Hóa đại cương hữu cơ và vô cơ cơ sở

Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 1–52







Chương 1
Danh pháp các hợp chất vô cơ

1.1 Đại cương
Danh pháp là một hệ thống cách gọi tên các hợp chất để có thể phân biệt
được các chất và xác đònh công thức của hợp chất từ tên gọi một cách đơn giản. Có
nhiều loại danh pháp khác nhau. Chúng ta sẽ sử dụng quy ước của Liên đoàn Quốc
tế Hóa học lý thuyết và Thực hành (danh pháp IUPAC). Theo quy ước này, có thể sử
dụng song song hai cách gọi tên:
Theo danh pháp IUPAC: Tên của hợp chất vô cơ được gọi theo:
tên của ion đơn giản tạo thành hợp chất
tên của phức chất đối với ion phức tạp
Theo danh pháp thông dụng: Tên của hợp chất vô cơ được gọi theo tên thông
dụng quen thuộc, thí dụ như acid sulfuric, acid cloric,… Danh pháp thông dụng
ở đây không kể đến các tên gọi kỹ thuật, thương mại.
Việc sử dụng song song hai cách gọi tên cho phép đơn giản hóa việc gọi tên
nhiều chất. Thí dụ thay vì gọi tên KMnO
4
là kali tetraoxomanganat (VII) theo danh
pháp IUPAC thì ta gọi là kali permanganat theo danh pháp thông dụng ngắn gọn hơn.

1.2 Danh pháp của các cation
1.2.1 Cation một nguyên tử

Gọi theo tên của nguyên tố tương ứng có ghi thêm số oxi hóa của nó bằng số
la mã trong ngoặc đơn. Đối với các nguyên tố chỉ có một số oxi hóa như hydro, kim
loại kiềm, kim loại kiềm thổ thì không cần ghi số oxi hóa.
Thí dụ: Cu
2
: (ion) đồng (II) Na : (ion) natri
1.2.2 Cation nhiều nguyên tử
Thí dụ: NO : (ion) nitrosyl NO
2
: (ion) nitryl
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 2–52
Cation do sự kết hợp của các phân tử hay ion có tính baz với proton sẽ gọi tên
theo phần gốc của tên nguyên tố tạo nên phân tử hay ion ban đầu có thêm tiếp vó
ngữ onium.
Thí dụ: H
3
O : oxonium, NH
4
: ammonium
Cation phức tạp có nguyên tử trung tâm là cation kim loại và các ligand là các
anion, nguyên tử hay phân tử trung hòa sẽ gọi tên theo phức chất
1.3 Danh pháp của các anion
1.3.1 Anion một nguyên tử
Giữ nguyên tên của nguyên tố và chỉ đổi tiếp vó ngữ thành –ur (trừ một số
ngoại lệ)
Thí dụ: H : (ion) hydrur F : (ion) fluorur
S
2
: (ion) sulfur Cl : (ion) clorur
O

2
: (ion) oxid Br : (ion) bromur
Si
4
: (ion) silisur
1.3.2 Anion nhiều nguyên tử
a. Một số anion nhiều nguyên tử đơn giản
Thí dụ: O
2
2
: (ion) peroxid CN : (ion) cyanur
O
2
: (ion) superoxid NH
2
: (ion) amid
O
3
: (ion) ozonur NH
2
: (ion) imid
OH : (ion) hydroxid NH
2
OH : (ion) hydroxylamid
b. Anion phức tạp sẽ gọi tên theo phức chất.
c. Người ta thường sử dụng danh pháp thông dụng đối với các anion của các
oxiacid cũng như các dẫn xuất của chúng:
nếu acid có tiếp vó ngữ là –ic thì anion sẽ đổi tiếp vó ngữ thành –at
nếu acid có tiếp vó ngữ là –ơ thì anion sẽ đổi tiếp vó ngữ thành –it
Thí dụ: NO

2
: (ion) nitrit SO
3
2
: (ion) sulfit
N
2
O
2
2
: (ion) hyponitrit SO
4
2
: (ion) sulfat
NO
3
: (ion) nitrat S
2
O
3
2
: (ion) disulfit
S
2
O
7
2
: (ion) disulfat
c. Anion nhiều nguyên tử có chứa nguyên tử hydrogen thì thêm từ hydro phía
trước tên của anion tương ứng.

Thí dụ: HS : (ion) hydrosulfur HSO
3
: (ion) hydrosulfit
HO
2
: (ion) hydroperoxid H
2
PO
4
: (ion) dihydrophosphat
1.4 Danh pháp của các nhóm chức (gốc)
Các nhóm chức (gốc) thường gặp trong nhiều hợp chất được hình thành từ các
nguyên tố không kim loại hoặc từ nguyên tố kim loại với oxygen. Tên của chúng
thường có tiếp vó ngữ –yl.
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 3–52
Thí dụ: OH: hydroxyl NO: nitrosyl
NO
2
: nitryl CO: carbonyl

1.5 Danh pháp của các hợp chất
1.5.1 Quy tắc gọi tên
a. Một hợp chất bất kỳ đều có thể xem như được hình thành từ các hợp phần
phân cực dương (cation) và các hợp phần phân cực âm (anion). Do đó, tên của
hợp chất được gọi bằng cách gọi tên của cation trước, tên của anion sau:
Thí dụ: Na
2
SO
4
: natri sulfat, natri tetraoxosulfat (VI)

P
2
O
5
: phospho (V) oxid
FeCl
3
: sắt (III) clorur
b. Nếu hợp chất có nhiều hợp phần phân cực dương (cation) hay nhiều hợp phần
phân cực âm (anion) thì vẫn gọi tên theo quy tắc a. và xếp thứ tự của các
cation (hay của các anion) theo thứ tự abc.
Thí dụ: COCl
2
: carbonyl clorur, carbon clorur oxid
MgCl(OH): magne clorur hydroxid
KMgF
3
: kali magne fluorur
Ghi chú: Nhiều tài liệu thường gọi tên khác đi một chút so với cách nêu ở
trên ở chỗ không ghi số oxi hóa của các nguyên tố.
Số lượng của các hợp phần dương hoặc âm đơn giản được biểu diễn bằng
các tiếp đầu ngữ mono, di, tri, tetra,…
Nếu các hợp phần đó là các ion phức tạp thì các tiếp đầu ngữ sẽ là bis,
tris, tetrakis,…
Thí dụ: P
2
O
5
: diphospho pentaoxid
NO

2
: nitrogen dioxid
S
2
Cl
2
: disulfua diclorur
1.5.2 Tên của các oxo acid
a. Danh pháp thông dụng:
Đối với các oxiacid, cách gọi tên trong các trường hợp nguyên tố tạo acid
(hay nguyên tử trung tâm, thí dụ như nguyên tố clor trong HClO
3
) ở các số
oxi hóa khác nhau như sau:
Số oxi hóa của
nguyên tố tạo acid
Tên gọi
Thí dụ
Thấp nhất
Thấp
Cao
Cao nhất
acid hypo– tên nguyên tố –ơ
acid tên nguyên tố –ơ
acid tên nguyên tố –ic
acid per– tên nguyên tố –ic
HClO: acid hypoclorơ
HClO
2
: acid clorơ

