Bài giảng Hoá Vô cơ toàn tập

Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -

ĐẠI HỌC ĐÀ NẴNG
TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM
KHOA HỐ

BÀI GIẢNG

GV NGƠ THỊ MỸ BÌNH

Đà Nẵng, 2007


Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -

Mục lục

MỤC LỤC
Trang
CHƯƠNG 1: LỊCH SỬ CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC
1.1. Nguyên tố hoá học .......................................................................................
1.1.1. Nguyên tố hoá học ................................................................................
1.1.2. Đồng vị - Thù hình ................................................................................
1.1.3. Độ phổ biến của các nguyên tố trong tự nhiên ......................................
1.2. Tính bền của nguyên tố phóng xạ ................................................................
1.2.1. Sự phóng xạ ...........................................................................................
1.2.2. Các cách phân huỷ phóng xạ .................................................................
1.3. Phản ứng hạt nhân .......................................................................................
1.3.1. Cơ chế phản ứng hạt nhân ......................................................................
1.3.2. Các loại phản ứng hạt nhân ....................................................................
1.4. Nguồn gốc hình thành nguyên tố hoá học trên quả đất ................................

1.5. Tổng hợp nhân tạo các ngun tố trong phịng thí nghiệm .........................
CHƯƠNG 2: PHÂN LOẠI TỔNG QUÁT CÁC CHẤT VÔ CƠ
2.1. Kim loại ……………………………………………….…………………...
2.1.1. Phân biệt kim loại và không kim loại ………………………………….
2.1.2. Cấu tạo nguyên tử của kim loại .……………………………………….
2.1.3. Cấu trúc tinh thể của kim loại ………………………………………….
2.1.4. Liên kết trong kim loại …………………………………………………
2.1.5. Kim loại chuyển tiếp. Kim loại không chuyển tiếp ……………………
2.1.6. Tính chất vật lý của kim loại. Thuyết miền năng lượng ……………….
2.1.7. Điều kiện để kim loại phản ứng với nước, axit, bazơ, muối …………...
2.2. Á kim. Phi kim. Khí hiếm ………………………………………………….
2.3. Hợp chất ………………………………………….………………………..
2.3.1. Hợp chất hố học kim loại ……………………………………………..
2.3.2. Hyđrua …………...……………………………………………………..
2.3.3. Oxit ……………………………………………………………………..
2.3.4. Hiđroxit …………………………..……………………………………..
2.3.5. Muối ………………..…………………………………………………...
CHƯƠNG 3: PHỨC CHẤT
3.1. Khái niệm ……………...…………………………………………………...
3.1.1. Ion phức ………………………………………………………………...
3.1.2. Phức chất ………………………………………………………………..
3.1.3. Ion trung tâm …………………………………………………………....
3.1.4. Phối tử …………………………………………………………………..
3.1.5. Cầu nội - Cầu ngoại …………………………………………………….
3.1.6. Sự phối trí - Số phối trí - Dung lượng phối trí ………………………….
3.1.7. Phối tử đơn càng - Phối tử đa càng ……………………………………..
3.1.8. Phức vịng càng - Phức đa nhân ………………………………………...
3.1.9. Nội phức ………………………………………………………………...
Hố vô cơ

2
2
2
2
3
3
4
4
4
5
5
6
8
8
8
8
9
9
10
12
14
14
14
15
16
16
17
19
19
19

19
19
20
20
20
21
21

213


Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -

Mục lục

3.1.10. Danh pháp của phức …………………………………………………...
3.2. Liên kết trong phức chất …………………………………………………....
3.2.1. Thuyết liên kết hoá trị (VB) ..…………………………………………...
3.2.2. Thuyết trường tinh thể ………………………………………………….
3.2.3. Thuyết trường phối tử ...………………………………………………...
3.3. Tính chất của phức ………………………………………………………....
3.3.1. Sự phân ly của phức trong dung dịch nước …………………………….
3.3.2 Tính oxy hố - khử của phức …………………………………………….
3.3.3. Tính axit-bazơ của phức ………………………………………………...

21
22
22
25
32

34
34
36
36

CHƯƠNG 4: HIĐRO - NƯỚC
4.1. Hiđro ……………………………………………………………………….
4.2. Hiđrua ……………………………………………………………………....
4.3. Nước ……………………………………………………………………….

37
40
41

CHƯƠNG 5: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHĨM VII
5.1. Nhóm VIIA (Halogen) ……………………………………………………..
5.1.1. Đơn chất ………..……………………………………………………….
5.1.2. Hợp chất halogen ………………………………………………………..
5.1.2.1. Hiđro halogenua ….………………………………………………….
5.1.2.2. Hợp chất oxi axit của clo …...………………………………………..
5.2. Nhóm VIIB …………………………………………………………………
5.2.1. Đơn chất ...........…...…………………………………………………….
5.2.2. Các hợp chất của mangan ………………………………………………
5.2.2.1. Hợp chất Mn +2 ……………………………………………………..
5.2.2.2. Hợp chất Mn +4 ……………………………………………………..
5.2.2.3. Hợp chất Mn +6 ……………………………………………………..
5.2.2.4. Hợp chất Mn +7 ……………………………………………………..

45
45

50
50
53
56
56
58
58
59
60
60

CHƯƠNG 6: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHĨM VI
6.1. Nhóm VIA …………...…………………………………………………….
6.1.1. Oxi …….………..……………………………………………………….
6.1.2. Ozôn ………………………………………………………….....………
6.1.3. Hợp chất của oxi ………….……………………………………………..
6.1.3.1. Oxit …………...….………………………………………………….
6.1.3.2. Peoxit. Supeoxit. Ozonit …...………………………………………..
6.1.3.3. Hiđro peoxit …………………………………………………………
6.1.4. Lưu huỳnh …………………………………………………………...….
6.1.5. Hợp chất của lưu huỳnh ……………………………………………...…
6.1.5.1. Đihiđro sunfua …………………………………………………..….
6.1.5.2. Sunfus kim loại …………………………………………………...…
6.1.5.3. Sunfua đioxit- Axit sunfurơ - Muối sunfit .........................................
6.1.5.4. Sunfu trioxit …………………………………………………………
6.1.5.5. Axit sunfuric ………………………………………………………...
6.1.5.6. Muối sunfat và hiđrosunfat ………………………………………….

62
62

64
66
66
68
69
71
73
73
74
76
78
79
81

Hố vơ cơ

214


Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -

Mục lục

6.1.6. Phân nhóm Selen ………………………………………………………..
6.2. Nhóm VIB ………….………………………………………………………
6.2.1. Đơn chất ...........…...…………………………………………………….
6.2.2. Các hợp chất của crom ……………………………….…………………
6.2.2.1. Hợp chất Cr +3 …………………………………..…………………..
6.2.2.2. Hợp chất Cr +6 ……………………..………………………………..

82
84
84
86
86
88

CHƯƠNG 7: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHĨM V
7.1. Nhóm VA …………...……………………………………………………...
7.1.1. Nitơ …….………..……………………………………..…………….….
7.1.2. Hợp chất của nitơ ………….……………..……………………………...
7.1.2.1. Nitrua ………...….…………………………………………………...
7.1.2.2. Amoniăc …………………...…………………………………………
7.1.2.3. Axit nitrơ ………….…………………………………………………
7.1.2.4. Muối nitrit …………………………………………………………...
7.1.2.5. Axit nitric ……………………………………………………………
7.1.2.6. Muối nitrat …………………………………………………………..
7.1.3. Phôtpho ………………………………………………………………….
7.1.4. Hợp chất của phôtpho ……………………...……………………………
7.1.4.1. Phôtphin …….……………………………………………………….
7.1.4.2. Phôtpho (III) oxit ……………………………………………........…
7.1.4.3. Axit phôtphorơ ................. ..................................................................
7.1.4.4. Phôtpho (V) oxit ………….…………………………………........…
7.1.4.5. Axit phôtphoric ………………………………………………..........
7.1.4.6. Muối phôtphat ……………………....................…………….......….
7.1.5. Giới thiệu phân nhóm Asen …………………………………….......…..
7.1.6. Hợp chất của phân nhóm Asen ………………………………….......….
7.2. Nhóm VIB ………….……………………………………………….......…

91

91
93
93
93
96
97
98
100
101
104
104
105
106
107
109
111
112
113
119

CHƯƠNG 8: NGUN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHĨM IV
8.1. Nhóm VA …………...……………………………………………........…...
8.1.1. Cacbon ….………..……………………………………..………........….
8.1.2. Hợp chất của cacbon ……………………..………………………...........
8.1.2.1. Cacbua ………...….……………………………..………….........…..
8.1.2.2. Cabon oxit ………………...…………………………………........…
8.1.2.3. Cacbon đioxit …….………………………….………………........…
8.1.2.4. Axit cacbonic …………………………………………….......……...
8.1.2.5. Hiđro xianua và xianua …………………………………….......……
8.1.2.6. Cacbon tetrahalogenua ..……………………………………........…..

