BÀI GIẢNG về KIM LOẠI và PHI KIM

Phần I : HÓA VÔ CƠ
MỞ ĐẦU
Dựa vào cấu tạo electron nguyên tử của các nguyên tố hóa học người ta chia chúng thành 3
loại:
1. Các khí trơ hay khí hiếm : là những nguyên tố có cấu tạo lớp electron ngoài cùng bão
hòa ns
2
np
6
và do đó chúng khá trơ về mặt hóa học.
Các khí trơ là những nguyên tố họ p trừ He thuộc họ s.
2. Các nguyên tố điển hình hay nguyên tố bình thường : những nguyên tố này có lớp vỏ
electron ngoài cùng chưa bão hòa, các electron đang được xây dựng ở các phân lớp s
hoặc p. Cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns
1-2
np
0-5
Đây là các kim loại và phi kim
điển hình thuộc các phân nhóm chính từ I đến VII. Các nguyên tố điển hình có hoạt
tính hóa học cao, chúng luôn có xu hướng cho hoặc nhận electron để đạt lớp vỏ
electron bão hòa, là lớp vỏ của các khí trơ tương ứng.
Các nguyên tố điển hình là các nguyên tố họ s hoặc p.
3. Các nguyên tố chuyển tiếp : những nguyên tố này có các phân lớp d hoặc f chưa bão
hòa, các electron đang được xây dựng ở phân lớp d hoặc f. Tất cả các nguyên tố
chuyển tiếp đều là kim loại và thuộc các phân nhóm phụ từ I đến VIII. Các nguyên tố
chuyển tiếp có hai họ :
• Các nguyên tố d : cấu hình electron hóa trò (n - 1)d
1-10
ns
1-2
• Các nguyên tố f : cấu hình electron hóa trò (n – 2)f

1-14
(n – 1)d
0-10
ns
1-2
.
Trong phần này chủ yếu trình bày về các nguyên tố điển hình thuộc các phân nhóm
chính ( nhóm A ) và một số nguyên tố chuyển tiếp thuộc các phân nhóm phụ ( nhóm B ).
Chương I : CÁC KIM LOẠI VÀ HP CHẤT CỦA KIM LOẠI
I. GIỚI THIỆU :
Các kim loại bao gồm các nguyên tố thuộc các nhóm I
A
( kim loại kiềm ), II
A
( kim loại
kiềm thổ ), III
A
( trừ B ), IV
A
( trừ C, Si ) và tất cả các nguyên tố thuộc các phân nhóm phụ
( nhóm B ) :
Cấu hình electron lớp ngoài
cùng
Số oxi hóa
Nhóm I
A
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ns
1
+1
Nhóm II

A
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra ns
2
+2
Nhóm III
A
Al, Ga, In, Tl ns
2
np
1
+3
Nhóm I
B
Cu, Ag, Au (n – 1)d
10
ns
1
+1, +2, +3
Nhóm II
B
Zn, Cd, Hg (n – 1)d
10
ns
2
+1, +2
Nhóm
VIII
B
Fe, Co, Ni (n – 1)d
6,7,8

ns
2
+2, +3
Trong mỗi phân nhóm chính khi đi từ trên xuống dưới, khả năng nhường electron tăng, tính
khử tăng; còn trong mỗi phân nhóm phụ, tính khử của nguyên tố thứ nhất lớn hơn hai nguyên
tố còn lại.
Trang 1
II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA CÁC ĐƠN CHẤT :
1. Với Hidro :
2M + nH
2
t
o
2MHn : hidrua
Chỉ các kim loại hoạt động ( kiềm, kiềm thổ ) phản ứng với hidro khi đun nóng tạo các
hidrua ion. Các hidrua này dễ thủy phân :
Ca + H
2
t
o
CaH
2
: canxi hidrua
CaH
2
+ 2H
2
O t
o
Ca(OH)

2
+ H
2

2. Với Halogen :
2M + X
2
t
o
2MXn : muối halogennua
• Các kim loại kiềm bốc cháy ngay ở điều kiện thường khi tiếp xúc với halogen.
• Với các kim loại kiềm thổ : Be, Mg phản ứng dễ, Ca, Sr, Ba phản ứng mãnh
liệt.
• Nhôm phản ứng mạnh ( bột nhôm tự bốc cháy khi tiếp xúc với clo )
• Các kim loại khác phản ứng khi đun nóng.
3. Với Oxi :
• Các kim loại nhóm I
A
phản ứng nhanh với oxi ở nhiệt độ thường, Li tạo Li
2
O,
Na tạo Na
2
O
2
còn K, Rb, Cs, cho superoxit RO
2
.
• Với nhóm II
A

: Ca, Sr, Ba phản ứng dễ ở nhiệt độ thường. Be, Mg phản ứng
kém hơn.
• Các kim loại còn lại ( trừ Ag, Pt, Au ) phản ứng khi đốt nóng.
4. Với H
2
O :
M + nH
2
O M(OH)
n
+
n
/
2
H
2
• Các kim loại nhóm I
A
phản ứng mãnh liệt. Ca, Sr, Ba phản ứng dễ dàng; Mg
phản ứng chậm; Be, Al bền do lớp oxit bảo vệ.
• Các kim loại còn lại không phản ứng.
5. Với axit :
a. Với axit không có tính oxi hóa như HCl, H
2
SO
4
loãng, …. Chỉ những
kim loại đứng trước hidro trong dãy hoạt động hóa học các kim loại cho phản ứng
tạo thành muối, giải phóng khí H
2

