Bài giảng Hóa học vô cơ - Chương 1: Một số khái niệm cơ bản trong hóa học

ọc khơng thể chia nhỏ hơn được nữa về mặt hĩa học. Nguyên tử cĩ khối lượng, kích thước vơ cùng bé và khác nhau. 1.1.3. Electron Là một phần của nguyên tử, luơn quay chung quanh hạt nhân, cĩ khối lượng rất bé so với khối lượng của nguyên tử và bằng 9,11 . 10–23g. 1.1.4. Hạt nhân nguyên tử Là do các hạt proton (p)và nơtron (n) cấu tạo nên số proton quyết định điện tích dùng của hạt nhân. 1.1.5. Nguyên tố hĩa học Mỗi loại nguyên tử cĩ hạt nhân mang cùng điện tích dương được gọi là nguyên tố hĩa học. Nhiều nguyên tố là hỗn hợp của các đồng vị. 1.1.6. Phân tử Phân tử là hạt nhỏ nhất mà của một chất cịn giữ nguyên tính chất hĩa học của nĩ. Phân tử cĩ thể do hai đến hàng ngàn nguyên tử liên kết với nhau. 1.1.7. Khối lượng nguyên tử Khối lượng nguyên tử bằng 1/12 khối lượng của nguyên tử đồng vị của C, nĩ bằng 1,6603 . 10–23g. 1.1.8. Khối lượng phân tử Khối lượng phân tử của một chất là khối lượng của một phân tử chất đĩ tính bằng đơn vị khối lượng nguyên tử và bằng tổng khối lượng nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử. 1.1.9. Nguyên tử gam Là lượng của một nguyên tố hĩa học được tín bằng gam cĩ giá trị về số bằng khối lượng nguyên tử của nguyên tố đĩ. 1.1.11. Phân tử gam Là lượng chất được tính bằng gam và cĩ giá trị về số bằng khối lượng phân tử của chất đĩ. 1.2. NHỮNG THƠNG SỐ CƠ BẢN CỦA NGUYÊN TỬ 1.2.1. Năng lượng ion hĩa Năng lượng tối thiểu cần để tách một electron ra khỏi nguyên tử khí. 1.2.2. Ái lực ion Ái lực electron của một nguyên tử là năng lượng của quá trình nguyên tử đĩ (ở trạng thái khí) kết hợp thêm một electron biến thành ion âm. 1.2.3. Độ âm điện Độ âm điện là khả năng của nguyên tử nguyên tố đĩ ở trong phân tử hút electron về phía nĩ. 1.3. HỆ THỐNG TUẦN HỒN VÀ NHỮNG TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HĨA HỌC 1.3.1. Định luật tuần hồn của Mendeleep Năm 1869 Menđêlêep mới sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử và tìm ra được cách hệ thống hĩa các nguyên tố hĩa học một cách biện chứng. Cho tới nay, qua hơn 100 năm, bảng hệ thống tuần hịan được bổ sung ngày càng đầy đủ. Cũng năm 1869, Menđêlêep cơng bố định luật tuần hịan: Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các nguyên tố hĩa học biến thiên tuần hồn theo chiều tăng của trọng lượng nguyên tử. Sau này dựa vào cấu trúc phân tử người ta phát biểu định luật này một cách chính xác hơn: Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các nguyên tố hĩa học biến thiên tuần hồn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử. 1.3.2. Hệ thống tuần hồn các nguyên tố của Mendeleep + Ơ : - Mỗi nguyên tố chiếm một ơ trong bảng hệ thống tuần hồn. - Số thứ tự của ơ chính là số thứ tự của nguyên tố và cũng chính là điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố đĩ. Độ axít/bazơ (A/B) cho biết tính axít, bazơ lưỡng tính của các hydroxyt cao nhất. Chú ý : A3(B3) mạnh hơn A1, A2 (hay B1, B2). 22 Ti Titanium 47,88 A1/B1 4,5 [A1]3d14s2 16700 1,54 32890 hcp 3,4 6,82 Phân loại theo nhĩm IV B Ký hiệu Tên Độ axit / bazơ Cấu hình electron Độ âm điện Cấu trúc tinh thể Thể ion hĩa thứ nhất Số hiệu nguyên tử Trang thái oxy hĩa Nhiệt độ sơi Nhiệt độ nĩng chảy Khối lượng riêng (g/cm2) Khối lượng nguyên tử Cấu trúc tinh thể : fcc : lập phương diện tâm ; hcp : Lục giác xếp chặt ; bcc : lập phương thể tâm + Nhĩm : - Nhĩm là các cột đứng trong bảng hệ thống tuần hồn. - Mỗi nhĩm bao gồm những nguyên tố cĩ cùng hĩa trị dương cao nhất đối với oxy và bằng số thứ tự của nhĩm (tuy nhiên cĩ một số trường hợp ngoại lệ). - Trong cùng một nhĩm, các nguyên tố cĩ thể cĩ tính chất lý tính hoặc hĩa tính giống nhau