BÀI GIẢNG HỌC PHẦN: HOÁ VÔ CƠ

BỘ CÔNG THƯƠNG
TRƯỜNG CAO ĐẲNG CÔNG NGHIỆP TUY HÒA
KHOA CÔNG NGHỆ HÓA
BÀI GIẢNG
HỌC PHẦN: HOÁ VÔ CƠ
DÀNH CHO SINH VIÊN NGÀNH HÓA
HỆ CAO ĐẲNG
TP. TUY HÒA -05/2010
1
MỤC LỤC
Số trang
Chương 1 : Nguyên tố phân nhóm VIIA 1
1.1 Giới thiệu chung 1
1.1.1 Flour 1
1.1.2 Clor 1
1.1.3 Brom – Iot 1
1.1.4 Astat 1
1.2 Tính chất 1
1.2.1 Tính chất lý học 1
1.2.2 Tính chất hóa học 1
1.2 3 Ứng dụng và điều chế 3
1. 3 Hợp chất của halogen 4
1.3.1 Hợp chất có số oxy hoá -1 4
1.3.2 Hợp chất có số oxy hóa +1 5
1.3.3 Hợp chất có số oxy hóa + 5 6
Chương 2: Các nguyên tố nhóm VIA 9
2.1 Giới thiệu chung 9
2.2 Oxi 9
2.2.1 Tính chất 9
2.2.2 Ứng dụng và điều chế 10
2.2.3 Các hợp chất của oxi 10

2.2.3.1 Hợp chất oxit 10
2.2.3.2 Hợp chất có số oxy hóa -1 11
2.3 Lưu huỳnh 12
2.3.1 Tính chất 12
2.3.2 Ứng dụng và điều chế 13
2.3.3 Hợp chất của lưu huỳnh 13
2.3.3.1 Hợp chất có số oxy hóa -2 13
2.3.3.2 Hợp chất có số oxy hóa + 4 14
2.3.3.4 Hợp chất có số oxy hóa + 6 16
Chương 3: Các nguyên tố nhóm VA 19
3.1 Giới thiệu chung 19
3.2 Nitơ 19
3.2.1 Tính chất 19
3.2.2 Ứng dụng và điều chế 19
3.2.3 Hợp chất của Nitơ 19
3.2.3.1 Hợp chất có số oxy hóa -3 19
3.2.3.2 Các oxit của Nitơ 21
3.2.3.3 Hợp chất có số oxy hóa + 5 23
3.3 Phôt pho 25
3.3.1 Tính chất 25
3.3.2 Điều chế và ứng dụng 25
3.3.3 Hợp chất của phot pho 26
3.3.3.1 Hợp chất có số oxy hóa -3 26
2
3.3.3.2 Hợp chất có số oxy hóa +3 26
3.3.3.4 Hợp chất có số oxy hóa + 5 27
3.4 Asen, antimon và bimut 27
3.4.1 Tính chất 29
3.4.2 Hợp chất 28
Chương 4:Nguyên tố nhóm IVA 29

4.1 Giới thiệu chung 29
4.2 Cacbon 29
4.2.1 Tính chất 29
4.2.2 Ứng dụng và điều chế 30
4.2.3 Hợp chất của Cacbon 30
4.2.3.1 Hợp chất có số oxy hóa âm 30
4.2.3.2 Hợp chất có số oxy hóa + 2` 30
4.2.3.3 Hợp chất có số oxy hóa + 4 31
4.3 Silic 32
4.3.1 Tính chất 32
4.3.2 Ứng dụng và điều chế 33
4.3.3 Hợp chất của silic 33
4.3.3.1 Hợp chất đioxitsilic:SiO
2
33
4 3.3.2 Axit silisic: H
2
SiO
3
33

4.4 Gecmani – Thiếc – Chì 34
4.4.1 Tính chất 34
4.4.2 Ứng dụng và điều chế 35
4.4.3 Hợp chất 35
Chương 5 Các nguyên tố nhóm IA, IIA, IIIA 37
5.1 Nguyên tố nhóm IIIA 37
5.1.1 Đặc điểm cấu tạo 37
5.1.2 Al ( Nhôm) 38
5.1.2.1 Tính chất 38

5.1.2.2 Điều chế 38
5.1.2.3 Hợp chất của nhôm 38
5.2 Các nguyên tố nhóm IIA 39
5.2.1Đặc diểm cấu tạo 39
5.2.2 Tính chất 39
5.2.3 Điều chế 40
5.2.4 Hợp chất của kim loại kiềm thổ 40
5.3 Nguyên tố phân nhóm IA 41
5.3.1 Đặc điểm cấu tạo 41
5.3.2 Tính chất 41
5.3.3 Điều chế 42
5.3.4 Hợp chất của kim loại kiềm 42
5.3.4.1 Hợp chất oxit và peoxit 42
5.3.4.2 Hydroxit 42
5.3.4.3 Các muối của kim loại kiềm 42
Chương 6: Các nguyên tố phân nhóm IB – IIB 44
3
6.1 Các nguyên tố phân nhóm IB 44
6.1.1 Đặc điểm cấu tạo 44
6.1.2 Tính chất 44
6.1.2.1 Tính chất vật lý 44
6.1.2.2 Tính chất hóa học 44
6.1.3 Điều chế 44
6.1.4 Hợp chất của Cu, Ag, Au` 45
6.1.4.1 Hợp chất một số oxit 45
6.1.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +2 45
6.1.4.3 Hợp chất có số oxy hóa +3 45
6.2 Nguyên tố phân nhóm IIB 46
6.2.1 Đặc điểm và cấu tạo 46
6.2.2 Tính chất 46

6.2.2.1 Tính chất vật lý 46
6.2.2.2 Tính chất hóa học 46
6.2.3 Điều chế 46
6.2.4 Hợp chất của Zn, Hg, Cd 47
6.2.4.1 Hợp chất có số oxy hóa + 2 47
6.2.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +1 48
Chương 7: Nguyên tố phân nhóm VIB, VIIB, VIIIB 49
7.1: Nguyên tố phân nhóm VIB 49
7.1.1 Đặc điểm cấu tạo: Cr, Mo, W 49
7.1.2 Tính chất: 49
7.1.2.1 Tính chất vật lý 49
7.1.2.2 Tính chất hóa học 49
7.1.3 Điều chế 49
7.1.4 Hợp chất của Cr 50
7.1.4.1 Hợp chất có số oxy hóa + 3 50
7.1.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +6 50
7.2 Nguyên tố phân nhóm VIIB 50
7.2.1 Đặc điểm cấu tạo 50
7.2.2 Tính chất 51
7.2.3 Ứng dụng và điều chế 51
7.2.4 Hợp chất của Mn 51
7.2.4.1 Hợp chất có số oxy hóa + 2 51
7.2.4.2 Hợp chất Mn
+4
51
7.2.4.3 Hợp chất có số oxy hóa +6 52
7.2.4.4 Hợp chất có số oxy hóa + 7 52
7.3 Nguyên tố phân nhóm VIIIB 52
7.3.1 Đặc điểm cấu tạo 52
7.3.2 Tính chất 52

7.3.3 Ứng dụng và điều chế 53
7.3.4 Hợp chất của Fe, Co, Ni 53
7.3.4.1 Hợp chất có số oxy hóa + 2 53
7.3.4.2 Hợp chất có số oxy hóa +3 55
4
CHƯƠNG I NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VII A (Halogen)
1.1 GIỚI THIỆU CHUNG:
Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII trong bảng hệ thống tuần hoàn còn gọi
là các nguyên tố nhóm halogen gồm: Flour (F); Clor (Cl); Brom (Br); Iot (I).
Các nguyên tố phân nhóm halogen có hoạt tính hoá học rất mạnh. Trong thiên
nhiên, chúng thường tồn tại dưới dạng hợp chất, ít có ở trạng thái tự do (trừ trường hợp
khí núi lửa)
1.1.1 Flour:
Flour chiếm 0,02% tổng số các nguyên tố có trong vỏ trái đất, thường gặp dưới
dạng khoáng chất như Flourit (CaF
2
), Cryolit (Na
3
AlF
6
), Flour apatit (Ca
3
(PO
4
)
3
F), Flour
có trong xương người, răng, phân tán trong đất đá, trong nước tự nhiên. Trong thiên nhiên
Flour chỉ tồn tại một đồng vị duy nhất là
19

