BÀI GIẢNG HOÁ vô cơ

BÀI GIẢNG HOÁ VÔ CƠ

1


CHƯƠNG I NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VII A (Halogen)
1.1 GIỚI THIỆU CHUNG:
Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm VII trong bảng hệ thống tuần hoàn còn gọi
là các nguyên tố nhóm halogen gồm: Flour (F); Clor (Cl); Brom (Br); Iot (I).
Các nguyên tố phân nhóm halogen có hoạt tính hoá học rất mạnh. Trong thiên
nhiên, chúng thường tồn tại dưới dạng hợp chất, ít có ở trạng thái tự do (trừ trường hợp
khí núi lửa)
1.1.1 Flour:
Flour chiếm 0,02% tổng số các nguyên tố có trong vỏ trái đất, thường gặp dưới
dạng khoáng chất như Flourit (CaF2), Cryolit (Na3AlF6), Flour apatit (Ca3(PO4)3F), Flour
có trong xương người, răng, phân tán trong đất đá, trong nước tự nhiên. Trong thiên nhiên
Flour chỉ tồn tại một đồng vị duy nhất là 19F.
1.1.2 Clor: Clor cũng là nguyên tố phổ biến thường gặp dưới dạng clorua. Các hợp chất
chứa clor quan trọng :NaCl, KCl, MgCl2.
NaCl làm nguyên liệu chế các hợp chất khác của clor, phần lớn các clorua có trong
nước biển, trong muối mỏ. Clor có các đồng vị 35Cl (75%), 37Cl (25%). Ngoài ra còn có
các đồng vị phóng xạ nhân tạo: 33Cl, 34Cl, 39Cl…
1.1.3 Brom – iot :
Brom và iot chứa hàm lượng trung bình, brom và iot cùng tồn tại lẫn trong các
hợp\chất của clor nhưng hàm lượng nhỏ hơn.
1.1.4 Astat:
Astat là nguyên tố không có trong tự nhiên, nó vừa được tổng hợp nhân tạo và
lượng điều chế được cũng rất bé nên chưa được nghiên cứu nhiều về tính chất.
Bảng 1.1: Môt số đặc điểm cấu tạo, tính chất của các halogen.
Nguyên tố
F

Cl
Br
I
Số thứ tự
9
17
35
53
2
5
2
5
2
5
Cấu hình điện tử
(He) 2s 2p
(Ne) 3s 3p (Ar) 4s 4p
(Kr)5s2 5p5
Năng lượng ion hoá I1 1681
1251
1140
(KJ/mol)
Bán kính nguyên tử (A0)
0,64
0,99
1,14
1,33
Năng lượng liên kết X-X 159
242
192

150
(KJ/mol)
Độ dài liên kết (A0)
1,42
1,99
2,28
2,67
0
Nhiệt độ nóng chảy ( C)
-219,6
-101,9
-7,3
113,6
0
Nhiệt độ sôi ( C)
-188,2
-34,1
59,1
185,3
Thế điện cực chuẩn X2/2X- 2,87
1,36
1,07
0,54
(V)
1.2- TÍNH CHẤT
1.2.1-Tính chất lý học:
Ơ các trạng thái rắn lỏng khí, halogen đều ở dạng phân tử gồm 2 nguyên tử.
-Từ F đến I năng lượng ion hoá giảm dần, hai nguyên tử halogen liên kết với nhau
bằng một liên kết xicma. Tuy nhiên, trong phân tử Cl 2,Br2, I2 ngoài liên kết xicma còn có
một phần liên kết pi tạo ra do sự che phủ của các orbitan d.

2


-Từ Cl đến I năng lượng liên kết giảm khi độ dài liên kết tăng .
-Từ F đến I độ bền nhiệt biến đổi phù hợp với chiều biến đổi của năng lượng liên
kết X-X. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng.
F2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 4500c
Cl2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 8000c
Br2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 6000c
I2 phân huỷ thành nguyên tử ở nhiệt độ 4000c
- Ở điều kiện thường F2,Cl2 là chất khí,Br2 là chất lỏng,I2 là chất rắn. Màu sắc thay
đổi: Fluor màu lục nhạt, clor màu vàng lục, brom màu đỏ nâu, iod màu tím đen có ánh
kim.
-Đa số các halogen có mùi xốc, khó chịu và rất độc.
-Độ tan của các halogen không theo qui luật nhất định, các X 2 tan trong nước (trừ
F2) với sự có mặt của X-.
X2 +
X- =
X3 Độ bền của X3 phụ thuộc vào bản chất của X2.
1.2.2-Tính chất hoá học:
-Tính chất hoá học điển hình của các halogen là tính oxy hoá, hoạt tính này giảm
dần từ F2 đến I2. F2 có năng lượng liên kết nhỏ hơn Cl2 nên F2 hoạt động hoá học hơn Cl2
SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
+ F2 có thể tác dụng với tất cả các nguyên tố trừ nitơ
+ tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ O, N, C, I.
+ Br2 tác dụng với số nguyên tố giống như Cl 2 nhưng phản ứng kém mãnh liệt hơn. I2 tác
dụng với số nguyên tố ít hơn.
-Tính oxy hoá giảm dần theo thứ tự: F2 > Cl2 > Br2 > I2.
-Halogen hoạt động có thể đẩy halogen hoạt động kém hơn ra khỏi muối halogenua của
nó.

1.2.2.1-Phản ứng với kim loại:
X2 phản ứng với hầu hết các kim loại, tính chất này thể hiện chủ yếu ở Br2 và I2.
M + n/2 X2 = MXn
Ở điều kiện thường F2 phản ứng với các kim loại nhưng bị hạn chế bởi sự tạo thành
một lớp fluorur kim loại trên bề mặt kim loại không cho tác dụng tiếp tục. Cl 2 tác dụng
với kim loại ở điều kiện thường nhưng phải ở trạng thái hoàn toàn khô ngoại trừ trường
hợp sắt ( ngưòi ta dùng bình thép để đựng Clor khô).
1.2.2.2-Phản ứng với á kim:
Halogen phản ứng với nhiều á kim, F2 là nguyên tố phản ứng với á kim mạnh nhất
vì không tạo ra lớp muối ngăn cách, F2 tác dụng với S và P ở nhiệt độ -1900C
2F2 + S = SF4
5F2 + 2P = 2PF5
1.2.2.3-Phản ứng với hidro:
F2 + H2 = 2HF + Q (phản ứng nổ ở nhiệt độ -2500c)
Cl2 + H2 = 2HCl
( có xúc tác ánh sáng)
Br2 + H2 = 2HBr
(đun nhẹ, phản ứng không gây nổ)
I2
+ H2 = 2HI .
3


Nhiệt tạo thành của các hidro halogenur.
Halogenur
HF
HCl
0
-288,6
-92,3

∆H (kJ / mol )

HBr
-35,98

HI
25,9

1.2.2.4-Tác dụng với nước:
Khi tan trong nước các halogen tác dụng với nước, F 2 tác dụng với nước mảnh liệt
giải phóng O2 .
2H2O + 2F2 = 4HF + O2
Clor, brom, iod phản ứng với nước theo một hướng khác:
2H2O + 2X2 = H3O+ + X- + HXO
hằng số cân bằng lần lựơt K = 4,2.104 (Cl); 7,2.109(Br); 2,0.1013(I).
1.2.2.5-Tác dụng với bazơ:
Các halogen tác dụng với baz rất khác nhau:
F2 đi qua dung dịch NaOH 2% tạo hợp chất đặc biệt oxy có hoá trị +2 là oxy florur.
2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 +H2O
Trường hợp chung giải phóng oxy
2F2 + 4NaOH = 4NaF + O2 +H2O
Clor, brom, iod tác dụng với baz cho sản phẩm khác nhau ở nhiệt độ khác nhau
-Ở nhiệt độ thấp:
X2 + 2OH- = X- + XO- + H2O
Cl2 + KOH = KCl + KClO + H2O
-Ở nhiệt độ cao:
3X2 + 6OH- = 5X- + XO3- + 3H2O
3Cl2 + 6OH- = 5KCl + KClO3 + 3 H2O
1.2.3- Điều chế và ứng dụng
1.2.3.1-Đ iều chế:

