 15,6g.
1-Tính % số mol mỗi kim loại trong hỗn hợp.
2-Tính nồng độ các ion (trừ ion H+-, OH-) trong dung dịch A.
Bài 14. Hoà tan hoàn toàn hỗn hợp FeS và FeCO 3 bằng dung dịch HNO3 đặc, nóng
thu được hỗn hợp (B) gồm 2 khí X và Y có tỷ khối đối với H 2 là 22,8 và còn dung
dịch (A) có pH < 3.
a)Tính tỷ lệ số mol các muối Fe2+ trong hỗn hợp ban đầu.
b)Làm lạnh hỗn hợp khí (B) xuống nhiệt độ thấp hơn được hỗn hợp (B′) gồm 3 khí
X,Y,Z có tỷ khối so với H2 bằng 28,5. Tính phần trăm theo thể tích của hỗn hợp khí
(B′).
c) Ở -11oC hỗn hợp (B′) chuyển sang (B″) gồm 2 khí. Tính tỷ khối của (B″) so với H2.
Bài 15. Cho từ từ khí CO qua ống chứa 6,4gam CuO đun nóng. Khí ra khỏi ống được
hấp thụ hoàn toàn bằng 150ml dung dịch nước vôi trong nồng độ 0,1M thấy tách ra
1,0 gam kết tủa trắng, đun sôi phần nước lọc lại thấy có vẩn đục. Chất rắn còn lại
trong ống được cho vào 500ml dung dịch HNO 3 0,32M thoát ra V1 lít khí NO2 nếu
thêm 760ml dung dịch HCl 1,333M vào dung dịch sau phản ứng thì lại thoát ra thêm
V2 lít khí NO nữa. Nếu tiếp tục thêm 24 gam Mg thì thấy thoát ra V 3 lít khí hỗn hợp
khí N2 và H2, lọc dung dịch cuối cùng thu được chất rắn X.
a/ Viết phương trình phản ứng và tính V1,V2,V3(đktc).
b/ Tính thành phần X( giả thiết các phản ứng xảy ra hoàn toàn).
Bài 16.
1) Bằng phương pháp nhiễu xạ tia X khảo sát cấu trúc tinh thể NH 4Cl người ta đã ghi
nhận được kết quả sau:
Ở 200C phân tử NH4Cl kết tinh dưới dạng lập phương với hằng số mạng a = 3,88 A 0
và khối lượng riêng d = 1,5 g/cm3.
Ở 2500C phân tử NH4Cl kết tinh dưới dạng lập phương với hằng số mạng a = 6,53 A 0
và khối lượng riêng d = 1,3 g/cm3.
Từ các dữ kiện trên hãy cho biết:
a) Kiểu tinh thể lập phương hình thành ở 200C và 2500C.
b) Khoảng cách N – Cl theo A0 cho từng kiểu tinh thể đã xác định ở câu (a).
Bài 17.
1.Các nguyên tử C, N, O có thể sắp xếp theo ba thứ tự khác nhau để tạo ra ba anion
CNO-, CON- và NCOa. Viết công thức Lewis cho các cách sắp xếp nguyên tử như trên.
b. Với cách sắp xếp trên hãy:
- Tìm điện tích hình thức của mỗi nguyên tử.
- Sắp xếp độ bền của ba anion trên. Giải thích?
2. So sánh và giải thích bán kính của các nguyên tử và ion sau: Cs+, As, F, Al, I-, N
HƯỚNG DẪN GIẢI
Bài 1. Viết phương trình phản ứng khi cho NO tác dụng với H 2, H2S, SO2, O2, Cl2,
KMnO4.
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
2NO + 2H2S → N2 + 2S + 2H2O
2NO + SO2 → N2O + SO3.
2NO + Cl2 → 2NOCl (nitrozoni có ion NO+)
10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4 → 10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4H2O
Bài 2. Viết phương trình phản ứng khi cho NO2 tác dụng với: Cl2, H2, Cu, CO, SO2,
O3, H2O2. Trong mỗi phản ứng NO2 thể hiện tính chất gì?
2NO2 + Cl2 → 2NO2Cl (Nitroni) (tính khử)
2NO2 + 7H2 → 2NH3 + 4H2O
NO2 + Cu → Cu2O + NO
(tính oxihóa)
(tính oxihóa)
NO2 + CO → CO2 + NO
(tính oxihóa)
NO2 + SO2 → SO3 + NO
(tính oxihóa)
2 NO2 + O3 → O2 + N2O5.
(tính khử)
NO2 + H2O2 → 2HNO3.
(tính khử)
Bài 3. Hòa tan Fe bằng dung dịch H2SO4 loãng dư nhận được dung dịch A. Cho hỗn
hợp NO và NO2 đi qua dung dịch A thu được dung dịch B. Viết các phương trình
phản ứng xảy ra.
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
NO2 +3 FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Fe(NO)SO4 + H2O
NO + FeSO4 → Fe(NO)SO4.
Bài 4. Viết cấu tạo các phân tử NO, N 2O, NO2, N2O3, N2O4 và N2O5. Nêu rõ dạng hình
học của mỗi chất.
NO:
N
N2O:
cấu
O
trúc
N
N
O
hay
N
N
thẳng
NO2: (N lai hóa
sp2),
N
O
O
O
hay
N
N
O
đường
- cấu trúc tam giác phẳng
- Có 1 e độc thân trên N → dễ dime hóa và có
màu.
tạo nên phân tử N2O4.
O
O
N
N2O3 : (hỗn hợp NO và NO2)
N
O
N2O5: cấu tạo phẳng
Bài 5.
O
O
MT =23,5 . 2 = 47 → MNO = 30 < 47 < MD. → D là SO2 = 64
Suy ra số mol NO = 0,2 mol và SO2 = 0,2 mol
Thực chất phản ứng theo các phương trình sau:
Al → Al3++ 3e.
Với số mol Al = x và số mol Cu = y
Cu → Cu2+ + 2e.
Tổng số e nhường = 3x + 2y
NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O
SO42– + 4H+ + 2e → SO2 + 2H2O (Tổng số mol e thu = 0,6 + 0,4 = 1 )
Số mol H+ trong Y = 1,2 . 2 + 0,2 = 2,6 > số mol H+dự phản ứng = (0,2 + 0,2) 4= 1,6
Nên kim loại tan hết.
Vậy ta có hệ phương trình:
27x + 64y = 18,2
3x + 2y = 1 → giải pt cho x = y = 0,2
Vì NO3– phản ứng = NO3– trong Y nên dung dịch Z không có NO 3–- và chỉ có Al3+,
Cu2+, SO42–. Lượng Al2(SO4)3 =
0, 2
. 342 = 34,2 gam
2
Lượng CuSO4 = 0,2 . 160 = 32 gam
Bài 6. Phần hỗn hợp tan = 0,25a gam < 0,3a gam nên Fe còn dư và Cu chưa phản ứng
Các phản ứng:
Fe + 4 HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Fe + 6 HNO3 → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Do Fe dư nên còn các phản ứng: Fe + 2Fe(NO3)3 → 3Fe(NO3)2
Tức là trong dung dịch B chỉ có Fe(NO3)2
Và lượng muối = lượng Fe + lượng NO3–
Mà số mol NO3– còn lại trong B = tổng số mol NO3– – số mol khí
= 0,69 – 0,2725 = 0,4175 mol
Vậy lượng muối khan =
Bài 7.
0, 4175
. 180 = 37,575 gam
2
2Al + 6 HCl → 2AlCl3 + 3H2
(1)
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2
(2)
2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu↓
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓
(3)
(4)
Khí có 30 < MTB = 40,64 < 46 là hỗn hợp NO và NO 2 (cần chú ý là trong các sản
phẩm chứa N tạo ra khi tác dụng với HNO3 ngoài muối, Cu chỉ tạo NO và NO2 )
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(5)
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
(6)
Từ MTB = 40,64 và tổng số mol = 1,2 tính được NO = 0,4 mol và NO2= 0,8 mol
Theo pt (5), (6) Cu = 0,4 + 0,6 = 1,0 mol
So sánh (1), (2) với (3), (4) thấy số mol Cu↓ = H2= 0,8 mol (TN 2 lấy lượng gấp đôi)
Suy ra Cu ban đầu =
1, 0 − 0,8
= 0,1 mol ∼ 6,4 gam → Al + Fe = 11 gam
2
Từ hệ pt về tổng lượng Al + Fe và tổng số mol H2 tính được Al = 5,4 g và Fe = 5,6 g
Bài 8.
Gọi oxit kim loại phải tìm là MO và a và 2a là số mol CuO và MO trong A.
Vì hidro chỉ khử được những oxit kim loại đứng sau nhôm trong dãy điện hóa nên có
2 khả năng xảy ra:
* Trường hợp 1: M đứng sau nhôm trong dãy điện hóa
CuO +
H2
→ Cu
MO
H2
→ M +
+
+
H2 O
H2 O
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3M + 8HNO3 → 3 M(NO3)2 + 2NO + 4H2O
80a + ( M + 16).2a = 3, 6
16a
Ta có hệ pt: 8a
Giải hệ pt cho a = 0,01875 và M = 40 ∼ Ca
= 0,15
3 +
3
Trường hợp này loại vì Ca đứng trước Al trong dãy thế điện hóa.
