Bài giảng Hóa vô cơ - Ngô Thị Mỹ Bình

............................................................................ 2 1.1.3. Độ phổ biến của các nguyên tố trong tự nhiên ...................................... 2 1.2. Tính bền của nguyên tố phóng xạ ................................................................ 3 1.2.1. Sự phóng xạ ........................................................................................... 3 1.2.2. Các cách phân huỷ phóng xạ ................................................................. 4 1.3. Phản ứng hạt nhân ....................................................................................... 4 1.3.1. Cơ chế phản ứng hạt nhân ...................................................................... 4 1.3.2. Các loại phản ứng hạt nhân .................................................................... 5 1.4. Nguồn gốc hình thành nguyên tố hoá học trên quả đất ................................ 5 1.5. Tổng hợp nhân tạo các nguyên tố trong phòng thí nghiệm ......................... 6 CHƯƠNG 2: PHÂN LOẠI TỔNG QUÁT CÁC CHẤT VÔ CƠ 2.1. Kim loại .... 8 2.1.1. Phân biệt kim loại và không kim loại . 8 2.1.2. Cấu tạo nguyên tử của kim loại .. 8 2.1.3. Cấu trúc tinh thể của kim loại . 8 2.1.4. Liên kết trong kim loại 9 2.1.5. Kim loại chuyển tiếp. Kim loại không chuyển tiếp 9 2.1.6. Tính chất vật lý của kim loại. Thuyết miền năng lượng . 10 2.1.7. Điều kiện để kim loại phản ứng với nước, axit, bazơ, muối ... 12 2.2. Á kim. Phi kim. Khí hiếm . 14 2.3. Hợp chất ... 14 2.3.1. Hợp chất hoá học kim loại .. 14 2.3.2. Hyđrua ..... 15 2.3.3. Oxit .. 16 2.3.4. Hiđroxit .... 16 2.3.5. Muối ..... 17 CHƯƠNG 3: PHỨC CHẤT 3.1. Khái niệm ...... 19 3.1.1. Ion phức ... 19 3.1.2. Phức chất .. 19 3.1.3. Ion trung tâm .... 19 3.1.4. Phối tử .. 19 3.1.5. Cầu nội - Cầu ngoại . 20 3.1.6. Sự phối trí - Số phối trí - Dung lượng phối trí . 20 3.1.7. Phối tử đơn càng - Phối tử đa càng .. 20 3.1.8. Phức vòng càng - Phức đa nhân ... 21 3.1.9. Nội phức ... 21 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Mục lục Hoá vô cơ 214 3.1.10. Danh pháp của phức ... 21 3.2. Liên kết trong phức chất .... 22 3.2.1. Thuyết liên kết hoá trị (VB) ..... 22 3.2.2. Thuyết trường tinh thể . 25 3.2.3. Thuyết trường phối tử ...... 32 3.3. Tính chất của phức .... 34 3.3.1. Sự phân ly của phức trong dung dịch nước . 34 3.3.2 Tính oxy hoá - khử của phức . 36 3.3.3. Tính axit-bazơ của phức ... 36 CHƯƠNG 4: HIĐRO - NƯỚC 4.1. Hiđro . 37 4.2. Hiđrua .... 40 4.3. Nước . 41 CHƯƠNG 5: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM VII 5.1. Nhóm VIIA (Halogen) .. 45 5.1.1. Đơn chất ... 45 5.1.2. Hợp chất halogen .. 50 5.1.2.1. Hiđro halogenua .. 50 5.1.2.2. Hợp chất oxi axit của clo ..... 53 5.2. Nhóm VIIB 56 5.2.1. Đơn chất ............... 56 5.2.2. Các hợp chất của mangan 58 5.2.2.1. Hợp chất Mn +2 .. 58 5.2.2.2. Hợp chất Mn +4 .. 59 5.2.2.3. Hợp chất Mn +6 .. 60 5.2.2.4. Hợp chất Mn +7 .. 60 CHƯƠNG 6: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM VI 6.1. Nhóm VIA .... 62 6.1.1. Oxi .... 62 6.1.2. Ozôn ..... 64 6.1.3. Hợp chất của oxi ... 66 6.1.3.1. Oxit ..... 66 6.1.3.2. Peoxit. Supeoxit. Ozonit ..... 68 6.1.3.3. Hiđro peoxit 69 6.1.4. Lưu huỳnh .... 71 6.1.5. Hợp chất của lưu huỳnh ... 73 6.1.5.1. Đihiđro sunfua ... 73 6.1.5.2. Sunfus kim loại ... 74 6.1.5.3. Sunfua đioxit- Axit sunfurơ - Muối sunfit ......................................... 76 6.1.5.4. Sunfu trioxit 78 6.1.5.5. Axit sunfuric ... 79 6.1.5.6. Muối sunfat và hiđrosunfat . 81 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Mục lục Hoá vô cơ 215 6.1.6. Phân nhóm Selen .. 82 6.2. Nhóm VIB . 84 6.2.1. Đơn chất ............... 