cac nguyen to thuoc nhom 6

1
Ch ng ươ
6
NHÓM VI
2
Nhóm VIA
O – S – Se – Te – Po
3
OXI
Cấu tạo

Cấu hình electron hóa trị: 1s
2
2s
2
2p
4

Nguyên tử oxi có xu hướng kết hợp thêm 2
electron tạo thành O
2
( ∆H
0
= 656 kJ/mol)
hoặc tạo 2 liên kết cộng hoá trị (R-O-R) hay
một liên kết đôi (O=C=O).

Cấu hình electron theo phương pháp MO-
LCAO của O
2
:

σ < σ < σ < π = π < π = π < σ

Trong phân tử oxi có 2 electron độc thân nên
phân tử O
2
thuận từ ở trạng thái khí cũng như
rắn.
2
2s
2*
2s
2
2Pz
2
2Px
2
2Py
1*
2Px
1*
2Py
0*
2Pz
4
OXI
Cấu tạo

Theo phương pháp hoá trị spin: xem liên kết
trong phân tử O
2

gồm 1 liên kết cộng hoá trị
có 2 electron (được biễu diễn bằng gạch liền)
và 2 liên kết đặc biệt, mỗi liên kết gồm 3
electron (biễu diễn bằng 3 chấm rời: 1
electron của nguyên tử này, 2 electron của
nguyên tử kia).
O
  
O hay O O

Năng lượng liên kết O-O bằng 118 kcal/mol
là liên kết bền, ở 2000
0
C phân tử O
2
mới bắt
đầu phân huỷ.
  
5
OXI
Tính chất vật lý

Nhiệt độ nóng chảy là -218,9
0
C và nhiệt độ sôi là -183
0
C
(thấp).

Điều kiện thường: O

2
là khí không màu, không mùi và không
vị; Trạng thái lỏng: màu xanh da trời; Trạng thái rắn: tinh thể
giống tuyết, màu xanh da trời.

Trạng thái lỏng: một phần các phân tử O
2
kết hợp lại thành
những phân tử O
4
. Nhiệt tạo thành của O
4
: 0,54kJ/mol.

Khí O
2
tan ít trong nước, tan nhiều hơn trong một số dung
môi hữu cơ: ở 20
0
C hoà tan 31ml O
2
/ lit H2O, độ tan này giảm
khi nhiệt độ tăng.

Khí O
2
còn có thể tan trong một số kim loại nóng chảy và độ
tan của oxi trong đó cũng giảm xuống khi nhiệt độ tăng lên.
Khi kim loại hoá rắn, khí O
2

đã tan trong đó sẽ thoát ra nhanh
chóng, nên những kim loại khi để nguội nhanh chóng ngoài
không khí thường bị rỗ ở trên bề mặt.
6
OXI
Tính chất hoá học

Oxi là phi kim điển hình, có độ âm điện lớn (χ
O
=
3,44) nên có hoạt tính hoá học mạnh, đặc biệt là ở
nhiệt độ cao và có xúc tác. Nó có thể tác dụng với
hầu hết các nguyên tố, với F
2
, trừ Cl
2
, Br
2
, I
2
, khí
hiếm và một số kim loại quý.
F
2
+ O O
2
F
2

F

2
+ nO
0
= O
n
F
2
(n=1÷8)

Oxi có thể đốt cháy nhiều hợp chất hữu cơ, hầu hết
những phản ứng cháy này phát nhiều nhiệt và sinh
ra ngọn lửa sáng.

Tất cả những phản ứng của oxi với các chất được
gọi là quá trình oxi hoá.
 →
− C
0
183
7
OXI

Vai trò sinh học của oxi:
Oxi có ý nghĩa hết sức to lớn về mặt sinh học:
duy trì sự sống, sự cháy. Khi hô hấp, động
vật hấp thụ khí oxi và thải khí cacbonic, còn
cây xanh ban ngày hấp thụ khí cacbonic và
thải khí oxi và ban đêm lại hấp thụ khí oxi và
thải khí cacbonic. Chỉ một ít sinh vật bậc thấp
gọi là sinh vật yếm khí như men, một số vi

khuẩn ... có thể tồn tại không cần đến oxi.
8
OXI
Trạng thái thiên nhiên - Đồng vị

Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trong thiên nhiên:
trong không khí chiếm 20,93% thể tích; trong nước
chiếm 89% khối lượng; trong cát chiếm 53% khối
lượng; trong đất sét chiếm 56% khối lượng; trong
cơ thể người chiếm 65% khối lượng; trong vỏ Quả
đất chiếm 52,3% tổng số nguyên tử.

