BÀI GIẢNG HOÁ vô cơ

Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII trong bảng hệ thống tuần hoàn còn gọi là các nguyên tố nhóm halogen gồm: Flour (F); Clor (Cl); Brom (Br); Iot (I). Các nguyên tố phân nhóm halogen có hoạt tính hoá học rất mạnh. Trong thiên nhiên, chúng thường tồn tại dưới dạng hợp chất, ít có ở trạng thái tự do (trừ trường hợp khí núi lửa)

BÀI GIẢNG HOÁ VÔ CƠ CHƯƠNG I NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VII A (Halogen) 1.1 GIỚI THIỆU CHUNG: Các nguyên tố phân nhóm nhóm VII bảng hệ thống tuần hoàn gọi nguyên tố nhóm halogen gồm: Flour (F); Clor (Cl); Brom (Br); Iot (I) Các nguyên tố phân nhóm halogen có hoạt tính hoá học mạnh Trong thiên nhiên, chúng thường tồn dạng hợp chất, có trạng thái tự (trừ trường hợp khí núi lửa) 1.1.1 Flour: Flour chiếm 0,02% tổng số nguyên tố có vỏ trái đất, thường gặp dạng khoáng chất Flourit (CaF2), Cryolit (Na3AlF6), Flour apatit (Ca3(PO4)3F), Flour có xương người, răng, phân tán đất đá, nước tự nhiên Trong thiên nhiên Flour tồn đồng vị 19F 1.1.2 Clor: Clor nguyên tố phổ biến thường gặp dạng clorua Các hợp chất chứa clor quan trọng :NaCl, KCl, MgCl2 NaCl làm nguyên liệu chế hợp chất khác clor, phần lớn clorua có nước biển, muối mỏ Clor có đồng vị 35Cl (75%), 37Cl (25%) Ngoài có đồng vị phóng xạ nhân tạo: 33Cl, 34Cl, 39Cl… 1.1.3 Brom – iot : Brom iot chứa hàm lượng trung bình, brom iot tồn lẫn hợp\chất clor hàm lượng nhỏ 1.1.4 Astat: Astat nguyên tố tự nhiên, vừa tổng hợp nhân tạo lượng điều chế bé nên chưa nghiên cứu nhiều tính chất Bảng 1.1: Môt số đặc điểm cấu tạo, tính chất halogen Nguyên tố F Cl Br I Số thứ tự 17 35 53 5 Cấu hình điện tử (He) 2s 2p (Ne) 3s 3p (Ar) 4s 4p (Kr)5s2 5p5 Năng lượng ion hoá I1 1681 1251 1140 (KJ/mol) Bán kính nguyên tử (A0) 0,64 0,99 1,14 1,33 Năng lượng liên kết X-X 159 242 192 150 (KJ/mol) Độ dài liên kết (A0) 1,42 1,99 2,28 2,67 Nhiệt độ nóng chảy ( C) -219,6 -101,9 -7,3 113,6 Nhiệt độ sôi ( C) -188,2 -34,1 59,1 185,3 Thế điện cực chuẩn X2/2X- 2,87 1,36 1,07 0,54 (V) 1.2- TÍNH CHẤT 1.2.1-Tính chất lý học: Ơ trạng thái rắn lỏng khí, halogen dạng phân tử gồm nguyên tử -Từ F đến I lượng ion hoá giảm dần, hai nguyên tử halogen liên kết với liên kết xicma Tuy nhiên, phân tử Cl 2,Br2, I2 liên kết xicma có phần liên kết pi tạo che phủ orbitan d -Từ Cl đến I lượng liên kết giảm độ dài liên kết tăng -Từ F đến I độ bền nhiệt biến đổi phù hợp với chiều biến đổi lượng liên kết X-X Nhiệt độ nóng chảy nhiệt độ sôi tăng F2 phân huỷ thành nguyên tử nhiệt độ 4500c Cl2 phân huỷ thành nguyên tử nhiệt độ 8000c Br2 phân huỷ thành nguyên tử nhiệt độ 6000c I2 phân huỷ thành nguyên tử nhiệt độ 4000c - Ở điều kiện thường F2,Cl2 chất khí,Br2 chất lỏng,I2 chất rắn Màu sắc thay đổi: Fluor màu lục nhạt, clor màu vàng lục, brom màu đỏ nâu, iod màu tím đen có ánh kim -Đa số halogen có mùi xốc, khó chịu độc -Độ tan halogen không theo qui luật định, X tan nước (trừ F2) với có mặt X- X2 + X- = X3 Độ bền X3 phụ thuộc vào chất X2 1.2.2-Tính chất hoá học: -Tính chất hoá học điển hình halogen tính oxy hoá, hoạt tính giảm dần từ F2 đến I2 F2 có lượng liên kết nhỏ Cl2 nên F2 hoạt động hoá học Cl2 SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2 + F2 tác dụng với tất nguyên tố trừ nitơ + tác dụng với hầu hết nguyên tố trừ O, N, C, I + Br2 tác dụng với số nguyên tố giống Cl phản ứng mãnh liệt I2 tác dụng với số nguyên tố -Tính oxy hoá giảm dần theo thứ tự: F2 > Cl2 > Br2 > I2 -Halogen hoạt động đẩy halogen hoạt động khỏi muối halogenua 1.2.2.1-Phản ứng với kim loại: X2 phản ứng với hầu hết kim loại, tính chất thể chủ yếu Br2 I2 M + n/2 X2 = MXn Ở điều kiện thường F2 phản ứng với kim loại bị hạn chế tạo thành lớp fluorur kim loại bề mặt kim loại không cho tác dụng tiếp tục Cl tác dụng với kim loại điều kiện thường phải trạng thái hoàn toàn khô ngoại trừ trường hợp sắt ( ngưòi ta dùng bình thép để đựng Clor khô) 1.2.2.2-Phản ứng với kim: Halogen phản ứng với nhiều kim, F2 nguyên tố phản ứng với kim mạnh không tạo lớp muối ngăn cách, F2 tác dụng với S P nhiệt độ -1900C 2F2 + S = SF4 5F2 + 2P = 2PF5 1.2.2.3-Phản ứng với hidro: F2 + H2 = 2HF + Q (phản ứng nổ nhiệt độ -2500c) Cl2 + H2 = 2HCl ( có xúc tác ánh sáng) Br2 + H2 = 2HBr (đun nhẹ, phản ứng không gây nổ) I2 + H2 = 2HI Nhiệt tạo thành hidro halogenur Halogenur HF HCl -288,6 -92,3 ∆H (kJ / mol ) HBr -35,98 HI 25,9 1.2.2.4-Tác dụng với nước: Khi tan nước halogen tác dụng với nước, F tác dụng với nước mảnh liệt giải phóng O2 2H2O + 2F2 = 4HF + O2 Clor, brom, iod phản ứng với nước theo hướng khác: 2H2O + 2X2 = H3O+ + X- + HXO số cân lần lựơt K = 4,2.104 (Cl); 7,2.109(Br); 2,0.1013(I) 1.2.2.5-Tác dụng với bazơ: Các halogen tác dụng với baz khác nhau: F2 qua dung dịch NaOH 2% tạo hợp chất đặc biệt oxy có hoá trị +2 oxy florur 2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 +H2O Trường hợp chung giải phóng oxy 2F2 + 4NaOH = 4NaF + O2 +H2O Clor, brom, iod tác dụng với baz cho sản phẩm khác nhiệt độ khác -Ở nhiệt độ thấp: X2 + 2OH- = X- + XO- + H2O Cl2 + KOH = KCl + KClO + H2O -Ở nhiệt