Hóa học Vô cơ 1 bài giảng dành cho sinh viên ĐH, CĐ

ỦY BAN NHÂN DÂN TỈNH QUẢNG NGÃI
TRƯỜNG ĐH PHẠM VĂN ĐỒNG
--------------

GV: LÊ THỊ NHƯ QUỲNH

BÀI GIẢNG

HÓA HỌC VÔ CƠ 1
PHẦN PHI KIM

Quảng Ngãi, 12/2013
1


ỦY BAN NHÂN DÂN TỈNH QUẢNG NGÃI
TRƯỜNG ĐH PHẠM VĂN ĐỒNG
--------------

GV: LÊ THỊ NHƯ QUỲNH

BÀI GIẢNG

HÓA HỌC VÔ CƠ 1
PHẦN PHI KIM

Quảng Ngãi, 12/2013
2


LỜI MỞ ĐẦU

Hiện nay đã có nhiều giáo trình Hóa học Vô cơ được xuất bản. Và các tác giả
trình bày nội dung theo các cách khác nhau. Với thời lượng 45 tiết tín chỉ thì sinh viên
rất khó khăn trong việc chọn giáo trình chính để học. Hơn nữa, để đáp ứng yêu cầu đưa
bài giảng lên website của trường và nhu cầu học tập của sinh viên tôi đã soạn bài giảng
Hóa học Vô cơ 1 với các tiêu chí:
- Bám sát chương trình chi tiết Hóa học Vô cơ 1 của hệ Cao đẳng Sư phạm
(CĐSP) đã được Tổ bộ môn phát hành.
- Nội dung cô đọng, chính xác, rõ ràng được chọn lọc từ nhiều giáo trình và phù
hợp với đối tượng sinh viên CĐSP.
Tuy nhiên ở mức độ là một bài giảng tôi chỉ trình bày những nội dung cốt lõi,
không thể đầy đủ các phần đọc thêm, mở rộng kiến thức nên khi nghiên cứu bài giảng
này các em sinh viên nên kết hợp với các giáo trình khác để mở rộng thêm kiến thức
cho mình.
Ngoài các em sinh viên CĐSP thì các sinh viên thuộc các ngành học, bậc học
khác cũng có thể dùng bài giảng này làm tài liệu tham khảo trong việc học của mình.
Sẽ không tránh khỏi sự thiếu sót trong quá trình soạn bài giảng này nên tôi rất
mong sự quan tâm góp ý của bạn đọc và các em sinh viên để bài giảng được hoàn thiện
hơn, giúp các em học tập tốt hơn.
Tôi xin chân thành cảm ơn Lãnh đạo nhà trường, Ban Chủ nhiệm Khoa, tổ Hóa
– khoa Cơ bản đã tạo điều kiện cho tôi đưa bài giảng này lên website của trường.
Tác giả

3


Chương 1. GIỚI THIỆU BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN

TỐ HÓA HỌC. SỰ PHÂN CHIA KIM LOẠI VÀ PHI KIM
1.1. Nguyên tố hoá học [1], [3]
Nguyên tố hoá học là môt tập hợp những nguyên tử có cùng số proton trong hạt

nhân và có tính chất hoá học như nhau.
Kí hiệu: Tên nguyên tố là một hoặc hai chữ cái đầu tiên trong tên nguyên tố
bằng tiếng La tinh hay tiếng Hi Lạp.
Ví dụ: Oxi có kí hiệu là O lấy từ tên La tinh: Oxygenium.
Silic có kí hiệu là Si lấy từ tên La tinh: Silicium.
Praseodim có kí hiệu là Pr lấy từ tên Hi Lạp: Praseodim.
Tên của nguyên tố hóa học được bắt nguồn từ nhiều yếu tố: nơi tìm ra nguyên tố
đó, kỉ niệm tên người tìm ra, ứng dụng của nguyên tố, …
Ví dụ: Nguyên tố Gecmani: nơi tìm ra là Germanie.
Nguyên tố Franxi: nơi tìm ra là France.
Nguyên tố Esteni: người tìm ra là Enstein.
Nguyên tố Crom: tiếng Hi Lạp có nghĩa là hoa: dùng điều chế chất màu, …
1.2. Bảng hệ thống tuần hoàn (HTTH) các nguyên tố hoá học [1], [3]
Vào giữa thế kỷ 19 (1869) khi nghiên cứu sự biến thiên tính chất của các
nguyên tố và hợp chất của chúng theo chiều tăng dần khối lượng nguyên tử và tìm cách
phân loại nguyên tố hóa học, nhà bác học người Nga Đ. I. Mendeleev đã khám phá ra
định luật tuần hoàn và ông phát biểu định luật tuần hoàn như sau:
“Khi tôi xếp các nguyên tố theo thứ tự tăng dần của nguyên tử khối của chúng
thì nhận thấy rằng tính chất của các nguyên tố biến thiên một cách tuần hoàn. Với
“định luật tuần hoàn” tôi muốn nói đến những quan hệ tương hỗ giữa tính chất của các
nguyên tố và nguyên tử khối của chúng. Những quan hệ này nghiệm đúng cho tất cả
các nguyên tố và có tính chất của một hàm số”.
Ngày nay, định luật tuần hoàn còn được phát biểu như sau:

4


“Tính chất của các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các
nguyên tố hóa học đều biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của số đơn vị điện tích hạt
nhân Z của các nguyên tố”.