HClO
3
: acid cloric
HClO
4
: acid percloric
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 4–52
Đối với cùng một loại oxiacid nhưng có hàm lượng nước trong acid khác
nhau thì thêm tiếp đầu ngữ như sau:
Hàm lượng nước
trong oxiacid
Tên gọi
Thí dụ
Ít nhất
Nhiều nhất
Hai oxiacid mất 1 H
2
O
acid meta– tên oxiacid
acid orto– tên oxiacid
acid pyro– tên oxiacid
(HPO
3
)
n
: acid metaphosphoric
H
3
PO
4

: acid ortophosphoric
H
4
P
2
O
7
: acid pyrophosphoric
b. Danh pháp hệ thống: Các oxiacid được gọi tên theo danh pháp phức chất.
Thí dụ:
H
2
SO
4
: hydro tetraoxosulfat (VI), hay acid tetraoxosulfuric (VI)
H
2
SO
3
: hydro trioxosulfat (IV), hay acid trioxosulfuric (IV)
HMnO
4
: hydro tetraoxomanganat (VII), hay acid tetraoxomanganic (VII)
H
2
MnO
4
: hydro tetraoxomanganat (VI), hay acid tetraoxomanganic (VI)
1.5.3 Tên của các acid dẫn xuất từ oxoacid
Các acid dẫn xuất từ oxiacid là các oxiacid có một số oxygen trong phân tử

oxiacid được thay thế bằng các nguyên tử hay các nhóm nguyên tử khác.
Tên gọi của các acid dẫn xuất đó là tên của oxiacid có thêm tiếp đầu ngữ để
cho biết sự thay thế đã được thực hiện.
a. Peroxiacid: Nếu oxy –O được thay bằng nhóm peroxid –O–O.
Thí dụ: HNO
4
: acid peroxonitric
H
3
PO
5
: acid peroxomonophosphoric
H
2
SO
5
: acid peroxomonosulfuric
H
2
S
2
O
8
: acid peroxodisulfuric
b. Thioacid: Nếu oxy –O được thay bằng lưu huỳnh –S.
Thí dụ: H
2
S
2
O

2
: acid thiosulfurơ dẫn xuất từ H
2
SO
3
: acid sulfurơ
H
2
S
2
O
3
: acid thiosulfuric dẫn xuất từ H
2
SO
4
: acid sulfuric

Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 5–52







Chương 2
Đònh luật Tuần hoàn &
Bảng phân loại tuần hoàn

1. Số lượng các nguyên tố và hợp chất được khám phá và tổng hợp ra càng ngày càng
tăng với tốc độ rất nhanh.
2. Để có thể hiểu rõ các tính chất của các nguyên tố cũng như dễ dàng dự đoán và so
sánh tính chất của các nguyên tố và các hợp chất của chúng, cần phải phân loại các
nguyên tố theo các tính chất giống nhau của chúng.
3. Có nhiều nổ lực phân loại các nguyên tố theo các tiêu chuẩn khác nhau, trong đó,
công trình thành công rực rỡ nhất là của nhà hóa học Nga Mendeleev.

2.1. Bảng phân loại tuần hoàn
2.1.1. Đònh luật tuần hoàn
1. Năm 1869, Mendeleev công bố đònh luật tuần hoàn như sau:
Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và
hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên một cách tuần hoàn theo thứ tự
tăng dần của khối lượng nguyên tử.
2. Với những thành quả trong việc xác đònh cấu trúc nguyên tử từ năm 1913, người ta
đổi việc sắp xếp nguyên tử lại theo thứ tự tăng dần của điện tích hạt nhân.

2.1.2. Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng phân loại tuần hoàn
1. Dựa trên đònh luật tuần hoàn này, Medeleev xây dựng bảng phân loại tuần hoàn
dạng ngắn giống như dạng bảng ngắn hiện nay gồm 8 cột thể hiện 8 nhóm và 7 hàng
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 6–52
thể hiện 7 chu kỳ. Mỗi cột lại được phân thành hai loại A và B thể hiện phân nhóm
chính và phụ bằng cách sắp xếp về phía bên trái hay bên phải.
2. Các nguyên tố được sắp xếp theo thứ tự tăng dần của điện tích hạt nhân. Số thứ tự
của các nguyên tố cho biết trực tiếp ngay số điện tử có trong nguyên tử.
3. Các nguyên tố có cấu hình điện tử hóa trò giống nhau sẽ được sắp trong cùng một cột
do có tính chất hóa học giống nhau.
4. Ngày nay, người ta thường sử dụng dạng bảng dài, trong đó mỗi hàng được gọi là
một chu kỳ. Số lớp điện tử trùng với số thứ tự của chu kỳ. Một chu kỳ được bắt đầu
bằng một kim loại kiềm (ngoại trừ hydro) có cấu hình điện tử ns

1
và được kết thúc
bằng một khí trơ có cấu hình ns
2
np
6
.
2.2. Cấu trúc của bảng phân loại tuần hoàn dạng dài
1. Mục tiêu của bảng phân loại tuần hoàn là sắp xếp các nguyên tố theo thứ tự tăng
dần của điện tích hạt nhân (cũng là tăng dần của số điện tử) sao cho các nguyên tố
có tính chất hóa học giống nhau nằm trên cùng một cột hay hàng.
2. Các điện tử hóa trò là các điện tử có năng lượng cao thuộc các vân đạo ns, (n 2)f,
(n 1)d và np.
3. Tính chất hóa học của nguyên tố phụ thuộc chủ yếu vào số lượng điện tử hóa trò và
số tầng điện tử như sau:

Tầng điện tử
Vân đạo hóa trò
Tổng số điện tử hóa trò
s, p
d
f
1
K
1s
2


2
L

2s, 2p
8


3
M
3s, 3p
8


4
N
4s, 3d, 4p
8
10

5
O
5s, 4d, 5p
8
10

6
P
6s, 4f, 5d, 6s
8
10
14
7
Q

7s, 5f, 6d, 7p
8
10
14
Lưu ý: Các điện tử được sắp xếp theo quy tắc Klechkowski.
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 7–52

4. Dựa vào sự phân bố điện tử như trên, người ta xây dựng loại bảng phân loại tuần
hoàn dạng dài bao gồm:
a. 7 hàng thể hiện 7 tầng điện tử (chu kỳ) được đánh số từ 1 đến 7 (hay K đến Q)
Ba chu kỳ đầu được gọi là các chu kỳ ngắn.
Bốn chu kỳ còn lại là được gọi là các chu kỳ dài.
b. 18 cột thể hiện các điện tử hóa trò ns, (n 1)d và np, trong đó phân thành hai phân
nhóm:
Phân nhóm chính A gồm các nguyên tố không có điện tử (n 1)d
Phân nhóm phụ B gồm các nguyên tố có điện tử (n 1)d
Các phân nhóm được đánh số từ 1 đến 8 kèm theo loại phân nhóm A hay B
Riêng phân nhóm 8B gồm 3 cột của các nguyên tố có cấu hình điện tử d
6
, d
7

và d
8
do chúng có tính chất hóa học rất giống nhau
c. Các nguyên tố f được sắp riêng trong hai hàng có 14 cột không được đánh số và
được gọi là nhóm lantanid và actinid.
5. Cấu trúc của bảng phân loại tuần hoàn dạng dài gồm 114 nguyên tố được sắp xếp
như trong hình vẽ.
a. Cấu trúc chung của bảng phân loại tuần hoàn