8.1.3. Silic …..…………………………………………………………….........
8.1.4. Hợp chất của silic ……………………...…….......………………........…
8.1.4.1. Silan .......…….………………………………………………........….
8.1.4.2. Silic tetrahalogenua ..…………………………………………........…
8.1.4.3. Silic đioxit ……................. .................................................................

120
120
124
124
126
127
129
129
130
131
133
133
134
135

Hố vơ cơ

215


Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -

Mục lục

8.1.4.4. Axit silixic ...........………….………………………………….......…
8.1.4.5. Silicat ………………………………………………………........…...
8.1.4.6. Silixua kim loại ..…………………....................……………........….
8.1.5. Phân nhóm Gecman …………………............…………………........…..
8.2. Nhóm VIB ………….………………………………………………………

136
136
137
137
144

CHƯƠNG 9: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHĨM III
9.1. Nhóm IIIA …………...….………………………………………………….
9.1.1. Bo ..…….………..……………………………………………………….
9.1.2. Hợp chất của bo .………….……………………………………………..
8.1.2.1. Oxit boric ……...….………………………………………………….
8.1.2.2. Axit boric …………………...………………………………………..
8.1.2.3. Borat …………………………………………………………………
9.1.3. Nhôm …………………………………………………………………….
9.1.4. Hợp chất của nhôm ………………………………………………………
9.1.4.1. Nhôm oxit …...……………………………………………………….
9.1.4.2. Nhôm hiđroxit ..………………………………………………………
9.1.4.3. Nhôm hiđrua .............................................. .........................................
9.1.4.4. Muối nhơm(+3) ………………………………………………………
9.1.5. Phân nhóm Gali ...………………………………………………………..
9.2. Nhóm IIIB ………….…………………………………………………….…
9.2.1. Đơn chất ………………………………………………………………...
9.2.2. Hợp chất M(+3) ...……………..……………………………………......
9.2.3. Khảo sát các nguyên tố Lantanit ..………………………………………

9.2.4. Các hợp chất của Lantanit …………………………….……………...…
9.2.5. Khảo sát các nguyên tố Actinoit ..………………………………………

145
146
147
147
148
149
150
152
152
153
154
155
157
158
159
160
161
162
163

CHƯƠNG 10: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHĨM II
10.1. Nhóm IIA …………...….……………………………………………….….
10.1.1. Đơn chất ..............................................................………………………
10.1.2. Hợp chất của kim loại kiềm thổ …………………………………………
10.1.2.1. Hiđrua ….…...………………………………………………………..
10.1.2.2. Oxit ..…………………………………………………………………
10.1.2.3. Peoxit ......................................................... ........................................

10.1.2.4. Hiđroxit …………………………………………………………...…
10.1.3. Các hợp chất quan trọng .………………………………………………..
10.1.3.1. Canxi hiđroxit ..……………………………………………………...
10.1.3.2. Canxi cacbonat ..……………………………………………………..
10.1.3.3. Canxi sunfat …………………………………………………………
10.1.3.4. Clorua vơi ………..………………………………………………….
10.1.4. Nước cứng ……………… …………………………………………..
10.2. Nhóm IIB ………….…………………………………………………….…
10.2.1. Đơn chất ......................................……………………………………...
10.2.2. Các hợp chất ………………….....………………………………………

165
165
170
170
170
171
172
173
173
173
174
174
175
176
176
179

Hố vơ cơ

216


Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -

Mục lục

10.2.5.1. Hợp chất +1 …………………………………………………………. 179
10.2.5.2. Hợp chất +2 …………………………………………………………. 181
CHƯƠNG 11: NGUN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHĨM I
11.1. Nhóm IA …………...….……………………………………………….….
11.1.1. Đơn chất ................................................................………………….…
11.1.2. Hợp chất của kim loại kiềm ……………………………………………
11.1.2.1. Oxit. Peoxit ..……………………………………………………….
11.1.2.2. Hiđroxit ….…………………………………………………………
11.1.2.3. Muối của các kim loại kiềm .................... .........................................
11.2. Nhóm IB ………….…………………………………………………….…
11.2.1. Đơn chất ……….......................................……………………………..
11.2.2. Các hợp chất ..……………….....………………………………………
11.2.2.1. Hợp chất +1 ..……………………………………………………….
11.2.2.2. Hợp chất +2 ..……………………………………………………….
11.2.2.3. Hợp chất +3 ..……………………………………………………….

184
184
186
186
188
191
193

194
198
199
200
201

CHƯƠNG 12: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHĨM I
12.1. Nhóm VIIIA …………...….…..……………………………………….….
12.1.1. Đặc điểm chung .....................................................………………….…
12.1.2. Heli…........................................…………………………………………
12.1.3.Neon ....................……………………………………………………….
12.1.4. Phân nhóm Kripton ….…………………………………………………
12.2. Nhóm VIIIB ………….…..…………………………………………….…
12.2.1. Khảo sát chung ….....................................……………………………..
12.2.2. Họ sắt ..……...........………….....………………………………………
12.2.2. Họ platin ............……………………………………………………….

204
204
204
205
205
206
206
206
210

Tài liệu tham khảo ................………………………………………………………. 212
**********************

Hố vơ cơ

217


– Lịch sử các nguyên tố hoá học
Simpo PDF Merge and Split Unregistered VersionChương1
-

CHƯƠNG 1 –

LỊCH SỬ CÁC NGUYÊN TỐ HỐ HỌC

1.1. NGUN TỐ HỐ HỌC
1.1.1. Ngun tố hố học
Mendeleev: “Nguyên tố hoá học là dạng các nguyên tử đặc trưng bằng tồn
bộ tính chất xác định. Nếu khái niệm hạt ứng với vật đơn giản thì khái niệm về
nguyên tử ứng với nguyên tố”.
Thuyết nguyên tử: “Nguyên tố hố học là dạng các ngun tử có điện tích
hạt nhân xác định”.
Đơn chất: Do các nguyên tử của cùng một nguyên tố kết hợp với nhau tạo
thành. Ví dụ: Na, K, N2, O3, ...
Hợp chất: Do các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau kết hợp với nhau
tạo thành. Ví dụ: CH4, H2O, ...
1.1.2. Đồng vị - Thù hình
* Tính thù hình: Là sự tồn tại của ngun tố hoá học dưới dạng một số đơn
chất. Các đơn chất khác nhau do cùng một nguyên tố tạo thành gọi là các chất
thù hình.
Ngun nhân: có thể do số nguyên tử trong cấu tạo khác nhau hoặc có thể
do cấu tạo tinh thể của chúng khác nhau. Ví dụ: O2 và O3, P trắng (cấu tạo tứ

diện) và P đỏ (cấu tạo dạng polime) ...
Các chất thù hình có tính chất lý, hố khác nhau.
* Đồng vị: Là các ngun tử có điện tích hạt nhân như nhau nhưng có số
nơtron khác nhau.
Đồng vị là hiện tượng phổ biến của các nguyên tố, đa số các nguyên tố là
hỗn hợp của đồng vị.
Nguyên tử lượng của các nguyên tố thường khơng phải là số ngun vì đó
là ngun tử lượng trung bình của các đồng vị.
Các đồng vị có hố tính giống nhau, ngoại trừ các đồng vị của H.
Ngày nay, người ta đã biết hơn 270 đồng vị bền và hơn 1000 đồng vị phóng
xạ.
1.1.3. Độ phổ biến các nguyên tố trong tự nhiên
Độ phổ biến của các nguyên tố (Clac): là độ chứa tương đối trung bình của
một nguyên tố hoá học trong vũ trụ mà chúng ta có thể tìm hiểu được.
Độ phổ biến được tính bằng % khối lượng hay % tổng số nguyên tử.
Nguyên tố
Oxi
Silic
Nhơm
Natri
Sắt
Canxi
Hố vơ cơ

Độ phổ biến
% NT
% KL
58
47,2
20

27,6
6,6
8,8
2,4
2,64
2,0
5,1
2,0
3,6

Đồng vị phổ biến nhất
16
8

O

28
14
27
13

Si

23
11
56
26

40
20

Al

Na

Fe

Ca

2


– Lịch sử các nguyên tố hoá học
Simpo PDF Merge and Split Unregistered VersionChương1
-