độ cao: 3X2 + 6OH- = 5X- + XO3- + 3H2O 3Cl2 + 6OH- = 5KCl + KClO3 + H2O 1.2.3- Điều chế ứng dụng 1.2.3.1-Đ iều chế: Nguyên tắc chung điều chế halogen tự oxy hoá muối halogenur chất oxy hoá mạnh dòng điện F2 có tính oxy hoá mạnh nên phương pháp điều chế F công nghiệp phòng thí nghiệm điện phân muối fluorur nóng chảy Anot (than): F - e = ½ F2 Catot(thép): H+ + e = ½ H2 Cl2 điều chế cách điện phân dung dịch NaCl thùng điện phân thép có màng ngăn 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2 + H2 Anot dd NaCl Catot 2Cl- - 2e- = Cl2 2H2O + 2e- = 2OH- + H2 Giữa điện cực màng ngăn thì: 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O Trong phòng thí nghiệm Cl2 điều chế cách cho HCl tác dụng với chất oxy hoá mạnh KMnO4, MnO2, CaOCl2 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O Brom, Iod thường điều chế cách dùng khí Cl để đẩy brom iod khỏi dung dịch muối bromur iodur , nguồn nguyên liệu để điều chế brom nước biển nước hồ muối Sụt khí clor qua dung dịch nước biển Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl Chưng cất dung dịch đồng thời lôi Br2 vào dung dịch soda bão hoà 3Br2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 Sau axid hoá dung dịch axid H2SO4 5NaBr + NaBrO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Nguồn để điều chế iod công nghiệp nước lổ khoan dầu mỏ rong biển 1.2.3.2-Ứng dụng: Halogen cần cho thể người nguyên tố độc trạng thái tự Hít thở không khí nhiều halogen đường hô hấp bị tổn thương , brom iod gây da Clor dùng điều chế dẫn xuất R-X, thuốc trừ sâu 666, DDT, PVC, HCl Iod dùng trị bệnh bướu cổ 1.3- HỢP CHẤT CỦA HALOGEN 1.3.1- Hợp chất có số oxy hoá -1: Tính axít: hợp chất HX có tính oxy hóa mạnh nên tác dụng với oxitbazơ, bazơ,kim loại muối Với HF có tính axit yếu có khả ăn mòn thủy tinh SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O SiF4 + 2HF = H2SiF6 Tính khử: theo chiều từ HF đến HI tính khử tăng dần.HF tính khử, HCl thể tính khử tác dụng với chất oxy hóa mạnh, HBr HI có tính khử mạnh khử axit H2SO4 tạo Halogen tương ứng HBr + H2SO4 = SO2+Br2+2 H2O 8HI + H2SO4 = H2S +4I2 + 4H2O Các dung dịch HBr HI để lâu không khí dễ bị oxy hóa dần giải phóng Halogen tự làm cho dung dịch màu vàng nâu Ứng dụng: axit halogen hidric có axit HCl dùng nhiều cả.Nó sản xuất theo qui mô lớn đứng thứ sau H2SO4 HNO3, ứng dụng để sản xuất vinyl clorua muối clorua kim loại dùng dược phẩm, phẩm nhuộm Điều chế : HF cho CaF2 tc dụng với H2SO4 nhiệt độ 250 0C C CaF2 + H2SO4 250  → Ca SO4 + HF HCl cho NaCl tác dụng với H2SO4 đậm đặc nhiệt độ cao C NaCl + H2SO4 400  → Na2SO4 + HCl Phân loại: Halogenua ion: mạng lưới tinh thể gồm ion nguyên tố Ha logen có mức độ cộng hóa trị định.Mức độ cộng hóa trị liên kết halogen tăng theo tỉ số điện tích bán kính kim loại Các kim loại kiềm( trừ Li), kim loại kiềm thổ trừ Be, đa số lantanoic actanoit thường tạo halogenur ion 0 Đa số cac muối tan nước tạo nên ion Hidrat hóa cation kim loại anion halogenur Dung dịch muối trạng thái nóng chảy có tính dẫn điện Halogenua cộng hóa trị: tạo thành từ nguyên tố không kim loại kim loại có số oxy hóa cao với halogen Halogen cộng hóa trị dễ bay hơi, tan dung môi không phân cực không dẫn điện nóng chảy hay tan dung môi không phân cực Tính chất đặc trưng dễ bị thủy phân BiCl3 + 3H2O = Bi(OH)3 + 3HCl 1.3.2- Hợp chất có số oxy hoá +1 Axit Hypohalogenua muối Axit Hypohalogenua tính khác biệt điển hình t HFO → HF + O2 Khi tc dụng với H2O không giải phóng oxy mà giải phóng H2O2 HFO + H2O = H2O2 + HF Các hợp chất HClO, HIO, HBrO tồn dung dịch loãng, dễ phân hủy thành Halogenua O2.Các hợp chất HXO axit yếu.Tính axit giảm dần từ HClO đến HIO Tính oxy hóa: Chúng có tính oxy hóa mạnh giảm dần từ HClO đến HIO HClO + H+ + e= Cl2 + H2O Trong điều kiện khác HXO phân hủy thành sản phẩm khác AS Vd: HClO → HCl + [O] t , / caCl 2HClO   → Cl2O+ H2O t ,OH 3HClO → HCl + HClO3 Trong thực tế người ta điều chế cách cho halogen phân tử tác dụng với nước có mặt oxit thủy ngân X2 + HgO + H2O = HgOHgX2 + 2HXO Muối Hypohalogenit: cc muối tồn dung dịch, muối Na , K, Các muối tự oxy hóa khử dươí tác dụng nhiệt t KXO → KX + KXO3 t KXO → KX + O2 Trong số muối HXO quan trọng l MClO, muối oxy hóa ion kim loại có bậc oxy hóa thấp lên bậc oxy hóa cao biến Br thành Bromat, iot thành iotat, biến NH3 thành N2, H2O2 thành H2O O2 3NaClO + 2NH3 = N2 + 3NaCl + H2O NaClO + H2O2 = H2O2 + 1/2O2 + NaCl Nước Javen Clorua vôi Nước Javen: điều chế cách cho Cl sục qua NaOH điện phân dung dịch NaCl 15- 20 % thùng điện phân màng ngăn, cực(+) than chì, cực( – )bằng Fe 0 − 0 Cl2 + NaOH = NaCl + NaClO + H2O Nhờ tác dụng CO2 không khí ẩm, NaClO tạo thành HClO Axit bền phân hủy giải phóng [O], nhờ khả phá hủy sắc tố [o] nên nước Javen dùng để tẩy rửa NaCl + CO2 + H2O = HClO + NaHCO3 AS HClO → HCl + [O] Clorua vôi: thành phần CaOCl2 (CaCl2 + Ca(ClO)2) l chất bột màu trắng có mùi Clo Nó điều chế cách cho khí Cl vào dung dịch huyền phù Ca(OH) H2O 2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O Ở nhiệt độ thường, Clorua vôi phân hủy thành [O].Vì có