BÀI GIẢNG HÓA VÔ CƠ

Đ
Đ
Ạ
Ạ
I
I


H
H
Ọ
Ọ
C
C


Đ
Đ
À
À


N
N
Ẵ
Ẵ
N
N

G
G


T
T
R
R
Ư
Ư
Ờ
Ờ
N
N
G
G


Đ
Đ
Ạ
Ạ
I
I


H
H
Ọ
Ọ

C
C


S
S
Ư
Ư


P
P
H
H
Ạ
Ạ
M
M


K
K
H
H
O
O
A
A

H
H
O
O
Á
Á











BÀI GIẢNG






GV NGÔ THỊ MỸ BÌNH

Đ
Đ
à
à


N
N
ẵ
ẵ
n
n
g
g
,
,


2
2
0
0
0
0
7
7

Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học

Hoá vô cơ
2

CHƯƠNG 1 – LỊCH SỬ CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC

1.1. NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
1.1.1. Nguyên tố hoá học
Mendeleev: “Nguyên tố hoá học là dạng các nguyên tử đặc trưng bằng toàn
bộ tính chất xác định. Nếu khái niệm hạt ứng với vật đơn giản thì khái niệm về
nguyên tử ứng với nguyên tố”.
Thuyết nguyên tử: “Nguyên tố hoá học là dạng các nguyên tử có điện tích
hạt nhân xác định”.
Đơn chất: Do các nguyên tử của cùng một nguyên tố kết hợp với nhau tạo
thành. Ví dụ: Na, K, N
2
, O
3
,
Hợp chất: Do các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau kết hợp với nhau
tạo thành. Ví dụ: CH
4
, H
2
O,
1.1.2. Đồng vị - Thù hình
* Tính thù hình: Là sự tồn tại của nguyên tố hoá học dưới dạng một số đơn

chất. Các đơn chất khác nhau do cùng một nguyên tố tạo thành gọi là các chất
thù hình.
Nguyên nhân: có thể do số nguyên tử trong cấu tạo khác nhau hoặc có thể
do cấu tạo tinh thể của chúng khác nhau. Ví dụ: O
2
và O
3
, P trắng (cấu tạo tứ
diện) và P đỏ (cấu tạo dạng polime)
Các chất thù hình có tính chất lý, hoá khác nhau.
* Đồng vị: Là các nguyên tử có điện tích hạt nhân như nhau nhưng có số
nơtron khác nhau.
Đồng vị là hiện tượng phổ biến của các nguyên tố, đa số các nguyên tố là
hỗn hợp của đồng vị.
Nguyên tử lượng của các nguyên tố thường không phải là số nguyên vì đó
là nguyên tử lượng trung bình của các đồng vị.
Các đồng vị có hoá tính giống nhau, ngoại trừ các đồng vị của H.
Ngày nay, người ta đã biết hơn 270 đồng vị bền và hơn 1000 đồng vị phóng
xạ.
1.1.3. Độ phổ biến các nguyên tố trong tự nhiên
Độ phổ biến của các nguyên tố (Clac): là độ chứa tương đối trung bình của
một nguyên tố hoá học trong vũ trụ mà chúng ta có thể tìm hiểu được.
Độ phổ biến được tính bằng % khối lượng hay % tổng số nguyên tử.

Độ phổ biến
Nguyên tố
% NT % KL
Đồng vị phổ biến nhất

Oxi 58 47,2

O
16
8

Silic 20 27,6
Si
28
14

Nhôm 6,6 8,8
Al
27
13

Natri 2,4 2,64
Na
23
11

Sắt 2,0 5,1
Fe
56
26

Canxi 2,0 3,6
Ca
40
20

Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học

Hoá vô cơ
3

Magie 2,0 2,1
Mg
24
12

Kali 1,4 2,6
K
39
19

Titan 0,25 0,6
Ti
48
22

Photpho 0,05 0,08
P
31
15

Mangan 0,032 0,09
Mn
55
25

Lưu huỳnh 0,03 0,05

S
32
16

Độ phổ biến của một số nguyên tố trong vỏ Quả đất

9 nguyên tố chủ yếu của vỏ Quả đất là O, Si, Al, Na, Fe, Ca, Mg, K, Ti
chiếm khoảng 94,65% tổng số nguyên tử của tất cả các nguyên tố có trong vỏ
Quả đất.
- H, He là 2 nguyên tố phổ biến nhất trong thiên nhiên, vũ trụ chứa khoảng
¾ là H và ¼ là He (theo khối lượng), các nguyên tố còn lại chỉ chiếm khoảng
hơn 1%.
- Độ phổ biến của các hạt nhân nguyên tử trong thiên nhiên giảm nhanh
theo chiều tăng số khối của chúng.
- Độ phổ biến tương đối của các hạt nhân nguyên tử có số proton chẵn cao
hơn so với các hạt nhân nguyên tử có số proton lẻ.
- Với 1 nguyên tố thì số đồng vị có số nơtron chẵn phổ biến nhất, các đồng
vị có số proton và nơtron lẻ ít phổ biến.
Tóm lại: Độ phổ biến của các nguyên tố được quyết định bởi xác suất của
các phản ứng hạt nhân tạo thành chúng và bởi độ bền tương đối của các đồng vị.

1.2. TÍNH BỀN CỦA NGUYÊN TỐ PHÓNG XẠ
1.2.1. Sự phóng xạ
Sự phóng xạ là hiện tượng một số nguyên tố phát ra bức xạ có khả năng
xuyên qua các chất, ion hoá không khí, hoá đen kính ảnh,
Năm 1896, Becquerel là người đầu tiên phát hiện tính phóng xạ của
Urani, đến năm 1898 – Mari và Pierre Curie phats hiện tính phóng xạ của Thori.
Sự phóng xạ là sự tự chuyển hoá đồng vị không bền của nguyên tố hoá
học này thành đồng vị của nguyên tố hoá học khác kèm theo sự phóng ra các hạt
sơ cấp hay hạt nhân (ví dụ hạt ).

- Phóng xạ tự nhiên: là sự phóng xạ xảy ra ở các đồng vị thiên nhiên của
các nguyên tố.
Các đồng vị phóng xạ tự nhiên là những nguyên tố nặng nằm sau Bi trong
bảng hệ thống tuần hoàn như
232
Th,
235
U,
- Phóng xạ nhân tạo: năm 1934 – Irène Curie, Frédéric Joliot Curie phát
hiện: nếu bắn phá các nguyên tố nhẹ (B, Mg, Al ) bằng các hạt  sẽ tạo thành
các hạt nhân mới không bền (tạo thành các nguyên tử phóng xạ). Sau đó các hạt
nhân này phân rã phát ra pozitron.
Ví dụ :
nPHeAl
1
0
30
15
4
2
27
13


Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học

Hoá vô cơ
4

Đồng vị

P
30
15
là đồng vị được điều chế nhân tạo, đồng vị phóng xạ không
bền phân rã tạo thành hạt nhân bền.


 eSiP
30
14
30
15

Phóng xạ nhân tạo đã góp phần điều chế được hàng trăm đồng vị phóng
xạ của các nguyên tố.
- Chu kỳ bán rã (chu kỳ bán huỷ) T
1/2
: là khoảng thời gian cần để một nửa
lượng ban đầu của nguyên tố phóng xạ bị phân rã.
T
1/2
: là đại lượng đặc trưng cho thời gian sống của các nguyên tử.
T
1/2
biến đổi trong một khoảng rất rộng, từ phần nghìn giây đến hàng tỉ
năm. Ví dụ: T
1/2
của Ra là 1620 năm, T
1/2
của U là 4,5 tỉ năm.

1.2.2. Các cách phân huỷ phóng xạ
* Phân rã

: hạt nhân phóng ra 1e (hạt 
-
) chuyển 1n của hạt nhân thành p
theo sơ đồ: n  p + e
Khi phân rã  thì điện tích hạt nhân tăng 1 đơn vị, khối lượng không đổi
tạo nên 1 đồng vị có số thứ tự lớn hơn số thứ tự của nguyên tố đầu 1 đơn vị.
Ví dụ :

 ePaTh
234
91
234
90



 ePoBi
210
84
210
83

* Phân rã pozitron: sự phân rã giải phóng pozitron (hạt 
+
).
Pozitron là hạt cơ bản có điện tích +1 và khối lượng của e.