84 6.2.2. Các hợp chất của crom . 86 6.2.2.1. Hợp chất Cr +3 .... 86 6.2.2.2. Hợp chất Cr +6 .... 88 CHƯƠNG 7: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM V 7.1. Nhóm VA ...... 91 7.1.1. Nitơ ....... 91 7.1.2. Hợp chất của nitơ ...... 93 7.1.2.1. Nitrua ....... 93 7.1.2.2. Amoniăc ... 93 7.1.2.3. Axit nitrơ . 96 7.1.2.4. Muối nitrit ... 97 7.1.2.5. Axit nitric 98 7.1.2.6. Muối nitrat .. 100 7.1.3. Phôtpho . 101 7.1.4. Hợp chất của phôtpho ... 104 7.1.4.1. Phôtphin .. 104 7.1.4.2. Phôtpho (III) oxit ........ 105 7.1.4.3. Axit phôtphorơ ................. .................................................................. 106 7.1.4.4. Phôtpho (V) oxit ......... 107 7.1.4.5. Axit phôtphoric .......... 109 7.1.4.6. Muối phôtphat ............................ 111 7.1.5. Giới thiệu phân nhóm Asen ......... 112 7.1.6. Hợp chất của phân nhóm Asen ........ 113 7.2. Nhóm VIB ........ 119 CHƯƠNG 8: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM IV 8.1. Nhóm VA .............. 120 8.1.1. Cacbon .............. 120 8.1.2. Hợp chất của cacbon ............. 124 8.1.2.1. Cacbua ................. 124 8.1.2.2. Cabon oxit ........... 126 8.1.2.3. Cacbon đioxit .......... 127 8.1.2.4. Axit cacbonic .......... 129 8.1.2.5. Hiđro xianua và xianua ....... 129 8.1.2.6. Cacbon tetrahalogenua ............ 130 8.1.3. Silic ........... 131 8.1.4. Hợp chất của silic .................. 133 8.1.4.1. Silan ................. 133 8.1.4.2. Silic tetrahalogenua .......... 134 8.1.4.3. Silic đioxit ................. ................................................................. 135 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Mục lục Hoá vô cơ 216 8.1.4.4. Axit silixic ................... 136 8.1.4.5. Silicat ........... 136 8.1.4.6. Silixua kim loại ............................... 137 8.1.5. Phân nhóm Gecman ...................... 137 8.2. Nhóm VIB . 144 CHƯƠNG 9: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM III 9.1. Nhóm IIIA ..... 145 9.1.1. Bo ...... 146 9.1.2. Hợp chất của bo .... 147 8.1.2.1. Oxit boric ..... 147 8.1.2.2. Axit boric ..... 148 8.1.2.3. Borat 149 9.1.3. Nhôm . 150 9.1.4. Hợp chất của nhôm 152 9.1.4.1. Nhôm oxit .... 152 9.1.4.2. Nhôm hiđroxit .. 153 9.1.4.3. Nhôm hiđrua .............................................. ......................................... 154 9.1.4.4. Muối nhôm(+3) 155 9.1.5. Phân nhóm Gali ..... 157 9.2. Nhóm IIIB .. 158 9.2.1. Đơn chất ... 159 9.2.2. Hợp chất M(+3) ........... 160 9.2.3. Khảo sát các nguyên tố Lantanit .. 161 9.2.4. Các hợp chất của Lantanit .... 162 9.2.5. Khảo sát các nguyên tố Actinoit .. 163 CHƯƠNG 10: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM II 10.1. Nhóm IIA ...... 165 10.1.1. Đơn chất .............................................................. 165 10.1.2. Hợp chất của kim loại kiềm thổ 170 10.1.2.1. Hiđrua ...... 170 10.1.2.2. Oxit .. 170 10.1.2.3. Peoxit ......................................................... ........................................ 171 10.1.2.4. Hiđroxit ... 172 10.1.3. Các hợp chất quan trọng ... 173 10.1.3.1. Canxi hiđroxit ..... 173 10.1.3.2. Canxi cacbonat .... 173 10.1.3.3. Canxi sunfat 174 10.1.3.4. Clorua vôi ... 174 10.1.4. Nước cứng .. 175 10.2. Nhóm IIB .. 176 10.2.1. Đơn chất ......................................... 176 10.2.2. Các hợp chất ..... 179 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Mục lục Hoá vô cơ 217 10.2.5.1. Hợp chất +1 . 179 10.2.5.2. Hợp chất +2 . 181 CHƯƠNG 11: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM I 11.1. Nhóm IA ...... 184 11.1.1. Đơn chất ................................................................. 184 11.1.2. Hợp chất của kim loại kiềm 186 11.1.2.1. Oxit. Peoxit ... 