BẢNG PHÂN LOẠI TUẦN HOÀN
Chu kỳ
1A
















8A
1
K
H
2A

3A
4A
5A
6A
7A
He
2
L
Li
Be










B
C
N
O
F

Ne
3
M
Na
Mg
3B
4B
5B
6B
7B

8B

1B
2B
Al
Si
P
S
Cl
Ar
4
N
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn

Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
5
O
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I

Xe
6
P
Cs
Ba
La
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
7
Q
Fr
Ra
Ac
Rf
Db
Sg
Bh

Hs
Mt
Uun
Uuu
Uub
Uut
Uuq

Lantanid
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu




Actinid
Th
Pa
U
Np
Pu
Am

Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr


Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 8–52
b. Cấu hình điện tử của các phân nhóm chính A
Phân nhóm
1A
2A
3A
4A
5A
6A
7A
8A
Cấu hình
điện tử hóa trò
ns
1

ns
2

ns

2
np
1

ns
2
np
2

ns
2
np
3

ns
2
np
4

ns
2
np
5

ns
2
np
6

c. Cấu hình điện tử của các phân nhóm phụ B
Phân nhóm
3B
4B
5B
6B
7B
8B
1B
2B
Cấu hình
điện tử hóa trò
ns
2

(n-1)d
1

ns
2

(n-1)d
2

ns
2

(n-1)d
3

ns
1

(n-1)d
5

ns
2

(n-1)d
5

ns
2

(n-1)d
6

ns
2

(n-1)d
7

ns
2

(n-1)d
8

ns
1

(n-1)d
10

ns
2

(n-1)d
10


d. Cấu hình điện tử của các lantanid và actinid
ns
2

(n-2)f
2

ns
2

(n-2)f
3

ns
2

(n-2)f

4

ns
2

(n-2)f
5

(n-1)d
1

ns
2

(n-2)f
7

ns
2

(n-1)d
1

(n-2)f
7

ns
2

(n-2)f

9

ns
2

(n-2)f
10

ns
2

(n-2)f
11

ns
2

(n-2)f
12

ns
2

(n-2)f
13

ns
2

(n-2)f

14

ns
2

(n-1)d
1

(n-2)f
14


6. Nhận xét:
a. Các nguyên tố trong cùng một cột có cùng cấu hình điện tử hóa trò với số lớp vỏ
tăng dần từ trên xuống dưới.
b. Các nguyên tố trong cùng một chu kỳ có cùng số lớp vỏ điện tử với số điện tử
hóa trò tăng dần từ trái sang phải.
c. Cấu hình điện tử bão hòa và bán bão hòa có độ bền lớn hơn nên làm thay đổi sự
sắp xếp điện tử của một số nguyên tố như:

24
Cr 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p

6
4s
1
3d
5
[Ar] 4s
1
3d
5
thay vì [Ar] 4s
2
3d
4


29
Cu 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
3d
10

[Ar] 4s
1
3d
10
thay vì [Ar] 4s
2
3d
9

d. Có trường hợp đặc biệt ở các nguyên tố lantan và actin, điện tử cuối cùng được
sắp vào vân đạo (n 1)d thay vì sắp vào vân đạo (n 2)f.
Hiệu ứng co d, co f:
a. Tại chu kỳ 4 và 5, sau các nguyên tố s có sự xuất hiện của 10 nguyên tố d làm
cho điện tích hạt nhân tăng vọt so với các chu kỳ trước. Sự tăng vọt điện tích hạt
nhân này sẽ tác động mạnh đến lực hút giữa hạt nhân lên các điện tử của các
nguyên tố p và chính các nguyên tố d. Hiệu ứng này gọi là hiệu ứng co d.
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 9–52
b. Tại chu kỳ 6 và 7, sau các nguyên tố s có sự xuất hiện của 14 nguyên tố f làm
cho điện tích hạt nhân tăng vọt so với các chu kỳ trước. Sự tăng vọt điện tích hạt
nhân này sẽ tác động mạnh đến lực hút giữa hạt nhân lên các điện tử của các
nguyên tố p, nguyên tố d và chính các nguyên tố f. Hiệu ứng này gọi là hiệu ứng
co f.

2.3. Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố
2.3.1. Sự biến thiên của bán kính nguyên tử
1. Người ta quy ước bán kính cộng hóa trò của nguyên
tử A bằng một nửa khoảng cách giữa 2 nguyên tử A
khi liên kết A A là liên kết đơn cộng hóa trò.

2

d
r
AA
A


2. Khi đi từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ, bán kính nguyên tử giảm dần do các
nguyên tử có số lớp vỏ điện tử bằng nhau trong lúc điện tích hạt nhân tăng lên làm
lực hút giữa hạt nhân với điện tử tăng lên làm bán kính giảm đi.
Thí dụ:
Nguyên tử
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Bán kính nguyên tử (Å)
1,54
1,30
1,18
1,11
1,06
1,01
0,99
0,98

3. Khi đi từ trên xuống dưới trong cùng một phân nhóm, bán kính nguyên tử tăng dần

do các nguyên tử có số lớp vỏ điện tử tăng lên.
Thí dụ:
Nguyên tử
C
Si
Ge
Sn
Pb
Ti
Zr
Hf
Bán kính nguyên tử (Å)
0,91
1,43
1,39
1,58
1,75
1,46
1,60
1,59

4. Ở chu kỳ 4 lần đầu tiên xuất hiện các nguyên tố d gây ra hiệu ứng co d.
a. Hiệu ứng co d đối với các nguyên tố d làm cho bán kính của các nguyên tố d
giảm rất ít khi đi từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ. Nguyên nhân của hiện
tượng này là do điện tử thêm vào vân đạo (n 1)d nằm ở lớp vỏ bên trong có hằng
số chắn b = 0,85 nên lực hút giữa hạt nhân lên điện tử ns tăng ít mặc dù điện tích
hạt nhân vẫn tăng.
b. Hiệu ứng co d đối với các nguyên tố p làm cho bán kính của các nguyên tố p tăng
rất ít khi đi từ trên xuống dưới trong cùng một phân nhóm. Nguyên nhân của hiện
tượng này là do việc thêm 10 điện tử vào vân đạo (n 1)d nằm ở lớp vỏ bên trong

dù có hằng số chắn b = 0,85 vẫn làm cho lực hút giữa hạt nhân lên điện tử np
tăng lên rõ rệt khi tăng chu kỳ.
d
A A

Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 10–52
c. Hiệu ứng co d lặp lại ở chu kỳ 5 không mạnh bằng ở chu kỳ 4.
5. Ở chu kỳ 6 lần đầu tiên xuất hiện các nguyên tố f gây ra hiệu ứng co f.
a. Hiệu ứng co f đối với các nguyên tố f làm cho bán kính của các nguyên tố f giảm
rất ít khi đi từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ. Nguyên nhân của hiện tượng
này là do điện tử thêm vào vân đạo (n 2)f nằm ở lớp vỏ sâu bên trong có hằng
số chắn b = 0,85 nên lực hút giữa hạt nhân lên điện tử ns tăng ít mặc dù điện tích
hạt nhân vẫn tăng.
b. Hiệu ứng co f đối với các nguyên tố (n 1)d làm cho bán kính của các nguyên tố d
giảm rất ít, thậm chí hơi giảm khi đi từ trên xuống dưới trong cùng một phân
nhóm. Nguyên nhân của hiện tượng này là do việc thêm 14 điện tử vào vân đạo
(n 2)f nằm ở lớp vỏ bên trong dù có hằng số chắn b = 0,85 vẫn làm cho lực hút
giữa hạt nhân lên điện tử np tăng lên rõ rệt khi tăng chu kỳ.
c. Hiệu ứng co d lặp lại ở chu kỳ 5 không mạnh bằng ở chu kỳ 4.