Nguyên tắc chung điều chế halogen tự do là oxy hoá muối halogenur bằng các
chất oxy hoá mạnh hoặc bằng dòng điện.
F2 có tính oxy hoá mạnh nhất nên phương pháp duy nhất điều chế F 2 trong công
nghiệp cũng như trong phòng thí nghiệm là điện phân muối fluorur nóng chảy.
Anot (than): F - e = ½ F2
Catot(thép): H+ + e = ½ H2
Cl2 điều chế bằng cách điện phân dung dịch NaCl trong thùng điện phân bằng thép
có màng ngăn .
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2 + H2
Anot
dd NaCl
Catot
2Cl- - 2e- = Cl2
2H2O + 2e- = 2OH- + H2
Giữa 2 điện cực nếu không có màng ngăn thì:
2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O
Trong phòng thí nghiệm Cl2 được điều chế bằng cách cho HCl tác dụng với chất oxy hoá
mạnh như KMnO4, MnO2, CaOCl2...
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
MnO2
+ 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O

4


Brom, Iod thường điều chế bằng cách dùng khí Cl 2 để đẩy brom và iod ra khỏi
dung dịch muối bromur và iodur , nguồn nguyên liệu chính để điều chế brom là nước biển
và nước hồ muối. Sụt khí clor qua dung dịch nước biển.
Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl
Chưng cất dung dịch đồng thời lôi cuốn Br2 đi vào dung dịch soda cho đến khi bão hoà.

3Br2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2
Sau cùng axid hoá dung dịch bằng axid H2SO4
5NaBr + NaBrO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O
Nguồn chính để điều chế iod trong công nghiệp là nước của lổ khoan dầu mỏ và rong
biển.
1.2.3.2-Ứng dụng:
Halogen rất cần cho cơ thể người nhưng cũng là những nguyên tố rất độc khi ở
trạng thái tự do. Hít thở trong không khí nhiều halogen đường hô hấp bị tổn thương ,
brom và iod còn gây phỏng da. Clor dùng điều chế dẫn xuất R-X, thuốc trừ sâu 666,
DDT, PVC, HCl. Iod dùng trị bệnh bướu cổ. . .
1.3- HỢP CHẤT CỦA HALOGEN
1.3.1- Hợp chất có số oxy hoá -1:
Tính axít: các hợp chất HX có tính oxy hóa mạnh nên tác dụng được với oxitbazơ,
bazơ,kim loại và muối.
Với HF có tính axit yếu nhưng có khả năng ăn mòn thủy tinh
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF = H2SiF6
Tính khử: theo chiều từ HF đến HI tính khử tăng dần.HF không thể hiện tính khử, HCl
thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxy hóa mạnh, HBr và HI có tính khử mạnh khử
được axit H2SO4 tạo các Halogen tương ứng.
HBr + H2SO4 = SO2+Br2+2 H2O
8HI + H2SO4 = H2S +4I2 + 4H2O
Các dung dịch HBr và HI để lâu trong không khí dễ bị oxy hóa dần giải phóng Halogen tự
do làm cho dung dịch màu vàng nâu
Ứng dụng: các axit halogen hidric chỉ có axit HCl dùng nhiều hơn cả.Nó được sản xuất
theo qui mô lớn và đứng thứ 3 sau H2SO4 và HNO3, được ứng dụng để sản xuất vinyl
clorua các muối clorua kim loại dùng trong dược phẩm, phẩm nhuộm.
Điều chế : đối với HF cho CaF2 tc dụng với H2SO4 ở nhiệt độ 250 0C
C
CaF2 + H2SO4 250


→ Ca SO4 + HF
đối với HCl cho NaCl tác dụng với H2SO4 đậm đặc ở nhiệt độ cao
C
NaCl + H2SO4 400

→ Na2SO4 + HCl
Phân loại:
Halogenua ion: mạng lưới tinh thể gồm các ion mặc dù trong đó giữa các nguyên
tố và Ha logen luôn có một mức độ cộng hóa trị nhất định.Mức độ cộng hóa trị của một
liên kết trong một halogen tăng theo tỉ số giữa điện tích và bán kính của kim loại
Các kim loại kiềm( trừ Li), kim loại kiềm thổ trừ Be, đa số các lantanoic và
actanoit thường tạo halogenur ion.
0

0

5


Đa số cac muối này tan trong nước tạo nên những ion Hidrat hóa của cation kim
loại và anion halogenur. Dung dịch của những muối này ở trạng thái nóng chảy và có tính
dẫn điện.
Halogenua cộng hóa trị: được tạo thành từ các nguyên tố không kim loại hoặc các
kim loại có số oxy hóa cao với halogen.
Halogen cộng hóa trị dễ bay hơi, tan trong dung môi không phân cực và không dẫn điện
khi nóng chảy hay khi tan trong dung môi không phân cực.
Tính chất đặc trưng là dễ bị thủy phân.
BiCl3 + 3H2O = Bi(OH)3 + 3HCl
1.3.2- Hợp chất có số oxy hoá +1

Axit Hypohalogenua và muối của nó
Axit Hypohalogenua tính khác biệt điển hình
0

t
HFO →
HF +

1
O2
2

Khi tc dụng với H2O không giải phóng oxy mà giải phóng H2O2
HFO + H2O = H2O2 + HF
Các hợp chất HClO, HIO, HBrO tồn tại trong dung dịch loãng, nó cũng dễ phân
hủy thành Halogenua và O2.Các hợp chất HXO là những axit yếu.Tính axit giảm dần từ
HClO đến HIO.
Tính oxy hóa: Chúng đều có tính oxy hóa mạnh và giảm dần từ HClO đến HIO
HClO + H+ + e= Cl2 + H2O
Trong những điều kiện khác nhau HXO phân hủy thành những sản phẩm khác
nhau.
AS
Vd: HClO →
HCl + [O]
t , / caCl
2HClO  
→ Cl2O+ H2O
t ,OH
3HClO → HCl + HClO3
Trong thực tế người ta điều chế nó bằng cách cho halogen phân tử tác dụng với

nước có mặt oxit thủy ngân.
X2 + HgO + H2O = HgOHgX2 + 2HXO
Muối Hypohalogenit: cc muối tồn tại trong dung dịch, rằng muối của Na , K,
Các muối này có thể tự oxy hóa khử dươí tác dụng của nhiệt
t
KXO →
KX + KXO3
t
KXO → KX + O2
Trong số đó muối HXO quan trọng nhất l MClO, muối này có thể oxy hóa các ion
kim loại có bậc oxy hóa thấp lên bậc oxy hóa cao hơn hoặc biến Br 2 thành Bromat, iot
thành iotat, biến NH3 thành N2, H2O2 thành H2O và O2
3NaClO + 2NH3 = N2 + 3NaCl + 3 H2O
NaClO + H2O2 = H2O2 + 1/2O2 + NaCl
Nước Javen và Clorua vôi
Nước Javen: được điều chế bằng cách cho Cl 2 sục qua NaOH hoặc điện phân dung dịch
NaCl 15- 20 % trong thùng điện phân không có màng ngăn, cực(+) bằng than chì,
cực( – )bằng Fe
0
0