186 11.1.2.2. Hiđroxit . 188 11.1.2.3. Muối của các kim loại kiềm .................... ......................................... 191 11.2. Nhóm IB .. 193 11.2.1. Đơn chất ......................................... 194 11.2.2. Các hợp chất ....... 198 11.2.2.1. Hợp chất +1 ... 199 11.2.2.2. Hợp chất +2 ... 200 11.2.2.3. Hợp chất +3 ... 201 CHƯƠNG 12: NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM I 12.1. Nhóm VIIIA ........ 204 12.1.1. Đặc điểm chung ...................................................... 204 12.1.2. Heli........................................ 204 12.1.3.Neon ..................... 205 12.1.4. Phân nhóm Kripton . 205 12.2. Nhóm VIIIB .... 206 12.2.1. Khảo sát chung ....................................... 206 12.2.2. Họ sắt .................. 206 12.2.2. Họ platin ............. 210 Tài liệu tham khảo ................. 212 * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 2 CHƯƠNG 1 – LỊCH SỬ CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC 1.1. NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC 1.1.1. Nguyên tố hoá học Mendeleev: “Nguyên tố hoá học là dạng các nguyên tử đặc trưng bằng toàn 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 hoá học là dạng các nguyên 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 nguyên 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. Nguyên 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, hoá khác nhau. * Đồng vị: Là các nguyên 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 không phải là số nguyên vì đó là nguyên tử lượng trung bình của các đồng vị. Các đồng vị có hoá 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. Độ phổ biến Nguyên tố % NT % KL Đồng vị phổ biến nhất Oxi 58 47,2 O168 Silic 20 27,6 Si2814 Nhôm 6,6 8,8 Al2713 Natri 2,4 2,64 Na2311 Sắt 2,0 5,1 Fe5626 Canxi 2,0 3,6 Ca4020 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 3 Magie 2,0 2,1 Mg2412 Kali 1,4 2,6 K3919 Titan 0,25 0,6 Ti4822 Photpho 0,05 0,08 P3115 Mangan 0,032 0,09 Mn5525 Lưu huỳnh 0,03 0,05 S3216 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 chứa khoảng ¾ là H và ¼ là He (theo khối 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 PHÓNG XẠ 1.2.1. Sự phóng xạ Sự phóng xạ là hiện tượng một số nguyên tố phát ra bức xạ có khả năng xuyên qua các chất, ion hoá không khí, hoá 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 hoá đồng vị không bền của nguyên tố hoá học này thành đồng vị của nguyên tố hoá 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. Ví dụ : nPHeAl 10 30 15 4 2 27 13  Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 4 Đồng vị P3015 là đồng vị được điều chế nhân tạo, đồng vị phóng xạ không bền phân rã tạo thành hạt nhân bền.  eSiP 3014 30 15 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 :  ePaTh 23491 234 90  ePoBi 21084 210 83 * 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 không đổi. Ví dụ :  eBC 115 11 6 * 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 : AreK 4018 40 19  * Sự phân rã  : là sự tách hạt  (nhân He) ra khỏi hạt nhân dẫn đến sự tạo thành đồng vị của nguyên 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. Ví dụ : HeThU 42 230 90 234 92  * 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 còn có sự biến đổi nguyên tố. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 5 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 H21 ). 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  : HeOHeN 11 17 8 4 2 14 7  hay ThpN 17 8 14 7 ),( nCHeBe 10 12 6 4 2 9 4  hay CnBe 12 6 9 4 ),( 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: HeFHNe 42 18 9 1 1 21 10  nZnHCu 10 63 30 1 1 63 29  * Phản ứng của dơtron: HeNaHMg 42 22 11 2 1 24 12  HKHK 11 42 19 2 1 41 19  * Phản ứng của nơtron: HeLinB 42 7 3 1 0 10 5   ConCo 6027 1 0 59 27 * Phản ứng của photon: nLiCu 10 62 29 63 29   HMgAl 11 26 12 27 13   1.4. NGUỒN GỐC HÌNH THÀNH NGUYÊN TỐ HOÁ 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. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 6 - Phản ứng hạt nhân xảy ra nhờ các nơtron không cần năng lượng cao. Sự phát triển của 1 ngôi sao và các quá 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 ngôi 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:  224 42 1 1  HeH . 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 NGUYÊN TỐ TRONG PHÒNG THÍ NGHIỆM - 1896 Mendeleev tìm ra định luật tuần hoàn 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: nTeHMo 10 99 43 2 1 98 42  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). UnU 23992 1 0 238 92   eNpU 23993 239 92  ePuNp 23994 239 93 Và FmAmPuNp 256100 243 95 239 94 239 93 ... 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. Ví dụ : EsnNU 24699 14 7 238 92 )6,( MdnEs 256101 246 99 ),( Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương1 – Lịch sử các nguyên tố hoá học Hoá vô cơ 7 - 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). nKuNePu 4260104 22 10 242 94  Năm 1970, nguyên tố thứ 105 được tổng hợp bởi Flerov. Những công trình tổng hợp các nguyên tố nặng hơn vẫn được tiếp tục. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 8 CHƯƠNG 2 - PHÂN LOẠI TỔNG QUÁT CÁC CHẤT VÔ CƠ Hoá học vô 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 hoá vô cơ và hoá hữu cơ là không rõ ràng. Do đó việc phân loại các chất vô cơ chỉ là tương đối. * Sơ đồ phân loại các chất vô cơ: CÁC CHẤT VÔ CƠ ĐƠN CHẤT HỢP CHẤT 1. Kim loại 1. Hợp chất hoá học kim loại 2. Á kim 2. Hyđrua 3. Phi kim 3. Oxit 4. Khí hiếm 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 hoá học tạo nên đơn chất có vẻ sáng đặc biệt (còn 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 hoá học chung nhất của kim loại là tính khử. * Các nguyên tố không kim loại là những nguyên tố hoá học không 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 nguyên tử phi kim. - Lớp vỏ electron hoá trị có ít electron. Đa số kim loại có số electron hoá trị từ 1 đến 3 electron. - Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là s, p (ns, np) thì kim loại thuộc phân nhóm A. Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là d, f (nd, nf) thì kim loại thuộc phân nhóm B. - Lực hút của hạt nhân với các electron ngoài cùng tương đối yếu, năng lượng ion hoá thấp nên dễ cho electron. Do đó, tính chất hoá 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 ... Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 9 - 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. Ô 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 ô 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  b0 b a * Tinh thể lập phương tâm khối có ô 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 ô 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, nguyên 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 hoá trị với 2 đặc điểm: + Liên kết cọng hoá trị không định chỗ cao độ. +Liên kết cọng hoá 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 nguyên 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 luôn 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 ngoài cùng là: ns1 ... np4. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 10 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 nguyên 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 hoá, nếu có 2 số oxi hoá 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 hoá 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  Ens), vì vậy khi phân lớp (n-1)d chưa đạt cấu hình bán bão hoà (d5) hoặc bão hoà (d10) thì 1 electron lớp ngoài cùng (ns) chuyển vào để đạt cấu hình bán bão hoà hoặc bão hoà bền hơn. Ví dụ: theo quy luật thì vỏ electron hoá trị của Cr là 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2, nhưng để đạt cấu hình bán bão hoà 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 hoàn toàn. 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 ngoài 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 hoá, do khi được kích thích có một số electron ở phân lớp (n-1)d nhảy lên ns và np thành electron hoá trị. Ví dụ: a) Cu: 3d104s1  Cu*: 3d94s2. electron hoá trị Sau đó: Cu*: 3d94s2 - 2e- = Cu2+ (3d9) b) Au: 5d106s1  Au*: 5d8 6s26p1 electron hoá trị Au*: 5d8 6s26p1 - 3e- = Au3+ (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 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 11 - 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 nguyên hình dạng đã lấy được. Ví dụ: Au có thể dát mỏng thành lá cực mỏng trông 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 hoá trị, các mức năng lượng còn lại không chứa electron tạo thành miền dẫn, giữa miền hoá trị và miền dẫn có các khe năng lượng gọi là miền cấm (các electron hoá trị không 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 hoá trị không 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 hoá trị có thể nhảy lên miền dẫn và tham gia dẫn điện. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 12 a a a c  c  b b b Kim loại Chất cách điện Chất bán dẫn a: miền dẫn ; b: miền hoá trị ; 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, dòng 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 H2O, trong đó có hoà tan O2, ion H+ do đó liên hệ đến thế điện cực hiđro...0 = - 0,40 E2 = 5 30 = 0,60 - Đơn vị đo năng lượng tách: kcal/mol, kJ/mol, cm-1 1eV = 8068 cm-1 =23,60 kcal/mol 1cal = 4,184 J * Sự biến đổi năng lượng của các orbital d trong phức tứ diện: z y x Trong trường hợp này, ngược lại với phức bát diện, các phối tử ở gần các orbital dxy , dxz và dyz hơn nên các orbital này bị các phối tử đẩy mạnh lên mức năng lượng cao hơn (E2), còn các orbital d 2z và d 22 yx  ở mức năng lượng thấp (E1). E dxydxzdyz E1 t2g (d ) 2/5T E2 T 3/5T d 2z d 22 yx  eg (d) Ion tự do Sự tách mức n.lượng Sự tách năng lượng các orbital d trong phức tứ diện. Như vậy, sự tách mức năng lượng của các orbital d trong phức tứ diện sẽ ngược với sự tách mức trong phức bát diện. Nghĩa là, 3 orbital dxy , dxz và dyz bị đẩy lên mức năng lượng cao là mức t2g với độ tăng là 2/5T=0,4T, còn 2 orbital d 2z và d 22 yx  ở mức năng lượng thấp là mức eg với độ giảm là 3/5T=0,6T. - Năng lượng tách: T = Et2g – Eeg (T: tetraedre: tứ diện) T có giá trị nhỏ hơn o. Caïc (AO)d coï n.læåüng trung bçnh Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 28 3.2.2.3. Các yếu tố ảnh hưởng thông số tách Thông số tách năng lượng  phụ thuộc vào cấu hình của phức, bản chất của ion trung tâm và bản chất của phối tử. - Phức chất bát diện có thông số tách năng lượng o lớn hơn thông số tách năng lượng T của phức tứ diện. Nếu có cùng phối tử và cùng ion trung tâm thì T =4/9.o. - Ion trung tâm: - Điện tích: ion có điện tích lớn thì có  lớn vì điện tích lớn thì hút mạnh phối tử về phía nó và electron của phối tử đẩy mạnh các electron d gây nên tách các mức năng lượng lớn. Ví dụ: [Cr(H2O)6]2+ và [Co(NH3)6]2+ có o bé hơn [Cr(H2O)6]3+ và [Co(NH3)6]3+ tương ứng. - Kích thước: kích thước ion lớn thì các orbital dễ biến dạng nên thông số tách tăng, do bán kính lớn của ion trung tâm tạo điều kiện cho các phối tử đến gần và do đó electron của phối tử gây tách lớn mức năng lượng các orbital