tính tan của các chất

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
30
Phần II
HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ
Chương 1
CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA
Nhóm Halogen
1. Cấu tạo nguyên tử
− Cấu hình electron lớp ngoài cùng của X là ns
2
np
5
. Dễ dàng thực hiện quá trình :
X
2
+ 2e -> 2X
-
Thể hiện tính oxi hoá mạnh.
− Số oxi hoá: Flo chỉ có số oxi hoá −1, các halogen khác có các số oxi hoá −1, +1, +3, +5
và +7.

− Từ F
2
→ I
2

: tính oxi hóa giảm, tính khử tăng, độ âm điện giảm.
2. Tính chất vật lý
F
2
, Cl
2
là chất khí, Br
2
là chất lỏng, I
2
là chất rắn. Khí flo màu lục nhạt, khí clo màu vàng
lục, chất lỏng brom màu đỏ nâu, tinh thể iot màu tím đen. Các halogen đều rất độc.
F
2
không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh; Các halogen khác tan tương đối
ít trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như: C
6
H
6
, CCl
4
,….
3. Tính chất hoá học
Tính chất hóa học đặc trưng của các halogen là tính oxi hóa mạnh
a. Phản ứng với hiđro: Xảy ra với mức độ khác nhau:

H
2
+ F
2

-> 2HF phản ứng xảy ra ngay trong bóng tối, ở đk thường, nổ
H
2
+ Cl
2
-> 2Cl phản ứng xảy ra khi chiếu sáng hoặc có đốt nóng, nổ
H
2
+ Br
2
-> 2HBr phản ứng xảy ra khi đốt nóng
H
2
+ I
2
2HI phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao, thuận nghịch
b. Phản ứng mạnh với kim loại

2Fe + 3Cl
2
-> 2FeCl
3
Phản ứng tạo thành hợp chất ở đó kim loại có số oxi hoá cao (nếu kim loại có nhiều số oxi
hoá như Fe, Sn…)
c. Phản ứng với H
2
O: Khi cho halogen tan vào nước thì:
− Flo phân huỷ nước:
F
2

+ H
2
O -> 2HF + 1/2O
2
− Clo tạo thành hỗn hợp 2 axit:
Cl
2
+ H
2
O HCl + HClO
− Brom cho phản ứng tương tự nhưng tan kém clo.
− Iot tan rất ít.
d. Phản ứng với phi kim khác
2P + 3Cl
2
-> 2PCl
3

2P + 5Cl
2
-> 2PCl
5

Cl
2
, Br
2
, I
2
không phản ứng trực tiếp với oxi.

e. Phản ứng với dung dịch kiềm
− Clo tác dụng với dung dịch kiềm loãng và nguội tạo thành nước Javen:

+ NaOH + H
2
O
2
0
Cl → OClNaClNa
11 +−
+
− Clo tác dụng với dung dịch kiềm đặc và nóng tạo thành muối clorat:

+ NaOH + H
2
O
2
0
Cl ⎯→⎯
0
t
3
51
OClNaClNa
+−
+
− Clo tác dụng với vôi tôi tạo thành clorua vôi:
+ Ca(OH)
2 bột ẩm, huyền phù
→ + 2H

2
O
2
0
Cl
2
CaOCl

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
31
Nước Javen, clorua vôi là những chất oxi hoá mạnh do Cl
+
trong phân tử gây ra. Chúng
được dùng làm chất tẩy màu, sát trùng.

f. Halogen mạnh đẩy halogen yếu ra khỏi hợp chất:
2Cl
2
+ NaBr -> 2NaCl + Br
2

g. Oxi hóa các hợp chất có tính khử:
Cl
2
+ 2FeCl

2
2FeCl
3
→

Br
2
+ SO
2
+ 2H
2
O → 2HBr + H
2
SO
4

I
2
+ 2Na
2
S
2
O
3
Na
2
S
4
O
6

+ 2NaI →
4. Ứng dụng và điều chế clo
− Clo được dùng để:
+ Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố
+ Tẩy trắng vải sợi, giấy
+ Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl
+ Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt…
− Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl:
4HCl + MnO
2
MnCl
2
+ Cl
2
+ 2H
2
O ⎯→⎯
0
t
16HCl + 2KMnO
4
2KCl + 2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 8H
2
O ⎯→⎯
− Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua kim
loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo phương trình.

2NaCl + 2H
2
O 2NaOH + H
2
+ Cl
2
⎯⎯⎯→⎯
mndpdd ,
5. Trạng thái tự nhiên
Trong lớp vỏ trái đất, clo đứng thứ 11 trong tất cả các nguyên tố hóa học và đứng thứ
nhất trong các halogen. Clo tự nhiên tồn tại ở hai dạng đồng vị: (75,77%)
và (24,23%). Do hoạt động hóa học mạnh, clo chỉ tồn tại trong tự nhiên ở dạng hợp chất,
chủ yếu là muối clorua (trong nước biển, mỏ muối, khoáng vật: cacnalit KCl. MgCl
2
.6H
2
O
và xinvinit NaCl. KCl).
Cl
35
17
Cl
37
17
6. Hợp chất

a. Hiđro halogenua_ axit halogenhiđric (HX)
− Đều là chất khí, tan nhiều trong H
2

O thành những axit mạnh (trừ HF là axit yếu vì giữa
các phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li hoàn toàn trong dung dịch:

HX + H
2
O -> H
3
O
+
+ X
-
HCl là chất khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí (d = 1,26). Trong không khí ẩm
nó tạo thành các hạt nhỏ như sương mù. Nồng độ cho phép trong không khí là: 0,005mg/l.
− Axit halogenhiđric có đầy đủ các tính chất hóa học đặc trưng của một axit:
+ Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ
+ Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước
HCl + NaOH -> NaCl + H
2
O
2HCl + CuO -> CuCl
2
+ H
2
O
+ Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H
2

2HCl + Zn -> ZnCl
2
+ H

2

+ Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới (muối mới phải ít tan hoặc axit
mới phải dễ bay hơi):
2HCl + CaCO
3
-> CaCl
2
+ CO
2
↑ + H
2
O
• Riêng HF có tính chất đặc biệt: nó có thể tác dụng được với SiO
2
(thủy tinh)
4HF + SiO
2
-> SìF
4
+ 2H
2
O
2HF + SìF
4
-> H
2
[SìF
6
]

Do vậy người ta không đựng dung dịch HF trong các lọ thủy tinh mà đựng trong các
lọ bằng chất dẻo.

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
32
- Ngoài tính axit, các HX do có chứa X
-1
nên chúng còn thể hiện tính khử khi tác dụng
với các chất oxi hóa mạnh. Từ HF -> HI tính khử tăng dần Ví dụ:
16HCl + 2KMnO
4
-> 2KCl + 2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 8H
2
O
− Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H
2
O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl
2
,
Hg
2

Cl
2
, Cu
2
Cl
2
,…Tính tan của các muối bromua và iođua tương tự muối clorua.
- Điều chế các HX:
+ Tổng hợp trực tiếp:
H
2
+ X
2
-> 2HX
+ Dùng phương pháp trao đổi ion:
NaCl
rắn
+ H
2
SO
4 đặc
HCl + NaHSO
4
⎯→⎯
0
t
− Cách nhận biết ion Cl
−
(Br
−

, I
−
): Bằng phản ứng tạo muối clorua (bromua…) kết tủa với
Ag
+
(AgNO
3
)
AgNO
3
+ NaCl -> NaNO
3

+ AgCl↓
Trắng
AgBr kết tủa màu vàng, AgI kết tủa màu vàng đậm

b. Axit hipoclorơ (HClO)
− Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch.
− Axit HClO và muối của nó là hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì có
chứa Cl
+
:
Cl
+
+ 2e -> Cl
-1
c. Axit cloric (HClO
3
)

− Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H
2
O, chỉ tồn tại trong dung dịch nồng độ dưới 50%.
− Axit HClO
3
và muối clorat (KClO
3
) có tính oxi hoá mạnh.
15
6
−+
→+ CleCl
- Muối clorat là nguyên liệu điều chế Oxi trong phòng thí nghiệm
KClO
3
KCl + 3/2O
2
⎯⎯⎯→⎯
0
2
,tMnO
d. Axit pecloric (HClO
4
)
Là chất lỏng không màu, bốc khói trong không khí, là axit mạnh nhất trong các axit, tan
nhiều trong H
2
O, HClO
4
có tính oxi hoá mạnh.

Axit pecloric được điều chế bằng phản ứng:
2KClO
4
+ H
2
SO
4
→ 2HClO
4
+ K
2
SO
4

Từ HClO -> HClO
4
tính bền, tính axit tăng và khả năng oxi hóa giảm.

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
33
Chương 2
OXI – LƯU HUỲNH
I. Oxi

1. Cấu tạo nguyên tử
− Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: 1s
2
2s
2
2p
4

1s
2
2s
2
2p
4
Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá

mạnh:

O
2
+ 4e -> 2O
-2
− Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O
2
Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O
3

− Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên:
(99,76%);
17
(0,037%);
18
(0,2%) O
16
8
O
8
O
8
2. Tính chất vật lý
− Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí (d = 1,1), hoá lỏng ở
−183
o
C, hoá rắn ở −219
o
C, tan ít trong nước, duy trì sự cháy sự sống. Oxi lỏng và rắn có

màu xanh da trời.

− Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời.
3. Tính chất hoá học: Oxi là chất oxi hóa mạnh, thể hiện qua:
− Tác dụng với kim loại:

Oxi phản ứng trực tiếp vói hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit
Fe + O2 -> Fe3O4
− Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác dụng
với O
2
ở t
o
thường)
S + O
2
SO
2 ⎯→⎯
0
t
C + O
2
CO
2

⎯→⎯
0
t
− Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O
2

, do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do.
O
3
-> O
2
+ O
Điều này thể hiện ở phản ứng O
3
đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O
2
không có phản ứng
này).

2KI + O
3
+ H
2
O -> I
2
+ O
2
+ 2KOH
4. Điều chế

− Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các muối giàu oxi. Ví dụ:
2
01
3
25
0

OClKOClK
t
+⎯→⎯
−−+

hay
2KMnO
4
K
2
MnO
4
+ MnO
2
+ O
2
⎯→⎯
0
t
− Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp (−200
o
C), sau đó chưng
phân đoạn lấy O
2
(ở −183
o
C)
5. Trạng thái tự nhiên:
Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trên trái đất, chiếm khoảng 20% thể tích không khí,
khoảng 50% khối lượng vỏ trái đất, khoảng 60% khối lượng cơ thể người, 89% khối lượng

nước.
Mỗi người một ngày cần 20 – 30m
3
oxi để thở.