tính tẩy mầu tốt CaOCl2=CaCl2+[O] Nó dễ bị tác dụng CO2 không khí CaOCl2 + CO2 = CaCO3 + Cl2 Ứng dụng:Được dùng làm thuốc tẩy màu thuốc sát trùng, tẩy uế, dùng pha thuốc rủa thương vết rắn cắn hay động vật dại cắn 1.3.3 Hợp chất có số oxy hoá +5 Axit Halogenic Các hợp chất HClO3, HBrO3, HIO3 tồn dung dịch nồng độ cao 50 % dễ bị phân hủy HClO3 = ClO2 +2 HClO4 + H2O 2HBrO3= Br2 +5/2 O2 + H2O Axit halogenic axit mạnh, độ mạnh giảm dần từ HClO đến HIO3.Tính Oxy hóa thể mạnh cho HClO3 tác dụng với HCl HClO3 + HCl = Cl2 + ClO2 + H2O Muối Halogenat Muối chúng bền axit nhiều Chúng thường dạng tinh thể Độ tan nước muối giảm dân từ clorat đến iodat Các muối clorat kim loại kiềm tan nhiều nước cịn cc muối iotat kim loại Th, Hf tan nước Với muối iotat kết hợp với axit iotic tạo thành sản phẩm kết hợp KIO HIO3, KIO3.2HIO3 M(XO3) thể tính oxy hóa môi trường axit, tính oxy hóa môi trường kiềm đun nóng chúng có tính oxy hóa mạnh chúng bị phân hủy giải phóng oxy Tùy theo điều kiện mà muối clorat kim loại kiềm phân hủy cho sản phẩm khác 4KClO3 =KCl + 3KClO4 KClO3 =KCl + O2 Ứng dụng: Muối halogenat có nhiều ứng dụng thực tế NaClO3, Ba(ClO3) dùng làm thuốc diệt cỏ, Ba(ClO3)2 dùng chế tạo axit HClO3 M(BrO3)n dùng làm thuốc thử hóa phân tích − BrO + Br − + 6H+  Br2 + 3H2O Hỗn hợp Bromat, bromua môi trường axit giải phóng Br2 KClO3 muối sử dụng rộng rãi, thể rắn l chất oxy hóa mạnh Photpho bốc cháy tiếp xúc với KClO3 nên dùng làm thuốc nổ diêm CHƯƠNG II: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A 2.1GIỚI THIỆU CHUNG: Phân nhóm VIA gồm có nguyên tố: O,S,Se, Te,Po Nguyn tố O S Se Te Po Số Thứ tự 84 16 34 52 10 - MgCO3 BeCO3 tạo thành dung dịch có dư CO Ở góc MgCO3 bị thủy phân cho sản phẩm Mg(OH) 2.3MgCO3 CO2 Các muối cacbonat có độ bền tăng dần từ Be đến Ba BeCO nhiệt phân 1000C, MgCO3 nhiệt phân 6000C, CaCO3 nhiệt phân 900-10000C, SrCO3 nhiệt phân 1290C, BaCO3 nhiệt phân 13600C 5.2.4.4 Nước cứng phương pháp làm mềm nước: - Dựa vào hàm lượng Ca, Mg có 1l H2O để xác định độ cứng nước (mdlg) - Nước mềm độ cứng nhỏ 1,5mđlg, nước mềm độ cứng từ 1,5 đến 4, trung bình từ 4-8 , cứng từ 8-12, cứng lớn 12 - Nước cứng gây nhiều bất lợi cho công nghiệp đời sống nên ta cần làm mềm nước theo phương pháp sau: • Phương pháp nhiệt • Phương pháp dùng hóa chất • Phương pháp trao đổi ion - Muốn tái sinh cột zeolit (Na2Al2Si2O8.xH2O) người ta ngâm cột vào dung dịch NaCl bão hòa 5.3 NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IA: (KIM LOẠI KIỀM) 5.3.1 Đặc điểm cấu tạo: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr - Nguyên tử chúng có e lớp - Dễ điện hóa trị tạo thành ion +1, chúng kim lọai có tính khử mạnh M-e- = M+ - Từ Li – Fr tính kim lọai tăng dần( tính khử tăng dần) 5.3.2 Tính chất: a Tính chất vật lý: - Chúng kim loại mềm, có ánh kim màu trắng - Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, nhiệt độ sôi nhiệt độ nóng chảy tốt Li Na K Rb Cs Fr Kl riêng (g/cm ) 0,53 0,97 0,86 1,53 1,9 2,1 – 2,4 Năng lượng ion hóa 5,39 5,14 4,34 4,18 3,89 t0 nóng chảy 108,5 97,9 63,5 39,3 28,5 ≈ 20 t sôi 1340 886 771 690 672 650 b Tính chất hóa học: - Li, K, Na nhiệt độ thường phản ứng bề mặt, đun nóng phản ứng mãnh liệt Với Rb, Cs bốc cháy với O2 nhiệt độ thường - Tác dụng với phi kim khác tạo thành muối tương ưng 2K + S = K2S 2Na + Cl2 = 2NaCl - Phản ứng với H2O tạo thành Hydroxit giải phóng H2 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 - Tác dụng với axit • Với HCl, H2SO4 tạo muối tương ứng giải phóng H2 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2 • Với axit có gốc axit có chứa O (thể tính Oxyhóa) kim loại kiềm khử nguyên tố axit hóa trị thấp 8K + 10HNO3 = 8KNO3 + NH4NO3 + 3H2O 5.3.3 Điều chế: 43 - Với K, Rb, Cs không điều chế cách điện phân muối nóng chảy mức độ hoạt động hóa học chúng lớn Người ta dùng Fe để khử hidroxit chúng nhiệt độ cao, thực bình kín 4KOH + 3Fe t0 cao 4K + Fe3O4 + 2H2 5.3.4 Hợp chất kim loại kiềm: 5.3.4.1 Hợp chất oxit peoxit: - Đốt Li không khí tạo oxit Li2O - Na tác dụng chậm với O2 kk (t0 thường) tạo Na2O, đun nóng tạo Na2O2 - Các kim loại sau Na tác dụng với O2 thường tạo peoxit dipeoxit - Các oxit peoxit dễ bị thủy phân M2O + H2O = 2MOH 2M2O2 + 2H2O = 4MOH + O2 - Các peoxit thường dùng Na2O2 dùng để điều chế H2O2 5.3.4.2 Hidroxit: - Các Hidroxit thường gọi chung kiềm ăn da - Ở trạng thái rắn chúng tinh thể màu trắng, hút nước mạnh, dễ chảy vữa - Các hidroxit hòa tan tốt H2O, có khả chịu nhiệt, không bị phân hủy thành oxit trừ LiOH - Chúng bazơ mạnh, tính bazơ tăng dần từ LiCs, kim loại có tính lưỡng tính Zn, Al, Pb phản ứng mạnh với hidroxit Zn + 2MOH = M2ZnO2 + H2 - Các hidroxit điều chế NaOH cách Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3 ↓ 5.3.4.3 Các muối kim loại kiềm: - Hầu hết muối kim loại kiềm tan tốt dạng tinh thể không ngậm nước có vài muối phức khó tan Na2[SiF6], K2Na[Co(NO2)6] - Các hidrua (MH) liên kết phân tử chúng liên kết cộng hóa trị phân cực, chúng có tính khử mạnh tính khử tăng từ LiH CsH Dễ bị thủy phân điều chế cách đun kim loại kiềm với H2 