. Các kim loại đứng sau hidro không phản ứng :
Fe + 2HCl FeCl
2
+ H
2
2Al + 3 H
2
SO
4
Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
b. Với các axit có tính oxi hóa như HNO
3
, H
2
SO
4
đặc hầu hết các kim loại
( trừ Pt, Au ) đều phản ứng :
2Fe + 6 H
2
SO
4
đ t

o
Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
Fe + 6 HNO
3
t
o
Fe(NO
3
)
3
+ 3NO
2
+ 3H
2
O
6. Với dung dòch bazơ :
Một số kim loại mà hidroxit của chúng lưỡng tính như Be, Al, Zn,…. có thể tan được trong
các dung dòch kiềm :
Be + 2KOH K
2

BeO
2
+ H
2
Kali berilat
Al + NaOH + H O
2
NaAlO
2
+
2
3
2
H
7. Với dung dòch muối :
Các kim loại hoạt động hơn có thể đẩy được các kim loại hoạt động yếu hơn ra khỏi muối
tan trong dung dòch. ( Cả kim loại hoạt động và kim loại kém hoạt động đều phải không
tác dụng với H
2
O ) :
Trang 2
Fe + CuSO
4
Cu + FeSO
4
III. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI :
- Với các kim loại hoạt động ( I
A
, II
A

, Al ) : điện phân nóng chảy muối
clorua, hidroxit hoặc oxit :
2NaCl 2Na + Cl
2
- Với các kim loại khác : điều chế bằng phương pháp nhiệt luyện. Dùng
các chất khử như H
2
, C, CO, Al để khử các oxit kim loại thành kim loại ở nhiệt độ cao.
CuO + H
2
t
o
Cu + H
2
O
Fe
2
O
3
+ 3CO t
o
Fe + 3CO
2
3Fe
3
O
4
+ 8Al t
o
9Fe + 4Al

2
O
3
IV. HP CHẤT CỦA KIM LOẠI :
1. Các oxit :
- Tất cả các oxit kim loại nhóm I
A
, một số oxit kim loại nhóm II
A
: CaO,
SrO, BaO dễ tan trong nước, khi tan có phản ứng với nước tạo thành hidroxit; các oxit còn
lại không tan.
Na
2
O + H
2
O 2NaOH
CaO + H
2
O Ca(OH)
2
- Các oxit kim loại là các oxit bazơ nên tác dụng với các axit tạo thành
muối và H
2
O ( phản ứng trao đổi ) :
Fe
3
O
4
+ 8HCl FeCl

2
+ 2 FeCl
3
+ 4 H
2
O
Al
2
O
3
+ 3H
2
SO
4
Al
2
(SO
4
)
3
+ 3 H
2
O
- Riêng các oxit của kim loại có nhiều trạng thái oxi hóa, trong đó kim
loại có số oxi hóa thấp khi phản ứng với axit có tính oxi hóa ( HNO
3
,

H
2

SO
4
đặc,… ) thì
phản ứng không phải là trao đổi mà là phản ứng oxi hóa khử :
FeO + 10 HNO
3
3Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5 H
2
O
- Một số oxit : BeO, Al
2
O
3
, ZnO là những oxit lưỡng tính nên không
những phản ứng được với axit mà còn phản ứng được với các dung dòch kiềm :
BeO + 2KOH K
2
BeO
2
+ H
2
O
Al
2
O
3

+ 2NaOH 2NaAlO
2
+ H
2
O
- Để điều chế các oxit có thể cho kim loại tác dụng tác dụng với oxi
hoặc nhiệt phân các hidroxit kim loại không tan trong nước :
Cu(OH)
2
t
o
CuO + H
2
O
2. Các hidroxit :
- Tất cả các hidroxit kim loại nhóm I
A
, một số hidroxit kim loại nhóm II
A
: Ca(OH)
2
, Sr(OH)
2
, Ba(OH)
2
tan trong nước; các hidroxit còn lại không tan.
- Trừ hidroxit kim loại nhóm I
A
không bò nhiệt phân, các hidroxit khác bò
nhiệt phân tạo thành oxit kim loại và nước :

2Al(OH)
3
t
o
Al
2
O
3
+ 3H
2
O
Cu(OH)
2
t
o
CuO + H
2
O
- Các hidroxit kim loại là các bazơ nên phản ứng được với axit tạo muối
và nước ( phản ứng trao đổi )
2Al(OH)
3
+ 3H
2
SO
4
Al
2
(SO
4

)
3
+ 6H
2
O
Trang 3
Điện phân
nóng chảy
- Riêng các hidroxit của kim loại có nhiều trạng thái oxi hóa, trong đó
kim loại ở trạng thái oxi hóa thấp khi phản ứng với các axit có tính oxi hóa ( HNO
3
,
H
2
SO
4
đ,…) thì phản ứng không phải là trao đổi mà là phản ứng oxi hóa khử :
3Fe(OH)
2
+ 10HNO
3
3Fe(NO
3
)
3
+ NO + 8H
2
O
- Một số hidroxit lưỡng tính : Be(OH)
2

, Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
,… không
những phản ứng được với axit mà còn phản ứng được với các dung dòch kiềm :
Zn(OH)
2
+ 2NaOH Na
2
ZnO
2
+ 2H
2
O
- Để điều chế các hidroxit có thể cho kim loại hoặc oxit kim loại (kiềm,
một số kiềm thổ) tác dụng với nước hay cho muối tác dụng với dung dòch bazơ :
CaO + H
2
O Ca(OH)
2
CuSO
4
+ 2NaOH Cu(OH)
2
+ Na
2
SO
4
CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIIB

Manganum (Mn), Technecium (Tc) là nguyên tố nhân tạo, Rhenium (Re) thuộc họ d ở các
chu kỳ 4, 5, 6. Mn và Re màu trắng bạc, Tc màu nâu ánh
Mn được Silơ (K.Scheele) tìm ra năm 1774
Cả 3 nguyên tố đều có cấu hình electron ngoài cùng là (n - 1)d
5
ns
2
, là các nguyên tố đa
hóa trò
(n - 1) d ns np
Một số dữ kiện về các nguyên tố nhóm Mangan :
Mn Tc Re
Số thứ tự 25 43 75
Khối lượng nguyên tử 54,9380 [99] 186,2
Electron hóa trò 3d
5
4s
2
4d
5
5s
2
5d
5
6s
2
Bán kính nguyên tử kim loại (A
o
) 1,30 1,36 1,37
Bán kính quy ước của ion X

+
(A
o
) 0,52 - 0,72
Bán kính quy ước của ion X
7+
(A
o
) 0,46 0,56 0,56
Năng lượng ion hóa X → X
+
(eV) 7,43 7,28 7,87
Hàm lượng trong vỏ quả đất (%NT) 3.10
-2
dấu vết 9.10
-9
Đồng vò thiên nhiên
55
Mn(100%) -
185
Re(37,1%)
187
Re(62,9%)
Khoáng vật chủ yếu của mangan là pirolusit (MnO
2
) ; ngoài ra một số khoáng vật khác có
chứa mangan như bronit (Mn
2
O
3

) ; manganit Mn
2
O
3
.H
2
O ; và
Mn có 4 dạng thù hình.
Một số hằng số vật lý của các đơn chất :
Mn Tc Re
Nhiệt độ nóng chảy (
o
C) 1244 2700 3180
Nhiệt độ sôi (
o
C) 2120 4900 5670
Khối lượng riêng (g/cm
3
) 7,4 11,5 21
dạng bột và khi đun nóng, Mn rất dễ bò oxy, lưu huỳnh và halogen oxy hóa.
Điều chế :
+ Điện phân dung dòch nước sunfat :
Ở cực âm : 2H
2
O + 2e → H
2
↑ + 2OH
-
Mn
2+

+ 2e → Mn
Trang 4

Ở cực dương : 4 OH
-
- 4e → 2H
2
O + O
2
↑
+ Điều chế từ oxyt bằng phương pháp nhiệt silic :
MnO
2
+ Si = Mn + SiO
2
Mangan chủ yếu được dùng để luyện thành hợp kim feromangan (hợp kim 60 – 90% Mn
và 40 – 10% Fe)
Các hợp chất Mn (VII), còn gọi là các tetraoxomangannat là những chất oxy hóa mạnh,
được dùng rộng rãi trong phòng thí nghiệm. Sản phẩm khử pemanganat được tạo thành
tương ứng với tính chất của môi trường
2MnO
4
-
+ 5SO
3
2-
+ 6H
+
=
2Mn

2+
+ 5SO
4
2-
+ 3H
2
O
2MnO
4
-
+ 3SO
3
2-
+ H
2
O
=
2MnO
2
+ 3SO
4
2-
+ 2OH
-
2MnO
4
-
+ SO
3
2-

+ 2OH
-
=
2MnO
4
2-
+ SO
4
2-
+ 2H
2
O
Trang 5
Chương II : CÁC PHI KIM VÀ HP CHẤT CỦA PHI KIM
A. CÁC HALOGEN
I. GIỚI THIỆU :
Halogen là tên gọi các nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm VII bao gồm : Flo (F), Clo
(Cl), Brom (Br), Iod (I) và Atatin (At). Cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns
2
np
5
.
Do có cấu hình electron như vậy các halogen dễ nhận thêm 1 electron thể hiện tính oxi
hóa mạnh. Khi đi từ F tới At tính oxi hóa giảm dần.
Trừ F chỉ có số oxi hóa –1; các halogen khác có khả năng tạo các hợp chất có số oxi hóa
+1, +3, +5, +7 với các nguyên tố âm điện hơn.
Trong số các halogen, Clo có ý nghóa quan trọng nhất về mặt lý thuyết cũng như thực tiễn.
Atatin là nguyên tố phóng xạ và là nguyên tố hiếm chưa được nghiên cứu nhiều nên sẽ
không xét ở đây.
II. TÍNH CHẤT CỦA CÁC ĐƠN CHẤT :