* Trường hợp 2: M đứng trước nhôm trong dãy điện hóa
CuO +
H2
→ Cu
+
H2 O
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
MO + 2HNO3 → M(NO3)2 + 2H2O
Ta có hệ pt:
80a + ( M + 16).2a = 3, 6
8a
Giải hệ pt cho a = 0,01875 và M = 24 ∼ Mg
4a = 0,15
3 +
Nghiệm này hợp lý và V=
Bài 9.
% CuO = 41, 66%
0, 01875. 2
. 22,4 = 0,28 lít. →
3
% MgO = 58,34%
Số mol khí = 0,66 và 0,6.
Từ MTB= 9,56. 4 = 38,24 suy ra NO2 > 38,24 nên khí còn lại phải là NO = 30 < 38,24
Và tính được NO = 0,32 mol và NO2 = 0,34 mol
3X + 8HNO3 → 3X(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Y + 4HNO3 → Y(NO3)3 + NO + 2H2O
X + 4HNO3 → X(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Y + 6HNO3 → Y(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
X + 2HCl → XCl2 + H2
hoặc 2Y + 6HCl → 2YCl3 + 3H2
Biện luận: * Nếu kim loại Y không tan trong axit HCl
10,8
Theo pt: số mol X = 0,6 và lượng X = 10,8 gam nên X = 0, 6 = 18 (không thỏa mãn
kim loại nào)
* Vậy kim loại X không tan trong axit HCl
10,8
Theo pt: số mol Y = 0,4 và lượng Y = 14- 3,2= 10,8 gam nên Y = 0, 4 = 27 ∼ Al
Đặt số mol X bằng a:
3+
Al− 3e → Al
tổng số e nhường = 0,4. 3 + 2a = 1,2 + 2a
2+
X − 2 e → X
+5
+2
N + 3e → N
+5
+4 tổng số e thu = 0,32. 3 + 0,34 = 1,30
N + 1e → N
Theo qui tắc bảo toàn số mol e: 1,2 + 2a = 1,3 → a = 0,05
3, 2
Vậy X = 0, 05 = 64 ∼ Cu và % Al = 77,14% ; %Cu = 22,86%
Bài 10.
số mol HNO3 = 0,38. 0,667 = 0,25346 và số mol H2SO4 = 0,3. 0,2 = 0,06
Đặt số mol X(NO3)2 và X ban đầu là a và b.
2X(NO3)2 → 2XO + 4NO2 + O2
a
a
2a
0,5a
2X + O2 → 2XO do phản ứng với HNO3 có khí NO nên X có dư và
a
0,5a
a
phần dư = b – a (mol)
XO + 2HNO3 → X(NO3)2 + H2O
3X + 8HNO3 → 3X(NO3)2 + 2NO + 4H2O
XO + H2SO4 → XSO4 + H2O
X + H2SO4 → XSO4 + H2
Theo pt: số mol HNO3 phản ứng = 2a +
4
(b - a) = 0,253 hay a + 2b = 0,38 (1)
3
Biện luận: * Nếu M đứng trước hidro trong dãy điện hóa thì theo pt
a+
1
(b - a) = 0,06 hay a + b = 0,12 (2). Giải (1)(2) cho a = – 0,14 < 0 (loại)
2
* Vậy M đứng sau hidro trong dãy điện hóa và không tác dụng với H2SO4 loãng,
khi đó a = 0,06 → b = 0,16 và 0,06(M + 124) + 0,16M = 21,52 → M = 64 ∼ Cu
Suy ra % Cu = 47,5 % và % Cu(NO3)2 = 52,5%
Sau khi nung trong bình chứa 0,12 mol NO2 nên P =
Bài 11. a)
0,12.0, 082.327, 6
= 1,07 atm.
3
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
Lập hệ pt và giải hệ pt cho Mg = 0,06 mol và Al = 0,04 mol
Đặt số oxihóa của lưu huỳnh trong sản phẩm là x ta có:
Al → Al3+ + 3e
Mg → Mg2+ +2e tổng số mol e nhường = 0,04. 3 + 0,06. 2 = 0,24
S6+ + (6 – xe) → S x
tổng số mol e thu = (6 - x). 0,03
Theo quy tắc bảo toàn số mol e: (6 - x). 0,03 = 0,24 → x = – 2 → sản phẩm là H2S
b) N5+ + (5 – ye) → S y tương tự: (5 - x). 0,03 = 0,24 → x = – 3 → sản phẩm là NH3
4Mg +10 HNO3 → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
8Al +30 HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
Theo pt: số mol HNO3 phản ứng = 0,06. 2,5 + 0,04. 3,75 = 0,3 → VHNO3 = 150 ml.
Bài 12.
a) số mol khí H2 = 0,14 và số mol khí X = 0,02
2Mg + O2 → 2MgO
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O
Theo pt: Mg chưa bị oxihóa = 0,14 mol → MgO =
14, 25
– 0,14 = 0,01 mol
95
0, 01
% Mg bị oxihóa = 0,15 . 100% = 6,67%
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + X + H2O
b)
MgO + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + 2H2O
Biện luận: Theo tính toán trên số mol Mg(NO3)2 = 0,15
nên lượng Mg(NO3)2 = 0,15. 148 = 22,2 gam < 23
Vậy trong B không chỉ có Mg(NO3)2 mà còn phải có NH4NO3 =
23 − 22, 2
= 0,01 mol
80
4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
0,04
0,01
(5x-2y)Mg + (12x-4y)HNO3 → (5x-2y)Mg(NO3)2 + 2NxOy + (6x-2y)H2O
0,14 – 0,04 = 0,1
Theo pt:
Bài 13.
0,02
5x − 2 y
2
=
→ 5x – 2y = 10 → x = 2; y = 0 → khí X là N2.
0,1
0, 02
Gọi x, y, z là số mol Mg, Fe, Cu trong hỗn hợp, ta có :
24x + 56y + 64z = 23,52
↔ 3x + 7y + 8z = 2,94
(a)
Đồng còn dư có các phản ứng:
Cho e:
Nhận e:
Mg → Mg2++ 2e
(1)
Fe → Fe3+ + 3e
(2)
Cu → Cu2+ + 2e
(3)
NO3- + 3e + 4H+ → NO + 2H2O
Cu +2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+
(4)
(5)
Phương trình phản ứng hoà tan Cu dư:
3Cu + 4H2SO4 + 2NO3- → 3CuSO4 + SO42- + 2NO + H2O
Từ Pt (6) tính được số mol Cu dư: =
(6)
0,044.5.3
= 0,165 mol
4
Theo các phương trình (1), (2), (3), (4), (5): số mol e cho bằng số mol e nhận:
2(x + y + z – 0,165) = [3,4.0,2 – 2(x + y + z – 0,165)].3
→ x + y + z = 0,255 + 0,165 = 0,42 (b)
Từ khối lượng các oxit MgO; Fe2O3; CuO, có phương trình:
x
y
z
.40 + .160 + . 80 =
2
4
2
15,6 (c)
Hệ phương trình rút ra từ (a), (b), (c):
3x + 7y + 8z = 2,94
x + y + z = 0,42
x + 2y + 2z = 0,78
Giải được: x = 0,06;
y = 0,12;
z = 0,24.
% lượng Mg = 6,12% ; % lượng Fe = 28,57% ; % lượng Cu = 65,31%
2/ Tính nồng độ các ion trong dd A (trừ H+, OH-)
[Cu2+] = 0,984 M ;
Bài 14.
a) PT pứ:
[Fe2+] = 0,492 M ;
0,06
[Mg2+] = 0,244 = 0,246 M
[SO42-] = 0,9 M ;
[NO3-] = 1,64 M
FeS + 12HNO3 → Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O
FeCO3 + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + CO2 + NO2 + 2H2O
Đặt: nFeS = a mol , nFeCO3 = b mol → nNO2 = 9a + b
Ta có :
và nCO2 = b
46(9a + b) + 44b
= 22,8 → a:b = 1:3 → n FeS : n FeCO3 = 1: 3 (b = 3a)
2(9 a + 2 b)
b) Làm lạnh B có phản ứng : 2NO 2
N2O4 khi đó M (N2O4) = 92 làm M tăng và
= 57
Gọi x là số mol N2O4 trong hỗn hợp B, vậy B′ gồm:
NO2 = (9a + b) – 2x = 4b - 2x ; N2O4 = x và CO2 = b →
46(4b - 2x) + 92x + 44b
= 57
(4b − 2 x + x + b)
→ b = x → Tổng B’ = 4b gồm NO2 = 2b ∼ 50% ; N2O4 = b ∼ 25% ; CO2 = b ∼ 25%
c) ở – 110C phản ứng dime hoá xảy ra hoàn toàn, B′′ gồm N2O4 = 2b và CO2 = b
92.2b + 44.b
tỉ khối so với hidro = 2(b + 2b) = 38
Bài 15.
CO + CuO → Cu + CO2
a)
số mol CO2 = 0,02
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
số mol Cu = 0,02
2CO2 + Ca(OH)2 → Ca(HCO3)2
số mol CuO = 0,06
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2+ H2O
số mol HNO3 = 0,16
CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O
3Cu + 8H+ + 2NO3– → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O
0,015
Theo pt:
Khi thêm
0,04
0,01
V1 = 0,01. 22,4 = 0,224 lít ;
V2 =
1
V1 = 0,07467 lít
3
3, 04
mol HCl, phản ứng lại tiếp tục xảy ra
3
5Mg + 12H+ + 2NO3– → 5Mg2+ + N2 + 6H2O
Thêm 1 mol Mg:
Mg + Cu2+ → Mg2+ + Cu
Mg + 2H+ → Mg2+ + H2
mà số mol N2 =
1
0, 04
0, 22
(0,16 )=
2
3
3
và
H2 =
V3 = VN2 + VH2
1 3, 04 0, 04 2, 64
−
−
÷ = 0, 06
2 3
3
3
0, 22
+ 0, 06 ÷= 2,9867 lít
3
nên V3 = 22,4
b) Suy ra Cu = 0,08. 64 = 5,12 gam chiếm 30,19%
và Mg = 1 −
1,1
− 0, 06 − 0, 08 ÷.24 = 11,84 gam chiếm 69,81%
3
Bài 16.