Quy luật biến đổi bán kính ion
Đối với cùng một nguyên tố: r
cation
< r
nguyên tử
< r
anion

Trong cùng một phân nhóm, các ion có cùng điện tích có bán kính tăng dần
khi đi từ trên xuống dưới.

Trong cùng một chu kỳ, các ion đẳng điện tử có bán kính giảm khi điện tích
dương tăng (áp dụng cho các ion của các nguyên tố trong cùng một chu kỳ có
điện tích bằng số thứ tự của phân nhóm).
Các cation có cấu hình điện tử của khí hiếm có bán kính lớn hơn các cation có
cấu hình điện tử d
1 9
.
Trong cùng một chu kỳ, các cation có cùng điện tích của các nguyên tố d có
bán kính giảm dần từ trái sang phải.

2.3.2. Năng lượng ion hóa
1. Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần thiết để tách một điện tử ra khỏi nguyên tử
(hay ion) ở pha khí và trạng thái cơ bản.
Năng lượng ion hoá ký hiệu lần lượt là I
1
, I
2
, I
3
,… tương ứng với việc tách các
điện tử thứ nhất, thứ hai, thứ ba,… ra khỏi tiểu phân.
Dấu của năng lượng ion hóa được quy ước theo dấu của nhiệt động học: dấu
( ) tương ứng với quá trình thu nhiệt.
Đơn vò đo thông dụng là eV/nguyên tử.
eV/nguyên tử = 1,6.10 12 erg/nguyên tử
= 23,06 Kcal/nguyên tử gam
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 11–52
Người ta cũng sử dụng thế ion hóa với cách hiểu là điện thế tính ra volt mà
dưới tác dụng của điện thế này, điện tử sẽ thu được một năng lượng bằng năng lượng
ion hóa.

Đối với cùng một nguyên tố: I
1
< I
2
< I
3
< …
Năng lượng ion hóa cho biết phần nào khả năng nhường điện tử, tức là tính
khử hay tính kim loại của các đơn chất. Từ đó có thể dự đoán được độ bền của liên kết
giữa các nguyên tố trong hợp chất.
2. Khi đi từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ, năng lượng ion hóa tăng dần do bán
kính giảm dần nên lực hút của hạt nhân lên điện tử tăng dần.
3. Khi đi từ trên xuống dưới trong cùng một phân nhóm, năng lượng ion hóa giảm dần
do bán kính tăng dần nên lực hút của hạt nhân lên điện tử giảm dần.
4. Các tiểu phân có cấu hình điện tử bão hòa hay bán bão hòa sẽ có năng lượng ion hóa
cao hơn bình thường do độ bền của các cấu hình này.

2.3.3. Sự biến thiên của năng lượng anion hóa A (ái lực điện tử)
1. Năng lượng anion hóa A là năng lượng cần thiết để nhận một điện tử vào nguyên tử
(hay ion) ở pha khí và trạng thái cơ bản.
Năng lượng anion hóa ký hiệu lần lượt là A
1
, A
2
, A
3
,… tương ứng với việc
nhận các điện tử thứ nhất, thứ hai, thứ ba,… vào tiểu phân.
Dấu của năng lượng anion hóa theo thói quen thường được quy ước ngược
với dấu của nhiệt động học:

Dấu ( ) tương ứng với quá trình tỏa nhiệt
Dấu ( ) tương ứng với quá trình thu nhiệt
Đơn vò đo thông dụng cũng là eV/nguyên tử.
Đối với cùng một nguyên tố, A
1
có thể có giá trò âm hoặc dương, còn A
2
,
A
3
,… luôn luôn có giá trò âm vì quá trình nhận thêm điện tử vào các ion âm cần phải
tiêu tốn năng lượng.
Năng lượng anion hóa cho biết phần nào khả năng nhận điện tử, tức là
tính oxi hóa hay tính không kim loại của các đơn chất.
2. Khi đi từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ, năng lượng anion hóa tăng dần và có
cực đại tại các halogen do bán kính giảm dần.
3. Khi đi từ trên xuống dưới trong cùng một phân nhóm, năng lượng anion hóa giảm
dần do bán kính tăng dần.
4. Các tiểu phân có cấu hình điện tử bão hòa hay bán bão hòa sẽ có năng lượng anion
hóa cao hơn bình thường do độ bền của các cấu hình này.

Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 12–52
2.3.4. Sự biến thiên của độ âm điện
1. Độ âm điện biểu thò khả năng của một nguyên tố kéo điện tử về phía nó khi hình
thành liên kết hóa học.
2. Khi đi từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ, độ âm điện tăng dần do điện tích hạt
nhân tăng trong lúc bán kính nguyên tử giảm làm lực hút của hạt nhân lên điện tử
tăng.
3. Khi đi từ trên xuống dưới trong cùng một phân nhóm, độ âm điện giảm dần do điện
tích hạt nhân tăng nhưng bán kính nguyên tử tăng nhanh làm lực hút của hạt nhân lên

điện tử giảm.
4. Pauling đề nghò công thức xác đònh độ âm điện như sau:
a. Xét 3 phân tử A
2
, B
2
và AB có liên kết mang tính cộng hóa trò với năng lượng
liên kết lần lượt là E
A A
, E
B B
và E
A B
.
b. Nếu liên kết là cộng hóa trò 100%, ta có:

BBAABA
E.EE
, kcal/mol
hay
mol/kcal 0E.EEE
BBAABA

c. Nếu liên kết A B bò phân cực thì mối liên hệ giữa độ âm điện và E được tính
theo công thức:

E18,0
AB

Trong đó:

F
được gán bằng 4
5. Mulliken đề nghò công thức xác đònh độ âm điện như sau:

A
= ½ (I
A
A
A
)

2.3.5. Số oxi hóa
1. Số oxi hóa của một nguyên tử trong hợp chất là điện tích hình thức của nguyên tử đó
với giả đònh là điện tử liên kết sẽ thuộc về nguyên tử có độ âm điện hơn.
Thí dụ:
4
26
2
1
OSH
,
3
226
2
1
OSSH
hay
3
204
2