Nghĩa là khi sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân
thì nhiều tính chất vật lý và hóa học được biến đổi một cách tuần hoàn.
Ví dụ:
Với Z = 11: Na là kim loại kiềm;
Z = 19: K là kim loại kiềm;
Z = 37: Rb là kim loại kiềm.
Trên cơ sở của định luật tuần hoàn, Medeleev sắp xếp một cách có hệ thống các
nguyên tố hóa học thành một bảng gồm những hàng và cột dựa trên các nguyên tắc:
- Xếp các ô nguyên tố theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.
- Các nguyên tố có cùng số lớp electron được xếp vào cùng một hàng.
- Các nguyên tố có cùng số electron hóa trị được xếp vào cùng một cột.
Bảng hệ thống tuần hoàn gồm có ô, chu kì, nhóm.
1.2.1. Ô
Mỗi nguyên tố hóa học chiếm một ô trong bảng HTTH, trong mỗi ô thể hiện
những nội dung sau:
- Số thứ tự của nguyên tố: cũng chính là số thứ tự của ô, bằng số điện tích hạt
nhân của nguyên tố trong ô đó.
- Kí hiệu tên nguyên tố.
- Khối lượng nguyên tử trung bình của nguyên tố.
- Cấu hình electron của nguyên tử.
Ngoài ra ở một số loại bảng HTTH còn có thông tin về độ âm điện, bán kính
nguyên tử, bán kính ion, năng lượng ion hóa, mức oxi hóa, ái lực điện tử, ...
Như vậy, khi biết được số thứ tự của ô có thì ta biết được số electron của
nguyên tử và viết được cấu hình electron, dự đoán tính chất của nguyên tố.

5


1.2.2. Chu kì
Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron,

được xếp theo chiều điện tích hạt nhân Z tăng dần. Một chu kì bắt đầu là một kim loại
kiềm và kết thúc là một khí trơ.
Ví dụ:
Chu kì 3:

Na

Mg

Al

...........….

Cl

Ar

Chu kì 4:

K

Ca

Sc

…............

Br

Kr

- Bảng tuần hoàn gồm 7 chu kì được đánh số từ 1 đến 7. Số thứ tự của chu kì
bằng số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó.
- Chu kì 1: gồm 2 nguyên tố (H, He).
- Chu kì 2: gồm 8 nguyên tố (từ Li đến Ne).
- Chu kì 3: gồm 8 nguyên tố (từ Na đến Ar).
- Chu kì 4: gồm 18 nguyên tố (từ K đến Kr).
- Chu kì 5: gồm 18 nguyên tố (từ Rb đến Xe).
- Chu kì 6: gồm 32 nguyên tố (từ Cs đến Rn).
- Chu kì 7: chứa tối đa 32 nguyên tố, nhưng hiện nay còn đang xây dựng (hiện
nay mới biết 30 nguyên tố).
- Các chu kì 1, 2, 3 là các chu kì nhỏ. Các chu kì 4, 5, 6, 7 là các chu kì lớn.
1.2.3. Nhóm
Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron
hoá trị tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành
một cột.
Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hóa trị bằng nhau
và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ngoại lệ).
Ta có thể xác định số thứ tự của nhóm bằng cách sau:
Nguyên tố d: cấu hình electron: (n-1)d1…10ens1…2e thì:
- Số thứ tự của nhóm: a = số e(d) + số e(s) nếu:
+ 8 ≤ a ≤10 : thuộc nhóm VIIIB

6


+ a >10: a – 10 = nhóm phụ B
+ a < 8: a là nhóm phụ B
- Nhóm IB, IIB: số thứ tự nhóm bằng số electron lớp ngoài cùng.
- Nhóm A: số thứ tự nhóm bằng số electron lớp ngoài cùng.

Bảng tuần hoàn có 18 cột được chia thành 8 nhóm A đánh số từ IA đến VIIIA
và 8 nhóm B đánh số từ IB đến VIIIB. Riêng nhóm VIIIB gồm 3 cột.
Nhóm được chia thành phân nhóm chính và phân nhóm phụ: phân nhóm A được
gọi là phân nhóm chính, phân nhóm B được gọi là phân nhóm phụ.
- Phân nhóm chính: gồm các nguyên tố có electron ứng với mức năng lượng cao
nhất trong nguyên tử phân bố trên phân lớp ns hay np.
Các nguyên tố s có cấu hình electron ns1,2 gồm có :
• ns1 là kim loại kiềm.
• ns2 là kim loại kiềm thổ.
Nguyên tố p (họ p) là nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p.
Các nguyên tố p có cấu hình electron ns2np1-6. Ví dụ:
ns2np1

ns2np2

ns2np3

ns2np4

ns2np5

ns2np6

B – Al

C – Si

N–P

O- S

halogen

khí trơ

- Phân nhóm phụ:
• Phân nhóm phụ 1: gồm các nguyên tố họ d, nguyên tố d (họ d) là nguyên tố có
electron ứng với mức năng lượng cao nhất phân bố trên phân lớp d.
Các nguyên tố d có cấu hình electron (n-1)d1-10ns1,2, là kim loại chuyển tiếp.
• Phân nhóm phụ 2: gồm các nguyên tố họ f, nguyên tố f (họ f) là nguyên tố có
electron ứng với mức năng lượng cao nhất phân bố trên phân lớp f.
Các nguyên tố f có cấu hình electron (n-2)f1-14(n-1)d0,1ns2, là các nguyên tố đất
hiếm.
1.2.4. Hai dạng bảng HTTH phổ biến [2]
1.2.4.1. Bảng dạng dài