Số phân tử NH4Cl trong một ô mạng lập phương được tính theo công thức:
d .N A .a 3
n=
M NH 4Cl
Thay số với các trường hợp
200C :
n=
1,5.6, 02.10 23.(3,88.10−8 ) 3
≈1
53,5
2500C:
n=
1,3.6, 02.10 23.(6,53.10 −8 )3
≈4
53, 5
Từ kết quả tính => ở 200C NH4Cl tồn tại ở dạng lập phương đơn giản, mạng NH 4+ và
Cl – chèn vào nhau có thể tịnh tiến trùng nhau.
Ở 2500C : NH4Cl kết tinh dưới dạng lập phương tâm diện.
b) Tính khoảng cách:
200C: d N −Cl =
a 3
= 3, 36 A0
2
a
2
ở 2500C: d N −Cl = = 3, 27 A0
Bài 17.
a.
Viết công thức Lewis cho Ba anion CNO-, CON- và NCOC
N
-
O
C
O
N
-
N
C
O
N
C
O
-
b.
- Điện tích hình thức của mỗi nguyên tử.
C
-1
N
+1
-
O
-1
C
O
-1
N
-
+2
-2
-
0
0
-1
- Ion NCO- bền nhất vì điện tích hình thức nhỏ nhất.
Ion CON- kém bền nhất vì điện tích hình thức lớn nhất.
2. Bán kính của các nguyên tử và ion: Cs+< I->As>Al> N>F
Nguyên tử Al có bán kính lớn hơn nguyên tử F do nguyên tử Al nằm ở chu kì dưới và
bên trái nguyên tử F trong BHTTH.
As có bán kính lớn hơn nguyên tử Al do As thuộc chù kì dưới.
Cs+ và I- có cùng cấu hình electron, nhưng anion có kích thước lớn hơn anion nên kích
thước I- > Cs+
I- > As do I nằm ở chu kì dưới so với As trong BTTH.
N >F do N nằm ở bên trái F trong cùng một chu kì.
Kết luận: Kích thước nguyên tử F là nhỏ nhất, kích thước ion I - là lớn nhất, ngoại trừ
Cs+. Chúng ta có thể sắp xếp theo chiều giảm kích thước như sau: Cs +< I->As>Al> N>F,
và Cs+< I-
CHƯƠNG 4: CACBON- SILIC VÀ HỢP CHẤT
I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG
I.1.
Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
N0
1
2
3
4
5
7
Tính chất
Số thứ tự
Electron hóa trị
Bán kính n.tử, antron
Bán kính ion X4+, antron
Thế ion hóa I1, eV
Độ âm điện
C
6
2s2p2
0,77
0,45
11,26
2,5
Si
14
3s2p2
1,34
0,41
8,15
1,8
Ge
32
4s24p2
1,39
0,44
7,88
1,8
Sn
50
5s25p2
1,58
0,67
7,33
1,8
Pb
82
6s2p2
1,75
0,84
7,42
1,8
Do tổng năng lượng ion hoá khá lớn nên không thể mất 4e để tạo ion 4+; mặt
khác độ âm điện cũng không lớn để có thể kết hợp 4e để tạo ion 4-.
Để tạo cấu hình electron bền những nguyên tử nguyên tố nhóm IVa tạo nên
những liên kết cộng hóa trị với số oxi hoá -4, +2 và +4.
Trong những số oxi hoá dương đặc trưng, khuynh hướng cho số oxi hoá +4 giảm
và số oxi hoá +2 tăng từ C đến Pb.
Năng lượng liên kết E-X giảm xuống từ Si -X đến Pb - X; nhưng từ C đến Si,
trong nhiều trường hợp năng lượng liên kết lại tăng lên vì Si có khả năng tạo liên kết π
p→d
giữa cặp electron tự do của F, Cl, O… với obital d trống của Si.
Các nguyên tố nhóm IVA có khả năng tạo mạch đồng nguyên tử E-E và khả
năng này giảm từ C đến Pb. Sự giảm khuynh hướng đó có thể giải thích được một
phần bằng sự giảm độ bền của liên kết E -E.
Trong các hợp chất, số phối trí tăng từ từ 4 ở C đến 8 ở Pb do sự tăng số obital
nguyên tử tham gia lai hoá từ kiểu sp2 và sp3 đến sp3d2 và sp3d2f2.
I.2.Trạng thái thiên nhiên
Cacbon không phải là nguyên tố phổ biến nhất, chỉ chiếm 0,14% tổng số nguyên
tử, nhưng hợp chất của cacbon là cơ sở của mọi sinh vật.
Cacbon tồn tại trong thiên nhiên lượng lớn nằm ở 2 khoáng vật là canxit
(CaCO3) và đolomite (CaCO3.MgCO3). Ngoài ra, cacbon còn tồn tại ở than mỏ, dầu
mỏ, CO2, trong hợp chất hữu cơ của mọi sinh vật.
Trong thiên nhiên, cacbon ở dưới 2 dạng đồng vị bền 12C (98,9) và 13C (1,1%).
Dưới tác dụng của tia vũ trụ, một lượng nhỏ đồng vị phóng xạ β là 14C cũng được tạo
thành trong khí quyển:
14
7
1
N + 10 n → 14
6 C + 1 H . Dựa trên hàm lượng
người ta xác định được tuổi của cây cối và cổ vật.
I.3 Tính chất vật lý
14
C trong bã thực vật
Cacbon có 2 dạng thù hình cơ bản là kim cương và than chì.
I.3.1 Kim cương
Tinh thể kim cương thuộc hệ lập phương. Trong tinh thể, mỗi nguyên tử C ở
trạng thái lai hoá sp3 và tạo liên kết cộng hóa trị với 4 nguyên tử C khác.
Tinh thể cacbon có mạng lưới nguyên tử điển hình. Toàn bộ tinh thể có kiến trúc
rất đều đặn cho nên thực tế tinh thể là một phân tử khổng lồ kim cương có tỉ khối lớn
(3,51g/cm3) và cứng nhất trong tất cả chất.
Kim cương không dẫn điện vì các electron hoá trị đều được liên kết bền vững
trong liên kết C-C.
Tinh thể kim cương hoàn toàn trong suốt, không màu, chỉ số khúc xạ rất lớn nên
trông lấp lánh rất đẹp. Bột kim cương dùng để đánh bóng hạt kim cương và những vật
liệu rất cứng khác.
I.3.2.Than chì
Than chì có kiến trúc lớp, trong đó mỗi nguyên tử C ở lai hoá sp 2. Mỗi nguyên tử
C tạo 3 liên kết σ với 3 nguyên tử C và đóng góp 1e vào liên kết π giải tỏa trong toàn
bộ tinh thể.
Khác với kim cương, than chì có màu xám, có ánh kim và dẫn điện (trên thực tế,
than chì được dùng làm điện cực).
Do kiến trúc lớp, một số tính chất lý hoá phụ thuộc vào phương ở trong tinh thể.
mật độ dẫn điện và độ cứng của than chì theo phương song song với lớp tinh thể đều
lớn hơn so với phương vuông góc với lớp.
Giống kim cương, than chì có nhiệt độ nóng chảy rất cao, bột than chì thường
được sử dụng làm chất bôi trơn trong các thiết bị nhiệt độ cao.
I.4 Tính chất hóa học
Ở nhiệt độ thường tương đối trơ, nhưng ở nhiệt độ cao trở nên hoạt động, có thể
phản ứng với nhiều phi kim và kim loại.
Cháy trong không khí: C + O2 →
CO2
Ở nhiệt độ cao, C khử CO2: CO2 + C €
∆H0 = - 393 kJ/mol
2CO
∆H0 = 172,4 kJ/mol
Cacbon tác dụng với nhiều kim loại tạo cacbua kim loại.
Ở nhiệt độ cao, cacbon khử được nhiều hợp chất như: hơi H 2O, clorat, nitrat; khi
đun nóng, tác dụng được với axit nitric, axit sunfuric tạo ra CO2.
Đặc biệt khử được nhiều oxit kim loại giải phóng kim loại, ví dụ:
t
CuO + C →
Cu + CO2
II. CACBON OXIT
o
II.1. Đặc điểm cấu tạo
Theo thực nghiệm, phân tử CO có năng lượng liên kết rất lớn (1070 kJ/mol) và
momen lưỡng cực 0,12D.
Cấu trúc phân tử CO có thể được giải thích theo thuyết VB. Theo đó, trong phân
tử CO, nguyên tử C ở trạng thái lai hóa sp. Một obital lai hóa của C xen phủ với
AO2p của O tạo thành 1 iên kết σ, hai obital không lai hóa của C tạo 2 liên π với 2
AO2p còn lại của O.
Theo thuyết MO, phân tử CO có giản đồ năng lượng giống với phân tử N2.