Sự phân rã 
+
chuyển 1p thành 1n: p  n + e
+
, làm giảm điện tích hạt
nhân 1 đơn vị, khối lượng không đổi.
Ví dụ :

 eBC
11
5
11
6

* Sự chiếm giữ e: làm giảm điện tích hạt nhân 1 đơn vị, số khối không
đổi : p + e
-
 n
e thường bị chiếm giữ là e ở lớp K gần nhân nhất, các lớp L, M ít bị
chiếm giữ e hơn.
Ví dụ :
AreK
40
18
40
19


* Sự phân rã


: là sự tách hạt  (nhân He) ra khỏi hạt nhân dẫn đến sự
tạo thành đồng vị của nguyên tố có điện tích hạt nhân nhỏ hơn nguyên tố đầu 2
đơn vị, số khối giảm 4 đơn vị.
Phân rã  đặc trưng đối với những nguyên tố nặng.
Ví dụ :
HeThU
4
2
230
90
234
92


* Sự tự phân hạch : là sự tự phân rã hạt nhân của các nguyên tố nặng
thành 2 (hoặc 3, 4) hạt nhân của những nguyên tố nhẹ.
Sự tự phân hạch rất đa dạng, hiện nay đã biết được sự tự phân hạch của 32
đồng vị nguyên tố nặng.

1.3. PHẢN ỨNG HẠT NHÂN
1.3.1. Cơ chế phản ứng hạt nhân
Trong các phản ứng hạt nhân, ngoài sự phân huỷ phóng xạ còn có sự biến
đổi nguyên tố.
Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học

Hoá vô cơ
5

Phản ứng hạt nhân là sự tương tác của hạt nhân với các hạt sơ cấp (n, p,
photon ) hay với các hạt nhân khác (hạt , dơtron

H
2
1
).
Cơ chế của phản ứng hạt nhân : Một trong những hạt dùng bắn phá bị hạt
nhân của nguyên tử được bắn phá (hạt nhân “bia”) chiếm đoạt tạo thành hạt
nhân phức hợp trung gian có thời gian sống rất ngắn (10
-7
giây), hạt nhân phức
hợp này sẽ phóng ra 1 hạt cơ bản hay 1 hạt nhân nhẹ và biến thành đồng vị mới.
Ví dụ : Dùng hạt  bắn hạt nhân của nguyên tử N, chuyển N thành O. Hạt
nhân phức hợp trung gian là 1 đồng vị của F (phản ứng hạt nhân của Rutheford
1919).
1.3.2. Các loại phản ứng hạt nhân
Để thực hiện phản ứng hạt nhân, các hạt dùng bắn phá phải có năng lượng
lớn để thắng được lực đẩy Coulomb của hạt nhân. Trong những năm gần đây,
ngành vật lý đã dùng những máy gia tốc tạo nên những hạt có năng lượng lớn
vài tỉ eV. Các phản ứng hạt nhân có thể thực hiện bởi các hạt , p, dơtron.
* Phản ứng của hạt

:

HeOHeN
1
1
17
8
4
2
14

7

hay
ThpN
17
8
14
7
),(



nCHeBe
1
0
12
6
4
2
9
4

hay
CnBe
12
6
9
4
),(


Ký hiệu phản ứng hạt nhân: bên trái ghi hạt nhân ban đầu, bên phải ghi
hạt nhân thu được, trong ngoặc đơn ghi hạt dùng bắn phá và hạt thu được).
* Phản ứng của hạt proton:

HeFHNe
4
2
18
9
1
1
21
10



nZnHCu
1
0
63
30
1
1
63
29


* Phản ứng của dơtron:

HeNaHMg
4
2
22
11
2
1
24
12



HKHK
1
1
42
19
2
1
41
19


* Phản ứng của nơtron:

HeLinB
4
2
7
3

1
0
10
5




 ConCo
60
27
1
0
59
27

* Phản ứng của photon:

nLiCu
1
0
62
29
63
29




HMgAl

1
1
26
12
27
13




1.4. NGUỒN GỐC HÌNH THÀNH NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC TRÊN QUẢ
ĐẤT
Các kết quả nghiên cứu của ngành vật lý hạt nhân, vật lý thiên văn cho
thấy: sự tổng hợp và biến đổi nguyên tố xảy ra trong các giai đoạn tiến hoá của
các ngôi sao.
Trong thiên nhiên, phản ứng hạt nhân diễn ra theo 2 cách:
- Phản ứng nhiệt hạt nhân giữa các hạt tích điện (hạt nhân với hạt cơ bản)
xảy ra ở nhiệt độ rất cao hay từ trường mạnh.
Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học

Hoá vô cơ
6

- Phản ứng hạt nhân xảy ra nhờ các nơtron không cần năng lượng cao.
Sự phát triển của 1 ngôi sao và các quá trình hạt nhân xảy ra theo các giai
đoạn: 1 ngôi sao mới hình thành chủ yếu chứa hiđro, khi xảy ra sự co bên trong
ngôi sao thì nhiệt độ tăng lên rất cao (10 – 20 triệu
0
C) lúc này sẽ bắt đầu xuất
hiện các phản ứng hạt nhân biến H thành He:


224
4
2
1
1


HeH
.
Phản ứng này giải phóng năng lượng khổng lồ: 154 triệu kcal/1gH. Nguồn năng
lượng khổng lồ này chủ yếu giữ mặt trời và các ngôi sao ở trạng thái nóng đỏ.
He được tích luỹ dần ở nhân ngôi sao, khi nhiệt độ nhân ngôi sao lớn hơn
150 triệu
0
C thì bắt đầu xảy ra các phản ứng nhiệt hạt nhân tạo thành các đồng vị
bền của He, Be, C, O, Ne, Những phản ứng có p, n tham gia cũng xảy ra và
các nguyên tố trước Bi tạo thành.
Sự xuất hiện các nguyên tố nặng nhất như urani, thori, cali, xảy ra trong
quá trình bùng nổ của các ngôi sao cực mới. Các vụ nổ này giải phóng một năng
lượng khổng lồ, khoảng 4 tỉ độ với thời gian nổ của ngôi sao cực mới khoảng 10
giây, trong khoảng thời gian này sinh ra một lượng lớn hạt có năng lượng cao,
những hạt này đẩy các nơtron ra khỏi hạt nhân tạo nên dòng nơtron mạnh gây ra
phản ứng hấp thu các nơtron bởi các hạt nhân và tạo thành các nguyên tố nặng.

1.5. TỔNG HỢP NHÂN TẠO CÁC NGUYÊN TỐ TRONG PHÒNG THÍ
NGHIỆM
- 1896 Mendeleev tìm ra định luật tuần hoàn chỉ có 63 nguyên tố tự nhiên.
- 1875 – 1925 các nguyên tố đứng trước urani được tìm thấy trong tự
nhiên, trừ các nguyên tố có Z bằng 43, 61, 85, 87 chưa tìm được.

- Tecnexi (Tc) có Z = 43 là nguyên tố đầu tiên được tổng hợp bằng cách
dùng dơtron bắn phá hạt nhân Mo:

nTeHMo
1
0
99
43
2
1
98
42


Các nguyên tố astatin (At), prometi (Pr), franxi (Fr), tiếp tục được tổng
hợp sau đó.
- Các nguyên tố sau urani thường được tổng hợp bằng phản ứng hạt nhân
với sự tham gia của hạt n, , dơtron, với năng lượng rất lớn (30 – 40 MeV).
Khi bắn phá urani bằng dòng n trong lò phản ứng hạt nhân có thể thu
được các nguyên tố sau urani đến fecni (Z = 100).

UnU
239
92
1
0
238
92



 eNpU
239
93
239
92



 ePuNp
239
94
239
93

Và
FmAmPuNp
256
100
243
95
239
94
239
93


Tổng hợp các nguyên tố nặng nhất dùng các phản ứng có sự tham gia của
hạt  và của các ion có nhiều điện tích.

Ví dụ :
EsnNU
246
99
14
7
238
92
)6,(


MdnEs
256
101
246
99
),(


Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học

Hoá vô cơ
7

- Năm 1964, một nhóm các nhà bác học đứng đầu là viện sĩ GN. Flerov đã
tổng hợp được đồng vị của nguyên tố 104 (Ku).

nKuNePu 4
260
104

22
10
242
94


Năm 1970, nguyên tố thứ 105 được tổng hợp bởi Flerov. Những công
trình tổng hợp các nguyên tố nặng hơn vẫn được tiếp tục.
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
8

CHƯƠNG 2 - PHÂN LOẠI TỔNG QUÁT
CÁC CHẤT VÔ CƠ

Hoá học vô cơ nghiên cứu hầu hết các nguyên tố hoá học và hợp chất của
chúng (trừ phần lớn các hợp chất của cacbon là hợp chất hữu cơ), nên ranh giới
giữa hoá vô cơ và hoá hữu cơ là không rõ ràng. Do đó việc phân loại các chất vô
cơ chỉ là tương đối.
* Sơ đồ phân loại các chất vô cơ:

CÁC CHẤT VÔ CƠ

ĐƠN CHẤT HỢP CHẤT
1. Kim loại 1. Hợp chất hoá học kim loại
2. Á kim 2. Hyđrua
3. Phi kim 3. Oxit
4. Khí hiếm 4. Hyđroxit (axit + bazơ)
5. Muối