Oxi có 3 đồng vị bền là:

16
O (A=15,995) chiếm 99,76%


17
O (A=16,992) chiếm 0,04%

18
O (A=17,9994) chiếm 0,2%

Các đồng vị nhân tạo:
14
O,
15
O,
19

O đều phóng xạ với
chu kỳ bán huỷ rất ngắn, khoảng 10 giây.
9
OXI
Điều chế

Trong công nghiệp:
- Điện phân nước
Anot (+):
2H
2
O - 4e
-
→ O
2
+ 4H
+

Catot (-):
4H
2
O + 4e
-
→ 2H
2
+ 4OH
-
2H
2
O O

2
+ 2H
2

- Chưng cất phân đoạn
không khí lỏng.
→
dp
10
OXI
11
OXI
Điều chế

Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân những
hợp chất chứa nhiều oxi và ít bền như KClO
3
,
KMnO
4
, H
2
O
2
…
2KClO
3
2KCl + 3O
2
↑

2KMnO
4
K
2
MnO
4
+ MnO
2
+ O
2
↑
2H
2
O
2
2H
2
O + O
2
↑
 →
CMnO
0
2
450,
 →
C
0
250
 →

2
MnO
12
OXI
Ứng dụng

Dùng phản ứng cháy O
2
+ H
2
thay cho xăng
ôtô.

Dùng phản ứng O
2
+ C
2
H
2
để hàn, cắt kim
loại.

O
2
lỏng làm nhiên liệu động cơ phản lực.

Thêm O
2
vào không khí để thổi vào lò luyện
kim.


Dùng trong y học
...
13
OXI
14
OZON
Cấu tạo phân tử
O
O O

Trong O
3
có 2 liên kết σ và 1 liên kết π không
định chỗ.

d
O-O
= 1,278Å

∠OOO = 117
0

 
15
OZON
Tính chất vật lý

Điều kiện thường: khí màu xanh da trời nhạt,
có mùi đặc biệt.


T
0
nc
= -192,7
0
C; T
0
s
= -111,9
0
C.

Ở trạng thái lỏng, O
3
có màu tím lam với
d=1,71. Ở trạng thái rắn, O
3
có màu tím đậm.

Phân tử có cực (µ =0,52D) ⇒ O
3
tan nhiều
trong nước (nhiều hơn O
2
15 lần).
16
OZON
Tính chất sinh học


Ozon có tỷ lệ lớn trong không khí thì rất độc, nhưng
với tỷ lệ bé thì có lợi đối với sức khoẻ con người.

Lượng lớn ozon được tập trung ở tầng khí quyển
cách mặt đất 25÷30km (O
2
hấp thụ tia tử ngoại có λ
=1600÷2400Å tạo thành O
3
)
O
2
+ hν → 2O
O
2
+ O → O
3


Những tia tử ngoại có λ = 2400÷3600Ǻ phân huỷ
O
3
:
O
3
+ hν’ → O + O
2
17
OZON
Tính chất hoá học


Tính không bền: O
3
kém bền và dễ phân huỷ
nổ khi va chạm. Quá trình phân huỷ xảy ra
rất chậm ngay ở 250
0
C khi không có chất xúc
tác hoặc không có tia tử ngoại.
2O
3
(k) → 3O
2
(k) ∆H
0
s
= -142,7 kJ
∆G
0
s
= -163,2 kJ/mol
18
OZON
Tính chất hoá học

Tính oxy hoá: O
3
có hoạt tính hoá học cao hơn O
2
rất nhiều.

Ví dụ: O
3
tác dụng với Ag, Hg, PbS ...
2Ag + O
3
= Ag
2
O + O
2

PbS + 4O
3
= PbSO
4
+ 4O
2


Tính oxi hoá rất mạnh của O
3
thể hiện trong cả môi trường
axit cũng như bazơ.
- Trong môi trường axit:
Ozon: O
3
+ 2H
+
+ 2e
-
= O

2
+ H
2
O
lỏng
ϕ
0
= +2,07V
Oxy: O
2
+ 4H
+
+ 4e
-
= H
2
O
lỏng
ϕ
0
= +1,229V
- Trong môi trường bazơ:
Ozon: O
3
+ H
2
O + 2e
-
= O
2

+ 2OH
-
ϕ
0
= +1,24V
Oxy: O
2
+ 2H
2
O + 4e
-
= 4OH
-
ϕ
0
= +0,401V 
Vd: O
3
+ 2KI + H
2
O = I
2
+ 2KOH + O
2

19
OZON

Trạng thái thiên nhiên: Trên mặt đất, O
3

được tạo nên do sấm sét, do oxi hoá một số
chất hữu cơ. Trong khí quyển, O
3
tập trung ở
độ cao 30km.

Điều chế: Trong phòng thí nghiệm, có thể
điều chế O
3
bằng cách phóng điện êm qua
khí oxy khô.

Ứng dụng: Trong thực tế, người ta dùng
ozon để sát trùng nước uống, dùng trong
phản ứng ozon hoá hợp chất hữu cơ, dùng
dung dịch nước của O
3
để bảo quản trái
cây...
20
HỢP CHẤT CỦA OXI
Oxit M
n
O
m


Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố
khác.


Công thức tổng quát là M
n
O
m
.