1. Tính chất vật lý :
trạng thái đơn chất, các halogen tồn tại dưới dạng phân tử gồm 2 nguyên tử X
2
:
F
2
: chất khí màu vàng nhạt; Cl
2
: chất khí màu vàng lục; Br
2
: chất lỏng màu đỏ nâu; I
2
:
chất rắn màu tím đen có ánh kim.
Trừ F
2
phân hủy nước, các halogen khác đều tan được trong nước tuy rất ít do tính không
cực của các phân tử X
2
.
Cũng do tính không cực của các halogen nên chúng lại dễ tan trong các dung môi không
cực như benzen, eter,…
I
2
có thể thăng hoa khi đun nóng và cho hợp chất màu xanh với hồ tinh bột.
2. Tính chất hóa học :
Các halogen là các phi kim điển hình có tính oxi hóa mạnh : F
2
có tính oxi hóa mạnh nhất,
không chất nào có thể lấy được electron của F

2
nên trong các hợp chất của mình flo luôn
có số oxi hóa –1. Cl
2
cũng là chất oxi hóa mạnh tuy kém hoạt động hơn F
2
. Đi từ F
2
tới I
2
tính oxi hóa của các halogen giảm dần, riêng I
2
đã thể hiện tính khử trong một vài phản
ứng.
Các halogen phản ứng với hầu hết các kim loại, nhiều phi kim và nhiều hợp chất :
• Với kim loại :
2M + nX
2
2MX
n
: muối halogenua
Với F
2
và Cl
2
tất cả các kim loại đều phản ứng. Phản ứng của Clo với kim loại xảy ra
mãnh liệt ở trạng thái ẩm. Đối với Clo khô các kim loại nói chung bền vững.
Br
2
và I

2
phản ứng được với nhiều kim loại đặc biệt khi đốt nóng :
2Fe + 3Cl
2
2FeCl
3
2Al + 3I
2
2AlI
3
Fe + I
2
t
o
FeI
2
• Với phi kim :
S + 3F
2
SF
6
2P + 5Cl
2
2PCl
5
• Với H
2
:
H
2

+ X
2
2HX : hydro halogenua
Trang 6
F
2
phản ứng nổ ngay trong bóng tối ở nhiệt độ thấp, Cl
2
phản ứng mãnh liệt khi được
chiếu sáng, Br
2
cần phải đốt nóng còn với I
2
phải đốt nóng ở nhiệt độ cao và phản ứng là
thuận nghòch.
• Với H
2
O :
H
2
O bốc cháy trong khí quyển flo tạo oxi nguyên tử :
H
2
O + F
2
2HF + O
Các halogen khác oxi hóa nước theo cơ chế tự oxi hóa khử :
HX + HOX
2
2

H O + X
• Với các hợp chất có tính khử khác :
2FeCl
2
+ Cl
2
2FeCl
3
Na
2
SO
3
+ Br
2
+ H
2
O Na
2
SO
4
+ 2HBr
H
2
S + I
2
S ↓ + 2HI
2KBr + Cl
2
Br
2

+ 2KCl
Riêng I
2
đã thể tính khử trong một vài phản ứng :
3I
2
+ 10HNO
3
6HIO
3
+ 10NO + 2H
2
O
3. Điều chế :
• Với F
2
: điện phân các hợp chất Florua nóng chảy chẳng hạn muối kép KF.HF
• Với các halogen khác : dùng các chất oxi hóa như : KMnO
4
, MnO
2
, KClO
3
, hoặc các
halogen để oxi hóa ion halogenua :
2KMnO
4
+ 16HCl → 5Cl
2
↑ + 2MnCl

2
+ 2KCl + 8H
2
O
2NaBr + MnO
2
+ 2H
2
SO
4
→ Br
2
+ MnSO
4
+ Na
2
SO
4
+ 2H
2
O
2KI + Cl
2
→ I
2
+ 2KCl
III. HP CHẤT CỦA HALOGEN :
1. Các HX và muối halogenua :
Liên kết trong các hidro halogenua HX là liên kết cộng hóa trò phân cực và độ phân cực
giảm dần theo dãy HF – HCl – HBr – HI. Do phân cực, các HX dễ tan trong nước tạo

thành các dung dòch axit halogen hidric. Tính axit tăng dần từ HF đến HI : trừ dung dòch
HF có tính axit yếu, các dung dòch HX khác đều là các axit mạnh.
Các HX có tính khử và tính khử tăng dần từ HF đến HI : HF không có tính khử, HCl có
tính khử rất yếu, HBr có tính khử mạnh hơn và HI có tính khử mạnh nhất :
Ví dụ : HF, HCl không phản ứng với H
2
SO
4
đặc nhưng HBr khử được H
2
SO
4
đến SO
2
còn
HI khử đến H
2
S :
2HBr + H
2
SO
4
Br
2
+ SO
2
+ 2H
2
O
8HI + H

2
SO
4
4I
2
+ H
2
S + 4H
2
O
HI có thể bò oxi hóa ngay bởi các chất oxi hóa yếu :
2HI + 2FeCl
3
I
2
+ 2FeCl
2
+ 2HCl
Muối halogenua là các hợp chất ion điển hình, kết tinh tốt, dễ tan trong nước ( trừ một số
muối của Ag
+
, Pb
2+
, Cu
+
, Hg
+
).
Để điều chế các HX :
H