MH + H2O = MOH + H2 - Các muối halogenua dễ tan nước NaCl có nhiều nước biển, dùng nhiều công nghiệp sinh hoạt NaBr KBr sử dụng làm thuốc an thần - Các muối nitrat: quan trọng NaNO KNO3 dùng công nghiệp phân bón công nghiệp quốc phòng - Các muối sunfat: quan trọng Na 2SO4 dùng làm thuốc nhuận trường y học - Các muối cacbonat: quan trọng Na2CO3 sử dụng nhiều công nghiệp y học 44 Chương VI: NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IB-IIB 6.1 Nguyên tố phân nhóm IB: 6.1.1-Đặc điểm cấu tạo: - Các nguyên tử chúng có bán kính nguyên tử nhỏ, khối lựơng riêng lớn, nhiệt độ nóng chảy cao, Cu, Ag, Au kim lọai hoạt động hóa học yếu chúng thể mức oxit 1,2,3( Cu chủ yếu T2, Ag chủ yếu T1, Au chủ yếu T3) Theo chiều từ Cu đến Au tính kim lọai giảm dần, khả tạo phản ứng tăng dần 61.2 Tính chất: 6.1.2.1 Tính chất vật lý: - Ở trạng thái tự Cu màu trắng, Ag màu trắng, Au màu vàng 45 Khối lượng riêng Cg/cm3 Năng lượng ion hóa( ev) Nhiệt độ nóng chảy( C) Nhiệt độ sôi( C) 8.96 10.5 19.3 7.72 7.57 9.22 1083 9.61 1063 2543 2167 2880 - Độ dẫn điện dẫn nhiệt cao, dễ kéo dài, dát mỏng đặc biêt Au 6.1.2.2 Tính chất hóa học: - Trong không khí Ag biến đổi, Cu kết hợp trực tiếp với O tạo lớp oxit Cu mỏng bờ mặt Cu - Trong không khí ẩm có chứa CO 2, Cu dễ tạo thành lớp muối cacbonat bazơ màu xanh (Cu2(OH)2CO3) đốt nóng Cu chuyển thành CuO Cu2O - Với halogen Cu dễ dàng kết hợp, Ag kết hợp chậm nhiệt độ thường, Au phản ứng điều kiện khô, đun nóng - Với S, Cu Ag phản ứng trực tiếp với H 2, N2 nguyên tố không tác dụng, riêng Ag không khí có chứa H2S dễ tạo thành Ag2S màu đen Ag + ½ O2 + H2S = Ag2S + H2O - Với HCl, H2SO4 loãng nguyên tố không phản ứng, chúng tan có mặt O2 Cu + 1/2O2 + 2HCl = CuCl2 + H2O - Với axit có tính OXH HNO 3, H2SO4 Cu Ag tác dụng dễ dàng, Au tan dd cường thủy dd HCl bão hòa khí Cl Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O 2Au + 2HCl + Cl2 = 2H[AuCl4 ] 6.1.3 Điều chế: - Cu thường điều chế phương pháp nhịêt luyện, quặng axit dùng C để khử nhiệt độ cao, quặng sunfua trình nhiệt luỵên qua nhiều giai đọan.Thường lẫn quặng PbS, Cu, Zn.Thành phần thường thu trình luyện Cu, P có Ag - Au thường dạng khóang chất dạng tự nhan thạch, cát Phương pháp tốt để tách vàng phương pháp cianua - Người ta hòa tan NaCN có mặt O2 không khí 2Au + 4NaCN + ½ O2 = Na[Au(CN)2 ] + 2NaOH Zn + Na[Au(CN)2 ] = Na2[Zn(CN)4] + 2Au 6.1.4 Hợp chất Cu, Ag, Au: 6.1.4.1 Hợp chất số oxit: - Các axit ( M2O) chất rắn, Cu2O màu đỏ, Ag2O maù nâu sẫm, Au2O màu tím xám Chúng tác dụng với NaOH Các hidroxit hình hành dễ bị H2O tạo thành oxit 2AgNO3 + 2NaOH = 2NaNO3 +Ag2O +H2O - Cu2O điều chế cách đun nóng Cu(OH)2 46 - Các Hidroxit ( MOH) không bền dễ bị phân hủy tạo thành -Tác dung muối: Au Cu không tan H 2O, trạng thái ẩm bền, dễ bị phân hủy 3AuCl = AuCl3 + 2Au 2CuCl = CuCl2 + Cu - Các muối dễ bị oxit để tạo thành mức Au3+ Cu2+ 2CuCl + 1/2O2 + 2Hcl = CuCl2 + H2O - Muối Ag thực tế nhiều thông dụng AgNO ( Tan), AgCl, AgBr, AgT( không tan), muối Ag + dễ bị phân hủy, tác dụng as muối cần bảo quản chai màu - Các muối phức tạp ( M+) phong phú nhiều thực tế Ví dụ: phức Cu+, Cu(NH3)2]Cl, AgCl, AgBr, AgI khó tan H 2O dễ tan dd axit Hx hay muối halogenua đậm đà tạo thành phản ứng halogenua tan CuCl + HCl = H[CuCl2 ] CuCl + NaCl = Na[CuCl2 ] 6.1.4.2 Hợp chất có số oxy hoá + 2: - CuO màu đen không tan nước, dễ tan axit tạo muối Cu 2+, đun nóng 8000C bị phân hủy thành Cu2O O2 - Hiđroxit ( Cu(OH)2 màu xanh lam, không tan nước, có tính lưỡng tính tính axit tính bazơ yếu - Các muối Cu2+ độc, Trong dung dịch lõang tất muối Cu có màu xanh lam( màu phản ứng Ví dụ [Cu(NH3)2 ] SO4, , [CuCl4 ] 2-, [Cu(CN)4] 2- 6.1.4.3 Hợp chất có số oxy hoá +3: - Trạng thái Oxy hóa +3 đặc trưng Au, Au có số phản ứng - Au2O3 chất rắn màu đen, không tan H2O bị phân hủy nhiệt độ1600 Au2O điều chế cách đun nóng nhẹ khoảng 1000C Au(OH)3 - Au(OH)3 chất kết tủa màu đỏ hun tạo thành cho kiềm cho tác dụng với muối halogenua - Au(OH)3 Au2O3 có tính lưỡng tính tính axit mạnh tính bazơ.Au(OH) dễ tan dung dịch kiềm Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4 ] - Muối Au3+ điều chế cách cho Au(OH) tác dụng với axit mạnh, chúng dễ tạo phản ứng Au(OH)3 + 4Hcl = H[AuCl4 ] +3H2O 6.2 Nguyên tố phân nhóm IIB 6.2.1 Đặc điểm cấu tạo: - Cấu trúc lớp điện tử ngòai , nguyên tố điều có khả cho 2e lớp ngòai nên chúng có mốt số OXH + Tuy nhiên tính kim lọai chúng yếu so với nguyên tố phân nhóm - Từ Zn Hg tính kim lọai giảm dần khả phức tạp dần 6.2.2 Tính chất: 6.2.2.1 Tính chất vật lí: - Zn màu trắng xanh, Cd Hg có màu trắng bạc Khối lượng riêng ( g/ 7.1 8.7 13.55 + 47 cm3) Năng lượng ion 9.391 8.991 10.43 hóa( eV) Nhiệt độ nóng chảy( C0) 419 321 -39 Nhiệt độ sôi( C ) 907 767 357 - Zn, Cd, Hg kim lọai dễ nóng chảy dễ bay Ở điều kiện thường Hg chất lỏng, Cd rèn kéo dài được, Zn giòn 6.2.2.2 Tính chất hóa học: 6.2.2.2 Tính chất hóa học: - Ở nhiệt độ bình thường kh khô Zn, Cd, Gg không biến đổi Trong không khí ẩm, Zn bị bao phủ lớp màng[ ZnC0 3.3Zn(OH)2]] Khi đun nóng Cd Zn cháy kk tạo thành ZnO CdO