7


Các nguyên tố trong mỗi chu kì được xếp thành một hàng, các nguyên tố thuộc
chu kì sau có sự xây dựng thêm một lớp điện tử mới so với các nguyên tố thuộc chu kì
trước.
Các nguyên tố có cấu trúc lớp vỏ điện tử bên ngoài giống nhau được xếp vào
một cột tạo thành một nhóm.
Nhóm gồm có phân nhóm chính, phân nhóm phụ:
- Phân nhóm chính (phân nhóm A): gồm các nguyên tố họ s, p.
- Phân nhóm phụ (phân nhóm B): gồm các nguyên tố họ d, f.
1.2.4.2. Bảng dạng ngắn
Trong mỗi chu kì các nguyên tố cũng được xếp thành hàng nhưng có sự phân
chia chu kì lớn và chu kì nhỏ, chu kì nhỏ có 1 hàng, chu kì lớn có 2 hàng.

Các nguyên tố được chia làm 8 nhóm, mỗi nhóm gồm 2 phân nhóm:
- Phân nhóm chính (phân nhóm A): gồm các nguyên tố họ s, p.
- Phân nhóm phụ (phân nhóm B): gồm các nguyên tố họ d, f.
1.2.5. Các nguyên tố được xếp xuống dưới bảng HTTH [2]
Trong bảng tuần hoàn dạng dài cũng như dạng ngắn có 14 nguyên tố họ Lantan
(58Ce →

71Lu)

và 14 nguyên tố họ Actini (90Th →103Lr) tương ứng với cấu hình

electron 4f1-14 ở chu kì 6 và 5f1-14 ở chu kì 7 được cắt ra và đặt xuống cuối cùng trong
bảng tuần hoàn. Các nguyên tố này tạo thành 14 nhóm, mỗi nhóm gồm 2 nguyên tố
theo cột dọc. Nếu đặt các nhóm nguyên tố họ f này vào bảng chung thì bảng có quá
nhiều nhóm và mất cân đối, hơn nữa tính chất của các nguyên tố họ f có những khác
biệt với tính chất các nguyên tố họ s, họ p và họ d, nên việc cắt ra và đặt xuống dưới
bảng tuần hoàn là hợp lí nhất.
1.3. Sự phân chia kim loại - phi kim - bán kim – bán dẫn [2]
1.3.1. Kim loại – phi kim – bán kim – bán dẫn
Trong số các nguyên tố đã biết thì có hơn 80% là kim loại, ít hơn 20% là phi
kim. Điểm khác nhau cơ bản về mặt hoá học giữa kim loại nhóm A và phi kim là:

8


- Trong phản ứng hóa học phi kim có xu hướng thu thêm electron để đạt cấu
hình bền vững giống khí hiếm đứng sau nó.
- Trong phản ứng hóa học kim loại có xu hướng nhường electron hoá trị để đạt
cấu hình electron của khí hiếm đứng trước nó.
Không có giới hạn rõ rệt giữa kim loại và phi kim. Tuy nhiên sự phân chia này

vẫn có lợi khi khảo sát tính chất của các nguyên tố và người ta vẫn coi đường tiếp giáp
giữa một bên gồm các nguyên tố B, Si, As, Te, At với một bên gồm Be, Al, Sb, Po là
ranh giới phân chia phi kim và kim loại.
Một số các nguyên tố ở vùng giáp ranh vừa thể hiện tính chất của phi kim, vừa
thể hiện tính chất của kim loại như: B, Si, As, Te, At, Be, Al, Sb, Po nên chúng được
gọi là các nguyên tố bán kim.
Các nguyên tố bán dẫn như: B, Si, Ge, As, Sb, và Te cũng nằm ở vùng tiếp giáp
giữa kim loại và phi kim, trừ Se nằm ở sâu hơn trong vùng phi kim. Như vậy đa số
nguyên tố bán dẫn đồng thời cũng là nguyên tố bán kim.
Các nguyên tố bán dẫn nhìn bề ngoài giống kim loại. Chúng tán xạ vùng trông
thấy và vùng hồng ngoại kém hơn nhiều so với kim loại, thường có màu xám và có ánh
kim. Các nguyên tố bán dẫn dẫn điện kém hơn nhiều so với kim loại. Tính dẫn điện sẽ
tăng lên trong những điều kiện nhất định như khi tăng nhiệt độ hoặc khi có một lượng
nhỏ tạp chất, nhưng trong các trường hợp đó độ dẫn điện vẫn thấp hơn độ dẫn điện của
kim loại. Chính độ dẫn điện thấp và tăng lên khi nhiệt độ tăng nên chúng được gọi là
các nguyên tố bán dẫn.
Sự khác nhau về tính chất điện và quang giữa kim loại và các chất bán dẫn là do
sự khác nhau về liên kết trong đơn chất của chúng. Trong các nguyên tố bán dẫn, các
electron hóa trị kém linh động hơn so với các electron hóa trị của kim loại. Về mặt hóa
học thì các nguyên tố bán dẫn có đặc tính của phi kim trội hơn, chẳng hạn hợp chất của
chúng với hiđro và halogen là hợp chất cộng hóa trị. Giá trị của năng lượng ion hóa thứ
nhất và ái lực electron của các nguyên tố bán dẫn nằm trung gian giữa các giá trị của
kim loại và phi kim.