2
+ X
2
2HX hoặc trong phòng thí nghiệm :
2NaCl + H
2
SO
4
Na
2
SO
4
+ 2HCl
2. Các hợp chất chứa Oxi của Clo :
Clo có thể tạo các hợp chất trong đó Clo có số oxi hóa +1, +3, +5, +7. Đáng chú ý hơn cả
là các axit chứa oxi và muối của chúng.
Trang 7
HClO : axit hipoclorơ, muối hipoclorit
HClO
2
: axit clorơ, muối clorit
HClO
3
: axit cloric, muối clorat
HClO
4
: axit percloric, muối perclorat.
Hầu hết các axit này đều kém bền, chỉ tồn tại trong dung dòch và có tính oxi hóa mạnh.
Các muối của chúng bền hơn và giống như axit chúng cũng là các chất oxi hóa mạnh.
B . OXI – LƯU HUỲNH

I. GIỚI THIỆU :
Oxi, lưu huỳnh là 2 nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm VI bao gồm : O ( oxi ), S ( lưu
huỳnh ), Se ( Selen ), Te ( Telu ) và Po ( Poloni ) có tên chung là Cancogen. Cấu hình electron
lớp ngoài cùng của chúng là ns
2
np
4
.
Do có cấu hình electron như trên nên xu hướng chung đặc trưng cho cả nhóm là nhận thêm 2
electron thể hiện tính oxi hóa :
X + 2e = X
-2
Theo chiều tăng điện tích hạt nhân, tính oxi hóa giảm dần : Oxi có tính oxi hóa mạnh, Lưu
huỳnh có tính oxi hóa kém hơn, Selen và Telu có tính oxi hóa kém hơn rất nhiều.
Bắt đầu từ lưu huỳnh các nguyên tố này ngoài khả năng nhận electron thể hiện tính oxi hóa
còn có thể nhường electron thể hiện tính khử và tạo nên các trạng thái oxi hóa dương.
Oxi thường có số oxi hóa –2 ( trừ trong peroxit có số oxi hóa –1 và trong hợp chất F
2
O có số
oxi hóa +2 ) các nguyên tố khác ngoài –2 còn có các số oxi hóa +2, +4, +6.
Quan trọng nhất về mặt lý thuyết cũng như ứng dụng là oxi và lưu huỳnh nên phần này chỉ
khảo sát 2 nguyên tố này.
II. TÍNH CHẤT CỦA OXI, LƯU HUỲNH :
1. Oxi :
Oxi có hai dạng thù hình là oxi thông thường O
2
và ozon O
3
.
• O

2
là chất khí không màu, không mùi, ít tan trong nước : ở 0
o
C, 100 thể tích
nước chỉ hòa tan được 5 thể tích O
2
.
Về phương diện hóa học, O
2
có hoạt tính cao đặc biệt khi đốt nóng hoặc có xúc tác.
Oxi tác dụng với hầu hết các kim loại và phi kim ( trừ halogen, Ag, Pt, Au ) cũng như
với nhiều hợp chất.
• O
3
là khí màu xanh mùi hắc, tan nhiều trong nước hơn O
2
: ở 0
o
C, 100 thể tích
nước hòa tan được 49 thể tích O
3
.
Về phương diện hóa học, O
3
có hoạt tính oxi hóa cao hơn O
2
, nó oxi hóa được nhiều
đơn chất và hợp chất mà O
2
không oxi hóa được :

2Ag + O
3
Ag
2
O + O
2
2KI + O
3
+ H
2
O I
2
+ 2KOH + O
2
• Trong công nghiệp O
2
được điều chế bằng cách chưng cất phân đoạn không khí
lỏng; còn trong phòng thí nghiệm điều chế O
2
bằng cách nhiệt phân các hợp chất chứa
nhiều oxi :
2KClO
3

MnO
2
,
t
o
2KCl + 3O

2
2KMnO
4
t
o
K
2
MnO
4
+ MnO
2
+ O
2
HgO t
o
Hg + O
2
• Ozon được tạo thành khi phóng điện êm qua oxi :
Trang 8
3O
2
2O
3
2. Lưu huỳnh :
Lưu huỳnh là chất rắn tinh thể hoặc dạng bột mòn màu vàng, không tan trong nước, dễ tan
trong CS
2
, rượu,…
Lưu huỳnh là phi kim hoạt động mạnh, nó tác dụng được với nhiều kim loại ( trừ Pt, Au ),
nhiều phi kim ( trừ I

2
và N
2
) và nhiều hợp chất thể hiện tính oxi hóa và tính khử mạnh.
• Với những nguyên tố có có độ âm điện nhỏ hơn ( hidro, các kim loại ) lưu
huỳnh thể hiện tính oxi hóa :
H
2
+ S t
o
H
2
S : hidro sunfua
Các kim loại : sắt, đồng, kẽm, nhôm khi nung đỏ tác dụng với lưu huỳnh cho các sunfua :
Fe + S t
o
FeS : sunfua sắt (II)
Đặc biệt, một số kim loại kém hoạt động như Hg, Ag có thể phản ứng với lưu huỳnh ở
nhiệt độ thường ( trong khi Ag nóng chảy cũng không tác dụng với O
2
)
• Với những nguyên tố có độ âm điện lớn hơn ( halogen, oxi ) hoặc các chất oxi
hóa mạnh, lưu huỳnh nhường electron thể hiện tính khử :
S + O
2
t
o
SO
2
3S + 2KClO