6. Phức chất

2.1. KIM LOẠI
2.1.1. Phân biệt kim loại và không kim loại
* Kim loại là những nguyên tố hoá học tạo nên đơn chất có vẻ sáng đặc
biệt (còn gọi là ánh kim), có độ dẫn điện và độ dẫn nhiệt cao, dễ rèn và dễ dát
mỏng. Những tính chất đặc trưng này của kim loại là do có các electron dịch
chuyển tự do trong mạng lưới tinh thể kim loại.
* Các kim loại có khuynh hướng cho electron tạo thành cation và tính
chất hoá học chung nhất của kim loại là tính khử.
* Các nguyên tố không kim loại là những nguyên tố hoá học không có các
tính chất tạo nên sự đặc trưng của kim loại. Đó là á kim, phi kim, khí hiếm (sẽ
xét ở phần sau).
2.1.2. Cấu tạo nguyên tử của kim loại
- Bán kính nguyên tử kim loại lớn hơn so với bán kính nguyên tử phi kim.
- Lớp vỏ electron hoá trị có ít electron. Đa số kim loại có số electron hoá
trị từ 1 đến 3 electron.
- Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là s, p (ns, np) thì kim loại thuộc
phân nhóm A. Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là d, f (nd, nf) thì kim loại
thuộc phân nhóm B.
- Lực hút của hạt nhân với các electron ngoài cùng tương đối yếu, năng
lượng ion hoá thấp nên dễ cho electron. Do đó, tính chất hoá học đặc trưng của
kim loại là tính khử: M - ne
-
= M
n+

2.1.3. Cấu trúc tinh thể của kim loại:
Kim loại chủ yếu có 3 dạng tinh thể:
- Tinh thể lục phương như Zn, Mg

Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
9

- Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) như Ca, Cu, Ag, Al
- Tinh thể lập phương tâm khối như Fe, Na, Ba
Dạng tinh thể được phân loại dựa trên ô mạng cơ sở. Ô mạng cơ sở là
hình hộp nhỏ nhất được tách ra từ tinh thể mà đỉnh hình hộp là các nút mạng
lưới.
* Tinh thể lục phương có ô mạng cơ sở là khối hình trụ, 2 đáy là hình
lục giác đều, các cạnh: a
0
= b
0
 c
0
và các góc  =  = 90
0
,  = 120
0
.

c


c
0

 
a
0
 b
0
b
a


* Tinh thể lập phương tâm khối có ô mạng cơ sở là khối lập phương, tại
tâm khối lập phương có một nút mạng.
* Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) có ô mạng cơ sở là khối lập
phương, ở tâm mỗi mặt của hình lập phương có một nút mạng và có a
0
= b
0
= c
0
,
 =  =  =90
0
.
* Nguyên lý sắp xếp đặc khít:
“ Trong tinh thể, các hạt (ion, nguyên tử, phân tử) có khuynh hướng sắp
xếp đặc khít nhất sao cho khoảng không gian tự do giữa chúng là nhỏ nhất.”
2.1.4. Liên kết trong kim loại
- Liên kết trong tinh thể kim loại có bản chất cọng hoá trị với 2 đặc điểm:
+ Liên kết cọng hoá trị không định chỗ cao độ.
+Liên kết cọng hoá trị có nhiều tâm giải toả, được thực hiện bởi những
electron tự do.

Các liên kết có đặc điểm như vậy gọi là liên kết kim loại.
Nhờ liên kết không định chỗ cao độ mà một điện tử hoá trị của một
nguyên tử nào đó (gọi là nguyên tử trung tâm) được xem như cùng một lúc xen
phủ với 8 hay 12 đám mây electron hoá trị của 8 hay 12 nguyên tử sắp xếp sát
ngay nguyên tử trung tâm và gọi là những nguyên tử phối trí. Với kiểu liên kết
này thì một liên kết vừa được hình thành lập tức bị phá bỏ ngay và xây dựng liên
kết mới. Vì vậy trong tinh thể kim loại luôn có một “lớp electron tự do”.
Nhờ những electron tự do mà kim loại có tính dẻo, có ánh kim, dẫn nhiệt,
dẫn điện tốt và bền vững cơ học.
2.1.5. Kim loại chuyển tiếp - Kim loại không chuyển tiếp
2.1.5.1. Khái niệm
Kim loại không chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố s và p có
lớp electron ngoài cùng là: ns
1
np
4
.
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
10

Kim loại chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố d, f : (n-1)d hay
(n-2)f.
- Về vị trí trong bảng HTTH và tính chất hoá học: Kim loại chuyển tiếp
nằm giữa chu kỳ 4, 5, 6 (mỗi chu kỳ có một dãy 10 nguyên tố d) và có tính chất
chuyển tiếp từ nguyên tố s sang p.
Chu kỳ 4:
21
Sc

22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu

30
Zn (3d)


Chu kỳ 5:
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo

43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag

48
Cd (4d)
Chu kỳ 6:
57
La*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt

79
Au

80
Hg (5d)
Nhóm Lanan (4f) và nhóm Actini (5f): gồm có 28 nguyên tố.
- Kim loại không chuyển tiếp thường chỉ có 1 số oxi hoá, nếu có 2 số oxi
hoá thì sai kém 2 đơn vị.
Kim loại chuyển tiếp có nhiều số oxi hoá bất kỳ, dễ tạo phức, ion hiđrat
thường có màu.
2.1.5.2. Đặc điểm cấu hình electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp (d)
- Tổng quát: vỏ electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp là:(n-1)d
110
ns
12
.
Phân lớp (n-1)d có năng lượng tương đương với năng lượng phân lớp ns (E
(n-1)d

 E
ns
), vì vậy khi phân lớp (n-1)d chưa đạt cấu hình bán bão hoà (d
5
) hoặc bão
hoà (d
10
) thì 1 electron lớp ngoài cùng (ns) chuyển vào để đạt cấu hình bán bão
hoà hoặc bão hoà bền hơn.
Ví dụ: theo quy luật thì vỏ electron hoá trị của Cr là 1s
2

2s
2
2p
6
3s
2
3p
6

3d
4
4s
2
, nhưng để đạt cấu hình bán bão hoà thì Cr chuyển 1 electron ở phân lớp
4s vào phân lớp 3d: 3d
5
4s
1
.
- Những kim loại chuyển tiếp mà vỏ electron hoá trị có cấu hình d
510
do
việc chuyển 1 electron từ phân lớp s ngoài cùng vào chưa phải là bền vững hoàn
toàn.
2.1.5.3. Tính chất chung của kim loại chuyển tiếp
- Cũng như kim loại nói chung, kim loại chuyển tiếp có số electron ngoài
cùng ít hơn 3. Trong một dãy từ trái sang phải và trong một nhóm B, tính kim
loại giảm.
- Các kim loại chuyển tiếp thể hiện nhiều số oxi hoá, do khi được kích
thích có một số electron ở phân lớp (n-1)d nhảy lên ns và np thành electron hoá

trị.
Ví dụ: a) Cu: 3d
10
4s
1
 Cu*: 3d
9
4s
2
.
electron hoá trị
Sau đó: Cu*: 3d
9
4s
2
- 2e- = Cu
2+
(3d
9
)
b) Au: 5d
10
6s
1
 Au
*
: 5d
8
6s
2

6p
1

electron hoá trị
Au
*
: 5d
8
6s
2
6p
1
- 3e
-
= Au
3+
(5d
8
)
- Những kim loại chuyển tiếp d, f chịu sự nén d, f nên bán kính nguyên tử
nhỏ và bán kính ion cũng nhỏ, do vậy ion kim loại chuyển tiếp dù có điện tích
bé cũng dễ dàng tạo phức. Mặt khác các electron hoá trị d thuận lợi cho việc tạo
liên kết trong phức.
2.1.6. Tính chất vật lý của kim loại - Thuyết miền năng lượng
2.1.6.1.Tính chất
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
11

- Tất cả các kim loại đều là chất rắn (trừ Hg), có ánh kim, ở trạng thái phân
tán có màu xám sẫm.
- Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt. Nhiệt độ tăng lên làm giảm độ
dẫn điện, dẫn nhiệt của các kim loại. Một số kim loại dẫn điện, dẫn nhiệt tốt
như: Cu, Au, Ag, Al,
- Kim loại có tính dẻo do đặc điểm cấu tạo mạng tinh thể kim loại và liên
kết kim loại: chúng có khả năng thay đổi hình dạng khi chịu tác dụng của lực cơ
học, rồi khi ngừng tác dụng lực kim loại vẫn giữ được nguyên hình dạng đã lấy
được. Ví dụ: Au có thể dát mỏng thành lá cực mỏng trông qua được, có thể kéo
sợi thành sợi mảnh khó thấy được.
- Kim loại có khối lượng riêng lớn, chia làm 2 loại:
+ Kim loại nhẹ có d< 5g/cm
3
, như Li, Na, Al,
+ Kim loại nặng có d >5g/cm
3
, như Zn, Fe, Cu,
- Nhiệt độ nóng chảy của các kim loại biến đổi trong một khoảng rất rộng
từ -38,87
0
C(Hg) đến 3370
0
C(W).
2.1.6.2. Thuyết miền năng lượng (Thuyết vùng)
- Trong mạng tinh thể kim loại số electron hoá trị rất lớn, tổ hợp tạo thành
các MO có sự sai biệt các mức năng lượng rất bé tạo nên các mức năng lượng
gần như liên tục, gọi là miền năng lượng.
E