Magie
Kali
Titan
Photpho
Mangan
Lưu huỳnh

24
2,0
2,1
12 Mg
39
1,4
2,6

19 K
48
0,25
0,6
22Ti
31
0,05
0,08
15 P
55
0,032
0,09
25 Mn
32
0,03
0,05
16 S
Độ phổ biến của một số nguyên tố trong vỏ Quả đất

9 nguyên tố chủ yếu của vỏ Quả đất là O, Si, Al, Na, Fe, Ca, Mg, K, Ti
chiếm khoảng 94,65% tổng số nguyên tử của tất cả các nguyên tố có trong vỏ
Quả đất.
- H, He là 2 nguyên tố phổ biến nhất trong thiên nhiên, vũ trụ cha khong
ắ l H v ẳ l He (theo khi lượng), các nguyên tố còn lại chỉ chiếm khoảng
hơn 1%.
- Độ phổ biến của các hạt nhân nguyên tử trong thiên nhiên giảm nhanh
theo chiều tăng số khối của chúng.
- Độ phổ biến tương đối của các hạt nhân nguyên tử có số proton chẵn cao
hơn so với các hạt nhân nguyên tử có số proton lẻ.
- Với 1 nguyên tố thì số đồng vị có số nơtron chẵn phổ biến nhất, các đồng

vị có số proton và nơtron lẻ ít phổ biến.
Tóm lại: Độ phổ biến của các nguyên tố được quyết định bởi xác suất của
các phản ứng hạt nhân tạo thành chúng và bởi độ bền tương đối của các đồng vị.
1.2. TÍNH BỀN CỦA NGUYÊN TỐ PHĨNG XẠ
1.2.1. Sự phóng xạ
Sự phóng xạ là hiện tượng một số nguyên tố phát ra bức xạ có khả năng
xun qua các chất, ion hố khơng khí, hố đen kính ảnh, ...
Năm 1896, Becquerel là người đầu tiên phát hiện tính phóng xạ của
Urani, đến năm 1898 – Mari và Pierre Curie phats hiện tính phóng xạ của Thori.
Sự phóng xạ là sự tự chuyển hố đồng vị khơng bền của nguyên tố hoá
học này thành đồng vị của ngun tố hố học khác kèm theo sự phóng ra các hạt
sơ cấp hay hạt nhân (ví dụ hạt ).
- Phóng xạ tự nhiên: là sự phóng xạ xảy ra ở các đồng vị thiên nhiên của
các nguyên tố.
Các đồng vị phóng xạ tự nhiên là những nguyên tố nặng nằm sau Bi trong
bảng hệ thống tuần hoàn như 232Th, 235U, ...
- Phóng xạ nhân tạo: năm 1934 – Irène Curie, Frédéric Joliot Curie phát
hiện: nếu bắn phá các nguyên tố nhẹ (B, Mg, Al ...) bằng các hạt  sẽ tạo thành
các hạt nhân mới không bền (tạo thành các nguyên tử phóng xạ). Sau đó các hạt
nhân này phân rã phát ra pozitron.
27
Al  24 He  1530 P  01 n
Ví dụ : 13

Hố vơ cơ

3


– Lịch sử các nguyên tố hoá học

Simpo PDF Merge and Split Unregistered VersionChương1
-

Đồng vị 1530 P là đồng vị được điều chế nhân tạo, đồng vị phóng xạ không
bền phân rã tạo thành hạt nhân bền.
30
30

15 P  14 Si  e
Phóng xạ nhân tạo đã góp phần điều chế được hàng trăm đồng vị phóng
xạ của các nguyên tố.
- Chu kỳ bán rã (chu kỳ bán huỷ) T1/2 : là khoảng thời gian cần để một nửa
lượng ban đầu của nguyên tố phóng xạ bị phân rã.
T1/2 : là đại lượng đặc trưng cho thời gian sống của các nguyên tử.
T1/2 biến đổi trong một khoảng rất rộng, từ phần nghìn giây đến hàng tỉ
năm. Ví dụ: T1/2 của Ra là 1620 năm, T1/2 của U là 4,5 tỉ năm.
1.2.2. Các cách phân huỷ phóng xạ
* Phân rã  : hạt nhân phóng ra 1e (hạt  -) chuyển 1n của hạt nhân thành p
theo sơ đồ:
np+e
Khi phân rã  thì điện tích hạt nhân tăng 1 đơn vị, khối lượng không đổi
tạo nên 1 đồng vị có số thứ tự lớn hơn số thứ tự của nguyên tố đầu 1 đơn vị.

Ví dụ : 23490 Th  234
91 Pa  e

Bi  210
84 Po  e
* Phân rã pozitron: sự phân rã giải phóng pozitron (hạt +).
Pozitron là hạt cơ bản có điện tích +1 và khối lượng của e.

Sự phân rã  + chuyển 1p thành 1n: p  n + e+ , làm giảm điện tích hạt
nhân 1 đơn vị, khối lượng khơng đổi.
Ví dụ : 116 C  115 B  e 
* Sự chiếm giữ e: làm giảm điện tích hạt nhân 1 đơn vị, số khối không
đổi :
p + e-  n
e thường bị chiếm giữ là e ở lớp K gần nhân nhất, các lớp L, M ít bị
chiếm giữ e hơn.
Ví dụ : 1940 K  e  1840 Ar
210
83

* Sự phân rã  : là sự tách hạt  (nhân He) ra khỏi hạt nhân dẫn đến sự
tạo thành đồng vị của ngun tố có điện tích hạt nhân nhỏ hơn nguyên tố đầu 2
đơn vị, số khối giảm 4 đơn vị.
Phân rã  đặc trưng đối với những nguyên tố nặng.
230
4
Ví dụ : 234
92 U  90 Th  2 He
* Sự tự phân hạch : là sự tự phân rã hạt nhân của các nguyên tố nặng
thành 2 (hoặc 3, 4) hạt nhân của những nguyên tố nhẹ.
Sự tự phân hạch rất đa dạng, hiện nay đã biết được sự tự phân hạch của 32
đồng vị nguyên tố nặng.
1.3. PHẢN ỨNG HẠT NHÂN
1.3.1. Cơ chế phản ứng hạt nhân
Trong các phản ứng hạt nhân, ngoài sự phân huỷ phóng xạ cịn có sự biến
đổi ngun tố.
Hố vô cơ

4


– Lịch sử các nguyên tố hoá học
Simpo PDF Merge and Split Unregistered VersionChương1
-

Phản ứng hạt nhân là sự tương tác của hạt nhân với các hạt sơ cấp (n, p,
photon ) hay với các hạt nhân khác (hạt , dơtron 12 H ).
Cơ chế của phản ứng hạt nhân : Một trong những hạt dùng bắn phá bị hạt
nhân của nguyên tử được bắn phá (hạt nhân “bia”) chiếm đoạt tạo thành hạt
nhân phức hợp trung gian có thời gian sống rất ngắn (10-7 giây), hạt nhân phức
hợp này sẽ phóng ra 1 hạt cơ bản hay 1 hạt nhân nhẹ và biến thành đồng vị mới.
Ví dụ : Dùng hạt  bắn hạt nhân của nguyên tử N, chuyển N thành O. Hạt
nhân phức hợp trung gian là 1 đồng vị của F (phản ứng hạt nhân của Rutheford
1919).
1.3.2. Các loại phản ứng hạt nhân
Để thực hiện phản ứng hạt nhân, các hạt dùng bắn phá phải có năng lượng
lớn để thắng được lực đẩy Coulomb của hạt nhân. Trong những năm gần đây,
ngành vật lý đã dùng những máy gia tốc tạo nên những hạt có năng lượng lớn
vài tỉ eV. Các phản ứng hạt nhân có thể thực hiện bởi các hạt , p, dơtron.
* Phản ứng của hạt  :
14
4
17
1
hay 147 N (  , p ) 178Th
7 N  2 He  8 O  1 He
9
4

Be  24 He  126 C  01 n
hay 49 Be (  , n ) 126 C
Ký hiệu phản ứng hạt nhân: bên trái ghi hạt nhân ban đầu, bên phải ghi
hạt nhân thu được, trong ngoặc đơn ghi hạt dùng bắn phá và hạt thu được).
* Phản ứng của hạt proton:
21
1
18
4
10 Ne  1 H  9 F  2 He
63
29

Cu  11H  3063 Zn  01 n
* Phản ứng của dơtron:
24
2
22
4
12 Mg  1 H  11 Na  2 He
41
19

