Bài Giảng Hóa Vô Cơ - Chương 10 ppt

Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
165

CHƯƠNG 10 – NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM II

10.1. NHÓM IIA
- Bao gồm những nguyên tố: berili(Be), magie(Mg), canxi(Ca), stronti(Sr),
bari(Ba) và rađi(Ra).
- Chúng được gọi là kim loại kiềm thổ vì một mặt các oxit CaO, SrO và
BaO tan được trong nước cho dung dịch kiềm mạnh và mặt khác các oxit đó có
độ tan bé và độ bền nhiệt cao, nghĩa là có tính chất của chất mà các nhà giả kim
thuật ngày xưa gọi là “thổ”.
* Một số đặc điểm của nguyên tử kim loại kiềm thổ:

Be Mg Ca Sr Ba Ra
Số thứ tự 4 12 20 38 56 88
Cấu hình electron hoá tr
ị
2s
2
3s
2
4s
2
5s
2
6s
2
7s

2

Bán kính nguyên tử R(Å) 1,13 1,6 1,97 2,15 2,21 2,35
Bán kính ion R
2+
(Å) 0,34 0,74 1,04 1,2 1,3 1,44
Năng lượng ion hoá I
1
(eV)

I
2
(eV)

9,32
18,21

7,64
15,03

6,11
11,87

5,96
10,93

5,21
9,95
5,28
10,10

Thế điện cực chuẩn E
0
(V)

-1,85 -2,37 -2,87 -2,89 -2,9 -2,92
- Do có 2 electron hoá trị ns
2
ở ngoài lớp vỏ nên các kim loại kiềm thổ đều
dễ mất electron đó để tạo thành ion M
2+
. Do vậy các kim loại kiềm thổ đều có
tính khử mạnh và tính khử tăng dần từ Be đến Ra. Tuy nhiên, so với các kim
loại kiềm cùng chu kỳ thì kém hoạt động hơn vì có điện tích hạt nhân lớn hơn và
bán kính bé hơn.
- Các kim loại kiềm thổ chỉ có số oxi hoá +2. Be tạo nên chủ yếu liên kết
cọng hoá trị với các nguyên tố khác trong hợp chất. Ca, Sr, Ba, Ra chỉ tạo nên
hợp chất ion.
- Các ion kim loại kiềm thổ đều không có màu, nhiều hợp chất của kim loại
kiềm thổ ít tan trong nước.
- Trong các nguyên tố cùng nhóm, Be khác với các kim loại kiềm thổ
nhiều, Be giống nhiều với Al, còn Mg giống nhiều với Zn.
10.1.1. Đơn chất
* Tính chất lý học
Sự biến đổi tính chất lý học của kim loại kiềm thổ giống như kim loại kiềm
nhưng trong kim loại kiềm thổ liên kết kim loại mạnh hơn trong kim loại kiềm
(cùng chu kỳ).
- Các kim loại kiềm thổ đều có màu trắng bạc hoặc xám nhạt, trừ Be và Mg
vẫn giữ được ánh kim trong không khí, các kim loại còn lại đều bị mờ nhanh
chóng do bị phủ một màng mỏng màu vàng nhạt gồm oxit MO, một phần peoxit

MO
2
và nitrua M
3
N
2
.
* Một số hằng số vật lý quan trọng:
Be Mg Ca Sr Ba
Nhiệt độ nóng chảy (
0
C) 1280 650 850 770 710
Nhiệt độ sôi (
0
C) 2507 1100 1482 1380 1500
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
166

Khối lượng riêng (g/cm
3
)

1,86 1,74 1,55 2,6 3,6
Độ dẫn điện (Hg=1) 5 21 20,8 4 1,5
Độ âm điện 1,5 1,2 1,0 1,0 0,9
- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn và biến đổi không đều như
các kim loại kiềm vì các kim loại kiềm thổ có cấu trúc mạng tinh thể khác nhau
(kim loại kiềm có cùng một loại mạng tinh thể): Be, Mg và Ca- có mạng lưới

lục phương, Ca- và Sr: lập phương tâm diện, Ba: lập phương tâm khối.
- Các kim loại kiềm thổ dẫn điện khá tốt (Mg, Ca tương đương kim loại
kiềm) mặc dù phân lớp s đã được lấp đầy e
-
, đó là do vùng s và p trong kim loại
kiềm thổ đã che phủ nhau tạo thành vùng chưa có đủ e
-
làm cho kim loại dẫn
điện tốt.
- Các kim loại kiềm thổ có độ cứng khác nhau, cứng nhất là Be, ở điều kiện
thường Be giòn nhưng khi đun nóng lại dẻo, Mg dẻo có thể dát mỏng và kéo sợi,
đến Ba thì chỉ hơi cứng hơn chì.
- Trừ Be và Mg, các kim loại kiềm thổ tự do và các hợp chất dễ bay hơi của
chúng khi đưa vào ngọn lưả không màu cũng làm cho ngọn lửa có màu đặc
trưng như: Ca có màu đỏ da cam, Sr: màu đỏ son, Ba: màu lục hơi vàng.
- Ra có tính phóng xạ tự nhiên.
*Trạng thái thiên nhiên
Các kim loại kiềm thổ chỉ tồn tại trong thiên nhiên ở dạng hợp chất.
- Be là nguyên tố tương đối hiếm (0,001% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả
đất), tồn tại chủ yếu trong khoáng vật berin (3BeO.Al
2
O
3
.6SiO
2
).
- Mg và Ca thuộc loại nguyên tố phổ biến nhất:
+ Mg (1,4% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả đất) tồn tại trong các khoáng
vật như đolomit (MgCO
3

.CaCO
3
), magiezit (MgCO
3
), cacnalit
(KCl.MgCl
2
.6H
2
O).
+ Ca (1,5% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả đất) tồn tại trong canxit, đá
vôi, đá phấn CaCO
3
, thạch cao (CaSO
4
.2H
2
O), florit (CaF
2
), apatit (Ca
5
(PO
4
)X)
Ngoài ra, Ca còn có trong xương động vật, trong mô thực vật và nước thiên
nhiên.
- Sr và Ba có trong các khoáng vật xeleotit (SrSO
4
), strontianit (SrCO
3

),
baritin (BaSO
4
) và viterit (BaCO
3
).
- Ra có một lượng rất ít trong quặng của uran.
* Đồng vị:
- Be có 4 đồng vị, trong đó chỉ có một đồng vị thiên nhiên là
9
Be(100%),
còn lại là đồng vị phóng xạ, đồng vị
10
Be có chu kỳ bán huỷ lâu nhất là 2,5.10
6
năm.
- Mg có 6 đồng vị từ
23
Mg đến
28
Mg, trong đó có 3 đồng vị thiên nhiên là
24
Mg(78,6%),
25
Mg(10,11%),
26
Mg(11,29%), còn lại là đồng vị phóng xạ trong
đó đồng vị
28
Mg là bền hơn cả với chu kỳ bán huỷ 0,891 ngày đêm.

- Ca có 11 đồng vị từ
39
Ca đến
49
Ca. Các đồng vị thiên nhiên là
40
Ca(96,97%),
42
Ca(0,64%),
43
Ca(0,145%),
44
Ca(2,06%),
46
Ca(3,3.10
-3
%),
47
Ca(0,185%), trong các đồng vị phóng xạ còn lại thì đồng vị
41
Ca là bền nhất
với chu kỳ bán huỷ là 1,1.10
5
năm.
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
167

- Sr có 16 đồng vị từ

81
Sr đến
97
Sr. Các đồng vị thiên nhiên là
84
Sr(0,56%),
86
Sr(9,86%),
87
Sr(7,2%),
88
Sr(82,56%), Trong các đồng vị phóng xạ thì đồng vị
90
Sr là bền nhất có chu kỳ bán huỷ 28

năm.
- Ba có 19 đồng vị
126
Ba đến
144
Ba, trong đó có 7 đồng vị thiên nhiên là
130
Ba(0,101%),
132
Ba(0,097%),
134
Ba(2,42%),
135
Ba(6,59%),
136

Ba(7,81%),
137
Ba(11,32%),
138
Ba(71,66%). Đồng vị phóng xạ bền nhất là đồng vị
133
Ba có
chu kỳ bán huỷ 10 năm.
- Ra có 13 đồng vị là
213
Ra và các đồng vị
219
Ra đến
230
Ra, tất cả đều có
tính phóng xạ.
* Tính chất hoá học
Các kim loại kiềm thổ là những kim loại có tính khử mạnh, chỉ kém kim
loại kiềm, tính khử tăng dần từ Be đến Ra.
* Trừ Be không phản ứng trực tiếp với hiđro, Mg phản ứng rất khó khăn,
các kim loại kiềm thổ còn lại đều phản ứng trực tiếp với H
2
khi đun nóng trong
luồng khí H
2
tạo ra hiđrua ion: M + H
2