↑↓ ↑↓ ↑↓
↑
↑

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
34
II. Lưu huỳnh

1. Cấu tạo nguyên tử
− Lưu huỳnh (S) ở cùng nhóm VIA với oxi, có cấu hình e : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p

4
. Lớp e
ngoài cùng cũng có 6e, dễ dàng thực hiện quá trình.

S + 2e -> S
-2
thể hiện tính oxi hoá nhưng yếu hơn oxi.
− Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử lưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S
8
) khép kín thành vòng:
S S S S



S S S S
2. Tính chất vật lý

− Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng nhạt, không tan trong H
2
O, tan trong một số dung môi
hữu cơ như: CCl
4
, C
6
H
6
, rượu…dẫn nhiệt, dẫn điện rất kém.
− Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8
o
C nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo.

S
rắn
-> S
lỏng, vàng
- > S
quánh, nhớt, nâu đỏ
-> S
sôi
->S
hơi
-> S
bột vàng
119
0
C 187
0
C 445
0
C làm lạnh
3. Tính chất hoá học

Lưu huỳnh vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử, thường gặp các mức oxi hóa sau: S
-2
, S
+4
,
S
+6
.
− Ở t

o
thường, S hoạt động kém so với oxi. Ở t
o
cao, S phản ứng được với nhiều phi kim
và kim loại.
S + O
2
SO
2
(S
0
-> S
+4
)
⎯→⎯
0
t
S + Fe

FeS (S
0
-> S
-2
)
⎯→⎯
0
t
S + H
2
H

2
S (S
0
-> S
-2
)
⎯→⎯
0
t
− Hoà tan trong axit oxi hoá:
S + 2HNO
3
H
2
SO
4
+ 2NO (S
0
-> S
+6
)
⎯→⎯
0
t
S + 2H
2
SO
4
đặc
2H

2
O

+ 3SO
2
(S
0
-> S
+4
)
⎯→⎯
0
t
* 90% lượng S dùng để sản xuất H
2
SO
4
, 10% còn lại dùng để lưu hóa cao su, sản xuất
diêm, chất dẻo ebonit,….
4. Hợp chất

a) Hiđro sunfua (H
2
S
−
2
)
− Là chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, nặng hơn không khí (d = 1,17), ít tan trong
H
2

O. H
2
S hóa lỏng ở -60
0
C và hóa rắn ở - 86
0
C. Dung dịch H
2
S là axit sunfuhiđric.
− Có tính khử mạnh, cháy trong O
2
:
H
2
S + 3/2O
2


SO
2
+ H
2
O
⎯→⎯
0
t
2H
2
S + SO
2

3S + 2H
2
O
⎯→⎯
0
t
Khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl
2
, S
-2
có thể bị oxi hoá đến S
+6
:
H
2
S + 4Cl
2
+ 4H
2
O

8HCl + H
2
SO
4 ⎯→⎯
0
t
H

2
S là axit yếu.
Khi có mặt oxi và nước, H
2
S có thể phản ứng với một số kim loại như: Ag, Cu:
2H
2
S + 4Ag + O
2


2Ag
2
S + 2H
2
O Vì vậy một số đồ vật bằng bạc, đồng để trong
không khí ẩm bị hóa đen.
⎯→⎯
Muối sunfua trung tính (ví dụ ZnS) hầu hết ít tan trong H
2
O. Chỉ có sunfua kim loại kiềm,
kiềm thổ tan nhiều.


Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3

35
− Đ ùng muối chì, kết tủa PbS màu đen sẽ xuất
hiệ
2
và axit sunfurơ H
2
SO
kh g ùi hắc ông khí (d = 2,2), hóa lỏng ở -10
0
C,
độ
ể nhận biết H
2
S hoặc muối sunfua (S
2−
) d
n.

Pb(NO
3
)
2
+ Na
2
S -> PbS↓ + 2NaNO
3
b) Lưu huỳnh đioxit SO
4+
ôn
3

− SO
2
là chất khí màu, m , nặng hơn kh
(
S )
c, tác dụng với H
2
O:
SO
2
+ H
2
O H
2
SO
3
HSO
3
-
+ H
+
t khử và là một oxit axit.

là sunfit (ví dụ Na
2
SO
3
).
rung gian, nên H
2

SO
3
và muối sunfit vừa có tính oxi hoá vừa có
tín
ng, SO
3
là chất lỏng không màu, dễ bay hơi, nhiệt độ nóng chảy là
16,8
0
C tan vô hạn trong H O và trong axit H SO
và
3
+ H
2
O -> H
2
SO
4
H = - 88KJ/mol
oả
nh u n
D ột axit thông thường:

ành muối và nước

2
O
O
4
l

-> FeSO
4
+ H
2
ới (muối mới phải ít tan hoặc axit
mớ
CO -> CaSO
4
+ CO + H
2
O
g (trừ Au và Pt).

i càng mạnh khử S
+6
của H SO đặc về hợp chất có số oxi hoá càng thấp (SO
2
, S,
H
2
S).
Ví d
O
- SO
2
vừa là chất oxi hóa vừa là chấ
SO
2
+ 1/2O
2

⎯→⎯
0
t

SO
3

SO
2
+ 2H
2
S
⎯→⎯
0
t
3S + 2H
2
O
SO
2
+ NaOH -> NaHSO
3
SO
2
+ 2NaOH -> Na
2
SO
3
+ H

2
O
− H
2
SO
3
là axit yếu (K
1
= 2.10
-2
), không bền chỉ tồn tại trong dung dịch loãng. Muối của
axit sunfurơ
Mức oxi hoá +4 là mức t
h khử.

S
+4
– 2e -> S
+6
: tính khử
S
+4
+ 4e -> S
0
: tính oxi hóa
c) Lưu huỳnh trioxit SO
3
và axit sunfuric (H
2
SO

4
)
− Ở điều kiện thườ
, nhiệt độ sôi là 44,7
0
C. SO
3
rất háo nước,
2 2 4
toả nhiều nhiệt.

SO Δ
− SO
3
không có ứng dụng thực tế, nó là sản phẩm trung gian trong quá trình sản xuất axit
H
2
SO
4.

− H
2
SO
4
là chất lỏng sánh, tan vô hạn trong nước, H
2
SO
4
đặc hút ẩm rất mạnh và t
iề hiệt.

− ung dịch H
2
SO
4
loãng có đầy đủ các tính chất hóa học của m
+ Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ
+ Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo th
H
2
SO
4
+ 2NaOH -> Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
H
2
SO
4
+ CuO -> CuSO
4
+ H
+ Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H
2

Fe + H

2
S
+ Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit m
i phải dễ bay hơi):
H
2
SO
4
+ Ca
3
− Dung dịch H
2
SO
4
đậm đặc là chất oxi hoá mạnh, hoà tan được hầu hết các kim loại khi
đun nón
2
↑
Kim loạ
2 4
ụ:

3H
2
SO
4 đ, nóng
+ 4Na -> 2Na
2
SO
4

+ H
2
S + 2H
2
3H
2
SO
4 đ, nóng
+ 2Mg -> 2MgSO
4
+ S + 3H
2
O
2H
2
SO
4 đ, nóng
+ Cu -> CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
Chú ý: Fe và Al bị thụ động hoá trong H
2
SO
4
đặc nguội, do đó có thể dùng thùng
băng nhôm hoặc sắt để đựng axit sunfuric đặc nguội.

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
36
− Ngoài những tính , H
2
SO
4
còn có t chất trên ính chất đặc biệt là tính háo nước. Nó có khả
nă c củ ều muối hoặc của các hợp chất:
SO
4
. 5H
2
O CuSO
4

+ 2H
2
O
an là : BaSO
4
,
PbSO
4
hản ứng tạo thành muối sunfat kết tủa:

ắng)
− Đ chế được điều chế từ lưu huỳnh và từ quặng
pirit Fe :

2
O
3
+ 4SO
2
SO
uan trọng có giá trị trong thực tế là:

ng nghiệp sản xuất xi măng, để đúc tượng, làm bột
bó
CuS
uẩn độ iot (chất chỉ thị là hồ tinh bột).

2Na
2
S
2
O
3
+ I
2
-> 2NaI + Na
2
S
4
O

6

hiosunfat còn dùng trong kỹ thuật điện ảnh
ng chiếm nướ a nhi kết tinh
Cu
⎯⎯⎯→⎯
đSOH
42
Xanh trắng
Hoặc:
C
12
H
22
O
11 trắng
⎯⎯⎯→⎯
đSOH
42
C
đen
Một phần C tham gia phản ứng:
C + 2H
2
SO
4
-> CO
2
+ 2SO
2

− Phần lớn các muối sunfat tan nhiều trong nước. Chỉ có 1 số muối không t
, Ag
2
SO
4
và CaSO
4
ít tan.
− Cách nhận biết ion SO
4
2-
. Bằng p
Ba
2+
+ SO
4
2-
-> BaSO
4 ↓

(tr
iều axit H
2
SO
4
. Axit sunfuric chủ yếu
S
2
theo các phản ứng
2FeS

2
+ 11O
2
⎯→⎯
0
t
Fe
SO
2
+ 1/2O
2 3
SO
3
+ H
2
O -> H
2
SO
4


⎯→⎯
0
t

d) Các muối sunfat:
Các muối sunfat q
CaSO
4
(thạch cao) được dùng trong cô

chỗ xương gẫy.

MgSO
4
dùng làm thuốc nhuận tràng.
Na
2
SO
4
dùng trong công nghiệp thuỷ tinh.
O
4
dùng để mạ điện, thuốc trừ nấm…
Na
2
S
2
O
3
(natri thiosunfat) dùng trong phép ch
T

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
37


Chương 3
NITƠ - PHOTPHO
I.
1. u tạo nguyên tử
có cấu hình electron
2s 2p

, do đó N có số oxi hoá dương trong hợp
ch ác, nitơ có số oxi hoá âm.