K  12 H  1942 K  11H
* Phản ứng của nơtron:
10
1
7
4

5 B  0 n  3 Li  2 He
59
27

Co  01 n  2760 Co  
* Phản ứng của photon:
63
62
1
29 Cu    29 Li  0 n
27
13

Al    1226 Mg  11H

1.4. NGUỒN GỐC HÌNH THÀNH NGUN TỐ HỐ HỌC TRÊN QUẢ
ĐẤT
Các kết quả nghiên cứu của ngành vật lý hạt nhân, vật lý thiên văn cho
thấy: sự tổng hợp và biến đổi nguyên tố xảy ra trong các giai đoạn tiến hoá của
các ngôi sao.
Trong thiên nhiên, phản ứng hạt nhân diễn ra theo 2 cách:
- Phản ứng nhiệt hạt nhân giữa các hạt tích điện (hạt nhân với hạt cơ bản)
xảy ra ở nhiệt độ rất cao hay từ trường mạnh.
Hoá vô cơ

5


– Lịch sử các nguyên tố hoá học
Simpo PDF Merge and Split Unregistered VersionChương1

-

- Phản ứng hạt nhân xảy ra nhờ các nơtron không cần năng lượng cao.
Sự phát triển của 1 ngơi sao và các q trình hạt nhân xảy ra theo các giai
đoạn: 1 ngôi sao mới hình thành chủ yếu chứa hiđro, khi xảy ra sự co bên trong
ngơi sao thì nhiệt độ tăng lên rất cao (10 – 20 triệu 0C) lúc này sẽ bắt đầu xuất
hiện các phản ứng hạt nhân biến H thành He: 4 11 H  24 He  2    2  .
Phản ứng này giải phóng năng lượng khổng lồ: 154 triệu kcal/1gH. Nguồn năng
lượng khổng lồ này chủ yếu giữ mặt trời và các ngôi sao ở trạng thái nóng đỏ.
He được tích luỹ dần ở nhân ngôi sao, khi nhiệt độ nhân ngôi sao lớn hơn
150 triệu 0C thì bắt đầu xảy ra các phản ứng nhiệt hạt nhân tạo thành các đồng vị
bền của He, Be, C, O, Ne, ... Những phản ứng có p, n tham gia cũng xảy ra và
các nguyên tố trước Bi tạo thành.
Sự xuất hiện các nguyên tố nặng nhất như urani, thori, cali, ... xảy ra trong
quá trình bùng nổ của các ngôi sao cực mới. Các vụ nổ này giải phóng một năng
lượng khổng lồ, khoảng 4 tỉ độ với thời gian nổ của ngôi sao cực mới khoảng 10
giây, trong khoảng thời gian này sinh ra một lượng lớn hạt có năng lượng cao,
những hạt này đẩy các nơtron ra khỏi hạt nhân tạo nên dòng nơtron mạnh gây ra
phản ứng hấp thu các nơtron bởi các hạt nhân và tạo thành các nguyên tố nặng.
1.5. TỔNG HỢP NHÂN TẠO CÁC NGUN TỐ TRONG PHỊNG THÍ
NGHIỆM
- 1896 Mendeleev tìm ra định luật tuần hồn chỉ có 63 nguyên tố tự nhiên.
- 1875 – 1925 các nguyên tố đứng trước urani được tìm thấy trong tự
nhiên, trừ các nguyên tố có Z bằng 43, 61, 85, 87 chưa tìm được.
- Tecnexi (Tc) có Z = 43 là nguyên tố đầu tiên được tổng hợp bằng cách
dùng dơtron bắn phá hạt nhân Mo:
98
2
99
1

42 Mo  1 H  43 Te  0 n
Các nguyên tố astatin (At), prometi (Pr), franxi (Fr), ... tiếp tục được tổng
hợp sau đó.
- Các nguyên tố sau urani thường được tổng hợp bằng phản ứng hạt nhân
với sự tham gia của hạt n, , dơtron, ... với năng lượng rất lớn (30 – 40 MeV).
Khi bắn phá urani bằng dòng n trong lò phản ứng hạt nhân có thể thu
được các nguyên tố sau urani đến fecni (Z = 100).
238
1
239
92 U  0 n  92 U
239
92

239
93

U 

239
93

Np 

Np  e 

239
94

Pu  e 

239
243
256
Và 239
93 Np  94 Pu  95 Am  ...  100 Fm
Tổng hợp các nguyên tố nặng nhất dùng các phản ứng có sự tham gia của
hạt  và của các ion có nhiều điện tích.
14
246
Ví dụ : 238
92 U ( 7 N , 6 n ) 99 Es
246
99

Hố vơ cơ

256
Es ( , n ) 101
Md

6


– Lịch sử các nguyên tố hoá học
Simpo PDF Merge and Split Unregistered VersionChương1
-

- Năm 1964, một nhóm các nhà bác học đứng đầu là viện sĩ GN. Flerov đã
tổng hợp được đồng vị của nguyên tố 104 (Ku).

242
22
260
94 Pu  10 Ne  104 Ku  4 n
Năm 1970, nguyên tố thứ 105 được tổng hợp bởi Flerov. Những cơng
trình tổng hợp các ngun tố nặng hơn vẫn được tiếp tục.

Hố vơ cơ

7


Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

CHƯƠNG 2 -

PHÂN LOẠI TỔNG QT
CÁC CHẤT VƠ CƠ

Hố học vơ cơ nghiên cứu hầu hết các nguyên tố hoá học và hợp chất của
chúng (trừ phần lớn các hợp chất của cacbon là hợp chất hữu cơ), nên ranh giới
giữa hố vơ cơ và hố hữu cơ là khơng rõ ràng. Do đó việc phân loại các chất vô
cơ chỉ là tương đối.
* Sơ đồ phân loại các chất vơ cơ:
CÁC CHẤT VƠ CƠ
ĐƠN CHẤT
1. Kim loại

2. Á kim
3. Phi kim
4. Khí hiếm

HỢP CHẤT
1. Hợp chất hoá học kim loại
2. Hyđrua
3. Oxit
4. Hyđroxit (axit + bazơ)
5. Muối
6. Phức chất

2.1. KIM LOẠI
2.1.1. Phân biệt kim loại và không kim loại
* Kim loại là những nguyên tố hố học tạo nên đơn chất có vẻ sáng đặc
biệt (cịn gọi là ánh kim), có độ dẫn điện và độ dẫn nhiệt cao, dễ rèn và dễ dát
mỏng. Những tính chất đặc trưng này của kim loại là do có các electron dịch
chuyển tự do trong mạng lưới tinh thể kim loại.
* Các kim loại có khuynh hướng cho electron tạo thành cation và tính
chất hố học chung nhất của kim loại là tính khử.
* Các nguyên tố khơng kim loại là những ngun tố hố học khơng có các
tính chất tạo nên sự đặc trưng của kim loại. Đó là á kim, phi kim, khí hiếm (sẽ
xét ở phần sau).
2.1.2. Cấu tạo nguyên tử của kim loại
- Bán kính nguyên tử kim loại lớn hơn so với bán kính ngun tử phi kim.
- Lớp vỏ electron hố trị có ít electron. Đa số kim loại có số electron hoá
trị từ 1 đến 3 electron.
- Với cấu trúc vỏ electron ngồi cùng là s, p (ns, np) thì kim loại thuộc
phân nhóm A. Với cấu trúc vỏ electron ngồi cùng là d, f (nd, nf) thì kim loại
thuộc phân nhóm B.