II.2. Tính chất vật lý
CO là chất khí không màu, không mùi. Do phân tử phân cực yếu nên nên CO khó
hóa lỏng và hóa rắn (nhiệt độ nóng chảy -2040C; nhiệt độ sôi -191,50C).
Khí CO ít tan trong nước và là khí rất độc.
II.3. Tính chất hóa học
Giống nitơ, cacbon oxit kém hoạt động ở nhiệt độ thường nhưng khác nitơ, ở khả
năng khử tăng mạnh.
II.3.1. Tính khử
Ở khoảng 7000C, CO cháy trong không khí cho ngọn lửa màu lam nhạt, phát
nhiều nhiệt và có thể gây nổ:
2CO + O2 →
2CO2
ΔH0 = - 283 kJ/mol
Ở 5000C và trong bóng tối, CO phản ứng với Cl2 tạo thành photgen:
CO + Cl2 →
COCl2
ΔH0 = - 111,3 kJ/mol
CO khử được oxit của một số kim loại thành kim loại
Fe2O3 + 3CO →
2Fe + 3CO2
Trong dung dịch, CO khử được muối của các kim loại quí như: Au, Pt, Pd đến
kim loại:
PdCl2 + H2O + CO →
Pd + 2HCl + CO2
II.3.2. Tính bazơ
Do có cặp electron không liên kết trên obital lai hóa ở C, phân tử CO còn có thể
kết hợp với nhiều chất.
CO kết hợp với một số kim loại chuyển tiếp tạo cacbonyl kim loại:
Ni + 4CO →
Ni(CO)4
Fe + 5CO →
Fe(CO)5
Liên kết trong phức chất cacbonyl giữa kim loại M và CO gồm 1 liên kết σ và
một liên kết π M → CO
CO kết hợp với một số muối tạo phức (cấu tạo phân tử phức tạp):
CuCl + CO + 2H2O →
CuCl.CO.2H2O
III. CACBON DIOXIT
III.1. Đặc điểm cấu tạo
Theo thuyết VB, trong phân tử CO2, nguyên tử C ở trạng thái lai hóa sp.
Hai obital lai hóa của C tạo thành với 2 nguyên tử oxi 2 liên kết σ; hai obital
không lai hóa của C tạo 2 liên π.
Phân tử CO2 có cấu trúc thẳng, không phân cực, năng lượng liên kết C=O lớn
(803 kJ/mol) nên khá bền nhiệt.
III.2. Tính chất vật lý
Cacbon dioxit là khí không màu, vị hơi chua, dễ hoá lỏng và dễ hoá rắn (nhiệt độ
nóng chảy -570C ở 5atm). Ở 60 atm và nhiệt độ thường, CO 2 biến thành khối rắn màu
trắng giống như tuyết gọi là tuyết cacbonic.
Cacbon dioxit khá bền, không độc, không duy trì sự sống. CO 2 tan nhiều trong
nước (ở 00C, 1 lít nước hòa tan 1,7 lít CO2).
Trên giản đồ pha của CO2 (hình 8-7), điểm ba nằm cao hơn áp suất khí quyển
nên tuyết cacbonic thăng hoa ở - 78,50C dưới áp suất thường.
III.3. Tính chất hóa học
Khi tan trong nước, phần lớn CO2 dạng hiđrat hoá hoá và phân nhỏ tác dụng với
nước tạo axit cacbonic:
CO2 + xH2O →
CO2.xH2O
Axitcacbonic không bền và không tách ra được ở điều kiện thường. Nó là axit 2
nấc (K1 = 4,16.10-7, K2 = 6,84.10-11)
Ở điều kiện thường, khí CO2 khô có thể kết hợp với khí amoniac khô tạo amoni
cabamat.
Muối này không bền, khi đun nóng trong không khí phân huỷ ra CO 2 và NH3.
Khi đun nóng đến 1800C và dưới P = 200atm amoni cacbamat sẽ mất nước biến thành
ure.
III.4. Điều chế
-Trong công nghiệp:
Là sản phẩm đốt cháy nhiên liệu hóa thạch và nhiệt phân muối cacbonat.
- Phòng thí nghiệm
Nguyên tắc: Dựa trên tính kém bền của axit cacbonic;
Phương pháp: cho muối cacbonat, hidrocacbonat tác dụng với axit loãng:
CaCO3 + 2HCl →
CaCl2 + CO2 + H2O
III.5. Ứng dụng
- Trong công nghiệp hóa học: tổng hợp phân đạm ure; sản xuất xô đa; axit salixilic;
- Trong công nghiệp thực phẩm: Nén vào nước giải khát, nước hoa quả, nước khoáng;
- Công nghệ hạt nhân: Khí CO2 có nhiệt dung lớn và ít hấp thụ nơtron nhiệt nên được
dùng làm nguội một số lò hạt nhân.
III.6. Muối cacbonat và hidrocacbonat
III.6.1. Cấu tạo
Axit cacbinic tạo nên 2 loại muối: cacbonat và hiđrocacbonat. Anion cacbonat có
cấu trúc tam giác đều, nguyên tử C lai hóa sp 2 nằm ở tâm, 3 nguyên tử O ở đỉnh của
tam giác đều.
III.6.2. Màu sắc, độ tan
Ion cacbonat và hidrocacbonat không có màu nên các muối của cation không
màu đều không có màu.
Chỉ muối cacbonat kim loại kiềm và amoni là dễ tan. Dung dịch muối tan có
phản ứng kiềm vì muối bị thuỷ phân.
Muối hiđrocacbonat dễ tan hơn cacbonnat.
III.6.3. Độ bền nhiệt
Chỉ các muối hidrocacbonat của kim loại kiềm (trừ Li) và amoni là tách được ở
trạng thái tinh thể, các hidrocacbonat của các kim loại khác chỉ tồn tại trong dung
dịch.
Cacbonat kim loại kiềm bền với nhiệt, khi nóng chảy mà không phân huỷ.
Những cacbonat khác phân huỷ giải phóng CO2.
III.6.4. Phản ứng thủy phân
Anion cacbonat và hidrocacbonat trong dung dịch bị thủy phân tạo môi trường
bazơ yếu.
BÀI TẬP
Bài 1:
1)Cacbon than chì có hai dạng tinh thể là lục phương và mặt thoi. Hãy nêu sự giống
nhau và khác nhau giữa hai dạng tinh thể đó?(Có hình vẽ). Từ hình vẽ cho biết cách
xác định bán kính cộng hoá trị và bán kính vadevan?
2) Sự tương tác giữa cacbon than chì với hơi kim loại kiềm hoặc kim loại kiềm thổ ở
áp suất cao tạo thành những hợp chất mới có thành phần ứng với công thức công thức
nguyên MCx(M là kim loại). Trong tinh thể mới sinh ra, kim loại nằm ở tâm của lăng
trụ, đáy là lục giác đều có số phối trí bằng 12
a. Nếu cứ 5 lăng trụ có một kim loại, tính x trong MCx?
b. Cho bán kính cộng hoá trị và bán kính vadevan của cacbon trong tinh thể than chì
tương ứng là: 0,7A0; 1,67A0. Nếu tâm lăng trụ có K thì chiều cao lăng trụ trong tinh
thể hợp kim là 5,4A0. Hãy cho biết tâm của lăng trụ là nguyên tử K hay ion K+?
c. Nếu tâm ở lăng trụ có Ba thì khoảng cách giữa hai lớp là bai nhiêu cho biết bán
kính của K ,K+, Ba, Ba2+ tương ứng là: 2,35A0; 1,33A0; 2,21A0; 1,35A0.
3)Một dạng tinh thể của Bonitrua (công thức (BN) n) có tên gọi là than chì trắng. Hãy
cho biết tinh thể than chì trắng co điểm gì giống với tinh thể than chì đen?
Bài 2: Giải thích vì sao:
1) Khi trộn lẫn các dung dịch: Al2(SO4)3 và K2S hoặc các dung dịch Al(NO3)3 và
K2CO3 ta đều được cùng một kết tủa?
2) Trong cùng phân nhóm chính nhóm V nhưng Nito không có tính thù hình, còn
phootpho có nhiều dạng thù hình?
3) Vì sao liên kết ba cacbon-cacbon có hoạt tính mạnh, trong khi liên kết ba nito-nito
có hoạt tính rất yếu?
Bài 3: Hãy cho biết:
1) Tại sao SiO2 có nhiệt độ nóng chảy cao hơn CO2?
2) tại sao người ta thường dùng dung dịch H2O2 để phục hồi các bức tranh cổ bị đen?
3) Tại sao photphin(PH3) có nhiệt độ sôi thấp hơn amoniac(NH 3), nhưng Silan(SiH4)
lại có nhiệt độ sôi cao hơn metan(CH4)
4) Si có hòa tan trong dung dịch axit không? Nếu có hãy viết phương trình phản ứng?
Bài 4: Trong số các cacbonyl halogenua COX2 người ta chỉ điều chế được 3 chất:
cacbonyl florua COF2, cacbonyl clorua COCl2 và cacbonyl bromua COBr2.
1. Vì sao không có hợp chất cacbonyl iođua COI2?
2. So sánh góc liên kết ở các phân tử cacbonyl halogenua đã biết.
3. So sánh nhiệt tạo thành tiêu chuẩno ∆Htth của COF2 (khí) và COCl2 (khí).
4. Sục khí COCl2 từ từ qua dung dịch NaOH ở nhiệt độ thường. Viết phương trình
phản ứng xảy ra (nếu có).