9


1.3.2. So sánh tính chất của kim loại và phi kim.
Kim loại

Phi kim
Tính chất vật lý

- Năng lượng ion hoá thấp

- Năng lượng ion hoá cao

- Ái lực electron thấp

- Ái lực electron cao

- Độ âm điện thấp

- Độ âm điện cao

- Bán kính nguyên tử lớn

- Bán kính nguyên tử nhỏ

- Thường là chất rắn, ts, tnc cao

- Ở dạng khí, rắn, ts, tnc thấp

- Ánh kim, phản xạ ánh sáng

- Không ánh kim, ít phản xạ

- Khối lượng riêng lớn

- Khối lượng riêng nhỏ

- Độ dẻo cao (rèn, cán, kéo sợi)

- Ở thể rắn thì dòn, cứng, mềm

- Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt

- Dẫn nhiệt, dẫn điện kém
Tính chất hoá học

- Hợp chất với hiđro không đặc trưng
(tạo ion H-).

- Hợp chất với hiđro đặc trưng (trong
phân tử có liên kết cộng hóa trị ).

- Oxit kim loại thường có liên kết

- Oxit phi kim có liên kết cộng hóa

ion, oxit kim loại điển hình tan trong trị phân cực, đa số tan trong nước tạo
nước tạo bazơ.

thành axit.

- Trong dung dịch nước, kim loại tồn

- Phi kim tồn tại trong dung dịch

tại dưới dạng cation hoặc tổ hợp anion nước dưới dạng anion đơn hay tổ hợp

chứa các phi kim khác mang điện tích

chứa oxi hay chứa các phi kim khác.

âm, rất ít khi tạo thành cation.

1.4. Đặc điểm của phi kim [2]
1.4.1. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử
- Bán kính nguyên tử nhỏ;
- Điện tích hạt nhân hiệu dụng lớn;

10


- Cấu tạo electron lớp bên ngoài của nguyên tử chỉ còn rất ít obitan hoá trị tự do.
1.4.2. Đặc điểm liên kết trong đơn chất
Trong bảng HTTH có 24 phi kim, trong đó 7 phi kim ở điều kiện thường có đơn
chất có phân tử tồn tại dưới dạng 2 nguyên tử: H2, N2, O2, F2, Cl2 (khí) , I2 (rắn). Các
phi kim khác còn lại có phân tử đơn chất hợp thành từ nhiều nguyên tử và tồn tại dưới
dạng rắn như kim cương, nhưng cũng có phân tử đơn chất mềm như photpho, lưu
huỳnh. Tính chất của các phi kim khác nhau nguyên nhân chủ yếu là do liên kết trong
đơn chất của các nguyên tố đó.
1.4. 3. Đặc điểm liên kết trong hợp chất
Các phi kim phản ứng với nhau tạo thành hợp chất liên kết cộng hóa trị phân
cực. Các hợp chất cộng hóa trị có xu hướng tồn tại dưới dạng các phân tử độc lập, giữa
các phân tử này chỉ có lực tương tác yếu. Vì vậy ở nhiệt độ bình thường, các phân tử
có khối lượng phân tử bé thường tồn tại ở thể khí, còn các phân tử có khối lượng phân
tử lớn thường là chất lỏng hoặc chất rắn dễ nóng chảy.
1.4.4. Đặc điểm phi kim đầu nhóm
- Số thứ tự nhỏ, bán kính nguyên tử nhỏ, độ âm điện lớn nên thường có tính chất

hóa học khác biệt hơn so với các nguyên tố còn lại trong nhóm.
- Những nguyên tố đầu nhóm ở chu kì 2 có thể tạo thành tối đa là 4 liên kết vì
chúng chỉ có 1 obitan 2s và 1 obitan 2p có thể tham gia liên kết hóa học. Mặc khác
chúng có khả năng hình thành liên kết π tốt hơn các nguyên tố còn lại trong nhóm.
Nguyên nhân là do bán kính nguyên tử rất nhỏ do đó các obitan phản ứng hóa học tạo
nên liên kết π có khả năng tham gia xen phủ tốt hơn.
- Những phi kim có số thứ tự cao hơn có thể thêm các obitan d tham gia liên kết,
vì vậy các nguyên tố này có thể có nhiều hơn 4 liên kết.
BÀI TẬP [1]
1. Bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học gồm bao nhiêu chu kì, bao nhiêu
nhóm A, B? Dựa vào cấu hình electron của nguyên tử làm thế nào để biết được một
nguyên tố hóa học thuộc chu kì nào, nhóm nào, nhóm A hay nhóm B?
11


2. Viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ của các nguyên tố có Z = 25, 30, 35
và 37 và xác định:
- Chu kì, phân nhóm của chúng;
- Nguyên tố kim loại, phi kim;
- Tính chất hóa học đặc trưng của chúng.
3. Hãy xác định số thứ tự, chu kì và phân nhóm của nguyên tử có 7 electron trên phân
lớp 3d.
4. Nêu các tính chất vật lý và hóa học thể hiện sự khác nhau giữa kim loại và phi kim?
5. Nêu sự khác nhau quan trọng giữa nguyên tố đầu nhóm của các nhóm phi kim và các
nguyên tố khác cùng nhóm có số thứ tự cao hơn?
6. Các nguyên tố sau đây là kim loại, phi kim hay bán dẫn: Ge, Rb, Xe, Se, Ab, Zr?