nhiều hoặc ít. - Các nguyên tố trong một nhĩm lại chia hai phân nhĩm. Phân nhĩm chính và phân nhĩm phụ. + Phân nhĩm : Phân nhĩm bao gồm những nguyên tố cĩ cùng hĩa trị dương cao nhất và cĩ tính chất hĩa học giống nhau. Các nguyên tố trong một phân nhĩm được sắp xếp thành một cột. Phân nhĩm chính dài hơn, các nguyên tố trong phân nhĩm chính cĩ tính chất giống nhau. Tất cả cĩ 8 phân nhĩm chính. Phân nhĩm phụ ngắn hơn, đều nằm trong chu kỳ IV. Các nguyên tố trong phân nhĩm phụ đều là kim loại. Cĩ 10 phân nhĩm phụ. Riêng nhĩm VIII cĩ 3 phân nhĩm phụ. II 4 Be Berylium 12 Mg Magnesium 20 Ca Calcium Zn 30 Zinc 38 Sr Strontium Cd 48 Cadmium 56 Ba Barium Hg 80 Mercury 88 Ra Radium Hình 2: Cấu tạo phân nhĩm II trong bảng hệ thống tuần hồn Phân nhĩm phụ của nhĩm III là phân nhĩm đặc biệt. Sau hai nguyên tố Lantan (chu kỳ VI) và Actini (chu kỳ VII) cĩ hai dãy nguyên tố cĩ tính chất rất giống nhau được gọi là dãy Lantanit và Actinit; cứ mỗi nguyên tố Lantanit và một nguyên tố Actinit tạo thành một phân nhĩm phụ thứ cấp. + Chu kỳ : - Chu kỳ là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng cĩ cùng số lớp electron và được xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. Số thứ tự của chu kỳ bằng số lớp electron. - Chu kỳ I : cĩ 2 nguyên tố H và He gọi là chu kỳ đặc biệt. Cĩ 1 lớp electron. - Chu kỳ II : gồm 8 nguyên tố từ Li đến Ne. Cĩ 2 lớp electron trong nguyên tử. Điện tích hạt nhân tăng dần từ Li (+3) đến Ne (+10). - Chu kỳ II, III : Mỗi chu kỳ gồm 8 nguyên tố, gọi là chu kỳ ngắn. - Chu kỳ IV, V : Mỗi chu kỳ cĩ 81 nguyên tố gọi là chu kỳ dài. - Chu kỳ VI, VII : Mỗi chu kỳ cĩ 32 nguyên tố riêng chu kỳ VII gọi là chu kỳ dở dang vì mới được hết 24 nguyên tố. - Trong 1 chu kỳ từ trái sang phải tính kim loại giảm, tính phi kim loại tăng lên. - Sự biến đổi cũng thể hiện ngay cả hợp chất của nĩ. 1.3.3. Cấu hình electron của các nguyên tố - Tính chất tuần hồn của các nguyên tố cĩ được là so sự điền electron một cách tuần hồn vào lớp vỏ electron của chúng được gọi là orbitan nguyên tử. Thế cĩ 4 phân lớp orbitan s, p, d, f. Năng lượng của các orbitan được sắp xếp theo thứ tự 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d < 4f < 6p. - Hai nguyên tố đầu chu kỳ bao giờ cũng cĩ electron điền vào phân lớp ns đĩ là những nguyên tố họ s. - Sáu nguyên tố cuối chu kỳ bao giờ cũng cĩ electron điền vào phân lớp np đĩ là những nguyên tố họ p. - Các nguyên tố họ s, p cĩ thể là phi kim loại hay kim loại. - Các chu kỳ IV, V, VI cĩ thêm 10 nguyên tố và chu kỳ VII cĩ 5 nguyên tố cĩ electron điền vào phân lớp d. Đĩ là nguyên tố chuyển tiếp họ d. Tồn bộ chúng đều là kim loại. - Chu kỳ VI và chu kỳ VII, mỗi chu kỳ cĩ một họ 14 nguyên tố cĩ electron điền vào phân lớp f. Đĩ là những nguyên tố chuyển tiếp họ f. - Các nguyên tố thuộc họ s, p đều nằm ở phân nhĩm chính. - Các nguyên tố họ d nằm ở phân nhĩm phụ. + Nhận xét : Trong một chu kỳ đi từ đầu đến cuối chu kỳ (từ trái sang phải) tính oxy hĩa tăng, tính khử giảm vì trong cùng 1 chu kỳ : điện tích hạt nhân tăng, nhưng bán kính nguyên tử giảm khả năng thu electron tăng, khả năng nhường electron giảm. Trong chu kỳ ngắn sự biến đổi tính chất xảy ra nhanh hơn chu kỳ dài vì bán kính nguyên tử tăng nhanh hơn. Trong một phân nhĩm chính đi từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng. Số lớp electron tăng, nhưng electron ở lớp vỏ ngồi là như nhau. Điện tích hạt nhân tăng làm tăng lực hút đối với electron. Nhưng sự tăng số lớp electron làm tăng mạnh bán kính nguyên tử, tăng lực đẩy của các lớp electron làm thay đổi với lớp bên ngồi dẫn đến làm giảm lực hút của hạt nhân đối với electron. Kết quả khả năng nhường electron tăng, nhận electron giảm, làm cho