F.
1.1.2 Clor: Clor cũng là nguyên tố phổ biến thường gặp dưới dạng clorua. Các hợp chất
chứa clor quan trọng :NaCl, KCl, MgCl
2
.
NaCl làm nguyên liệu chế các hợp chất khác của clor, phần lớn các clorua có trong
nước biển, trong muối mỏ. Clor có các đồng vị
35
Cl (75%),
37
Cl (25%). Ngoài ra còn có
các đồng vị phóng xạ nhân tạo:
33
Cl,
34
Cl,
39
Cl…
1.1.3 Brom – iot :
Brom và iot chứa hàm lượng trung bình, brom và iot cùng tồn tại lẫn trong các
hợp\chất của clor nhưng hàm lượng nhỏ hơn.
1.1.4 Astat:
Astat là nguyên tố không có trong tự nhiên, nó vừa được tổng hợp nhân tạo và
lượng điều chế được cũng rất bé nên chưa được nghiên cứu nhiều về tính chất.
Bảng 1.1: Môt số đặc điểm cấu tạo, tính chất của các halogen.
Nguyên tố F Cl Br I
Số thứ tự 9 17 35 53
Cấu hình điện tử (He) 2s
2
2p

5
(Ne) 3s
2
3p
5
(Ar) 4s
2
4p
5
(Kr)5s
2
5p
5
Năng lượng ion hoá I
1
(KJ/mol)
1681 1251 1140
Bán kính nguyên tử (A
0
) 0,64 0,99 1,14 1,33
Năng lượng liên kết X-X
(KJ/mol)
159 242 192 150
Độ dài liên kết (A
0
) 1,42 1,99 2,28 2,67
Nhiệt độ nóng chảy (
0
C) -219,6 -101,9 -7,3 113,6
Nhiệt độ sôi (

0
C) -188,2 -34,1 59,1 185,3
Thế điện cực chuẩn X
2
/2X
-
(V)
2,87 1,36 1,07 0,54
1.2- TÍNH CHẤT
1.2.1-Tính chất lý học:
Ơ các trạng thái rắn lỏng khí, halogen đều ở dạng phân tử gồm 2 nguyên tử.
5
-Từ F đến I năng lượng ion hoá giảm dần, hai nguyên tử halogen liên kết với nhau
bằng một liên kết xicma. Tuy nhiên, trong phân tử Cl
2
,Br
2
, I
2
ngoài liên kết xicma còn có
một phần liên kết pi tạo ra do sự che phủ của các orbitan d.
-Từ Cl đến I năng lượng liên kết giảm khi độ dài liên kết tăng .
-Từ F đến I độ bền nhiệt biến đổi phù hợp với chiều biến đổi của năng lượng liên
kết X-X. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng.
F
2
phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 450
0
c
Cl

2
phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 800
0
c
Br
2
phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 600
0
c
I
2
phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 400
0
c
- Ở điều kiện thường F
2
,Cl
2
là chất khí,Br
2
là chất lỏng,I
2
là chất rắn. Màu sắc thay
đổi: Fluor màu lục nhạt, clor màu vàng lục, brom màu đỏ nâu, iod màu tím đen có ánh
kim.
-Đa số các halogen có mùi xốc, khó chịu và rất độc.
-Độ tan của các halogen không theo qui luật nhất định, các X
2
tan trong nước (trừ
F

2
) với sự có mặt của X
-
.
X
2
+ X
-
= X
3
-
Độ bền của X
3
-
phụ thuộc vào bản chất của X
2
.
1.2.2-Tính chất hoá học:
-Tính chất hoá học điển hình của các halogen là tính oxy hoá, hoạt tính này giảm
dần từ F
2
đến I
2
. F
2
có năng lượng liên kết nhỏ hơn Cl
2
nên F
2
hoạt động hoá học hơn Cl

2

SiO
2
+ 2F
2
= SiF
4
+ O
2
+ F
2
có thể tác dụng với tất cả các nguyên tố trừ nitơ
+ tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ O, N, C, I.
+ Br
2
tác dụng với số nguyên tố giống như Cl
2
nhưng phản ứng kém mãnh liệt hơn. I
2
tác
dụng với số nguyên tố ít hơn.
-Tính oxy hoá giảm dần theo thứ tự: F
2
> Cl
2
> Br
2
> I
2

.
-Halogen hoạt động có thể đẩy halogen hoạt động kém hơn ra khỏi muối halogenua của
nó.
1.2.2.1-Phản ứng với kim loại:
X
2
phản ứng với hầu hết các kim loại, tính chất này thể hiện chủ yếu ở Br
2
và I
2
.
M + n/2 X
2
= MX
n
Ở điều kiện thường F
2
phản ứng với các kim loại nhưng bị hạn chế bởi sự tạo thành
một lớp fluorur kim loại trên bề mặt kim loại không cho tác dụng tiếp tục. Cl
2
tác dụng
với kim loại ở điều kiện thường nhưng phải ở trạng thái hoàn toàn khô ngoại trừ trường
hợp sắt ( ngưòi ta dùng bình thép để đựng Clor khô).
1.2.2.2-Phản ứng với á kim:
Halogen phản ứng với nhiều á kim, F
2
là nguyên tố phản ứng với á kim mạnh nhất
vì không tạo ra lớp muối ngăn cách, F
2
tác dụng với S và P ở nhiệt độ -190

0
C
2F
2
+ S = SF
4
5F
2
+ 2P = 2PF
5

1.2.2.3-Phản ứng với hidro:
F
2
+ H
2
= 2HF + Q (phản ứng nổ ở nhiệt độ -250
0
c)
6
Cl
2
+ H
2
= 2HCl ( có xúc tác ánh sáng)
Br
2
+ H
2
= 2HBr (đun nhẹ, phản ứng không gây nổ)

I
2
+ H
2
= 2HI .
Nhiệt tạo thành của các hidro halogenur.
Halogenur HF HCl HBr HI
)/(
0
molkJH∆
-288,6 -92,3 -35,98 25,9
1.2.2.4-Tác dụng với nước:
Khi tan trong nước các halogen tác dụng với nước, F
2
tác dụng với nước mảnh liệt
giải phóng O
2
.
2H
2
O + 2F
2
= 4HF + O
2

Clor, brom, iod phản ứng với nước theo một hướng khác:
2H
2
O + 2X
2

= H
3
O
+
+ X
-
+ HXO
hằng số cân bằng lần lựơt K = 4,2.10
4
(Cl); 7,2.10
9
(Br); 2,0.10
13
(I).
1.2.2.5-Tác dụng với bazơ:
Các halogen tác dụng với baz rất khác nhau:
F
2
đi qua dung dịch NaOH 2% tạo hợp chất đặc biệt oxy có hoá trị +2 là oxy florur.
2F
2
+ 2NaOH = 2NaF + OF
2
+H
2
O
Trường hợp chung giải phóng oxy
2F
2
+ 4NaOH = 4NaF + O

2
+H
2
O
Clor, brom, iod tác dụng với baz cho sản phẩm khác nhau ở nhiệt độ khác nhau
-Ở nhiệt độ thấp:
X
2
+ 2OH
-
= X
-
+ XO
-
+ H
2
O
Cl
2
+ KOH = KCl + KClO + H
2
O
-Ở nhiệt độ cao:
3X
2
+ 6OH
-
= 5X
-
+ XO

3
-
+ 3H
2
O
3Cl
2
+ 6OH
-
= 5KCl + KClO
3
+ 3 H
2
O
1.2.3- Điều chế và ứng dụng
1.2.3.1-Đ iều chế:
Nguyên tắc chung điều chế halogen tự do là oxy hoá muối halogenur bằng các
chất oxy hoá mạnh hoặc bằng dòng điện.
F
2
có tính oxy hoá mạnh nhất nên phương pháp duy nhất điều chế F
2
trong công
nghiệp cũng như trong phòng thí nghiệm là điện phân muối fluorur nóng chảy.
Anot (than): F - e = ½ F
2
Catot(thép): H
+
+ e = ½ H
2

Cl
2
điều chế bằng cách điện phân dung dịch NaCl trong thùng điện phân bằng thép
có màng ngăn .
2NaCl + 2H
2
O = 2NaOH + Cl
2
+ H
2
Anot dd NaCl Catot
2Cl
-
- 2e
-
= Cl
2
2H
2
O + 2e
-
= 2OH
-
+ H
2

Giữa 2 điện cực nếu không có màng ngăn thì:
2NaOH + Cl
2
= NaCl + NaClO + H

2
O
Trong phòng thí nghiệm Cl
2
được điều chế bằng cách cho HCl tác dụng với chất oxy hoá
mạnh như KMnO
4
, MnO
2
, CaOCl
2

2KMnO
4
+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 8H
2
O
7
MnO
2
+ 4HCl = MnCl
2
+ Cl
2
+ 2H
2

O
Brom, Iod thường điều chế bằng cách dùng khí Cl
2
để đẩy brom và iod ra khỏi
dung dịch muối bromur và iodur , nguồn nguyên liệu chính để điều chế brom là nước biển
và nước hồ muối. Sụt khí clor qua dung dịch nước biển.
Cl
2
+ 2NaBr = Br
2
+ 2NaCl
Chưng cất dung dịch đồng thời lôi cuốn Br
2
đi vào dung dịch soda cho đến khi bão hoà.
3Br
2
+ 3Na
2
CO
3
= 5NaBr + NaBrO
3
+ 3CO
2
Sau cùng axid hoá dung dịch bằng axid H
2
SO
4
5NaBr + NaBrO
3