Hg bị OXH chậm tạo thành HgO - Với S, Zn Cd phản ứng khu đun nóng, Hg phản ứng nhiệt độ thường - Với halogen Zn Cd phản ứng đun nóng, Hg phản ứng nhiệt độ bình thường -Với HCl H2SO4 loãng Zn phản ứng dễ dàng, Cd phản ứng khó dễ dàng, Cd phản ứng khó, Hg không phản ứng - Với HNO3 loãng Zn, Cd, Hg tác dụng tạo muối nitrat Tùy thuộc vào lượng axit mà Hg tạo muối Hg+ Hg2+ Hg tác dụng với HNO3 - Zn có tính lưỡng tính nên tác dụng với axit với Bazơ tạo thành zincat (CznO 2)2Zn + 2H3O+ +2H2O = [Zn(H2O)4 ]2+ + H2 Zn + 2OH- + 2H2O = [Zn(H2O)4 ]2+ + H2 - Zn khử HNO3 loãng thành NH4NO3 6.2.3 Điều chế: Trong tự nhiên khóang vật quan trọng chúng ZnCO 3, ZnCO3, ZnS, Zn2SO4, H2O, ZnO,Al2O3, - Điều chế Zn, Cd từ quặng sunfua phải qua giai đọan Hơi kim lọai tạo thành sau phản ứng ngưng tụ thiết bị ngưng tụ Zn lắng xuống thành dạng bột - Hg điều chế từ quặng HgS nung 500 0C lò đặc bịêt oxit Hg tạo thành không bền bị phân hủy nhiệt độ Hơi Hg bay ngưng tụ thành Hg tinh chế cách chưng cốc 6.2.4 Hợp chất Zn, Cd, Hg 6.2.4.1 Hợp chất có số oxy hoá +2: ZnO màu trắng, CdO màu nâu, HgO màu đỏ, độ bền oxit so với nhiệt giảm từ ZnO đến HgOZnO phân hủy 19500C, HgO phân hủy 4000C, hầu hết oxit không tan nước tan axit 48 - ZnO có tính lưỡng tính ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O - ZnO dùng sản xuất sơn dầu, dùng làm chất độn cao su - Các hiđrôxit tạo thành cho muối làm chất độn cao su - Các hiđroxit tạo thành muối tác dụng với kiềm Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2 M2+ + 2OH- = M(OH)2 Zn(OH)2 tan dd axit Zn(OH)2 tan dung dịch NH3 Zn(OH) + 4NH3 = [Zn(NH3) ]2(OH)2 Hg(OH)2 dễ bị nước sau điều chế - Các muối Zn2+, Cd2+, Hg2+, phần lớn không màu, số đặc trưng CdS màu vàng, HgT2 màu đỏ son, HgS màu đen nâu đậm - Các muối halogen chúng tan nước ( trừ ZnF2, HgBr2, HgT2) _ Các muối nitrat sunfat tan - Các muối hòa tan nước dễ tạo phức cation([m(H2O)4 ]2+) - Khi NH3 tác dụng với dung dịch muối chúng ( trừ Hg) tạo thành phức anicat bền ([M(NH3)4]2+, [M(H2O)6]2+) - Độ bền phức HgX tăng theo chiều từ F2 đến I2-, - HgI2 tan KI tạo thành K2[HgI4] HgI2 + 2KT = K2[HgI4] - Các hợp chất Hg2+ thể tính OXH Hg(NO3)2 + Hg = Hg2(NO3)2 Hg(NO3)2 + SO2 + H2O = Hg + H2SO4 + 2HNO3 6.2.4.2 Hợp chất có số OXH +1 - Các hợp chất Hg+1 dạng Hg 2+ cấu trúc –Hg- Hg Khi địên Li nhóm không bị phân li tồn dạng Hg 22+, có hợp chất tương ứng Hg 2O, Hg(NO3)2, HgCl2.Những hợp chất Hg2+2 thể tính OXH họăc tính khử Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2 Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4 - Ngoài Hg22+ thể khuynh hướng nhị phân sản phẩm Hg Hg2+ Hg22+ = Hg + Hg2+ 49 - Các hợp chất bền Hg2Cl2, H2SO4 Tuy nhiên đun nóng bị phân hủy CHƯƠNG VII : NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VI B – VII B – VIII B 7.1 NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IB 7.1.1 Đặc điểm cấu tạo: Cr, Mo, W - Cấu trúc nguyên tử Cr, Mo (n-1)d5ns1, đối W (n-1)d4ns1 chúng có khuynh hướng nhường 6e thể tính kim loại nên hợp chất có số OXH +1 đến +6 Trong trạng thái bền +6 riêng Cr có số OXH +3 - Ở trạng thái OXH dương thấp nguyên tố phân nhóm có tính chất giống kim loại, trạng thái OXH dương cao có tính chất giống S Số phối trí đặc trưng chúng Nguyên tố Cr điển hình quan trọng 7.1.2 Tính chất: 7.1.2.1 Tính chất vật lý: - Cr, Mo, W, dạng khối kim loại màu trắng bạc, Cr cứng kính, Mo, W mềm 50 Cr riêng 7,2 Mo 10,2 W 19,3 Khối lượng (g/cm3) Năng lượng ion hóa 6,76 7,10 7,98 (eV) Nhiệt độ náng chảy (oC) 1890 2620 3380 o Nhiệt độ sôi ( C) 3390 4800 5900 7.1.2.2 Tính chất hóa học: - Là hoạt động hoạt tính giảm dần theo chiều từ Cr đến W - Với O2 H2O đk thường bền có lớp oxit bảo vệ đun nóng (ở dạng bột) chúng cháy O2 tạo sản phẩm Cr2O3, MoO3, VO3 đun nóng từ 600800oC cúng phản ứng với nước giải phóng H2 - Với axit: đk thường Cr tan HCl H 2SO4 loãng tạo muối Cr2+ (không có không khí) muối Cr3+(có không khí) 2Cr + 6HCl + O2 = 2CrCl3 + 2H2O + H2 Cr + 2HCl = CrCl2 + H2 - Mo tan H2SO4 đặc nóng dung dịch cường thủy, W tan hh axit HNO3 HF đun nóng 3W + 2HNO3 +8HF = to 3H2[WF8] + 2NO + 4H2O - Cr bị thụ động hóa axit H 2SO4 HNO3 đặt nguội đun nóng Cr phản ứng cho muối Cr+3 giải phóng SO2 NO2 - Đối với dung dịch kiềm Cr tan chậm tạo thành muối comit Cr + 3KOH +3H2O = K3[Cr(OH)6] + 3/2H2 - Khi đun nóng Cr tác dụng với kiềm chất OXH để tạo thành muối cromat Cr + 2NaOH +3/2O2 =to Na2CrO4 + H2O - Các nguyên tố Mo, W nấu nóng chảy với kiềm có mặt chất OXH tạo thành muối molipdat wronframat Mo + 3NaNO3 + 2NaOH = N2MO4 + 3NaNO2 + H2O 7.1.3 Điều chế: - Cr điều chế cách dùng bột Al để khử oxit Cr2O3 - Mo, W điều chế cách khử oxit chúng H2 hay C nhiệt độ cao 7.1.4 Hợp chất Cr: 7.1.4.1 Hợp chất Cr có số oxy hóa +3 - Các hợp chất Cr+3 có màu xanh tím Cr3+ tồn dạng phức [Cr(H2O)6]3+ - Cr2O3 chất rắn màu xanh thẫm khó nóng chảy giống oxit nhôm, có tính lưỡng tính, trơ phương diện hóa học nên Cr2O3 không tan H2O, dd axit kiềm, thể tính lưỡng tính nấu nóng chảy - Điều chế: Cr2O3 điều chế cách nhiệt phân Cr(OH) hay (NH4)2Cr2O7 khử Na2Cr2O7 C (NH4)2Cr2O7 =to Cr2O3 + N2 + 4H2O Na2Cr3O7 + 2C = Cr2O3 + Na2CO3 + CO - Cr(OH)3 có màu xanh xám, điều chế cách cho muối Cr 3+ tác dụng với NH4OH Cr(OH)3 hoạt động, hình thành có tính lưỡng tính, nhiên tính axit tính bazơ yếu Cr(OH)3 + 3H3O+ = [Cr(H2O)6]3+ 51 Cr(OH)3 + 3OH- = [Cr(OH)6]3+ - Các muối Cr3+ phổ biến thường gặp CrCl3, Cr2(SO4)3, Cr(NO3)3, phèn Crôm (K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O) - Phèn Crôm dùng làm chất cầm màu dùng công nghiệp luyện gang.Phèn Crôm điều chế cách sục SO2 vào dd K2Cr2O7 H2SO4 đặc đến bão hòa, cho bay cho thu tinh thể phèn Crôm K2CrO7 + SO2 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O - Phức Cation Cr bền trạng thái rắn dd bền [Cr(NH3)6]Cl3 + 3H2O = Cr(OH)3 + 3NH4Cl + 3NH3 7.1.4.2 Hợp chất có số OXH +6 - CrO3 màu đỏ sẫm, không bền, 2500C bị phân hủy 2Cr2O3 = Cr2O3 + 3/2 O2 - CrO3 điều chế cách cho K2Cr2O7 tác dụng với H2SO4 đặc K2Cr2O7 +H2SO4 = K2SO4 + 2CrO3 + H2O - Axit bicromic (K2Cr2O7) : ion Cr2O7- có màu vàng cam, môi trường kiềm chuyển hóa thành Cr2O42- K2Cr2O7 không bền dung dịch, tính axit yếu, hình thành từ oxit CrO3 - H2O ->H2CrO4 - Ion Cr2O42- môi trường kiềm bền chuyển hóa thành CrO42(Vàng cam) CrO42- +2OH- = 2CrO42- + H2O (Vàng chanh) 2Cr2O42- + 2H+ = Cr2O7 + H2O - Đa số muối cromat bicromat khó tan H 2O ( Cromat khó tan bicromat) Một số muối có màu đặc trưng K2Cr2O4 màu vàng chanh, K 2Cr2O7 màu vàng cam, Ag2CrO4 màu đỏ gạch, CrO4 màu vàng nâu, hợp chất Cr 6+ có tính OXH mạnh dễ dàng tham gia phản ứng với chất khử dễ chuyển thành Cr 3+ 7.2 NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIIB: 7.2.1 Đặc điểm cấu tạo: Mn, Tc, Re - Lớp e : (n-1) d5ns2, nên bậc OXH dương cao +7, thể bậc OXH từ +2 đến +7, Mn có số OXH đặc trưng Mn 2+, Mn+4, Mn+7, số phối tử 7.2.2 Tính chất 7.2.2.1 Tính chất vật lí: - Mn, Re, Tc dạng khối có màu trắng bạc, dạng bột có màu xám Mn 7,4 7,44 1245 2080 Tc 11,49 7,28 2200 4600 Re 21,04 7,88 3170 5600 Khối lượng riêng (g/cm ) Năng lượng ion hóa (Cv) Nhiệt độ nóng chảy (0C) Nhiệt độ sôi (0C) 7.2.2.2 Tính chất hóa học: - Mn dạng khối bền có màng oxit mỏng bảo vệ, dạng bột dễ bị OXH - Khi nung nóng phản ứng với phi kim như: O 2, S, N2, P, C, Si… Đặc biệt tác dụng với Halogen nhiệt độ thường tạo thành hợp chất Mn2+ Mn +O2 +2H2O = Mn(OH)4 52 - Tác dụng dễ dàng với axit thông thường axit OXH tạo thành muối tương ứng Mn2+ Mn + 2HCl = MnCl2 +H2 Mn +2H2SO4 = MnSO4 +SO2+2H2O - Mn khử oxit kim loại ví dụ oxit sắt nhiệt độ 4Mn + Fe3O4 = 4MnO + 3Fe -Đối với axit đặc, nguội bị thụ động hóa Al Cr 7.2.3 Ứng dụng điều chế: - Mn sử dụng công nghiệp sản xuất thép, dùng để chế loại kim thép chứa 12,15% Mn cứng, có độ chịu nén cao, khó bị bào mòn, dùng làm máy đập, đường ray xe lửa - Hợp kim Mn gồm 83% Cu, 13% Mn, % Zn dùng làm cuộn dây điện trở, nhờ vào tính dẫn điện không bị biến đổi theo nhiệt - Điều chế MnO2 phương pháp nhiệt phân 3MnO2 = Mn3O4 + O2 3MnO4 + 8Al = 4Al2O3 +3Mn 7.2.4 Hợp chất Mn: 7.2.4.1 Hợp chất có số oxy hóa +2: - Các hc đơn giản phức có số phối trí đặc trưng - Mn chất rắn, màu xanh lục - Mn(OH)2 màu trắng, keo (vô định hình), tạo thành muối Mn 2+ tác dụng với kiềm, không tan nước, tan axit kiềm đốt nóng mạnh lâu Mn(OH)2 +4NaOH = Na4[Mn(OH)6] - Mn(OH)2 không khí bị oxi hóa thành Mn(OH)4 - Các muối Mn2+ dạng ngậm H2O: Mn(NO3)2.6H2O, MnCl2.4H2O, MnSO4.4H2O, ion [Mn(H2O)6]2+ có màu hồng thịt Các muối không tan: MnS, Mn3(PO4)2, MnCO3 - Khi tác dụng với chất có tính OXH mạnh, Mn2+ dễ chuyển thành Mn4+ Mn7+ 2MnSO4 + 5PbO2 + 3H2SO4 = 2HMnO4 + 5PbSO4 + 2H2O 7.2.4.2 Hợp chất Mn4+ - Đối với Mn4+ oxit hidroxit bền muối bền - Hidroxit Mn4+ màu nâu sẫm MnO2 màu nâu đen, không tan H2O - Các muối Mn4+ bền cho Mn(OH)4 MnO2 tác dụng với axit thường thu muối Mn2+ nấu chảy kiềm tạo muối Mn6+ Mn(OH)4 + H2SO4 = MnSO4 + H2O + 1/2O2 MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O MnO2 + 2KOH(nc) = K2MnO4 + H2 - Mn4+ có tính oxh mạnh, nhiên với chất có tính OXH mạnh KClO 3, PbO2 Mn4+ thể tính khử 3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O MnO2 + 3PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2H2O 7.2.4.3 Hợp chất có số oxy hóa +6: Các muối MnO42- có mầu lục sẫm, thu cách nấu nóng chảy MnO2 với kiềm chất OXH - Các muối MnO42- không bền dd nước bị phân hủy chậm 3K2MnO4 + 2H2O = 2KmnO4 + MnO2 + 4KOH 53 - Khi oxi hóa MnO42- tồn dd kiềm mạnh axit H 2MnO4 không tồn - Khi gặp chất oxy hoa mạnh MnO42- bị OXH hóa để tạo thành MnO4K2MnO4 + 1/2Cl2 = KMnO4 + KCl 7.2.4.4 Hợp chất có số oxy hóa +7: - Mn2O7 chất lỏng dầu, màu xanh thẫm tạo thành cho axit H 2SO4 đặt phản ứng với KmnO4 2KMnO4 + H2SO4 = Mn2O7 + K2SO4 + H2O - Mn2O7 chất có tính OXH mạnh, bền, dễ phân hủy, dễ nổ Mn2O7 =to 2MnO2 + 3/2O2 - Các chất hữu dễ bốc cháy tiếp xúc với Mn2O7 - Mn2O7 nước tạo dd axit HMnO có tính OXH mạnh tồn dd với nồng độ khoản 20% - Hợp chất quan trọng ứng dụng rộng rãi thực tế KMnO4 - KMnO4 dễ bị nhiệt phân, có tính OXH mạnh, môi trường khác bị khử bậc OXH khác 2KMnO4 =200oC K2MnO4 + MnO2 + O2 MnO4 + 