tính oxi hĩa giảm, tính khử tăng. Trong phân nhĩm phụ, các nguyên tố cĩ tính khử, nhưng tính khử của nguyên tố trên lớn hơn hai nguyên tố dưới do bán kính của chúng biến đổi khơng đều đặn. Từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ 3 cĩ bán kính gần như khơng tăng hoặc giảm, nên khả năng nhường electron của nguyên tố trên lớn hơn hai nguyên tố dưới và tính khử của nguyên tố trên lớn hơn. Trong họ Lantanit và Actinit, lớp vỏ ngồi cùng chỉ cĩ hai electron. Do đĩ chúng cĩ tính khử mạnh. 1.3.4. Phân loại các nguyên tố hĩa học + Khí trơ : Khí trơ là là những nguyên tố cĩ cấu tạo lớp vỏ là ns2np6. Các lớp orbitan được điền đầy các electron nên nĩ bền vững, hoạt tính hĩa học kém. + Nguyên tố điển hình : Là những nguyên tố cĩ lớp vỏ ngồi cùng chưa bão hịa cĩ cấu hình là ns1-2npp1-6. Cĩ 38 nguyên tố điển hình bao gồm phi kim và kim loại. Đây là những nguyên tố cĩ xu hướng cho hoặc nhận electron để lớp vỏ bão hịa nên hoạt tính hĩa học cao. Đĩ là những kim loại điển hình (kim loại kiềm, kiềm thổ ...) và phi kim loại điển hình (oxi, lưu huỳnh, nhĩm halogen ...) chúng cĩ tính khử hoặc oxi hĩa. + Nguyên tố chuyển tiếp : Là những nguyên tố họ d, thuộc chu kỳ IV, V, VI, VII chúng cĩ cấu trúc (n-1)d1-10ns1-2. Những nguyên tố chuyển tiếp trong cùng một dãy cĩ một số tính chất giống nhau. Tất cả đều là kim loại và cĩ tính khử. Những nguyên tố này thường cĩ nhiều số oxi hĩa, hợp chất của chúng thường cĩ màu và dễ tạo phức chất. + Nguyên tố họ Lantanít và Actinit : Người ta gọi nguyên tố nhĩm này là những nguyên tố chuyển tiếp họ f, vì chúng nằm trong phân nhĩm phụ nhĩm III. Các nguyên tố này cĩ cấu hình : ns1-2 (n – 1)d0-10 (n-2)f1-14 Các nguyên tố này cĩ tính chất lý hĩa học giống nhau. Tất cả cĩ cùng tính khử. Chúng cĩ tính chất giống nhau vì chúng cĩ bán kính nguyên tử gần bằng nhau, tương tác hạt nhân nguyên tử và electron ngồi cùng gần như nhau. Chương 2 : HYDRO VÀ NHỮNG NGUYÊN TỐ NHĨM I 2.1. HYDRO VÀ HỢP CHẤT CỦA NĨ 2.1.1. Đặc điểm của nguyên tố Hydro - Hydro là nguyên tố cĩ cấu tạo đơn giản. - Cấu hình electron nguyên tử của nĩ cũng đơn giản : 1s1 - Năng lượng ion hĩa nguyên tử của nĩ cao : 13.6eV - Ion H+ cĩ kích thước nhỏ, cĩ tác dụng phân cực lớn với các ion, hoặc nguyên tử khác. - Các hợp chất giữa nguyên tử hydro với nguyên tố khác là liên kết cộng hĩa trị. - Cĩ thể nhận 1 electron để tạo thành ion H–. - Ion H+ khơng cĩ vỏ cĩ khả năng tạo liên kết hĩa học đặc biệt gọi là liên kết Hydro. - Cĩ khả năng hịa tan trong kim loại  liên kết kim loại. Nhận xét : Hydro giống kim loại kiềm : là nguyên tố họ s, cĩ khả năng nhường 1 electron  H+ thể hiện tính khử mạnh. Hydro giống các halozen : cĩ khả năng nhận 1e  H– và tạo phức chất. Trong điều kiện thường Hydro là chất khí và được xem là nguyên tố phi kim loại. Vì thế Hydro phải được khảo sát như nguyên tố đặc biệt. 2.1.2. Đơn chất * Tính chất vật lý : - Hydro là chất khí, khơng màu, khơng mùi, khơng vị, cĩ phân tử gồm 2 nguyên tử (H2). - Khí Hydro nhẹ, độ linh động lớn, độ phân cực bé, lực liên kết phân cực nhỏ dẫn đến nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi thấp. - Phân tử thuộc loại khơng cực, khối lượng nhỏ nên ít tan trong nước và dung mơi. Nhưng lại tan trong kim loại Ni, Pd, Pt ... Một số tính chất hĩa lý của Hydro Ái lực electron (F, eV) : 0,75 Năng lượng ion hĩa (I, eV) : 13,6 Độ âm điện tương đối (ĐTA) : 2,1 Bán kính nguyên tử (RC, Å) : 0,53 Độ dài liên kết H-H (dH–H, Å) : 0,749 Năng lượng phân ly H2 (EPL, KJ/mol) 435 Nhiệt độ nĩng chảy (tnc, 0C) –259,1 Nhiệt độ sơi (ts, 0C) : –252,6 Hàm lượng trong vỏ quả đất ()HĐ, %nguyên tử) : 17 + Tính chất hĩa học : - Ở điều kiện thường phân tử Hydro rất bền. - Ở điều kiện nhiệt