+ H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ 3Br
2
+ 3H
2
O
Nguồn chính để điều chế iod trong công nghiệp là nước của lổ khoan dầu mỏ và rong
biển.
1.2.3.2-Ứng dụng:
Halogen rất cần cho cơ thể người nhưng cũng là những nguyên tố rất độc khi ở
trạng thái tự do. Hít thở trong không khí nhiều halogen đường hô hấp bị tổn thương ,
brom và iod còn gây phỏng da. Clor dùng điều chế dẫn xuất R-X, thuốc trừ sâu 666,
DDT, PVC, HCl. Iod dùng trị bệnh bướu cổ. . .
1.3- HỢP CHẤT CỦA HALOGEN
1.3.1- Hợp chất có số oxy hoá -1:
Tính axít: các hợp chất HX có tính oxy hóa mạnh nên tác dụng được với oxitbazơ,
bazơ,kim loại và muối.
Với HF có tính axit yếu nhưng có khả năng ăn mòn thủy tinh
SiO
2
+ 4HF = SiF
4
+ 2H

2
O
SiF
4
+ 2HF = H
2
SiF
6
Tính khử: theo chiều từ HF đến HI tính khử tăng dần.HF không thể hiện tính khử, HCl
thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxy hóa mạnh, HBr và HI có tính khử mạnh khử
được axit H
2
SO
4
tạo các Halogen tương ứng.
HBr + H
2
SO
4
= SO
2
+Br
2
+2 H
2
O
8HI + H
2
SO
4

= H
2
S +4I
2
+ 4H
2
O
Các dung dịch HBr và HI để lâu trong không khí dễ bị oxy hóa dần giải phóng Halogen tự
do làm cho dung dịch màu vàng nâu
Ứng dụng: các axit halogen hidric chỉ có axit HCl dùng nhiều hơn cả.Nó được sản xuất
theo qui mô lớn và đứng thứ 3 sau H
2
SO
4
và HNO
3
, được ứng dụng để sản xuất vinyl
clorua các muối clorua kim loại dùng trong dược phẩm, phẩm nhuộm.
Điều chế : đối với HF cho CaF
2
tc dụng với H
2
SO
4
ở nhiệt độ 250
0
C
CaF
2
+ H

2
SO
4
 →
C
0
250
Ca SO
4
+ HF
đối với HCl cho NaCl tác dụng với H
2
SO
4
đậm đặc ở nhiệt độ cao
NaCl + H
2
SO
4
 →
C
0
400
Na
2
SO
4
+ HCl
Phân loại:
Halogenua ion: mạng lưới tinh thể gồm các ion mặc dù trong đó giữa các nguyên

tố và Ha logen luôn có một mức độ cộng hóa trị nhất định.Mức độ cộng hóa trị của một
liên kết trong một halogen tăng theo tỉ số giữa điện tích và bán kính của kim loại
Các kim loại kiềm( trừ Li), kim loại kiềm thổ trừ Be, đa số các lantanoic và
actanoit thường tạo halogenur ion.
8
Đa số cac muối này tan trong nước tạo nên những ion Hidrat hóa của cation kim
loại và anion halogenur. Dung dịch của những muối này ở trạng thái nóng chảy và có tính
dẫn điện.
Halogenua cộng hóa trị: được tạo thành từ các nguyên tố không kim loại hoặc các
kim loại có số oxy hóa cao với halogen.
Halogen cộng hóa trị dễ bay hơi, tan trong dung môi không phân cực và không dẫn điện
khi nóng chảy hay khi tan trong dung môi không phân cực.
Tính chất đặc trưng là dễ bị thủy phân.
BiCl
3
+ 3H
2
O = Bi(OH)
3
+ 3HCl
1.3.2- Hợp chất có số oxy hoá +1
Axit Hypohalogenua và muối của nó
Axit Hypohalogenua tính khác biệt điển hình
HFO
→
0
t
HF +
2
1

O
2
Khi tc dụng với H
2
O không giải phóng oxy mà giải phóng H
2
O
2
HFO + H
2
O = H
2
O
2
+ HF
Các hợp chất HClO, HIO, HBrO tồn tại trong dung dịch loãng, nó cũng dễ phân
hủy thành Halogenua và O
2
.Các hợp chất HXO là những axit yếu.Tính axit giảm dần từ
HClO đến HIO.
Tính oxy hóa: Chúng đều có tính oxy hóa mạnh và giảm dần từ HClO đến HIO
HClO + H
+
+ e= Cl
2
+ H
2
O
Trong những điều kiện khác nhau HXO phân hủy thành những sản phẩm khác
nhau.

Vd: HClO
→
AS
HCl + [O]
2HClO
 →
2
0
/, caClt
Cl
2
O+ H
2
O
3HClO
 →
−
OHt ,
0
HCl + HClO
3
Trong thực tế người ta điều chế nó bằng cách cho halogen phân tử tác dụng với
nước có mặt oxit thủy ngân.
X
2
+ HgO + H
2
O = HgOHgX
2
+ 2HXO

Muối Hypohalogenit: cc muối tồn tại trong dung dịch, rằng muối của Na , K,
Các muối này có thể tự oxy hóa khử dươí tác dụng của nhiệt
KXO
→
0
t
KX + KXO
3
KXO
→
0
t
KX + O
2
Trong số đó muối HXO quan trọng nhất l MClO, muối này có thể oxy hóa các ion
kim loại có bậc oxy hóa thấp lên bậc oxy hóa cao hơn hoặc biến Br
2
thành Bromat, iot
thành iotat, biến NH
3
thành N
2
, H
2
O
2
thành H
2
O và O
2

3NaClO + 2NH
3
= N
2
+ 3NaCl + 3 H
2
O
NaClO + H
2
O
2
= H
2
O
2
+ 1/2O
2
+ NaCl
Nước Javen và Clorua vôi
Nước Javen: được điều chế bằng cách cho Cl
2
sục qua NaOH hoặc điện phân dung dịch
NaCl 15- 20 % trong thùng điện phân không có màng ngăn, cực(+) bằng than chì,
cực( – )bằng Fe
9
Cl
2
+ NaOH = NaCl + NaClO + H
2
O

Nhờ tác dụng của CO
2
trong không khí ẩm, NaClO tạo thành HClO. Axit này kém
bền phân hủy giải phóng [O], nhờ khả năng phá hủy sắc tố của [o] nên nước Javen dùng
để tẩy rửa
NaCl + CO
2
+ H
2
O = HClO + NaHCO
3
HClO
→
AS
HCl + [O]
Clorua vôi: thành phần chính là CaOCl
2
(CaCl
2
+ Ca(ClO)
2
) l chất bột màu trắng có mùi
Clo. Nó được điều chế bằng cách cho khí Cl
2
đi vào dung dịch huyền phù Ca(OH)
2
trong
H
2
O

2Cl
2
+ 2Ca(OH)
2
= CaCl
2
+ Ca(ClO)
2
+ 2H
2
O
Ở nhiệt độ thường, Clorua vôi phân hủy thành [O].Vì vậy nó có tính tẩy mầu rất tốt
CaOCl
2
=CaCl
2
+[O]
Nó dễ bị tác dụng bởi CO
2
của không khí
CaOCl
2
+ CO
2
= CaCO
3
+ Cl
2
Ứng dụng:Được dùng làm thuốc tẩy màu thuốc sát trùng, tẩy uế, dùng pha thuốc
rủa thương vết rắn cắn hay động vật dại cắn.