Kiểu liên kết trong oxit biến đổi từ liên kết
đơn thuần ion đến liên kết đơn thuần cọng
hoá trị.
21
HỢP CHẤT CỦA OXI
Oxit M
n
O
m
Phân loại oxit

Oxit bazơ: là oxit mà hyđroxit tương ứng có tính bazơ (CaO-
Ca(OH)
2
; CuO-Cu(OH)
2
...).Oxit của kim loại mạnh tan được
trong nước, còn lại không tan được trong nước nhưng tan
được trong dung dịch axit.

Oxit axit: là oxit mà hiđroxit tương ứng có tính axit (N
2
O

5

-HNO
3
; SO
3
-H
2
SO
4
; Cl
2
O
7
-HClO
4
...). Oxit của những phi kim
mạnh tan được trong nước, của phi kim yếu chỉ tan được
trong dung dịch bazơ.

Oxit lưỡng tính: là oxit mà hiđroxit tương ứng tuỳ điều kiện
mà thể hiện tính axit hay bazơ (Al
2
O
3
, ZnO, Cr
2
O
3
...). Al

2
O
3

tương ứng với Al(OH)
3
hay HAlO
2
.H
2
O.

Oxit trơ: là oxit không tạo muối tương ứng (N
2
O, CO ...)
22
HỢP CHẤT CỦA OXI

Biến thiên tính chất của oxit có số oxi hoá tối đa của các
nguyên tố
Nhóm
Chu kỳ
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
2
Li
2
O
BeO
B
2

O
3
CO
2
N
2
O
5
F
2
O
3
Na
2
O
MgO
Al
2
O
3
SiO
2
P
4
O
10
SO
3
Cl
2

O
7
4
K
2
O
CaO
Ga
2
O
3
GeO
2
As
2
O
5
SeO
3
Br
2
O
5
Rb
2
O
SrO
In
2
O

3
SnO
2
Sb
2
O
5
TeO
3
I
2
O
5
6
Cs
2
O
BaO
Tl
2
O
3
PbO
2
Bi
2
O
5
Oxit bazơ Oxit Oxit axit
Tính axit tăng – Tính bazơ giảm (Tính cộng hóa trị tăng – Tính ion

giảm)
23
HỢP CHẤT CỦA OXI
Peoxit: là oxit có chứa ion O
2
2-
, trong đó mỗi oxi đã
dùng 1e
-
trong lớp vỏ electron hoá trị (2s
2
2p
5
) để tạo
liên kết σ, còn lại trên mỗi oxi có 6 electron.

Các kim loại kiềm, kiềm thổ và một vài kim loại
chuyển tiếp tạo nên peoxit khi phản ứng với oxi
nguyên chất. Peoxit của kim loại kiềm và kiềm thổ là
peoxit ion, còn peoxit của kim loại khác có tính chất
trung gian giữa ion và cộng hoá trị.

Peoxit khi tác dụng với nước hay dung dịch axit
loãng sẽ giải phóng H
2
O
2
.
Na
2

O
2
+ 2H
2
O = 2NaOH + H
2
O
2
Na
2
O
2
+ H
2
CO
3
= Na
2
CO
3
+ H
2
O
2

Peoxit là muối của H
2
O
2
và là chất oxi hoá mạnh,

nhưng với chất oxi hoá mạnh hơn thì nó thể hiện
tính khử.
24
HỢP CHẤT CỦA OXI
Supeoxit: là oxit có chứa ion O
2
-
, sau khi tạo
liên kết σ, oxi thứ nhất có vỏ electron ngoài
cùng là 2s
2
2p
3
, còn oxi thứ hai có vỏ electron
ngoài cùng là 2s
2
2p
4
.

Các kim loại kiềm cho supeoxit (KO
2
, RbO
2
);
còn các kim loại kiềm thổ và một vài kim loại
chuyển tiếp chỉ cho supeoxit tồn tại trong
peoxit ở dạng dung dịch rắn.

Khác với peoxit, supeoxit khi tác dụng với

nước, ngoài H
2
O
2
còn giải phóng O
2
.
4KO
2
+ 6H
2
O = 4KOH + 4H
2
O
2
+ O
2

 supeoxit là chất oxi hoá rất mạnh.
25
HỢP CHẤT CỦA OXI
Ozonit: là oxit chứa ion O
3
-
có cấu tạo tam giác
(tương tự ozon nhưng thuận từ). Hiện nay đã
tổng hợp được ozonit của kim loại kiềm như
KO
3
, RbO

3
và của ion amoni NH
4
O
3
.

Khác với peoxit và supeoxit, ozonit tác dụng
với nước không giải phóng H
2
O
2
mà chỉ giải
phóng oxi với lượng nhiều hơn,
4KO
3
+ 2H
2
O = 4KOH + 5O
2


Ozonit là chất oxi hoá mạnh hơn cả peoxit và
supeoxit. Tuy nhiên, ozonit kém bền, ở nhiệt
độ thường nó phân huỷ dần thành supeoxit
và oxi.