2

−

0
0

6

Cl2 + NaOH = NaCl + NaClO + H2O
Nhờ tác dụng của CO2 trong không khí ẩm, NaClO tạo thành HClO. Axit này kém
bền phân hủy giải phóng [O], nhờ khả năng phá hủy sắc tố của [o] nên nước Javen dùng
để tẩy rửa
NaCl + CO2 + H2O = HClO + NaHCO3
AS
HClO →
HCl + [O]
Clorua vôi: thành phần chính là CaOCl2 (CaCl2 + Ca(ClO)2) l chất bột màu trắng có mùi
Clo. Nó được điều chế bằng cách cho khí Cl 2 đi vào dung dịch huyền phù Ca(OH) 2 trong
H2O
2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
Ở nhiệt độ thường, Clorua vôi phân hủy thành [O].Vì vậy nó có tính tẩy mầu rất tốt
CaOCl2=CaCl2+[O]
Nó dễ bị tác dụng bởi CO2 của không khí
CaOCl2 + CO2 = CaCO3 + Cl2
Ứng dụng:Được dùng làm thuốc tẩy màu thuốc sát trùng, tẩy uế, dùng pha thuốc
rủa thương vết rắn cắn hay động vật dại cắn.
1.3.3. Hợp chất có số oxy hoá +5
Axit Halogenic
Các hợp chất HClO3, HBrO3, HIO3 chỉ tồn tại trong dung dịch nếu ở nồng độ cao
trên 50 % thì dễ bị phân hủy
HClO3 = ClO2 +2 HClO4 + H2O
2HBrO3= Br2 +5/2 O2 + H2O
Axit halogenic là những axit mạnh, độ mạnh giảm dần từ HClO 3 đến HIO3.Tính
Oxy hóa thể hiện rất mạnh khi cho HClO3 tác dụng với HCl
HClO3 + HCl = Cl2 + ClO2 + H2O
Muối Halogenat
Muối của chúng bền hơn axit rất nhiều. Chúng thường ở dạng tinh thể. Độ tan

trong nước của các muối giảm dân từ clorat đến iodat. Các muối clorat của kim loại kiềm
tan nhiều trong nước cịn cc muối iotat của các kim loại như Th, Hf ít tan trong nước.
Với muối iotat có thể kết hợp với axit iotic tạo thành sản phẩm kết hợp như KIO 3.
HIO3, KIO3.2HIO3
M(XO3) thể hiện tính oxy hóa trong môi trường axit, không thể hiện tính oxy hóa
trong môi trường kiềm và khi đun nóng chúng có tính oxy hóa rất mạnh chúng sẽ bị phân
hủy và giải phóng oxy. Tùy theo điều kiện mà các muối clorat kim loại kiềm sẽ phân hủy
cho những sản phẩm khác nhau
4KClO3 =KCl + 3KClO4
KClO3 =KCl +

3
O2
2

Ứng dụng: Muối halogenat có nhiều ứng dụng trong thực tế
NaClO3, Ba(ClO3) dùng làm thuốc diệt cỏ, Ba(ClO3)2 dùng chế tạo axit HClO3
M(BrO3)n dùng làm thuốc thử trong hóa phân tích.
−
BrO 3 + Br − + 6H+  Br2 + 3H2O
Hỗn hợp Bromat, bromua trong môi trường axit sẽ giải phóng Br2

7


KClO3 là muối được sử dụng rộng rãi, ở thể rắn nó là l một chất oxy hóa mạnh. Photpho
cũng có thể bốc cháy khi tiếp xúc với KClO3 nên được dùng làm thuốc nổ diêm

8

9


CHƯƠNG II: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A
2.1GIỚI THIỆU CHUNG:
Phân nhóm VIA gồm có các nguyên tố: O,S,Se, Te,Po
Nguyn tố
O
S
Se
Te

Po

Số Thứ tự

84

8

16

34

52

10

Cấu hình e
Năng
lượng ion
hóa
Điểm nóng
chảy
Điểm sơi
Mu sắc
Trạng thi

[He]2s22p4
1314

[Ne]3s23p4
1000

[Ar]4s24p4
941

[Kr]5s25p4
860

-218,8

115,2

221

449,5

-183
Khơng mu
khí

444,6
vng
Rắn

685
xm
Rắn

988
Xm bạc
Rắn

Cấu hình e lớp điện tử ngoài cùng ns2np4 gần với cấu hình của khí trơ.O,S thể
hiện tính chất không kim loại. Se,Te thể hiện tính chất nửa kim loại. Po l nguyên tố phóng
xạ
Các nguyên tố VIA nhận thêm e thể hiện số oxy hĩa l -2. Mức độ ion của hợp
chất giảm dần theo chiều giảm của độ âm điện.
Các hợp chất cộng hóa trị được tạo thành khi nguyên tố nhómVIA kết hợp với
những nguyên tố có độ âm điện gần bằng nó tạo nhiều liên kết cộng hóa trị cộng. Ngoài
ra chúng cũng có thể thể tạo cho hợp chất có 4,6 lk cộng hóa trị.Các nguyên tố nhóm
VIA cũng có thể cho liên kết phối trí với nhiều nguyên tố nguyên tố nhóm VIA cũng có
thể cho liên kết phối trí với nhiều nguyên tố.
2.2.OXI:
2.2.1Tính chất
Oxi có 3 đồng vị

16

O chiếm 97.75%, 17O chiếm 0.037%, 18O chiếm 2.204%.

Ở nhiệt độ thường Oxi là chất khí không màu, không mùi, nhiệt độ nóng chảy
-218.8 C, nặng hơn không khí, ở trạng thái lỏng, oxi có màu xanh da trời và nặng hơn
nước.
0

Oxi ít tan trong nước,tan nhiều trong dung môi hữu cơ, 1l H 2O hòa tan được 31ml
O2(ở 20oC) và ở O0 C thì 100 V H2O hòa tan được 5V O2. Độ tan trong H2O giảm khi
nhiệt độ tăng,oxi cũng có thể tan trong kim loại nóng chảy.
Oxi có hoạt tính hóa học cao,có thể tác dụng trực tiếp ở nhiệt độ thường và nhất là
ở nhiệt độ cao với hầu hết các nguyên tố trừ halogen,khí hiếm và một số kim loại
quí.Trong các phản ứng oxi thể hiện tính oxi hóa mạnh và có số oxi hóa là -2
o

t
2O2 + 3Fe 
→ Fe3O4
2500 c

O2 + S → SO2
0

60 C
SO2 + 4 P 
→ 2 P2O5
0

350 C
O2 + C 
→ CO2

11


2.2.2 Ứng dụng và điều chế:
Ứng dụng:
Oxi dùng nhiều trong công nghiệp hóa học,sản xuất H 2SO4, HNO3 ,dùng trong y
học, oxi lỏng được dùng trong động cơ có phản lực và dùng làm thuốc nổ.
Điều chế
Trong phòng thí nghiệm:nhiệt phân những hợp chất giàu oxy và ít bền như
KMnO4, KClO3
o

t
→ K 2 MnO4 + MnO2 + O2
2 KMnO4 

3
to
KClO3 
→ KCl + O2
MnO2
2
2500 c

O2 + S → SO2

Trong công nghiệp: hóa lỏng không khí ở p suất cao và nhiệt độ thấp sau đó cho
không khí bay hơi,các khí trơ bay hơi trước, kế đến là N 2 và O2 bay hơi sau cùng.O2
thường được chứa trong các bình bằng thép
2.2.3 Hợp chất của oxi:
2.2.3.1. Hợp chất oxit
Dựa vào tính chất hoá học,người ta chia các oxit của các nguyên tố làm nhiều loại
Oxit bazơ:là những oxit khi tan trong H2O tạo thành bazơ
Ví dụ: Na2O + H 2O → 2 NaOH
Những oxit không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng cũng l oxit
bazơ
Ví dụ:
CuO + 2 HCl → CuCl2 + H 2O
NiO + 2 HCl → NiCl2 + H 2O

Oxit axit (còn gọi là anhydric)l những oxit tan trong nước tạo thành axit, tan trong
bazơ hoặc tác dụng với oxit bazơ tạo thành muối.
Ví dụ: SO3 + H 2O → H 2 SO4
H 2O + Sb2O5 + NaOH → Na  Sb ( OH ) 6 