1.3.3. Hợp chất có số oxy hoá +5
Axit Halogenic
Các hợp chất HClO
3
, HBrO
3
, HIO
3
chỉ tồn tại trong dung dịch nếu ở nồng độ cao
trên 50 % thì dễ bị phân hủy
HClO
3
= ClO
2
+2 HClO
4
+ H
2
O
2HBrO
3
= Br
2
+5/2 O
2
+ H
2
O
Axit halogenic là những axit mạnh, độ mạnh giảm dần từ HClO
3

đến HIO
3
.Tính
Oxy hóa thể hiện rất mạnh khi cho HClO
3
tác dụng với HCl
HClO
3
+ HCl = Cl
2
+ ClO
2
+ H
2
O
Muối Halogenat
Muối của chúng bền hơn axit rất nhiều. Chúng thường ở dạng tinh thể. Độ tan
trong nước của các muối giảm dân từ clorat đến iodat. Các muối clorat của kim loại kiềm
tan nhiều trong nước cịn cc muối iotat của các kim loại như Th, Hf ít tan trong nước.
Với muối iotat có thể kết hợp với axit iotic tạo thành sản phẩm kết hợp như KIO
3
.
HIO
3
, KIO
3
.2HIO
3
M(XO
3

) thể hiện tính oxy hóa trong môi trường axit, không thể hiện tính oxy hóa
trong môi trường kiềm và khi đun nóng chúng có tính oxy hóa rất mạnh chúng sẽ bị phân
hủy và giải phóng oxy. Tùy theo điều kiện mà các muối clorat kim loại kiềm sẽ phân hủy
cho những sản phẩm khác nhau
4KClO
3
=KCl + 3KClO
4
KClO
3
=KCl +
2
3
O
2
Ứng dụng: Muối halogenat có nhiều ứng dụng trong thực tế
NaClO
3
, Ba(ClO
3
) dùng làm thuốc diệt cỏ, Ba(ClO
3
)
2
dùng chế tạo axit HClO
3
M(BrO
3
)n dùng làm thuốc thử trong hóa phân tích.
BrO

−
3
+ Br
−
+ 6H+  Br
2
+ 3H
2
O
Hỗn hợp Bromat, bromua trong môi trường axit sẽ giải phóng Br
2
10
KClO
3
là muối được sử dụng rộng rãi, ở thể rắn nó là l một chất oxy hóa mạnh. Photpho
cũng có thể bốc cháy khi tiếp xúc với KClO
3
nên được dùng làm thuốc nổ diêm
11
12
CHƯƠNG II: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A
2.1GIỚI THIỆU CHUNG:
Phân nhóm VIA gồm có các nguyên tố: O,S,Se, Te,Po
Nguyn tố O S Se Te Po
Số Thứ tự 8 16 34 52 84
Cấu hình e [He]2s
2
2p
4
[Ne]3s

2
3p
4
[Ar]4s
2
4p
4
[Kr]5s
2
5p
4
Năng
lượng ion
hóa
1314 1000 941 860
Điểm nóng
chảy
-218,8 115,2 221 449,5
Điểm sơi -183 444,6 685 988
Mu sắc Khơng mu vng xm Xm bạc
Trạng thi khí Rắn Rắn Rắn
Cấu hình e lớp điện tử ngoài cùng ns
2
np
4
gần với cấu hình của khí trơ.O,S thể
hiện tính chất không kim loại. Se,Te thể hiện tính chất nửa kim loại. Po l nguyên tố phóng
xạ
Các nguyên tố VIA nhận thêm e thể hiện số oxy hĩa l -2. Mức độ ion của hợp
chất giảm dần theo chiều giảm của độ âm điện.

Các hợp chất cộng hóa trị được tạo thành khi nguyên tố nhómVIA kết hợp với
những nguyên tố có độ âm điện gần bằng nó tạo nhiều liên kết cộng hóa trị cộng. Ngoài
ra chúng cũng có thể thể tạo cho hợp chất có 4,6 lk cộng hóa trị.Các nguyên tố nhóm
VIA cũng có thể cho liên kết phối trí với nhiều nguyên tố nguyên tố nhóm VIA cũng có
thể cho liên kết phối trí với nhiều nguyên tố.
2.2.OXI:
2.2.1Tính chất
Oxi có 3 đồng vị
16
O chiếm 97.75%,
17
O chiếm 0.037%,
18
O chiếm 2.204%.
Ở nhiệt độ thường Oxi là chất khí không màu, không mùi, nhiệt độ nóng chảy
-218.8
0
C, nặng hơn không khí, ở trạng thái lỏng, oxi có màu xanh da trời và nặng hơn
nước.
Oxi ít tan trong nước,tan nhiều trong dung môi hữu cơ, 1l H
2
O hòa tan được 31ml
O
2
(ở 20
o
C) và ở O
0
C thì 100 V H
2

O hòa tan được 5V O
2
. Độ tan trong H
2
O giảm khi
nhiệt độ tăng,oxi cũng có thể tan trong kim loại nóng chảy.
Oxi có hoạt tính hóa học cao,có thể tác dụng trực tiếp ở nhiệt độ thường và nhất là
ở nhiệt độ cao với hầu hết các nguyên tố trừ halogen,khí hiếm và một số kim loại
quí.Trong các phản ứng oxi thể hiện tính oxi hóa mạnh và có số oxi hóa là -2
13
2 3 4
2 3
o
t
O Fe Fe O+ →
0
250
2 2
c
O S SO+ →
0
60
2 2 5
4 2
C
SO P PO+ →
0
350
2 2
C

O C CO+ →
2.2.2 Ứng dụng và điều chế:
Ứng dụng:
Oxi dùng nhiều trong công nghiệp hóa học,sản xuất H
2
SO
4
, HNO
3
,dùng trong y
học, oxi lỏng được dùng trong động cơ có phản lực và dùng làm thuốc nổ.
Điều chế
Trong phòng thí nghiệm:nhiệt phân những hợp chất giàu oxy và ít bền như
KMnO
4
, KClO
3
2
4 2 4 2 2
o
t
KMnO K MnO MnO O→ + +
2
3 2
3
2
o
t
MnO
KClO KCl O→ +

0
250
2 2
c
O S SO+ →
Trong công nghiệp: hóa lỏng không khí ở p suất cao và nhiệt độ thấp sau đó cho
không khí bay hơi,các khí trơ bay hơi trước, kế đến là N
2
và O
2
bay hơi sau cùng.O
2
thường được chứa trong các bình bằng thép
2.2.3 Hợp chất của oxi:
2.2.3.1. Hợp chất oxit
Dựa vào tính chất hoá học,người ta chia các oxit của các nguyên tố làm nhiều loại
Oxit bazơ:là những oxit khi tan trong H
2
O tạo thành bazơ
Ví dụ:
2 2
2Na O H O NaOH+ →
Những oxit không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng cũng l oxit
bazơ
Ví dụ:
2 2
2 2
2
2
CuO HCl CuCl H O

NiO HCl NiCl H O
+ → +
+ → +
Oxit axit (còn gọi là anhydric)l những oxit tan trong nước tạo thành axit, tan trong
bazơ hoặc tác dụng với oxit bazơ tạo thành muối.
Ví dụ:
3 2 2 4
SO H O H SO+ →

( )
2 2 5
6
H O Sb O NaOH Na Sb OH
 
+ + →
 
2 3
CaO CO CaCO+ →
14
Oxit lưỡng tính:là oxit vừa tan trong axit,vừa tan trong bazo
Ví dụ:Al
2
O
3
,ZnO,Cr
2
O
3

Oxit trơ: Những oxit không tan trong axit,bazơ.

Ví dụ:N
2
O,CO H
2
O:do có cấu trúc không đối xứng,H
2
O l một phân tử có cực. Phân tử
H
2
O rất bền ,đối với t
o
nó bắt đầu phân hủy ở 1000
o
C và đến 2000
o
C thì phân hủy khoảng
2%H
2
O l chất lỏng không màu,không mùi ,không vị,1 lớp nước dày có màu xanh lam
nhạt. Khác với tất cả các chất tỉ trọng của nước không tăng đều khi hạ nhiệt độ mà qua
một cực đại ở 4
O
C
Khối lượng riêng của nó cũng thay đổi tùy thuộc vào nguồn gốc.Ví dụ:nước
mưa,nước do tuyết tan ra có khối lượng riêng nhỏ hơn đơn vị hoặc nước đại dương, nước
trong các khoáng vật, nước trong động vật, thực vật có khối lượng riêng lớn hơn
Nước thiên nhiên có thể coi là hỗn hợp của 9 loại phân tử
nước:CH
2
16

O ,H
2
17
O ,H
2
18
O,HD
16
O,HD
17
O,HD
18
O,D
2
16
O,D
2
17
O,D
2
18
O,.Trong đó H
2
16
O
chiếm 99,73%
Nước tham gia rất nhiều phản ứng hóa học và làm dung môi tốt. Nó có thể hòa tan
một số muối vô cơ và muối hữu cơ. Nước có thể phản ứng với nhiều ánh kim và kim
loại,có thể phản ứng với oxitaxit, oxitbazơ.
Nưóc phản ứng với nhiều chất nhất là các muối(phản ứng thủy phân).