- Lực hút của hạt nhân với các electron ngồi cùng tương đối yếu, năng
lượng ion hố thấp nên dễ cho electron. Do đó, tính chất hố học đặc trưng của
kim loại là tính khử:
M - ne- = Mn+
2.1.3. Cấu trúc tinh thể của kim loại:
Kim loại chủ yếu có 3 dạng tinh thể:
- Tinh thể lục phương như Zn, Mg ...
Hố vơ cơ

8


Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

- Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) như Ca, Cu, Ag, Al ...
- Tinh thể lập phương tâm khối như Fe, Na, Ba ...
Dạng tinh thể được phân loại dựa trên ô mạng cơ sở. Ơ mạng cơ sở là
hình hộp nhỏ nhất được tách ra từ tinh thể mà đỉnh hình hộp là các nút mạng
lưới.
* Tinh thể lục phương có ơ mạng cơ sở là khối hình trụ, 2 đáy là hình
lục giác đều, các cạnh: a0 = b0  c0 và các góc  =  = 900,  = 1200.
c

c0
 
a0  b 0

b

a

* Tinh thể lập phương tâm khối có ơ mạng cơ sở là khối lập phương, tại
tâm khối lập phương có một nút mạng.
* Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) có ơ mạng cơ sở là khối lập
phương, ở tâm mỗi mặt của hình lập phương có một nút mạng và có a0 = b0 = c0,
 =  =  =900.
* Nguyên lý sắp xếp đặc khít:
“ Trong tinh thể, các hạt (ion, ngun tử, phân tử) có khuynh hướng sắp
xếp đặc khít nhất sao cho khoảng không gian tự do giữa chúng là nhỏ nhất.”
2.1.4. Liên kết trong kim loại
- Liên kết trong tinh thể kim loại có bản chất cọng hố trị với 2 đặc điểm:
+ Liên kết cọng hoá trị khơng định chỗ cao độ.
+Liên kết cọng hố trị có nhiều tâm giải toả, được thực hiện bởi những
electron tự do.
Các liên kết có đặc điểm như vậy gọi là liên kết kim loại.
Nhờ liên kết không định chỗ cao độ mà một điện tử hoá trị của một
nguyên tử nào đó (gọi là nguyên tử trung tâm) được xem như cùng một lúc xen
phủ với 8 hay 12 đám mây electron hoá trị của 8 hay 12 nguyên tử sắp xếp sát
ngay nguyên tử trung tâm và gọi là những ngun tử phối trí. Với kiểu liên kết
này thì một liên kết vừa được hình thành lập tức bị phá bỏ ngay và xây dựng liên
kết mới. Vì vậy trong tinh thể kim loại ln có một “lớp electron tự do”.
Nhờ những electron tự do mà kim loại có tính dẻo, có ánh kim, dẫn nhiệt,
dẫn điện tốt và bền vững cơ học.
2.1.5. Kim loại chuyển tiếp - Kim loại không chuyển tiếp
2.1.5.1. Khái niệm
Kim loại không chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố s và p có
lớp electron ngồi cùng là: ns1 ... np4.

Hố vơ cơ

9


Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

Kim loại chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố d, f : (n-1)d hay
(n-2)f.
- Về vị trí trong bảng HTTH và tính chất hoá học: Kim loại chuyển tiếp
nằm giữa chu kỳ 4, 5, 6 (mỗi chu kỳ có một dãy 10 nguyên tố d) và có tính chất
chuyển tiếp từ ngun tố s sang p.
Chu kỳ 4: 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn (3d)
Chu kỳ 5: 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd (4d)
Chu kỳ 6: 57La* 72Hf 73Ta 74W 75Re 76Os 77Ir 78Pt 79Au 80Hg (5d)
Nhóm Lanan (4f) và nhóm Actini (5f): gồm có 28 nguyên tố.
- Kim loại không chuyển tiếp thường chỉ có 1 số oxi hố, nếu có 2 số oxi
hố thì sai kém 2 đơn vị.
Kim loại chuyển tiếp có nhiều số oxi hoá bất kỳ, dễ tạo phức, ion hiđrat
thường có màu.
2.1.5.2. Đặc điểm cấu hình electron hố trị của kim loại chuyển tiếp (d)
- Tổng quát: vỏ electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp là:(n-1)d110ns12.
Phân lớp (n-1)d có năng lượng tương đương với năng lượng phân lớp ns (E(n-1)d
 E ns), vì vậy khi phân lớp (n-1)d chưa đạt cấu hình bán bão hồ (d5) hoặc bão
hồ (d10) thì 1 electron lớp ngồi cùng (ns) chuyển vào để đạt cấu hình bán bão
hồ hoặc bão hồ bền hơn.
Ví dụ: theo quy luật thì vỏ electron hố trị của Cr là 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

3d4 4s2, nhưng để đạt cấu hình bán bão hồ thì Cr chuyển 1 electron ở phân lớp
4s vào phân lớp 3d: 3d5 4s1.
- Những kim loại chuyển tiếp mà vỏ electron hoá trị có cấu hình d510 do
việc chuyển 1 electron từ phân lớp s ngoài cùng vào chưa phải là bền vững hồn
tồn.
2.1.5.3. Tính chất chung của kim loại chuyển tiếp
- Cũng như kim loại nói chung, kim loại chuyển tiếp có số electron ngồi
cùng ít hơn 3. Trong một dãy từ trái sang phải và trong một nhóm B, tính kim
loại giảm.
- Các kim loại chuyển tiếp thể hiện nhiều số oxi hố, do khi được kích
thích có một số electron ở phân lớp (n-1)d nhảy lên ns và np thành electron hố
trị.
Ví dụ: a) Cu: 3d 104s1  Cu*: 3d94s2.
electron hố trị
9 2
2+
Sau đó: Cu*: 3d 4s - 2e- = Cu (3d9)
b) Au: 5d106s1  Au*: 5d8 6s26p1
electron hoá trị
*
8
2
1
3+
Au : 5d 6s 6p - 3e = Au (5d8)
- Những kim loại chuyển tiếp d, f chịu sự nén d, f nên bán kính nguyên tử
nhỏ và bán kính ion cũng nhỏ, do vậy ion kim loại chuyển tiếp dù có điện tích
bé cũng dễ dàng tạo phức. Mặt khác các electron hoá trị d thuận lợi cho việc tạo
liên kết trong phức.
2.1.6. Tính chất vật lý của kim loại - Thuyết miền năng lượng

2.1.6.1.Tính chất
Hố vơ cơ

10


Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

- Tất cả các kim loại đều là chất rắn (trừ Hg), có ánh kim, ở trạng thái phân
tán có màu xám sẫm.
- Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt. Nhiệt độ tăng lên làm giảm độ
dẫn điện, dẫn nhiệt của các kim loại. Một số kim loại dẫn điện, dẫn nhiệt tốt
như: Cu, Au, Ag, Al, ...
- Kim loại có tính dẻo do đặc điểm cấu tạo mạng tinh thể kim loại và liên
kết kim loại: chúng có khả năng thay đổi hình dạng khi chịu tác dụng của lực cơ
học, rồi khi ngừng tác dụng lực kim loại vẫn giữ được ngun hình dạng đã lấy
được. Ví dụ: Au có thể dát mỏng thành lá cực mỏng trơng qua được, có thể kéo
sợi thành sợi mảnh khó thấy được.
- Kim loại có khối lượng riêng lớn, chia làm 2 loại:
+ Kim loại nhẹ có d< 5g/cm3, như Li, Na, Al, ...
+ Kim loại nặng có d >5g/cm3, như Zn, Fe, Cu, ...
- Nhiệt độ nóng chảy của các kim loại biến đổi trong một khoảng rất rộng
từ -38,870C(Hg) đến 33700C(W).
2.1.6.2. Thuyết miền năng lượng (Thuyết vùng)
- Trong mạng tinh thể kim loại số electron hoá trị rất lớn, tổ hợp tạo thành
các MO có sự sai biệt các mức năng lượng rất bé tạo nên các mức năng lượng
gần như liên tục, gọi là miền năng lượng.

E

1
2
4
N
Số nguyên tử
Sự tạo thành các mức năng lượng theo số nguyên tử
- Sự sắp xếp electron vào các mức năng lượng theo thứ tự tăng dần (Pauli,
Kleckowski).
Các electron hoá trị vào các mức năng lượng thấp nhất, đó là miền hố trị,
các mức năng lượng cịn lại khơng chứa electron tạo thành miền dẫn, giữa miền
hố trị và miền dẫn có các khe năng lượng gọi là miền cấm (các electron hố trị
khơng thể sắp xếp vào).
- Trong kim loại, miền hoá trị và miền dẫn phủ lên nhau và miền hoá trị
chưa đầy electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron nhận năng lượng
chuyển sang các mức năng lượng kế cận còn trống tạo nên tính dẫn điện của kim
loại.
- Với các chất cách điện (phi kim), miền cấm có khe năng lượng khá lớn và
miền hoá trị đầy electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron hố trị
khơng đủ năng lượng để vượt qua miền cấm đến miền dẫn.
- Với chất bán dẫn, miền cấm có khe năng lượng khá nhỏ, miền hoá trị đầy
electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron hoá trị ở mức năng lượng
cao của miền hố trị có thể nhảy lên miền dẫn và tham gia dẫn điện.
Hố vơ cơ

11


Chương2

– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

a

a

a


c

c


b

b

b

Chất cách điện
b: miền hoá trị ;

Kim loại
a: miền dẫn ;