Bài 5:
1) Bằng thực nghiệm người ta biết rằng kim cương có cấu trúc lập phương tâm diện và
4 hốc tứ diện phân bố đều ở 4 gốc của ô mạng cơ sở. Cho độ dài cạnh ô mạng cơ sở
bằng 3,55A0.
a. Biểu diễn ô mạng tế bào cơ sở của kim cương, xác định số nguyên tử cacbon trong
ô mạng cơ sở đó?
b. Trình bày cách tính bán kính nguyên tử cacbon và khoảng cách gần nhất giữa hai
nguyên tử cacbon.
c. Tính khối lượng riêng của kim cương, biết MC=12g/mol
2) Thực nghiệm xác định được moomen lưỡng cực của phân tử nước là 1,85D, góc
liên kết HOH là 104,5A0; ddooj daif lieen keets O-H laf 0,0957nm
Tính độ ion của liên kết O-H trong phân tử oxi(bỏ qua moomen tạo ra do các cặp e
hóa trị không tham gia liên kết của oxi)
Cho 1D = 3,33.10-30 Cm
Bài 6:
1) Giải thích tại sao (CH3)3NBF3 khá bền hơn so với (SiH3)3NBF3? Trên cơ sở đó dự
đoán góc liên kết SiNC tronh hợp chất H3SiNCS(isotiocinatsilic)?
2) Cho biết dạng hình học và trạng thái lai hóa B, C, Si, Te trong các hợp chất: BCl3;
CCl4; SiCl4; TeF6? Trong các hợp chất đó chất nào có tính axit? Vì sao?
Viết phương trình phản ứng của các chất trên với nước nếu có?
Bài 7: Không giống như cacbon, thiếc có thể tăng số phối trí quá 4, tương tự cacbon
thiếc tạo clorua SnCl4
a) Hãy vẽ hai dạng hình học có thể có của SnCl4?
b) Các axit lewis như là SnCl4 phản ứng với các bazo Lewis như ion clorua hay amin.
Trong trường hợp clorua, quan sát thấy có hai phản ứng
-
-
SnCl4 + Cl --> SnCl5
-
-
SnCl4 + 2Cl --> SnCl6
-
b) Hãy vẽ ba dạng hình học có thể có của SnCl5
c) Hãy dùng thuyết VSEPR để dự đoán dạng hình học nào là thích hợp hơn đối với
-
SnCl5
-
d) Vẽ ba dạng hình học có thể có của SnCl6
e) Hãy dùng thuyết VSEPR để dự đoán dạng hình học nào là thích hợp hơn đối với
-
SnCl6
Bài 8: Đun nóng dung dịch Na2CO3 bão hòa và hòa tan thêm 2 (g) muối khan vào, sau
khi để nguội dung dịch đến nhiệt đô ban đầu (t 0C), thấy có 8,6 (g) muối
Na2CO3.10H2O tách ra.
a) Tính độ tan của Na2CO3 ở t0C.
b) Xác định % khối lượng của Na2CO3 trong dung dịch bão hòa ở t0C.
c) Tính độ tan của Na2CO3ở t0C.
Bài 9: Hỗn hợp A gồm silic (IV) oxit với magie được đun đến nhiệt độ cao. Phản ứng
xảy ra hoàn toàn. Xử lí bã rắn X còn lại cần 365 (g) dung dịch HCl 20% kết quả.
- Thu được 1 khí Y bốc cháy ngay trong không khí và 410,4 (g) dung dịch muối có
nồng độ 23,67%.
- Cặn bã Z còn lại không tan trong axit sẽ tan được dễ dàng trong dung dịch kiềm tạo
ra một khí cháy được.
a) Tính phần trăm khối lượng từng chất trong A.
b) Tính thể tích Y (đktc) và khối lượng Z.
Bài 10: Trong một bình kín dung tích không đổi chứa 50 (g) hỗn hợp gồm: a 1 (g)
FeCO3 chứa a% tạp chất trơ và a2 (g) FeS2 cũng chứa a% tạp chất trơ và một lượng gấp
1,5 lần lượng cần thiết không khí giàu oxi (70% N 2 và 30% O2 về thể tích). Nung nóng
bình để phản ứng xảy ra hoàn toàn thu được hỗn hợp oxit B và hỗn hợp khí C, sau đó
đưa nhiệt độ bình về trạng thái ban đầu thấy áp suất trong bình vẫn như trước khi
nung.
Lấy chất rắn trong bình cho vào ống sứ, đốt nóng rồi dẫn một luồng khí CO đi
qua. Sau khi kết thúc thí nghiệm, từ chất rắn còn lại trong ống sứ lấy ra được 17,92 (g)
sắt, biết rằng chỉ có 80% sắt oxit bị khử thành sắt.
Cho hỗn hợp khí C vào bình kín dung tích không đổi 5 lít có mặt xúc tácV 2O5,
nung nóng bình ở 5460C đến khi phản ứng oxi hóa SO 2 đạt trạng thái cân bằng thấy áp
suất trong bình lúc đó là 38,304 atm.
a) Tính % tạp chất trơ a và khối lượng a1, a2.
b) Tính hằng số cân bằng phản ứng oxi hóa khử SO2 thành SO3 ở 5460C.
Bài 11: Kim loại A phản ứng với phi kim B tạo hợp chất C màu vàng cam. Cho 0,1
mol hợp chất C phản ứng với CO2 (dư) tạo thành hợp chất D và 2,4 (g) B. Hòa tan
hoàn toàn D vào nước, dung dịch D phản ứng hết với 100 ml dung dịch HCl 1M giải
phóng 1,12 lít CO2 (đktc).
Hãy xác định A, B, C, D và viết phương trình phản ứng xảy ra. Biết hợp chất C
chứa 45,07% B theo khối lượng; hợp chất D không bị phân tích khi nóng chảy.
Bài 12:
1. Để thu hồi vàng có mặt trong các loại đá alumosilicat người ta nghiền vụn đá
và cho tác dụng với dung dịch NaCN đồng thời sục không khí vào trong hỗn hợp phản
ứng. Ở đây Au sẽ chuyển chậm thành phức chất Au(CN) −2 tan trong nước. Sau khi đạt
được cân bằng người ta thu hồi vàng bằng cách tách dung dịch ra và cho tác dụng với
Zn.
Viết phương trình phản ứng ion trong qui trình tách vàng ở trên. Tính hằng số
cân bằng của các phản ứng.
2. Vàng trong tự nhiên thường ở dạng hợp kim với bạc và trong quá trình xử lí
để thu hồi vàng thì bạc bị những phản ứng tương tự. Viết phương trình phản ứng ion
và tính hằng số cân bằng của các phản ứng.
3.Làm bay hơi 500 lit dung dịch chứa Ag(CN) −2 3,0.10-3 M và Au(CN) −2 1,0.102
M cho đến khi còn ½ thể tích dung dịch ban đầu rồi xử lí với 65 (g) kẽm. Tính nồng
độ các ion Au(CN) −2 và Ag(CN) −2 sau khi phản ứng kết thúc.
4. Cần thiết lập nồng độ CN- trong dung dịch Au(CN) −2 là bao nhiêu để 99%
mol của vàng tồn tại dưới dạng phức chất Au(CN) −2 .
Cho E0 của các cặp lần lượt là:
Zn(CN) 24− /Zn = -1,26 V;
Ag(CN) −2 /Ag = - 0,31 V;
Au(CN) −2 /Au = - 0,6 V;
O2/2OH- = 0,404 V.
Hằng số tạo thành phức chất Au(CN) −2 β = 4.1028.
Bài 13: Thêm 5,64 (g) hỗn hợp K2CO3 và KHCO3 vào 600 ml dung dịch hỗn hợp
Na2CO3 và NaHCO3 được dung dịch A. (giả sử VA = 600 ml). Chia dung dịch A làm 3
phần bằng nhau.
- Cho rất từ từ 100 ml dung dịch HCl vào phần 1, thu được dung dịch B và 448
(ml) khí (đktc). Thêm nước vôi trong (dư) vào dung dịch B thấy tạo thành 2,5 (g) kết
tủa.
- Phần 2 tác dụng vừa đủ với 150 ml dung dịch NaOH 0,1M.
- Cho khí HBr (dư) đi qua phần 3, sau đó cô cạn thì thu được 8,125 (g) muối
khan.
1. Viết phương trình phản ứng dạng ion.
2. Tính nồng độ mol của muối trong dung dịch A và dung dịch HCl đã dùng.
Bài 14: Hấp thụ hoàn toàn V lit khí CO 2 (đktc) vào 1 lit dung dịch NaOH 0,3M, được
dung dịch có pH = 10,328. Tính V.
Biết H2CO3 là đi axit có K1 = 4,5.10-7 và K2= 4,7.10-11.
ĐÁP ÁN
Bài 1:
1.
Cấu trúc tinh thể than chì lục phương(grafit).
a) Giống nhau: Có từng lớp C, C đều ở trạng thái lai hóa sp2 và tạo thành vòng 6 cạnh
gần giống vòng benzen.
b) Khác nhau:
- Loại lục phương(than chì-grafit) thì lớp 1 trùng lớp 3, trùng lớp 5,...; lớp 2 trùng lớp
4, trùng lớp 6,...