0

t
MH
2

Ca phản ứng ngay với H
2
ở 0
0
C nếu ở dạng bột mịn, còn ở dạng khối phản
ứng xảy ra ở 150-300
0
C, Sr: khoảng 300-400
0
C, Ba : ở 180
0
C.
* Trong không khí và ở nhiệt độ thường, Be và Mg bị bao phủ lớp oxit rất
mỏng và bền ngăn cản chúng tác dụng tiếp tục với oxi, còn Ca, Sr và Ba nhanh
chóng tạo nên lớp màu vàng nhạt, trong đó ngoài oxit còn có một phần peoxit và
nitrua. Trong không khí ẩm, Ca, Sr và Ba tạo nên lớp cacbonat, vì vậy các kim
loại kiềm thổ phải được giữ trong bình rất kín hoặc ngâm trong dầu hoả khan.
Khi đốt nóng trong không khí, tất cả các kim loại kiềm thổ cháy tạo nên
oxit MO và phản ứng phát nhiều nhiệt.
Ví dụ : Mg + O
2
= 2MgO H
0
= - 610 kJ/mol
Riêng Mg, khi cháy còn phát ra ánh sáng chói và giàu tia tử ngoại, do sự
kết hợp của ion Mg

2+
có kích thước bé với ion O
2
-
cũng có kích thước bé đưa
đến sự tạo thành mạng lưới tinh thể sít sao của MgO và phát ra một lượng nhiệt
lớn, chính lượng nhiệt này đã đốt nóng mạch các hạt MgO được tạo nên, làm
phát ra ánh sáng chói và giàu tia tử ngoại.
* Khi đun nóng, tất cả các kim loại kiềm thổ đều tương tác mãnh liệt với
halogen, nitơ, lưu huỳnh, photpho, cacbon, silic.
Ví dụ : Be + X
2

Ct
0
BeX
2

( X=F: t
0
thường, X=Cl: 250
0
C, X=Br, I:480
0
C)
3Mg + N
2

 
 C

0
800780
Mg
3
N
2

Ca + S  
C
0
150
CaS
3Ca + 2P
đỏ

 
 C
0
450350
Ca
3
P
2

Ba + 2C
(than chì)
 
C
0
500

BaC
2

Khi kiềm thổ cháy trong không khí thì ngoài oxit MO còn có nitrua M
3
N
2

được tạo nên. Nitrua dễ dàng được phát hiện nhờ tác dụng của chúng với hơi
nước ở trong không khí, giải phóng khí NH
3

Ví dụ : Mg
3
N
2
+ 6H
2
O = 3Mg(OH)
2
+ 2NH
3

Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
168

Khi tương tác với cacbon, riêng Be tạo Be
2

C là cacbua giải phóng metan
khi bị thuỷ phân, còn các kim loại kiềm thổ khác tạo nên MC
2
là cacbua giải
phóng axetilen khi bị thuỷ phân.
Be
2
C + 4H
2
O = 2Be(OH)
2
+ CH
4

CaC
2
+ 2H
2
O = Ca(OH)
2
+ C
2
H
2

Tuy nhiên khi tương tác với Si, tất cả các kim loại kiềm thổ đều tạo nên
silixua M
2
Si.
* Do có ái lực lớn với oxi, các kim loại kiềm thổ khi đun nóng có thể khử

được nhiều oxit bền như B
2
O
3
, CO
2
, SiO
2
, TiO
2
, Al
2
O
3
, Cr
2
O
3

Ví dụ : 2Be + TiO
2


Ct
0
2BeO + Ti
* Tác dụng với nước:
Có thế điện cực tương đương kim loại kiềm, các kim loại kiềm thổ về
nguyên tắc tương tác dễ dàng với nước giải phóng hiđro và càng dễ dàng hơn
với các dung dịch axit. Nhưng thực tế, Be không tương tác với nước vì có lớp

oxit bảo vệ, Mg không tan trong nước lạnh (vì màng oxit MgO bảo vệ) nhưng
tan chậm trong nước nóng: Mg + 2H
2
O = Mg(OH)
2
+ H
2

Nếu đánh sạch các sợi dây Mg rồi nhúng vào dung dịch HgCl
2
, magie sẽ
đẩy thuỷ ngân ra khỏi dung dịch và cùng với Hg tạo hỗn hống Mg-Hg, lúc đó
màng oxit không được tạo nên và hỗn hống Mg-Hg liên tục tương tác với H
2
O ở
nhiệt độ thường.
Các kiềm thổ Ca, Sr, Ba phản ứng dễ dàng với nước:
M + 2H
2
O = M(OH)
2
+ H
2

* Riêng Be còn có thể tan trong dung dịch kiềm mạnh hoặc trong kiềm
nóng chảy tạo thành muối berilat và giải phóng H
2
.
Be + 2NaOH + 2H
2

O = Na
2
[Be(OH)
4
] + H
2

Be + 2NaOH
n/c
= Na
2
BeO
2
+ H
2

*Các kim loại Ca, Sr và Ba có thể tan trong amoniac lỏng, cho dung dịch
màu xanh thẫm. Khi làm cho dung môi bay hơi, còn lại tinh thể màu vàng óng là
các amoniacat có thành phần không đổi [M(NH
3
)
6
].
Khi có mặt chất xúc tác (ví dụ: platin), các amoniacat kim loại kiềm thổ bị
phân huỷ dần tạo ra các amiđua.
Ví dụ: Ca(NH
3
)
6


Pt
Ca(NH
2
)
2
+ 4NH
3
+ H
2

Khi đun nóng ở áp suất thấp (trong chân không), các amiđua biến thành
imiđua màu vàng.
Ví dụ: Ca(NH
2
)
2
= CaNH + NH
3

canxi amiđua canxi imiđua
Các amiđua và imiđua kim loại kiềm thổ là những hợp chất ion, chỉ bền ở
dạng tinh thể và tương tác mạnh với H
2
O tạo thành hiđroxit và amoniac.
Ví dụ: CaNH + 2H
2
O = Ca(OH)
2
+ NH
3

* Khả năng tạo phức là không đặc trưng với các kim loại kiềm thổ vì sự tạo
phức chỉ thuận lợi với những ion bé, điện tích lớn và có orbital trống.
* Điều chế kim loại kiềm thổ
Nguyên tắc chung để điều chế các kim loại kiềm thổ là dùng dòng điện
hoặc dùng chất khử mạnh để khử ion kim loại kiềm thổ tạo thành kim loại.
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
169

M
2+
+ 2e
-
= M
0

Phương pháp thường dùng là điện phân nóng chảy hoặc dùng chất khử để
khử oxit hoặc muối của kim loại kiềm thổ.
* Be được điều chế bằng phương pháp điện phân BeCl
2
nóng chảy, hoặc
hỗn hợp nóng chảy gồm BeCl
2
+ NaCl hay hỗn hợp BeCl
2
+ NaF trong thùng
bằng niken với cực dương bằng than chì, cực âm bằng thuỷ ngân và ở trong khí
quyển agon.

* Điều chế Mg trong công nghiệp bằng điện phân cacnalit hoặc hỗn hợp
muối clorua của magie và kim loại kiềm ở nhiệt độ 700-750
0
C trong thùng điện
phân làm bằng thép, đồng thời là cực âm. Cực dương là một trụ than chì đặt
trong ống sứ xốp có lỗ nhỏ để cho khí clo thoát ra ngoài.