1
OSSH

2. Số oxi hóa là một đại lượng quy ước hình thức hoàn toàn không cho biết điện tích
thật sự của nguyên tử trong hợp chất. Song việc sử dụng số oxi hóa cho phép phân
loại các hợp chất, dự đoán tính chất của các hợp chất và cân bằng phương trình oxi
hóa khử một cách dễ dàng và hiệu qủa.
3. Mỗi nguyên tử thường có các số oxi hóa đặc trưng của mình. Khi phản ứng, chúng có
xu hướng quay về số oxi hóa bền, tức là số oxi hóa mà tại đó nguyên tử có tính oxi
hóa và tính khử đều yếu.
- Các nguyên tử ở số oxi hóa cao nhất chỉ có tính oxi hóa.
- Các nguyên tử ở số oxi hóa thấp nhất chỉ có tính khử.
- Các nguyên tử ở số oxi hóa trung gian có tính oxi hóa lẫn tinh khử.
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 13–52
Thí dụ: P: 3 0 +1 +3 +5
Tính chất: khử oxi hóa khử oxi hóa
4. Khi ở số oxi hóa dương càng cao, nguyên tử càng mất nhiều điện tử, r
+
giảm, q
+
tăng
nên tác dụng phân cực càng mạnh, liên kết càng có tính cộng hóa trò nên các hợp
chất oxihydroxid của nó càng có tính acid.
5. Ngược lại, khi ở số oxi hóa thấp, tác dụng phân cực yếu, liên kết có tính ion nhiều
hơn nên các hợp chất oxihydroxid của nó có tính baz.
Thí dụ: Hợp chất: CrO Cr
2
O
3
CrO

3

baz lưỡng tính acid
6. Quy luật biến đổi số oxi hóa:
a. Các nguyên tố s chỉ có một số oxi hóa bằng với số thứ tự của nhóm.
b. Các nguyên tố p có số oxi hóa như sau:
Số oxi hóa = Số thứ tự nhóm – 2n
trong đó: n: số nguyên dương
Như vậy: SOXH
max
= số thứ tự phân nhóm
SOXH
min
= số thứ tự phân nhóm 8
Các số oxi hóa không phù hợp với quy tắc trên thường kém bền và hợp chất
như vậy có thể xem là hợp chất hỗn tạp mà nguyên tố đang xét nằm ở hai số oxi
hóa trên và dưới của số oxi hóa tính được.
Thí dụ:
2
3
3
5
22
4
ONHONHOH2ON2

Trong phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống dưới thì số oxi hóa dương cao
nhất kém bền dần do hiệu ứng co d, co f làm tăng mạnh điện tích hạt nhân khiến
cho các điện tử s có tính thấm bò hút chặt hơn nên khó bò mất.
Thí dụ: Nguyên tố: C Si Ge Sn Pb

Số oxi hóa cao bền: 4 4 4, (2) 4, 2 2
c. Các nguyên tố d có năng lượng của các vân đạo ns và (n 1)d tương đương nhau
nên nói chung, chúng có thể mất từ 1 điện tử cho đến hết các điện tử hoá trò trên
các vân đạo (n 1)d và ns. Do đó số oxi hóa của chúng trên lý thuyết sẽ từ 1 cho
đến số nhóm, tuy nhiên các nguyên tố d chỉ có một số số oxi hóa đặc trưng như
sau:
Ngun tố Trạng thái số oxi hóa
Sc: 3
Ti: (2) 3 4
V (2) 3 4 5
Cr (2) 3 6
Mn 2 (3) 4 6 7
Fe 2 3 (6)
Co 2 (3)
Ni 2
Cu (1) 2
Zn 2
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 14–52
Trong một phân nhóm phụ, khi đi từ trên xuống dưới thì số oxi hóa dương cao
nhất bền dần theo lý luận thông thường là do bán kính tăng dần nên khả năng mất
điện tử tăng. Điều này trái ngược với các phân nhóm chính.

2.3.6. Sự biến thiên của tính kim loại không kim loại
1. Phù hợp với sự biến thiên của độ âm điện.
2. Khi đi từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ, tính không kim loại tăng dần nên tính
oxi hóa tăng. Và tính kim loại giảm dần nên tính khử giảm.
3. Khi đi từ trên xuống dưới trong cùng một phân nhóm, tính không kim loại giảm dần
nên tính oxi hóa giảm. Và tính kim loại tăng dần nên tính khử tăng.

Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 15–52

Chương 3
Các hydracid và các dẫn xuất của chúng

3.1 Các hợp chất hydracid H
n
X
3.1.1 Mô hình của các hydracid
Hydro sẽ kết hợp với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn nó để tạo thành các hợp
chất hydracid có mô hình tổng quát là H
n
X với liên kết đặc trưng H
+
X là liên
kết cộng hóa trò do ion H
+
có điện tích +1 nhưng bán kính rất nhỏ.
Thí dụ: HF, HCl, HBr, HI; H
2
O, H
2
S, H

2
Se, H
2
Te
3.1.2 Độ bền của các hydracid H
n
X
1. Hydracid càng bền nhiệt –tức là có nhiệt độ phân hủy càng cao– khi liên kết H X
càng bền. Mà liên kết cộng hóa trò H X càng bền khi:
Năng lượng của hai vân đạo hoá trò của H và X càng gần nhau
Vùng xen phủ giữa hai vân đạo hoá trò này càng lớn:
Và nhất là mật độ điện tử trong vùng xen phủ càng lớn:
2. Khi đi từ trên xuống dưới trong bảng tuần hoàn thì:
Năng lượng vân đạo hoá trò của X càng lớn nên liên kết kém bền dần.
Bán kính tăng dần nên vùng xen phủ giữa hai vân đạo hoá trò tăng dần nhưng mật
độ điện tử lại giảm mạnh nên liên kết kém bền dần.
Vì vậy độ bền nhiệt của các hydracid của các nguyên tố cùng phân nhóm giảm.
3. Khi đi từ phải sang trái trong bảng tuần hoàn thì:
Năng lượng vân đạo hoá trò của X ít biến đổi nên yếu tố đồng năng ít biến đổi.
Bán kính giảm không nhiều nên vùng xen phủ giữa hai vân đạo hoá trò và mật độ
điện tử ít biến đổi nên liên kết cũng ít biến đổi.
Vì vậy độ bền nhiệt của các hydracid của các nguyên tố cùng chu kỳ ít biến đổi.
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 16–52
3.1.3 Tính acid của các hydracid H
n
X
1. Tính acid của hydracid càng mạnh khi liên kết H X càng dễ phân ly để phóng thích
ion H
+
. Liên kết H X càng dễ phân ly khi:

Độ bền của liên kết H X giảm
Độ phân cực của liên kết H X tăng
2. Khi đi từ trên xuống dưới trong bảng tuần hoàn thì:
Độ bền của liên kết H X giảm do bán kính tăng nhanh
Độ phân cực của liên kết H X giảm nhưng ít hơn sự giảm độ bền liên kết
Độ bền của liên kết H X giảm trở thành yếu tố quyết đònh nên liên kết càng dễ
phân ly khiến cho tính acid của các hydracid của các nguyên tố cùng phân nhóm tăng
dần.
Thí dụ: HF HCl HBr HI
Tính acid: HF < HCl < HBr < HI
3. Khi đi từ phải sang trái trong bảng tuần hoàn thì:
Độ bền của liên kết H X ít biến đổi do bán kính của X ít biến đổi
Độ phân cực của liên kết H X tăng do độ âm điện của X tăng
Độ phân cực của liên kết H X trở thành yếu tố quyết đònh nên liên kết càng dễ phân
ly khiến cho tính acid của các hydracid của các nguyên tố cùng chu kỳ tăng dần.
Thí dụ: H
3
N H
2
O HF
Tính acid: H
3
N < H
2
O < HF
4. Lưu ý: H
3
N, H
3
P, H