Trong tự nhiên,nước chiếm một khối lượng lớn,chiếm
3
4
diện tích bề mặt quả với một lượng lớn
là 2.10
8
tỉ tấn
2.2.3.2 Hợp chất có số OXH -1:
*H
2
O
2
(hiđrô peroxit)
. Góc giữa hai mặt phẳng liên kết OH là 120
o
C,góc OOH là 95
o
,độ dài lien kết OO
là 1.48A
o
,độ dài liên kết OH là 0.95A
o
.Vì bố trí các liên kết OH không đối xứng nên
phân tử H
2
O
2
phân cực rất mạnh ,giữa các phân tử xuất hiện lien kết H khá bền vững.
. Ở điều kiện thường H
2

O
2
ở thể

lỏng,sánh và có nhiệt đô sôi khá cao 150.2
o
C và
đông đặc ở -0.89
o
C ,tỉ khối là 1.5
Tan trong nước ở bất kì nhiệt độ nào,trong phòng thí nghiệm thường dùng những
dung dịch với nồng độ 3% và 30%.H
2
O
2
không bền,dễ bị phân hủy nhất là khi đun nóng
hoặc chiếu sáng có xúc tác. Do đó H
2
O
2
được bảo quản trong chai thủy tinh nâu, để trong
tối và nơi mát.
Tính axit: thể hiện tính axit rất yếu khi tác dụng với các hiđroxit kim loại tạo thành
peroxit.
( )
2 2 2 2
2
2Ba OH H O BaO H O+ → +
Các peroxit được coi là muối của H
2

O
2
vì kim loại trong peroxit có thể được thay
thế bằng H
2
của H
2
O
2
.
15
Trong dung dịch loãng,

H
2
O
2
có hằng số phân li thấp
( )
12
2 2 2
2.24.10H O H HO K
+ − −
→ + =
Tính oxi hóa:H
2
O
2
có tính oxi hóa mạnh trong môi trường axit và môi trường
kiềm,điển hình thế điện cực của H

2
O
2
khá

cao.
2 2
2
0
2 2 2
2
2 2 2 1.77
H O
H O
H O H e H O E V
+ −
 
+ + = =
 ÷
 

nó có thể oxi hóa I
-
thành I
2 ,
S
2-

thành
2

4
SO
−
,asenơ thành asenic(
2
ASO
−
thành
3
4
ASO
−
)
H
2
O
2
+ 2KI + H
2
SO
4
= I
2
+ K
2
SO
4
+ 2H
2
O

phương trình này dùng để định lượng H
2
O
2
4H
2
O
2
+ PbS =PbSO
4
+ 4H
2
O
phản ứng này dùng để phục hồi các bức tranh cổ vẽ bằng bột chì
( )
3
2
2 .PbCO Pb OH
 
 
Tính khử:H
2
O
2
thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxi hóa mạnh hơn nó
và giải phóng O
2
.
H
2

O
2
+2KMnO
4
+3H
2
SO
4
=2MnSO
4
+K
2
SO
4
+3O
2
+4H
2
O
*Ứng dụng:H
2
O
2
là chất có tính oxi hóa mạnh nên dung dịch 3% được sử dụng làm
chất sát trùng trong y học, một lượng lớn dùng để tẩy trắng len, lụa, giấy,dung dịch H
2
O
2
đậm đặc 80% làm chất OXH nhiên liệu của động cơ phản lực.Người ta dùng H
2

O
2
làm
chất tạo bọt trong sản xuất các vật liệu xốp.
2.3 LƯU HUỲNH (S):
2.3.1Tính chất:
a.Tính chất vật lí:
 S tồn tại ở nhiều dạng thù hình khác nhau, 2 dạng thông thường là dạng tà phương và
dạng đơn tà.
 S tà phương còn gọi Sα là có màu vàng nóng chảy ở 112.8
0
C,bền ở t
o
thường,ở 95.5
o
C
chuyển thành dạng đơn tà. Dạng tồn tại trong tự nhiên là S tà phương
 S đơn tà còn gọi là Sβ có màu vàng nhạt,nóng chảy ở 119.2
o
C ,bền ở 95.5
o
C ,dưới
nhiệt độ đó nó chuyển thành dạng tà phương, 2 dạng này có thể chuyển hóa cho nhau.
b.Tính chất hóa học:
 S có 6 điện tử nên hóa trị cực đại của S là +6 và trạng thái lai hóa Sp
2
là bền nhất, độ
âm điện lớn(2.58) chỉ kém halogen,oxi và nitơ. Nhiệt độ thường hầu như không có khả
năng phản ứng, ở nhiệt độ cao

tương tác với mọi nguyên tố (trừ N, Pt.)
 Thể hiện tính oxi hóa ở 300
o
C ,phản ứng với H
2
, phản ứng này kém mãnh liệt hơn so
với giữa H
2
và O
2
(phản ứng thuận nghịch)
2 2
S H H S+ ⇔
 S tác dụng với Kim loại tạo muối sunfur Kim loại.
. Với Kim loại kiềm, kiềm thổ, bạc, thủy ngân phản ứng ở nhiệt độ

thấp
. Còn phản ứng với Cr,Co,Ni ở nhiệt độ

cao
16
S + 2Na = Na
2
S
 Thể hiện tính khử:
.Tác dụng với O
2
trong không khí tạo hợp chất SO
2
có ngọn lưả màu xanh lam nhạt

S + O
2
= SO
2
(H
0
= -297 KJ/mol)
S tác dụng với F
2
ở t
0
thường, với Br
2
và I
2
ở nhiệt độ cao tạo các halogen của S, ở
100
0
C lưu huỳnh tác dụng với photpho trắng,ở 250
0
C tác dụng với photpho đỏ tạo nên các
Sunfur của photpho điển hình là P
4
S
10
.
.Lưu huỳnh còn có thể tác dụng với các hợp chất oxi hóa mạnh như KClO
3
, K
2

Cr
2
O
7
.
3S + 2KClO
3
= 2KCl + 3SO
2
S + 2H
2
SO
4
= 3SO
2
+ 2H
2
O
.Dựa vào tính khử, người ta có thể chế thuốc pháo, thuốc diêm từ lưu huỳnh.
 Thể hiện tính oxi hóa khử:
. S tan trong dung dịch kiềm hoặc kiềm nóng chảy tạo muối sunfua
3S + 6 Na OH = 2Na
2
S + Na
2
SO
3
+ 3 H
2
O

2.3.2.Ứng dung và điều chế
a.Ứng dụng:
Điều chế axit sunfuric, thuốc nổ, thuốc diêm thuốc trừ sâu, điều chế cao su, khử
chất độc trong y học
b.Điều chế:
Khai thác lưu huỳnh từ các mỏ lưu huỳnh tự do bằng cách dùng hơi nước nóng
chảy S ở ngay dưới đất rồi dùng áp suất của hơi nước để bơm lưu huỳnh lên mặt đất.
Ngoài ra người ta còn có thể thu hồi S từ các khí thải của các nhà máy CN như H
2
S,
SO
2
bằng cách trộn H
2
S, SO
2
với không khí cho đi qua than hoạt tính ở t
o
cao hoặc cho
SO
2
đi qua than đốt nóng.
2.3.3.Hợp chất của lưu huỳnh:
2.3.3.1 Hợp chất có số oxy hoá -2:
- Hiđrosunfur:
.Cấu tạo và lí tính:H
2
S cấu tạo đơn giản và tương tự như phân tử H
2
O(góc liên kết

HSH=92.2
o
,độ dài liên kết SH=1.33A
o
,là phân tử có cực),giữa những phân tử H
2
S có
liên kết H nhưng mức độ yếu hơn H
2
O.
.Ở đk thường là chất khí, ko màu có mùi trứng thối,độc(chỉ 0.1% khí H
2
S trong
không khí đã gây nhiễm độc nặng), nhiệt độ

nóng chảy là -85.6
o
C, nhiệt độ

sôi là
-60.75
o
C , ở trạng thái lỏng nó phân li theo pt sau:
H
2
S + H
2
S  H
3
S

+
+ HS
-
.H
2
S lỏng là một dung môi giống dung môi hữu cơ,ít tan trong H
2
O (1lít H
2
O ở
20
o
C hòa tan được 2.67l H
2
S ở 20
o
C) tan nhiều trong dung môi hữu cơ (1lít C
2
H
5
OH
hòa tan được 10 lít H
2
S ở 20
o
C)
.Trong dd H
2
S là một axit yếu,phân li 2 nấc
H

2
S  H
+
+ HS
-
(K
1
=10
-7
)
HS
-
 H
+
+ S
2-
(K
2
=10
-14
)
b.Hóa tính:
17
- H
2
S là hợp chất kém bền với nhiệt,bắt đầu phân hủy ở 400
o
C và phân hủy hoàn toàn
ở 1700
o

C.
- H
2
S cháy trong kk có ngọn lửa màu lam nhạt
2 2( ) 2 2
3
2
o
t
kk
H S O SO H O+ → +
nếu thiếu không khí thì tạo thành S và H
2
O
- Dung dịch H
2
S dể lâu trong không khí cũng biến thành S tự do ở trạng thái kết tủa
- Tác dụng với halogen, KMnO
4
,K
2
Cr
2
O
7
ở nhiệt độ thường giải phóng S.
- H
2
S + I
2