Để tránh không khí oxi hoá Mg lỏng nổi lên trên chất điện phân, người ta
đã thổi chậm một luồng khí H
2
trên bề mặt của Mg lỏng.
Để có thêm MgCl
2
, người ta đã điều chế từ magiezit MgCO
3
hoặc từ
đolomit MgCO
3
.CaCO
3
theo phản ứng:
MgO + CO + Cl
2
= MgCl
2
+ CO
2

khí clo được lấy từ cực dương bình điện phân.
Ngoài ra, để có MgCl

2
người ta có thể chế hoá nước biển khi cho tác dụng
với vôi hoặc sữa đolomit, lọc lấy Mg(OH)
2
rồi cho tác dụng với axit HCl.
* Ngoài cách dùng phương pháp điện phân MgCl
2
, còn có thể điều chế Mg
bằng cách khử MgO bằng than cốc hay dùng ferosilic (hợp kim Fe và Si) khử
hỗn hợp MgO và CaO ở nhiệt độ cao và trong chân không:
MgO + C  
C
0
2000
Mg + CO
(có thể thay C bằng CaC
2
ở 1200
0
C)
CaO + 2MgO + Si
 
C
0
1500
2Mg + CaO.SiO
2

Hơi Mg bay lên và được làm ngưng tụ.
* Ca, Sr và Ba cũng có thể điều chế bằng cách điện phân muối clorua nóng

chảy hoặc dùng Al hay Mg khử muối đó trong chân không ở 1100-1200
0
C.
Ví dụ: CaCl
2
+ Al  
caot
0
3Ca + 2AlCl
3

AlCl
3
tạo thành sẽ bay hơi (thăng hoa ở 183
0
C), còn lại là Ca được chưng
cất trong chân không hoặc trong khí quyển agon.
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
170

* Ngoài ra, còn có thể dùng phản ứng nhiệt nhôm để điều chế Ca, Sr và Ba:
2Al + 2MO

0
t
MO.Al
2
O

3
+ 3M
10.1.2. Các hợp chất của kim loại kiềm thổ
10.1.2.1. Hiđrua
* Tất cả các kim loại kiềm thổ đều có khả năng tạo ra hợp chất với hiđro
ứng với hoá trị II của kim loại (MH
2
). Tất cả đều là chất rắn màu trắng, độ bền
tăng từ BeH
2
đến MgH
2
sau đó giảm dần từ CaH
2
đến BaH
2
.
* BeH
2
không điều chế được trực tiếp từ các nguyên tố mà bằng phản ứng
trao đổi giữa BeCl
2
với LiH trong rượu hoặc bằng cách cho Be(CH
3
)
2
tác dụng
với LiAlH
4
.

BeCl
2
+ 2LiH = BeH
2
+ 2LiCl
2Be(CH
3
)
2
+ LiAlH
4
= 2BeH
2
+ LiAl(CH
3
)
4

- BeH
2
là chất rắn màu trắng, có tính chất tương tựAlH
3
, có thể tác dụng với
nước và metanol giải phóng H
2
:
BeH
2
+ 2H
2

O = Be(OH)
2
+ H
2

BeH
2
+ 2CH
3
OH  Be(OCH
3
)
2
+ H
2

* MgH
2
tạo ra bằng cách đun nóng Mg trong khí H
2
dưới áp suất và có mặt
của MgI
2
, cũng có thể điều chế bằng cách nhiệt phân đietyl magie trong chân
không ở 175
0
C:
Mg(C
2
H

5
)
2

 
C
0
175
MgH
2
+ 2C
2
H
4

- MgH
2
là chất rắn màu trắng, ở dạng bột mịn thì tự bốc cháy trong không
khí, còn ở dạng cục thì bền hơn. Khi đun nóng trong chân không ở khoảng
280
0
C thì bị phân huỷ:
MgH
2


0
t
Mg + H
2

- Bị H
2
O và CH
3
OH phân huỷ tương tự BeH
2
.
* CaH
2
, SrH
2
, BaH
2
là những hiđrua tạo muối. CaH
2
nóng chảy ở 1000
0
C
và bị phân huỷ ở nhiệt độ cao hơn. SrH
2
nóng chảy ở 650
0
C và phân huỷ trên
800
0
C. CaH
2
nóng chảy và phân huỷ ở 675
0

C, là chất khử mạnh và tự bốc cháy
trong không khí.
- Đều bị nước phân huỷ tương tự BeH
2

MH
2
+ 2H
2
O = M(OH)
2
+ 2H
2

10.1.4.2. Oxit MO
* Các oxit MO là chất bột hoặc khối xốp màu trắng (khi nấu chảy rồi để
nguội chúng ở dạng tinh thể).
BeO kết tinh theo mạng lục phương kiểu vuazit (-ZnS) với liên kết hình tứ
diện. Các oxit còn lại có mạng tinh thể lập phương kiểu muối ăn.
* Vì có năng lượng mạng lưới rất lớn nên các oxit MO rất khó nóng chảy
và rất bền nhiệt, chúng có thể sôi mà không bị phân huỷ.


BeO MgO

CaO SrO BaO
Nhiệt độ nóng chảy (
0
C) 2552

2800

2570 2460 1925
Nhiệt độ sôi (0C) 4200

3100

3600 2500 2000
Nănglượng mạng lưới(kJ/mol)

- 3924

3476

3913 2995
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
171

* Trừ BeO thực tế không tan trong nước, MgO dạng bột xốp tan một ít và
rất chậm, còn các oxit còn lại đều tương tác dễ với nước tạo hiđroxit và phát
nhiệt lớn.
MO + H
2
O = M(OH)
2

- Oxit của Ca, Sr, Ba đều hút ẩm mạnh khi để trong không khí và có khả
năng hấp thụ khí CO

2
như oxit kim loại kiềm.
Ví dụ: BaO + CO
2
= BaCO
3

- Các oxit kim loại kiềm thổ có thể tan trong dung dịch axit tạo thành muối,
trừ BeO khó tan trong axit nhưng dễ tan trong dung dịch kiềm tạo muối berilat.
* Ở nhiệt độ cao, các MO có thể bị kim loại kiềm, Al, Si khử đến kim loại.
* Nguyên tắc chung để điều chế các MO là nhiệt phân muối cacbonat, nitrat
hoặc hiđroxit của kim loại kiềm thổ.
Ví dụ: CaCO
3

 
C
0
900
CaO + CO
2

2Sr(NO
3
)
2

 
C
0

900
2SrO + 4NO
2
+ O
2

hoặc dùng than khử muối cacbonat ở nhiệt độ thấp hơn:
Ví dụ: BaCO
3
+ C

0
t
BaO + 2CO
10.1.4.3. Peoxit MO
2

Tương tự kim loại kiềm, các M
2+
của kim loại kiềm thổ có bán kính lớn
cũng có khả năng tạo peoxit.
* Be không tạo nên peoxit, Mg chỉ tạo nên peoxit ở dạng hiđrat có lẫn
peoxit MgO
2
, còn Ca, Sr và Ba tạo nên các peoxit MO
2
là chất bột màu trắng và
khó tan trong nước. Dung dịch của các peoxit này có phản ứng kiềm và có tính
chất của dung dịch H
2

O
2
do phản ứng:
MO
2
+ 2H
2
O  M(OH)
2
+ H
2
O
2

- Đều dễ tan trong axit tạo H
2
O
2

Ví dụ: CaO
2
+ H
2
SO
4
= CaSO
4
+ H
2
O

2

- Khi đun nóng MO
2
bị phân huỷ thành oxit và O
2

Ví dụ: 2CaO
2


0
t
2CaO + O
2

Như vậy, ở dạng rắn hay dung dịch các peoxit MO
2
đều có tính oxi hoá
nhưng với chất oxi hoá mạnh hơn chúng thể hiện tính khử.
* Các peoxit MO
2
có thể điều chế bằng cách cho H
2
O
2
tác dụng với hiđroxit
tương ứng đồng thời đun nóng ở 100-130
0
C để làm mất nước các hiđrat peoxit

MO
2
.8H
2
O vừa được tạo nên.
Ví dụ: Ca(OH)
2
+ H
2
O
2
+ 6H
2
O = CaO
2
.8H
2
O
CaO
2
.8H
2
O 
0
t
CaO
2
+ 8H
2
O

Các hiđrat peoxit khi tác dụng với H
2
O
2
nóng có thể tạo nên supeoxit có
màu vàng.
Ví dụ: CaO
2
.8H
2
O + H
2
O
2

(nóng)
= CaO
4
+ 10H
2
O
- Riêng SrO
2
và BaO
2
có thể điều chế bằng cách cho oxit kết hợp trực tiếp
với oxi.
* Quan trọng nhất trong các peoxit MO
2
là BaO

2

- BaO
2
là chất bột màu trắng, nóng chảy ở 450
0
C và là hợp chất nghịch từ.
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
172

- BaO
2
khó tan trong nước, không tan trong rượu và ete, dễ tan trong dung
dịch axit loãng giải phóng H
2
O
2
:
BaO
2
+ 2HCl = BaCl
2
+ H
2
O
2

BaO

2
+ H
2
SO
4
= BaSO
4
+ H
2
O
2

Với nước, BaO
2
tạo dạng hiđrat BaO
2
.8H
2
O, nhưng với CO
2
tạo ra hợp chất
BaCO
3
và O
2
:
2BaO
2
+ 2CO
2

= 2BaCO
3
+ O
2

- BaO
2
bền ở nhiệt độ thường, khi đun nóng đến 600
0
C trong chân không và
hơn 700
0
C trong không khí thì BaO
2
phân huỷ thành oxit và oxi. Ngược lại, ở
400
0
C, BaO kết hợp trực tiếp với O
2
tạo peoxit.
2BaO
2
 2BaO + O
2

dựa vào tính chất này, có thể dùng BaO
2
để điều chế O
2
trong không khí.