ự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị và với tỷ lệ 272 : 1. Nitơ
ch
ật lý

và hoá rắn ở
nhiệt độ thườ ơ rất trơ, không phản ứng với các nguyên tố khác.

à khi có chất xúc tác, nitơ phản ứng với nhiều nguyên tố kim loại
và
a) T ro

úc tác, áp s ất cao, N
2
tác dụng với H
2
. Phản ứng phát nhiệt:
Nitơ

Cấ
− Nitơ


1s
2 2 3
↑↓
↑ ↑

↑

↑↓
Do có 3 e độc thân nên nitơ có khả năng tạo ra ba liên kết cộng hoá trị với nguyên tố
khác.

− Độ âm điện của N là 3, chỉ nhỏ hơn của F và O
hất với 2 nguyên tố này. Còn trong các hợp chất k
Số oxi hoá của N : −3, 0, +1, +2, +3, +4 và +5.

− Nitơ tồn tại bền ở dạng phân tử N
2
(N ≡ N).
14 15
− Nguyên tố nitơ t N
7
N
7
iếm 0,01% khối lượng vỏ Trái Đất. Dạng tồn tại tự do là những phân tử hai nguyên tử.

2. Tính chất v
Nitơ là chất khí, không màu, không mùi, không cháy, hoá lỏng ở −195,8
o
C
−209,9
o
C.
Nitơ nhẹ hơn không khí (d = 1,2506g/lít ở đktc), hoà tan rất ít trong nước.
3. Tính chất hoá học
Vì có liên kết ba nên phân tử N
2
rất bền, chỉ ở nhiệt độ rất cao mới phân li thành nguyên

tử. Do vậy ở ng, nit
Ở nhiệt độ cao, đặc biệt l
phi kim.

ác dụng với hiđ
uỞ 400
o
C, có bột Fe x
N
2
+ 3H
2
2NH
3
b) T xi ác dụng với o
Ở 3000
o
C hoặc có tia lửa điện, N
2
tác dụng với O
2
. Phản ứng thu nhiệt:
N
2
+ O
2
2NO
hợp ngay với O
2
của không khí tạo ra NO

2
màu nâu:
/2O
2

Ở nhiệt độ thường, NO hoá
NO + 1 NO
2
c) Tác dụng với kim loại:
Al + 1/2N
2
⎯→⎯
0
t
AlN (nhôm nitrua)
ế và ứng dụng
hân đoạn và thu N
2
ở
-1
ối amoni. Ví dụ:

4H
2
O
c dùng để sản xuấ đạm, tạo môi trường lạnh.
5.
a) Amoniac

Nitơ không phản ứng trực tiếp với halogen, lưu huỳnh.

4. Điều ch
a) Trong công nghiệp : Hoá lỏng không khí, sau đó chưng cất p
96
o
C.
b) Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phân 1 số mu
NH
4
NO
2
⎯→⎯
0
t
N
2
+ 2H
2
O
(NH
4
)
2
Cr
2
O
7
⎯→⎯
0
t
N

2
+Cr
2
O
3
+
t amoniac, axit nitric, phân Nitơ chủ yếu đượ
Các hợp chất quan trọng của nitơ.


Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
38
Công thức cấu tạo:
N
H
H

H

Phân tử NH
3
tồn tại trong không gian dưới dạng tứ diện, góc liên kết là 107,8
0
(ba liên kết
tạo

3
là phân tử phân cực, ở N còn 1 cặp electron tự do làm cho NH
3
tạo được liên
kế
h nước có thể hoà tan 700 thể tích NH
3
khí). NH
3
hoá lỏng ở −33,4
o
C, hoá
rắn
+ Tí
1,8.10
−3

thành muối amoni:
Cl -> NH
4
Cl

NH
3
(khí) và HCl (khí) thì tạo thành đám khói trắng - đó là
nh
có khả năng kết tủa nhiều kim loại mà hiđroxit của chúng không tan:

c biệt: NH có thể tạo phức với một số ion kim loại như Ag
+

, Cu
2+
, Ni
2+
, Hg
2+
,
Cd
của các kim loại trên
thấy kế a vì tạo phức:

-> [Zn(NH ) ]
2+
+ 2OH
-

ngọn g:

khó l
2NH
3
+ 3Cl
2 kk
N
2
+ 6HCl
ố oxit
+ B
3
có t phân thành N

2
, H
2
ở khoảng 600
0
C – 800
0
C:
thành bởi 3 obitan lai hoá sp
3
của N)
Liên kết giữa N và 3H là liên kết cộng hoá trị có cực, cặp e dùng chung lệch về phía N.
Phân tử NH
t hiđro.

− Tính chất vật lý:
NH
3
là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan nhiều trong H
2
O (ở
20
o
C, một thể tíc
ở −77,8
o
C.
− Tính chất hoá học
nh bazơ: NH
3

là một bazơ vì có khả năng nhận proton.
NH
3
+ HOH -> NH
4
+
+ OH
-
K
bazơ
=
* NH
3
tác dụng với axit tạo
NH
3
+ H
Dạng ion:

NH
3
+ H
+
-> NH
4
+
Nếu thực hiện phản ứng giữa
ững tinh thể rất nhỏ NH
4
Cl.

* Dung dịch NH
3
làm xanh quỳ tím, làm hồng phenolphtalein
* Dung dịch NH
3
Ví dụ như:

3NH
3
+ 3HOH + AlCl
3
-> 3NH
4
Cl + Al(OH)
3 ↓
+ Đặ
3
2+
,…
Vì vậy, khi cho dung dịch NH
3
tác dụng từ từ với dung dịch muối
t tủa (hiđroxit hoặc muối bazơ) sau đó kết tủa t n
2NH
3
+ 2HOH + ZnCl
2
-> 2NH
4
Cl + Zn(OH)

2 ↓
Zn(OH)
2
+ 4NH
3 3 4
+ Tính khử:

NH
3
cháy trong oxi cho lửa màu vàn
2NH
3
+ 3/2O
2 kk
⎯→⎯
0
t
N
2
+ 3H
2
O
NH
3
cháy trong Cl
2
tạo i trắng NH
4
C

⎯→⎯
0
t

và

NH
3 k
+ HCl
k
= NH
4
Cl
rắn
NH
3
khử được một s kim loại:
2NH
3
+ 3CuO ⎯→⎯
0
t
3Cu + N
2
+ 3H
2
O
ản thân NH hể bị nhiệt
2NH
3

N
2
+ 3H
2
+ C i dễ b p
3
, (NH
4
)
2
CO
3
là bột nở, ở 60 C đã phân huỷ, được dùng trong công nghệ thực
ph .
ác muối amon ị nhiệt hân:

NH
4
Cl NH
3
↑ + HCl ⎯→⎯
0
t
(NH
4
)
2
CO
3
⎯→⎯

0
t
2NH
3
↑ + CO
2
↑ + H
2
O
NH
4
HCO
o
ẩm

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
39

+ M t bị n 2 cách:
N
O
3
N
2
+ 1/2O

2
+ 2H
2
O
Điề ựa trên
uối amoni nitra hiệt phân theo
NH
4
NO
3

2
O + 2H
2
O ⎯→⎯
0
t


⎯⎯→⎯
> C
0
200
NH
4
N
− Điều chế:

u chế NH
3

d phản ứng.
N
2
+ 3H
2
2NH
3
+ Q (tỏa nhiệt)
Muốn phản ứng đạt hiệu suất cao cần tiến hành ở áp suất cao (300 − 1000 atm), nhiệt độ
vừ có bột sắt làm xúc tác.

H
2
lấy từ khí tự nhiên, khí lò cốc hoặc từ sản phẩm của phản ứng giữa cacbon và
H
2
3
, các muối amoni (NH
4
Cl, NH
4
NO
3
), điều chế xôđa…
Nitơ tạo vớ
hịu, hơi có vị ngọt. N
2
O không tác dụng với oxi. ở
500
o

C uỷ thà .
a phải (400
o
C – 500
0
C) và
Khí N
2
lấy từ không khí.
Khí
O.

− Ứng dụng:
NH
3
dùng để điều chế axit HNO
b) Các oxit của nitơ

i oxi 5 loại oxit:
N
2
O, NO, N
2
O
3
, NO
2
và N
2
O

5
.
Số oxi hoá: +1, +2, +3, +4, và +5.
Chỉ có NO và NO
2
điều chế trực tiếp được bằng các phản ứng hóa học.
− N
2
O : khí không màu, mùi dễ c
bị phân h nh N
2
và O
2
N
2
O N
2
+ 1/2O
2
− N ể trong không khí phản ứng với oxi tạo thành NO
2
màu nâu. O: khí không màu, đ
NO + 1/2O
2
NO
2
− NO : khí âu, rất đime hoá theo cân bằng.
2
2 NO
2

màu n độc, bị
N
2
O
4
Ở điều kiện thường, tồn tại hỗn hợp NO và N O . Tỷ lệ số mol NO : N
2
O
4
phụ thuộc
và
NO với H
2
O cho hỗn hợp hai axit:
+ H O -> HNO + HNO
2
và
Khi trat và muối nitrit.

Các oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh:

Và nh như Cl
2
, Br
2
, O
3
, KMNO
4
…

rozyl clorua )
+ O
xit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch loãng. Khi đặc hoặc nóng dễ bị phân
huỷ.

HN tính oxi hoá vừa có tính khử:

3
)
2 2 4 2
o nhiệt độ. Trên 100
o
C chỉ có NO
2

2
là oxit axit hỗn hợp. Khi tác dụng
2NO
2 2 3
3HNO
2
-> HNO
3
+ 2NO + H
2
O
tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm muối ni
2NO
2
+ 2NaOH -> NaNO

3
+ NaNO
2
+ H
2
O
oxit NO và NO
2
thể hiện tính
NO
2
+ SO
2
-> NO + SO
3
NO + H
2
S -> 1/2N
2
+ S + H
2
O
thể hiện tính khử khi gặp chất oxi hoá mạ
NO + 1/2Cl
2
-> NOCl (nit
2NO
2
+ O
3

-> N
2
O
5 2
c) Axit nitrơ HNO
2

Là a
3HNO
2
-> HNO
3
+ 2NO + H
2
O
O
2
và muối nitrit vừa có
N
+3
+ 1e -> N
+2
(NO)
N
+5
-2e -> N
+5
(HNO
d) Axit nitric HNO
3

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
40
Công thức cấu tạo:
N
O
H

O
O

Trong phân tử HNO
3
có một liên kết cho - nhận và hoá trị của N là IV (4 cặp e dùng
ch của N là +5 (về hình thức N có hoá trị V).