độ cao Hydro hoạt động mạnh. Tính khử : H2 + X2 (Cl2, Br2, I2) hư t0 2HX 2H2 (K) + O2 (K) 7000C Pt 2H2O CuO + H2 t0 H2O + Cu Tính oxi hĩa : 2Na + H2 = 2NaH Khi đốt nĩng phân tử H2 được phân ly thành nguyên tử H. H2 t0 2H  0298H = 435 KJ/mol Nguyên tử H cĩ hoạt tính lớn phản ứng được với S, N, P, Hg, nhiều oxyt kim loại và hợp chất khác. - Các dạng họp chất của Hydro ở dạng tự nhiên là H2O, đất sét, than, dầu ... cĩ trong vỏ quả đất và trong cơ thể động thực vật. - Trong vũ trụ chiếm 1 nửa khối lượng mặt trời và các vì sao. - Hydro cĩ 3 đồng vị tự nhiên : proti 1H, đơteri 2H, triti 3H và 2 đồng vị nhân tạo 4H, 5H. 2.13. Hợp chất của hydro + Hợp chất H(–1) - Giống hợp chất Halozen gọi là Hydrua. - Phản ứng thu nhiệt mạnh (hoạt tính oxi hĩa kém). - Bản chất nguyên tố kết hợp với Hydro cĩ thể là ion, cộng hĩa trị hay kim loại. - Hydrua cộng hĩa trị là các Hydrua của các phi kim loại BH3, SiH3 hayc ác kim loại phân nhĩm chính nhĩm III, IV, V như AlH3, ; AsH3 ... những Hydrua này khơng bền và bị nước phân hủy : SiH4 + 3H2O = H2SiO3 + 4H2 - Các Hydrua cùng cĩ tính axít, bazơ hoặc lưỡng tính. Khi tác dụng với nhau tạo thành phức chất. BH3 + LiH = Li[BH4] - Các Hydrua cộng hĩa trị cĩ khả năng tạo ra những tinh tểh Polime rắn được liên kết với nhau bằng cầu Hydro. Ví dụ : B4H10 - Các Hydrua kim loại chuyển tiếp cĩ thể cĩ thành phần xác định (PaH2, UH3, ...) hay khơng xác định (TiH1,7 ; VH06 ...) thường là bền, cĩ ánh kim, dẫn điện rất khĩ xác định dạng liên kết này. - Các Hydrua đều là chất khử mạnh và ion H– khơng thể tồn tại trong dung dịch nước. + Hợp chất H(+) - Hợp chất tương đối phổ biến. Ví dụ : Chất khí (HCl) lỏng (H2O) rắn (H2SiO3). - Liên kết trong hợp chất là liên kết cộng hĩa trị. - Ngịai ra cịn cĩ trạng thái liên kết Hydro trong các liên kết F-H, O- H, N-H dẫn đến các hợp chất HF, H2O, NH3 cĩ nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi cao bất thường so với những hợp chất cùng loại của các nguyên tố trong phân nhĩm. B H H H H B H B H H B H H H - Các liên kết Hydro là những dung mơi ion hĩa tốt. 2.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IA 2.2.1. Đặc điểm các nguyên tố nhĩm IA - Gồm các nguyên tố Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubidi (Rb), xedi (Cs), Franxi (Fr). - Cấu hình electron ns1 cĩ tên chung là kim loại kiềm. - Cĩ tính khử mạnh. - Khi bị chiếu sáng cũng bật electron ra được. - Là những kim loại điển hình, phân hủy nước và rượu. - Tác dụng với Hydro tạo thành Hydrua dạng muối rắn. - Oxyt và Hydrox t là bazơ mạnh điển hình tăng từ li đến Fr. - Muối đều khơng màu và dễ tan trong nước (trừ Li). - Tính kim loại tăng dần từ đầu đến cuối phân nhĩm. 2.2.2. Các đơn chất của nguyên tố nhĩm IA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Li Na K Rb Cs Fr Bán kính nguyên tử (Å) 1,55 1,89 2,36 2,48 2,68 2,8 Bán kính ion Rxt (Å) 0,68 0,98 1,33 1,49 1,65 1,75 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 5,39 5,14 4,34 7,18 3,89 3,98 Khối lượng riêng d(g/cm3) 0,53 0,97 0,85 4,5 1,9 Nhiệt độ nĩng chảy tnc (0C) 180 98 63 39 29 Nhiệt độ sơi ts (0C) 1330 900 766 700 685 Hàm lượng trong vỏ quả đất (% ng.tử) 0,02 2,4 1,4 7.10–3 9,5.10–9 + Tính chất vật lý : - Khi Tăng điện tích hạt nhân các thơng số hĩa lý đều tăng. - Bán kính nguyên tử lớn và tăng nhanh từ đầu đến cuối phân nhĩm  năng lực ion hĩa nhỏ và giảm theo chiều trên. - Là những kim loại rất nhẹ và mềm. - Các kim loại kiềm đều cĩ độ dẫn điện lớn. - Khi đốt cĩ màu đặc trưgn Li : đỏ tía, Na : vàng rực, K : tím hồng, Rb : đỏ huyết, Cs : xanh da trời được ứng dụng để phân tích định tính. + Tính chất hĩa học : - Kim loại hoạt động mạnh tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ khí trơ. - Đun nĩng nhẹ tác dụng với Hydro tạo thành Hydrua. - Phản ứng mạnh với Halogen, Oxy, Lưu hùynh, Nitơ, Cabon. - Bị oxy hĩa ngay ở nhiệt độ thường : Li nhanh, Na rất nhanh, K ngay lập tức, Rb, CS bốc cháy. Li cho oxýt thường Li2O. - Cịn các kim loại khác tạo thành Oepxyt X2Na2 hoặc XO2 (K, RB, Cs). - Chỉ cĩ Li tác dụng trự tiếp dd với C, N2 tạo thành Nitrua, Li3N, Li2C2. Các nguyên tố khác do nitrua và cacbua gián tiếp. - Ở nhiệt độ thường, các kim lọai kềm tác dụng mãnh liệt với nước và axít giải phĩng Hydro. + Trạng thái tự nhiên và điều chế : - Natri chiếm 2,4% trọng lượng vỏ quả đất, K : 1,4 cịn các chất khác rất ít. - K, Na thường tồn tại trong nước biển, muối mỏ dưới dạng kép. - Điều chế Na bằng cách điện phân NaCl, NaOH nĩng chảy. - Điều chế K bằng cách dùng Fe khử KOH ở nhiệt độ cao. 2.2.2. Hợp chất các nguyên tố khác nhau - Tạo muối hay kiểu muối tương ứng với trạng thái hợp chất X+1. - X+1 cĩ điện tích nhỏ, bán kính lớn nên phân cực bé nên tạo phía kém, muối ít tạo hydrat tinh thể. - Hợp chất kim lọai kiềm dễ tan, bền nhiệt. - Các hợp chất điển hình là oxyt, peoxyt và hydroxyt. Các muối halozenua, muối cacbonat. 2.3. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IB 2.3.1. Đặc tính của các nguyên tố phân nhĩm IB - Phân nhĩm phụ IB gồm : đồng (Cu), bạc (Ag), vàng (Au). - Đều cĩ 1 electron ở lớp vỏ ngồi cùng, cĩ cấu hình electron : (n- 1)s2 (n-1)p6 (n-1)d10ns1. - 18 electron ở lớp thứ 2 từ ngịai vào chưa hồn tồn bền nên dễ nhường các electron. Vì thế mà phân nhĩm phụ IB khơng những cĩ trạng thái +1, cịn cĩ +2 và +3. Đặc trưng nhất là Cu+2, Ag+1, Au+3. - Bán kính nguyên tử nhỏ nên electron khĩ mất nên là những kim loại kém hoạt động. Khơng phân hủy nước, Hydroxyt là các bazơ yếu. - Theo chiều Cu  Au tính kim loại giảm, khả năng tạo phức tăng. 2.3.2. Các đơn chất Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Cu Ag Au Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,28 1,44 1,44 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 7,72 7,57 9,22 Khối lượng riêng d(g/cm3) 8,96 10,50 19,3 Nhiệt độ nĩng chảy tnc (0C) 1083 964 1063 Nhiệt độ sơi ts (0C) 2543 2167 2880 Hàm lượng trong vỏ quả đất (% ng.tử) 3,6.10–3 1,6.10–6 5.10–8 - Trạng thái tự nhiên Cu : đỏ, Ag : trắng, Au : vàng - Dẫn điện và dẫn nhiệt tốt. - Dễ tạo hợp kim với nhau và hợp kim với kimloại khác nhất là đồng. - Dễ tạo hợp kim với Hg (Au, Ag, Cu). - Kém hoạt động hĩa học, giảm dần từ Cu  Au. - Trong điều kiện thường : Au, Ag bền Cu tạo thành lớp CuO. Trong khơng khí ẩm cĩ CO2 tạo thành Cu(OH)2.CuCO3 (màu xanh). - Đốt nĩng với Oxy Cu  CO và Cu2O cịn Ag, Au hấp thụ Oxy. - Cu kết hợp dễ dàng với Halogen, Ag chậm cịn Au chỉ phản ứng khi ở nhiệt độ cao. - Ag, Cu phản ứng trực tiếp với Lưu huỳnh (S) cả nhĩm khơng tác dụng với H2, N2, C. - Cả 3 nguyên tố chỉ tan trong axit HCl và H2SO4 lỗng khi cĩ mặt chất oxi hĩa. - Ag, Cu dễ tan trong các axít cĩ tính Oxy hĩa (HNO3, H2SO4 đặc nĩng), Au tan trong HCl đặc bão hịa Cl2 hoặc nước cường tan (1HNO3 + 3HCl) do tác dụng của Clo nguyên tử. - Cả 3 nguyên tố đều tan trong dung dịch Hyanue bazơ khi cĩ mặt Oxy. - Tất cả các hợp chất tan của Cu, Ag, Au đều độc hại. 2.3.3. Các hợp chất + Các hợp chất X(+1) - Đặc trưng là Ag+1, đối với Cu+1, Au+ kém bền. - Các Oxyt X2O đều là chất rắn, Cu2O : đỏ, Ag2O : nâu xẫm, Au2O : tím màu, ít tan trong nước. - Các Hydroxýt XOy, khơng bền, bị phân hủy ngay, do tác động phân cực mạnh của ion X+. - X2O thể hiện tính bazơ trung bình. - Các muối X+1 (Ag+, Cu+) khơng tan trong nước, ở trạng thái ẩm chúng khơng bền nên phân hủy. - Các muối Cu+, Au+ dễ bị oxi hĩa  Cu+2, Au+3 - Các muối Ag+ dễ bị phân hủy khi cĩ ánh sáng tác dụng. + Các