- Loại mặt thoi thì lớp 1 trùng với lớp 4, lớp 7,...; lớp 2 trùng với lớp 5, lớp 8,...
c) Cách xác định bán kính:
- Bán kính cộng hóa trị là nửa khoảng cách giữa hai nguyên tử C trong một lớp(nửa
cạnh lục giác đều)
- Bán kính vandevan là khoảng cách giữa hai nguyên tử C ở hai lớp cách nhau
2.
a) Một lăng trụ có 12 đỉnh, có 1/6 nguyên tử C => Một lăng trụ có 2 nguyên tử C => 5
lăng trụ có 10 nguyên tử C và một nguyên tử kim loại => x = 10
b) Tâm lăng trụ là Kali 1,4A0
AB = 2.1,4 = 2,8A0(mặt chia làm 6 tam giác đều)
A'B = 2.r(kim loại) + 2.r(vandevan của C)
(Tính A'B theo pitago)
0
0
d = 5,4A => rKL = 1,33 A => Tâm lăng trụ có ion K+
c) Tâm có Ba2+: Tính tương tự có d = 5,35A0
3. - Các nguyên tử N và B đều lai hóa sp 2, tạo nên các lớp bằng các lục giác đều. Liên
kết giữa các nguyên tử trong một lớp là liên kết cộng hóa trị, liên kết giữa các lớp
bằng lực Vandevan.
- Khoảng cách giữa các nguyên tử trong một lớp và giữa các lớp cũng tương tự như
cacbon than chì gần giống vòng benzen
Mô hình:
Bài 2:
1) Do cùng bản chất về phương trình điện li:
* Al2(SO4)3 --> 2Al3+ + SO42K2S
--> 2K+ + S2Ion S2- bị thủy phân: S2- + H2O --> HS- + OHAl3+ +3OH- --> Al(OH)3
* Al(NO3)3 --> Al3+ + 3NO3K2CO3 --> 2K+ + CO32Ion CO32- bị thủy phân: CO32- + H2O --> H CO3- + OHAl3+ +3OH- --> Al(OH)3
2)
Do có khả năng hình thành liên kết Π P− P mạnh, vì vậy các nguyên tử N có
khuynh hướng kết hợp từng đôi một tạo thành phân tử N 2 rất bền vững nên nito không
có tính thù hình.
Photpho có khả năng hình thành liên kết Π P− P yếu nên mỗi nguyên tử kết hợp
với ba nguyên tử P bằng các liên kết đơn tạo ra các nguyên tử P 4, Pn,..., nên P có tính
thù hình.
3) Liên kết ba nito-nito không phân cực, N bão hòa 8e lớp ngoài, còn liên kết ba
Cacbon-cacbon chưa bão hòa cấu hình e lớp ngoài nên còn liên kết với nguyên tử
hoặc với nhóm nguyên tử khác nên có thể phân cực do các nhóm thế làm tăng hoạt
tính của liên kết ba cacbon-cacbon.
Mặt khác, năng lượng liên kết ba N-N khá lớn so với liên kết ba cacbon-cacbon, do đó
liên kết ba nito-nito có hoạt tính yếu hơn.
Bài 3:
1)
CO2 có cấu trúc phân tử dạng đường thẳng(C lai hóa sp); mạng tinh thể CO 2 là
mạng tinh thể phân tử.
SiO2 có cấu trúc mạng tinh thể nguyên tử; nguyên tử Si ở trạng thái lai hóa sp 3,
Si ở tâm và 4O ở 4 đỉnh.
Quá trình nóng chảy của CO2 không liên quan đến việc cắt đứt liên kết cộng
hóa trị còn qua strinhf nóng chảy của SiO 2 liên quan đến việc cắt đứt liên kết cộng hóa
trị trong mạng tinh thể nguyên tử.
2)
Tranh cổ được vẽ bằng bột chì trắng 2PbCO3.Pb(OH)2 lâu ngày bị đen vì tác
dụng với H2S trong khí quyển thành PbS, khi quét dung dịch H 2O2 có phản ứng:
4H2O2 + PbS --> PbSO4 + 4 H2O
3)
Giữa các phân tử NH3 có liên kết hidro nên nhiệt độ sôi của NH 3 lớn hơn của
PH3.
CH4 và SiH4 đều không có liên kết hidro, SiH 4 có phân tử khối lớn hơn nên
nhiệt độ sôi cao hơn.
4)
3Si + 4HNO3 + 18HF --> 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
Bài 4:
Trả lời:
1. Ở phân tử COX2, sự tăng kích thước và giảm độ âm điện của X làm giảm độ bền
của liên kết C–X và làm tăng lực đẩy nội phân tử. Vì lí do này mà phân tử COI 2 rất
không bền vững và không tồn tại được.
2. Phân tử COX2 phẳng, nguyên tử trung tâm C ở trạng thái lai hoá sp2.
X
O=C
X
o
o
Góc OCX > 120 còn góc XCX < 120 vì liên kết C=O là liên kết đôi, còn liên kết CX là liên kết đơn. Khi độ âm điện của X tăng thì cặp electron liên kết bị hút mạnh về
phía X. Do đó góc XCX giảm, góc OCX tăng.
3.
X
∆Hotth
C (tc) + 1/2 O2 (k)
X2 (k)
O=C
(k)
X
o
∆Hth (C)tc
-1/2E (O=O)
-E (X–X)
E (C=O) + 2E (C–X)
C (k) +
O (k)
o
+
2X (k)
o
∆Htth (COX2)k = ∆Hth (C)tc – 1/2 E (O=O) – E (X–X) + E (C=O) + 2E (C–X)
o
o
∆Htth (COF2)k – ∆Htth (COCl2)k = E (Cl–Cl) – E (F–F) + 2E (C–F) – 2E (C–Cl)
liên kết Cl–Cl bền hơn liên kết F–F
E (Cl–Cl) – E (F–F) < 0
liên kết C–F bền hơn liên kết C–Cl
2E (C–F) – 2E (C–Cl) < 0.
o
o
o
o
Vậy: ∆Htth (COF2)k – ∆Htth (COCl2)k < 0 ∆Htth (COF2)k < ∆Htth (COCl2)k
4.
COCl2 + 4 NaOH
Bài 5:
a) Hình vẽ trang 520(30/4-11)
Na2CO3 + 2 NaCl + 2 H2O
1
8
1
2
b) Số nguyên tử cacbon trong mạng là: 8. = 6. + 4 = 8
Xét tam giác vuông BCD có:
2
2
a
a a
BD = BC + CD = + =
2
2 2
2
2
2
2
2
a
3a
a
AD = AB + BD = + =
2
2
2
2
2
2
2
2
=> AD =
a 3
= 4 R => R = 0,768 A 0
2
AD = 2AM
=> MA = khoảng cách giữa hai nguyên tử cacbon gần nhất = 1,54A0
c)
d=
m
12
= 8.
= 3,56 g / cm
23
V
6,023.10 .(3,55.10 −8 ) 3
d) µ (mô men lưỡng cực) của phân tử bằng tổng các momen của hai liên kết (O-H)
Áp dụng hệ thức lượng trong tam giác:
Giả thiết độ ion của liên kết O-H là 100%, ta có:
µ lt =
0,0957.10 −19.1,6.10 −19
= 4,60 D
3,33.10 −30
=> Độ ion của liên kết O-H là:
Bài 6:
1)
Trong phân tử N(CH3)3, N ở trạng thái lai hóa sp3 => cấu trúc hình tháp
trong phân tử N(SiH3)3 do Si còn AO 3d trống nên giữa N và Si có thể xảy ra
liên kết d Π - p Π => lai hóa sp2 => cúa trúc phẳng
SiH3
N
CH3
N
CH3
CH3
SiH3
SiH3
Nên trong phân tử(CH3)3NBF3 nito còn cặp e tự do không phân chia để thực
hiện liên kết cho nhận với nguyên tử N(SiH3)3 nito không còn căp e tự do
=> (CH3)3NBF3 khá bền hơn so với (SiH3)3NBF3
p
Trong hợp chất H3SiNCS, do Si còn AO d trống => tạo cầu nối d Π - Π =>
Si-N-C thẳng hàng => H3Si- N =C= S
2)
BCl3: sp2, tam giác--> B còn AO p trống--> nhận thêm đôi e --> tính axit
CCl4: sp3, tứ diện --> C không còn AO trống --> trung tính
SiCl4: sp3, tứ diện --> Si còn AO d trống --> nhận thêm đôi e --> tính axit
TeF6: sp3d2, lưỡng tháp đáy vuông --> Te còn AO d trông --> nhân thêm đôi e
--> tính axit
Phản ứng với nước:
BCl3 + 3H2O --> H3BO3 + 3HCl
CCl4 + 2H2O --> SiO2 + 4HCl
TeF6 + 3H2O --> H6TeO6 + 6HF
Bài 7:
a) Vẽ hai dạng hình học có thể có của SnCl4
Cl
Cl
Cl
Cl
Sn
Sn
Cl
Cl
b) Vẽ 3 dạng hình học có thể có của SnCl5
-
Cl
Cl
Cl
(I)
Cl
(II)
Cl
Cl
Cl
Sn+4
Sn+4
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
(III)
Cl
Cl
Sn+4
Cl
Cl
=> Dạng II là phù hớp đối với SnCl5
c) 3 dạng hình học có thể có của SnCl6
Cl
(I)
-
-
(II)
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Sn+4
Cl
(III)
Cl
Cl
Cl
Cl
Sn+4
Cl
Cl
Cl
Sn+4
Cl
Cl
Cl
Cl
-
=> Dùng thuyết VSEPR thấy dạng phù hợp với SnCl6 là (I)
Bài 8 : Trong 8,6 (g) Na2CO3.10H2O có 3,187 (g) Na2CO3 và 5,412 (g)H2O
(3,187 − 2).100
= 21,93 (g)
5,412
21,93
= 17,99%
trong dung dịch bão hòa =
100 + 21,93
→ s Na2CO3 =
% m Na CO
2
3
Giả sử cho 21,91 (g) Na2CO3 vào 100 (g) H2O ở t0C
m Na CO .10 H O =
2
3
2
21,93.286
= 59,2 (g)
106
m H O = 100 + 21,93 – 59,2 = 94,36 (g)
Bài 9:
a. Tính % khối lượng từng chất trong A:
Phương trình phản ứng:
2Mg + SiO2 → 2MgO + Si
(1)
→
MgO + SiO2
MgSiO3
(2)
→
2Mg + Si
Mg2Si
(3)
→
MgO + 2HCl MgCl2 + H2O (4)
Mg2Si + 4HCl → 2MgCl2 + SiH4
(5)
→
Si + NaOH + H2O
Na2SiO3 + 2H2 (6)
+ Nếu Mg dư :
X gồm : Mg, MgO, Mg2Si. X sẽ tan hết trong HCl, không tạo bã rắn Z
⇒ không thỏa mãn giả thiết.