= 2HI + S
- H
2
S + 2KMnO
4
+ H
2
SO
4
= K
2
SO
4
+ 5 S + 8H
2
0
Điều chế:
Trong phòng thi nghiệm: H
2
S điều chế bằng cách cho FeS tác dụng với HCl
FeS + 2HCl = FeCl
2
+ H
2
S
Trong Công nghiệp: H
2
S điều chế bằng cách đun hỗn hợp bột lưu huỳnh, Parafin
và bột amiăng theo tỉ lệ về khối lượng: 3:5:3º73 nhiệt độ 7000C
Các muối sunfur kim loại: đa số các sunfur kim loại ít tan trong H

2
O và dựa vào độ
tan người ta chia làm cac nhóm như sau:
Loại sunfur tan trong nước : Na
2
S, K
2
S, Ba
2
S, SrS, Mgs, Cr
2
S
3
, Al
2
S
3
Loại sunfur không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng : FeS,
MnS, CoS, NiS, ZnS
Loại không tan trong nước và trong dung dịch axit loãng: CuS, Ag
2
S, HgS, CdS,
AsS, As
2
S
5
, SnS, SnS
2
, PbS.
Các Sunfur của kim loại kiềm thổ là hợp chất ion không màu, sunfur của các kim

loại
Khác là hợp chất cộng hóa trị và có màu. Ví dụ: HgS, PbS, CoS có màu đen, CdS
có màu vàng , MnS có màu hồng .
Các sunfur kim loại kiềm và sunfur Amoni có khả năng hòa tan với lưu huỳnh tạo
thành hợp chất poli sunfua.(hành tây)
Na
2
S + (n-1)S= Na
2
S
n
Hiện nay hợp chất (NH
4
)
2
S
2
được sử dụng nhiều, trong cấu trúc các nguyên tử lưu
huỳnh kết hợp với nhau tạo thành dây S
2.3.3.2 Hợp chất có số oxy hóa +4
Khí Sunfurơ (SO
2
)
Cấu tạo và lý tính: Phân tử SO
2
có cấu tạo dạng tam giác, góc OSO = 120, độ dài
của liên kết SO là 1,43A
0
, nguyên tử lưu huỳnh ở trang thái lai hóa Sp
2

Khí SO
2
không màu, có mùi khó chịu, độc dễ hóa lỏng (nhiệt độ sôi là 100
0
C, dễ hóa
rắn(nhiệt độ nóng chảy là -75
0
C) SO
2
lỏng là một dung môi tốt cho nhiều chất hữu cơ,
vô cơ và các chất điện ly.
2SO
2
= SO
2
+ + SO
2
3
−
SO
2
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 tạo thành H
2
SO
3
có rất ít mà phần lớn ở dạng sau:
SO

2
+ nH
2
O
→
¬ 
SO
2
nH
2
O
SO
2
nH
2
O
→
¬ 
H
3
O
+
+ HSO
3
−
+ (n-2) H
2
O
18
Hóa tính: Thể hiện tính oxy hóa và tính khử

Thể hiện tính khử mạnh: Khử được HNO
3
, K
2
Cr
2
O
7
, KMnO
4
và các Halogen.
SO
2
+ HNO
3
= H
2
SO
4
+ 2NO + H
2
O
K
2
Cr
2
O
7
+ SO
2

+ H
2
SO
4
=K
2
SO
4
+ Cr
2
(SO
4
)
3
+ H
2
O
Cl + SO
2
+ 2H
2
O + 2HCl + H
2
SO
4
Thể hiện tính oxy hóa khi tác dụng với các chất có tính khử mạnh.
Ví dụ:
SO
2
+ 2H

2
S = 3S + 2H
2
O
Ứng dụng và điều chế:
SO
2
được dùng để sản xuất axit sunfuric. Muối Ca(HSO
3
)
2
được dùng trong việc
tẩy trắng sợi đường, dùng làm thuốc trừ sâu, thuốc sát trùng.
Trong công nghiệp SO
2
được điều chế bằng cách đốt cháy các quặng sunfur kim
loại bằng O
2
không khí( như FeS
2
, PbS,ZnS)
Trong phòng thí nghiệm: SO
2
điều chế bằng cách cho H
2
SO
4
đậm đặc tác dụng với
muối NaHSO
3

hoặc Na
2
SO
3
H
2
SO
4
+ NaHSO
3
= SO
2
+ NaHSO
4
+H
2
O
Các muối sunfit: mặc dù H
2
SO
3
không tồn tại nhưng có hai loại muối tương ứng là
SO
2
3
−
,HSO
3
−
.

Muối HSO
3
−
được tạo thành khi cho muối HSO
3
−
khi cho kim loại kiềm hoặc
cacbonat kim loại kiềm tác dụng với SO
2
cho dư
2NaOH + SO
2
= NaHSO
3
+ H
2
O
Muối SO
2
3
−
được tạo thành khi cho muối HSO
3
−
tác dụng với kiềm
NaHSO
3


+ NaOH = Na

2
SO
3
+ H
2
O
2NaHSO
3
+ Na
2
CO
3
+ 2Na
2
SO
3
+ CO
2
+ H
2
O
Các muối HSO
3
−
và SO
2
3
−
tan được trong H
2

O tạo dung dịch có môi trường khác
nhau, SO
3
tạo môi trường bazơ SO
2
3
−
bền hơn HSO
3
−
Các muối SO
2
3
−
kim loại kiềm phân hủy ở môi trường nhiệt độ cao khoảng 600
0
C
tạo muối sunfat và muối sunfur
0
600
2 3 2 4 2
4 3
C
K SO K SO K S¬ → +
HSO
3
−
của kim loại kiềm ở nhiệt độ thường dễ mất nước và khi đun nóng thì mất
nước nhanh hơn tạo thành muối disunfit
0

3 2 2 5 2
2
T
KHSO K S O H O
→
+
¬ 
Các muối có tính khử mạnh tác dụng được với O
2
,S
Na
2
SO
3
+
1
2
O
2
=Na
2
SO
4
Na
2
SO
3
+ S = Na
2
S

2
O
3
Điều chế : cho SO
2
tác dụng với dung dịch kiềm hoặc dùng phản ứng trao đổi giữa muối
và bazơ
NaOH+ SO
2
= NaHSO
3

NaHSO
3
+ NaOH = NaSO
3
+ H
2
O
19
Na
2
SO
3
+ CuSO
4
= CuSO
3
+ Na
2

SO
4
2.3.3.3 Hợp chất có số oxy hóa +6
Khí sunfuric: (SO
3
) có cấu tạo như hình tam gíac, góc liên kết OSO là 120
0
C, độ
dài liên kết l,34 A
0
, ở trạng thái lai hóa sp
2
, SO
3
tồn tại ở trạng thái hơi và khi làm lạnh
ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi.
SO
3
tưong tác mãnh liệt với nước và tạo ra axit H
2
SO
4

SO
3
+ H
2
O = H
2
SO

4
(∆H
o
= -89 kj/mol)
Phản ứng phát ra nhiều nhiệt , SO
3
bốc khói trong không khí ẩm. Do ái lực với nước
nên SO
3
có thể lấy nước trong nhiêù chất hữu cơ như xenlulozơ đường để biến chúng
thành than. SO
3
có thể tác dụng với HF, HCl để tạo thành axit, halogen sunfonic.
SO
3
+ HCl = HSO
3
Cl
SO
3
có tính oxy hóa mạnh tương tác được với các halogennua giải phóng các
halogen.
Điều chế:
Trong công nghiệp, người ta điều chế SO
3
bằng cách oxy hóa SO
2
bằng oxy trong
không khí có mặt xúc tác là Pt hoặc V
2

O
5
.
2SO
2
+ O
2
2 5
400
o
C
V O
→
¬ 
2SO
3
Trong phòng thí nghiệm, SO
3
có thể điều chế bằng cách chưng cất axit H
2
SO
4
bốc
khói
Axit sunfuric ( H
2
SO
4
)
Cấu tạo và lý tính: H

2
SO
4
có cấu tạo tứ diện lệch, nguyên tử lưu huỳnh lệch ở tâm,
độ dài liên kết S-OH là 1,53 A
0
và độ dài liên kết S-O là 1,46 A
o
. Axit nguyên chất là chất
lỏng sánh như dầu, không màu, không mùi hóa rắn ở 10
0
C, khi đun sôi axit nguyên chất
thì SO
3
bay ra, nhiệt độ sôi là 338
0
C, tương ứng với nồng độ axit là 98,2% ( dung dịch
đẳng phí). Axit sunfuric thường dùng trong phòng thí nghiệm có nồng độ 98%, tỉ trọng
1,84. Axit sunfuric tan trong nước ở bất kỳ nồng độ nào và tỏa nhiều nhiệt. Do đó người
ta dùng nó để làm khô các chất khí( không phản ứng với nó) H
2
SO
4
cũng như SO
3
có thể
lấy H
2
O của nhiều Hợp chất hữu cơ .
Hóa tính: H