d của ion trung tâm. - Phối tử: + Phối tử có kích thước bé mà điện tích âm lớn thì càng dễ đến gần ion trung tâm hơn và tác dụng mạnh lên các orbital của ion trung tâm, làm tăng . + Những phối tử chỉ có một cặp electron tự do (NH3, CO ...) dễ đến gần ion trung tâm hơn phối tử có nhiều cặp electron tự do. Do đó những phối tử có một cặp electron gây trường mạnh làm tăng . Ảnh hưởng của phối tử được xếp theo chiều tăng của trường lực tác dụng (tức là tăng ), gọi là dãy phổ hoá học (vì  được xác định bằng phương pháp quang phổ). I-< Br-< Cl-  SCN-< NO3-< F- : phối tử trường yếu OH-< HCOO-< C2O42-< H2O< NCS-< EDTA4-< NH3 : phối tử trường trung bình En< dipy< NO2-< CN-  CO : phối tử trường mạnh En: etylen điamin : NH2CH2CH2NH2 EDTA: axit etylen điamin tetraaxetic - OOC - CH2 CH2 - COO - N - CH2- CH2 - N - OOC - CH2 CH2 - COO - * Chú ý: SCN-: thioxianato  NCS-: iso thioxianato 3.2.2.4. Ảnh hưởng của trường phối tử đến cấu hình electron d của ion trung tâm Các electron d của ion trung tâm dưới ảnh hưởng của trường phối tử sẽ sắp xếp lại trên các orbital d sao cho có lợi về năng lượng theo 2 cách: + Xếp tất cả các electron d lên các orbital ở mức năng lượng thấp, theo nguyên lý bền vững. + Phân bố đều lên tất cả các orbital d ứng với quy tắc Hund. Hai cách này còn tuỳ thuộc vào cấu hình electron d của ion trung tâm: Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 29 - Ion trung tâm có số electron d bé hơn hoặc bằng số orbital ở mức năng lượng thấp thì phân bố đều các electron lên các orbital đó. - Ion trung tâm có số electron d lớn hơn số orbital ở mức năng lượng thấp thì phải xét sự tương quan giữa năng lượng tách và năng lượng P tiêu tốn trong quá trình ghép đôi electron. Khi < P thì xếp các electron phân bố đều lên các orbital. Khi >P thì xếp các electron cặp đôi vào các orbital ở mức năng lượng thấp. * Giải thích: Ví dụ xét phân tử phức với ion trung tâm có 2 electron d và 2 orbital có hiệu năng lượng . Có 2 khả năng về sự phân bố electron ở các orbital trên: - Nếu 2 electron được phân bố trên 2 orbital khác nhau thì năng lượng toàn bộ của chúng có giá trị: 2E0 +  - Trong trường hợp ngược lại, 2 electron được ghép chung vào orbital có năng lượng thấp thì năng lượng toàn bộ là: 2E0 + P Vì sự phân bố electron được thực hiện theo khả năng nào có lợi về mặt năng lượng. Nếu 2E0 +  < 2E0 + P   < P thì 2 electron phân bố trên 2 orbital khác nhau. Còn nếu 2E0 +  > 2E0 + P   > P thì 2 electron ghép đôi với nhau. * Tóm lại, với trường phối tử yếu, gây ra giá trị thông số tách không lớn, nghĩa là  < P thì electron d phân bố đồng đều lên các orbital ở 2 mức năng lượng, tạo ra phức thuận từ, spin cao. Với trường phối tử mạnh gây ra năng lượng tách lớn:  > P thì electron d được ghép đôi và phân bố tối đa vào orbital ở mức năng lượng thấp là có lợi về mặt năng lượng. * Ví dụ:  Xét phức [Fe(H2O)6]2+ và [Fe(CN)6]4-, cho  OH 2 = 124,1 kJ/mol;  CN = 394,2 kJ/mol và P 2Fe = 210,2 kJ/mol 26Fe: 3d64s2. Fe2+: 3d6 + [Fe(H2O)6]2+ có  OH 2 = 124,1 < P = 210,2 ( 6 electron d phân bố đều trên 5 orbital d. [Fe(H2O)6]2+: là phức bát diện   eg         t2g Vậy phức [Fe(H2O)6]2+ có cấu hình t2g4eg2, là phức thuận từ, spin cao. + [Fe(CN)6]4- có  CN = 394,2 > P = 210,2 nên các electron d được ghép đôi và phân bố ở mức t2g của phức bát diện. eg         t2g Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 30 Vậy phức [Fe(CN)6]4- có cấu hình t2g6eg0, là phức nghịch từ, spin thấp. BT: Xét cấu hình và từ tính của 2 phức: [CoF6]3- và [Co(NH3)6]3+ . Với P 3Co =64,3kcal/mol,  F =37,1kcal/mol,  3NH =65,8kcal/mol. * Chú ý: Trong phức bát diện, đối với những ion trung tâm cấu hình electron là d1, d2, d3, d8, d9, d10 thì cấu hình electron