CaO + CO2 → CaCO3

Oxit lưỡng tính:là oxit vừa tan trong axit,vừa tan trong bazo
Ví dụ:Al2O3,ZnO,Cr2O3
Oxit trơ: Những oxit không tan trong axit,bazơ.
Ví dụ:N2O,CO H2O:do có cấu trúc không đối xứng,H 2O l một phân tử có cực. Phân tử
H2O rất bền ,đối với to nó bắt đầu phân hủy ở 1000oC và đến 2000oC thì phân hủy khoảng
2%H2O l chất lỏng không màu,không mùi ,không vị,1 lớp nước dày có màu xanh lam
12

nhạt. Khác với tất cả các chất tỉ trọng của nước không tăng đều khi hạ nhiệt độ mà qua
một cực đại ở 4OC
Khối lượng riêng của nó cũng thay đổi tùy thuộc vào nguồn gốc.Ví dụ:nước
mưa,nước do tuyết tan ra có khối lượng riêng nhỏ hơn đơn vị hoặc nước đại dương, nước
trong các khoáng vật, nước trong động vật, thực vật có khối lượng riêng lớn hơn
Nước thiên nhiên có thể coi là hỗn hợp của 9 loại phân tử
nước:CH216O ,H217O ,H218O,HD16O,HD17O,HD18O,D216O,D217O,D218O,.Trong đó H216O
chiếm 99,73%
Nước tham gia rất nhiều phản ứng hóa học và làm dung môi tốt. Nó có thể hòa tan
một số muối vô cơ và muối hữu cơ. Nước có thể phản ứng với nhiều ánh kim và kim
loại,có thể phản ứng với oxitaxit, oxitbazơ.
Nưóc phản ứng với nhiều chất nhất là các muối(phản ứng thủy phân).
Trong tự nhiên,nước chiếm một khối lượng lớn,chiếm

3
diện tích bề mặt quả với một lượng l
4

là 2.108 tỉ tấn
2.2.3.2 Hợp chất có số OXH -1:
*H2O2(hiđrô peroxit)
Góc giữa hai mặt phẳng liên kết OH là 120 oC,góc OOH là 95o,độ dài lien kết OO
là 1.48Ao,độ dài liên kết OH là 0.95Ao .Vì bố trí các liên kết OH không đối xứng nên
phân tử H2O2 phân cực rất mạnh ,giữa các phân tử xuất hiện lien kết H khá bền vững.
.

.
Ở điều kiện thường H2O2 ở thể lỏng,sánh và có nhiệt đô sôi khá cao 150.2oC và
đông đặc ở -0.89oC ,tỉ khối là 1.5
Tan trong nước ở bất kì nhiệt độ nào,trong phòng thí nghiệm thường dùng những

dung dịch với nồng độ 3% và 30%.H2O2 không bền,dễ bị phân hủy nhất là khi đun nóng
hoặc chiếu sáng có xúc tác. Do đó H2O2 được bảo quản trong chai thủy tinh nâu, để trong
tối và nơi mát.
Tính axit: thể hiện tính axit rất yếu khi tác dụng với các hiđroxit kim loại tạo thành
peroxit.
Ba ( OH ) 2 + H 2O2 → BaO2 + 2 H 2O

Các peroxit được coi là muối của H2O2 vì kim loại trong peroxit có thể được thay
thế bằng H2 của H2O2 .
Trong dung dịch loãng, H2O2 có hằng số phân li thấp
H 2O2 → H + + HO2− ( K = 2.24.10−12 )

Tính oxi hóa:H2O2 có tính oxi hóa mạnh trong môi trường axit và môi trường
kiềm,điển hình thế điện cực của H2O2 khá cao.


H 2O2 + 2 H + + 2e − = 2 H 2O  EH0 2O2
= 1.77V ÷
2 H 2O


13


2−
−
3−
nó có thể oxi hóa I- thành I2 ,S2- thành SO4 ,asenơ thành asenic( ASO2 thành ASO4 )

H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O

phương trình này dùng để định lượng H2O2
4H2O2 + PbS =PbSO4 + 4H2O
phản ứng này dùng để phục hồi các bức tranh cổ vẽ bằng bột chì  2 PbCO3 .Pb ( OH ) 2 
Tính khử:H2O2 thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxi hóa mạnh hơn nó
và giải phóng O2.
H2O2 +2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+3O2+4H2O
*Ứng dụng:H2O2 là chất có tính oxi hóa mạnh nên dung dịch 3% được sử dụng làm
chất sát trùng trong y học, một lượng lớn dùng để tẩy trắng len, lụa, giấy,dung dịch H 2O2
đậm đặc 80% làm chất OXH nhiên liệu của động cơ phản lực.Người ta dùng H 2O2 làm
chất tạo bọt trong sản xuất các vật liệu xốp.
2.3 LƯU HUỲNH (S):
2.3.1Tính chất:
a.Tính chất vật lí:
 S tồn tại ở nhiều dạng thù hình khác nhau, 2 dạng thông thường là dạng tà phương và

dạng đơn tà.
 S tà phương còn gọi Sα là có màu vàng nóng chảy ở 112.8 0C,bền ở to thường,ở 95.5oC

chuyển thành dạng đơn tà. Dạng tồn tại trong tự nhiên là S tà phương
 S đơn tà còn gọi là Sβ có màu vàng nhạt,nóng chảy ở 119.2 oC ,bền ở 95.5oC ,dưới
nhiệt độ đó nó chuyển thành dạng tà phương, 2 dạng này có thể chuyển hóa cho nhau.
b.Tính chất hóa học:
 S có 6 điện tử nên hóa trị cực đại của S là +6 và trạng thái lai hóa Sp 2 là bền nhất, độ

âm điện lớn(2.58) chỉ kém halogen,oxi và nitơ. Nhiệt độ thường hầu như không có khả
năng phản ứng, ở nhiệt độ cao tương tác với mọi nguyên tố (trừ N, Pt.)
 Thể hiện tính oxi hóa ở 300 oC ,phản ứng với H2, phản ứng này kém mãnh liệt hơn so
với giữa H2 và O2 (phản ứng thuận nghịch)
S + H 2 ⇔ H 2S

 S tác dụng với Kim loại tạo muối sunfur Kim loại.
. Với Kim loại kiềm, kiềm thổ, bạc, thủy ngân phản ứng ở nhiệt độ thấp
. Còn phản ứng với Cr,Co,Ni ở nhiệt độ cao
S + 2Na = Na2S
 Thể hiện tính khử:
.Tác dụng với O2 trong không khí tạo hợp chất SO2 có ngọn lưả màu xanh lam nhạt
S + O2 = SO2 (H0 = -297 KJ/mol)
S tác dụng với F2 ở t0 thường, với Br2 và I2 ở nhiệt độ cao tạo các halogen của S, ở
1000C lưu huỳnh tác dụng với photpho trắng,ở 250 0C tác dụng với photpho đỏ tạo nên các
Sunfur của photpho điển hình là P4S10.
14


.Lưu huỳnh còn có thể tác dụng với các hợp chất oxi hóa mạnh như KClO3, K2Cr2O7.
3S + 2KClO3 = 2KCl + 3SO2
S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O
.Dựa vào tính khử, người ta có thể chế thuốc pháo, thuốc diêm từ lưu huỳnh.
 Thể hiện tính oxi hóa khử:
. S tan trong dung dịch kiềm hoặc kiềm nóng chảy tạo muối sunfua
3S + 6 Na OH = 2Na2S + Na2SO3 + 3 H2O
2.3.2.Ứng dung và điều chế
a.Ứng dụng:
Điều chế axit sunfuric, thuốc nổ, thuốc diêm thuốc trừ sâu, điều chế cao su, khử
chất độc trong y học
b.Điều chế:
Khai thác lưu huỳnh từ các mỏ lưu huỳnh tự do bằng cách dùng hơi nước nóng
chảy S ở ngay dưới đất rồi dùng áp suất của hơi nước để bơm lưu huỳnh lên mặt đất.
Ngoài ra người ta còn có thể thu hồi S từ các khí thải của các nhà máy CN như H 2S,
SO2 bằng cách trộn H2S, SO2 với không khí cho đi qua than hoạt tính ở to cao hoặc cho
SO2 đi qua than đốt nóng.