2
SO
4
có tính axit mạnh và phân ly ra hai giai đoạn:
H
2
SO
4
= H
+
+ HSO
4
−
HSO
4
−
= H
+
+ SO
2
4
−
Trong dung dịch loãng, giai đoạn phân ly ở nấc thứ 1 xảy ra hoàn toàn.
Axit H
2
SO
4
không phải là axit có tính oxy hóa mạnh lắm nhưng dung dịch đậm đặc của
nó có tính oxy hóa mạnh nhất là khi đun nóng, Oxy hóa HI thành I
2

, H
2
S thành S và một
phần HBr thành Br
2
, hòa tan được các kim loại kém hoạt động như Cu, Hg và một số
nguyên tố không kim lọai như C, S.
2H
2
SO
4
(đ) + Cu = CuSO
4
+ SO
2
+2 H
2
O
H
2
SO
4
(đ) + C = SO
2
+ CO
2
+ H
2
O
Axit H

2
SO
4
không phải là axit có tính oxy hóa mạnh, do đó đối với Fe và kim loại
khác thì khi tác dụng sẽ giải phóng H
2
. Đặc biệt axit H
2
SO
4
đặc 75% trở lên không tác
dụng với Fe nên người ta thường dùng bình Fe để chứa axit H
2
SO
4
đặc.
Ứng dụng và điều chế:
20
Điều chế phân bón, muối sunfat tinh chế dầu mỏ, điều chế thuốc nhuộm, dược
phẩm ,làm chất điện ly trong acquy. Nó là một hóa chất rất thông dụng trong phòng thí
nghiệm . H
2
SO
4
được điều chế bằng hai phương pháp:
Phương pháp buồng chì( được sử dụng từ năm 1758): cho SO
2
oxy hóa bằng oxy trong
không khí với xúc tác là hỗn hợp NO và NO
2

cho sản phẩm trung gian là nitrizoni hidro
sunfat(NOHSO
4
)
2SO
2
+ O
2
+NO +NO
2
+ H
2
O=2NOHSO
4
Sau đó hòa tan sản phẩm này trong nước ở buồng chì sẽ thu được hỗn hợp khí là
NO và NO
2
và sản phẩm chính là H
2
SO
4
.
2NOHSO
4
+ H
2
O = NO + NO
2
+ 2H
2

SO
4
Phương pháp này điều chế axit H
2
SO
4
từ 60 - 70 %
Phương pháp tiếp xúc( năm 1831) dùng oxy không khí oxy hóa SO
2
thành SO
3
sau
đó cho nước để tạo với SO
3
thành những hạt sa mù khó lắng xuống, người ta dùng dung
dịch H
2
SO
4
đặc để hấp thu SO
3
tạo thành Oleum. Từ oleum có thể pha ra những axit có
nồng độ theo yêu cầu.
Muối sunfat có hai loại là muối axit HSO
4
- và muối trung tính SO
−2
4
SO
−2

4

có cấu tạo tứ diện đều, S ở trung tâm, độ dài liên kết SO là 1,49 A
0
, S ở trạng thái
lai hóa SP
3
Tính chất: Hầu hết các muối SO
4
2-
không màu dễ kết tinh và dễ tan trong nước trừ CaSO
4
,
PbSO
4
, BaSO
4
, SrSO
4
, HSO
4
- của các kim loại hoạt động mạnh như K, Na tách ra ở dạng
rắn. Trong dung dịch các sun fat ít tan tách ra ở dạng khan và các sunfat khan được tách
ra ở dạng Hidrat: Ví dụ: Na
2
SO
4
.10 H
2
O, Al

2
(SO
4
)
3
.18 H
2
O, những SO
4
2-
của kim loại hóa
trị (II) như Mg, Mn, Fe, Ni, Co,Zn có cấu trúc tinh thể MnSO
4
.7H
2
O, Riêng Cu có cấu
trúc là CuSO
4
.5H
2
O.
Muối Sunfat của kim loại kiềm và kiềm thổ bền khi đun nóng, còn SO
4
2-
của kim loại
năng thì bị phân hủy
Các muối sunfat của AL
3+
, Cr
3+

, Fe
3+
dễ kết hợp với các muối sunfat khác để tạo
muối kép.
Điều chế:
Hòa tan kim loại bằng axit H
2
SO
4
loãng (Fe,Zn) hoặc axit H
2
SO
4
đặc nóng(Cu)
Cho axit H
2
SO
4
tác dụng với các muối clorua, cacbonnat, sunfit, nitrat.
Cho axit H
2
SO
4
tác dụng với kiềm
Axit thiosunfuric(H
2
S
2
O
3

)
Cấu tạo và lý tính: H
2
S
2
O
3
có cấu tạo và lý tính tương tự H
2
SO
4
trong đó 1 nguyên tử oxy
được thay thế bằng một nguyên tử lưu huỳnh. H
2
S
2
O
3
kém bền dễ bị phân hủy
H
2
S
2
O
3
= SO
2
+ S + H
2
O

Đây là axít mạnh, mạnh hơn cả axit H
2
SO
4
và muối của nó bền hơn cả axit.
Muối thiosunfat không màu dễ tan trong nước, các muối của chì , bạc ít tan, của Ca rất ít
tan. Trong các muối Thiosunfat Na
2
S
2
O
3
.5H
2
O là quan trọng nhất , Na
2
S
2
O
3
ở dạng tinh
thể, trong suốt,không màu, dễ tan trong nước, quá trình hòa tan thu nhiều nhiệt, nóng chảy
ở 48,5
0
C và mất H
2
O ở gần 100
0
C, đun tiếp ở 200
0

C thì bị phân hủy.
4Na
2
S
2
O
3
=200
0
C 3Na
2
SO
4
+ Na
2
S + 5S
21
Muối thio sunfat có tính khử khi tác dụng với Cl
2
, Br
2
tạo thành sunfat. Đối với
những chất yếu hơn tạo thành tetratinat
Na
2
S
2
O
3
+ 4 Cl

2
+ 5H
2
O = 2NaHSO
4
+ 8 HCl
2Na
2
S
2
O
3
+ I
2
= Na
2
S
4
O
6
+ 2 NaI
Muối Na
2
S
2
O
3
có

khả năng hòa tan các muối ít tan như AgCl, AgBr, AgI, HgBr

2
tạo nên các hợp chất phức tan
2Na
2
S
2
O
3
+ AgBr = Na
3
[Ag(S
2
O
3
)
2
] + NaBr
Phản ứng này dùng để rửa sạch AgBr còn lưu lại trên giấy ảnh hoặc phim sau khi
đã rửa
Điều chế:
Na
2
S
2
O
3
được điều chế bằng cách cho S tác dung với SO
3
2- hoặc nấu chảy S trong
NaOH. Ngoài ra có thể cho khí SO

2
và H
2
S đi qua dung dịch NaOH cho đến khi môi
trường của dung dịch là trung tính
S + Na
2
SO
3
= Na
2
S
2
O
3
4SO
2
+ 2 H
2
S + 6 NaOH = 3 Na
2
S
2
O
3
+ 5H
2
O
Axít Peoxyđisunfuric(H
2

S
2
O
8
) ở dạng tinh thể không màu, hút ẩm mạnh, phản ứng mãnh
liệt với nước, đường xenlulôzơ phân hủy ở 45
0
C
Tính chất:
Tác dụng với H
2
O
H
2
S
2
O
8
+ 2H
2
O = 2H
2
SO
4
+ H
2
O
2
Dựa vào phản ứng này để điều chế H
2

O
2
trong công nghiệp
Điều chế: được điều chế bằng cách điện phân dung dịch H
2
SO
4
đậm đặc trên 50% ở O
0
C
và điện cực Pt.
22
CHƯƠNG III: NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM V A (N ,P, As ,Sb ,Bi)
3.I GIỚI THIỆU CHUNG:
Nguyên tố N P As Sb Bi
Số thứ tự
Cấu hình e
Năng lượn ion hoá
Nhiệt độ nóng chaỷ
Nhiệt độ sôi
Màu sắc
7
2s
2
2p
3
1402
-210
0
C

-195.8
Ko màu
15
3s
2
3p
3
1012
44.2
0
C
280
Trắng
,đỏ,đen
33
4s
2
4p
3
947
317
0
C
603
xám
51
5s
2
5p
3