hợp chất X(+2) - Hợp chất X+2 chỉ đặc trưng đối với Cu+2. - Thường gặp là CuO, Cu(OH)2 và các muối của nĩ. - CuO khơng tan trong nước, dễ tan trong axit, nung nĩng đến 8000C nĩ phân hủy thành Cu2O và Oxy. - Ở 2500C cĩ mặt Hydro CuO bị khử đến Cu. - Cu(OH)2 là hydroxyt lưỡng tính nhưng cả hai tính đều yếu. Trong axít nĩ tạo muối Cu+2. Trong kiềm mạnh, đặc, dư nĩ cho muối cuprit màu xanh. - Các muối Cu+2 rất dễ tạo phức. + Hợp chất X(+3) : - Trạng thái X(+3) đặc trưng là Au+3. - Các hợp chất thường gặp Au2O3, Au(OH)3, AuHal3. - Au2O3 điều chế bằng cách đun nĩng (1000C), Au(O)3. - Au(OH)3 điều chế bằng cách cho kiềm tác dụng lên dung dịch A4Cl3 đặc. - Oxýt và Hydroxyt Au+3 cĩ tính chất lưỡng tính, chức axit mạnh hơn (gọi là axít Auric) tạo muối Aurat. - Tất cả các muối Au+3 dễ bị nhiệt phân hủy, cho ra Au kim loại. Chương 3 : NHĨM II TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 3.1. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IIA 3.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm IIA - Gồm các nguyên tố : Berili (Be), Magie (Mg), Canxi (Ca), Stronti (Sr), Bari (Ba), Rađi (Ra), nĩ cĩ trong tự nhiên. Ra là nguyên tố hiếm, phĩng xạ. - Nguyên tố họ s, cấu hình electron, lớp ngịai cùng ns2. - Cĩ tính khử và tạo ion X+2. - Bán kính nguyên tử RK (Å) tăng từ trên xuống dưới. - Từ Ca cĩ thêm các orbitan lớp d hoặc f cĩ thể tham gia tạo liên kết hĩa học. - Tính kim loại tăng từ Be  Ra. - Hình thành 3 nhĩm : Be lưỡng tính giống Al, cịn Mangan là kim loại hoạt động mạnh, nhưng tính chất khơng giống kim loại kế tiếp, các kim loại Ca, Sa, Ba hoạt động mạnh được goi là kim loại kiềm thổ. - Chỉ cĩ Be, Mg cĩ khả năng tạo phức, cịn lại tạo ionX+2. - Các hợp chất XO, X(OH)2 đều cĩ tính bazơ mạnh tăng từ Be - Ra. 3.1.2. Đơn chất : Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Be Mg Ca Sr Ba Ra Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,13 1,6 1,97 2,15 2,21 2,35 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 9,32 7,65 6,11 5,69 5,21 5,28 Nhiệt độ nĩng chảy tnc (0C) 1283 650 850 770 721 960 Nhiệt độ sơi ts (0C) 2970 1117 1490 1370 1370 1530 Khối lượng riêng d(g/cm3) 1,85 1,74 1,54 2,63 3,76 6,0 Hàm lượng trong vỏ quả đất (% ng.tử) 1,2.10–3 2,0 2,0 1.10–2 5,7.10–3 1.10–10 + Berili : - Kim lồi màu trắng, nhẹ, rất cứng n0 dịn. - Be gần giống Al, cĩ ái lực lớn với Oxi, nhưng bền nhờ màng BeO. - Be phản ứng với nhĩm Halogen, Oxi, Lưu huỳnh, Nitơ. Trong điều kiện thường khơng tác dụng với Hydro. - Tan trong axít và kiềm (kim loại lưỡng tính), thụ động trong HNO3, H2SO4 đặc nguội. - Tác dụng với nhiều kim loại tạo thành Berilua. - Dễ tạo hợp kim, 1 lượng nhỏ trong hợp kim làm cho hợp kim cứng, bền. - Cho tia Rơngen X đi qua nên làm cửa sổ cho ống Rogen. - Dùng làm chất hãm, chất phản xạ nơtron trong các lị nguyên tử. - Là nguyên tố hiếm. Trong thiên nhiên dưới dạng quặng Beryl. - Điều chế bằng điện phân BeCl2 nĩng chảy hay nhiệt phân BeF2. + Magie : - Kim loại màu trắng bạc, nhẹ, tnc và ts thấp, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, mềm và dẻo hơn Be. - Ứng dụng quan trọng nhất là điều chế hợp kim nhẹ, nhưng ít bền hĩa, kém chịu nhiệt. - Nguyên tố họ s song cĩ orbian nguyên tử họ d. - Magie dễ dàng phản ứng hdo, tạo được MgH2 (Hydnua Magie). - Magie dễ dàng phản ứng với nhĩm Halogen, Oxi, Lưu huỳnh, Nitơ, Na ... - Đốt Magie cháy tạo ngọn lửa sáng và phát nhiệt. - Là chất khử mạnh, khử được những hợp chất bền : H2O, CO2, SiO2, P2O5, B2O3. - Magie tan nhanh trong axit, nhưng khơng tác dụng với bazơ. - Magie tác dụng với hợp chất hữu cơ Alkyl Halogen và trong dung dịch este tạo hợp chất cơ Magie. - Là nguyên tố phổ biến trong tự nhiên. - Tồn tại ở dạng hợp