Chất bán dẫn
c: miền cấm

Khi electron chuyển lên miền dẫn, miền hoá trị sẽ xuất hiện các mức năng
lượng không đủ electron, gọi là các nút trống hay các lỗ.
 + h  [ ] + 
Trong điện trường các lỗ tương đương với một hạt điện tích dương. Trong
chất bán dẫn, dịng điện là do dòng electron (dẫn n negative) và các lỗ ở miền
hoá trị (dẫn p positive).
2.1.7. Điều kiện để kim loại phản ứng với nước, axit, bazơ, muối
Trong những phản ứng với nước, axit, bazơ, muối thì kim loại là chất khử.
Vì vậy người ta dùng thế khử để xét chiều phản ứng, đồng nghĩa với việc xét
điều kiện kim loại phản ứng với các chất nói trên.
*Các phản ứng của kim loại thường có sự hiện diện của H 2O, trong đó có
hồ tan O2, ion H+ do đó liên hệ đến thế điện cực hiđro (H +/H2) và thế điện cực
oxi (O2/H2O).
 Phản ứng của điện cực hiđro: 2H+ + 2e-  H2 (k)
Áp dụng phương trình Nerst ở 250C ta có:
 2H



= 0 2 H

/ H2



/ H2

+

0,059 [ H  ]2
lg
kPH 2
2

Xét ở điều kiện chuẩn (P H = 1atm, 0 2 H
2

 2H



/ H2



= 0,0V):

/ H2

= - 0,059pH

 Phản ứng của điện cực oxi:
O2(k) + 4H+ + 4e-  2H2O (l)
Áp dụng phương trình Nerst ở 250C ta được:
0,059
 O , 4 H / 2 H O = 0 O , 4 H / 2 H O +
lg(kP O .[H +]4)
4
0

Xét ở điều kiện chuẩn (P O = 1atm,  O , 4 H / 2 H O =1,228V):




2

2

2



2

 O ,4 H
2



/ 2 H 2O

2

2

2

2

= 1,228 - 0,059pH

Ta có:
pH
 2H



/ H2

 O ,4 H
2

Hố vơ cơ



/ 2 H 2O

0
0

7
- 0,413

14
- 0,826

1,228

0,815

0,402
12


Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

* Kim loại phản ứng với H2O: 2H+ + 2e-  H2 (k)
Với pH = 7 thì  2 H / H = - 0,413 V


2

Những kim loại có thế điện cực 0 M

n

/M

< - 0,413V có thể phản ứng với

nước, khử H+  H2. Tuy nhiên có một số kim loại có 0 M / M < - 0,413V nhưng
không phản ứng được với nước và sản phẩm phản ứng không tan trong nước, đã
tạo màng bảo vệ không cho kim loại tiếp tục phản ứng.
Vậy, điều kiện để kim loại phản ứng được với nước là:
+ Kim loại có 0 M / M < - 0,413V

+ Sản phẩm phản ứng phải tan trong nước, khơng tạo màng oxit bảo
vệ.
Ví dụ :  K / K = -2,925V
2K + 2 H2O = 2KOH + H2
* Kim loại phản ứng với axit khơng oxi hố:
Với pH = 0 thì  2 H / H = 0,0V
n

n





2

Điều kiện để kim loại tác dụng với axit không oxi hố (tác nhân oxi hố là
ion H , khơng phải gốc axit) là:
+ Kim loại có 0 M / M <  2 H / H = 0,0V
+

n



2

+ Sản phẩm phản ứng tan, khơng tạo màng oxit bảo vệ
Ví dụ : 0 Fe / Fe = - 0,44V
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

* Kim loại phản ứng với axit oxi hoá:
Những axit oxi hoá thường gặp là HNO3 và H2SO4 đặc với thế khử chuẩn
0
là:  NO , 4 H / NO , H O =0,96V;0 SO , 4 H / SO , H O = ,172V; 0 SO , 2 H / S ,4 H O = 0,3572V
2


3



2
4

2



2

2
4

2



0

2

Điều kiện để kim loại tác dụng với axit oxi hoá với đa số trường hợp ở
điều kiện tiêu chuẩn là:
+ Kim loại có 0 M / M < 0axit oxi hố
+ Sản phẩm tan, khơng có màng oxit bảo vệ
Ví dụ: 0 Ag / Ag = 0,8V ; 0 NO , 4 H / NO, H O = 0,96V
n




3



2

3Ag + 4HNO 3 = 3AgNO 3 + NO + H2O
Tuy nhiên ở điều kiện khác chuẩn thì phải tính lại thế điện cực dựa vào
phương trình Nerst.
* Kim loại phản ứng với bazơ:
Kim loại phản ứng với bazơ xảy ra 2 giai đoạn: trước hết kim loại phản
ứng với nước, sau đó sản mới tạo thành (hiđroxit có cơng thức tổng quát
O mX(OH)n) phản ứng với kiềm.
Trong OmX(OH)n, thông thường m=0 trong hiđroxit bazơ và hiđroxit
lưỡng tính.
Vậy, điều kiện để kim loại phản ứng với kiềm:
+ Kim loại có 0 M / M < - 0,413V
n

Hố vơ cơ

13


Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

+ Sản phẩm tạo thành phản ứng với kiềm (tức là hiđroxit của kim loại
là lưỡng tính).
Ví dụ: 0 Al / Al = - 1,66V
2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO 2 + 3H2
* Kim loại phản ứng với muối:
+ Kim loại có 0 bé hơn, khơng phản ứng với H2O, sản phẩm tan thì
đẩy được kim loại có 0 lớn hơn ra khỏi dung dịch muối.
Ví dụ: 0 Fe / Fe = - 0,44V ; 0 Cu / Cu = 0,337V
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO 4
3

2

2

2.2. Á KIM - PHI KIM - KHÍ HIẾM
2.2.1. Á kim
Là nguyên tố mà ở điều kiện thích hợp thì biểu hiện tính kim loại trội hơn,
ở điều kiện khác thì biểu hiện trạng thái khơng kim loại như B, Ge, Si, As, Sb ...
Liên kết trong á kim là liên kết trung gian giữa liên kết kim loại và liên

kết cọng hoá trị.
2.2.2. Phi kim
Gồm những nguyên tố mà ở điều kiện thường là trạng thái khí hay rắn.
Nếu là khí thì phân tử gồm 2 nguyên tử như H 2, O2, N 2, Cl2 ... Nếu là rắn như I2,
C, S, P, Se ... tinh thể.
Liên kết trong phi kim là liên kết cọng hoá trị.
2.2.3. Khí hiếm
Là những nguyên tố ở điều kiện thường phân tử chỉ có một ngun tử vì
vỏ electron ngồi cùng đã bão hồ ns2np6, với lớp vỏ này thì khí hiếm rất khó
phản ứng.
Khả năng phản ứng của khí hiếm rất kém. Tuy nhiên, ngày nay người ta
đã tạo ra được một số hợp chất của khí hiếm như XeF2, XeO3 ...
2.3. HỢP CHẤT
2.3.1. Hợp chất hoá học kim loại
Khi hồ tan nóng chảy các kim loại có thể phản ứng với nhau tạo thành
hợp chất kim loại. Hợp chất kim loại được tạo thành do liên kết hỗn hợp giữa
các nguyên tử (liên kết kim loại, ion, cộng hoá trị).
- Một số dạng hợp chất kim loại:
+ Bectolit: là những hợp chất kim loại có thành phần thay đổi
Ví dụ: Pb0,9995S  PbS0,9 ; TiO 1,9  TiO2
+ Dantonit: là hợp chất kim loại có thành phần khơng đổi.
Ví dụ: Mg2Pb ; Cu3Al ...
* Đặc điểm:
- Hợp chất kim loại có thành phần xác định ứng với một cơng thức hố
học xác định. Ví dụ : TiO0,9 , Cu3Al.
- Kiểu mạng tinh thể của hợp chất kim loại khác với kiểu mạng của các
kim loại thành phần.
Hố vơ cơ