của phức không phụ thuộc vào giá trị . Đối với các ion trung tâm có cấu hình electron là d4, d5, d6, d7 thì số electron độc thân phụ thuộc vào tương quan giữa  và P, nghĩa là phụ thuộc vào trường mạnh hay trường yếu. 3.2.2.5. Năng lượng bền hoá bởi trường tinh thể Khi tạo thành phức, sự sắp xếp lại các electron d của ion trung tâm liên quan đến năng lượng ghép đôi P và năng lượng tách . Độ bền của phức một phần phụ thuộc vào tổng năng lượng P+. Tổng năng lượng này gọi là năng lượng bền hoá cúa phức. Năng lượng bền hoá càng lớn thì phức càng bền, khả năng phản ứng của phức thấp. Năng lượng bền hoá chủ yếu phụ thuộc vào 2 yếu tố: + Cấu hình không gian của phức: bát diện hay tứ diện. + Cấu hình electron d của ion trung tâm: số electron d ở các mức năng lượng cao hay thấp. - Trường phối tử yếu:  < P thì các electron d sắp xếp đều lên các orbital. - Trường phối tử mạnh: >P  từ cấu hình d410 có sự ghép đôi electron d vào mức năng lượng thấp trước. Năng lượng bền hoá được tính theo công thức: Ebh =[nt2g(0,4) - neg (0,6) + xP] x: số cặp e mới được ghép đôi thêm sau khi tách thành các mức năng lượng. + Xét cấu hình d3 : t2g3 eg       t2g Cả 3 electron độc thân trong phức xếp vào mức t2g  không tính Ebh. + Xét cấu hình d4 : t2g4  có 1 cặp electron eg         t2g Ở mức t2g có sự ghép đôi 1 cặp electron d. Ebh= 4(0,4) - 0(0,6) + 1.P = 1,6 + P + Xét cấu hình d5 : t2g5  có 2 cặp electron Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 31 eg         t2g Ebh= 5(0,4) - 0(0,6) + 2.P = 2,0 + 2P * Từ cấu hình d610 thì đã có sự ghép đôi electron khi ion trung tâm ở trạng thái tự do. * Ví dụ 1: Tính năng lượng bền hoá của phức [Fe(H2O)6]2+ và [Fe(CN)6]4- , cho Fe2+: 3d6,  OH 2 = 124,1 kJ/mol;  CN = 394,2 kJ/mol và P 2Fe = 210,2 kJ/mol. Giải: + [Fe(H2O)6]2+ có  OH 2 = 124,1 kJ/mol < P = 210,2 kJ/mol  6 electron d phân bố đều trên cả 2 mức năng lương t2g và eg theo quy tắc Hund. Cấu hình electron trong phức: t2g4 eg2.   eg         t2g Ebh= 4 (0,4) - 2(0,6) + 0.P = 0,4 = 0,4 . 124,1 = 49,64 kJ/mol + [Fe(CN)6]4- có  CN = 394,2 kJ/mol > P = 210,2 kJ/mol nên có sự ghép đôi electron ở mức t2g. Cấu hình electron trong phức: t2g6 eg0. eg         t2g Ebh= 6(0,4) - 0(0,6) + 2.P = 2,4 + 2P = 2,4 . 394,2 + 2 . 210,2 = 1366,48 kJ/mol 3.2.2.6. Thuyết trường tinh thể giải thích từ tính và màu của phức. * Giải thích từ tính. Theo thuyết trường tinh thể thì từ tính của phức là do trong phức, ion trung tâm có electron độc thân hay không. Nếu có electron độc thân thì thuận từ và ngược lại. * Giải thích màu. Những phức mà ion trung tâm có cấu hình electron d19 thì có màu: Khi chiếu ánh sáng vào phức thì phức sẽ hấp thụ những tia sáng có năng lượng tương với năng lượng của thông số tách, electron nhảy từ mức năng lượng thấp lên mức năng lượng cao, hấp thụ ánh sáng có tần số  tương ứng và gây màu. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 32 Chất màu là những chất hấp thụ những bức xạ nhìn thấy có bước sóng 3960 - 7600Å, vị trí đám hấp thụ xác định màu của phức. Ví dụ: phức [Ti(H2O)6]3+ thì ion Ti3+ có cấu hình electron là 3d1 và electron được xếp mức t2g1 eg0 (mức thấp). Khi hấp thụ sóng có bước sóng = 500 nm (5.10-7m) gây ra màu tím. - Tính năng lượng lượng tách: năng lượng tách bằng năng lượng tia sáng được hấp thụ:  = E = h =hc/ và tính cho 1 mol thì:  = NA.  hc = 7 23837 10.5 10.02,6.10.3.10.62,6   = 239 kJ/mol Màu được hấp thụ Màu trông thấy Tím Vàng - lục Lam Vàng Lục - lam Da cam Vàng - lục tím - Những phức mà ion trung tâm có cấu hình d10 (Cu+, Ag+, Zn2+) không màu, do tất cả các (AO)d đã xếp đầy nên không có electron nhảy từ mức thấp lên mức cao. 3.2.2.7. Ưu - nhược điểm của thuyết trường tinh thể. Thuyết trường tinh