chất. - Điều chế bằng điện phân Cacnalit KCl.MgCl2.6H2O hoặc MgCl2 nĩng chảy hoặc bằng nhiệt kim loại hay khử C. + Canxi, Stronti, Bari : - Đều là kim loại trắng, bạc, mềm, nhẹ, dẫn nhiệt, điện tốt, dễ dát mỏng, dễ kéo sợi. - Khá mềm và hoạt động mạnh nên khơng thể dùng ở trạng thái đơn chất hoặc hợp kim như nhẵng kim loại khác. - Khi đốt cĩ màu đặc trưng Ca : đỏ da cam, Sv : đ3o rực, Ba : lục hơi vàng. - Kim loại rất hoạt động, hoạt tính tăng, kết hợp hầu hết phi kim ở điều kiện thường. Khi đun nĩng tác dụng được với các nguyên tố khi hoạt động như cacbon, silic, hydro ... - Trong khơng khí dễ dàng tạo thành MO. - Khi đun nĩng chúng tác dụng với Hydro tạo thành Hydrua rắn được dùng làm chất khử mạnh. - Ở nhiệt độ cao tạo thành các peoxyt nhưng kém bền tính bền tăng từ Ca  Ba. - Trong điều kiện thường ba nguyên tố đều tác dụng với H2O tạo thành Hydroxyt và thốt H2. - Chúng đều tan trong axít tạo thành muối và giải phĩng H2. - Trong thiên nhiên canxi là nguyên tố phổ biến, Be khá phổ biến, cịn Strenti khá hiếm và thường gặp ở dạng hợp chất. - Điều chế bằng điện phân muối clorua khan nĩng chảy. 3.2.3. Các hợp chất của phân nhĩm IIA + Hợp chất Be (+2) - Các hợp chất ở dạng đơn giản (BeO, BeS ...) hay phức ([Be(H2O)4]+2, [Be(OH)4]–2 ...) là tinh thể màu trắng, dễ tan trong nước. - Hợp chất Be+2 cĩ tính lưỡng tính. - BeO cĩ cấu trúc đặc, khít, chịu lửa, dẫn nhiệt, nung nĩng khơng hoạt động hĩa học. - Là hợp chất lưỡng tính, BeO tan trong axit, kiềm. Khi đốt nĩng hay nấu chảy với các oxyt axit, oxyt bazơ. - Hydro beri Be(OH)2 là hợp chất Polime, khơng tan trong nứơc cĩ tính lưỡng tính. - Be+ cĩ tác dụng phân cực cao nên muối bị thủy phân. + Hợp chất Mg(+2) : - Thường gặp ở dạng muối, phức cation. - Muối Mg+2 khan hút ẩm đặc biệt Mg(ClO4)2 dùng làm chất sấy khơ. - Muối Mg2+ cĩ đặc trưng đa dạng là muối kép. - Oxýt MgO màu trắng, xốp, khĩ nĩng chảy (tnc = 2.8000C) cĩ tính bazơ dễ tan trong axit, nung nĩng mất hoạt tính. - Mg(OH)2 cĩ cấu trúc lớp, ít tan trong nước lạnh, bazơ mạnh trung bình. - Khi đun nĩng dung dịch MgCl2 hay muối MgCl2.6H2O  thủy phân tạo thành Oxoclorua và bị polime hĩa. Cl–Mg–O–Mg . . . O–Mg–Cl Trên cơ sở đĩ tạo ra xi măng Magie. - MgSO4 được dùng làm thuốc tẩy nhẹ. + Hợp chất Ca(+2), Sr(+2), Ba(+2) - Các hợp chất X(+2) đều bền. - Kích thước nguyên tử lớn cĩ sự tham gia của orbitan nguyên tử nhĩm f. - Các hợp chất X(+2) tan trong nước. Các muối cacbonat, sunfat khĩ tan. - Các oxyt và hydroxyt cĩ tính bazơ mạnh. - Các oxyt là chất bột màu trắng cĩ tnc cao, phản ứngmãnh liệt với nước tạo X(OH)2 và tỏa nhiệt. - X(OH)2 bị nhiệt phân lại trở về XO và H2O. - Các hydroxyt cĩ tính tán, tính bazơ, tính bền nhiệt tăng từ Ca  Ba. - Ca, Sr, Ba cịn cĩ khả năng tạo peoxyt XO2 màu trắng và peoxyt bậc cao XO4 màu vàng. - Peoxyt tác dụng axít cho H2O2, peoxyt bậc cao cho H2O2 và O2 độ bền peoxyt tăng từ Ca  Ba. - Deoxyt đều khĩ tan trong n7ớc. - XO2 được điều chế bằng cách trung hịa bazơ bằng axit. Ca(OH)2 + H2O2 = CaO2 + 2H2O - BaO2 là peroxyt phổ biến nhất, ngịai cách điều chế như trên cịn cách nung nĩng BaO trong khơng khí ở 5000C. - BaO2 dùng để tẩy trắng lụa, sợi thực vật, tẩy màu thủy tinh, điều chế H2O2, Pecabonat Bari, dùng tẩy uế. - Muối halogenua dễ tan trong nước (trừ XF2) đặc biệt CaCl2 được dùng hút ẩm, sấy khơ, tải lạnh ... - Muối XCO3, XSO4 khĩ tan trong nước giảm dần từ Be  Ba. - Các muối XCO3 bị nhiệt phân cho XO và CO2 khả năng nhiệt phân giảm từ Ca  Ba. - Muối XSO4 khơng bị nhiệt phân. - Thơng dụng nhất là CaCO3 và CaSO4. - CaCO3 nguyên liệu để điều chế Ca(OH)2 và CaO. - CaSO4 dùng làm thạch cao, tượng, vách ngăn. - X(OH)3 kết tủa vơ định hình. Khơng tan trong nước. - Các