1 2 4 N Số nguyên tử
Sự tạo thành các mức năng lượng theo số nguyên tử

- Sự sắp xếp electron vào các mức năng lượng theo thứ tự tăng dần (Pauli,
Kleckowski).
Các electron hoá trị vào các mức năng lượng thấp nhất, đó là miền hoá trị,
các mức năng lượng còn lại không chứa electron tạo thành miền dẫn, giữa miền
hoá trị và miền dẫn có các khe năng lượng gọi là miền cấm (các electron hoá trị
không thể sắp xếp vào).
- Trong kim loại, miền hoá trị và miền dẫn phủ lên nhau và miền hoá trị
chưa đầy electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron nhận năng lượng
chuyển sang các mức năng lượng kế cận còn trống tạo nên tính dẫn điện của kim
loại.
- Với các chất cách điện (phi kim), miền cấm có khe năng lượng khá lớn và
miền hoá trị đầy electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron hoá trị
không đủ năng lượng để vượt qua miền cấm đến miền dẫn.
- Với chất bán dẫn, miền cấm có khe năng lượng khá nhỏ, miền hoá trị đầy
electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron hoá trị ở mức năng lượng
cao của miền hoá trị có thể nhảy lên miền dẫn và tham gia dẫn điện.
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
12


a a
a

c  c

b b b


Kim loại Chất cách điện Chất bán dẫn
a: miền dẫn ; b: miền hoá trị ; c: miền cấm

Khi electron chuyển lên miền dẫn, miền hoá trị sẽ xuất hiện các mức năng
lượng không đủ electron, gọi là các nút trống hay các lỗ.
 + h  [ ] + 
Trong điện trường các lỗ tương đương với một hạt điện tích dương. Trong
chất bán dẫn, dòng điện là do dòng electron (dẫn n negative) và các lỗ ở miền
hoá trị (dẫn p positive).
2.1.7. Điều kiện để kim loại phản ứng với nước, axit, bazơ, muối
Trong những phản ứng với nước, axit, bazơ, muối thì kim loại là chất khử.
Vì vậy người ta dùng thế khử để xét chiều phản ứng, đồng nghĩa với việc xét
điều kiện kim loại phản ứng với các chất nói trên.
*Các phản ứng của kim loại thường có sự hiện diện của H
2
O, trong đó có
hoà tan O
2
, ion H
+
do đó liên hệ đến thế điện cực hiđro (H
+
/H
2
) và thế điện cực

oxi (O
2
/H
2
O).
 Phản ứng của điện cực hiđro: 2H
+
+ 2e
-
 H
2 (k)

Áp dụng phương trình Nerst ở 25
0
C ta có:

2
/2 HH

= 
0
2
/2 HH

+
2
059,0
lg
2
2

][
H
kP
H


Xét ở điều kiện chuẩn (P
2
H
= 1atm, 
0
2
/2 HH

= 0,0V):

2
/2 HH

= - 0,059pH
 Phản ứng của điện cực oxi: O
2(k)
+ 4H
+
+ 4e
-
 2H
2
O
(l)

Áp dụng phương trình Nerst ở 25
0
C ta được:

OHHO
22
2/4,

= 
0
OHHO
22
2/4,

+
4
059,0
lg(kP
2
O
.[H
+
]
4
)
Xét ở điều kiện chuẩn (P
2
O
= 1atm, 

0
OHHO
22
2/4,

=1,228V):

OHHO
22
2/4,

= 1,228 - 0,059pH
Ta có:
pH 0 7 14

2
/2 HH


0 - 0,413 - 0,826

OHHO
22
2/4,


1,228 0,815 0,402
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ

13

* Kim loại phản ứng với H
2
O: 2H
+
+ 2e
-
 H
2 (k)

Với pH = 7 thì 
2
/2 HH

= - 0,413 V
Những kim loại có thế điện cực 
0
MM
n
/

< - 0,413V có thể phản ứng với
nước, khử H
+
 H
2
. Tuy nhiên có một số kim loại có 
0
MM

n
/

< - 0,413V nhưng
không phản ứng được với nước và sản phẩm phản ứng không tan trong nước, đã
tạo màng bảo vệ không cho kim loại tiếp tục phản ứng.
Vậy, điều kiện để kim loại phản ứng được với nước là:
+ Kim loại có 
0
MM
n
/

< - 0,413V
+ Sản phẩm phản ứng phải tan trong nước, không tạo màng oxit bảo
vệ.
Ví dụ : 
KK /

= -2,925V
2K + 2 H
2
O = 2KOH + H
2

* Kim loại phản ứng với axit không oxi hoá:
Với pH = 0 thì 
2
/2 HH


= 0,0V
Điều kiện để kim loại tác dụng với axit không oxi hoá (tác nhân oxi hoá là
ion H
+
, không phải gốc axit) là:
+ Kim loại có 
0
MM
n
/

< 
2
/2 HH

= 0,0V
+ Sản phẩm phản ứng tan, không tạo màng oxit bảo vệ
Ví dụ : 
0
FeFe /
2
= - 0,44V
Fe + 2HCl = FeCl
2
+ H
2

* Kim loại phản ứng với axit oxi hoá:
Những axit oxi hoá thường gặp là HNO
3

và H
2
SO
4
đặc với thế khử chuẩn
là: 
0
OHNOHNO
23
,/4,

=0,96V;
0
OHSOHSO
22
2
4
,/4,

= ,172V; 
0
OHSHSO
2
02
4
4,/2,

= 0,3572V
Điều kiện để kim loại tác dụng với axit oxi hoá với đa số trường hợp ở
điều kiện tiêu chuẩn là:

+ Kim loại có 
0
MM
n
/

< 
0
axit oxi hoá

+ Sản phẩm tan, không có màng oxit bảo vệ
Ví dụ: 
0
AgAg /

= 0,8V ; 
0
OHNOHNO
23
,/4,

= 0,96V
3Ag + 4HNO
3
= 3AgNO
3
+ NO + H
2
O
Tuy nhiên ở điều kiện khác chuẩn thì phải tính lại thế điện cực dựa vào

phương trình Nerst.
* Kim loại phản ứng với bazơ:
Kim loại phản ứng với bazơ xảy ra 2 giai đoạn: trước hết kim loại phản
ứng với nước, sau đó sản mới tạo thành (hiđroxit có công thức tổng quát
O
m
X(OH)
n
) phản ứng với kiềm.
Trong O
m
X(OH)
n
, thông thường m=0 trong hiđroxit bazơ và hiđroxit
lưỡng tính.
Vậy, điều kiện để kim loại phản ứng với kiềm:
+ Kim loại có 
0
MM
n
/

< - 0,413V
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
14

+ Sản phẩm tạo thành phản ứng với kiềm (tức là hiđroxit của kim loại
là lưỡng tính).

Ví dụ: 
0
AlAl /
3
= - 1,66V
2Al + 2NaOH + 2H
2
O = 2NaAlO
2
+ 3H
2

* Kim loại phản ứng với muối:
+ Kim loại có 
0
bé hơn, không phản ứng với H
2
O, sản phẩm tan thì
đẩy được kim loại có 
0
lớn hơn ra khỏi dung dịch muối.
Ví dụ: 
0
FeFe /
2
= - 0,44V ; 
0
CuCu /
2
= 0,337V

Fe + CuSO
4
= Cu + FeSO
4


2.2. Á KIM - PHI KIM - KHÍ HIẾM
2.2.1. Á kim
Là nguyên tố mà ở điều kiện thích hợp thì biểu hiện tính kim loại trội hơn,
ở điều kiện khác thì biểu hiện trạng thái không kim loại như B, Ge, Si, As, Sb
Liên kết trong á kim là liên kết trung gian giữa liên kết kim loại và liên
kết cọng hoá trị.
2.2.2. Phi kim
Gồm những nguyên tố mà ở điều kiện thường là trạng thái khí hay rắn.
Nếu là khí thì phân tử gồm 2 nguyên tử như H
2
, O
2
, N
2
, Cl
2
Nếu là rắn như I
2
,
C, S, P, Se tinh thể.
Liên kết trong phi kim là liên kết cọng hoá trị.
2.2.3. Khí hiếm
Là những nguyên tố ở điều kiện thường phân tử chỉ có một nguyên tử vì
vỏ electron ngoài cùng đã bão hoà ns

2
np
6
, với lớp vỏ này thì khí hiếm rất khó
phản ứng.
Khả năng phản ứng của khí hiếm rất kém. Tuy nhiên, ngày nay người ta
đã tạo ra được một số hợp chất của khí hiếm như XeF
2
, XeO
3