3
t
o
3SO
2
+ 2KCl
S + 6HNO
3
đặc t
o
H
2
SO
4
+ 6NO
2
+ 2H
2
O
• Khi đun nóng với dung dòch kiềm, lưu huỳnh tự oxi hóa khử :
3S + 6NaOH 2Na
2
S + Na
2
SO
3
+ 3H
2
O
III. CÁC HP CHẤT :

1. H
2
S và các muối sunfua :
H
2
S là chất khí không màu, mùi trứng thối và rất độc. H
2
S ít tan trong nước, kém bền, dễ bò
phân hủy cho H
2
và S.
H
2
S có tính khử mạnh và tính axit yếu ( trong dung dòch nước).
• H
2
S cháy trong không khí :
2H
2
S + 3O
2
t
o
2SO
2
+ 2H
2
O
Khi thiếu oxi hoặc nhiệt độ thấp thì lưu huỳnh được giải phóng :
2H

2
S + 3O
2
2S + 2H
2
O
Quá trình trên giải thích tại sao H
2
S không tích tụ trong không khí mặc dù hằng ngày có
nhiều nguồn tạo ra nó.
Br
2
oxi hóa H
2
S đến H
2
SO
4
:
H
2
S + 4Br
2
+ 4H
2
O H
2
SO
4
+ 8HBr

• H
2
S cho hai loại muối : Sunfua và hidrosunfua. Chỉ có các sunfua kim loại
kiềm, (NH
4
)
2
S, CaS,…tan được trong nước; các sunfua còn lại không tan.
Một số sunfua không tan trong nước nhưng tan trong axit như MnS, ZnS, FeS,…; còn các
sunfua như PbS, CuS, HgS, Ag
2
S,… không tan trong nước cũng như trong các axit thông
thường.
Giống với H
2
S, các muối sunfua cũng có tính khử :
CuS + 8HNO
3
CuSO
4
+ 8NO
2
+ 4H
2
O
2ZnS + 3O
2
2ZnO + 2SO
2
2. SO

2
, H
2
SO
3
và muối sunfit :
Trang 9
• SO
2
: anhidrit sunfurơ, khí sunfurơ : là chất khí không màu, mùi xốc dễ hóa
lỏng, dễ tan trong nước. Khi tan, một phần phản ứng với nước tạo thành dung dòch axit
sunfurơ, còn phần lớn tồn tại dưới dạng SO
2
.nH
2
O
SO
2
+ H
2
O H
2
SO
3
: axit sunfurơ
• SO
2
vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa trong đó tính khử đặc trưng và quan
trọng hơn :
2SO

2
+ O
2

Pt
2SO
3
5SO
2
+ 2KMnO
4
+ 2H
2
O K
2
SO
4
+ 2MnSO
4
+ 2H
2
SO
4
tính oxi hóa : SO
2
+ 2H
2
S 3S + 2H
2
O

SO
2
+ 6HI H
2
S + 3I
2
+ 2H
2
O
• H
2
SO
3
là axit kém bền, chỉ tồn tại trong dung dòch loãng.
H
2
SO
3
cho 2 loại muối : sunfit và bisunfit. Hầu hết các muối sunfit không tan trong nước
chỉ có sunfit kim loại kiềm và (NH
4
)
2
SO
3
là dễ tan .
Giống như khí sunfurơ, axit sunfurơ và các muối sunfit cũng vừa có tính khử vừa có tính
oxi hóa, trong đó tính khử vẫn đặc trưng hơn :
2H
2

SO
3
+ O
2
2H
2
SO
4
Na
2
SO
3
+ Cl
2
+ H
2
O Na
2
SO
4
+ 2HCl
3. SO
3
, H
2
SO
4
và muối sunfat :
• SO
3

: anhidrit sunfuric, là chất lỏng không màu, sôi ở 44,8
o
C và chuyển thành
khối kết tinh trong suốt ở nhiệt độ dưới 17
o
C
SO
3
tan trong nước tỏa nhiệt mạnh :
SO
3
+ H
2
O H
2
SO
4
• H
2
SO
4
: axit sunfuric là chất lỏng không màu, sánh, tan vô hạn trong nước và
khi tan phát nhiệt mạnh do quá trình hidrat hóa :
H
2
SO
4
+ nH
2
O H

2
SO
4
.nH
2
O ∆H
298
= -79,4 KJ/ mol
H
2
SO
4
loãng là một axit mạnh : nó phản ứng với kim loại đứng trước hidro trong dãy điện
thế tạo thành muối sunfat và khí hidro.
H
2
SO
4
đặc là chất oxi hóa mạnh, nó oxi hóa được hầu hết các kim loại ( trừ Pt, Au ), nhiều
phi kim ( C, S, P ) còn bản thân H
2
SO
4
thì bò khử thành SO
2
, S hoặc H
2
S tùy thuộc vào chất
phản ứng và điều kiện phản ứng :
Cu + 2H

2
SO
4
CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
C + 2H
2
SO
4
CO
2
+ 2SO
2
+ 2H
2
O
Nhiều hợp chất như HI, H
2
S, HBr,… cũng bò oxi hóa bởi H
2
SO
4
đặc :
H
2

SO
4
(đ) + 2HBr t
o
SO
2
+ Br
2
+ 2H
2
O
H
2
SO
4
(đ) + 8HI t
o
H
2
S + 4I
2
+ 4H
2
O
• H
2
SO
4
tạo 2 loại muối là sunfat và hidrosunfat. Hấu hết các muối sunfat đều dễ
tan trừ BaSO