muối X(+3) tan được trong nước là : Clorua, nitrat, Sufat, muối khĩ tan : Sunfua, Florua, Photphat, Cacbonat ... - Ứn dụng trong kỹ thuật chân khơng và tạo hợp kim, làm xúc tác trong các phản ứng hĩa học, chế tạo gốm, thủy tinh, vật liệu kỹ thuật điện, điện tử. + Các hợp chất X(+4), X(+2) - Đặc trưng là CeO2, CeF4, Ce(OH)4 ... - CeO2 màu vàng sáng, khĩ nĩng chảy sau khi nung, trơ về mặt hĩa học. - Muối Ce+4 khơng bền, thủy phân mạnh. - Trong axit thể hiện chất oxi hĩa mạnh. - Trạng thái +2 đặc trưng là : Eu(+2), Sn (+2), Yb (+2) dưới dạng oxyt, hydroxýt giống nhĩm Ca. - Hợp chất X(+2) cĩ tính khử. 3.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IIB 3.2.1. Đặc tính nguyên tố nhĩm IIB - Gồm kẽm (Zn), cadini (Cd), Thủy ngân (Hg) - Cấu hình electron (n-1)s2 (n-1)p6(n-1)d10ns2. - Cĩ hai electron ở lớp ngồi cùng ns2 và số oxi hĩa +2. - Tính kim loại kém hơn kim loại kiềm thổ. - Tính tạo phức tăng dần từ Zn đến Hg. 3.2.2. Đơn chất của phân nhĩm IIB Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Zn Cd Hg Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,13 1,49 1,50 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 9,391 8,991 10,43 Khối lượng riêng d(g/cm3) 7,1 8,7 13,55 Nhiệt độ nĩng chảy tnc (0C) 419 321 -39 Nhiệt độ sơi ts (0C) 907 767 357 Hàm lượng trong vỏ quả đất (%) 1,5.10–3 7,6.10–6 7.10–7 - Zn : trắng, hơi xanh ; Cd, Hg : màu trắng bạc, dễ nĩng chảy, dễ bay hơi. - Đều cĩ khả năng tạo hợp kim. Hợp kim của Hg gọi là hỗn hợp. - Bền với khơng khí khơ, tác dụng với CO2 trong khơng khí ẩm. - Zd, Cd phản ứng với S nĩng, Hg torng điều kiện thường tạo HgS. - Zn dễ tan trong axít HCl, H2SO4 lỗng, Hg thì khơng. - Cả ba đều tan trong HNO3 lỗng. - Zn cĩ tính lưỡng tính tan cả trong axít và kiềm. - Trong thiên nhiên tồn tại dưới dạng quặng, riêng Hg tồnt ại dạng mỏ Hg nguyên chất. - Điều chế quặng XS : đốt sunfua thành oxyt rồi khử oxyt ở nhiệt độ cao. - Muốn điều chế Hg : nung quặng HgS ở nhiệt độ = 5000C. 3.2.3. Các hợp chất của phân nhĩm IIB + Các hợp chất X(+2) - Là chất rắn ZnO : trắng ; CdO : nâu ; HgO : đỏ. - Độ bền oxýt XO giảm theo chiều Zn - CD - Hg. - Khơng tan trong nước nhưng tan trong axit. - Các cation X+2 khơng màu. - Muối cĩ màu HgI2 : đỏ ; CDs : vàng ; HgS : đỏ, đen - Các Halogenua, Sunfat, Nitrat tan trong nước. - Khi tan các hợp chất X+2 tạo phức. + Các hợp chất Hg(+1) - Khơng cĩ ion H+ mà chỉ cĩ ion 22Hg  cấu trúc [–Hg–Hg–]+2. - Nhĩm 22Hg  khơng phân ly. - Hg(+1) khơng màu, khĩ tan trong nứơc. - Tùy theo điều kiện mà 22Hg  cĩ tính khử hoặc oxy hĩa. - Hợp chất 22Hg  dị phân cho Hg và hợp chất Hg(+2). - Một số hợp chất bền : Hg2Cl2, Hg2SO4. Chương 4: NHĨM III TRONG BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HỒN 4.1. NGUYÊN TỐ PHÂN NHĨM IIIA 4.1.1. Đặc tính của các nguyên tố nhĩm IIIA - Gồm các nguyên tố : Bo (B), Nhơm (Al), Gali (Ga), Indi (In), Tali (Tl), Bo và Nhơm phổ biến. - Cấu hình electrn ns2np1. - Thể hiện tính khử chuyển sang trạng thái X+3. - Chỉ cĩ B là phi kim, từ Al trở đi là kim loại. - Ngịai ra cịn số oxy hĩa X+ độ bền tăng từ Ga  Tl. 4.1.2. Các đơn chất của nguyên tố phân nhĩm IIIA Một số thơng số hĩa lý Thơng số hĩa lý Bo Al Ga In Tl Bán kính nguyên tử RK (Å) 0,9 1,43 1,39 1,66 1,71 Năng lượng ion hĩa 1 (eV) 8,298 5,986 5,998 5,798 6,106 Khối lượng riêng d(g/cm3) 2,34 2,7 5,97 7,36 11,85 Nhiệt độ nĩng chảy tnc (0C) 2300 660 29,8 156 304 Nhiệt độ sơi ts (0C) 2550 2270 2250 2040 1470 Hàm lượng trong vỏ quả đất HĐ (%) 6.10–4 6,6 4.10–4 1,5.10–6 3.10–5 + Nguyên tố Bo - Nguyên tố phi kim loại cĩ vài dạng thù hình, bền là dạng tứ phương. - Bo là chất bán dẫn, cĩ màu đen, khĩ nĩng chảy. - Cĩ cấu hình electron hĩa trị 2s22p1. - Hoạt tính hĩa họ