2.3. HỢP CHẤT
2.3.1. Hợp chất hoá học kim loại
Khi hoà tan nóng chảy các kim loại có thể phản ứng với nhau tạo thành
hợp chất kim loại. Hợp chất kim loại được tạo thành do liên kết hỗn hợp giữa
các nguyên tử (liên kết kim loại, ion, cộng hoá trị).
- Một số dạng hợp chất kim loại:
+ Bectolit: là những hợp chất kim loại có thành phần thay đổi
Ví dụ: Pb
0,9995
S  PbS
0,9
; TiO
1,9
 TiO
2

+ Dantonit: là hợp chất kim loại có thành phần không đổi.
Ví dụ: Mg

2
Pb ; Cu
3
Al
* Đặc điểm:
- Hợp chất kim loại có thành phần xác định ứng với một công thức hoá
học xác định. Ví dụ : TiO
0,9
, Cu
3
Al.
- Kiểu mạng tinh thể của hợp chất kim loại khác với kiểu mạng của các
kim loại thành phần.
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
15

- Nhiệt độ nóng chảy của hợp chất kim loại cao hơn nhiệt độ nóng chảy
của kim loại thành phần. Ví dụ: Mg nóng chảy ở 650
0
C, Sn nóng chảy ở 232
0
C,
nhưng hợp chất Mg
2
Sn nóng chảy ở 795
0
C.
- Lý tính và hoá tính của hợp chất kim loại khác hẳn kim loại thành phần.

Ví dụ: Các hợp chất kim loại thường cứng, dòn nhưng ở nhiệt độ 70-96%
nhiệt độ nóng chảy của hợp chất kim loại thì hợp chất kim loại có tính dẻo.
2.3.2. Hiđrua
2.3.2.1. Khái niệm
Hyđrua là tên hợp chất của hyđrô với nguyên tố khác. Đuôi " ua" gắn với
nguyên tố âm điện hơn. Ví dụ: hyđrua kim loại thì hyđrô âm điện hơn kiềm,
kiềm thổ nên đuôi "ua" gắn liền với hyđrô: Liti hyđrua
Trong hyđrua phi kim, với những nguyên tố âm điện hơn hyđrô (Cl, N )
thì đuôi "ua" đi liền với nguyên tố đó : HCl- hyđrô clorua; NH
3
- hyđrô nitrua
2.3.2.2. Phân loại
Dựa vào bản chất liên kết hoá học trong hyđrua mà chia thành 3 loại:
hyđrua ion, hyđrua cộng hoá trị và hyđrua kiểu kim loại.
 Hyđrua ion: là hyđrua của kim loại có tính khử mạnh (độ âm điện nhỏ)
như LiH, NaH trong những hợp chất này, hyđrô có số oxy hoá -1.
Độ bền nhiệt: Trừ LiH có độ bền cao, còn lại các hyđrua ion như NaH,
CaH
2
đều bị phân huỷ trước khi nóng chảy (Ví dụ: CaH
2
phân huỷ ở 500
0
C
trước khi nóng chảy ở 816
0
C). Trong khi đó halogen tương ứng nóng chảy ở
nhiệt độ cao mà chưa phân huỷ (CaCl
2
nóng chảy ở 772

0
C).
Để có được hyđrua ion nóng chảy và điện phân ly, người ta tiến hành
trong khí quyển hyđrô, khi đó hyđrua điện ly cho anion hyđrô thực sự.
Ví dụ: NaH = Na
+
+ H
-

Từ H
-
và H
2
ta có 
0
2/
2

HH
= - 2,25V rất âm, nên ion H
-
có tính khử rất
mạnh, được dùng làm chất khử trong tổng hợp hữu cơ.
+ Hoá tính: hyđrua kim loại có hoạt tính cao, thuỷ phân mạnh và không
thuận nghịch, thể hiện tính bazơ :
NaH + H
2
O = NaOH + H
2

CaH
2
+ 2H
2
O = Ca(OH)
2
+ 2H
2

Hyđrua ion lưỡng tính dễ tạo phức với hyđrua khác:
AlH
3
+ 3BH
3
= Al [BH
4
]
3

 Hyđrua cộng hoá trị (H -X)
Phần lớn hợp chất của hyđrô với các nguyên tố khác là hợp chất cộng
hoá trị. Cụ thể là hyđrua của các nguyên tố nhóm 4, 5, 6, 7 như CH
4
, NH
3
, H
2
S,
HCl, HF đều là hyđrua cộng hoá trị. Trong những hợp chất này hyđrô có số
oxy hoá là +1.

Tuỳ thuộc độ âm điện của nguyên tố X trong hyđrua mà liên kết X-H
phân cực mạnh hay yếu.
* Tính chất
+ Những hyđrua cọng hoá trị ở điều kiện bình thường là chất khí, chất
lỏng dễ bay hơi.
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
16

+ Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp vì sự phá vỡ liên kết Van
de Waals, liên kết hyđrô, khi nóng chảy, khi sôi tiêu tốn ít năng lượng.
+ Một số hyđrua như HF, H
2
O do có sự tụ hợp phân tử (HF)
n
,
(H
2
O)
5
và liên kết hyđrô mạnh nên có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao.
* So sánh năng lượng trung bình của liên kết H-X trong các hiđrua cọng
hoá trị nhận thấy độ bền của liên kết đó ở trong hyđrua của nguyên tố cùng một
nhóm hơi giảm xuống khi đi từ trên xuống dưới và trong hyđrua của các nguyên
tố cùng một chu kỳ nói chung tăng lên khi đi từ trái sang phải. Sự biến đổi này
phụ thuộc vào độ âm điện và kích thích nguyên tử của nguyên tố X.
 Hyđrua kiểu kim loại
Nhiều kim loại chuyển tiếp hấp thụ khí hyđrô tạo nên chất rắn có thành
phần xác định hoặc biến đổi. Ví dụ: Ở điều kiện bình thường, 1V

Pd
(Paladi) hấp
thụ 700-870 V
2
H
và tạo ra Pd
2
H hoặc có thành phần biến đổi PdH
x
.
* Tính chất: So với kim loại ban đầu, thì hyđrua kiểu kim loại phản ứng
với oxy và với H
2
O kém hơn, hyđrua kiểu kim loại dòn hơn, dẫn điện hoặc bán
dẫn điện, bề ngoài giống kim loại (nên gọi là hyđrua kiểu kim loại).
2.3.3.Oxit X
m
O
n

Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố khác.
* Phân loại oxit: Tuỳ theo tính chất hoá học mà người ta chia thành các
loại oxit như sau:
- Oxit bazơ: hiđroxit tương ứng có tính bazơ.
- Oxit axit: hiđroxit tương ứng có tính axit.
- Oxit lưỡng tính: hiđroxit tương ứng vừa có tính axit vừa có tính bazơ.
- Oxit trơ: là oxit không phản ứng với nước, oxit không tạo muối như
N
2
O, CO

- Peoxit, supeoxit và ozonit.
2.3.4. Hiđroxit O
m
X(OH)
n

Hiđroxit là sản phẩm phản ứng giữa oxit với nước, vì vậy hiđroxit có thể
là axit hay bazơ. Hiđroxit có công thức tổng quát là: O
m
X(OH)
n

Về hình thức, có thể xem công thức phân tử của hiđroxit như là công thức
phân tử oxit tương ứng có ngậm một hay nhiều phân tử nước.
Ví dụ: Ca(OH)
2
= CaO.H
2
O; 4H
3
PO
4
= P
4
O
10
.6H
2
O
Zn(OH)

2
= ZnO.H
2
O;
2.3.4.1. Hiđroxit là axit
Ví dụ: H
2
SO
4
viết theo công thức tổng quát là O
2
S(OH)
2

H
3
PO
4
viết theo công thức tổng quát là OP(OH)
3

H
2
CO
3
viết theo công thức tổng quát là OC(OH)
2

Để đánh giá độ mạnh axit của hiđroxit axit, có thể dùng quy tắc Pauling:
“Độ mạnh của hiđroxit axit tăng theo giá trị của m trong công thức tổng quát”.

m = 0 : axit yếu Cl - OH (HOCl: axit hipoclorơ)
m = 1 : axit trung bình O = N - OH (HNO
2
: axit nitrơ)
m  2 : axit mạnh O
N - OH (HNO
3
: axit nitric)
O
Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ
17

O OH
S (H
2
SO
4
: axit sunfuric)
O OH
Nếu 2 hiđroxit axit có giá trị m bằng nhau thì độ mạnh axit tăng theo độ
âm điện của nguyên tố trung tâm X.
Ví dụ: 
I
= 2,5 ; 
Br
= 2,8 ; 
Cl
= 3,0

thì I - OH (HOI) Br - OH (HOBr) Cl - OH (HOCl)
độ mạnh axit tăng
2.3.4.2. Hiđroxit là bazơ
Theo công thức tổng quát thì hiđroxit bazơ và hiđroxit lưỡng tính có m=0.
Ví dụ: O
m=0
NaOH ; O
m=0
Al(OH)
3