2H2+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (Eo=1,51eV) MnO + 2H2O + 3e- = MnO2 + 4OH- (Eo=1,23eV) MnO4 + e- =MnO41- (Eo=0,56 eV) 7.3 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIIB: 7.3.1 Đặc điểm cấu tạo:Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, If, Pt - Gồm nguyên tố chúng hóa trị dương cao +8, số phối trí đặc trưng - Fe, Co, Ni nguyên tố có nhiều ứng dụng thực tế có tính chất gần giống 7.3.2 Tính chất: a) Tính chất vật lí: - Fe, Co, Ni kim loại màu trắng sáng bạc, dễ rèn, dễ dát mỏng (trừ Co) có nhiều dạng thù hình, có từ tính Fe 7,9 7,87 153 2770 Co 8,9 7,86 1495 2255 Ni 8,9 7,64 1455 2140 Khối lượng riêng (g/cm ) Năng lượng ion hóa (eV) Nhiệt độ nóng chảy (oC) Nhiệt độ sôi (oC) b) Tính chất hóa học: - Theo chiều từ Fe đến Ni hoạt tính hóa học giảm dần Ở trạng thái khối không khí khô, nhiệt độ thấp chúng bền với không khí nước.Nhưng trạng thái ẩm, nhiệt độ cao bị ăn mòn - Fe bị ăn mòn không khí tạo lớp gĩ sắt Fe + O2 + H2O = Fe2O3 + H2O - Ở dạng bột Fe, Co, Ni tự bốc cháy đun nóng chúng bị OXH halogen, O2, S tạo hợp chất tương ứng 54 - Với axit loãng HCl, H2SO4 tạo thành muối M2+ Với axit đặt có tính OXH hóa mạnh tác dụng đun nóng bị thụ động hóa axit đặc nguội 7.3.3 Ứng dụng điều chế: - Trong tự nhiên Fe thường gặp dạng quặng Fe nâu (MfeO 2.H2O), Fe đỏ (Fe2O3), Fe từ (Fe3O4), pirit Fe(FeS2), xiderit (FeCO3) - Co Ni gặp dạng quặng sunfu quặng sunfur hoặctrong quặng có lẫn As (CoAsS) - Phần lớn chúng ứng dụng chủ yếu dạng hợp kim hợp kim gang, thép (gang thành phần chủ yếu Fe có chứa từ đến 4%C, thép từ 0,2 đến 2%C) - Chúng điều chế cách khử oxit chúng Hiện thường dùng phương pháp nhiệt phân hc cacbonyl Fe (Fe(CO) 5) (người ta cho Fe có chứa tạp chất tác dụng với CO nhiệt độ cao áp suất 100-200atm, chất lỏng màu vàng dễ bay hơi, sau đốt nóng nhiệt độ 230oC-330oC bị phân hủy) 7.3.4 Hợp chất Fe, Co, Ni: Hợp chất có số oxy hoa 0: - Trạng thái OXH Fe, Co, Ni thể hợp chất phức cacbonyl (Fe(CO5), Co2(CO)8, Ni(CO)4) Phức Fe(CO5) chất lỏng màu vàng, dễ bây hơi, không tan nước, tan C6H6, ete Co2(CO)8 tinh thể màu da cam, không tan nước, tan nhiều dung môi hữu Ni(CO)4 chất lỏng không màu phân hủy nhiệt độ 180oC - Các phức dễ bị phân hủy nung nóng, người ta thường dùng đường tạo phức để tinh chế kim loại 7.3.4.1 Hợp chất có số oxy hóa +2: - Hợp chất Fe2+ • Oxit Fe2+: chất rắn màu đen • Fe(OH)2: chất rắn màu trắng, chúng không tan nước, kiềm, dễ tan oxit, chúng thể tính khử, dễ bị OXH O không khí chất có tính OXH mạnhvà tạo thành Fe3+ 2FeO +1/2O2 = Fe2O3 Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Fe(OH)3 • Muối Fe2+: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ 4H2O - Phức cation Fe2+ bền đặt trưng phức anion - Khi hòa tan hợp chất Fe2+ nước hay dd axit loãng ta thu [Fe(H 2O)6]2+ có màu xanh nhạt Các hợp chất muối kết tinh thường dạng ngậm H2O Ví dụ: FeCl2.6H2O, FeSO4.7H2O, Fe(NO3)2.6H2O - Phức Fe2+ dạng aminoacat bền trạng thái rắn hay dung dịch amoniac bão hòa, H2O dễ bị phân hủy [Fe(NH3)6]Cl2 + 2H2O = Fe(OH)2 + 2NH4Cl + 4NH3 - Phức anion phổ biến [Fe(CN) 6]4- Fernocianat có màu vàng đỏ thường dạng K4[Fe(CN)6].3H2O - Hợp chất Co2+: • CoO: Có màu lục xám • Co(OH)2: Có màu đỏ hồng, không tan H2O, kiềm, tan dung dịch axit kiềm đặc 55 • Các muối Co2+: Tan axit mạnh, với axit yếu khó tan • Với hợp chất OXH mạnh O2 dễ OXH Co2+ lên Co3+ 2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3 2+ • Phức Co : Phức cation Co2+ đặc trưng phức anion, đặc trưng phức [Co(H2O)6]2+ Các dd muối phức dễ kết tinh dạng muối hidrat Ví dụ: CoSO4.6H2O, Co(NO3)2.6H2O Các tinh thể muối có màu hồng đỏ CoCl2.6H2O(hồng)58oC CoCl2.2H2O(hồng tím) 90oCoCl2.H2O (xanh da trời) 120oCCoCl2 (xanh da trời) • Lợi dụng thay đổi màu sắc để xác định độ ẩm (có thể chế tạo ẩm kế) • Các phức anion Co2+ đặc trưng tạo thành kết hợp hai muối, thường có số phối tử 2KCNS + Co(CNS)2 = K2[Co(CNS)4](xanh) • Khi pha loãng phức dd có chuyển màu Co(CNS)42- + 6H2O = [Co(H2O)6]2+ + 4CNS(xanh) (hồng) Hợp chất Ni2+ • NiO : có màu xanh lục • Ni(OH)2: có màu xanh lục • NiS: Có màu đen • Các phức cation bền.Ví dụ: [Ni(H 2O)6]2+, [Ni(NH3)6]2+ Các tinh thể muối tương ứng [Ni(NH3)6]2+ dễ tạo thành cho muối tiếp xúc với NH3 NiCl + 6NH3 = [Ni(NH3)6]Cl2 Các muối, Hiđroxit Ni2+ dễ tan có mặt NH4OH dd muối NH4+ Ni(OH)2 + 6NH3 = [Ni(NH3)6](OH)2 2+ • Phức anion Ni : [Ni(CN)4]2- bền, có màu vàng.Vì muối Ni 2+ dễ tạo phức xianua NiSO4 + 4KCN = K2[Ni(CN)4] + K2SO4 7.3.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +3: - Hợp chất Fe3+: • Fe2O3 Fe(OH)3 có màu nâu đỏ, không tan H 2O.Fe(OH)3 dạng keo, dễ tan axit tạo phức aquar ([Fe(H 2O)6]3+).Trong dd dễ tách dạng tinh thể hiđrat : FeCl3.6H2O, Fe(NO3)3.6H2O.Fe(OH)3 tan kiềm nóng chảy tạo phức hiroxi Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6] Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O • Các muối Fe3+ quan Fe2(SO4)3.K2SO4.24H2O trọng: FeCl3.6H2O dùng làm chất cầm màu, • Phức bền điển hình [Fe(CN)6]3- (Perixianiua) thường tồn dạng K3[Fe(CN)6] dùng để tìm Fe2+ - Hợp chất Co3+: • Hợp chất Co3+ thường gặp dạng phức chất 56 • CO2O3: có màu sẫm • Co(OH)3 :có màu sẫm, không bền, cho chúng tác dụng với axit tạo muối tương ứng hợp chất muối Co3+ không bền dễ tạo muối Co2+ Co2O3 + 2H2SO4 = 2CoSO4 + ½ Cl2 +3H2O • Hợp chất phức đặc trưng [Co(NO2)6]3- ( Côban hecxanitrô) • Hợp chất Ni3+ không đặc trưng, không bền, gặp thực tế 57 [...]