- BaO
2
có tính oxi hoá mạnh, khi đun nóng BaO
2
tác dụng với H
2
, S, C,
NH
3

Ví dụ: BaO
2
+ H
2

 
C
0
550
Ba(OH)
2

2BaO
2
+ S = 2BaO + SO
2

Với HCl đặc, BaO
2
giải phóng khí clo

BaO
2
+ 4HCl
đặc
= BaCl
2
+ Cl
2
+ 2H
2
O
- Ngoài tính oxi hoá, BaO
2
còn thể hiện tính khử, có thể khử được ion
[Fe(CN)
6
]
3-
thành [Fe(CN)
6
]
4-
, cũng như một số muối của các kim loại nặng.
Ví dụ: BaO
2
+ 2K
3
[Fe(CN)
6
] = K

6
Ba[Fe(CN)
6
]
2
+ O
2

- BaO
2
được dùng làm chất xúc tác trong phản ứng cracking dầu mỏ, dùng
để điều chế H
2
O
2
, dùng trong bom cháy
- BaO
2
có thể điều chế bằng cách nhiệt phân Ba(OH)
2
, Ba(NO
3
)
2
, BaCO
3

trong luồng không khí. Trong công nghiệp, điều chế BaO
2
bằng cách nung BaO

trong luồngkhông khí ở 400-500
0
C.
10.1.4.4. Hyđroxit M(OH)
2

* Hyđroxit M(OH)
2
khan đều ở dạng bột màu trắng.
Khi kết tinh từ dung dịch nước thường ở dạng không màu ngậm nước:
hiđroxit của Be và Ca ở dạng M(OH)
2
.nH
2
O, còn hiđroxit của Sr và Ba ở dạng
M(OH)
2
.8H
2
O.
- Be(OH)
2
và Mg(OH)
2
rất ít tan trong nước, Ca(OH)
2
tương đối ít tan,
Sr(OH)
2
và Ba(OH)

2
tan nhiều trong nước.
- Các M(OH)
2
đều không bền nhiệt, khi đun nóng chúng mất nước biến
thành oxit. Độ bền nhiệt tăng lên từ Be(OH)
2
đến Ba(OH)
2
: Mg(OH)
2
mất nước
ở 150
0
C, Ba(OH)
2
mất nước ở 1000
0
C:
M(OH)
2

Ct
0
MO + H
2
O
- Các hiđroxit M(OH)
2
đều là hợp chất ion và là những bazơ. Trong dung

dịch nước tính bazơ tăng dần từ Be(OH)
2
đến Ba(OH)
2
: Be(OH)
2
là bazơ rất
yếu, Mg(OH)
2
là bazơ trung bình, còn Ca(OH)
2
, Sr(OH)
2
và Ba(OH)
2
là bazơ
mạnh.
- Các M(OH)
2
đều dễ tan trong dung dịch axit tạo muối. Riêng Be(OH)
2

còn có khả năng tan trong dung dịch đậm đặc hiđroxit hay cacbonat của kim loại
kiềm tạo thành hiđroxo berilat:
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
173

Ví dụ: Be(OH)

2
+ 2NaOH = Na
2
[Be(OH)
4
]
- Các M(OH)
2
đều có khả năng hấp thụ CO
2
.
* Be(OH)
2
và Mg(OH)
2
được điều chế bằng cách cho kiềm tác dụng với
dung dịch muối tương ứng
Ví dụ: BeCl
2
+ 2NaOH = Be(OH)
2
+ 2NaCl
hoặc BeCl
2
+ 2NH
3
+ 2H
2
O = Be(OH)
2

+ 2NH
4
Cl
Tuy nhiên đối với Mg(OH)
2
, kết tủa sẽ không hoàn toàn khi cho muối
magie tác dụng với dung dịch amoniac do phản ứng thuận nghịch sau:
MgCl
2
+ 2NH
3
+ 2H
2
O  Mg(OH)
2
+ 2NH
4
Cl
tức là Mg(OH)
2
có thể tan trong dung dịch muối amoni. Vì vậy, kim loại Mg tan
trong dung dịch muối amoni mạnh hơn trong nước.
- Các hiđroxit Ca(OH)
2
, Sr(OH)
2
và Ba(OH)
2
được điều chế bằng cách cho
oxit tác dụng với nước:

MO + H
2
O = M(OH)
2

10.1.3. Các hợp chất quan trọng
10.1.3.1. Ca(OH)
2

- Khi cho vôi sống (CaO) tác dụng với nước tạo nên Ca(OH)
2
gọi là vôi tôi.
- Vôi tôi ít tan trong nước: ở 20
0
C, 1lit nước hoà tan 1,107g Ca(OH)
2
tạo
thành dung dịch nước vôi, độ tan của Ca(OH)
2
giảm khi nhiệt độ tăng. Nếu tăng
lượng vôi và khuấy kỹ sẽ được một huyền phù màu trắng gọi là dung dịch vôi
sữa. Để yên vôi sữa một thời gian, Ca(OH)
2
kết tủa xuống thành khối nhão có
tính chất kết dính. Nếu trộn khối nhão đó với cát theo tỉ lệ 1/3 hay 1/4 với một
lượng nước vừa đủ gọi là vữa vôi. Vữa vôi có tính chất kết dính tốt, được dùng
trong xây dựng. Quá trình đông cứng của vữa vôi là do phản ứng giữa vôi với
CO
2
trong không khí.

Ca(OH)
2
+ CO
2
= CaCO
3
+ H
2
O
Ngoài ra còn có tương tác một ít giữa cát là oxit axit với vôi là bazơ tạo
canxisilicat.
- Trong thực tế, người ta sản xuất vôi bằng cách nung đá vôi ở 1000
0
C
trong lò đứng và lò được hoạt động liên tục.
10.1.3.2. CaCO
3

- CaCO
3
trong tự nhiên tồn tại dưới nhiều dạng như đá phấn, đá vôi, đá
spat, đá cẩm thạch trong đó đá vôi là dạng phổ biến nhất.
- CaCO
3
kết tinh ở dạng vô định hình, tan ít trong nước (0,014g CaCO
3
/
1lit H
2
O ở 25

0
C), tan nhiều hơn trong dung dịch chứa NH
4
Cl, khi đun sôi với
dung dịch NH
4
Cl thì nó phân huỷ hoàn toàn:
CaCO
3
+ 2NH
4
Cl

Ct
0
CaCl
2
+ 2NH
3
+ CO
2
+ H
2
O
- Trong nước có chứa khí CO
2
, CaCO
3
tan tạo muối Ca(HCO
3

)
2

CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O = Ca(HCO
3
)
2

Đây là phản ứng ăn mòn đá vôi trong thiên nhiên tạo nên nước cứng, từ đó
tạo thành thạch nhũ trong các hang động do HCO
3
-
tiếp xúc không khí:
Ca(HCO
3
)
2
= CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O

- CaCO
3
phân huỷ ở 900
0
C:
CaCO
3

Ct
0
CaO + CO
2

Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
174

- Khi đun nóng , CaCO
3
tương tác được với một số oxit như SiO
2
, Al
2
O
3
,
NO
2
, NH

3

Ví dụ: CaCO
3
+ SiO
2


Ct
0
CaSiO
3
+ CO
2

CaCO
3
+ 2NH
3

Ct
0
CaCN
2
+ 3H
2
O
10.1.3.3. CaSO
4

- CaSO
4
khan có màu trắng, tan ít trong nước (202mg CaSO
4
/ 100g H
2
O ở
18
0
C), độ tan ít biến đổi theo nhiệt độ.
- Trong thiên nhiên, CaSO
4
tồn tại ở dạng thạch cao CaSO
4
.2H
2
O có màu
trắng hay xám hay hung tuỳ thuộc nhưng tạp chất chứa trong đó. Thạch cao có
cấu trúc lớp nên tinh thể có thể tách thành lá mỏng, các lớp liên kết với nhau
nhờ liên kết hiđro tạo nên giữa phân tử H
2
O với các ion Ca
2+
và SO
4
2-
. Do vậy,
thạch cao mềm hơn CaSO
4
khan.