14

Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

- Nhiệt độ nóng chảy của hợp chất kim loại cao hơn nhiệt độ nóng chảy
của kim loại thành phần. Ví dụ: Mg nóng chảy ở 6500C, Sn nóng chảy ở 2320C,
nhưng hợp chất Mg2Sn nóng chảy ở 795 0C.
- Lý tính và hố tính của hợp chất kim loại khác hẳn kim loại thành phần.
Ví dụ: Các hợp chất kim loại thường cứng, dịn nhưng ở nhiệt độ 70-96%
nhiệt độ nóng chảy của hợp chất kim loại thì hợp chất kim loại có tính dẻo.
2.3.2. Hiđrua
2.3.2.1. Khái niệm
Hyđrua là tên hợp chất của hyđrô với nguyên tố khác. Đuôi " ua" gắn với
nguyên tố âm điện hơn. Ví dụ: hyđrua kim loại thì hyđrơ âm điện hơn kiềm,
kiềm thổ nên đuôi "ua" gắn liền với hyđrô: Liti hyđrua...
Trong hyđrua phi kim, với những nguyên tố âm điện hơn hyđrơ (Cl, N ...)
thì đi "ua" đi liền với ngun tố đó : HCl- hyđrơ clorua; NH 3- hyđrô nitrua ...
2.3.2.2. Phân loại
Dựa vào bản chất liên kết hoá học trong hyđrua mà chia thành 3 loại:
hyđrua ion, hyđrua cộng hoá trị và hyđrua kiểu kim loại.
 Hyđrua ion: là hyđrua của kim loại có tính khử mạnh (độ âm điện nhỏ)
như LiH, NaH ... trong những hợp chất này, hyđrơ có số oxy hố -1.
Độ bền nhiệt: Trừ LiH có độ bền cao, cịn lại các hyđrua ion như NaH,
CaH 2 ... đều bị phân huỷ trước khi nóng chảy (Ví dụ: CaH2 phân huỷ ở 5000C
trước khi nóng chảy ở 8160C). Trong khi đó halogen tương ứng nóng chảy ở
nhiệt độ cao mà chưa phân huỷ (CaCl2 nóng chảy ở 7720C).
Để có được hyđrua ion nóng chảy và điện phân ly, người ta tiến hành

trong khí quyển hyđrơ, khi đó hyđrua điện ly cho anion hyđrơ thực sự.
Ví dụ:
NaH = Na+ + H Từ H- và H2 ta có  0H / 2 H = - 2,25V rất âm, nên ion H- có tính khử rất


2

mạnh, được dùng làm chất khử trong tổng hợp hữu cơ.
+ Hố tính: hyđrua kim loại có hoạt tính cao, thuỷ phân mạnh và khơng
thuận nghịch, thể hiện tính bazơ :
NaH + H2O = NaOH + H2
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H 2
Hyđrua ion lưỡng tính dễ tạo phức với hyđrua khác:
AlH 3 + 3BH3 = Al [BH4]3
 Hyđrua cộng hoá trị (H -X)
Phần lớn hợp chất của hyđrơ với các ngun tố khác là hợp chất cộng
hố trị. Cụ thể là hyđrua của các nguyên tố nhóm 4, 5, 6, 7 như CH4, NH3, H2S,
HCl, HF ... đều là hyđrua cộng hoá trị. Trong những hợp chất này hyđrơ có số
oxy hố là +1.
Tuỳ thuộc độ âm điện của nguyên tố X trong hyđrua mà liên kết X-H
phân cực mạnh hay yếu.
* Tính chất
+ Những hyđrua cọng hố trị ở điều kiện bình thường là chất khí, chất
lỏng dễ bay hơi.
Hố vơ cơ

15


Chương2

– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

+ Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi thấp vì sự phá vỡ liên kết Van
de Waals, liên kết hyđrơ, khi nóng chảy, khi sơi tiêu tốn ít năng lượng.
+ Một số hyđrua như HF, H 2O ... do có sự tụ hợp phân tử (HF)n,
(H 2O)5 và liên kết hyđrơ mạnh nên có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi cao.
* So sánh năng lượng trung bình của liên kết H-X trong các hiđrua cọng
hoá trị nhận thấy độ bền của liên kết đó ở trong hyđrua của nguyên tố cùng một
nhóm hơi giảm xuống khi đi từ trên xuống dưới và trong hyđrua của các nguyên
tố cùng một chu kỳ nói chung tăng lên khi đi từ trái sang phải. Sự biến đổi này
phụ thuộc vào độ âm điện và kích thích nguyên tử của nguyên tố X.
 Hyđrua kiểu kim loại
Nhiều kim loại chuyển tiếp hấp thụ khí hyđrơ tạo nên chất rắn có thành
phần xác định hoặc biến đổi. Ví dụ: Ở điều kiện bình thường, 1VPd (Paladi) hấp
thụ 700-870 V H và tạo ra Pd2H hoặc có thành phần biến đổi PdHx.
* Tính chất: So với kim loại ban đầu, thì hyđrua kiểu kim loại phản ứng
với oxy và với H2O kém hơn, hyđrua kiểu kim loại dòn hơn, dẫn điện hoặc bán
dẫn điện, bề ngoài giống kim loại (nên gọi là hyđrua kiểu kim loại).
2.3.3.Oxit XmOn
Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố khác.
* Phân loại oxit: Tuỳ theo tính chất hố học mà người ta chia thành các
loại oxit như sau:
- Oxit bazơ: hiđroxit tương ứng có tính bazơ.
- Oxit axit: hiđroxit tương ứng có tính axit.
- Oxit lưỡng tính: hiđroxit tương ứng vừa có tính axit vừa có tính bazơ.
- Oxit trơ: là oxit không phản ứng với nước, oxit không tạo muối như
N 2O, CO ...
- Peoxit, supeoxit và ozonit.

2.3.4. Hiđroxit OmX(OH)n
Hiđroxit là sản phẩm phản ứng giữa oxit với nước, vì vậy hiđroxit có thể
là axit hay bazơ. Hiđroxit có cơng thức tổng qt là: O mX(OH)n
Về hình thức, có thể xem công thức phân tử của hiđroxit như là công thức
phân tử oxit tương ứng có ngậm một hay nhiều phân tử nước.
Ví dụ:
Ca(OH)2 = CaO.H 2O;
4H3PO4 = P4O10.6H 2O
Zn(OH)2 = ZnO.H2O;
2.3.4.1. Hiđroxit là axit
Ví dụ: H2SO 4 viết theo cơng thức tổng quát là O2S(OH)2
H3PO 4 viết theo công thức tổng quát là OP(OH)3
H2CO3 viết theo công thức tổng quát là OC(OH)2
Để đánh giá độ mạnh axit của hiđroxit axit, có thể dùng quy tắc Pauling:
“Độ mạnh của hiđroxit axit tăng theo giá trị của m trong công thức tổng quát”.
m = 0 : axit yếu
Cl - OH
(HOCl: axit hipoclorơ)
m = 1 : axit trung bình
O = N - OH (HNO 2: axit nitrơ)
m  2 : axit mạnh
O
N - OH (HNO3: axit nitric)
O
2

Hố vơ cơ

16

Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

O

OH
S

(H 2SO4: axit sunfuric)

O
OH
Nếu 2 hiđroxit axit có giá trị m bằng nhau thì độ mạnh axit tăng theo độ
âm điện của nguyên tố trung tâm X.
Ví dụ: I= 2,5 ; Br= 2,8 ; Cl= 3,0
thì I - OH (HOI)
Br - OH (HOBr)
Cl - OH (HOCl)
độ mạnh axit tăng
2.3.4.2. Hiđroxit là bazơ
Theo công thức tổng qt thì hiđroxit bazơ và hiđroxit lưỡng tính có m=0.
Ví dụ:
O m=0NaOH
;
O m=0Al(OH)3
Độ mạnh của hiđroxit bazơ: Tính bazơ tăng khi số oxi hoá và độ âm điện
() của X giảm và bán kính ion tăng.