4
, PbSO
4
, CaSO
4
,…
C - NITƠ – PHOTPHO
I. GIỚI THIỆU :
Nitơ, photpho là 2 nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm V bao gồm : Nitơ (N), photpho (P),
Asen (As), antimon (Sb) và Bimut (Bi). Cấu hình electron lớp ngoài cùng của chúng là ns
2
np
3
,
vì vậy khả năng nhận electron thể hiện khá rõ :
X + 3e X
-3
Trang 10
Ngoài khả năng nhận electron, các nguyên tố nhóm V
A
còn có thể nhường electron để tạo
thành các hợp chất trong đó chúng có số oxi hóa dương từ +1 đến +5. Đi từ Nitơ đến Bitmut
tính oxi hóa giảm dần, còn tính khử tăng dần.
Phần này chủ yếu khảo sát về Nitơ và Photpho.
II. TÍNH CHẤT CỦA NITƠ, PHOTPHO :
1. Nitơ :
• Ở trạng thái đơn chất Nitơ tồn tại dưới dạng phân tử gồm 2 nguyên tử N
2
. Nitơ
là chất khí, không màu, không mùi, không vò, ít tan trong nước và các dung môi hữu cơ.

Nitơ không duy trì sự cháy và sự sống.
• Trong phân tử Nitơ, 2 nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết ba gồm 1 liên
kết σ và 2 liên kết π ( N≡N) làm cho phân tử Nitơ đặc biệt bền. Vì phân tử Nitơ bền nên ở
điều kiện thường Nitơ kém hoạt động về mặt hóa học. Ở nhiệt độ cao và có mặt xúc tác,
Nitơ hoạt động hơn, có thể tham gia nhiều phản ứng trong đó nó thường giữ vai trò chất
oxi hóa. Chỉ khi tác dụng với F
2
và O
2
nó mới thể hiện tính khử :
N
2
+ 3H
2
450 C
Xúc tác
o
2NH
3
Amoniac:

N
2
+
3Mg
2
600 C
o
Nitrua Magie:Mg N
3

Trong 2 phản ứng trên N
2
giữ vai trò chất oxi hóa :
N
2
+
2000 C
o
O
2
2NO
Trong phản ứng này N
2
giữ vai trò chất khử.
• Trong công nghiệp, điều chế N
2
bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng
( chứa khoảng 80% N
2
về thể tích ).
Trong phòng thí nghiệm, điều chế N
2
bằng cách nhiệt phân amoni nitrit :
NH
4
NO
2
t
o

N
2
↑ + 2H
2
O
2. Photpho :
Photpho có một số dạng thù hình là photpho trắng, photpho đỏ và photpho đen.
• Photpho trắng : là chất rắn nóng chảy ở 44,1
o
C và sôi ở 275
o
C, không tan trong
nước nhưng dễ tan trong CS
2
, benzen, eter.
Photpho trắng để lâu, nhất là khi đốt nóng, sẽ chuyển dần thành photpho đỏ
Trong không khí, photpho trắng tự bốc cháy.
• Photpho đỏ : là chất bột màu đỏ không tan trong CS
2
và bò thăng hoa khi đun
nóng. Hơi photpho đỏ khi ngưng tụ lại được photpho trắng.
• Photpho đen được tạo thành khi đun nóng photpho đỏ ở 220
o
C, áp suất 10 – 12
nghìn atm. Nó là chất rắn màu đen hầu như không tan trong bất kỳ dung môi nào.
Photpho trắng rất độc còn photpho đỏ và photpho đen không độc.
• So với Nitơ, photpho hoạt động hơn : dễ kết hợp với oxi, halogen, lưu huỳnh,
nhiều kim loại và hợp chất thể hiện tính khử và tính oxi hóa :
Khi phản ứng với phi kim hoặc chất oxi hóa, photpho thể hiện tính khử :
4P + 3O

2
2P
2
O
3
( thiếu O
2
)
2P + 3Cl
2
2PCl
3
( thiếu Cl
2
)
4P + 5O
2
2P
2
O
5
( dư O
2
)
2P + 5Cl
2
2PCl
5
( dư Cl
2

)
Trang 11
Khi phản ứng với kim loại tạo các photphua kim loại, photpho thể hiện tính oxi hóa :
2P + 3Mg t
o
Mg
3
P
2
Trong các phản ứng photpho trắng phản ứng mãnh liệt hơn photpho đỏ và photpho đen.
• Trong công nghiệp người ta điều chế photpho từ canxi photphat, than và cát
trong lò điện ở 1500
o
C :
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 5C + 3SiO
2
3CaSiO
3
+ 5CO + 2P
III. CÁC HP CHẤT :
1. Amoniac NH
3
và muối amoni :
điều kiện thường NH