- Trong dung dịch có (NH
4
)
2
SO
4
, độ tan của thạch cao tăng do tạo muối
phức: CaSO
4
+ (NH
4
)
2
SO
4
= (NH
4
)
2
[Ca(SO
4
)
2
]
- Khi đun nóng đến 125
0
C, thạch cao mất nước tạo thành thạch cao nung
CaSO
4
.0,5H

2
O (hay 2CaSO
4
.H
2
O) gọi là hemihiđrat.
CaSO
4
.2H
2
O
 
C
0
125
CaSO
4
.0,5H
2
O + 1,5H
2
O
- Thạch cao nung là chất bột màu trắng khi trộn với nước có khả năng đông
cứng nhanh do quá trình kết tinh chen chúc của những vi tinh thể thạch cao. Do
vậy, thạch cao nung được dùng để nặn tượng, làm khuôn, vật liệu xây dựng, bó
bột trong y học
- Khi nung đến 200
0
C, thạch cao nung mất nước hoàn toàn thành muối
kham:

2(CaSO
4
.0,5H
2
O)
 
C
0
200
2CaSO
4
+ H
2
O
Muối khan này cũng tương tác với nước tạo thành thạch cao nhưng không
có khả năng đông cứng.
- Ở 500
0
C, CaSO
4
chuyển thành dạng không tan trong nước và không tương
tác với nước, đến 960
0
C thì CaSO
4
phân huỷ:
2 CaSO
4
 
C

0
960
2CaO + SO
2
+ O
2

10.1.3.4. Clorua vôi CaOCl
2

- Clorua vôi là muối hỗn tạp của axit hipoclorơ HClO và axit clohiđric HCl,
là chất bột rắn màu trắng, có mùi hắc.
- Tương tự nước Javen, clorua vôi có tính oxi hoá mạnh do tạo HClO khi
tác dụng với CO
2
trong không khí.
2CaOCl
2
+ CO
2
+ H
2
O = CaCO
3
+ 2HClO + CaCl
2

Clorua vôi được dùng làm chất tiệt trùng, tẩy uế, tẩy màu Ở trong phòng
thí nghiệm, người ta dùng clorua vôi để điều chế khí clo và oxi bằng các phản
ứng:

2CaOCl
2
+ 2HCl = CaCl
2
+ Cl
2
+ H
2
O
2CaOCl
2

Ct
0
2CaCl
2
+ O
2

- Clorua vôi được điều chế bằng cách cho khí clo đi qua huyền phù đặc của
Ca(OH)
2
trong nước ở 30
0
C:
Ca(OH)
2
+ Cl
2
= CaOCl

2
+ H
2
O
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
175

10.1.4. Nước cứng
* Độ cứng của nước
- Nước thiên nhiên thường chứa các muối tan của các kim loại như Ca, Mg,
Fe Để chỉ lượng muối tan này, người ta đưa ra đại lượng: độ cứng của nước.
Độ cứng của nước là số mili đương lượng gam (mđlg) của các kim loại hoá trị 2
có trong 1lit nước.
- Có 2 loại độ cứng:
+ Độ cứng tạm thời chỉ lượng muối HCO
3
-
như Ca(HCO
3
)
2
, Mg(HCO
3
)
2
ít
hơn và đôi khi có cả Fe(HCO
3

)
2
. Độ cứng này mất đi khi đun sôi nước do muối
HCO
3
-
chuyển thành muối cacbonat không tan lắng xuống thành cặn.
+ Độ cứng vĩnh cữu chỉ lượng muối không kết tủa khi đun sôi, thường là
các muối clorua, sunfat của canxi, magie.
- Nước rất mềm có độ cứng <1,5mđlg/lit, nước mềm có dộ cứng khoảng
1,5-4mđlg/lit, nước trung bình có độ cứng khoảng 4-8mđlg/lit, nước cứng có độ
cứng khoảng 8-12mđlg/lit, nước rất cứng có độ cứng > 12mđlg/lit.
Nước thiên nhiên mềm nhất là nước mưa và tuyết, hầu như không chứa các
muối tan.
* Tác hại của nước cứng
Nước cứng gây nhiều tác hại cho sinh hoạt, công nghiệp như làm mất tác
dụng tẩy rửa của xà phòng, tạo kết tủa khó tan và kết tủa này làm bẩn quần áo
, bất lợi với công nghiệp nhuộm
M
2+
+ 2RCOONa  (RCOO)
2
M + 2Na
+

Nước cứng tạo lớp cặn trong nồi hơi, các ống dẫn nước nóng làm hao tốn
năng lượng, làm vỡ nồi hơi, ống dẫn
* Các phương pháp làm giảm độ cứng
Để giảm độ cứng của nước, người ta tạo kết tủa MCO
3

trong nước bằng
cách đun nóng, dùng hoá chất, trao đổi ion
- Phương pháp nhiệt: đun sôi nước làm giảm lượng M(HCO
3
)
2
tạo kết tủa
MCO
3
: M(HCO
3
)
2


Ct
0
MCO
3
 + CO
2
+ H
2
O
- Phương pháp hoá học: dựa trên nguyên tắc đưa vào nước các ion CO
3
2-
,
OH
-

để tạo CaCO
3
, Mg(OH)
2
, người ta có thể dùng vôi tôi, xút, Na
3
PO
4

Ví dụ: M(HCO
3
)
2
+ Ca(OH)
2
= MCO
3
 + CaCO
3
 + 2H
2
O
MgSO
4
+ Ca(OH)
2
= Mg(OH)
2
 + CaSO
4

MSO
4
+ Na
2
CO
3
= MCO
3
 + Na
2
SO
4

- Phương pháp trao đổi ion:
Phương pháp này lợi dụng khả năng có thể trao đổi ion của một số hợp chất
cao phân tử thiên nhiên và nhân tạo gọi là ionit (cationit, anionit) như: cationit
RH
n
, anionit R’(OH)
n
với R, R’ là gốc hữu cơ.
Các ionit sẽ trao đổi các gốc hữu cơ của chúng với các ion trong dung dịch:
RH
2
+ Ca
2+
= RCa + 2H
+

R’(OH)
2
+ SO
4
2-
= R’SO
4
+ 2OH
-

Khi nước chảy qua các hạt ionit, các cationit sẽ giữ lại các ion Ca
2+
, Mg
2+

, các anionit sẽ giữ lại các ion CO
3
2-
, SO
4
2-
, OH
-
và H
+
được sinh ra trung hoà
với nhau làm pH của nước không đổi.
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ

176

Các ionit được tái sinh bằng axit, kiềm:
RCa + 2HCl = RH
2
+ CaCl
2

R’CO
3
+ 2NaOH = R’(OH)
2
+ Na
2
CO
3

Nước cứng


RH
2
R(OH)
2



Nước mềm
Sơ đồ làm mềm nước bằng nhựa trao đổi ion
* Ngoài ra, người ta còn thường dùng zeolit (Na

2
Al
2
Si
2
O
8
.xH
2
O) làm
cationit. Ion Na
+
ở trong mạng lưới tinh thể của zeolit có khả năng di chuyển
nhất định, khi dội nước cứng qua các hạt zeolit, một số ion Na
+
đi vào nước
nhường chỗ cho các ion Ca
2+
, Mg
2+
và Fe
2+
có trong nước.
Na
2
Al
2
Si
2
O

8
.xH
2
O + Ca(HCO
3
)
2
= CaAl
2
Si
2
O
8
.xH
2
O + 2NaHCO
3

Để tái sinh zeolit đã sử dụng, chỉ cần cho dung dịch bão hoà NaCl đi qua
zeolit đó:
CaAl
2
Si
2
O
8
.xH
2
O + 2NaCl = Na
2

Al
2
Si
2
O
8
.xH
2
O + CaCl
2


10.2. NHÓM IIB
Nhóm II B gồm các nguyên tố: kẽm (Zn), cadmi (Cd), thuỷ ngân(Hg).

Zn Cd Hg
+ Số thứ tự 30 48 80
+ Cấu hình e
-
hoá trị 3d
10
4s
2
4d
10
5s
2
4f
14
5d

10
6s
2


+ Bán kính nguyên tử (Å) 1,39 1,56 1,60
+ Bán kính ion R
2+
(Å) 0,83 0,99 1,12
+ Năng lượng ion hoá I
1
(eV) 9,39 8,99 10,43
+ Thế điện cực chuẩn E
0
(V) -0,763 -0,402 +0,854
- Cả ba nguyên tố đều có lớp vỏ (n - 1)d
10
ns
2
, chúng có các obital d đã
điền đủ 10e
-
nên cấu hình (n - 1)d
10
tương đối bền, electron hoá trị là electron s.
Mặt khác I
3
của chúng rất cao (I
3
(Zn) = 39,9; I

3
(Cd) = 37,47; I
3
(Hg) = 32,43)
nên trạng thái oxi hoá cao nhất và cũng đặc trưng nhất là +2, riêng Hg còn có số
oxi hoá +1.
- Các nguyên tố nhóm IIB kém hoạt động hoá học hơn nhiều so với các
nguyên tố nhóm IIA , do vỏ 18e
-
trong nguyên tử Zn, Cd, Hg chắn các electron
s với hạt nhân kém hiệu quả hơn so với vỏ 8e
-
bền của khí hiếm trong nguyên tử
các nguyên tố IIA.
- Hợp chất của 3 kim loại IIB đều độc, nhất là thuỷ ngân.
10.2.1. Đơn chất
* Trạng thái thiên nhiên: Zn là kim loại tương đối phổ biến, Cd và Hg
kém phổ biến hơn nhiều, trong vỏ Qủa đất Zn đạt 1,5.10-3 %, Cd chiếm 7,6.10
-6
% và Hg chiếm 7.10-7 % tổng số nguyên tử.















Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
177

- Khoáng vật chính của Zn là sphalerit (ZnS), calamin (ZnCO
3
),
phranclirit hay ferit kẽm (Zn(FeO
2
)
2
), ngoài ra còn có zincit (ZnO). Khoáng vật
của Cd là grenokit (CdS) và thường lẫn với khoáng vật của Zn. Khoáng vật
chính của Hg là xinaba hay thần sa (HgS).
- Trong động vật và thực vật có chưa Zn với hàm lượng bé, trong cơ thể
người có chứa kẽm khoảng 0,001%.
- Trong 1 lít nước biển có 1.10
-2
mg Zn
2+
; 1,1.10
-4
mg Cd
2+
và 3.10

-5
mg
HgCl
4
2-
và HgCl
3
-

* Đồng vị
- Zn có 15 đồng vị, trong đó có đồng vị thiên nhiên là
64
Zn (48,89%),
66
Zn
(27,81%),
67
Zn (4,11%),
68
Zn (18,56%),
70
Zn (0,62%). Trong các đồng vị phóng
xạ thì bền nhất là
65
Zn (T = 245 ngày đêm), kém bền là
61
Zn (T = 90 giây).
- Cd có 19 đồng vị, trong đó có 8 dồng vị thiên nhiên là
106
Cd (1,215%),

108
Cd (0,875%),
110
Cd (12,39%),
111
Cd (12,7%),
112
Cd (24,07%),
113
Cd
(12,26%),
114
Cd (28,86%) và
116
Cd (7,58%). Đồng vị phóng xạ bền nhất là
100
Cd
(T = 470 ngày đêm).
* Tính chất lý học
- Zn, Cd, Hg là những kim loại màu trắng bạc nhưng ở trong không khí
ẩm bị phủ lớp oxit mỏng nên mất ánh kim.
- Cả 3 kim loại đều mềm và dễ nóng chảy, đặc biệt Hg ở nhiệt độ thường
là chất lỏng
* Một số hằng số vật lý quan trọng:

Zn Cd Hg
Nhiệt độ nóng chảy (
0
C) 419,5 321 -38,86
Nhiệt độ sôi (

0
C) 906 767 356,66
Khối lượng riêng (g/cm
3
) 7,13 8,63 13,55
Nhiệt thăng hoa (kJ/mol) 140 112 61
Độ dẫn điện (Hg=1) 16 13 1
Độ âm điện 1,6 1,7 1,9

- Có t
0
nc
và t
0
s
thấp do tương tác yếu giữa các nguyên tử trong kim loại,
nhất là Hg, gây nên bởi cấu hình tương đối bền d
10
cản trở các electron d tham
gia vào liên kết kim loại.
- Hơi thuỷ ngân gồm những phân tử đơn nguyên tử, ở 20
0
C áp suất hơi
của thuỷ ngân là 1,3.10
3
mmHg, của Zn là 1,57.10
-2
mmHg ở 353
0
C và của Cd là

3,13.10
-2
mmHg ở 291
0
C.
- Ở điều kiện thường, Zn khá giòn nên không kéo dài được nhưng khi đun
nóng đến 100 - 150
0
C lại dẻo và dai, ở 200
0
C lại có thể tán Zn thành bột. Trái
lại, Cd có thể rèn và kéo dài ở điều kiện thường.
- Về tính độc, Zn ở trạng thái rắn không độc nhưng hơi của ZnO rất độc,
còn các hợp chất khác của Zn lại không độc. Với Cd, ở dạng kim loại không
độc, nhưng các hợp chất của Cd rất độc. Đặc biệt Hg rất độc, các muối thuỷ
ngân như clorua, nitrat cực kỳ độc. Độc tính của thuỷ ngân gây tác hại làm tê liệt
thần kinh, giảm trí nhớ, viêm loét răng miệng, rối loạn đường ruột và thận, làm
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
178

suy tim Lượng thuỷ ngân cho phép cực đại trong không khí ở các nhà máy là
10
-5
mg/lít
- Cả 3 kim loại đều tạo nên nhiều hợp kim với nhau và với các kim loại
khác. Đặc biệt, hợp kim của Hg được gọi là "hỗn hống". Hỗn hống thường là
những hợp chất của Hg và kim loại đã tan trong thuỷ ngân.
* Tính chất hoá học

- Hoạt tính hoá học của các nguyên tố IIB giảm dần khi khối lượng
nguyên tử tăng. Zn và Cd tương đối hoạt động còn Hg khá trơ.
- Cả 3 kim loại đều không phản ứng với H
2
, nhưng H
2
có khả năng tan
trong Zn nóng chảy tạo dung dịch rắn.
- Trong không khí ẩm, Zn và Cd bền ở nhiệt độ thường do có màng oxit
bảo vệ. Nhưng khi nung nóng thì chúng cháy mãnh liệt tạo oxit, Zn cháy cho
ngọn lửa màu lam sáng chói. Cd cháy với ngọn lửa màu sẫm.
2M + O
2


0
t
2MO
- Hg không tác dụng với oxi ở nhiệt độ thường nhưng tác dụng rõ rệt ở
300
0
C tạo thành HgO và ở 400
0
C thì oxit đó lại phân huỷ thành nguyên tố.
- Cả 3 kim loại đều phản ứng trực tiếp với halogen, lưu huỳnh và các
nguyên tố không kim loại như P, Se
M + X
2
= MX
2

M + E
0
t

ME (E = S, Se )
M + P
0
t

M
3
P
2

Zn và Cd phản ứng khi đun nóng nhưng Hg tương tác với S, I
2
ngay nhiệt
độ thường do trạng thái lỏng của Hg làm cho nó tiếp xúc tốt hơn.
- Ở nhiệt độ thường, Zn và Cd bền với nước vì có màng oxit bảo vệ, ở
nhiệt độ cao khử hơi nước biến thành oxit.
Zn + H
2
O
C
700
~
0
ZnO + H
2


Cd + H
2
O
C
350
0
CdO + H
2

- Có điện thế âm, Zn và Cd tác dụng dễ dàng với axit không oxi hoá.
M + 2H
3
O
+
+ 2H
2
O = [M(H
2
O)
4
]
2+
+ H
2

Tuy nhiên, Zn rất tinh khiết không tan trong axit
- Hg chỉ tan trong axit có tính oxi hoá mạnh như HNO
3
, H

2
SO
4
đặc
Hg + 4HNO
3đặc
= Hg(NO
3
)
2
+ 2NO
2
 + 2H
2
O
6Hg
dư
+ 8HNO
3 loãng
= 3Hg
2
(NO
3
)
2
+ 2NO
2
 + 4H
2
O

Zn và Cd phản ứng mạnh hơn với các axit có oxi hoá như Zn có thể khử
dung dịch HNO
3
rất loãng đến ion NH
4
+

4Zn + 10HNO
3
= 4Zn(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O
- Hg và Cd không phản ứng với dung dịch kiềm nhưng Zn có thể tan dễ
dàng trong dung dịch kiềm giải phóng hiđro.
Zn + 2OH
-
+ 2H
2
O = [Zn(OH)
4
]
2-

+ H
2

Ngoài ra kẽm còn có thể tan ngay cả trong dung dịch NH
3

Zn + 4NH
3
+ 2H
2
O = [Zn(NH
3
)
4
](OH)
2
+ H
2

Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
179

Zn còn có thể tan trong dung dịch muối NH
4
+
đặc do quá trình thuỷ phân
muối NH
4

+
tạo sản phẩm phá huỷ màng bảo vệ.
* Điều chế kim loại nhóm IIB
* Điều chế Zn
- Nguyên liệu chính là quặng sphalerit (ZnS), làm giàu quặng bằng
phương pháp tuyển nổi (có thể đạt 48 - 58% Zn).
- Phương pháp nhiệt luyện:
Đốt tinh quặng ở 700
0
C ở trong lò nhiều tầng thu được ZnO và SO
2