+ Nếu SiO2 dư :
X gồm : SiO2, Si, MgSiO3. X tác dụng HCl không có khí thoát ra
⇒ không thỏa mãn giả thiết.
Vậy X gồm : MgO, Si, Mg2Si.
Khí Y: SiH4
Bã rắn Z: Si
2
n Mg = n MgCl =
2
0,2367.401,4
= 1 (mol) → m Mg = 24 (g)
95
m H O (trong dung dịch HCl) = 0,8.365 = 292 (g)
m H O (ở dung dịch muối) = 0,7633.401,4 = 306,4 (g)
m H O (ở sản phẩm phản ứng 4) = 306,4 – 292 = 14,4 (g)
2
2
2
n SiO =
2
1
1
n MgO = n H 2O
2
2
(ở sản phẩm của phản ứng 4)
= 14,4: 18 = 0,4 (mol)
⇒ m SiO2 = 24 (g)
Trong A: 50% Mg và 50 % SiO2 về khối lượng.
b. Tính VY và m Z
n SiH = n Mg Si =
4
2
1
1
(n MgCl2 - n MgO )= (1 - 0,8) = 0,1 (mol)
2
2
⇒ VY = 2,24 (l) (đktc)
nZ = n Si (6) = 0,4 – 0,1 = 0,3 (mol) ⇒ m Z = 8,4 (g)
Bài 10: Gọi n FeCO và n FeS lần lượt là x và y
Phương trình phản ứng:
t
2FeCO3 + 1/2O2 →
Fe2O3 + CO2
3
2
0
x
4
x
x
t
2FeS2 + 11/2 O2 →
Fe2O3 + SO2
0
11y
y/2
2y
4
x
11y
x + 11y
n O2 phản ứng = +
=
4
4
4
x + 11y
⇒ n O2 ban đầu = 1,5.
4
1,5.7 x + 11y
x + 11y
n N2 =
.
= 3,5.
3
4
4
y
⇒ Vậy hỗn hợp C gồm các chất có mol lần lượt là: CO 2 x mol; SO2 2y mol; O2 dư 0,5.
x + 11y
x + 11y
mol; N2 3,5.
mol.
4
4
x
11y
P1 = P2 nên n1 = n2 ⇒ +
= x + 2 y ⇒ x = y (1)
4
4
Fe2O3 +CO
→ 2Fe
x + y 80
80
.
( x + y)
2 100
100
Ta có
x + y 80
17,92
.
= 0,32
=
2 100
56
(2)
Từ (1) và (2) ta có x = y = 0,2
+ Tổng khối lượng FeS2 và FeCO3 là:
m FeCO + m FeS = 0,2 .120 + 0,2.116 = 47,2 (g)
+ Vì phần trăm tạp chất như nhau nên phần trăm nguyên chất như nhau. Ta có tỉ lệ :
3
2
116.0,2 120.0,2 116.0,2 + 120.0,2 47,2
=
=
=
a1
a2
a1 + a 2
50
⇒ a1 = 24,58 (g) và a2 = 5,42 (g)
(a1 − mFeS2 ).100
a=
= 2,36%
a1
n1 = nC = n SO + n CO + n O
2
2
2
dư
+ nN
2
0,5(0,2 + 11.0,2) 3,5(0,2 + 11.0,2)
+
= 3(mol )
= 0,2 + 2.2,2 +
4
4
P2V2
38,304.5
=
= 2,85(mol )
n2 = RT2 22,4 (546 + 273)
273
2SO2
+
O2
2SO3
2a
a
2a
⇒ 2a + a – 2a = a = 3 – 2,85 = 0,15 ⇒ a = 0,15 (mol)
Ở trạng thái cân bằng :
n SO = 2y -2a = 2.0,2 – 2.0,15 = 0,1 (mol)
2
n O = 0,5.
2
x + 11y
- a = 0,225 (mol)
4
n SO = 2a = 0,3 (mol)
V SO = 0,1/5 = 0,02 (l); V O = 0,225/5 = 0,045 (l); V SO = 0,3/5 = 0,06 (l)
3
2
KC =
2
2
3
2
[ SO3 ]
0,06
=
= 200
2
[ SO2 ] .[O2 ] 0,02 2.0,045
Bài 11:
nHCl = 0,1 mol; nCO 2 = 0,05 m0l
- Dung dịch D phản ứng hết 0,1 mol HCl giải phóng khí CO2
→
nH +
nCO2
=
0,1 1
=
0,05 2
⇒ Hợp chất D là muối cacbonat kim loại. D không bị phân tích khi nóng chảy ⇒ D là
cacbonat kim loại kiềm.
2H+ + CO 32− → CO2 + H2O
C + CO2 → D + B
Vậy C là peoxit hay supeoxit, B là oxi.
- Gọi công thức C là AxOy
Lượng oxi trong 0,1 mol C (AxOy) là: 16 . 0,05 + 2,4 = 3,2 (g)
3,2.100
mC = 45,07 = 7,1( g ) vậy MC = 7,1/0,1 = 71 (g/mol)
mA trong C = 7,1 – 3,2 = 3,9 (g)
⇒x : y =
3,9 3,2
.
→ M A = 39( g )
M A 16
⇒ A là K ; B là O2 ; C là KO2 ; D là K2CO3
Phương trình phản ứng :
4KO2 + 2 CO2 → 2K2CO3 + SO2
K2CO3 + 2HCl → 2KCl + H2O + CO2
Bài 12:
1.
2x
Au(CN) −2 +1e
Zn +
4CN -
2 Au(CN) −2 +
Au+2CNZn(CN) 24− + 2e
Zn Zn(CN)4 + 2Au
K1
K −21
KII
KI = 104 (E 10 - E 02 ) /0,059 = 104 (0,404+0,6) /0,059 = 1068
- Thu hồi kim loại Au bằng Zn.
- KII = K1 . K −21 = 102(-0,60 + 1,26)/0,059 = 1022
Vì KI và KII đều rất lớn nên coi 2 phản ứng (1) và (2) đều xảy ra hoàn toàn
Hòa tan Ag :
O2 + H2O + 4e
4OHK1
−
4x Ag + 2CN
Ag(CN) 2 + 1e
K −21
4Ag +8CN-+O2 H2O
KIII
Ag(CN) −2 + 2Au
−1
4(0,404 + 0,31)/0,059
48
KIII = K1 . K 2 = 10
= 10
Thu hồi kim loại Ag bằng Zn :
Ag + 2CNK1
2x
Ag(CN) −2 + 1e
2−
Zn +
4CN
Zn(CN) 4 + 2e
K −21
KIV
2Ag(CN) −2 + Zn
Zn(CN) 24− + 2Ag
−1
2(-0,31 + 1,26)/0,059
32
KIV= K1 . K 2 = 10
= 10
Vì KIII và KIV đều rất lớn nên quá trình điều chế Ag được coi là hoàn toàn.
So sánh KII và KIV thì KIV lớn hơn rất nhiều so với KII vậy khi cho Zn vào hỗn hợp
dung dịch Ag(CN) −2 và Au(CN) −2 thì Ag(CN) −2 phản ứng trước hay bị khử trước.
Các phản ứng:
2Ag(CN) −2 + Zn
Zn(CN) 24− + 2Ag
Ban đầu
1,5
1
0
0
Phản ứng
1,5
0,75
1,5
0,75
Cân bằng
0
0,25
1,5
0,75
2Au(CN) −2 +
Zn Zn(CN) 24− + 2Au
Ban đầu
10-2.500
0,25
0,75
0
Phản ứng
0,25
0,25
0,25
0,25
Cân bằng
4,75
0
1
0,25
−
−
Vậy [Ag(CN) 2 ] = 0M; [Au(CN) 2 ] = 0,019M; [Zn(CN) 24− ] = 4.10-3M
Trong dung dịch Au(CN) −2 phân li như sau:
Au(CN) −2
Au+ + 2CN- β −1 = (4.1028)-1
⇒ β −1 =
⇒
[ Au (CN ) −2 ] [CN − ]2
[ Au + ][CN − ]2
→
=
= [CN − ]2 .β
−
+
−1
[ Au (CN ) 2 ]
[ Au ]
β
[ Au (CN ) −2 ]
[ Au (CN ) −2 ]
[CN − ]2 β
99
=
=
=
+
−
− 2
C Au
[ Au ][ Au (CN ) 2 ]
1 + [CN ] .β 100
⇒ [CN − ]2 .β = 99 → [CN − ] = 5.10 −14 M
Bài 13:
2. Các số liệu
n CO = 0,02 mol ; n NaOH = 0,15 mol; n CaCO = 0,025 mol
Gọi số mol của K2CO3, KHCO3, Na2CO3 và NaHCO3 trong một phần lần lượt là x, y,
z, t.