ịch HNO
3
đặc có
mà màu.

nặng, làm vàng da, phá hỏng vải, giấy.
* Tí ân li hoàn toàn.
O

3
-> H
+
+ NO
3
-


N
+
NO
3
đặc, nóng: Oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là
NO
2
m
+ 2H
2
O
càng mạnh thì N
+5
(trong
HN hử về số oxi hoá càng thấp (tính oxi hóa càng mạnh)

Ví d
mol HNO
3
+ 3mol HCl
gọ ả Au và Pt.

Axi hi kim như C, Si, P, S:

NO + 3/2CO
2
+ H
2
O
n không.

ản xuất
2
:
2 2NO + 3H
2
O
O
2
+ H
2
O -> 2HNO
3
bản để điều chế muối nitrat, phân bón, chất nổ, nhiên liệu tên lửa,
cá amin.

ung), còn số oxi hoá
− Tính chất vật lý:

Axit nitric nguyên chất là chất lỏng không màu, sôi ở 86
o
C, hoá rắn ở −41

o
C.
HNO
3
dễ bị phân huỷ ngoài ánh sáng thành NO
2
, O
2
và H
2
O nên dung d
u vàng (vì có lẫn NO
2
) và phải được bảo quản trong các bình tối
HNO
3
đặc dễ gây bỏng
− Tính chất hoá học:

nh axit: Là axit mạnh, ph
HN
Hay
HNO
3
+ H
2
O -> H
3
O
+

+ NO
3
-

* Tính oxi hoá: Do chứa N
+5
(là mức oxi hóa cao nhất của N) HNO
3
là chất oxi hoá manh.
Nó tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin) và khi đó N
+5
có thể bị khử thành
4
, N
+2
, N
+1
, N
o
và N
-3
tuỳ thuộc vào nồng độ axit, nhiệt độ và độ hoạt động của kim loại.
Đối với axit H
àu nâu.

4H NO
3
đ,n
+ Mg -> Mg(NO
3

)
2
+ 2NO + 2H
2
O
2
↑
4H NO
3
đ,n
+ Cu -> Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
↑
HNO
3
đặc, nguội: thụ động với Fe và Al
Đối với axit HNO
3
loãng: Oxi hoá hầu được hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là
NO, N
2
O, N
2
hoặc NH
3
(NH

4
NO
3
). Khi axit càng loãng, chất khử
O
3
) bị k
ụ:

30HNO
3
+ 8Al -> 8Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
O↑ + 15H
2
O
* Hỗn hợp dung dịch đậm đặc của HNO
3
và HCl có tỷ lệ mol: 1
i là nước cường thủy hay cường toan, hoà tan được c
HNO
3
+ 3HCl + Au -> AuCl
3
+ NO + 2H
2

O
t HNO
3
cũng oxi hoá được nhiều p
2HNO
3
+ S -> H
2
SO
4
+ 2NO
2HNO
3
+ 3/2C -> 2
− Điều chế axit HNO
3
:
* Trong phòng thí nghiệm
KNO
3
+ H
2
SO
4 đ
-> KHSO
4
+ HNO
3
Để thu HNO
3

, người ta chưng cất dung dịch trong châ
* Trong công nghiệp, s HNO
3
từ NH
3
và O
NH
3
+ 5/2O
2 kk
⎯⎯
850
⎯⎯ →
PtC,
0
NO + 1/2O
2
-> NO
2
2NO
2
+ 1/2
− Ứng dụng:

HNO
3
là nguyên liệu cơ
c hợp chất nitro,
e) Muối nitrat

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
41
− Tính tan: Tất cả các muối nitrat đều dễ tan trong H
2
O, là những chất điện li mạnh.
Cu(NO
3
)
2
-> Cu
2+
+ 2NO
3
-
− Khả năng bị nhiệt phân: Tất cả các muối nitrat đều không bền ở nhiệt độ cao. Tuỳ thuộc
ion
phải giải phóng O
2
)
uối n i h (đứng trước Mg trong dãy Bêkêtôp): -> Muối
Ni
K
O
2

+ O
2

Cu(NO
3
) CuO + 2NO
2
+ 1/2O
2

ối nitr ại + NO
2
+ O
2
AgNO Ag + NO
2
+ 1/2O
huốc nổ có khói). Thành phần thuốc nổ đen :
75 . Khi hỗn hợp nổ, xảy ra phản ứng.

on NO
-
:
Để g hỗn hợp Cu trong môi trường axit
(v
3
-
+ 3Cu + 8H
+
-> 3Cu

2+
+ 2NO + 4H
2
O
ịch có màu xanh, có khí không màu bay ra, rồi hoá nâu trong
II
1. n tử
n tử P có 3 electron ở phân lớp 3p
) nên 1e ở phân lớp 3s có thể nhảy lên 3d làm cho
P
và photpho đỏ.

nh sáng.

đỏ thăng hoa. Gặp
hành P trắng.

hấ ố oxi hoá là -3, +3 và
+5
So với nitơ oạt đ đặc biệt là P trắng.

− Tác dụng với oxi: Photpho cháy trong không khí tạo ra điphotpho pentaoxit P
2
O
5
.
kim loại có trong muối, các nitrat bị phân huỷ tạo thành những loại hợp chất khác nhau
(nhưng đều
* Nhiệt phân m itrat của kim loạ mạn
trit + O

2
KNO
3
⎯ NO
2
+ 1/2O
2 ↑
→⎯
0
t

* Nhiệt phân muối nitrat của kim loại trung bình (Từ Mg → Cu): -> Oxit + N
2
⎯→⎯
0
t

↑
* Nhiệt phân mu at của kim loại yếu (sau Cu): -> kim lo
3
⎯→⎯
0
t
2 ↑

− Ứng dụng của muối nitrat: dùng làm phân bón, thuốc nổ, cung cấp oxi trong phòng thí
nghiệm,

Kali nitrat dùng để chế tạo thuốc nổ đen (t
% KNO

3
, 10% S, 15% C
KNO
3
+ S + C -> K
2
S + SO
2
+ CO
2
− Nhận biết i
3
nhận biết ion NO
3
-
(HNO
3
, muối nitrat) có thể dùn
í dụ H
2
SO
4
)
2NO ↑
Ta thấy Cu tan, dung d
không khí.
. Phot pho
Cấu tạo nguyê
Photpho có điện tích hạt nhân +15

Cấu hình e:
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3

Photpho ở phân nhóm chính nhóm V, chu kỳ 3. Nguyê
và phân lớp 3d còn trống (chưa có electron
có 5e độc thân và như vậy có thể có hoá trị V (khác N)

2. Tính chất vật lý và các dạng thù hình
Đơn chất photpho có thể tồn tại dưới nhiều dạng thù hình khác nhau. Hai dạng thù hình
quan trọng là photpho trắng
− Photpho trắng: là chất rắn màu trắng hoặc hơi vàng, rất độc. ở 280
o
C, photpho trắng
chuyển thành photpho đỏ.

Photpho trắng tự bốc cháy trong không khí, phát sáng trong bóng tối (lân tinh). Người ta
bảo quản nó bằng cách ngâm trong nước, tránh á
− Photpho đỏ: là chất rắn có màu đỏ, không độc. ở nhiệt độ cao, P
lạnh, hơi P đỏ ngưng tụ t
P đỏ khá bền, khó nóng chảy, không tan trong bất kỳ dung môi nào.

3. Tính chất hoá học:
t, P có sLớp ngoài cùng của nguyên tử P có 5e. Trong các hợp c
. Photpho thể hiện cả hai tính chất: tính khử và tính oxi hóa:

, photpho h ộng hơn,

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
42
4P + 5O
2
⎯→⎯
0
t
2P
2
O
5
P trắng bị oxi hoá chậm trong không khí thành P
2
O
3
, khi đó phản ứng không phát nhiệt
mà
− Tá
− Tác dụng háy trong clo và nổ trong flo.

: P có thể gây nổ khi tác dụng với những muối có tính oxi hoá mạnh
như KNO , K
ng oxi hoá).
PH
3
c. Trê háy trong không khí:
ẫn điphotphin P
2
H
4
thì tự bốc cháy
hiện tượng "ma trơi")
4.
nó tồn tại ở dạng hợp chất như các quặng photphorit
Ca
và keo dính. Để tăng độ cọ sát còn trộn thêm bột thuỷ tinh mịn vào cả 2 loại thuốc
trê
− P đỏ dùn otphoric:
g nghiệp, người ta điều chế P bằng cách nung hỗn hợp canxiphotphat, SiO
2

(cát) v
10 6CaSiO
3
+ 10CO + P
4
5.
ất rắn, màu trắng, rất háo nước, tác dụng mãnh liệt với nước tạo thành axit
photphoric:
O để làm khô nhiều chất.