2.3.3.Hợp chất của lưu huỳnh:
2.3.3.1 Hợp chất có số oxy hoá -2:
- Hiđrosunfur:
.Cấu tạo và lí tính:H2S cấu tạo đơn giản và tương tự như phân tử H 2O(góc liên kết
HSH=92.2o ,độ dài liên kết SH=1.33Ao,là phân tử có cực),giữa những phân tử H 2S có
liên kết H nhưng mức độ yếu hơn H2O.
.Ở đk thường là chất khí, ko màu có mùi trứng thối,độc(chỉ 0.1% khí H 2S trong
không khí đã gây nhiễm độc nặng), nhiệt độ nóng chảy là -85.6oC, nhiệt độ sôi là
-60.75oC , ở trạng thái lỏng nó phân li theo pt sau:
H2S + H2S  H3S+ + HS.H2S lỏng là một dung môi giống dung môi hữu cơ,ít tan trong H 2O (1lít H2O ở
o
20 C hòa tan được 2.67l H2S ở 20oC) tan nhiều trong dung môi hữu cơ (1lít C 2H5OH
hòa tan được 10 lít H2S ở 20oC)
.Trong dd H2S là một axit yếu,phân li 2 nấc
H2S  H+ + HS- (K1=10-7)
HS-  H+ + S2- (K2=10-14)
b.Hóa tính:
- H2S là hợp chất kém bền với nhiệt,bắt đầu phân hủy ở 400 oC và phân hủy hoàn toàn
ở 1700oC.
- H2S cháy trong kk có ngọn lửa màu lam nhạt
t
H 2 S + 3 O2( kk ) 
→ SO2 + H 2O
2
o

nếu thiếu không khí thì tạo thành S và H2O
- Dung dịch H2S dể lâu trong không khí cũng biến thành S tự do ở trạng thái kết tủa
- Tác dụng với halogen, KMnO4,K2Cr2O7 ở nhiệt độ thường giải phóng S.
- H2 S + I 2

=
2HI + S
- H2S + 2KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + 5 S + 8H20
15


Điều chế:
Trong phòng thi nghiệm: H2S điều chế bằng cách cho FeS tác dụng với HCl
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Trong Công nghiệp: H2S điều chế bằng cách đun hỗn hợp bột lưu huỳnh, Parafin
và bột amiăng theo tỉ lệ về khối lượng: 3:5:3º73 nhiệt độ 7000C
Các muối sunfur kim loại: đa số các sunfur kim loại ít tan trong H 2O và dựa vào độ
tan người ta chia làm cac nhóm như sau:
Loại sunfur tan trong nước : Na2S, K2S, Ba2S, SrS, Mgs, Cr2S3, Al2S3
Loại sunfur không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng : FeS,
MnS, CoS, NiS, ZnS
Loại không tan trong nước và trong dung dịch axit loãng: CuS, Ag 2S, HgS, CdS,
AsS, As2S5, SnS, SnS2, PbS.
Các Sunfur của kim loại kiềm thổ là hợp chất ion không màu, sunfur của các kim
loại
Khác là hợp chất cộng hóa trị và có màu. Ví dụ: HgS, PbS, CoS có màu đen, CdS
có màu vàng , MnS có màu hồng .
Các sunfur kim loại kiềm và sunfur Amoni có khả năng hòa tan với lưu huỳnh tạo
thành hợp chất poli sunfua.(hành tây)
Na2S + (n-1)S= Na2Sn
Hiện nay hợp chất (NH4)2S2 được sử dụng nhiều, trong cấu trúc các nguyên tử lưu
huỳnh kết hợp với nhau tạo thành dây S
2.3.3.2 Hợp chất có số oxy hóa +4
Khí Sunfurơ (SO2)
Cấu tạo và lý tính: Phân tử SO2 có cấu tạo dạng tam giác, góc OSO = 120, độ dài

của liên kết SO là 1,43A0, nguyên tử lưu huỳnh ở trang thái lai hóa Sp2
Khí SO2 không màu, có mùi khó chịu, độc dễ hóa lỏng (nhiệt độ sôi là 100 0C, dễ hóa
rắn(nhiệt độ nóng chảy là -750C) SO2 lỏng là một dung môi tốt cho nhiều chất hữu cơ,
vô cơ và các chất điện ly.
2−

2SO2 = SO2+ + SO 3
SO2 dễ tan trong nước tạo dung dịch có tính axit.Hiện nay bằng phương pháp vật lý
hiện đại, người ta nhận ra rằng trong dung dịch SO 2 kết hợp với nước tạo thành H 2SO3
có rất ít mà phần lớn ở dạng sau:

→ SO nH O


SO2 + nH2O ¬
2
2

→ H O+ + HSO − + (n-2) H O


SO2nH2O ¬
3
2
3
Hóa tính: Thể hiện tính oxy hóa và tính khử
Thể hiện tính khử mạnh: Khử được HNO3, K2Cr2O7, KMnO4 và các Halogen.
SO2+ HNO3 = H2SO4 + 2NO + H2O
K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 =K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
Cl + SO2 + 2H2O + 2HCl + H2SO4

Thể hiện tính oxy hóa khi tác dụng với các chất có tính khử mạnh.
Ví dụ:
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
Ứng dụng và điều chế:

16


SO2 được dùng để sản xuất axit sunfuric. Muối Ca(HSO 3)2 được dùng trong việc
tẩy trắng sợi đường, dùng làm thuốc trừ sâu, thuốc sát trùng.
Trong công nghiệp SO2 được điều chế bằng cách đốt cháy các quặng sunfur kim
loại bằng O2 không khí( như FeS2, PbS,ZnS)
Trong phòng thí nghiệm: SO2 điều chế bằng cách cho H2SO4 đậm đặc tác dụng với
muối NaHSO3 hoặc Na2SO3
H2SO4 + NaHSO3 = SO2 + NaHSO4 +H2O
Các muối sunfit: mặc dù H2SO3 không tồn tại nhưng có hai loại muối tương ứng là
SO 32− ,HSO 3− .
Muối HSO 3− được tạo thành khi cho muối HSO 3− khi cho kim loại kiềm hoặc
cacbonat kim loại kiềm tác dụng với SO2 cho dư
2NaOH + SO2 = NaHSO3 + H2O
2−
Muối SO 3 được tạo thành khi cho muối HSO 3− tác dụng với kiềm
NaHSO3 + NaOH = Na2SO3 + H2O
2NaHSO3 + Na2CO3 + 2Na2SO3 + CO2 + H2O
−
Các muối HSO 3 và SO 32− tan được trong H2O tạo dung dịch có môi trường khác
nhau, SO3 tạo môi trường bazơ SO 32− bền hơn HSO 3−
Các muối SO 32− kim loại kiềm phân hủy ở môi trường nhiệt độ cao khoảng 600 0C
tạo muối sunfat và muối sunfur
0

600 C
4 K 2 SO3 ¬ 
→ 3K 2 SO4 + K 2 S

HSO 3− của kim loại kiềm ở nhiệt độ thường dễ mất nước và khi đun nóng thì mất
nước nhanh hơn tạo thành muối disunfit
T0


→ K 2 S2O5 + H 2O
2 KHSO3 ¬


Các muối có tính khử mạnh tác dụng được với O2,S...
Na2SO3 +

1
O2=Na2SO4
2

Na2SO3+ S = Na2S2O3
Điều chế : cho SO2 tác dụng với dung dịch kiềm hoặc dùng phản ứng trao đổi giữa muối
và bazơ
NaOH+ SO2 = NaHSO3
NaHSO3 + NaOH = NaSO3 + H2O
Na2SO3 + CuSO4 = CuSO3 + Na2SO4
2.3.3.3 Hợp chất có số oxy hóa +6
Khí sunfuric: (SO3) có cấu tạo như hình tam gíac, góc liên kết OSO là 120 0C, độ
dài liên kết l,34 A0, ở trạng thái lai hóa sp2, SO3 tồn tại ở trạng thái hơi và khi làm lạnh

ngưng tụ thành chất lỏng dễ bay hơi.
SO3 tưong tác mãnh liệt với nước và tạo ra axit H2SO4
SO3 + H2O = H2SO4 (∆Ho = -89 kj/mol)