... hoặc nước đại dương, nước trong các khoáng vật, nước trong động vật, thực vật có khối lượng riêng lớn hơn Nước thiên nhiên có thể coi là hỗn hợp của 9 loại phân tử nước:CH216O ,H217O ,H218O,HD16O,HD17O,HD18O,D216O,D217O,D218O,.Trong đó H216O chiếm 99,73% Nước tham gia rất nhiều phản ứng hóa học và làm dung môi tốt Nó có thể hòa tan một số muối vô cơ và muối hữu cơ Nước có thể phản ứng với nhiều ánh... lưu huỳnh ở trang thái lai hóa Sp2 Khí SO2 không màu, có mùi khó chịu, độc dễ hóa lỏng (nhiệt độ sôi là 100 0C, dễ hóa rắn(nhiệt độ nóng chảy là -750C) SO2 lỏng là một dung môi tốt cho nhiều chất hữu cơ, vô cơ và các chất điện ly 2− 2SO2 = SO2+ + SO 3 SO2 dễ tan trong nước tạo dung dịch có tính axit.Hiện nay bằng phương pháp vật lý hiện đại, người ta nhận ra rằng trong dung dịch SO 2 kết hợp với nước... của lk N_H là 1.02Aogóc lk HNH là 107o,NH là phân tử cực -NH3 là khí ko màu ,có mùi khai ,nhẹ hơn kk ,dễ hoá lỏng (-33 oC) và hoá rắn (-78oC).Mối liên kết giữa các phân tử NH3 là liên kết H : -NH3 tan nhiều trong H2O do mối liên kết giữa NH3 và H2O -NH3 có khả năng kết hợp với nhiều chất ,về mặt hoá học là 1 chất hoạt động mạnh - NH3 có cặp điện cực không liên kết định hướng nên dễ dàng kết hợp với... =3Mn(OH)2 + H2 +CH4 4.2.2 Ứng dụng và Điều chế : - Trong phòng TN điều chế than vô định hình bằng cách nhiệt phân - Trong CN điều chế than chì bằng cách nung đỏ than cốc ở 2000 oC trong lò luyện ,điều chế than vô định hình bằng cách đốt gỗ hay HCl giàu C - Ứng dụng : - Kim cương :là mũi khoan ,lưỡi dao - Than chì : làm bút chì - Than vô định hình :là mặt nạ chống khí độc 4.2.3 Các hợp chất của C : 4.2.3.1... là 1.56 A0 và lk N- O là 1,86A0 - N2O là chất khí không màu, có mùi dễ chịu, hoá rắn ở – 91 0C và lỏng ở – 890C Trong y học nghười ta thường dùng hỗn hợp O2 : N2O theo tỉ lệ (20: 80) làm chất gây mê - Ở nhiệt độ thường N2O bền, kém hoạt động nhưng khi đun nóng khoảng 500 0C thì bị phân huỷ - Than, P và nhiều hợp chất hữu cơ đang chaý có thể cháy trong N 2O - Hỗn hợp N2O và H2 hoặc NH3 sẽ gây nổ khi... chất OXH mạnh như KMnO4,HclO.BrO2 oxi hoá được NO đến NO3 KMnO4 + NO +H2SO4 = KMnO4+ K2SO4+ HNO3 + H2O -Điều chế : Trong phòng TN điều chế bằng cách Cu tác dụng với HNO3khoảng 30-35% 3Cu +8 HNO3= 3Cu(NO3)2 +2NO +4 H2O Trong CN điều chế NO bằng cách cho NH3 tác dụng với O2 có xúc tác là pt 2NH3 + 5/2 O2 = 2NO +3 H2O -NO2(đioxitnitơ)góc lk ONO là 134 o,N trong No2lai hoá Sp2, NO2dễ trùng hợp thành phân... =0.96vol EoNO3/N2 =1.25vol EoNO3/N3 =0.88vol NO3 +2 H++ e- = NO2 +H2O Điều chế và ứng dụng : HNO 3 là một trong những hóa chất cơ bản và quan trọng Nó được dùng nhiềù trong phân bón và thuốc nhuộm … HNO 3 còn dùng để hòa tan các kim loại ,oxi kim loại và nitro hóa các hóa chất màu hữu cơ - Điều chế trong phòng TN cho các muối tương ứng tác dụng với axit NaNO3 + H2SO4 = Na HSO4 + HNO3 -Trong Công Nghiệp:... đối phổ biến trong tự nhiên ,As chiếm 1.10 -4%,Sb chiếm 5.106 %,BI chiếm 2.10-6% tổng số nguyên tố trong vỏ trái đất ,chúng tồn tại trong những khoáng vật dạng đất chủ yếu là dạng sunfur 182 C 250o 29 -Điều chế : As ,Sb, Bi được điều chế bằng cách đốt cháy khoáng vật sunfur trong không khí để chuyển thành oxit và sau đó dùng than để khử oxit của chúng E2O3 +9/2O2 = E2O3 +3O2 E2O3 +3C =2E +3CO 3.4.2... chảy là -85.6oC, nhiệt độ sôi là -60.75oC , ở trạng thái lỏng nó phân li theo pt sau: H2S + H2S  H3S+ + HS.H2S lỏng là một dung môi giống dung môi hữu cơ, ít tan trong H 2O (1lít H2O ở o 20 C hòa tan được 2.67l H2S ở 20oC) tan nhiều trong dung môi hữu cơ (1lít C 2H5OH hòa tan được 10 lít H2S ở 20oC) Trong dd H2S là một axit yếu,phân li 2 nấc H2S  H+ + HS- (K1=10-7) HS-  H+ + S2- (K2=10-14) b.Hóa tính:... hữu cơ - Hợp chất CaC2 ở dạng tinh khiết không màu ,tỉ khối là 2.22, CaC 2 kĩ thuật có màu xám vì có lẫn C tự do và thường gọi là đất đèn tác dụng mãnh liệt với H 2O tạo thành C2H2 khi đun nóng co thể tương tác với H 2, N2, S, P, và có thể khử được các oxit,clỏua của các kim loại CaC2 + N2 = CaON2 + C CaC2 + MgO = Mg + 2C + CaO - CaC2 Kĩ thuật được sản xuất trong CN bằng cách nung hỗn hợp đá vôi và ... vào chất X2 1.2.2-Tính chất hoá học: -Tính chất hoá học điển hình halogen tính oxy hoá, hoạt tính giảm dần từ F2 đến I2 F2 có lượng liên kết nhỏ Cl2 nên F2 hoạt động hoá học Cl2 SiO2 + 2F2 = SiF4... dụng 1.2.3.1-Đ iều chế: Nguyên tắc chung điều chế halogen tự oxy hoá muối halogenur chất oxy hoá mạnh dòng điện F2 có tính oxy hoá mạnh nên phương pháp điều chế F công nghiệp phòng thí nghiệm... mùi khai ,nhẹ kk ,dễ hoá lỏng (-33 oC) hoá rắn (-78oC).Mối liên kết phân tử NH3 liên kết H : -NH3 tan nhiều H2O mối liên kết NH3 H2O -NH3 có khả kết hợp với nhiều chất ,về mặt hoá học chất hoạt