Ví dụ: trong cùng một nhóm
Mg(OH)2
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
tính bazơ tăng
M :
1,2
1,0
1,0
0,9
R M (Å):
0,65
0,99
1,13
1,36
Bán kính ion được xác định trong tinh thể ion có cấu trúc NaCl.
* Trong cùng một chu kỳ: xét tính chất axit - bazơ của oxit và hiđroxit
tương ứng của các nguyên tố với số oxi hố cao nhất thì tính bazơ giảm dần và
tính axit tăng dần khi Z tăng.
Ví dụ: trong chu kỳ 3
Na2O
MgO
Al2O3
SiO 2
P4O10
SO3
Cl2O7
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H 3PO 4 H2SO4
HClO 4

Tính bazơ giảm - Tính axit tăng
2.3.5. Muối
Muối là hợp chất của gốc axit với cation kim loại hoặc NH4+, có cơng
thức tổng qt MmAn (A: là gốc axit vơ cơ như Cl-, Br-, NO2-, NO 3-, SO42-, ClO 3... hoặc gốc axit hữu cơ như CH 3COO-, C2O 42- ...)
- Tính tan: Cho đến nay, người ta nghiên cứu nhiều về sự hồ tan nhưng
vẫn chưa có lý thuyết tổng quát về sự tan mà chỉ kết luận theo kinh nghiệm:
“Các chất tương tự nhau về độ phân cực và kích thước phân tử thường dễ tan
vào nhau”, và khi đó Hht  0.
Khi hồ tan muối là hợp chất ion thì Sht >0, cịn Hht phụ thuộc năng
lượng mạng lưới Uion và H hiđrat.
* Sự thuỷ phân của muối:
- Các muối được tạo thành từ bazơ mạnh và axit yếu thì gốc axit thuỷ
phân (anion thuỷ phân).
Ví dụ: Na2CO3:
CO32- + H 2O  HCO 3- + OH HCO3- + H2O  H2CO 3 + OH CO2 + H 2O
32Na3PO4:
PO 4
+ H 2O  HPO4 + OH2

Hố vơ cơ

17


Chương2
– Phân loại tổng quát các chất vô cơ
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version
-

HPO42- + H2O  H 2PO4- + OH - Muối được tạo thành từ bazơ yếu và axit mạnh thì cation thuỷ phân.

Ví dụ: Al2(SO 4)3 :
Al3+
+ H 2O  Al(OH)2+ + H+
2+
Al(OH) + H2O  Al(OH)2+ + H+
- Muối tạo ra từ bazơ yếu và axit yếu thì cation và anion đều thuỷ phân.
Ví dụ: NH 4CN:
NH4+ + H 2O  NH4(OH) + H+
CN- + H2O  HCN
+ OH +
Ion H và OH mới sinh ra sẽ trung hoà nhau làm cho cân bằng thuỷ phân
chuyển về chiều thuận. Cịn mơi trường tích luỹ ion nào thì tuỳ K a và K b của axit
và bazơ tạo thành muối đó. Nếu K a > Kb thì axit mạnh hơn và mơi trường là axit
và ngược lại. Khi Ka = Kb thì mơi trường trung tính.
Sự thuỷ phân NH4CN có K b25= 1,75.10-5> K a25= 8.10-10 nên mơi trường là
bazơ.

Hố vơ cơ

18


Chương3 – Phức chất
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -

CHƯƠNG 3:

PHỨC CHẤT

3.1. KHÁI NIỆM

3.1.1. Ion phức
Trong phân tử hợp chất trung hồ, theo quan niệm của hố trị cổ điển
(Hoá trị của một nguyên tố là khả năng của một nguyên tử của nguyên tố đó có
thể kết hợp với bao nhiêu nguyên tử của nguyên tố khác) thì các ngun tử đã
bão hồ hố trị gọi là phân tử trung hồ, khơng thể kết hợp thêm ngun tử của
bất kỳ nguyên tố nào nữa, như SO2, SO 3, KCl, H2SO 4 ... Nhưng cũng có những
hợp chất được xem là bão hồ hố trị như HgI2, KI, CuSO4, NH3 ... lại phản ứng
với nhau tạo ra hợp chất mới.
Ví dụ:
HgI2 + 2KI  K2[HgI4]
Trong dung dịch nước hợp chất này điện ly:
K 2[HgI4]  2K + + [HgI4]2Hoặc :
CuSO4 + 4NH 3  [Cu(NH3)4]SO4
và
[Cu(NH 3)4]SO 4  [Cu(NH 3)4]2+ + SO42Những ion [HgI4]2- , [Cu(NH 3)4]2+ và những ion tương tự được tạo thành
bằng cách kết hợp các ion hay nguyên tử kim loại hoặc không kim loại với các
phân tử trung hoà hoặc các anion gọi là ion phức.
Ví dụ:
Pb 4+ + 6Cl- = [PbCl6]23.1.2. Phức chất
Phức chất là những hợp chất hoá học mà phân tử có chứa ion phức dương
hoặc âm có khả năng tồn tại trong dung dịch, cũng như tồn tại trong tinh thể, kết
hợp với các ion trái dấu (gọi là cầu ngoại).
Ví dụ: [Co(NH3)6]Cl3
cầu nội
cầu ngoại
3.1.3. Ion trung tâm(ký hiệu là M)
Trong ion phức có một ion hay một nguyên tử trung hồ chiếm vị trí trung
tâm gọi là ion trung tâm hay nguyên tử trung tâm hoặc gọi là chất tạo phức.
Ví dụ: Trong [HgI4]2- nguyên tử trung tâm là Hg2+
3.1.4. Phối tử (ký hiệu là L)

Trong ion phức có những ion (anion) hay những phân tử trung hồ liên
kết trực tiếp xung quanh, sát ngay nguyên tử trung tâm gọi là phối tử.
Những phối tử là anion thường gặp như F-, Cl-, I-, OH-, CN -, SCN-, NO 2-,
2S2O 3 , C2O42- ...
Những phối tử là phân tử thường gặp như H2O, NH 3, CO, NO, pyriđin
(C5H5N), etylenđiamin (H2N-CH2-CH 2-NH2) ...
Ví dụ: [HgI4]2-  I- là phối tử
I
I - Hg - I
I
Hố vơ cơ

2-

19


Chương3 – Phức chất
Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -

3.1.5. Cầu nội - Cầu ngoại
- Nguyên tử trung tâm và phối tử tạo thành cầu phối trí nội của phức, gọi
tắt là cầu nội. Cầu nội thường được viết trong dấu ngoặc vuông ([cầu nội]) trong
công thức của phức.
Cầu nội có thể là cation như [Al(H2O)6]3+ ... hoặc là anion như [SiF6]2-...
hoặc có thể là phân tử trung hồ điện khơng phân ly trong dung dịch như
[Pt(NH3)2Cl2] ...
- Những ion không tham gia vào cầu nội, ở khá xa nguyên tử trung tâm và
liên kết kém bền vững với ngun tử trung tâm (có vai trị làm trung hồ điện
tích với ion phức), hợp thành cầu ngoại của phức.

Ví dụ: [Co(NH3)6]Cl3
cầu nội
cầu ngoại
3.1.6. Sự phối trí - Số phối trí - Dung lượng phối trí
* Sự sắp xếp các phối tử xung quanh ion trung tâm gọi là sự phối trí.
* Số phối trí là tổng số liên kết mà phối tử liên kết trực tiếp với nguyên tử
trung tâm.
Mức oxi hoá của ion trung tâm hoặc những ơ lượng tử hố trị cịn trống sẽ
quyết định số phối trí.
Ví dụ: Mức oxi hố M+n:
+1
+2
+3
+4
Số phối trí đặc trưng:
2
4 (6)
6 (4)
8
(số phối trí trong ngoặc đơn ít gặp)
+ Số phối trí 2: đặc trưng với Ag+, Cu+ ...
+ Số phối trí 4: đặc trưng với Cu2+, Zn2+, Pd2+, Pt2+ ...
+ Số phối trí 6: đặc trưng với Pt4+, Cr3+, Co3+, Fe3+ ...
Số phối trí phụ thuộc vào: điện tích ion trung tâm, bản chất phối tử, trạng
thái tập hợp, nồng độ phối tử, điều kiện nhiệt động.
Ví dụ: Với 1 ion trung tâm Cu2+ thì với phối tử H 2O thì ion Cu2+ có số
phối trí là 4 ([Cu(H2O)4]SO 4) nhưng với phối tử etylenđiamin (En:H2N-(CH2)2NH2) thì Cu2+ lại có số phối trí là 6 ([Cu(En)3]2+). Vì phân tử “En” chiếm 2 vị trí
phối trí nhờ 2 đơi điện tử hoá trị chưa chia xẻ trên nitơ.
* Dung lượng phối trí: là số liên kết mà một phối tử liên kết với ion trung
tâm. Ví dụ: Phối tử En có dung lượng phối trí là 2.

3.1.7. Phối tử đơn càng - đa càng
Dựa vào số nguyên tử mà phối tử có thể phối trí quanh ngun tử trung
tâm, phối tử được chia thành 2 loại là phối tử đơn càng (một càng) và phối tử đa
càng (nhiều càng).
- Phối tử đơn càng: là phối tử chỉ có khả năng tạo ra một liên kết với ion
trung tâm như H2O, NH3, Cl-, NO2- ...
- Phối tử đa càng: là những phối tử tạo được 2 hay nhiều liên kết với ion
trung tâm như C2O 42-, En ...
Ví dụ: H 3N
NH3 2+
Cu
NH 3: phối tử đơn càng
H 3N
NH3
Hố vơ cơ

20