2
O,… có tính baz là do khả năng cho đôi điện tử tự do của các
phân tử này chứ không phải do tính chất của liên kết H X.
3.2 Các hợp chất thế cộng hóa trò A
(n)
X của hydracid
1. Khi thay thế hydro trong các hợp chất hydracid bằng các nguyên tố không kim loại A
có độ âm điện nhỏ hơn X sẽ tạo thành hợp chất thế có mô hình tổng quát là A
(n)
X
với liên kết đặc trưng A
+
X là liên kết cộng hóa trò.
Thí dụ: HF HCl HBr H
2
O
Hợp chất thế: ClF ICl IBr Cl
2
O
2. Các hợp chất thế A
(n)
X của các hydracid thường có độ bền nhiệt nhỏ hơn các
hydracid do nguyên tố A có bán kính lớn hơn H khiến cho liên kết A X kém bền so
với liên kết H X.
3. Tính acid của các hợp chất thế của các hydracid càng mạnh khi tác dụng phân cực
của A càng mạnh –nghóa là khả năng kéo điện tử của A về phía nó càng mạnh–
khiến cho liên kết A X càng có tính cộng hóa trò.
4. Tác dụng phân cực của A càng mạnh khi:
Điện tích của A càng lớn: q
+

Bán kính của A càng nhỏ: r
+

Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 17–52
Cấu hình điện tử của A: d
10
> d
1 9
> [trơ]
Thí dụ: HF
Hợp chất thế: ClF BrF IF
Tính acid: ClF > BrF > IF

3.3 Các muối M
(n)
X của hydracid
1. Khi thay thế hydro trong các hợp chất hydracid bằng các nguyên tố kim loại có độ
âm điện thấp sẽ tạo thành muối có mô hình tổng quát là M
(n)
X với liên kết đặc trưng
M
m+
X là liên kết ion hay ion cộng hóa trò phụ thuộc vào tác dụng phân cực của
cation M
m+
.
Thí dụ: HF HCl HBr
Muối: NaF CaCl
2

ZnBr
2

2. Các muối của các hydracid với các kim loại hoạt động thường có độ bền nhiệt lớn do
liên kết ion bền vững.
3. Các muối của các hydracid với các kim loại kém hoạt động thường có độ bền nhiệt
nhỏ hơn các muối của các kim loại hoạt động do tính ion của các muối này giảm đi.
4. Tính acid–baz của các muối phụ thuộc vào mối tương quan giữa độ mạnh của các
gốc acid và baz tạo thành các muối đó.
Gốc acid
Gốc baz
Tính acid–baz của
muối
Mạnh
Yếu
Mạnh
Yếu
Yếu
Mạnh
Mạnh
Yếu
Acid
Baz
Trung tính
Trung tính
5. Một cách tổng quát, khi so sánh tính acid của muối hay hợp chất thế của một
hydracid với các cation hay hợp phần dương khác nhau thì khi phần phân cực dương
có tác dụng phân cực càng mạnh thì liên kết có tính ion càng giảm, tính cộng hóa trò
càng tăng nên muối hay hợp chất thế đó càng có tính acid.
Thí dụ: NaF MgF

2
AlF
3
SiF
4
PF
5
SF
6

Tính acid: NaF < MgF
2
< AlF
3
< SiF
4
< PF
5
< SF
6


Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 18–52

Chương 4
Các oxiacid và các dẫn xuất của chúng

4.1 Các hợp chất oxiacid H
n
XO
a
(OH)
b

4.1.1 Mô hình của các oxiacid
1. Nguyên tố X ở số oxi hóa dương kết hợp với oxi tạo thành các hợp chất oxiacid trong
đó X phân cực dương. Các oxiacid có mô hình tổng quát là H
n
XO*
a
(OH)
b
trong đó X
liên kết trực tiếp với nhóm hydroxyl –OH, nhóm oxid =O* và hydro H bằng liên kết
cộng hóa trò.
Thí dụ:
Công thức: HClO HClO
2
HClO
3
HClO
4

Mô hình: Cl(OH) ClO(OH) ClO
2
(OH) ClO
3
(OH)
Công thức: H
2
SO
4
H
2
SO
3
H
3
PO
4
H
3
PO
3
H
4
SiO
4

Mô hình: SO
2
(OH)

2
SO(OH)
2
PO(OH)
3
HPO(OH)
2
Si(OH)
4

2. Nhóm hydroxyl OH có thể phân ly theo hai cách:
Tạo thành X
+
O và H
+
: thể hiện tính acid
Tạo thành X
+
và OH
–
: thể hiện tính baz

4.1.2 Tính acid của các oxiacid H
n
XO
a
(OH)
b

5. Tính acid của oxiacid càng mạnh khi X càng thể hiện khả năng kéo electron về phía

mình trong liên kết với nhóm –OH khiến cho liên kết O–H càng phân cực, H
+
càng
dễ bứt ra. (Lưu ý: X vẫn phân cực dương so với O)
6. Như vậy tính acid của oxiacid càng mạnh khi:
khả năng phân cực của X càng cao
a càng lớn, nghóa là có càng nhiều O* không liên kết với H
7. Khả năng phân cực của X càng cao khi:
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 19–52
Điện tích dương q
+
của X càng cao (số oxi hóa của X càng cao, độ âm điện
của X càng cao)
Bán kính của X càng nhỏ
Cấu hình điện tử của X: d
10
> d
1–9
> cấu hình khác
8. Phạm vi ứng dụng:
Cùng M nhưng số oxi hóa khác nhau
M cùng chu kỳ có độ âm điện và bán kính khác nhau
M cùng phân nhóm có độ âm điện và bán kính khác nhau


Ví dụ: trong chuỗi acid HClO HClO
2
HClO
3
HClO

4


tính acid tăng dần do số O không liên kết với –H tăng và do khả năng phân cực
của Cl tăng (số oxi hóa tăng, bán kính giảm)

4.2 Các hợp chất thế của oxiacid H
n
XO
a
(OH)
b

5. Có nhiều dạng hợp chất thế khác nhau trên cơ sở mô hình của các oxiacid
Là các hydroxid khi n=0, a=0 : Fe(OH)
3
, Al(OH)
3

Là các oxid khi n=0, b=0 : TiO
2
, Cl
2
O
7

Là các oxi hydroxid khi n=0 : FeOOH, MnOOH
Là muối khi thay thế H bằng các kim loại : KClO
3

6. Dù trong chuỗi các hợp chất thế nào, tính acid của nó cũng tuân theo quy tắc là: khi
khả năng phân cực của X càng cao, liên kết càng mang tính cộng hóa trò tính acid
của hợp chất càng mạnh và ngược lại, khi khả năng phân cực của X càng thấp, liên
kết càng có tính ion, hợp chất càng có tính baz.
Lưu ý: chỉ so sánh tính chất các hợp chất thế cùng loại.
7. Ví dụ
a. Xét các oxid:
Na
2
O MgO Al
2
O
3
SiO
2
P
2
O
5
SO
3
Cl
2
O
7

baz lưỡng tính acid
ion–cộng hóa trò cộng hóa trò phân cực cộng hóa trò
b. Trong hai hydoxid Fe(OH)
3

và Fe(OH)
2
, liên kết Fe–O trong Fe(OH)
3
có tính
cộng hóa trò cao hơn, tính acid của Fe(OH)
3
mạnh hơn do số oxi hóa Fe(III) >
Fe(II) và r
Fe(III)
< r
Fe(II)
.


Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 20–52











Chương 5
Hydrogen và Oxygen
5.1 Hydrogen

5.1.1 Cấu hình điện tử và đặc điểm liên kết
1. Cấu hình điện tử ns
1
đơn giản nhất nhưng hóa học lại rất phức tạp do khi mất điện tử
này thì nguyên tử chỉ còn độc nhất một proton có điện tích dương với bán kính chỉ
bằng khoảng 10
5
bán kính của các ion khác.
2. Hydrogen có thể mất điện tử để có số oxi hóa 1 giống các nguyên tố kim loại kiềm.
Nó cũng có thể nhận thêm 1 điện tử để có số oxi hóa 1 giống các nguyên tố
halogen. Do H có r quá nhỏ nên tác dụng phân cực của nó rất mạnh. Do đó, trong
các hợp chất mà hydro bò phân cực dương thì liên kết của hyrogen đều có bản
chất cộng hóa trò phân cực chứ không thể là liên kết ion
Tính chất
H
F
Cl
Li
Na
Bán kính nguyên tử (pm)
Bán kính ion E (pm)
Bán kính ion E (pm)
I
1
(eV)
A
Độ âm điện (Pauling)
30
136
000

13,6
0,75
2,1
64
133

17,42
3,5
3,98
99
181

12,97
3,6
3,16
155

68
5,39

0,98
189

98
5,14

0,93
3. Hydro trong các hợp chất với F, O và N do bò mất gần hết điện tử nên nó dễ dàng
hình thành liên kết phụ với các nguyên tử có độ âm điện lớn đang thừa điện tử và tạo
thành một loại liên kết đặc biệt là liên kết hydrogen. Mô hình của liên kết hydro

như sau:
BHA 
, trong đó: A và B là F, O hay N

Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 21–52
5.1.2 Đơn chất
1. Ở điều kiện thường, hydro là một chất khí không màu không mùi
2. Vì hydro chỉ có một điện tử nên nó tạo thành các phân tử nhò nguyên tử với năng
lượng liên kết rất lớn:
2H H
2
H
0
= 103,2Kcal/mol
Do năng lượng liên kết H H rất lớn nên hydro kém hoạt động ở nhiệt độ
thường. Ở nhiệt độ cao thì hoạt lên tính tăng rõ rệt.
3. Tính khử: Hydro thể hiện tính khử khi phản ứng với các không kim loại và các hợp
chất có tính oxi hóa.
Ở nhiệt độ thường chỉ phản ứng được với fluor: F
2
H
2
2HF
Khi có ánh sáng hay đun nóng có xúc tác thì hydro phản ứng với nhiều không
kim loại khác như Cl
2
, Br
2
, I
2

, O
2
, N
2
, S,…:
O
2
H
2
H
2
O
Ở nhiệt độ cao phản ứng được với các oxid của kim loại kém hoạt động:
CuO H
2
Cu H
2
O
Trong dung dòch, tính khử của H
2
rất yếu:
2H 2e H
2
E
0
= 0,000V
4. Tính oxi hóa: chỉ thể hiện khi phản ứng với các kim loại hoạt động để về số oxi hóa
1:
Thí dụ: 2Na H
2

2NaH
Hydro mới điều chế có thể đang trạng thái nguyên tử hay ở trạng thái kích
thích có hoạt tính rất cao nên có thể phản ứng với N
2
, S, P, As, cũng như khử
nhiều hợp chất ngay ở nhiệt độ thường như khử MnO
4
về Mn
2
, H
2
SO
3
về
H
2
S, Cr
2
O
7
2–
về Cr
3
, NO
3
về NH
4
,…
5. Ứng dụng: Làm nguyên liệu cho:
Công nghiệp hóa học: tổng hợp NH

3
, HCl, CH
3
OH,…
Công nghiệp thực phẩm: hydro hóa dầu mỡ, sản xuất margarin,…
Công nghiệp luyện kim: khử các quặng, chế tạo các vật liệu siêu cứng,…
Làm nhiên liệu cho tên lửa, để hàn các vật liệu siêu nhiệt,…

5.1.3 Các hợp chất bậc hai của hydro H
n
X
Tùy thuộc vào sự khác biệt về độ âm điện mà hydro sẽ tạo ra các hợp chất có
số oxi hóa khác nhau với các nguyên tố khác trong bảng tuần hoàn.
1. Hợp chất hydro ( 1) của các không kim loại có độ âm điện lớn hơn hydro.
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 22–52
Là các hợp chất bậc hai của hydro với các nguyên tố p thuộc nhóm 7A, 6A và
một phần của 5A.
Thí dụ: HF, HCl, HBr, HI, H
2
O, H
2
S, H
2
Se, H
2
Te, NH
3
,…
Vì H( 1) có tác dụng phân cực rất mạnh nên liên kết trong các hợp chất này
đều là liên kết cộng hóa trò phân cực. Đây là các hydracid

2. Các hợp chất hydrur cộng hóa trò XH
n

Là các hợp chất bậc hai của hydro với các nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn
hydro không nhiều nên chưa có khả năng hình thành liên kết ion,được hình
thành từ các nguyên tố X thuộc nhóm 4A và 5A.
Liên kết có bản chất cộng hóa trò nên hợp chất có bản chất acid.
Thí dụ: SiH
4
, GeH
4
, SnH
4
, AsH
3
, PH
3
, SbH
3
, BeH
2
, B
2
H
6
, AlH
3
, InH
3

Các hydrur loại này
kém bền: 2SbH
3
2Sb + 3H
2

bò thủy phân mạnh: SiH
4
+ 4H
2
O H
4
SiO
4
+ 4H
2

có tính khử mạnh: 2PH
3
+ 4O
2
P
2
O
5
+ 3H
2
O

3. Các hợp chất hydrur ion XH

n

Là các hợp chất bậc hai của hydro với các nguyên tố kim loại phân nhóm
chính có độ âm điện nhỏ hơn hydro nhiều nên hình thành liên kết ion.
Liên kết có bản chất ion nên hợp chất có bản chất baz.
Các hợp chất này có tinh thể ion nên có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi
cao.
Các hydrur loại này có:
tính baz: AlH
3
+ NaH Na[AlH
4
]
kém bền: 2NaH 2Na + H
2

bò thủy phân mạnh: NaH + H
2
O NaOH + H
2

có tính khử rất mạnh: 2NaH + O
2
Na
2
O + H
2
O
4 Các hợp chất hydrur kim loại: Là các hợp chất bậc hai của hydro với các nguyên tố
kim loại chuyển tiếp. Liên kết có bản chất kim loại với thành phần không hợp thức

đạt gần tới công thức lý tưởng MH, MH
2
, MH
3
.