2ZnS + 3O
2

0
t

2ZnO + 2SO
2

ZnO thô được khử bởi than ở 1200 - 1350
0
C
ZnO + C
0
t

Zn + CO
Zn thu được vẫn giữ ở 450

0
C trong thiết bị ngưng tụ, còn hơi Zn bay lên
cùng khí CO được ngưng tụ thành kẽm bụi và làm nguội bằng không khí. Trong
kẽm bụi chứa ~ 90% Zn và các tạp chất như Cd, Pb, Fe, Cu, ZnO, SiO
2

- Phương pháp thuỷ luyện :
ZnO thô thu được sau khi đốt quặng được hoà tan vào dung dịch H
2
SO
4

loãng là loại bỏ tạp chất có trong dung dịch ZnSO
4
. Điện phân dung dịch ZnSO
4

đã tinh chế và thêm H
2
SO
4
trong thùng điện phân bằng gỗ hoặc xi măng, với cực
dương là chì và cực âm bằng Al tinh khiết.
2ZnSO
4
+ 2H
2
O
 
doìngâiãûn

2Zn + O
2
+ 2H
2
SO
4

Zn thu được có độ tinh khiết 99,99% và bền với axit H
2
SO
4
trong thùng
điện phân.
* Điều chế Cd
Trong các quặng của Zn thường có Cd, do đó trong quá trình luyện Zn
còn thu được cả Cd. Để tách Cd người ta hoà tan Zn có chứa Cd trong H
2
SO
4

loãng, sau đó dùng Zn để khử Cd
2+
.
Cd
2+
+ Zn = Cd + Zn
2+

Cd được tinh chế bằng phương pháp điện phân dung dịch CdSO
4

với cực
dương là Cd thô hoặc bằng cách chưng cất phân đoạn kim loại thô ở trong chân
không.
* Điều chế Hg
- Đun nóng tinh quặng xinaba trong dòng không khí ở 700 - 800
0
C hoặc
đun nóng tinh quặng với vôi sống hay mạt sắt ở 600 - 700
0
C.
HgS + O
2

 
 C
0
800700
Hg + SO
2

4HgS + 4CaO
0
t

4Hg + CaSO
4
+ 3CaS
HgS + Fe
0
t


Hg + FeS
Ngưng tụ hơi Hg trong sinh hàn làm bằng thép không rỉ và tinh chế Hg
bằng cách sửa với dung dịch HNO
3
10% rồi chưng cất phân đoạn trong chân
không.
10.2.2. Các hợp chất
10.2.2.1. Hợp chất +1: Hg
+

Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
180

Khác với Zn và Cd, thuỷ ngân còn tạo nên những hợp chất có ion Hg
2
2+

với liên kết - Hg - Hg - , trong đó Hg có số oxi hoá +1.
- Các hợp chất của Hg(I) đều nghịch từ trong khi Hg
+
có electron độc
thân.
- Liên kết Hg - Hg trong hợp chất của Hg(I) có độ dài biến đổi từ 2,43Å
đến 2,69Å tuỳ thuộc vào anion của hợp chất.
- Hầu hết các hợp chất của Hg(I) đều khó tan trong nước chỉ có
Hg
2

(NO
3
)
2
là dễ tan.
- Do số oxi hoá trung gian nên ion Hg
2
2+
dễ bị khử thành Hg và cũng dễ bị
oxi hoá thành ion Hg
2+
.
Ví dụ : Hg
2
Cl
2
+ SnCl
2
= 2Hg + SnCl
4

Hg
2
Cl
2
+ Cl
2
= 2HgCl
2

- Trong dung dịch Hg
2
2+
xảy ra cân bằng tự phân huỷ
Hg
2
2+
 Hg + Hg
2+
E
0
= - 0,13V; K = 6.10
-3
Như vậy, ion Hg
2
2+
chỉ bền trong giới hạn hẹp. Cân bằng này chuyển dịch
sang phải dưới tác dụng của những chất có khả năng làm giảm mạnh nồng độ
của ion Hg
2+
bằng cách tạo kết tủa, hợp chất kém điện li, hoặc phức bền.
Ví dụ :
2
2
Hg
+ 2OH
-
= Hg + HgO + H
2
O

2
2
Hg
+ S
2-
= Hg + HgS

2
2
Hg
+ 2CN
-
= Hg + Hg(CN)
2

2
2
Hg
+ 4CN
-
= Hg + [Hg(CN)
4
]
2-

- Ion
2
2
Hg

không có khả năng tạo phức như ion Hg
2+
, có thể do liên kết
giữa ion

2
2
Hg
và phối tử khá mạnh đã làm yếu liên kết Hg - Hg và gây nên sự
phân bố lại một độ electron giữa 2 nguyên tử Hg tạo Hg và Hg
2+
.
* Một số hợp chất Hg(I)
a) Hg
2
O là chất bột màu đen được tạo nên khi dung dịch
2
2
Hg
tác dụng
với kiềm mạnh. Là hỗn hợp của HgO và Hg.
Hg
2
O thực tế không tan trong nước. Khi đun nóng hoặc khi chiếu sáng
mạnh thì bị phân huỷ: Hg
2
O
0
t


Hg + HgO
b) Hg
2
(NO
3
)
2
:
- Tinh thể tà phương không màu, dễ tan trong nước và bị thuỷ phân tạo
thành muối bazơ.
Hg
2
(NO
3
)
2
+ H
2
O  Hg
2
(OH)(NO
3
) + HNO
3

(HgOH.HgNO
3
)
Do vậy để hạn chế quá trình thuỷ phân, khi pha dung dịch Hg
2

(NO
3
)
2
phải
thêm HNO
3
vào.
- Có tính khử mạnh : bị oxi hoá khi để trong không khí.
2Hg
2
(NO
3
)
2
+ 4HNO
3
+ O
2
= 4Hg(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
- Bị phân huỷ khi đun nóng thành HgO và sau đó HgO phân huỷ tiếp
thành Hg.
2Hg
2

(NO
3
)
2

0
t

2HgO + 2NO
2

Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
181

2HgO
0
t

2Hg + O
2

c) Hg
2
X
2
(calomen : Hg
2
Cl

2
)
- Hg
2
X
2
là chất dạng tinh thể tứ phương, Hg
2
F
2
và Hg
2
I
2
có màu vàng, còn
Hg
2
Cl
2
và Hg
2
Br
2
có màu trắng.
- Hg
2
X
2
có thể thăng hoa mà không phân huỷ, trừ Hg
2

I
2
kém bền nhiệt.
- Hg
2
X
2
rất ít tan, trừ Hg
2
F
2
rất dễ tan trong nước và bị thuỷ phân mạnh.
Hg
2
F
2
+ H
2
= Hg + HgO + 2HF
Độ tan của Hg
2
X= ít tan giảm từ clorua:
22
ClHg
T
= 1,3.10
-18
;
22
BrHg

T
= 5,2.10
-23

;
22
IHg
T
= 4,5.10
-29
.
- Hg
2
X
2
tự phân huỷ khi tác dụng với dung dịch NH
3

Hg
2
X
2
+ 2NH
3
= Hg + HgNH
2
X + NH
4
X
- Trong các Hg

2
X
2
thì Hg
2
Cl
2
là hoá chất thông dụng nhất, còn gọi là
calomen do khi tác dụng với dung dịch NH
3
, Hg
2
Cl
2
tạo nên sản phẩm ít tan
màu đen gồm kết tủa HgNH
2
Cl màu trắng trộn lẫn với hạt Hg rất bé màu đen.
- Hg
2
X
2
được điều chế trực tiếp bằng nguyên tố hoặc bằng phản ứng trao
đổi giữa Hg
2
(NO
3
)
2
với halogen kim loại kiềm.