17


Phản ứng phát ra nhiều nhiệt , SO3 bốc khói trong không khí ẩm. Do ái lực với nước
nên SO3 có thể lấy nước trong nhiêù chất hữu cơ như xenlulozơ đường để biến chúng
thành than. SO3 có thể tác dụng với HF, HCl để tạo thành axit, halogen sunfonic.
SO3 + HCl = HSO3Cl
SO3 có tính oxy hóa mạnh tương tác được với các halogennua giải phóng các
halogen.
Điều chế:
Trong công nghiệp, người ta điều chế SO3 bằng cách oxy hóa SO2 bằng oxy trong
không khí có mặt xúc tác là Pt hoặc V2O5.
400o C


→ 2SO3
2SO2 + O2 ¬


VO
2 5

Trong phòng thí nghiệm, SO3 có thể điều chế bằng cách chưng cất axit H 2SO4 bốc
khói
Axit sunfuric ( H2SO4)
Cấu tạo và lý tính: H2SO4 có cấu tạo tứ diện lệch, nguyên tử lưu huỳnh lệch ở tâm,

độ dài liên kết S-OH là 1,53 A0 và độ dài liên kết S-O là 1,46 Ao. Axit nguyên chất là chất
lỏng sánh như dầu, không màu, không mùi hóa rắn ở 10 0C, khi đun sôi axit nguyên chất
thì SO3 bay ra, nhiệt độ sôi là 3380C, tương ứng với nồng độ axit là 98,2% ( dung dịch
đẳng phí). Axit sunfuric thường dùng trong phòng thí nghiệm có nồng độ 98%, tỉ trọng
1,84. Axit sunfuric tan trong nước ở bất kỳ nồng độ nào và tỏa nhiều nhiệt. Do đó người
ta dùng nó để làm khô các chất khí( không phản ứng với nó) H 2SO4 cũng như SO3 có thể
lấy H2O của nhiều Hợp chất hữu cơ .
Hóa tính: H2SO4 có tính axit mạnh và phân ly ra hai giai đoạn:
H2SO4 = H++ HSO −4
HSO −4 = H++ SO 24−
Trong dung dịch loãng, giai đoạn phân ly ở nấc thứ 1 xảy ra hoàn toàn.
Axit H2SO4 không phải là axit có tính oxy hóa mạnh lắm nhưng dung dịch đậm đặc của
nó có tính oxy hóa mạnh nhất là khi đun nóng, Oxy hóa HI thành I 2, H2S thành S và một
phần HBr thành Br2, hòa tan được các kim loại kém hoạt động như Cu, Hg và một số
nguyên tố không kim lọai như C, S.
2H2SO4(đ) + Cu = CuSO4 + SO2 +2 H2O
H2SO4(đ) + C = SO2 + CO2 + H2O
Axit H2SO4 không phải là axit có tính oxy hóa mạnh, do đó đối với Fe và kim loại
khác thì khi tác dụng sẽ giải phóng H 2. Đặc biệt axit H2SO4 đặc 75% trở lên không tác
dụng với Fe nên người ta thường dùng bình Fe để chứa axit H2SO4 đặc.
Ứng dụng và điều chế:
Điều chế phân bón, muối sunfat tinh chế dầu mỏ, điều chế thuốc nhuộm, dược
phẩm ,làm chất điện ly trong acquy. Nó là một hóa chất rất thông dụng trong phòng thí
nghiệm . H2SO4 được điều chế bằng hai phương pháp:
Phương pháp buồng chì( được sử dụng từ năm 1758): cho SO 2 oxy hóa bằng oxy trong
không khí với xúc tác là hỗn hợp NO và NO 2 cho sản phẩm trung gian là nitrizoni hidro
sunfat(NOHSO4)
2SO2 + O2 +NO +NO2 + H2O=2NOHSO4

18

Sau đó hòa tan sản phẩm này trong nước ở buồng chì sẽ thu được hỗn hợp khí là
NO và NO2 và sản phẩm chính là H2SO4.
2NOHSO4 + H2O = NO + NO2 + 2H2SO4
Phương pháp này điều chế axit H2SO4 từ 60 - 70 %
Phương pháp tiếp xúc( năm 1831) dùng oxy không khí oxy hóa SO 2 thành SO3 sau
đó cho nước để tạo với SO3 thành những hạt sa mù khó lắng xuống, người ta dùng dung
dịch H2SO4 đặc để hấp thu SO3 tạo thành Oleum. Từ oleum có thể pha ra những axit có
nồng độ theo yêu cầu.
2−

Muối sunfat có hai loại là muối axit HSO4- và muối trung tính SO 4
2−

SO 4 có cấu tạo tứ diện đều, S ở trung tâm, độ dài liên kết SO là 1,49 A 0, S ở trạng thái
lai hóa SP3
Tính chất: Hầu hết các muối SO42- không màu dễ kết tinh và dễ tan trong nước trừ CaSO 4,
PbSO4, BaSO4, SrSO4, HSO4- của các kim loại hoạt động mạnh như K, Na tách ra ở dạng
rắn. Trong dung dịch các sun fat ít tan tách ra ở dạng khan và các sunfat khan được tách
ra ở dạng Hidrat: Ví dụ: Na 2SO4.10 H2O, Al2(SO4)3.18 H2O, những SO42- của kim loại hóa
trị (II) như Mg, Mn, Fe, Ni, Co,Zn có cấu trúc tinh thể MnSO 4.7H2O, Riêng Cu có cấu
trúc là CuSO4.5H2O.
Muối Sunfat của kim loại kiềm và kiềm thổ bền khi đun nóng, còn SO 42- của kim loại
năng thì bị phân hủy
Các muối sunfat của AL3+, Cr3+, Fe3+ dễ kết hợp với các muối sunfat khác để tạo
muối kép.
Điều chế:
Hòa tan kim loại bằng axit H2SO4 loãng (Fe,Zn) hoặc axit H2SO4 đặc nóng(Cu)
Cho axit H2SO4 tác dụng với các muối clorua, cacbonnat, sunfit, nitrat.

Cho axit H2SO4 tác dụng với kiềm
Axit thiosunfuric(H2S2O3)
Cấu tạo và lý tính: H2S2O3 có cấu tạo và lý tính tương tự H 2SO4 trong đó 1 nguyên tử oxy
được thay thế bằng một nguyên tử lưu huỳnh. H2S2O3 kém bền dễ bị phân hủy
H2S2O3 = SO2 + S + H2O
Đây là axít mạnh, mạnh hơn cả axit H2SO4 và muối của nó bền hơn cả axit.
Muối thiosunfat không màu dễ tan trong nước, các muối của chì , bạc ít tan, của Ca rất ít
tan. Trong các muối Thiosunfat Na2S2O3.5H2O là quan trọng nhất , Na2S2O3 ở dạng tinh
thể, trong suốt,không màu, dễ tan trong nước, quá trình hòa tan thu nhiều nhiệt, nóng chảy
ở 48,50C và mất H2O ở gần 1000C, đun tiếp ở 2000C thì bị phân hủy.
4Na2S2O3=2000C 3Na2SO4 + Na2 S + 5S
Muối thio sunfat có tính khử khi tác dụng với Cl 2, Br2 tạo thành sunfat. Đối với
những chất yếu hơn tạo thành tetratinat
Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5H2O = 2NaHSO4 + 8 HCl
2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2 NaI
Muối Na2S2O3 có khả năng hòa tan các muối ít tan như AgCl, AgBr, AgI, HgBr 2
tạo nên các hợp chất phức tan
2Na2S2O3 + AgBr = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
19


Phản ứng này dùng để rửa sạch AgBr còn lưu lại trên giấy ảnh hoặc phim sau khi
đã rửa
Điều chế:
Na2S2O3 được điều chế bằng cách cho S tác dung với SO 32- hoặc nấu chảy S trong
NaOH. Ngoài ra có thể cho khí SO 2 và H2S đi qua dung dịch NaOH cho đến khi môi
trường của dung dịch là trung tính
S + Na2SO3 = Na2S2O3
4SO2 + 2 H2S + 6 NaOH = 3 Na2S2O3 + 5H2O
Axít Peoxyđisunfuric(H2S2O8) ở dạng tinh thể không màu, hút ẩm mạnh, phản ứng mãnh

liệt với nước, đường xenlulôzơ phân hủy ở 450C
Tính chất:
Tác dụng với H2O
H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2
Dựa vào phản ứng này để điều chế H2O2 trong công nghiệp
Điều chế: được điều chế bằng cách điện phân dung dịch H 2SO4 đậm đặc trên 50% ở O0C
và điện cực Pt.