Độ mạnh của hiđroxit bazơ: Tính bazơ tăng khi số oxi hoá và độ âm điện
() của X giảm và bán kính ion tăng.
Ví dụ: trong cùng một nhóm
Mg(OH)
2
Ca(OH)
2
Sr(OH)
2
Ba(OH)
2

tính bazơ tăng

M
: 1,2 1,0 1,0 0,9
R
2
M

(Å): 0,65 0,99 1,13 1,36
Bán kính ion được xác định trong tinh thể ion có cấu trúc NaCl.
* Trong cùng một chu kỳ: xét tính chất axit - bazơ của oxit và hiđroxit
tương ứng của các nguyên tố với số oxi hoá cao nhất thì tính bazơ giảm dần và
tính axit tăng dần khi Z tăng.
Ví dụ: trong chu kỳ 3
Na
2
O MgO Al
2
O
3
SiO
2
P
4
O
10
SO
3
Cl
2
O
7

NaOH Mg(OH)
2
Al(OH)
3
H

2
SiO
3
H
3
PO
4
H
2
SO
4
HClO
4

Tính bazơ giảm - Tính axit tăng
2.3.5. Muối
Muối là hợp chất của gốc axit với cation kim loại hoặc NH
4
+
, có công
thức tổng quát M
m
A
n
(A: là gốc axit vô cơ như Cl
-
, Br
-
, NO
2

-
, NO
3
-
, SO
4
2-
, ClO
3
-

hoặc gốc axit hữu cơ như CH
3
COO
-
, C
2
O
4
2-
)
- Tính tan: Cho đến nay, người ta nghiên cứu nhiều về sự hoà tan nhưng
vẫn chưa có lý thuyết tổng quát về sự tan mà chỉ kết luận theo kinh nghiệm:
“Các chất tương tự nhau về độ phân cực và kích thước phân tử thường dễ tan
vào nhau”, và khi đó H
ht
 0.
Khi hoà tan muối là hợp chất ion thì S
ht
>0, còn H

ht
phụ thuộc năng
lượng mạng lưới U
ion
và H
hiđrat
.
* Sự thuỷ phân của muối:
- Các muối được tạo thành từ bazơ mạnh và axit yếu thì gốc axit thuỷ
phân (anion thuỷ phân).
Ví dụ: Na
2
CO
3
: CO
3
2-
+ H
2
O  HCO
3
-
+ OH
-

HCO
3
-
+ H
2

O  H
2
CO
3
+ OH
-

CO
2
+ H
2
O
Na
3
PO
4
: PO
4
3-
+ H
2
O  HPO
4
2-
+ OH
-

Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Hoá vô cơ

18

HPO
4
2-
+ H
2
O  H
2
PO
4
-
+ OH
-

- Muối được tạo thành từ bazơ yếu và axit mạnh thì cation thuỷ phân.
Ví dụ: Al
2
(SO
4
)
3
: Al
3+
+ H
2
O  Al(OH)
2+
+ H
+

Al(OH)
2+
+ H
2
O  Al(OH)
2
+
+ H
+

- Muối tạo ra từ bazơ yếu và axit yếu thì cation và anion đều thuỷ phân.
Ví dụ: NH
4
CN: NH
4
+
+ H
2
O  NH
4
(OH) + H
+

CN
-
+ H
2
O  HCN + OH
-

Ion H
+
và OH
-
mới sinh ra sẽ trung hoà nhau làm cho cân bằng thuỷ phân
chuyển về chiều thuận. Còn môi trường tích luỹ ion nào thì tuỳ K
a
và K
b
của axit
và bazơ tạo thành muối đó. Nếu K
a
> K
b
thì axit mạnh hơn và môi trường là axit
và ngược lại. Khi K
a
= K
b
thì

môi trường trung tính.
Sự thuỷ phân NH
4
CN có K
b
25
= 1,75.10
-5

> K
a
25
= 8.10
-10
nên môi trường là
bazơ.
Chương3 – Phức chất

Hoá vô cơ
19

CHƯƠNG 3: PHỨC CHẤT

3.1. KHÁI NIỆM
3.1.1. Ion phức
Trong phân tử hợp chất trung hoà, theo quan niệm của hoá trị cổ điển
(Hoá trị của một nguyên tố là khả năng của một nguyên tử của nguyên tố đó có
thể kết hợp với bao nhiêu nguyên tử của nguyên tố khác) thì các nguyên tử đã
bão hoà hoá trị gọi là phân tử trung hoà, không thể kết hợp thêm nguyên tử của
bất kỳ nguyên tố nào nữa, như SO
2
, SO
3
, KCl, H
2
SO
4
Nhưng cũng có những
hợp chất được xem là bão hoà hoá trị như HgI

2
, KI, CuSO
4
, NH
3
lại phản ứng
với nhau tạo ra hợp chất mới.
Ví dụ: HgI
2
+ 2KI  K
2
[HgI
4
]
Trong dung dịch nước hợp chất này điện ly:
K
2
[HgI
4
]  2K
+
+ [HgI
4
]
2-

Hoặc : CuSO
4
+ 4NH
3

 [Cu(NH
3
)
4
]SO
4

và [Cu(NH
3
)
4
]SO
4
 [Cu(NH
3
)
4
]
2
+ + SO
4
2-

Những ion [HgI
4
]
2-
, [Cu(NH
3
)

4
]
2+
và những ion tương tự được tạo thành
bằng cách kết hợp các ion hay nguyên tử kim loại hoặc không kim loại với các
phân tử trung hoà hoặc các anion gọi là ion phức.
Ví dụ: Pb
4+
+ 6Cl
-
= [PbCl
6
]
2-

3.1.2. Phức chất
Phức chất là những hợp chất hoá học mà phân tử có chứa ion phức dương
hoặc âm có khả năng tồn tại trong dung dịch, cũng như tồn tại trong tinh thể, kết
hợp với các ion trái dấu (gọi là cầu ngoại).
Ví dụ: [Co(NH
3
)
6
]Cl
3


cầu nội cầu ngoại
3.1.3. Ion trung tâm(ký hiệu là M)
Trong ion phức có một ion hay một nguyên tử trung hoà chiếm vị trí trung

tâm gọi là ion trung tâm hay nguyên tử trung tâm hoặc gọi là chất tạo phức.
Ví dụ: Trong [HgI
4
]
2-
nguyên tử trung tâm là Hg
2+

3.1.4. Phối tử (ký hiệu là L)
Trong ion phức có những ion (anion) hay những phân tử trung hoà liên
kết trực tiếp xung quanh, sát ngay nguyên tử trung tâm gọi là phối tử.
Những phối tử là anion thường gặp như F
-
, Cl
-
, I
-
, OH
-
, CN
-
, SCN
-
, NO
2
-
,
S
2
O

3
2-
, C
2
O
4
2-

Những phối tử là phân tử thường gặp như H
2
O, NH
3
, CO, NO, pyriđin
(C
5
H
5
N), etylenđiamin (H
2
N-CH
2
-CH
2
-NH
2
)
Ví dụ: [HgI
4
]
2-

 I
-
là phối tử

I 2-
I - Hg - I
I

Chương3 – Phức chất

Hoá vô cơ
20

3.1.5. Cầu nội - Cầu ngoại
- Nguyên tử trung tâm và phối tử tạo thành cầu phối trí nội của phức, gọi
tắt là cầu nội. Cầu nội thường được viết trong dấu ngoặc vuông ([cầu nội]) trong
công thức của phức.
Cầu nội có thể là cation như [Al(H
2
O)
6
]
3+
hoặc là anion như [SiF
6
]
2-

hoặc có thể là phân tử trung hoà điện không phân ly trong dung dịch như
[Pt(NH

3
)
2
Cl
2
]
- Những ion không tham gia vào cầu nội, ở khá xa nguyên tử trung tâm và
liên kết kém bền vững với nguyên tử trung tâm (có vai trò làm trung hoà điện
tích với ion phức), hợp thành cầu ngoại của phức.
Ví dụ: [Co(NH
3
)
6
]Cl
3


cầu nội cầu ngoại
3.1.6. Sự phối trí - Số phối trí - Dung lượng phối trí
* Sự sắp xếp các phối tử xung quanh ion trung tâm gọi là sự phối trí.
* Số phối trí là tổng số liên kết mà phối tử liên kết trực tiếp với nguyên tử
trung tâm.
Mức oxi hoá của ion trung tâm hoặc những ô lượng tử hoá trị còn trống sẽ
quyết định số phối trí.
Ví dụ: Mức oxi hoá M
+n
: +1 +2 +3 +4
Số phối trí đặc trưng: 2 4 (6) 6 (4) 8
(số phối trí trong ngoặc đơn ít gặp)
+ Số phối trí 2: đặc trưng với Ag