ền hơn ở mức +5. Do vậy H PO và P O khó bị khử và không có tính oxi hoá như
HN
g dịch điện
li theo 3 nấc: trung bình ở n u và rất yếu ở các nấc thứ hai, thứ ba.

phát quang.

c dụng với axit nitric:
3P + 5HNO
,
+ 2H O -> 3H
3
PO
4
+ 5NO
3 đ n 2
với halogen: P bốc c
2P + 3Cl
2
-> 2PCl
3
− Tác dụng với muối
3
5KClO
3
+ 6P -> 5KCl + 3P
2
O
5
ClO

3
, …

− Tác dụ với hiđro và kim loại (P thể hiện tính
2P + 3Ca -> Ca P (canxi photphua)
3 2
Các muối photphua dễ bị thủy phân tạo thành PH
3
(photphin)
là chất khí, rất độ n 150
o
C bị bốc c
2PH
3
+ 4O
2 kk
⎯→⎯
0
t
P
2
O
5
+ 3H
2
O
PH sinh ra do sự thối rữa xác động thực vật, nếu có l
3
phát ra ánh sáng xanh (đó là

Điều chế và ứng dụng
− P khá hoạt động, trong tự nhiên
3
(PO
4
)
2
, apatit 3Ca
3
(PO
4
)
2
.CaF
2
.
− P được dùng để chế tạo diêm: Thuốc gắn ở đầu que diêm gồm một chất oxi hoá như
KClO
3
, KNO
3
, một chất dễ cháy như S… và keo dính. Thuốc quét bên cạnh hộp diêm là
bột P đỏ
n.

g để sản xuất axit ph
P -> P
2
O
5

-> H
3
PO
4
− Trong côn
à than:

⎯→⎯
0
t
2Ca (PO ) + 6SiO +
3 4 2 2
C
Hợp chất của photpho

a) Điphotpho pentaoxit P
2
O
5

P
2
O
5
là ch

P O + 3HOH -> 2H
3
PO
4 2 5

Chính vì vậy người ta dùng P
2 5

b) Axit photphoric H
3
PO
4
.
− H
3
PO
4
là chất rắn, không màu, nóng chảy ở 42,5
o
C, tan vô hạn trong nước.
Trong P
2
O
5
và H
3
PO
4
, photpho có số oxi hoá +5. Khác với nitơ, photpho có độ âm điện
nhỏ nên b
3 4 2 5
O
3
.
− H

3
PO
4
là axit trung bình ở nấc 1, yếu và rất yếu ở nấc 2 và nấc 3; trong dun
ấc thứ nhất, yế
H PO
-
+ H
+
H PO
3 4 2 4
H PO
-
HPO
2-
+ H
+

2 4 4
HPO
4
2-
PO
4
3-
+ H
+

Dung dịch axit H
3

PO
4
có những tính chất chung của axit: làm đỏ quỳ tím, tác dụng với
bazơ, oxit bazơ tạo thành muối axit hoặc muối trung hoà như NaH
2
PO
4
, Na
2
HPO
4
, Na
3
PO
4
.

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
43
− H
3
PO
4
có thể tác dụng với những kim loại đứng trước H trong dãy Bêkêtôp cho H
2

thoát ra.

Ứng dụng ó dãy muối photphat:
:
O
4

.
uối axit của kim loại Na, K và amoni đều tan trong nước. Với
cá iđro photphat là tan được, ngoài ra đều không tan hoặc tan ít
tro
d) Đ
SO -> 3CaSO + 2H PO
oà tan vào H
2
O) hay từ P (hoà
ng làm phân bón phải là những hợp chất tan được trong dung dịch
thấ c hại, không gây
ô n
phân đạm, phân lân và phân kali.

ân đạm quan trọng:
lá")

ất. Trong đất ure bị biến đổi dần thành amoni
ca
H ) CO
ạm gần vôi,
kh

O , Ca(NO ) ,…thường bón cho các vùng đất chua mặn.

photphat với đolomit).

− S à thạch cao, được điều chế theo
ph
4
)
2
− Su hotphat, được điều chế theo phản ứng:
Ví dụ:
3Zn + 2H
3
PO
4
-> Zn
3
(PO
4
)
2
+ 2H
2
c) Muối photphat
với 3 mức điện li của axit H
3
PO
4
c
− Muối photphat trung hoà

Na
3
PO
4
, Zn
3
(PO
4
)
2
, (NH
4
)
3
P
− Muối đihiđro photphat

NaH
2
PO
4
, Ca(H
2
PO
4
)
2
,
− Muối hiđro photphat:

Na
2
HPO
4
, CaHPO
4
,…
Các muối trung hoà và m
c kim loại khác chỉ muối đih
ng H
2
O.
iều chế và ứng dụng
− Trong công nghiệp, điều chế H
3
PO
4
từ quặng Ca
3
(PO
4
)
2
và axit H
2
SO
4
:
Ca
3

(PO
4
)
2
+ 3H
2 4 4 3 4
− Trong phòng thí nghiệm, H
3
PO
4
được điều chế từ P
2
O
5
(h
↓
tan bằng HNO
3
đặc).
Axit photphoric chủ yếu được dùng để sản xuất phân bón.
6. Phân bón hoá học
Phân bón hoá học là những hoá chất có chứa nguyên tố dinh dưỡng, dùng để bón cho cây
trồng nhằm nâng cao năng suất.

Những hoá chất dù
m trong đất để rễ cây hấp thụ được. Ngoài ra, hợp chất đó phải không độ
hiễm môi trường.

Có ba loại phân bón hoá học cơ bản:
a) Phân đạm là phân chứa nguyên tố nitơ. Cây chỉ hấp thụ đạm dưới dạng ion NO

3
-
và ion
NH
4
+
. Các loại ph
− Muối amoni: NH
4
Cl (25% N), (NH
4
)
2
SO
4
(21% N), NH
4
NO
3
(35% N, thường được gọi
là "đạm hai
− Ure: CO(NH
2
)
2
(46% N) giàu nitơ nh
cbonat.

CO(NH
2

)
2
+ 2H
2
O -> (N
4 2 3
Các muối amoni và ure bị kiềm phân huỷ, do đó không nên bảo quản phân đ
ông bón cho các loại đất kiềm.

− Muối nitrat: NaN
3 3 2
b) Phân lân là phân chứa nguyên tố photpho. Cây hấp thụ lân dưới dạng ion PO
4
3-
. Các
loại phân lân chính.

− Phân lân tự nhiên: Quặng photphat Ca
3
(PO
4
)
2
thích hợp với đất chua ; phân nung chảy
(nung quặng
upephotphat đơn: Hỗn hợp canxi đihiđro photphat v
ản ứng:

Ca
3

(PO
4
)
2
+ 2H
2
SO
4
-> 2CaSO
4
+ Ca(H
2
PO↓
pe photphat kép: là muối canxi đihiđro p
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 3H
2
SO
4
-> 3CaSO
4
↓ + 2H
3
PO
4

Ca
3
(PO
4
)
2
+ 4H
3
PO
4
-> 3Ca(H
2
PO
4
)
2

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
44
− Amophot: chứa cả đạm và lân, được điều chế bằng cách cho NH
3
tác dụng với axit
photphoric thu được hỗn hợp trong mono và điamophot NH
4
H

2
PO
4
và (NH
4
)
2
HPO
4

c) Phân kali: chứa nguyên tố kali, cây hấp thụ kali dưới dạng ion K
+
. Phân kali chủ yếu là
KC
phân chứa một số lượng rất nhỏ các nguyên tố như đồng, kẽm,
mo
nước ta có một số nhà máy lớn sản xuất supephotphat (Lâm Thao - Phú Thọ), sản xuất
ph đạm (Hà Bắc) và có một số địa phương sản xuất phân lân nung chảy…

l lấy từ quặng muối cacnalit (KCl.MgCl
2
.6H
2
O), sinvinit (KCl.NaCl). Ngoài ra người ta
cũng dùng KNO
3
.K
2
SO
4

.
d) Phân vi lượng: là loại
lipđen, mangan, coban, bo, iot… Chỉ cần bón một lượng rất nhỏ các nguyên tố này cũng
làm cho cây phát triển tốt.

Ở
ân

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
45


Chương 4
CACBON - SILIC
I.
nguyên tử
,982%) và (0,108%). NTK =
12
c
ầu hết các hợp chất.

hoặc
gr
2.
ng với 4 nguyên tử C xung quanh, tạo hình tứ diện đều. Sự đồng nhất và bền vững
của liên kết này khiến kim cương có tính rất cứng, không bay hơi và trơ với nhiều chất hoá
học.

Cacbon

1. Cấu tạo
− Cacbon thiên nhiên là hỗn hợp hai đồng vị bền:
C
12
6
(98 C
13
6
,0115.

− Cấu hình e nguyên tử ủa cacbon ở trạng thái cơ bản:



1s
2
2s
2
2p
2
Do đó cacbon có thể có hoá trị II (liên kết cộng hoá trị)

↑↓
↑ ↑

↑↓

− Ở trạng thái kích thích, có 1e ở phân lớp 2s nhảy lên phân lớp 2p tạo thành 4e độc thân
đồng nhất, vì thế cacbon có hoá trị IV trong h
− Ở trạng thái rắn, các nguyên tử cacbon liên kết với nhau theo kiểu kim cương
aphit.

Các dạng thù hình và tính chất vật lý
Cacbon có 3 dạng thù hình: kim cương, than chì (graphit) và cacbon vô định hình.
a) Kim cương
Kim cương có cấu trúc mạng tinh thể nguyên tử, mỗi nguyên tử C liên kết cộng hoá trị
bền vữ

b) Than chì

Tinh thể than chì (graphit) có cấu trúc lớp. Trên mỗi lớp, mỗi nguyên tử C liên kết với 3
nguyên tử C khác bằng liên kết cộng hoá trị. Liên kết giữa những nguyên tử C
trong 1 lớp
rất
uy có tính chất vật lý rất khác nhau nhưng tính chất hoá
họ ả kim cương và than chì đều tạo thành
kh
oxi

C + O
2
CO

2
+ Q
bền vững, liên kết giữa các lớp rất yếu, do vậy các lớp trong tinh thể có thể trượt lên
nhau. Cấu trúc này làm than chì mềm, trơn, dùng làm bút chì, bôi trơn các ổ bi.

c) Cacbon vô định hình
Cacbon vô định hình (than cốc, than gỗ, bồ hóng,…) gồm những tinh thể rất nhỏ, có cấu
trúc không trật tự.

Tính chất của cacbon vô định hình tuỳ thuộc vào nguyên liệu và phương pháp điều chế
chúng.

Than gỗ và than xương có cấu tạo xốp nên chúng có khả năng hấp phụ mạnh các chất khí
và chất tan trong dung dịch.

3. Tính chất hoá học
Các dạng thù hình của cacbon t
c của chúng căn bản giống nhau: cháy trong oxi, c
í CO
2
.
a) Phản ứng với
Khi cháy trong oxi, phản ứng toả nhiều nhiệt:

⎯⎯→⎯
C
0
350

Hóa học các hợp chất vô cơ

Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
46
Vì vậy cacbon được dùng chủ yế để làm nhiên liệu trong đời sống, trong công nghiệp.
iều ox m dụ:


O
2
+ 4Fe

it phi kim

Cacbon ph xit c i kim tạo thành các hợp chất có liên kết cộng hoá
trị
+ 2CO

O
2
, tạo ra CO
Phản ứng với hơi nước

C cbon tác ơi n ệt độ cao tạo ra khí thanh (một hỗn hợp gồm CO và
H
2
+ H
2

ới halogen: CF
4
, CCl
4
, CF
2
Cl
2
,… Trong đó CCl
4
được dùng
làm là một trong các
ch ủng" tầng ozon.

f) Tron c chất vớ h ro và kim loại, cacbon có số oxi hoá âm.
Ví dụ:
+ CO
4. cacbon

tạo: C ≡ O
o
C và
hoá rắn ở -20
O
2
cho ngọn lửa màu xanh:
O
2
> COCl
2

− CO có tí c oxit kim loại hoạt động vừa và yếu.
Cu + CO
2
n tử O
nằ
lần.