CHƯƠNG III: NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM V A (N ,P, As ,Sb ,Bi)
3.I GIỚI THIỆU CHUNG:
Nguyên tố
N

P

As

Sb

Bi
20


Số thứ tự
Cấu hình e
Năng lượn ion hoá
Nhiệt độ nóng chaỷ
Nhiệt độ sôi
Màu sắc

7
2s22p3
1402
-2100C
-195.8
Ko màu

15
3s23p3
1012
44.20C
280
Trắng
,đỏ,đen

33
4s24p3
947
3170C
603
xám

51
5s25p3
834
6310C
1587
bạc

83

6s26p3
704
274.40C
1564
bạc

3.2:NITƠ:
3.2.1.Tính chất :
-Nitơ là chất khí không màu , không mùi , không vị ,ở trạng thái khí, phân tử gồm 2
nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết 3,độ dài liên kết là 1.0951 o,Phân tử N bền vững ,
ở 300oC phân tử N phân li một phần nhỏ 0.1 %
-Do cấu tạo bền vững nên ở t othường ko phản ứng ,ở t ocao phản ứng với H2 ,O2 một số ít
kim loại và hợp chất
N2 +O2 + 2NO
3.2.2 Ứng dụng và điều chế :
a,Ứng dụng :
-N2 chiếm 78.03% của kk khoáng vật có chứa N 2 là diêm tiêu (NaNO3),N2 có trong sinh
vật dưới dạng những hchc phức tạp như Protein và một số kích thích tố ,N 2 là nguyên tố
dinh dưỡng chính đối với thực vật ,dùng sản xuất NH3, axit HNO3, thuốc nổ .
b,Điều chế :
-Trong phòng TN:nhiệt phân muối chứa nitơ (NH4NO2)
NH4NO2=N2 +2H2O +5Kcal
-Trong CN:điều chế từ kk lỏng .Các N2 trong kk không hóa lỏng ,ứng với tolà -150oC và
áp suất là 5.5 Kg/cm3(O2 ở trạng thái lỏng )
3.2.3 Hợp chất của Nitơ :
3.2.3.1 Hợp chất có số oxy hóa -3 ;NH3
-Độ dài của lk N_H là 1.02Aogóc lk HNH là 107o,NH là phân tử cực .
-NH3 là khí ko màu ,có mùi khai ,nhẹ hơn kk ,dễ hoá lỏng (-33 oC) và hoá rắn (-78oC).Mối
liên kết giữa các phân tử NH3 là liên kết H :
-NH3 tan nhiều trong H2O do mối liên kết giữa NH3 và H2O

-NH3 có khả năng kết hợp với nhiều chất ,về mặt hoá học là 1 chất hoạt động mạnh .
- NH3 có cặp điện cực không liên kết định hướng nên dễ dàng kết hợp với các ion dương
theo lk phối tử tạo thành các phức .
-Kết hợp với H2O hoặc axit :
NH3 +H2O =NH4OH
NH3 +H+ =NH4
-Kết hợp với ion kim loại :NH3 có thể kết hợp với nhiều muối kim loại tạo thành các
amoniac dạng tinh thể .Ví dụ :CaCl 2,8NH4,CuSO4,4NH3.Cũng như H2O ,NH3 kết hợp
được với nhiều ion kim loại để tạo thành ion phức .
Ví dụ: Cu2+ + 4NH3 =[Cu(NH3)4]2+
-Phản ứng OXH khử trong NH3 ,N có bậc OXH là - ,do đó nó thể hiện tính khử mặc dù
tính khử ko đặc trưng lắm
21


-NH3 có thể cháy trong O2
3
2

2NH3 + O2

5
2

2NH3 + O2

=

=

N2 + 3 H2O
2NO + 3 H2O

-Đối với Cl2 và Br2 phản ứng mãnh liệt :
2NH 3 + 3 Cl2 =N2 + 6 HCl
-Đối với các oxit Kim loại ở nhiệt độ thường NH 3bền ,khi đun nóng nó khử được một số
oxit tương ứng
2NH 3 + 3CuO = N2 + 3Cu + 3H2O
-Phản ứng thế :ở nhiệt độ cao những ng tử H trong phản ứng NH 3 có thể thay thế bằng các
kim loại hoạt động mạnh ,á kim .gốc axit hoặc nhóm hiđroxyl
1
+ 2 H2 (amidur)

*Với kim loại mạnh : Na + NH3 = NaNH2
Al + NH3 =AlN + 3/2 H2 (nidur)
Ca + NH3 =CaNH +CH2 (imidur)
*Với á kim:
2Cl2 + NH3 =NCl3 + 3HCl
*Gốc axit:
4NH3 +SO 2=(NH2)2SO2 + 2NH4Cl
*Nhóm hidroxyl:
R-OH +NH3 = R-NH2 + H2O
R-OH +NH3 = R-NH + NH2OH
-Ứng dụng và điều chế :
*Ứng dụng : Làm chất sinh hàn :Trong thực tế NH 3 được ứng dụng nhiều , NH3dùng làm
chất sinh hàn trong phòng TN ,dùng làm phân bón ,điều chế axit NO3 và các muối amoni .
Điều chế:
Trong phòng TN NH3 được điều chế theo phương pháp thuỷ phân muối nitrua .
Mg3N2 +6 H2O = 2 NH3 +3Mg(OH)2
-Cho muối amoni tác dụng với bazơ (NH4Cl)

NH4Cl +NaOH = NaCl +NH3 +H2O
-Trong Công nghiệp :tổng hợp từ N2 và H2
N2 + 3 H2 = 2NH3
∆Ho= -46.2 kj/mol
-Các muối amoni không màu ,hầu hết tan nhiều trong H 2O và phân ly mạnh .Ion không
bền với nhiệt dễ bị nhiệt phân .
-Muối amoni của các axit có tính oxy hóa
NH4NO2 =N2 +2H2O
NH4NO3 =N2O +2 H2O
-Muối của axit dễ bay hơi :
NH4Cl = NH3 +HCl
Muối của axit khó bay hơi và nhiều nấc
NH4HSO2 = NH3 + NH4HSO4
- Nếu tiếp tục đun nóng, muối NH4HSO2 sẽ bị phân huỷ
22


NH4HSO4 = NH3 + H2SO4
H2SO4 = SO3 + H2O
2 SO3 + 2 NH3 = 3SO2 + N2 + 3 H2O
- Các muối amoni được ứng dụng nhiều trong thực tế để dùng làm phân đạm.
3.2.3.2 Các oxit nitơ
- N2O (đinitoxit): Có cấu tạo giống thẳng hàng CO 2 nhưng không đối xứng, độ dài lk N –
N là 1.56 A0 và lk N- O là 1,86A0.
- N2O là chất khí không màu, có mùi dễ chịu, hoá rắn ở – 91 0C và lỏng ở – 890C. Trong y
học nghười ta thường dùng hỗn hợp O2 : N2O theo tỉ lệ (20: 80) làm chất gây mê.
- Ở nhiệt độ thường N2O bền, kém hoạt động nhưng khi đun nóng khoảng 500 0C thì bị
phân huỷ.
- Than, P và nhiều hợp chất hữu cơ đang chaý có thể cháy trong N 2O
- Hỗn hợp N2O và H2 hoặc NH3 sẽ gây nổ khi đốt cháy.