12

Chương 2. HIĐRO, OXI VÀ NƯỚC
2.1. Hiđro [2], [4]
2.1.1. Các đặc trưng của nguyên tử hiđro
- Cấu hình electron: 1s1
o

- Bán kính nguyên tử: 0,53 A
o

- Bán kính ion H+: 0,15.10-4 A
- Ái lực electron: 0,75 eV
- Năng lượng ion hoá: I1 = 1316 kJ/mol
- Độ âm điện: χ = 2,1
- Thế điện cực chuẩn: 0 V
2.1.2. Trạng thái thiên nhiên, phương pháp điều chế
2.1.2.1. Trạng thái thiên nhiên
- Nguyên tố hiđro chiếm 17% tổng số nguyên tử trong vỏ quả đất
- Hiđro tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất, dạng đơn chất của nó chỉ tìm thấy trong
một số khí thiên nhiên và khí núi lửa.
- Hiđro có 3 đồng vị: 11 H (prôti), 21 H (D: đơteri), 31 H (T: triti)
2.1.2.2. Phương pháp điều chế
 Trong phòng thí nghiệm:
+ Cho axit tác dụng với kim loại hoạt động:
Ví dụ: Zn

+ H2SO4

→ ZnSO4

+ H2 ↑

Phản ứng được thực hiện trong bình kíp.
+ Thủy phân hợp chất hiđrua:
Ví dụ: CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + 2H2↑
 Trong công nghiệp:
- Từ than: cho hơi nước đi qua than cốc đốt nóng đến 1000oC, sản phẩm thu
được là hỗn hợp khí CO và H2 được gọi là khí than.

13


Hình 2.1. Sơ đồ điều chế khí hiđro từ than
- Từ khí thiên nhiên: thành phần chính của khí thiên nhiên là CH4.

Hình 2.2. Sơ đồ điều chế khí hiđro từ khí thiên nhiên
- Từ khí lò cốc: hóa lỏng phân đoạn khí lò cốc.
Thành phần khí lò cốc: 50% H2, 25% CH4, 5% CO, 5% CO2, 10% N2 và 5% các
hợp chất khác.
Dựa vào nhiệt độ sôi khác nhau của các khí người ta dùng phương pháp hoá
lỏng phân đoạn khí lò cốc thu được khí H2 và N2 để tổng hợp amoniac.
- Điện phân nước: thu được H2 tinh khiết nhưng đắt tiền.
Trong công nghiệp người ta thường điện phân dung dịch 25% NaOH hay KOH
trong nước, thu khí H2 bay lên ở catôt.
2.1.3. Tính chất lí – hóa học và ứng dụng của hiđro
2.1.3.1. Tính chất lí học

14


Là khí không màu, không mùi, không vị, là khí nhẹ nhất trong tất cả các khí

tnc= -259,1oC, ts = -252,6oC, ít tan trong nước và các dung môi hữu cơ.
2.1.3.2. Tính chất hoá học
Phân tử H2 rất bền nhiệt, chỉ bị phân huỷ ở 2000oC:
o

2000 C
H2 
 2H, ∆H = 103 kcal/mol

H2 hầu như chỉ hoạt động hoá học khi được đun nóng.
a. Tác dụng với phi kim
o

t
- Với oxi: 2H2 + O2 
 2H2O
o

t ,p
- Với nitơ: 3H2 + N2 
 2NH3
xuctac
o

t
Với cacbon: C + 2H2 
 CH4

- Với flo, phản ứng xảy ra ngay ở nhiệt độ thường, có thể cháy thành ngọn lửa
hoặc nổ:

H2

+ F2

→

2HF

- Với clo, phản ứng xảy ra khi có ánh sáng, còn brom, iôt thì phản ứng xảy ra ở
nhiệt độ cao.
b. Tác dụng với kim loại: tạo hiđrua
- Với kim loại kiềm: tạo hiđrua MH
Ví dụ: H2

o

t
+ 2Li 
 2LiH

- Với kim loại kiềm thổ: tạo hiđrua MH2
Ví dụ: H2

o

t
+ 2Ca 
 CaH2

- Với kim loại chuyển tiếp: tạo các hiđrua khác nhau tuỳ trường hợp cụ thể. Ví

dụ: các hiđrua TiH1,65, TiH2, ZrH2, UH3,… ở dạng dung dịch rắn, hợp chất phần nào
thể hiện tính kim loại.
- Các hiđrua của Al, Be, Mg có dạng (AlH3)n, (BeH2)n, (MgH2)n có tính chất
không giống hiđrua dạng muối.
2.1.3.3. Ứng dụng
H2 được ứng dụng rộng rãi trong công nghiệp hoá học:

15


- Khử tạp chất trong công nghệ chế biến dầu mỏ;
- Tổng hợp amoniac, metanol, HCl;
- Hàn hơi, cắt kim loại khó nóng chảy, thạch anh, …
- Triti, đơteri ứng dụng trong năng lượng hạt nhân.
2.1.4. Hiđrua
Hiđrua là hợp chất 2 nguyên tố trong đó có chứa hiđro gọi là hiđrua.
- Với hợp chất trong đó H có số oxi hoá là -1: gọi là hiđrua, ví dụ: NaH natrihiđrua, CaH2 - canxihiđrua,…
- Với hợp chất trong đó H có số oxi hoá là +1: đuôi “ua”được đọc gắn sau
nguyên tố liên kết với hiđro, ví dụ: HCl - hiđroclorua, H2S - hiđrosunfua, …
2.1.4.1. Hiđrua ion
- Hiđrua ion là hiđrua của kim loại kiềm (MH) và kiềm thổ (MH2).
- Liên kết trong hiđrua này là liên kết ion.
- Nhiệt độ nóng chảy cao, dẫn điện khi nóng chảy, điều kiện thường tồn tại ở
trạng thái tinh thể.
Tính chất hoá học: hoạt tính hoá học cao
- Khử nước ngay ở nhiệt độ thường:
NaH
CaH2

+ H2O

+ 2H2O

→ NaOH + H2↑
→ Ca(OH)2 + 2H2↑

Một số hiđrua ion tự bốc cháy trong không khí, có thể là do nhiệt phát ra của
phản ứng thuỷ phân bởi những vết hơi nước.
Hiđrua ion có thể kết hợp với một số chất khác tạo phức chất.
Ví dụ: 4LiH

+ AlCl3 → LiAlH4 + 3LiCl

Có thể điều chế hiđrua ion bằng cách đun nóng kim loại tương ứng trong khí
hiđro.
2Na + H2 → 2NaH
Ca + H2 → CaH2
2.1.4.2. Hiđrua cộng hoá trị (CHT)
Ví dụ:

- Hiđrua CHT là hiđrua của các phi kim và kim loại yếu (nhóm IVA - VIIA).

16


- Liên kết trong hợp chất là liên kết CHT. Tuy nhiên liên kết mang một phần
bản chất ion.
Trong hiđrua CHT thì quan trọng nhất là HX (X là halogen) và một số chất như:
CH4, NH3, H2S,…
Trong các HX thì HF là axit yếu, các HX còn lại là axit mạnh.
Hiđrua CHT thể hiện tính khử và tính khử tăng dần từ đầu đến cuối nhóm.

Ví dụ:

H2SO4đặc, nóng + HCl → không xảy ra
H2SO4đặc, nóng + 2HBr → SO2

+ Br2 + H2O

H2SO4đặc, nóng + 2HI → H2S + I2 + H2O
Từ trái sang phải tính khử giảm dần:
SiH4

+ 2O2 → SiO2 + 2H2O
o

150 C
PH3 + 2O2 
 H3PO4
o

300 500 C
4NH3 + 5O2 
 4NO
o

t cao
HCl + O2 
 2Cl2
CuCl
2

+ 6H2O

+ 2H2O

2.1.4.3. Hiđrua kiểu kim loại
Là hiđrua của các kim loại chuyển tiếp. Nhiều kim loại chuyển tiếp tạo được
hợp chất với hiđro và có thành phần xác định như: VH, ScH2, …. Tuy nhiên có nhiều
nguyên tố không có khả năng này mà có khả năng hấp thụ khí H2 những lượng biến đổi
tuỳ theo nhiệt độ và áp suất. Các hiđrua này có tính chất giống kim loại nhưng so với
kim loại ban đầu thì khả năng phản ứng với oxi và với nước kém hơn. Những hiđrua
này dòn hơn kim loại, có tính chất từ, dẫn điện hoặc là bán dẫn.
2.2. Oxi [2], [4]
2.2.1. Vị trí, đặc điểm và tính chất của oxi
Vị trí: Z = 8, chu kì 2, nhóm VIA
Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p4
Đặc điểm:

17


o

- Bán kính nguyên tử: 0,73 A
o

- Bán kính ion O2-: 1,45 A
- Năng lượng ion hóa thứ nhất: I1 = 13,62 eV
- Độ âm điện: χ = 3,5
2.2.2. Trạng thái thiên nhiên, phương pháp điều chế
2.2.2.1. Trạng thái thiên nhiên

- Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trong thiên nhiên.
% mO: + Trong khí quyển: 23%
+ Trong nước: 89%
+ Trong cơ thể người: 65%
+ Trong cát: 53%
+ Trong đất sét: 56%
- Tổng cộng lượng oxi trong vỏ quả đất: 50% khối lượng.
- Trong không khí: 78,03% VN , 20,93% VO , tỉ lệ rất bé các khí hiếm, lượng
2

2

biến đổi H2O(h) và CO2(k).
Oxi có ba đồng vị bền:
16
8

O (99,76%)

17
8

O (0,037%)

18
8

O (0,204%)

Và ba đồng vị phóng xạ nhân tạo: 148 O, 158 O và 198 O

2.2.2.2. Phương pháp điều chế
 Trong phòng thí nghiệm:
Nhiệt phân các hợp chất giàu oxi, ít bền như KClO3, KMnO4, H2O2, …
2H2O2

o

t

 2H2O + O2
o

t
2KClO3 
 2KCl

2KMnO4

+

o

t

 K2MnO4

18

3O2
+ MnO2

+ O2


 Trong công nghiệp:
- Từ không khí: chưng cất phân đoạn không khí lỏng

Hình 2.3. Sơ đồ điều chế khí oxi từ không khí
- Từ nước: điện phân nước

2H2O

Điện phân

2H2 + O2

Hình 2.4. Bình điện phân nước
2.2.3. Cấu tạo phân tử, tính chất lí – hóa và ứng dụng
2.2.3.1. Cấu tạo phân tử
Cấu tạo electron:

.. ..
:O::O:

Công thức cấu tạo:

O=O
2

2

2

2

2

1

1

Cấu hình electron O2:  σ lk2s   σ*2s   σ lkz   π lkx   π lky   π*x   π*y 

19


2.2.3.2. Tính chất vật lý
- Là chất khí, không màu, không mùi, không vị, hơi nặng hơn không khí.
- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi rất thấp, tnc = -218,7oC, ts = -183oC.
- Trạng thái lỏng: oxi có màu xanh da trời.
- Trạng thái rắn: oxi có màu xanh đậm.
- Oxi tan rất ít trong nước (điều kiện thường: 1lít nước hòa tan được 0,031lít
oxi).
- Oxi duy trì sự sống và sự cháy.
2.2.3.3. Tính chất hóa học
a. Tác dụng với kim loại (trừ Au, Pt): tạo oxit bazơ
4Li

+ O2 → 2Li2O

2Na

+ O2 → Na2O2
o

t
3Fe + 2O2 
 Fe3O4
o

t
2Cu + O2 
 2CuO

b. Tác dụng với phi kim (trừ halogen): tạo oxit axit
P4 + 5O2 → 2P2O5
o

t
S + O2 
 SO2
o

t
C + O2 
 CO2
o

 2000 C
N2 + O2 

 2NO

c. Tác dụng với các hợp chất
o

2H2S

t
+ 3O2 
 2SO2 + 2H2O

4NH3

t
+ 5O2 
 4NO + 6H2O

o

2SO2

+ O2

2NO

+ O2

o

t


 2SO3
V2O5

→

2NO2

20


C2H5OH
2C2H2
CH4

→

+ 3O2
+ 3O2

+ 2O2

→
→

2CO2 + 3H2O
2CO2 + 2H2O

CO2 + 2H2O

2.2.3.4. Ứng dụng
- Sản xuất thuốc nổ, nhiên liệu tên lửa: 5%
- Hàn cắt kim loại: 5%
- Dùng trong y khoa: 10%
- Công nghiệp hóa chất: 25%
- Luyện thép: 55%
2.2.4. Chu trình oxi trong thiên nhiên
Các nguyên tử oxi chiếm khoảng ¼ trong tất cả các loại nguyên tử tham gia cấu
tạo sinh giới có mặt trên trái đất. Động vật thở oxi giữ lại một phần để tổng hợp các
chất cần thiết cho sự sống. Năng lượng cần thiết để duy trì quá trình trao đổi chất được
tạo ra do sự oxi hóa chậm các hợp chất hữu cơ biến đổi thành khí cacbonic và khí này
được thải ra qua con đường tuần hoàn và hô hấp. Oxi còn tham gia trong quá trình
phong hóa các đá, quặng vô cơ. Ngoài ra, oxi còn được dùng rất nhiều trong quá trình
đốt cháy các nhiên liệu như xăng dầu, than đá, …
Vì cho đến nay lượng oxi trong khí quyển không giảm đi, nên phải có một quá
trình nào đó sản xuất ra một lượng oxi rất lớn để bù đắp vào lượng oxi đã sử dụng.
Lượng oxi khổng lồ bị tiêu hao được bù đắp bằng cách biến đổi khí cacbonic và nước
thành hợp chất hữu cơ và giải phóng oxi ở quá trình quang hợp của thực vật. Vì quá
trình ngược lại giải phóng năng lượng, nên thực vật cần đến năng lượng để thực hiện
phản ứng quang hợp. Nguồn năng lượng này được mặt trời cung cấp. Như vậy cuộc
sống trên trái đất phụ thuộc vào năng lượng mặt trời. Nhờ có năng lượng mặt trời chu
trình oxi trong thiên nhiên mới được khép kín và cuộc sống muôn màu, muôn vẻ trên
mặt đất mới được duy trì và phát triển.

21


2.2.5. Ozon
2.2.5.1. Cấu tạo phân tử ozon: O3
Trước đây người ta cho rằng phân tử ozon có cấu tạo vòng kín

Điều này không phù hợp với lý thuyết hiện đại
Phổ hồng ngoại cho thấy, phân tử ozon có cấu tạo gấp khúc, phân tử có góc:

Phân tử ozon có 2 liên kết σ và 1 liên kết π không định chổ.
2.2.5.2. Tính chất hóa học
- Là chất thu nhiệt, ozon kém bền và dễ nổ ở thể lỏng để cho trở lại oxi:
2O3 → 2O2 + 2O
2O
Hay

→ O2

2O3 → 3O2

 Ở điều kiện thường ozon oxi hoá được nhiều đơn chất kém hoạt động (oxi
không cho phản ứng)
2Ag + O3 → Ag2O + O2

Ví dụ:

 Có thể biến sunfit và sunfua thành sunfat:
PbS

+ 4O3 → PbSO4 + 4O2

PbSO3 + O3 →

PbSO4 + O2

2.2.5.3. Điều chế
Trong tự nhiên, O3 được tạo ra do sấm sét và do sự oxi hoá một số chất hữu cơ.
Trong thực tế, O3 được điều chế bằng cách phóng điện êm qua khí oxi khô. Sản
phẩm thu được là hỗn hợp khí chứa khoảng 10% VO . Để thu được lượng ozon nhiều
3

hơn, người ta cho oxi qua nhiều thiết bị phóng điện êm ghép nối tiếp nhau. Sau đó làm
lạnh hỗn hợp ozon và oxi sẽ tách được ozon ra khỏi hỗn hợp.
22


2.2.5.4. Ứng dụng
- Khử trùng: tiệt trùng nước uống, tẩy uế không khí, tẩy màu, làm chất oxi
hoá,…
- Người ta dùng đèn xì acetonitril trong ozon cho nhiệt độ rất cao khoảng
6000oC.
2.2.5.5. Sự phá hủy và bảo vệ tầng ozon [2]
Trong khí quyển, tầng ozon xuất hiện ở độ cao 18 ÷ 30km, nồng độ xấp xỉ
10ppm. Tầng ozon là lá chắn bảo vệ sinh quyển, nó hấp thụ bức xạ tử ngoại UB-V
(0,28÷0,32µm), là bức xạ tử ngoại nguy hiểm nhất đối với thực vật, động vật và con
người. Trong tự nhiên khí ozon luôn phân huỷ và tái tạo hình thành cân bằng động, giữ
được sự ổn định và hấp thụ sóng ngắn bảo vệ sinh quyển. Nhưng khi không khí bị ô
nhiễm sẽ tồn tại trong khí quyển các nguyên tử O, các gốc hydroxyl hoạt động (HO *),
các oxyt nitơ (NOx) và các hợp chất của clo, các yếu tố này sẽ phản ứng với ozon và
phá huỷ lớp lá chắn bảo vệ sinh quyển.
Các phản ứng như sau:
O3 + O → 2O2
O3 + HO* → O2 + HOO*
HOO* + O → O2 + HO*
O3 + NO → O2 + NO2

NO2 + O → O2 + NO
O3 + Cl → O2 + ClO
ClO + O → Cl + O2
NO2 + O → O2 + NO
Tầng ozon bị phá vỡ ảnh hưởng trực tiếp đến sự sống của mọi động vật – thực
vật trên trái đất. Vệ tinh nghiên cứu khí tượng đã chụp được ảnh của lỗ thủng của tầng
ozon ở Nam cực, kéo dài đến tận bầu trời cực nam Acgentina. Để bảo vệ tầng ozon và
cũng là bảo vệ sự sống trên trái đất con người cần hạn chế tối đa việc sử dụng các hợp
chất cloflohiđrocacbon trong các loại máy lạnh, nhất là nạp vào các bình xịt. Ngoài ra
cũng cấm xả các khí thải có chứa NO và NO2 ra không khí.

23


2.3. Nước [2], [4]
2.3.1. Trạng thái thiên nhiên của nước
- 3/4 trái đất được bao phủ bởi nước dưới dạng đại dương và biển.
- 1/4 mặt đất còn lại cũng chứa nhiều nước trong sông, suối, ao, hồ, đầm, mạch
nước ngầm, ….
- Nước có trong khí quyển.
- Là thành phần chính của tế bào sinh vật.
- Cơ thể người hợp thành từ 60 ÷ 70 là nước.
 Nước là thành phần không thể thiếu cho sự sống.
2.3.2. Cấu tạo, tính chất lý – hóa học
2.3.2.1. Cấu tạo phân tử nước: H2O
Cấu tạo góc:

Là phân tử có cực, µ = 1,84D
Cấu hình electron của phân tử H2O: (δslk)2(δzlk)2(δxlk)2(πylk )2
Do cấu tạo đặc biệt này đã gây nên một số tính chất bất thường của nước.

2.3.2.2. Tính chất vật lý
- Là chất lỏng không màu, không mùi, không vị, lớp nước dày có màu xanh.
- Khối lượng riêng D = 1g/cm3 (ở 4oC), là khối lượng riêng lớn nhất của nước.
- Nhiệt độ nóng chảy: 0oC
- Nhiệt độ sôi : 100oC

24


Bảng 2.1. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy của các hợp chất với hiđro của các
nguyên tố nhóm VIA
Chất

Nhiệt độ nóng chảy (oC )

Nhiệt độ sôi (oC )

H2 O

0

100

H2 S

-85,5

-61,8

H2Se

-64

-42

H2Te

-51

-2,3

Qua bảng 2.1 ta thấy trong các hợp chất với H của các nguyên tố nhóm VIA thì
H2O có nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy cao bất thường so với các hợp chất còn lại.
Giải thích: do sự tạo thành liên hợp các phân tử nước (H2O)n bởi liên kết hiđro.

Liên kết hiđro

Hình 2.5. Liên kết hiđro [6]
2.3.2.3. Tính chất hóa học
a. Tác dụng với đơn chất
- Tác dụng với kim loại: (trừ Hg, Au, Ag, Pt)
Kim loại kiềm và kiềm thổ phản ứng mạnh với nước (trừ Mg, Be):
Ví dụ:
2Na + 2H2O
Ca + 2H2O

→
→

2NaOH + H2

Ca(OH)2 + H2

25