C ợc 0,88 thể tích CO
2
). Dưới
áp hí CO
2
hoá rắn, gọi là nước đá khô.
−
CO
2
có t oxit ax h oxi hoá yếu.
+ Tác dụng với H
2
O:

b) Phản ứng với các oxit kim loại
Cacbon khử được nh it ki loại. Ví

3C + 2Fe
2
O
3
⎯→⎯
0

t
3C
C + 2CuO
⎯→⎯
0
t
CO
2
+ 2Cu
c) Phản ứng với ox
ản ứng với o ủa một số ph
và rất rắn. Ví dụ:

SiO
2
+ 3C SiC ⎯→⎯
0
t
Đốt nóng cacbon trong khí C
C + CO
2
⎯→⎯
0
t
2CO
d)
a dụng với h ước ở nhi
)

C + H

2
O ⎯→⎯
0
t
CO
Khí than là nhiên liệu quan trọng trong công nghiệp.

e) Hợp chất với các halogen
Cacbon tạo nhiều hợp chất v
dung môi, CF
2
Cl
2
(freon) là chất làm lạnh trong các máy lạnh và nó
ất gây "th
g ác hợp i iđ
C + H
2
⎯→⎯ C H
4
0
1−
4+
0
t
CaO + 3C ⎯⎯
2000
⎯→
C

2
CCa
Các hợp chất quan trọng của
a) Cacbon monooxit CO

− Công thức cấu
− CO là khí không màu, không mùi, rất độc (gây chết người), CO hoá lỏng ở -191,5
5
o
C.
− Ở t
o
thường, CO rất trơ; ở t
o
cao, CO bị cháy thành C
CO + 1/2O
2
⎯→⎯
0
t
C
− Với clo tạo thành photgen là một chất độc hoá học:

CO + Cl
2
-
nh khử mạnh, nó khử được cá
Ví dụ:

0

CO + CuO ⎯⎯→
t
CO được dùng làm chất khử trong công nghiệp luyện kim.
b) Cacbon đioxit CO
2

− Công thức cấu tạo: O = C = O. Phân tử đối xứng, nguyên tử C và hai nguyê
m trên một đường thẳng, do đó phân tử không phân cực.

− CO
2
là khí không màu, không mùi, nặng hơn không khí 1,5
đưO
2
ít tan trong nước (ở 20
o
C, một thể tích nước hoà tan
suất thường, ở -78
o
C, k
ính chất của it và có tín

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
47
CO

2
+ H
2
O CO + H
2
H
2
CO
3
là axit yếu (K = 4,5.10
-7
, K
2
= 4,7.10
-11
), kém bền, khi bị đun nóng nó phân huỷ
ch
+ Tác dụng
H
2
O
NaHCO
3

số kim hử mạnh ở nhiệt độ cao:

C
o thàn
CO (NH
2

)
2
CO
+ Nun :

+ CO

aCl
2
+ H
2
O + CO

ủa CO
2
:
hực phẩm, sản xuất xôđa, ure,…

, CaCO
3
, …
-
Muối hiđ
i kiềm, kiềm thổ
(tr
ại kiềm không bị phân huỷ, cacbonat của các kim loại
khác phân hu
bền, bị phân huỷ ở > 100
o
C. Một vài muối (ví dụ Ca(HCO

3
)
2
)
chỉ tồn dịch.

-
Mu
2
:
aCO
3
+ 2HCl -> CaCl
2
+ H
2
O + CO

1.
− Silic là nguyên n th g tự oxi, gồm ba loại đồng vị :

5%)
goài cùng của silic : 3s 3p .
2.
423
o
C. Silic dạng đơn
nên dùng trong kỹ thuật radio, pin mặt trời.

3.

− Silic tinh hình khá hoạt động:

S
Si + C SiC

1
o CO
2
bay ra.
với kiềm:
CO
2
+ 2NaOH -> Na
2
CO
3
+
CO
2
+ NaOH ->
+ Tác dụng với kim loại:

CO
2
có thể oxi hoá một loại có tính k
CO
2
+ 2Mg ⎯→⎯
0
t

2MgO +
+ Tác dụng với NH
3
: Tạ h ure.
2
⎯→⎯
0
t
2NH
3
+
− Điều chế CO
2
:
g đá vôi
CaCO
3
⎯⎯→⎯
C
0
1200
CaO
2 ↑

+ Trong phòng thí nghiệm:

CaCO
3
+ 2HCl -> C

2 ↑
- Ứng dụng c
Chữa cháy.

Trong công nghiệp t
c) Muối cacbonat

Tồn tại 2 loại muối cacbonat.
-
Muối cacbonat trung hoà : Na
2
CO
3
rocacbonat (muối axit):
Ca(HCO
3
)
2
, Mg(HCO
3
)
2
,
Muối cacbonat của kim loại kiềm, amoni và hiđrocacbonat của kim loạ
ừ NaHCO
3
) tan được trong nước, các muối cacbonat còn lại không tan.
-
Ở t
o

cao : muối cacbonat kim lo
ỷ, tạo ra oxit kim loại.

CaCO
3
⎯→⎯
0
t
CaO + CO
2 ↑
- Muối hiđrocacbonat kém
tại trong dung
Mg(HCO
3
)
2
⎯→⎯
0
t
MgO + 2CO
2

↑
+ H
2
O
ối cacbonat tác dụng với nhiều axit, giải phóng CO
C
2
↑

II. Silic
Cấu tạo nguyên tử
tố phổ biế ứ hai tron nhiên sau
Si
28
14
(92,27%); Si
28
14
(4,68%); Si
28
14
(3,0
2 2
− Cấu hình e lớp n
Tính chất vật lý

− Silic là chất rắn, màu xám, dẫn điện, dẫn nhiệt. Nóng chảy ở 1
tinh thể là chất bán dẫn
Tính chất hoá học

thể trơ, silic vô định
Si + O
2
iO
2
⎯→⎯
0
t

⎯⎯→⎯
C
0
2000

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
48

− Silic hoá ới
o
thường :
điều kiện thường, silic không tác dụng với axit, chỉ tác dụng với hỗn hợp HNO
3
+
HF:

− Silic tác muố hó g H
2
:
ủa silic là nó có thể tạo thành các silan kiểu ankan với hiđro
l
4.
au:

Trong phò c điều chế bằng phản ứng:

2
2MgO + Si
Trong công
+ Si

5. rọng của silic
hất rắn, không màu, nóng chảy ở 1700
o
C. Thạch anh, phalê, ametit là SiO
ng
t axit, ở t
o
cao nó tác dụng được với oxit bazơ, kiềm, cacbonat kim loại kiềm,
tạo ra silicat :
Ca

− SiO
2
có t tan được trong dung dịch axit HF:
F -> SiF
4
+ 2H
2
O
Kh
xây dựng, sản xuất thuỷ tinh, đá mài,…
ít tan trong nước.

Điều chế H
NaCl + H SiO

SiO và K SiO trông giống thuỷ tinh, tan được trong nước nên được gọi là thuỷ tinh
tan
Nguyên liệ ỷ tin , đa:

học của thuỷ tinh này được biểu diễn gần đúng bằng công thức các oxit:
a
2
O.CaO.6SiO
2.

hợp được v flo ở t
Si + 2F
2
⎯→⎯ SiF
4
− Ở
3Si + 4HNO
3
+ 18HF
⎯→⎯
3H
2
[SiF
6
] + 4NO + 8H
2
O
dụng với kiềm tạo ra i silicat và giải p n
Si + 2NaOH + H
2

O ⎯→⎯ Na
2
SiO
3
+ 2H
2
↑

− Tính chất hoá học đặc biệt c
và halogen : Si
n
H
2n+2 ;
Si
n
C
2n+2

Ứng dụng và điều chế
Silic được ứng dụng chủ yếu trong các lĩnh vực chính s
− Chế tạo hợp kim đặc biệt có tính cứng và chịu axit.

− Chế tạo chất bán dẫn trong kỹ thuật vô tuyến điện, pin mặt trời.
ng thí nghiệm, silic vô định hình đượ

⎯⎯→⎯
C
0
900
2Mg + SiO

nghiệp:

2C + SiO
2
⎯⎯→⎯
C
0
1800
2CO
↑
Các hợp chất quan t
a) Silic đioxit SiO
2

− SiO
2
là c
2
uyên chất.

− SiO
2
là oxi

CaO + SiO
2
⎯→⎯
0
t
SiO

3

2NaOH + SiO
2
Na
2
SiO
3
+ H
2
O ⎯→⎯
0
t
K
2
CO
3
+ SiO
2
⎯→⎯
0
t
K
2
SiO
3
+ CO
2
ính chất hoá học đặc trưng là
SiO

2
+ 4H
i dư HF:
SiF
4
+ 2HF
dư
-> H
2
[SiF
6
]
tan
Vì vậy người ta dùng HF để khắc chữ, khắc hình trên thuỷ tinh.
− SiO
2
được dùng rộng rãi trong
b) Axit silicic và muối silicat

H
2
SiO
3
là axit yếu,
2
SiO
3
:
Na SiO
3

+ 2HCl -> 2
2 2 3 ↓
Muối của axit silicic là silicat.
Na
2 3 2 3
.

Thuỷ tinh tan dùng chế tạo xi măng, bêtông chịu axit.
u để sản xuất thu h là cát thạch anh đá vôi và xô
Na
2
CO
3
+ SiO
2
Na
2
SiO
3
+ CO
↑
⎯→⎯
0
t
2
CaCO
3
+ SiO
2
⎯→⎯

0
t
CaSiO
3
+ CO
2 ↑
Thành phần hoá
N

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
49

ƯƠNG VỀ KIM LOẠI
1. cấu tạo của kim loại

)
i bảng).
người ta biết khoảng 109 nguyên tố hoá học, trong đó có trên 85 nguyên tố là
kim
hía dưới của bảng, tính kim loại càng mạnh.