+
, Cu
+

+ Số phối trí 4: đặc trưng với Cu
2+
, Zn
2+
, Pd
2+
, Pt
2+

+ Số phối trí 6: đặc trưng với Pt
4+
, Cr
3+
, Co
3+
, Fe
3+

Số phối trí phụ thuộc vào: điện tích ion trung tâm, bản chất phối tử, trạng
thái tập hợp, nồng độ phối tử, điều kiện nhiệt động.
Ví dụ: Với 1 ion trung tâm Cu
2+
thì với phối tử H
2
O thì ion Cu
2+

có số
phối trí là 4 ([Cu(H
2
O)
4
]SO
4
) nhưng với phối tử etylenđiamin (En:H
2
N-(CH
2
)
2
-
NH
2
) thì Cu
2+
lại có số phối trí là 6 ([Cu(En)
3
]
2+
). Vì phân tử “En” chiếm 2 vị trí
phối trí nhờ 2 đôi điện tử hoá trị chưa chia xẻ trên nitơ.
* Dung lượng phối trí: là số liên kết mà một phối tử liên kết với ion trung
tâm. Ví dụ: Phối tử En có dung lượng phối trí là 2.
3.1.7. Phối tử đơn càng - đa càng
Dựa vào số nguyên tử mà phối tử có thể phối trí quanh nguyên tử trung
tâm, phối tử được chia thành 2 loại là phối tử đơn càng (một càng) và phối tử đa
càng (nhiều càng).

- Phối tử đơn càng: là phối tử chỉ có khả năng tạo ra một liên kết với ion
trung tâm như H
2
O, NH
3
, Cl
-
, NO
2
-

- Phối tử đa càng: là những phối tử tạo được 2 hay nhiều liên kết với ion
trung tâm như C
2
O
4
2-
, En
Ví dụ: H
3
N NH
3
2+
Cu NH
3
: phối tử đơn càng
H
3
N NH
3

Chương3 – Phức chất

Hoá vô cơ
21


H
2
C - H
2
N NH
2
- CH
2
2+
Cu En: phối tử đa càng
H
2
C - H
2
N NH
2
- CH
2


3.1.8. Phức vòng càng - Phức đa nhân
* Những hợp chất amin hay aminoaxit có mạch C  2 như En, H
2

N-CH
2
-
COOH dễ dàng cuốn mạch tạo vòng, rồi dùng điện tử hoá trị trên nitơ, oxi
hoặc hoá trị tự do để liên kết với ion trung tâm, tạo nên phức vòng càng.
Ví dụ: O
O C
M ( liên kết nhờ hoá trị tự do trên oxi)
O C
O
NH
2
CH
2

M (liên kết nhờ đôi điện tử hoá trị trên nitơ)
NH
2
CH
2
( : liên kết cho - nhận)

* Phức đa nhân là phức mà cầu nội có nhiều ion trung tâm. Những ion
trung tâm trong cầu nội liên kết trực tiếp với nhau hoặc qua phối tử hoặc cầu
liên kết OH
-
, NH
2
-
, -O-O-

Ví dụ: [(NH
3
)
5
- Co - NH
2
- Co - (NH
3
)
5
]Cl
5

3.1.9. Nội phức
Cũng thuộc nhóm phức vòng càng nhưng ion trung tâm được 2 hay nhiều
vòng càng “ôm chặt”.
Ví dụ: H
2
C - H
2
N NH
2
- CH
2

Cu
O = C O O C = O
Nội phức rất bền vì ion trung tâm bị bao quanh bởi phối tử vòng càng.
Nhiều thuốc thử vòng càng rất nhạy và đặc trưng với cation kim loại chuyển
tiếp.

Ví dụ: Ni
2+
tạo phức màu đỏ đặc trưng với đimetyl glyoxim trong dung
dịch NH
3
loãng.
O  H O
H
3
C C = N N = C CH
3

Ni
H
3
C C = N N = C CH
3

O H O
3.1.10
.
Danh pháp của phức chất
Năm 1960, Hội hoá học lý thuyết và thực hành quốc tế đã công bố danh
pháp về hoá học phối trí trên cơ sở danh pháp của A.Vecnơ.
- Đối với hợp chất chứa cation phức thì gọi tên như sau: Đầu tiên gọi tên
phối tử là gốc axit bằng cách thêm đuôi “o”, sau đó gọi tên phối tử là phân tử
trung hoà bằng cách giữ nguyên tên gọi thông thường của nó (Ngoại lệ là
Chương3 – Phức chất

Hoá vô cơ

22

amoniac gọi là “amin”, nước gọi là “aquơ”. Trước tên gọi phối tử đặt số từ Hy
Lạp đi, tri, tetra, penta, hexa, … để chỉ số lượng phối tử). Sau các phối tử gọi
đến tên nguyên tử trung tâm, sau đó đến tên các anion ở cầu ngoại. Nguyên tử
trung tâm được gọi tên bằng tiếng Latinh và kèm theo chữ số La Mã đặt trong
dấu ngoặc đơn để chỉ mức oxy hoá của nguyên tử trung tâm.

(đi, tri…) tên phối tử + tên nguyên tử trung tâm (mức oxy hoá ) + tên anion

Ví dụ: [Co(NH
3
)
6
]Cl
3
: hexaamincoban (III) clorua
[Co(NH
3
)
5
Cl]SO
4
: cloropentaamincoban (III) sunfat
[Cr(En)
2
(H
2
O)
2

]Cl
3
: đietilenđiaminđiaquơcrom (III) clorua
- Đối với hợp chất chứa anion phức thì gọi tên như sau: Đầu tiên gọi tên
các phối tử theo trật tự giống như ở cation phức. Tiếp đó gọi đến tên của nguyên
tử trung tâm bằng tiếng Latinh, thêm đuôi “at”. Cuối cùng là tên của cation cầu
ngoại.

(đi,tri…) tên phối tử + tên nguyên tử trung tâm + “at” (mức oxy hoá )
+ tên cation

Ví dụ: NH
4
[Co(NH
3
)
2
(NO
2
)
4
] : tetranitrođiamincobantat (III) amoni
K
3
[Fe(CN)
6
] : hexaxianoferat (III) kali
K
4
[Fe(CN)

6
] : hexaxianoferat (II) kali
Các quy tắc nói trên được tuân theo ngay cả khi gọi tên phức chất là chất
không điện ly. Trong trường hợp này không cần nhấn mạnh mức oxy hoá của
nguyên tử trung tâm.
Ví dụ: [Co(NH
3
)
3
(NO
2
)
3
] : trinitrotriamincoban
[Pt(NH
3
)
2
Br
4
] : tetrabromođiaminplatin

3.2. LIÊN KẾT TRONG PHỨC
3.2.1. Thuyết liên kết hoá trị (VB)(Thuyết Pauling)
3.2.1.1. Cơ sở của thuyết VB
- Liên kết trong phức được hình thành giữa cặp electron tự do của phối tử
và orbital trống của nguyên tử trung tâm là liên kết cho - nhận. Phối tử là chất
cho, ion trung tâm là chất nhận (thực chất là sự xen phủ của 1AO có 2 electron
hoá trị và 1AO trống).
- Số liên kết phải bằng số phối trí của nguyên tử trung tâm.

- Sự xen phủ các orbital càng lớn thì liên kết càng bền. Muốn vậy, các
orbital của nguyên tử trung tâm được lai hoá để tạo thành một hệ thống các AO
tương đồng nhau tham gia vào sự tạo thành liên kết. Để có thể tham gia lai hoá
các AO ban đầu phải có năng lượng gần nhau.
- Số phối trí của ion trung tâm bằng số AO lai hoá tham gia tạo thành liên
kết. Tuỳ thuộc vào kiểu lai hoá mà phức chất có cấu trúc này hay cấu trúc khác.