Theo bảo toàn nguyên tố cacbon: x + y + z + t = n CO + n CaCO = 0,045 mol (1)
n HCO = n OH = n NaOH ⇒ y + t = 0,015
(2)
m muối Br- = (2x + y).119 + (2z + t).103 = 8,125
(3)
Theo giả thiết khối lượng hỗn hợp K2CO3, KHCO3 trong một phần là 1,88 (g)
⇒ 138 x + 100y = 1,88
(4)
⇒ x, y, z, t ⇒ tính được nồng độ mol.
CHCl = 0,05/0,1 = 0,5M
Bài 14:
n NaOH = 0,3 mol
+ Giả sử dung dịch D chỉ có NaHCO3
CO2 + OH- → HCO3(1)
0,3
0,3
→ [NaHCO3] = 0,3M (vì thể tích không đổi)
2
3
2
−
3
−
3
HCO3-
CO32- + H+
HCO3- + H2O
K2 = 4,7.10-11
H2CO3 + OH-
10 −14
= 2,22.10 −8
Ktp2 =
−7
4,5.10
K tp2 > K 2 nên quá trình thủy phân là chủ yếu.
HCO3- + H2O
H2CO3 + OH-
x
x
Ktp2 = 2,22 .10-8
x
+ giả sử dung dịch D chỉ có Na2CO3 Ktp2 =
x2
= 2,22.10 −8
0,3 − x
Vì Ktp2 rất nhỏ nên x rất nhỏ vậy 0,3 – x ≈ 0,3
⇒ x = [OH-] = 2,22.10 −8.0,3 = 8,16.10 −5 M vậy pH = 9,912.
CO2 + 2OH- → CO32- + H2O
0,3
0,15
→ [Na2CO3] = 0,15M
2-
(3)
-
CO3 + H2O
HCO3 + OH
y
y
-
10 −14
= 2,128.10 −4
Ktp1 =
−11
4,7.10
y
2
Ktp1 =
y
= 2,128.10 −4
0,15 − y
Vì y rất nhỏ nên 0,15 – y ≈ 0,15
⇒ y = [OH-] = 2,128.10 −4.0,15 = 5,65.10 −3 M vậy pH = 11,52.
Thực tế dung dịch D có pH = 10,328 (9,912[...].. .tố âm điện hơn, chúng có thể tạo nên 4 hoặc 6 liên kết cộng hóa trị, tạo thành hợp chất với số oxi hoá +4 hoặc +6 Ngoài ra, các nguyên tử nguyên tố nhóm VIa (trừ O) có thể dùng obital d để xen phủ với các obital p của nguyên tố khác tạo nên liên kết π p → d I.2 Trạng thái thiên nhiên Lưu huỳnh là nguyên tố khá phổ biến trong thiên nhiên, tồn tại ở trạng... và hiđrôsunfat của tất cả các kim loại, chỉ các hiđrosunfat của một số kim loại hoạt động nhất (như K, Na…) mới tách ra ở trạng thái rắn - Hầu hết các muối sunfat đều dễ tan trong nước, không màu dễ kết tinh Khi kết tinh, các sunfat ít tan tách ra dưới dạng muối khan còn các sunfat tan tách ra dưới dạng hidrat hoá, ví dụ Na2SO4.10H2O, Al2 (SO4)3.18H2O,… Sunfat của những kim loại hoá trị 2 như Mg,... H2S 0 Axit sunfuric oxi hoá HI → I2, H2S → SO2, tác dụng với đa số kim loại, cả những kim loại kém hoạt động như Cu, Hg và một số nguyên tố không kim loại như C, S Ví dụ: - Đa số kim loại tác dụng với H2SO4 đặc nóng đều tạo SO2: Cu + 2H2 SO4 → CuSO4 + 2H2O + SO2 2Ag + 2H2SO4 → Ag2SO4 + SO2 + H2O Hg + 2H2SO4 → HgSO4 + SO2 + 2H2O - Nếu là kim loại khử mạnh hơn như Zn thì ngoài SO2 còn tạo ra một ít S 3Zn... + Ag2S2O3 e) Na2S2O3 + H2SO4(đđ) Bài 2: Nguyên tố lưu huỳnh tạo thành với flo hợp chất SF n, trong đó n có giá trị cực đại Dựa vào cấu hình electron của S để tìm giá trị đó Viết công thức cấu tạo, công thức electron của SF n Các obitan nguyên tử trung tâm S lai hoá kiểu gì ? Vẽ mô hình phân tử Bài 3: A, B, C là đơn chất của các nguyên tố thuộc chu kì nhỏ, có các quy trình sau: (1) A + C → D ↑ (2) A... trong môi trường kiềm tạo ra O2 g) Do hai nguyên nhân sau: - Nguyên nhân thứ nhất: Làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi từ oxi đến lưu huỳnh là sự tăng bán kính nguyên tử tạo điều kiện làm cho tương tác khuếch tán tăng - Nguyên nhân thứ hai: Phân tử oxi chỉ gồm hai nguyên tử, phân tử lưu huỳnh ở trạng thái lỏng hay rắn đều có số nguyên tử lớn hơn (thường là 8 nguyên tử) Do đó đối với lưu huỳnh thường... tán mà còn phải thắng tương tác giữa các nguyên tử trong phân tử i) H2S phân cực kém H2O nên ít tan trong dung môi phân cực và tan tốt trong dung môi không phân cực k) Số lần axit được quyết định bởi số nhóm OH liên kết với nguyên tử trung tâm Trong phân tử H2SO5 chỉ có một nhóm OH liên kết trực tiếp với nguyên tử lưu huỳnh Hằng số điện li đối với ion H+ trong nhóm HO-O là rất bé Vì vậy axit H2SO5... thái lai hoá của nguyên tử trung tâm và dạng hình học phân tử của A c) Hợp chất B và C cũng được tạo thành từ 3 nguyên tố X, Y, Z trên có thể điều chế được đồng thời A và C bằng cách cho B tác dụng với chất oxihoa là hiđropeoxit Xác định B, C và viết các phương trình hoá học Bài 7: Hoàn thành các phương trình phản ứng sau, ghi rõ điều kiện phản ứng (nếu có) Xác định công thức phân tử của các chất A, B,... dịch BaCl2 vào dung dịch B thu được 1,1087 gam kết tủa BaSO4 a) Xác định công thức tổng quát của pyrit b) Cân bằng các phản ứng trên bằng phương pháp ion – electron c) Tính lượng Br2 dùng để oxihoa mẫu khoáng trên Bài 19: Từ các nguyên tố O, Na, S tạo ra được các muối A, B đều có hai nguyên tử Na trong phân tử Trong một thí nghiệm hoá học người ta cho m 1 gam muối A biến thành m2 gam muối B và 6,16... còn lại trong dung dịch Bài 26: 1 Hỗn hợp 3 kim loại X, Y, Z có tỷ lệ mol tương ứng là 4 :3 :2 và có tỷ lệ khối lượng nguyên tử tương ứng là 3 :5 :7 Hoà tan hết 3,28 gam hỗn hợp ba kim loại trên trong dung dịch HCl dư thì thu được 2,016 lít khí (ở đktc) và dung dịch A a Xác định ba kim loại X, Y, Z biết rằng khi chúng tác dụng với axit đều tạo muối và kim loại đều có hoá trị II b Cho dung dịch NaOH dư... dung dịch NaOH dư vào dung dịch A, đun nóng trong không khí cho phản ứng xảy ra hoàn toàn Tính lượng kết tủa thu được, biết rằng chỉ có 50% muối của kim loại Y kết tủa với dung dịch NaOH 2 Từ các nguyên tố O, Na, S tạo ra được các muối A, B đều có hai nguyên tử Na trong phân tử Trong một thí nghiệm hoá học người ta cho m1 gam muối A biến đổi thành m2 gam muối B và 6,16 lít khí hai tại 27,3oC ; 1 atm ... nguyên tố nhóm VIa, trừ Se Te (một phần nào), thể rõ tính chất nguyên tố phi kim Chúng dễ dàng kết hợp thêm electron kim loại kiềm số kim loại khác tạo nên hợp chất ion Để đạt cấu hình bền, nguyên. .. +4 +6 Ngoài ra, nguyên tử nguyên tố nhóm VIa (trừ O) dùng obital d để xen phủ với obital p nguyên tố khác tạo nên liên kết π p → d I.2 Trạng thái thiên nhiên Lưu huỳnh nguyên tố phổ biến thiên... 36,0 + 25,9 III.1.1 Với phi kim khác - Flo: Hoá hợp trực tiếp với hầu hết phi kim (trừ N 2), He, Ne Ar tạo hợp chất cộng hoá trị ứng với bậc oxi hoá cao nguyên tố phi kim S + 3F2 → SF6 2P + 5F2
Ngày đăng: 14/10/2015, 09:48
Xem thêm: chuyên đề các nhóm nguyên tố phi kim , chuyên đề các nhóm nguyên tố phi kim