ố electron ở lớp ngoài cùng nhỏ ( ≤ 4 ), dễ dàng cho đi trong
cá
guyên tử có bán kính lớn
là i, bên trái của bảng tuần hoàn.

tron" mà các nguyên
tử
i kim loại do các e tự do gắn các ion dương kim loại lại
vớ
i do tương tác tĩnh điện giữa các ion dương và các e tự do.

2.
oại đều ở trạng thái rắn (tinh thể), trừ Hg là chất lỏng.
Nh
i ta phân biệt : Các kim loại đen (gồm Fe, Mn, Cr) và kim loại màu (các kim loại
cò
ất đó của kim lo ể được giải thích bởi những đặc điểm cấu tạo của
ch
rường,
cá
dạng nhiệt) được truyền
ra dẫn nhiệt của kim loại.
toàn, do
ó mạng lưới tinh thể vẫn bền vững, mặc dù hình dạng thanh kim loại bị thay đổi.

Chương 5
ĐẠI C
Vị trí và
a. Vị trí

Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học, kim loại ở những vị trí:
− Phân nhóm chính nhóm I, II, III (trừ bo) (nhóm IA, IIA, IIIA
− Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VIII (nhóm IB -> VIIIB)

− Họ lantan và họ actini (những nguyên tố xếp riêng ở dướ
− Một phần của các phân nhóm chính nhóm IV, V, VI.

Hiện nay
loại.

Các nguyên tố càng nằm ở bên trái, p
b. Cấu tạo của nguyên tử kim loại

− Nguyên tử kim loại có s
c phản ứng hoá học.

− Trong cùng 1 chu kì, nguyên tử của các nguyên tố kim loại có bán kính lớn hơn và có
điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tố phi kim. Những n
những nguyên tử nằm ở góc dướ
c. Cấu tạo tinh thể kim loại

− Các nguyên tử kim loại sắp xếp theo một trật tự xác định làm thành mạng lưới tinh thể
kim loại. Nút của mạng lưới là các ion dương hoặc các nguyên tử trung hoà. Khoảng không
gian giữa các nút lưới không thuộc nguyên tử nào, làm thành "khí elec
kim loại ở nút lưới liên kết với nhau tạo thành mạng lưới bền vững.

Liên kết sinh ra trong mạng lướ
i nhau gọi là liên kết kim loại.

Đặc điểm của liên kết kim loại:
− Do tất cả các e tự do trong kim loại tham gia.
− Liên kết kim loạ
Tính chất vật lý

− Ở điều kiện thường, các kim l
iệt độ nóng chảy rất khác nhau.

− Ngườ
n lại).

− Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, có tính dẻo, có ánh kim.
Những tính ch ại có th
úng.
a) Tính dẫn điện và dẫn nhiệt

− Khi nối 2 đầu thanh kim loại với 2 cực của nguồn điện. Dưới tác dụng của điện t
c e tự do chuyển động theo 1 hướng xác định làm thành dòng điện trong kim loại.

− Khi đun nóng kim loại tại 1 điểm nào đó, các nút lưới (nguyên tử, ion) ở điểm đó nhận
thêm năng lượng, dao động mạnh lên và truyền năng lượng cho các e tự do. Các e tự do lại
truyền năng lượng cho các nút xa hơn. Và cứ như thế năng lượng (
khắp thanh kim loại. Đó là bản chất tính

b) Tính dẻo (dễ kéo sợi, dát mỏng):
Khi tác dụng lực cơ học lên thanh kim loại, một số nút mạng lưới kim loại có thể bị xê
dịch, nhưng mối liên kết giữa các lớp nút trong mạng nhờ các e tự do vẫn được bảo
đ

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3

50


3.
ững đặc điểm cấu tạo trên, các nguyên tử kim loại dễ dàng cho e hoá trị,
thể hiện tính k
ủa kim loại : Đi từ đầu đến cuối "dãy thế điện hóa" của các kim loại thì
tín
, Ag, Hg, Au.

ng của kim loại:
hản ứng với O
2
của không khí tạo thành lớp bảo vệ cho
kim
ng nóng, phần lớn kim loại cháy trong oxi.
Ví dụ

Na
oại
khác phản ứn hải đ Hợp chất tạo thành ở đó kim loại có hoá trị cao:

− Với phi kim khác (yếu hải đun nóng :
nS
và kiềm thổ phản ứng tạo hợp chất hiđrua kim loại dạng muối, ở đó số oxi
hoá của H là
aH

giải phóng H
2

. Một số kim loại yếu hơn tạo thành lớp bảo vệ hiđroxit hoặc tạo

đỏ, những kim loại đứng trước hiđro trong dãy thế điện hoá phản ứng
với hơ
oxi hóa thể hiện ở ion H
+
): HCl, H
2
SO
4
loãng, …
− Muố
t, còn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO
3
(đặc hoặc loãng), H
2
SO
4

(đ
(Kh O
2
m

Cu + 4HNO
3 đ, n
Cu(NO
3
)
2

+ 2NO
2
+ 2H
2
O
Tính chất hoá học

* Do có được nh
hử:

M – ne -> M
n+
So sánh tính khử c
h khử giảm dần.

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu
* Các phản ứng đặc trư
a) Phản ứng với oxi :

− Ở t
o
thường, phần lớn kim loại p
loại không bị oxi hoá tiếp tục.

− Khi nu
:
4Na + O
2
-> 2
2

O
3Fe + 2O
2
⎯→⎯
0
t
Fe
3
O
4
b) Phản ứng với halogen và các phi kim khác
− Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở t
o
thường. Các kim l
g yếu hơn, p un nóng.
2Fe + 3Cl
2
⎯→⎯
0
t
2FeCl
3
hơn) p
Zn + S
⎯→⎯
0
t
Z
c) Phản ứng với hiđro:

Kim loại kiềm
-1

2Na + H
2
-> 2N
d) Phản ứng với nước:

− Ở t
o
thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng được với nước tạo thành dung
dịch kiềm và
thành axit.

Na + H
2
O -> NaOH + 1/2H
2
− Ở nhiệt độ nóng
i nước. Ví dụ:

Fe + H
2
O ⎯⎯→⎯
> C
0
570
FeO + H
2
↑

e) Với axit thông thường (tính
Phản ứng xảy ra dễ dàng khi:

− Kim loại đứng trước H
2
.
i tạo thành phải tan
Mg + 2HCl -> MgCl
2
+ H
2 ↑
g) Với axit HNO
3
, H
2
SO
4
đặc nóng:
Trừ Au và P
ặc, nóng),

− Với HNO
3
đặc:
í duy nhất bay ra là N àu nâu).
Mg + 4HNO
3 đ, n
Mg(NO
3

)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O ⎯→⎯
0
t
⎯→⎯
0
t

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
51


− Với HNO
3
loãng:
Tuỳ theo độ mạnh của kim loại và độ loãng của axit, sản phẩm khí bay ra có thể là N
2,
N
2
i với kim loại mạnh và axit rất loãng, sản phẩm là NH

4
NO
3
.
Ví d
n
O
Cu(NO
3
)
2
+ NO + 4H
2
O
mạnh của kim loại mà sản phẩm của sự khử S
+6
(trong H
2
SO
4
) có thể là H
2
S,
S
ạnh thì S
+6
bị khử về số oxi hoá càng thấp.
Ví d
O
n

. Do đó, trong thực tế người
ta ắt để chuyên chở các axit trên.

loại đứng trước H
2
và hiđroxit của nó có tính lưỡng tính có thể phản ứng với
kiề
Ví d
hỏi hợp chất:

− Đ ối. Ví dụ:
thì trước hết phản ứng với H
2
O và không có phản ứng đẩy kim loại yêu hơn
ra
Xảy oả nhi g chảy kim loại:

ư Cr, Mn,
kỹ thuật hàn kim loại (đường ray xe lửa, ).

4.
Giữa kim l on kim M
n+
tồn tại một cân bằng:
O, NO. Đố
ụ:

8Na + 10HNO
3 đ, n
8NaNO

3
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O ⎯→⎯
0
t

4Mg + 10HNO
3 đ,
4Mg(NO
3
)
2
+ N
2
O + 5H
2
⎯→⎯
0
t
3Cu + 8HNO
3 đ, n
⎯→⎯
0
t
3

− Với axit H
2
SO
4
đặc nóng.
Kim loại + H
2
SO
4
đ.n → muối + (H
2
S, S, SO
2
) + H
2
O.
Tuỳ theo độ
hay SO
2
.
Kim loại càng m
ụ:

8Na + 5H
2
SO
4 đ, n
4Na
2
SO

4
+ H
2
S + 5H
2
⎯→⎯
0
t

2Mg + 3H
2
SO
4 đ,
2MgSO
4
+ S+ 3H
2
O ⎯→⎯
0
t
Cu + 2H
2
SO
4 đ, n
⎯→⎯
0
t
CuSO
4
+ SO

2
+ 2H
2
O
Chú ý: Al và Fe bị thụ động hoá trong H
2
SO
4
đặc, nguội và HNO
3
đặc, nguội. Nguyên
nhân là do khi 2 kim loại này tiếp xúc với các axit đặc, nguội thì trên bề mặt chúng có tạo
lớp màng mỏng, đặc xít bảo vệ kim loại không bị axit tác dụng
thường dùng các xitec bằng s
h) Phản ứng với kiềm:

Một số kim
m mạnh.

ụ như Be, Zn, Al:
Al + NaOH + H
2
O -> NaAlO
2
+ 3/2H
2
↑

k) Phản ứng kim loại mạnh đẩy kim loại yếu ra k
ẩy kim loại yếu khỏi dung dịch mu

Fe + CuSO
4
-> FeSO
4
+ Cu ↓
Chú ý: Những kim loại tác dụng mạnh với H
2
O như kim loại kiềm, kiềm thổ, khi gặp
dung dịch nước
khỏi muối.

− Đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại).
ra ở t
o
cao, t ều nhiệt làm nón
Al + Fe
2
O
3
Al
2
O
3
+ Fe +Q
⎯→⎯
0
t

2Al + 3NiO
⎯→⎯

0
t
Al
2
O
3
+ 3Ni
Phương pháp này thường được dùng để điều chế các kim loại khó nóng chảy nh
Fe… và được ứng dụng nhiều trong
Dãy thế điện hoá của kim loại

a. Cặp oxi hoá - khử của kim loại
oại M và i loại
M
+n
+ ne M
0
Trong những điều kiện nhất định, cân bằng đó có thể xảy ra theo 1 chiều xác định. Dạng
oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oxh/kh) của
ng ó.

uyên tố đ
Ví dụ:

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3

52
Các cặp oxi hoá - khử : Fe
2+
/Fe, Cu
2+
/Cu, Al
3+
/Al.
b. Điện thế oxi hoá - khử:
Để đặc trưng cho khả năng oxi hoá - khử của một cặp oxi hoá - khử, người ta dùng đại
lư
ồng độ dạng khử bằng 1mol/l ([oxh] = [kh] = 1mol/l), ta có
thể xi oá - ử chu
Tính oxi hóa của kim loại tăng dần:

g Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Ag Pt Au
ần
t sẽ tác dụng với dạng khử mạnh
nh nh dạng oxi hóa yêu hơn và dạng khử yếu hơn:
à Fe
2+
/Fe phản ứng:
phản ứng:
g kim loại đứng trước H đẩy được hiđro ra khỏi dung dịch axit.
Fe + H
2
SO
4
-> FeSO
4

+ H
5.
khi nung chảy một hỗn hợp nhiều kim loại khác nhau
ho kim.

h thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu, khi
nó
tinh thể được tạo thành sau khi nung nóng chảy các
đơ
a những hợp chất hoá học được tạo ra sau khi
nu ợp.

i. Trong loại hợp kim có tinh thể là hợp
ch n kết cộng hoá trị.

các chất trong hỗn hợp ban
đầ ất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều.

hế tạo ôtô, máy bay, các loại máy móc…
6. g ăn mòn
ợng gọi là điện thế oxi hoá - khử và ký hiệu E
oxh/kh
.
Khi nồng độ dạng oxi hoá và n
o h kh ẩn E
0
oxh/kh.

Dạng oxi hóa: K
+
Na
+
Mg
2+
Al
3+
Zn
2+
Fe
2+
Ni
2+
Sn
2+
Pb
2+
H
+
Cu
2+
Hg
2
2+
Ag
+
Pt
2+
Au

3+
Dạng khử: K Na M

Tính khử của kim loại giảm d
c. Ý nghĩa của dãy thế điện hoá của kim loại

- Dự đoán chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh:
Khi cho 2 cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxi hóa mạnh nhấ
ất tạo thà
Ví dụ:

Có 2 cặp oxh - kh : Zn
2+
/Zn v
Zn + Fe
2+
-> Zn
2+
+ Fe
0
Có 2 cặp oxh - kh: Zn
2+
/Zn và Cu
2+
/Cu

Zn + Cu
2+
-> Zn
2+

+ Cu
0


- Nhữn
Ví dụ:


2 ↑
Hợp kim
a. Định nghĩa:
Hợp kim là chất rắn thu được sau
ặc hỗn hợp kim loại và phi
b. Cấu tạo của hợp kim:

Hợp kim thường được cấu tạo bằng các loại tinh thể:
+ Tinh thể hỗn hợp: Gồm những tin
ng chảy chúng không tan vào nhau.

+ Tinh thể dung dịch rắn: Là những
n chất trong hỗn hợp tan vào nhau

+ Tinh thể hợp chất hoá học: Là tinh thể củ
ng nóng chảy các đơn chất trong hỗn h
c. Liên kết hoá học trong hợp kim:

Liên kết trong hợp kim chủ yếu là liên kết kim loạ
ất hoá học, kiểu liên kết là liê
d. Tính chất của hợp kim:

Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của
u, nhưng tính ch
e. Ứng dụng:

Hợp kim được dùng nhiều trong:
− Công nghiệp chế tạo máy: c
− Công nghiệp xây dựng…

Ăn mòn kim loại và chốn
a. Sự ăn mòn kim loại:


Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
53
Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hoá học của môi trường xung quanh gọi là
sự ăn mòn kim loại.

n mCăn cứ vào cơ chế của sự ă òn, ăn mòn kim loại được chia thành 2 loại chính: ăn mòn
ho
im loại do kim loại phản ứng hoá học với chất khí hoặc
hơ
ăn mòn càng nhanh.

ết của động cơ đốt trong.
N tiếp xúc v c ở ệt độ cao.

Ví d
Bản chất c học là quá trình oxi hoá - khử, trong đó các electron của kim
loạ môi trường tác dụng:

:
uỷ kim loại do kim loại tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo
nê
p chất (kim loại
kh
c biển, …) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hoá.

Sắt có lẫn đồng tiếp xúc với môi trường điện li tạo thành 1 pin, trong đó Fe là kim loại
hoạt động hơn là cực âm, Cu là cực dương.
á học và ăn mòn điện hoá.

* Ăn mòn hoá học:
Ăn mòn hoá học là sự phá huỷ k
i nước ở nhiệt độ cao.

Đặc điểm của ăn mòn hoá học:
− Không phát sinh dòng điện.
− Nhiệt độ càng cao thì tốc độ
Sự ăn mòn hoá học thường xảy ra ở:

− Những thiết bị của lò đốt.
− Những chi ti
− hững thiết bị ới hơi nướ nhi
ụ:
0
3Fe + 4H

2
O ⎯→⎯
t
Fe
3
O
4
+ 4H
2 ↑

Cu + Cl
2
⎯→⎯
0
t
CuCl
2

ủa ăn mòn hoá
i chuyển trực tiếp sang
M
0

– ne -> M
+n
* Ăn mòn điện hoá
Ăn mòn điện hoá là sự phá h
n dòng điện.

Cơ chế ăn mòn điện hoá:

Những kim loại dùng trong đời sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạ
ác hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường điện li (như hơi nước có hoà lẫn các khí
CO
2
, NO
2
, SO
2
,…hoặc nướ
Xét cơ chế ăn mòn sắt có lẫn đồng trong không khí ẩm có hoà tan H
+
, O
2
, CO
2
, NO
2
,…tạo
thành môi trường điện li.

Η
2
H
+
Fe – 2e -> Fe
2
+

Fe
2+

Fe

Cu

-

+
− Ở cực âm: Fe bị oxi hoá và bị ăn mòn.
Fe – 2e -> Fe
2+
Ion Fe
2+
tan vào môi trường điện li, trên sắt dư e. Các e dư này chạy sang Cu (để giảm bớt
sự
− Ở cực dư trình khử ion H và O
2
.
Ion H
+
và O li đến miếng Cu thu e:
chênh lệch điện tích âm giữa thanh sắt và đồng).

+
ơng: Xảy ra quá
2
trong môi trường điện
2H
+
+2e -> H

2
O
2
+ H
2
O + 4e -> 4OH
-

Hóa học các hợp chất vô cơ
Đồng Đức Thiện
#

"
Trường THPT Sơn Động số 3
54
Sau ó xảy
-> 4Fe(OH)
3

ột quá trình oxi
hó oxi hóa kim loại, ở cực
hác nhau, cặp kim loại -
tính khử
òn.
ới nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn).
i một dung dịch điện li.

ác loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime.
ken, đồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần
bả

ôi trường không khí, môi tr ng hoá chất.
Nh
ng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm)

c hàng trăm chấ ống ăn mòn khác nhau, chúng được
dù
thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1 tấm kẽm. Khi
bị ăn mòn dần, vỏ tàu được bảo vệ. Sau một thời gian người ta thay
tấm
7.
a. Nguyên
i.

pháp thủy luyện:
ạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối.
Ví dụ:
Dùng các c CO kim loại để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ
cao. Phương sử dụ t kim loại trong công nghiệp:

đ ra quá trình tạo thành gỉ sắt:
Fe
2+
+ 2OH
-
-> Fe(OH)
2

4Fe(OH)
2

+O
2
+ 2H
2
O
Các hiđroxit sắt này có thể bị mất H
2
O tạo thành gỉ sắt, có thành phần xác định:
xFeO. yFe
2
O
3
. mH
2
O
Bản chất của sự ăn mòn điện hóa:
Bản chất của ăn mòn điện hoá là m
a khử xảy ra trên bề mặt các điện cực. Ở cực âm xảy ra quá trình
dương xảy ra quá trình khử các ion H
+
(nếu dùng dung dịch điện li là axit).
Các điều kiện cần và đủ để xảy ra hiện tượng ăn mòn điện hóa:
- Các điện cực phải khác chất nhau : có thể là cặp kim loại k
phi kim (C), cặp kim loại - hợp chất hóa học (xêmentit Fe
3
C). Trong đó kim loại có
mạnh sẽ là cực âm. Như vậy, kim loại nguyên chất khó bị ăn m
- Các điện cực phải tiếp xúc v
- Các điện cực cùng tiếp xúc vớ
b. Cách chống ăn mòn kim loại:

+ Cách li kim loại với môi trường:
Dùng những chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại. Đó là:
− C
− Mạ một số kim loại bền như crom, ni
o vệ.

+ Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox):
ườChế tạo những hợp kim không gỉ trong m
ững hợp kim không gỉ thường đắt tiền, vì vậy sử dụng chúng còn hạn chế.

+ Dù
Chất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên thụ động (trơ) đối với môi trường ăn
mòn.

t chNgày nay người ta đã chế tạo đượ
ng rộng rãi trong các ngành công nghiệp hoá chất.

+ Dùng phương pháp điện hóa:
Nối kim loại cần bảo vệ với 1 tấm kim loại khác có tính khử mạnh hơn. Ví dụ, để bảo vệ
vỏ tàu biển bằng
tàu hoạt động, tấm kẽm
kẽm khác.

Điều chế kim loại
tắc:
Khử ion kim loại thành kim loạ
M
n+
+ ne -> M

b. Các phương pháp điều chế
* Phương
Dùng kim loại tự do có tính khử m
− Điều chế đồng kim loại:

Zn + Cu
2+
-> Zn
2+
+ Cu

− Điều chế bạc kim loại:
Fe + Ag
+
-> Fe
2+
+ Ag

* Phương pháp nhiệt luyện:
hất khử như , H
2
, C hoặc
pháp này được ng để sản xuấ