Chương3 – Phức chất

Hoá vô cơ
23

3.2.1.2. Các kiểu lai hoá quan trọng và cấu hình phức tương ứng

Số phối trí Dạng lai hoá

Cấu trúc phức Ví dụ
2 sp Đường thẳng [Ag(NH
3
)
2
]
+
3 sp
2
, d
2
s Tam giác phẳng BCl
3
sp

3
, d
3
s Tứ diện [Cd(NH
3
)
4
]
2+
4
dsp
2
, sp
2
d Vuông phẳng [PtCl
4
]
2-
dsp
3
Lưỡng chóp tam giác [Fe(CO)
5
] 5
d
4
s Chóp tứ phương
d
2
sp
3

, sp
3
d
2
Bát diện [Co(NH
3
)
6
]
3+
6
d
4
sp, d
5
p Lăng trụ tam giác

3.2.1.3. Chất thuận từ - Chất nghịch từ
* Chất thuận từ: là chất còn chứa electron độc thân trong orbital và là chất
cho đường sức từ trường ngoài đi qua tốt hơn trong chân không. Khi ở trong từ
trường ngoài nó định hướng song song với đường sức từ trường ngoài.
* Chất nghịch từ: là chất không còn electron độc thân trong orbital, là
chất cản đường sức từ trường ngoài mạnh hơn trong chân không. Khi đặt chất
nghịch từ vào từ trường ngoài thì bị đẩy ra khỏi từ trường và định hướng vuông
góc với từ trường ngoài.
3.2.1.4. Một số ví dụ
Xét các dạng lai hoá khác nhau khi hình thành phức.
* Lai hoá sp: [Ag(NH
3
)

2
]
+

Ag
+
có số phối trí là 2, cấu hình phức là đường thẳng.
Xét
47
Ag: 4d
10
5s
1
 Ag
+
: 4d
10
5s
0
5p
0
.
Lai hoá sp  tạo 2(AO)sp

Ag
+
:   
4d
10
5s

0
5p
0

NH
3
NH
3

Sau khi có 2(AO)sp, sẽ xen phủ với 2(AO) chứa đôi electron trên N trong
NH
3
, hay nói cách khác, cation [Ag(NH
3
)
2
]
+
tạo thành do 2 liên kết cho nhận
giữa cặp electron tự do của NH
3
và 2(AO) lai hoá sp trống của ion Ag
+
.
* Lai hoá sp
3
: số phối trí 4, tạo phức tứ diện, vuông phẳng.
 Xét phức [Ni(Cl)
4
]

2-


28
Ni : 3d
8
4s
2
3d
8
4s
0
4p
0


Ni
2+

: 3d
8
4s
0
4p
0
   

Vì phối tử Cl
-
thuộc phối tử trường yếu (do có bán kính lớn), nghĩa là

tương tác yếu với ion trung tâm, không đủ năng lượng để buộc (đẩy) các
electron độc thân của ion trung tâm ghép đôi, chúng vẫn ở trạng thái độc thân
trong ion phức (không tham gia liên kết) và làm cho phức có mức năng lượng
cao, gọi tắt là phức spin cao.
Chương3 – Phức chất

Hoá vô cơ
24

Để tạo liên kết với phối tử thì (AO)4s và 3(AO)4p cùa ion trung tâm lai
hoá với nhau tạo 4(AO)sp
3
hướng về 4 đỉnh cùa hình tứ diện đều.
3d 4s 4p
Ni
2+
:    
Lai hoá sp
3

Cl
-
Cl
-
Cl
-
Cl
-

 Phức [NiCl

4
]
2-
có cấu hình tứ diện đều, thuận từ, spin cao.
 Xét phức [Ni(CN)
4
]
2-

Ni
2+
: 3d
8
4s
0
4p
0

Phối tử CN
-
thuộc trường mạnh vì CN
-
tương tác mạnh với Ni
2+
, đẩy 2
electron độc thân của Ni
2+
ghép đôi với nhau, tạo 1 (AO)3d trống. Khi đó
1(AO)3d + 1(AO)4s và 2(AO)4p lai hoá với nhau tạo 4 (AO) lai hoá dsp
2

.
dsp
2


Ni
2+
:  

CN
-
CN
-
CN
-
CN
-

4(AO)dsp
2
nằm trên một mặt phẳng, hướng về 4 đỉnh một hình vuông.
 Phức [Ni(CN)
4
]
2-
không có electron độc thân nên nghịch từ, spin thấp.
Nhận xét: Phức [Ni(Cl)
4
]
2-

và phức [Ni(CN)
4
]
2-
đều có ion trung tâm
Ni
2+
với cấu hình 3d
8
4s
0
, tuỳ theo phối tử có thể xác định từ tính của phức và
đoán được cấu trúc của phức. Nếu phức nghịch từ thì cấu trúc là vuông phẳng,
nếu phức thuận từ thì cấu trúc là tứ diện.
* Lai hoá d
2
sp
3
: số phối trí 6, phức bát diện.
 Xét phức [Co(NH
3
)
6
]
3+

27
Co: 3d
7
4s

2

Co
3+
: 3d
6
4s
0
4p
0
    
Phối tử NH
3
liên kết với Co
3+
là trường phối tử mạnh, có đủ năng lượng
để đẩy các electron độc thân của Co
3+
ghép đôi với nhau tạo 2(AO)3d trống.
Sau khi các electron độc thân ghép đôi, các AO trống lai hoá tạo 6(AO)d
2
sp
3

hướng về 6 đỉnh của hình bát diện đều, xen phủ với 6 phối tử NH
3
.
d
2
sp

3

3d 4s 4p
Co
3+
:  

NH
3
NH
3
NH
3
NH
3
NH
3
NH
3

 Phức [Co(NH
3
)
6
]
3+
: nghịch từ, spin thấp, có cấu trúc bát diện.
* Lai hoá sp
3
d

2
: số phối trí 6, phức bát diện.
 Xét phức [CoF
6
]
3-
sp
3
d
2


27
Co: 3d
7
4s
2
3d 4s 4p 4d
Co
3+
: 3d
6
4s
0
4p
0
    

F
-

F
-
F
-
F
-
F
-
F
-

Chương3 – Phức chất

Hoá vô cơ
25

Phối tử F
-
thuộc trường yếu, không đủ năng lượng để đẩy các electron độc
thân của ion Co
3+
ghép đôi. Do vậy, ion Co
3+
dùng 1(AO)4s + 3(AO)4p và
2(AO)4d tham gia lai hoá tạo 6(AO)sp
3
d
2
và tham gia liên kết với các phối tử F
-

.
 Phức [CoF
6
]
3-
có tính thuận từ, spin cao, cấu trúc bát diện.
 Nhận xét: [Co(NH
3
)
6
]
3+
và [CoF
6
]
3-

- Cả 2 phức đều có cấu hình bát diện nhưng với trường phối tử khác
nhau thì ion Co
3+
lai hoá khác nhau: phức [Co(NH
3
)
6
]
3+
lai hoá 2(AO)d bên
trong 4s nên gọi là lai hoá trong (d
2
sp

3
) để phân biệt với lai hoá ngoài (sp
3
d
2
) là
kiểu sử dụng 2(AO)d bên ngoài 4s như phức [CoF
6
]
3-
.
- Về khả năng phản ứng của phức bát diện: Xét điều kiện thuận lợi cho
sự trao đổi các phối tử của phức với các ion hay phân tử khác trong dung dịch.
+ Đối với phức lai hoá ngoài: do (AO)4d trải rộng ra trong không
gian, ở xa nhân ion trung tâm nên liên kết giữa phối tử và hạt tạo phức yếu, phối
tử có thể tách ra khỏi ion phức nhường chỗ cho các hạt khác trong dung dịch.
+ Trong trường hợp (AO)d bên trong còn trống, có thể xảy ra sự kết
hợp ion hay phân tử trong dung dịch vào phức và sau đó là sự tách phối tử ra
khỏi phức. Khả năng trao đổi phối tử của phức lai hoá trong thấp hơn so với
phức lai hoá ngoài.
3.2.1.5. Ưu - nhược điểm của thuyết liên kết hoá trị
* Ưu điểm: Phương pháp liên kết hoá trị là rõ ràng, dễ hiểu, cho phép giải
thích được các cấu hình không gian khác nhau của phức chất dựa trên khái niệm
về sự lai hoá các orbital nguyên tử.
Phương pháp liên kết hoá trị cũng nói lên tính chất cho - nhận của liên
kết, khả năng tạo thành các liên kết  Giải thích được tính chất từ của phức (tuy
chưa chi tiết).
* Nhược điểm:
- Phương pháp chỉ hạn chế ở cách giải thích định tính.
- Không cho phép giải thích và tiên đoán về quang phổ của hợp chất.

- Về tính chất từ của phức chỉ biết số electron độc thân chứ không cho
biết gì hơn.
- Không có những đặc trưng định lượng về độ bền liên kết.
3.2.2. Thuyết trường tinh thể
3.2.2.1. Nội dung
- Phức chất vô cơ tồn tại một cách bền vững là do tương tác tĩnh điện giữa
ion trung tâm và các phối tử.
- Khi xét ion trung tâm, người ta xét cấu trúc electron chi tiết của nó (chủ
yếu là orbital d), còn đối với phối tử thì coi như là những điện tích điểm (nếu là
ion) hoặc là những lưỡng cực điểm (nếu là phân tử trung hoà). Các phối tử tạo
nên 1 trường tĩnh điện bên ngoài đối với ion trung tâm, và phối tử này khác phối
tử kia chỉ ở đại lượng của trường đó mà thôi.
- Các phối tử nằm xung quanh ion trung tâm ở trên các đỉnh của một hình
đa diện, tạo nên những phức chất có đối xứng nhất định.
Như vậy, thực chất của thuyết trường tinh thể là xem liên kết giữa ion
trung tâm và phối tử có bản chất tương tác tĩnh điện.