5.2 Oxygen
5.2.1 Cấu hình điện tử và đặc điểm liên kết
1 Oxygen thuộc phân nhóm 6A, chu kỳ 2, có cấu hình điện tử 2s
2
2p
4
.
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 23–52
2 Các thông số vật lý quan trọng của oxygen như sau:
Tính chất
r
cht
,
(pm)
r
2
,
(pm)
I
1
, (eV)
I
2
, (eV)

A
1
,
(eV)
A
2
,
(eV)

Giá trò
66
136
13,62
35,12
1,44
8,3
3,5
3 Do có độ âm điện rất lớn (chỉ thua F) nên để đạt được cấu hình điện tử bão hòa bền,
oxygen dễ dàng nhận 2 điện tử để có số oxi hóa 2 đặc trưng.
Tuy r
2
nhỏ nhưng do có q
2
lớn nên anion O
2
có tác dụng bò phân cực mạnh.
Do đó:
+ Với các cation kim loại kiềm và kiềm thổ, tạo liên kết ion–cộng hóa trò
+ Với các cation khác, khuynh hướng chủ yếu của anion O
2

là tạo liên kết
cộng hóa trò
4 Oxygen chỉ có thể mất 2 điện tử để có số oxi hóa 2 khi tạo liên kết cộng hóa trò với
fluor trong OF
2
.
5 Chỉ trong các hợp chất có sự tạo mạch O O thì các nguyên tử oxygen mới có số oxi
hóa khác. Các mạch này chỉ chứa tối đa 4 nguyên tử và không bền nên các hợp chất
này có tính oxi hóa–khử mạnh.
Số oxi hóa
4 (-2; +4)
1
1
2
Thí dụ
O
3

O
2
F
2

H
2
O
2

OF
2

5.2.2 Đơn chất
Oxygen có 2 dạng thù hình là oxygen O
2
bền và ozon O
3
không bền.
5.2.2.1 Oxygen
1. Công thức của phân tử oxygen là O O Phân tử oxygen rất bền vững, chỉ phân ly
thành nguyên tử khi nhiệt độ > 2000
0
C hay dưới bức xạ tử ngoại.
O
2
→ 2O
molkcalH
pl
/118
0

2. Ở điều kiện thường, oxygen là một chất khí không màu, không mùi.
3. Tính oxi hóa: Oxygen là một trong các không kim loại hoạt động nhất. Hoạt tính tăng
theo nhiệt độ và khi có mặt chất xúc tác.
Ở nhiệt độ thường, oxygen đã oxi hóa nhiều đơn chất và hợp chất, thường
được gọi là sự oxi hóa hay sự rỉ sét, kết hợp với Hemoglobin trong máu.
Ở nhiệt độ cao, oxygen phản ứng với hầu hết các đơn chất (ngoại trừ các
halogen, khí hiếm và kim loại q như Au, Pt,…). Phản ứng tỏa nhiệt lớn và
phát sáng, thường được gọi là sự cháy.

22424
OMnOMnOKKMnO

Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 24–52
4 Ứng dụng:
Oxygen chủ yếu được dùng làm chất oxi hóa cho quá trình cháy.
Oxygen cũng được dùng trong hô hấp cho bệnh nhân và thợ lặn.
Oxygen duy trì sự sống, tham gia vào quá trình thối rửa, mục nát của
động, thực vật chết, tham gia vào vòng tuần hoàn chung của thiên nhiên.

5.2.2.2 Ozon
1 Phân tử ozon phân cực có dạng góc với liên kết chỉ mang một phần liên kết đôi nên
phân tử ozon không bền vững, dễ bò phân hủy.
2O
3
→ 3O
2

mol/Kcal2,68H
0

2 Ở điều kiện thường, ozon là một chất khí màu lam nhạt có mùi xốc, phá hủy đường
hô hấp. Ở nồng độ rất thấp thì lại có tác dụng tốt cho cơ thể.
3 Tính oxi hóa: Ozon có tính oxy hóa mạnh hơn oxygen rất nhiều Ozon là một trong
những chất oxy hóa mạnh nhất:
)dd(OH2)k(Oe2)l(OH)k(O
223
E
0
= 1,241V

)dd(OH4e4)l(OH2)k(O
22
E
0
= 0,401V
)l(OH)k(Oe2)dd(H2)k(O
223
E
0
= 2, 07V
)l(OH2e4)dd(H4)k(O
22
E
0
= 1,229V
Oxi hóa hầu như tất cả kim loại, trừ Au và nhóm Pt
Oxi hóa hầu hết phi kim
Oxi hóa các oxyd thấp thành oxyd cao
Phản ứng với nhiều hợp chất
Thí dụ: 2KI + H
2
O + O
3
I
2
+ 2KOH + O
2

Đây là phản ứng nhận biết Ozon trong không khí: đặt mảnh giấy có tẩm tinh
bột và dung dòch KI, nếu có ozon sẽ hóa xanh ngay lập tức.

4 Ozon chủ yếu được dùng để khử trùng cho nước uống và không khí. Ozon cũng được
dùng trong tổng hợp hóa học.

5.2.3 Các hợp chất của oxygen ( 2)
5.2.3.1 Các oxihydroxid
1 Có thể xem các hydroxid XO
n
.xH
2
O là các oxid XO
n
ngậm nước.
2 Do anion O
2
có tác dụng bò phân cực mạnh nên khi khả năng phân cực của X
2n
tăng
dần thì hợp chất sẽ có đặc điểm liên kết từ ion chuyển dần sang ion–cộng hóa trò,
Hóa Đại Cương Hữu Cơ & Vô Cơ Cơ Sở Phần VÔ CƠ 25–52
cộng hóa trò phân cực và cộng hóa trò làm cho tính chất của hợp chất chuyển dần từ
baz sang lưỡng tính và acid.
Đặc điểm liên kết: ion ion–cộng hóa trò cộng hóa trò phân cực cộng hóa trò
Tính chất của hợp chất: baz lưỡng tính acid
Thí dụ: Na
2
O MgO Al
2
O
3
SiO

2
P
2
O
5
SO
3
Cl
2
O
7

baz lưỡng tính acid
3 Các oxid baz:
Cation: là các kim loại kiềm và kiềm thổ
Liên kết: có tính ion
Mạng tinh thể: ion
T
nc
, T
s
: cao
Khi tan trong nước cho môi trường kiềm.
Một số oxid baz không tan trong nước như MgO sẽ tan trong acid loãng.

4 Các oxid acid:
Cation: là các không kim loại hay kim loại ở số oxi hóa cao
Liên kết: có tính cộng hóa trò
Mạng tinh thể: phân tử hay có cấu trúc lớp–mạch
T

nc
, T
s
: không cao
Khi tan trong nước cho môi trường acid.
Một số oxid acid không tan trong nước như SiO
2
sẽ tan trong dung dòch baz
hay baz nóng chảy.
5 Các oxid lưỡng tính:
Cation: là các kim loại kém hoạt động hay kim loại hoạt động nhưng ở
số oxi hóa không cao (Al
2
O
3
, Cr
2
O
3
, ZnO, CdO).
Liên kết: có tính ion–cộng hóa trò
Mạng tinh thể: ion có phần cộng hóa trò
Ít tan trong nước nhưng tan trong dung dòch acid hay baz.

5.2.3.2 Nước
1 Nước là hợp chất quan trọng nhất trong các oxid vì là dung môi của sự sống và của
nhiều phản ứng hóa học khác nhau.
2 Phân tử nước có cấu tạo dạng góc với liên kết O H bền vững:
2H
2

O 2H
2
+ O
2
H
0
= 135 kcal/mol
3 Giữa các phân tử nước, bên cạnh liên kết Van der Waals còn có liên kết hydro
(H
2
OHOH) mạnh hơn nhiều và tồn tại ở cả trạng thái rắn lẫn lỏng.