834
631
0
C
1587
bạc
83
6s
2
6p
3
704
274.4
0
C
1564
bạc
3.2:NITƠ:
3.2.1.Tính chất :
-Nitơ là chất khí không màu , không mùi , không vị ,ở trạng thái khí, phân tử gồm 2
nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết 3,độ dài liên kết là 1.0951
o
,Phân tử N bền vững ,
ở 300
o
C phân tử N phân li một phần nhỏ 0.1 %
-Do cấu tạo bền vững nên ở t
o
thường ko phản ứng ,ở t
o

cao phản ứng với H
2
,O
2
một số ít
kim loại và hợp chất
N
2
+O
2
+ 2NO
3.2.2 Ứng dụng và điều chế :
a,Ứng dụng :
-N
2
chiếm 78.03% của kk khoáng vật có chứa N
2
là diêm tiêu (NaNO
3
),N
2
có trong sinh
vật dưới dạng những hchc phức tạp như Protein và một số kích thích tố ,N
2
là nguyên tố
dinh dưỡng chính đối với thực vật ,dùng sản xuất NH
3
, axit HNO
3
, thuốc nổ .

b,Điều chế :
-Trong phòng TN:nhiệt phân muối chứa nitơ (NH
4
NO
2
)
NH
4
NO
2
=N
2
+2H
2
O +5Kcal
-Trong CN:điều chế từ kk lỏng .Các N
2
trong kk không hóa lỏng ,ứng với t
o
là -150
o
C và
áp suất là 5.5 Kg/cm
3
(O
2
ở trạng thái lỏng )
3.2.3 Hợp chất của Nitơ :
3.2.3.1 Hợp chất có số oxy hóa -3 ;NH
3

-Độ dài của lk N_H là 1.02A
o
góc lk HNH là 107
o
,NH là phân tử cực .
-NH
3
là khí ko màu ,có mùi khai ,nhẹ hơn kk ,dễ hoá lỏng (-33
o
C) và hoá rắn (-78
o
C).Mối
liên kết giữa các phân tử NH
3
là liên kết H :
-NH
3
tan nhiều trong H
2
O do mối liên kết giữa NH
3
và H
2
O
-NH
3
có khả năng kết hợp với nhiều chất ,về mặt hoá học là 1 chất hoạt động mạnh .
- NH
3
có cặp điện cực không liên kết định hướng nên dễ dàng kết hợp với các ion dương

theo lk phối tử tạo thành các phức .
-Kết hợp với H
2
O hoặc axit :
NH
3
+H
2
O =NH
4
OH
23
NH
3
+H
+
=NH
4
-Kết hợp với ion kim loại :NH
3
có thể kết hợp với nhiều muối kim loại tạo thành các
amoniac dạng tinh thể .Ví dụ :CaCl
2
,8NH
4
,CuSO
4
,4NH
3
.Cũng như H

2
O ,NH
3
kết hợp
được với nhiều ion kim loại để tạo thành ion phức .
Ví dụ: Cu
2+
+ 4NH
3 =
[Cu(NH
3
)
4
]
2+
-Phản ứng OXH khử trong NH
3
,N có bậc OXH là - ,do đó nó thể hiện tính khử mặc dù
tính khử ko đặc trưng lắm
-NH
3
có thể cháy trong O
2
2NH
3
+
2
3
O
2 =

N
2 +
3 H
2
O
2NH
3
+
2
5
O
2 =
2NO
+
3 H
2
O
-Đối với Cl
2
và Br
2
phản ứng mãnh liệt :
2NH
3
+ 3 Cl
2
=N
2
+ 6 HCl
-Đối với các oxit Kim loại ở nhiệt độ thường NH

3
bền ,khi đun nóng nó khử được một số
oxit tương ứng
2NH
3
+ 3CuO = N
2
+ 3Cu + 3H
2
O
-Phản ứng thế :ở nhiệt độ cao những ng tử H trong phản ứng NH
3
có thể thay thế bằng các
kim loại hoạt động mạnh ,á kim .gốc axit hoặc nhóm hiđroxyl
*Với kim loại mạnh : Na + NH
3
= NaNH
2
+
2
1

H
2
(amidur)
Al + NH
3
=AlN + 3/2 H
2
(nidur)

Ca + NH
3
=CaNH +CH
2
(imidur)
*Với á kim:
2Cl
2
+ NH
3
=NCl
3
+ 3HCl
*Gốc axit:
4NH
3
+SO
2
=(NH
2
)
2
SO
2
+ 2NH
4
Cl
*Nhóm hidroxyl:
R-OH +NH
3

= R-NH
2
+ H
2
O
R-OH +NH
3
= R-NH + NH
2
OH
-Ứng dụng và điều chế :
*Ứng dụng : Làm chất sinh hàn :Trong thực tế NH
3
được ứng dụng nhiều , NH
3
dùng làm
chất sinh hàn trong phòng TN ,dùng làm phân bón ,điều chế axit NO
3
và các muối amoni .
Điều chế:
Trong phòng TN NH
3
được điều chế theo phương pháp thuỷ phân muối nitrua .
Mg
3
N
2
+6 H
2
O = 2 NH

3
+3Mg(OH)
2
-Cho muối amoni tác dụng với bazơ (NH
4
Cl)
NH
4
Cl +NaOH = NaCl +NH
3
+H
2
O
-Trong Công nghiệp :tổng hợp từ N
2
và H
2
N
2
+ 3 H
2
= 2NH
3
∆H
o
= -46.2 kj/mol
-Các muối amoni không màu ,hầu hết tan nhiều trong H
2
O và phân ly mạnh .Ion không
bền với nhiệt dễ bị nhiệt phân .

-Muối amoni của các axit có tính oxy hóa
24
NH
4
NO
2 =
N
2
+2H
2
O
NH
4
NO
3
=N
2
O +2 H
2
O
-Muối của axit dễ bay hơi :
NH
4
Cl = NH
3
+HCl
Muối của axit khó bay hơi và nhiều nấc
NH
4
HSO

2
= NH
3
+ NH
4
HSO
4
- Nếu tiếp tục đun nóng, muối NH
4
HSO
2
sẽ bị phân huỷ
NH
4
HSO
4
= NH
3
+ H
2
SO
4
H
2
SO
4
= SO
3
+ H
2

O
2 SO
3
+ 2 NH
3
= 3SO
2
+ N
2
+ 3 H
2
O
- Các muối amoni được ứng dụng nhiều trong thực tế để dùng làm phân đạm.
3.2.3.2 Các oxit nitơ
- N
2
O (đinitoxit): Có cấu tạo giống thẳng hàng CO
2
nhưng không đối xứng, độ dài lk N –
N là 1.56 A
0
và lk N- O là 1,86A
0
.
- N
2
O là chất khí không màu, có mùi dễ chịu, hoá rắn ở – 91
0
C và lỏng ở – 89
0

C. Trong y
học nghười ta thường dùng hỗn hợp O
2
: N
2
O theo tỉ lệ (20: 80) làm chất gây mê.
- Ở nhiệt độ thường N
2
O bền, kém hoạt động nhưng khi đun nóng khoảng 500
0
C thì bị
phân huỷ.
- Than, P và nhiều hợp chất hữu cơ đang chaý có thể cháy trong N
2
O
- Hỗn hợp N
2
O và H
2
hoặc NH
3
sẽ gây nổ khi đốt cháy.
N
2
O + H
2
= N
2
+ H
2

O ∆H
0
= - 323KJ/mol
N
2
O + 2 NH
3
= N
2
+3H
2
O ∆H
0
= - 753KJ/mo
-Điêù chế bằng cách nhiệt phân muối NH
4
NO
3
ở 250
o
C
-NO là phân tử bền và kém hoạt động ,là chất khí ko màu ,rất độc ,khó hoá rắn ,khó háo
lỏng ít tan trong H
2
O,1 lít H
2
O ở o
o
C hoà tan được 0.074 lNO.
NO khá bền vững đối vói nhiệt ,ở nhiệt độ 530

o
C chưa phân huỷ rõ rệt .
-NO bị khử bởi H
2
S và SO
2
2NO + 2H
2
S =N
2
+ 2S +2H
2
O
2NO +SO
2
=N
2
O + SO
3
-NO kết hợp dễ dàng với O
2
tạo thành NO
2
NO + 1/2O
2
=NO
2
-NO tương tác với Cl
2
,F

2
,Br
2
tạo thành hợp chất nitrizonihalogenua .
2NO + Cl
2 =
2NOCl
-Những hợp chất OXH mạnh như KMnO
4
,HclO.BrO
2
oxi hoá được NO đến NO
3
KMnO
4
+ NO +H
2
SO
4
= KMnO
4
+ K
2
SO
4
+ HNO
3
+ H
2
O

-Điều chế :
Trong phòng TN điều chế bằng cách Cu tác dụng với HNO
3
khoảng 30-35%
3Cu +8 HNO
3
= 3Cu(NO
3
)
2
+2NO +4 H
2
O
Trong CN điều chế NO bằng cách cho NH
3
tác dụng với O
2
có xúc tác là pt
2NH
3
+ 5/2 O
2
= 2NO +3 H
2
O
25