3
là chất khí không màu, mùi khai tan nhiều trong nước : ở 20
o
C, 1
lít nước có thể hòa tan được 800 lít NH
3
.
NH
3
bền ở nhiệt độ thường nhưng khi đun nóng đến 300
o
C nó bắt đầu bò phân hủy và ở
600
o
C nó phân hủy gần như hoàn toàn :
2
N + 3H
2

o
600 C
3
2NH
• NH
3
có tính bazơ và tính khử :
NH
3
+ H
2

O NH
4
+
+ OH
-
NH
3
+ HCl NH
4
Cl
NH
3
có thể cháy trong không khí ở 900
o
C :
4NH
3
900 C
o
+ 3O
2
2N + 6H O
2
2
Nếu có xúc tác Pt, thì nhiệt độ hạ xuống 300 – 500
o
C :
4NH
3
Pt, 500 C

o
+ 5O
2
4NO
+ 6H O
2
Các chất oxi hóa như CuO, Cl
2
, Br
2
,…. oxi hóa NH
3
thành N
2
:
3CuO + 2NH
3
t
o
3Cu + 3H
2
O + N
2
• Muối của amoniac là amoni. Các muối amoni đều là các chất rắn tinh thể, dễ
tan trong nước.
Các muối amoni đều bò nhiệt phân :
NH
4
Cl t
o

NH
3
+ HCl
NH
4
NO
2
t
o
N
2
+ 2H
2
O
NH
4
NO
3
t
o
N
2
O + 2H
2
O
2. N
2
O
5
, HNO

3
và muối nitrat :
• Anhidrit nitric N
2
O
5
là chất rắn màu trắng dễ tan trong nước tạo axit nitric :
N
2
O
5
+ H
2
O 2HNO
3
• Axit nitric HNO
3
là chất lỏng không màu, sôi ở 84,1
o
C, tan trong nước với bất
kỳ tỉ lệ nào. HNO
3
không bền, bò phân hủy một phần ở điều kiện thường và khi đun nóng
có thể bò phân hủy hoàn toàn :
4HNO
3
4NO
2
+ O
2

+ 2H
2
O
HNO
3
là một axit mạnh đồng thời là chất oxi hóa mạnh. Nó oxi hóa được hầu hết các kim
loại ( trừ Pt, Au ) nhiều phi kim và hợp chất. Trong phản ứng với kim loại, tùy vào hoạt
tính của kim loại, nồng độ axit mà HNO
3
bò khử đến các trạng thái oxi hóa khác nhau :
HNO
3
NO
2
+5
+4
NO
N
2
O
N
2
NH
3
+2
+1
0
-3
Còn bản thân kim loại bò oxi hóa đến số oxi hóa cực đại :
Trang 12

1500
o
C
3Cu + 8HNO
3
3Cu(NO
3
)
2
+ 2NO + 4H
2
O
8Al + 30HNO
3
8Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
O + 15H
2
O
4Zn + 10HNO
3
4Zn(NO
3
)
2
+ NH

4
NO
3
+ 3H
2
O
HNO
3
đặc nóng oxi hóa các phi kim như I
2
, S, P, C đến trạng thái oxi hóa dương cực đại,
còn HNO
3
bò khử đến NO
2
hoặc NO :
3P + 5HNO
3
+ 2H
2
O t
o
3H
3
PO
4
+ 5NO
C + 4HNO
3
t

o
CO
2
+ 4NO
2
+ 2H
2
O
Nhiều hợp chất cũng bò HNO
3
oxi hóa :
PbS + 8HNO
3
PbSO
4
+ 8NO
2
+ 4H
2
O
3HCl + HNO
3
NO + 3Cl + 2H
2
O
Hỗn hợp gồm 3 thể tích HCl đặc và 1 thể tích HNO
3
đặc ( dung dòch cường thủy ) có thể
hòa tan vàng và bạch kim :
Au + 3HCl + HNO

3
AuCl
3
+ NO + 2H
2
O
• Muối của axit nitric gọi là nitrat. Các nitrat đều dễ tan, không thủy phân nhưng
bò nhiệt phân :
2NaNO
3
t
o
2NaNO
2
+ O
2
2Cu(NO
3
)
2
t
o
2CuO + 4NO
2
+ O
2
2AgNO
3
t
o

2Ag + 2NO
2
+ O
2
3. P
2
O
5
, H
3
PO
4
và các muối photphat :
• Anhirit photphoric P
2
O
5
là chất rắn màu trắng, hút ẩm mạnh nên được dùng làm
chất sấy khô trong phòng thí nghiệm.
Khi tác dụng với H
2
O, P
2
O
5
tạo nhiều dạng axit photphoric khác nhau :
P
2
O
5

+ H
2
O 2HPO
3
: axit meta photphoric
P
2
O
5
+ 2H
2
O H
4
P
2
O
7
: axit pyro photphoric
P
2
O
5
+ 3H
2
O 2H
3
PO
4
: axit octo photphoric
Trong đó H

3
PO
4
( thường gọi đơn giản là axit photphoric ) là axit có giá trò thực tế hơn cả.
• Axit photphoric H
3
PO
4
là chất rắn tan tốt trong nước. Trong dung dòch nước nó
là axit 3 lần có độ mạnh trung bình.
H
3
PO
4
cho 3 loại muối : photphat, hidro photphat và dihidro photphat :
NaOH + H
3
PO
4
NaH
2
PO
4
+ H
2
O
Natri dihidro photphat
2NaOH + H
3
PO

4
Na
2
HPO
4
+ 2H
2
O
Natri hidro photphat
3NaOH + H
3
PO
4
Na
3
PO
4
+ 3H
2
O
Natri photphat
• Muối photphat và hidro photphat phần lớn không tan trong nước còn các dihidro
photphat đều tan.
Trang 13