10.2.2.2. Hợp chất +2
a) Oxit : MO
- ZnO và MO bền với nhiệt (nhiệt độ nóng chảy của ZnO là 1950
0
C và
của CdO là 1813
0
C), có thể thăng hoa khi đun nóng, hơi của chúng rất độc. ZnO
ở nhiệt độ thường có màu trắng nhưng khi đun nóng có màu vàng. CdO tuỳ
thuộc vào quá trình chế hoá nhiệt mà có màu từ vàng đến nâu đen.
- HgO ở dạng tinh thể có màu vàng đối với hạt nhỏ, hạt to hơn có màu đỏ.
HgO phân huỷ ở trên 400
0
C. Do vậy, ở gần 100
0
C, HgO bị phân huỷ dễ dàng
bởi H
2
và ở nhiệt độ thường HgO dễ tác dụng với khí Cl
2
hay nước clo tạo kết
tủa màu đỏ nâu.
2HgO
0
t

2Hg + O
2

2HgO + 2Cl

2
= Hg
2
OCl
2
 + Cl
2
O
2HgO + 2Cl
2
+ H
2
O = Hg
2
OCl
2
 + 2HOCl
(oxoclorua: HgO.HgCl
2
)
- ZnO và CdO không tan trong nước, tan trong dung dịch axit, HgO tan
rất ít trong nước, dễ tan trong axit, không tan trong kiềm mạnh.
MO + 2H
+
= M
2+
+ H
2
O
ZnO thể hiện tính lưỡng tính: tan trong dung dịch kiềm. CdO chỉ tan trong

kiềm nóng chảy.
ZnO + 2NaOH + H
2
O = Na
2
[Zn(OH)
4
]
CdO + 2KOH
nc
= K
2
CdO
2
+ H
2
O
HgO có thể tác dụng với dung dịch NH
3
tạo hợp chất ít tan màu vàng.
2HgO + NH
3
+ H
2
O = Hg
2
NOH.2H
2
O
(bazơ Milon)

- Các MO có thể điều chế bằng cách đốt cháy kim loại trong không khí
hoặc nhiệt phân hiđroxit hay muối cacbonat, nitiat.
Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
182

Ví dụ : Zn(OH)
2

 
 C
0
250100
ZnO + H
2
O
CdCO
3

0
t


CdO + CO
2

2Hg(NO
3
)

2

0
t

2HgO + 4NO
2
 + O
2

b) Hiđroxit : M(OH)
2

- Hg(OH)
2
rất không bền, phản ứng ngay thành HgO, vì vậy khi cho muối
Hg(II) tác dụng với dung dịch kiềm chỉ thu được HgO. Tuy nhiên, dựa vào độ
tan rất bé của HgO (10
-3
- 10
-4
mol/l) trong nước và tính thuỷ phân mạnh của
muối Hg(II), người ta thường coi Hg(OH)
2
là một bazơ rất yếu.
Hg(NO
3
)
2
+ 2KOH = HgO + 2KNO

3
+ H
2
O
- Zn(OH)
2
và Cd(OH)
2
là chất kết tủa màu trắng, rất ít tan trong nước
- Khi nung Zn(OH)
2
là chất lưỡng tính, tan trong axit tạo muối Zn(II) và
tan trong dung dịch kiềm tạo phức hiđroxozincat.
Zn(OH)
2
+ 2H
+
= Zn
2+
+ 2H
2
O
Zn(OH)
2
+ 2OH
-
= [Zn(OH)
4
]
2-

Bản chất lưỡng tính của Zn(OH)
2
có thể biểu diễn bằng sơ đồ :
[Zn(H
2
O)
4
]
2+
Zn(OH)
2
[Zn(OH)
4
]
2-


- Cd(OH)
2
không thể hiện rõ tính lưỡng tính: tan trong dung dịch axit
nhưng không tan trong dung dịch kiềm mà chỉ tan trong kiềm nóng chảy.
Cd(OH)
2
+ 2H
+
= Cd
2+
+ 2H
2

O
Cd(OH)
2
+ 2NaOH
nóng chảy


Ct
0
Na
2
CdO
2
+ 2H
2
O
- Zn(OH)
2
và Cd(OH)
2
tan trong dung dịch NH
3
tạo amoniacat
M(OH)
2
+ 4NH
3
= [M(NH
3
)

4
](OH)
2

Ngoài ra Zn(OH)
2
cũng tan được một phần trong dung dịch muối amoni
Zn(OH)
2
+ 2NH
4
+
 [Zn(NH
3
)
2
]
2+
+ 2H
2
O
* Zn(OH)2 và Cd(OH)
2
được điều chế từ dung dịch muối của chúng tác
dụng với dung dịch kiềm
M
2+
+ 2OH
-
= M(OH)

2

c) Muối M(II) :
- Các muối halogenua (trừ florua), nitrat, sunfat, peclorat, axetat của M(II)
dễ tan trong nước, còn các muối sunfua, cacbonat, orthophotphat và muối bazơ
ít tan.
- Đa số các muối đơn không có màu trừ ZnSe: vàng, ZnTe: đỏ, CdS:
vàng, CdTe: nâu, HgS: đen, HgI
2
: vàng hoặc đỏ.
* Muối Halogenua:
- Trong các muối halogenua của kim loại nhóm IIB thì có ứng dụng rộng
rãi nhất là ZnCl
2
và HgCl
2
.
- MX
2
kết tinh ở dạng không màu trừ HgI
2
có màu đỏ, đa số tan trong
nước. Các muối sunfua ít tan, các muối clorua có độ tan lớn nhất, đặc biệt là
ZnCl
2
có tính hút ẩm mạnh.
- Các HgX
2
đều là những chất điện li yếu, độ điện li của HgCl
2

khoảng
0,1%.
OH
-

H
3
O
+

OH
-

H
3
O
+

Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II

Hoá vô cơ
183

- Về liên kết, MF
2
là chất có liên kết ion, do đó đều nóng chảy ở nhiệt độ
cao, còn các MX
2
khác đều có bản chất cộng hoá trị.
- Các muối MX

2
tác dụng với ion halogenua tạo phức halogenua tương
ứng
Ví dụ : ZnCl
2
+ 2NaCl = Na
2
[ZnCl
2
]
HgCl
2
+ 2KCl = K
2
[HgCl
4
]
- Thuốc thử Nessler: là dung dịch màu vàng thu được khi cho dung dịch
KI vào dung dịch HgCl
2
đến khi kết tủa HgI
2
tan hết và tiếp tục cho thêm KOH.
Thuốc thử Nessler dùng để nhận biết NH
3
và muối NH
4
+
tạo kết tủa màu nâu đỏ.
NH

3
+ 2K
2
[HgI
4
] + 3KOH = HOHg.NH.HgI + 7KI + 2H
2
O
- Dung dịch ZnCl
2
đặc phản ứng với H
2
O tạo axit phức :
ZnCl
2
+ 2H
2
O = H
2
[ZnCl
2
(OH)
2
]
- Các muối Hg(II) đều có tính oxi hoá. Trong dung dịch, HgCl
2
bị phân
huỷ chậm tạo Hg
2
Cl

2
màu trắng
2HgCl
2
= Hg
2
Cl
2
+ Cl
2

Tác dụng với chất khử Hg(II) chuyển về Hg(I) và Hg(0)
Ví dụ : 2HgCl
2
+ SO
2
+ 2H
2
O = HgCl
2
+ 2HCl + H
2
SO
4








4222
42222
2
2
SnClHgSnClClHg
SnClClHgSnClHgCl
dæ

d) Sự tạo phức
- Các M
2+
dễ tạo nhiều phức chất, tuy nhiên khả năng tạo phức chất kém
hơn đồng, bạc. Những ion phức thường gặp là [ZnX
4
]
2-
; [CdX
4
]
2-
; [HgX
4
]
2-

trong đó X là Cl
-
, Br
-

, I
-
, CN -, SCN
-
; [M(NH
3
)
4
]
2+
; [M(NH
3
)
6
]
2+
Những
phức này của Hg(II) luôn bền hơn những phức tương ứng của Zn(II) và Cd(II).
- Hg(II) còn có một số phức quan trọng dùng trong hoá phân tích như:
+ Phức kali tetraiođomecurat K
2
[HgI
4
] tan trong nước, có màu vàng
nhạt, được tạo nên từ HgI
4
và KI.
Hg(NO
3
)

2
+ 2KI = HgI
2

đỏ
+ 2KNO
3

HgI
2
+ 2KI = K
2
[HgI
4
]
Dung dịch K
2
[HgI
4
] trong KOH được gọi là thuốc thử Nersler
+ Phức amoni tetratioxianatomecurat: (NH
4
)
2
[Hg(SCN)
4
] tạo nên khi hoà
tan kết tủa trắng Hg(SCN)
2
trong dung dịch NH

4
SCN
HgCl
2
+ 2NH
4
SCN = Hg(SCN)
2
+ 2NH
4
Cl
Hg(SCN)
2
+ 2NH
4
SCN = (NH
4
)
2
[Hg(SCN)
4
]
Phức (NH
4
)
2
[Hg(SCN)
4
] được dùng để phát hiện còn Cu
2+

và ion Co
2+
khi
có mặt ion Zn
2+

Cu
2+
+ Zn
2+
+ 2[Hg(SCN)
4
]
2-
= Cu[Hg(SCN)
4
].Zn[Hg(SCN)
4
]
tím thẩm

Co
2+
+ Zn
2+
+ 2[Hg(SCN)
4
]
2-
= Co[Hg(SCN)

4
].Zn[Hg(SCN)
4
]
chàm thẩm