N2O + H2 = N2 + H2O
∆H0 = - 323KJ/mol
N2O + 2 NH3 = N2 +3H2O ∆H0 = - 753KJ/mo
-Điêù chế bằng cách nhiệt phân muối NH4NO3 ở 250oC
-NO là phân tử bền và kém hoạt động ,là chất khí ko màu ,rất độc ,khó hoá rắn ,khó háo
lỏng ít tan trong H2O,1 lít H2O ở ooC hoà tan được 0.074 lNO.
NO khá bền vững đối vói nhiệt ,ở nhiệt độ 530oC chưa phân huỷ rõ rệt .
-NO bị khử bởi H2S và SO2
2NO + 2H2S =N2 + 2S +2H2O
2NO +SO2 =N2O + SO3
-NO kết hợp dễ dàng với O2 tạo thành NO2
NO + 1/2O2=NO2
-NO tương tác với Cl2,F2,Br2 tạo thành hợp chất nitrizonihalogenua .
2NO + Cl2 = 2NOCl
-Những hợp chất OXH mạnh như KMnO4,HclO.BrO2 oxi hoá được NO đến NO3
KMnO4 + NO +H2SO4 = KMnO4+ K2SO4+ HNO3 + H2O
-Điều chế :
Trong phòng TN điều chế bằng cách Cu tác dụng với HNO3khoảng 30-35%
3Cu +8 HNO3= 3Cu(NO3)2 +2NO +4 H2O
Trong CN điều chế NO bằng cách cho NH3 tác dụng với O2 có xúc tác là pt
2NH3 + 5/2 O2 = 2NO +3 H2O
-NO2(đioxitnitơ)góc lk ONO là 134 o,N trong No2lai hoá Sp2, NO2dễ trùng hợp thành phân
tử N2O4 độ dài lk N-n là 1.64 Ao,độ dài lk NO là 1.17 Ao,góc lk của phân tử N2O4là 126o.
N2O4 không màu .
Trong tự nhiên NO2 và N2O4 ở trạng thái cân bằng với nhau . NO 2 là chất khí màu đỏ
nâu ,nặng hơn kk .có mùi khó chịu và rất độc ,tan trong H 2O và kêt hợp với H2O tạo thành
NO và HNO3
-NO2 có tính OXH mạnh ,ko bền ,bắt đầu phân huỷ ở 150 0C và ở 6500C bắt đầu phân huỷ
hoàn toàn .Than P_S đang cháy dở sẽ tiếp tục cháy trong NO2
-NO2 thể hiện tính tự OXH khử

23


NO2 +NaOH =NaNO3 +NaNO2 +H2O
NO2 thể hiện tính OXH khi tác dụng với các chất khử như SO2 ,CO
NO2+ SO2 = NO +SO3
NO2+CO = NO +CO2
- NO2 thể hiện tính khử khi tác dụng với chất OXH mạnh như O3,H2O2
2NO2+ O3 = N2O5+ O2
2NO2+ H2O2 = 2HNO3
-Ngoài ra ,NO2 có thể tác dụng với một số ng tố ko kim loịa ,kim loại ,H2
NO2 + 1/2 Cl2 = NO2Cl2
NO2 + Cu = CuO + NO
NO2 +

7
H2
2

= NH3 + 2H2O

Điều chế:
- Trong phòng thí nghiệm NO2 được điều chế bằng cách cho Cu tác dụng với HNO 3
đặc. Còn trong CN, NO2 là sản phẩm trung gian để điều chế HNO 3 Khi cho NO tác
dụng với O2.
- N2O3 tồn tại ở dạng rắn, có màu lam rất nhạt, nóng chảy ở 102 0C, biến thành chất
lỏng màu lam sẫm ở trạng thái lỏng nó phân hủy mạnh cho NO2 và NO .
- Về hình thức có thể có N 2O3 là oxit của axit HNO2 hay là hỗn hợp của những thể
tích bằng nhau.
- N2O3 ở điều kiện thường dạng tinh thể trong suốt dễ chảy trong đk nóng chảy ở

300C, sôi ở 450C, kếm bền, dễ phân hủy tạo thành NO2 và O2
- N2O5 là chất OXH mạnh nhiều chất hữu cơ tiếp xúc với N 2O5 sẽ tự bốc cháy và khi
tan trong H2O sẽ tạo thành HNO3 .
N2O5 + H2O = 2 HNO3
Điều chế:
Trong phòng TN điều chế bằng cách cho P2O5 tác dụng với HNO3
2P2O5 + 2 HNO3 = N2O5 + 2 HPO3
Hợp chất có số OXH + 3 : HNO2
- Axit HNO2 là 1 axit yếu, Ka = 4.10-4 , kém bền, chỉ có thể nhận biết trong dd loãng
khi hòa tan NO2 và NO vào H2O và làm lạnh sẽ thu được dd HNO2
NO + NO2 + H2O = 2HNO2
- Khi ở nồng độ cao nếu đun nóng đều bị phân hủy.
- HNO2 và muối của nó vào có tính OXH vừa có tính khử , nhưng tính OXH đặc
trưng hơn.
2HNO2 + 2HI = I2 + 2 NO + 2 H2O
- Nó có thể OXH SO2 thành H2SO4, sắt(II) thành sắt(III).
- Thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất OXH mạnh như KMnO 4, MnO2 ,
PbO2
5HNO2 + 2 KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 3HNO3 + 3 H2O
Điều chế: HNO2 được đièu chế bằng cách cho NaNO 2 vào HCL có mặt của amin thơm
ở 5%.
NaNO2 + HCl = NaCl + HNO2
24


Hoặc có thể dùng các axit để axit tương ứng, hầu hết dễ tan trong H 2O ( AgNO2)
-

Muối nitrit cũng có tính OXH và tính khử như axit nitơ. Các muối quan trọng là
KNO2, NaNO2.

NO + NO2 +2KOH = 2KNO2 + H2O
NaNO3 + Pb = NaNO2 + PbO

3.3.3.2 Hợp chất có số oxy hóa +5:
- Axit HNO3 về cấu tạo góc lk ONO =116o, ONO =114o ONO =130o,độ dài lk N-O
là 1,21 Ao,độ dài lk N-O là 1,41Ao, ,độ dài lk N-O là 0,96Ao
- HNO3 tinh khiết là 1 chất lỏng ,không màu bốc khói mạnh trong kk và có tỉ khối
1,51,hóa rắn ở -41oC và sôi ở 86oC,kém bền dễ phân hủy duới tác dụng của ánh sáng.
2HNO3 =2NO2+ ½ O2 +H2O
HNO3 tan trong H2O theo bất kỳ tỷ lệ nào , HNO3 khan háo nước
-

HNO3 có tính OXH mạnh ,OXH đa số các kim loại , á kim trừ Au,Pt và một số kim
loại thuộc họ Pt ,nó còn OXH được các đơn chất và hc .

-

Tùy theo tính chất kim loại và nồng độ axit mà HNO 3 có thể OXH về dạng OXH
có bậc thấp hơn .

-Oxy hóa kim loại :những kim loại nặng khi tác dụng với NO 3 đặc giải phóng NO2,
nếu loãng thì giải phóng NO
Zn + 10 HNO3 (l) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
3Pb + 8HNO3 (l) = 3Pb (NO3)2 + 2NO + 4H2O
Pb + 4HNO3(đ ) = Pb (NO3)2 + 2NO + 4H2O
- Fe, Al, Cr với HNO3 loãng, phản ứng dễ dàng, còn với HNO3 đặc chúng không phản
ứng mà bị thụ động hóa . HNO3đặc ,nguội Oxy hóa bề mặt kim loại tạo lớp axit làm
cho kim loại không tác dụng với axit
- Oxy hóa các á kim
S+ HNO3(l) =SO4+ NO

3P + 5HNO3 +2H2O =3H3PO4 +5NO
S + 6HNO3(đ)= H2SO4 + 6NO2+2H2O
-Tác dụng với các hợp chất:
HNO3 +3HCl =NOCl +Cl2 +2H2O
HNO3 đặc oxy hóa được Fe (II) lên Fe (III) ,tác dụng được với chất với tính khử và
đặc biệt là HNO3:HCl theo tỉ lệ 1:3 (30%) gọi là chất cường thủy
-Hoạt động mạnh là do Cl sinh ra trong phản ứng hòa tan đựơc kim lọai kém hoạt
động như Au.
25