thể là thuyết cho phép giải thích tốt từ tính, quang phổ hấp thụ (màu) ... Tuy nhiên nó vẫn còn một số mặt hạn chế: - Trong số 3 giả thuyết cơ sở của thuyết trường tinh thể, thì giả thuyết thứ hai hạn chế rất nhiều việc áp dụng thuyết vào đối tượng khảo sát. Theo giả thuyết này thì không chú ý đến cấu trúc electron của phối tử, mà phối tử chỉ là nguồn điện trường không đổi đối với ion trung tâm (là điện tích điểm hoặc lưỡng cực điểm). Do đó, thuyết không mô tả được liên kết đồng hoá trị, nghĩa là không mô tả được những hiệu ứng trao đổi giữa các electron của phối tử và của ion trung tâm. - Thuyết trường tinh thể không thể mô tả được các liên kết kép, nghĩa là có mặt đồng thời liên kết  và liên kết . Khả năng tạo thành liên kết  phụ thuộc vào cấu tạo electron của phối tử. Do vậy, thuyết này không thể xét đến những phức chất như cacbonyl, nitrozyl, đa số muối nội phức ... 3.2.3. Thuyết trường phối tử ( thuyết orbital phân tử - MO) 3.2.3.1. Nội dung: Trong thuyết trường phối tử, thực chất đây là phương pháp orbital phân tử MO, người ta xét cấu trúc chi tiết vỏ electron hoá trị của cả ion trung tâm (M) và phối tử (L) khi tạo phức. Theo thuyết MO, xét liên kết orbital phân tử nhiều tâm giải toả, nghĩa là electron liên kết chuyển động trong orbital phân tử toàn hệ. Tư tưởng cơ bản của phương pháp MO là: - Đa số electron của M và L không tham gia tạo thành MO mà quay xung quanh nhân riêng biệt, chỉ có những electron hoá trị mới tham gia tạo thành MO. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 33 - Mỗi hàm sóng phân tử là tổ hợp tuyến tính các hàm sóng nguyên tử:  =   i i iiC 1  Ci: hệ số i: hàm sóng (là AO) thứ i. - Sự tổ hợp tuyến tính mà dẫn đến sự xen phủ sâu, rộng của các orbital làm mật độ electron tăng lên thì tạo ra MOlk liên kết có mức năng lượng thấp, nếu dẫn đến làm giảm mật độ electron giữa 2 nhân thì tạo ra orbital phân tử phản liên kết (MO*) có mức năng lượng cao hơn. 3.2.3.2. Ví dụ: Khảo sát phức [Co(NH3)6]3+: phức bát diện - Xét ion trung tâm Co3+ : 3d6 4s0 4p0 Khi đặt ion Co3+: 3d6 vào trường phối tử bát diện thì năng lượng các orbital biến đổi: 4s nâng lên mức a1g 4p nâng lên mức t1u 3d tách thành 2 mức eg và t2g. - Xét sự tổ hợp tuyến tính giữa các orbital của M và L. + Orbital 4s ở mức a1g với AO có đôi electron chưa chia xẻ (ghép đôi) của 6 phối tử. Vì (AO)s có đối xứng cầu nên có thể xen phủ mọi hướng với orbital khác tạo ra liên kết  . Ở đây tạo ra 2 orbital phân tử liên kết (4s2) và phản liên kết (4s*)  Xem giản đồ. + 3 orbital 4px, 4py và 4pz ở mức t1u, tổ hợp với các AO của phối tử tạo ra 6 orbital phân tử MO gồm 3MO liên kết 4Px2, 4Py2, 4Pz2 và 3MO phản liên kết 4Px*, 4Py*, 4Pz*. + 2 orbital d ở mức eg là d 2z và d 22 yx  , tổ hợp với các orbital phối tử tạo 2 orbital phân tử liên kết  2 2dz ,  2 )( 22 yxd  và 2 MO phản liên kết  0* 2dz ,  0* )( 22 yxd  . * Ba orbital dxy, dxz, dyz định hướng xung quanh đường tiến vào của phối tử, không có đủ mật độ electron để tạo liên kết, nên đóng vai trò orbital phân tử không liên kết - ký hiệu: klk. * Ta có giản đồ năng lượng như sau: E 4Px*, 4Py*, 4Pz* t1u 4s* 4p a1g 4s  * 2dz ,  * )( 22 yxd  eg      3d6 t2g klk       2 2dz ,  2 )( 22 yxd   Px, Py, Pz  s Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 34  Cấu hình electron trong phức bát diện [Co(NH3)6]3+: s2p6d4 klk6. - Trong giản đồ năng lượng, cách biệt năng lượng giữa 4s* và 4s, giữa Pxyz * và Pxyz lớn vì tương tác giữa (AO)4s, (AO)4p của M với L lớn. Còn cách biệt năng lượng giữa  * 2dz ,  * )( 22 yxd  và  2dz ,  )( 22 yxd  nhỏ hơn nhiều do tương tác giữa 3d với L yếu hơn. * Phương pháp MO giải thích tính bền của phức bát diện, chủ yếu là do sự sắp xếp electron vào orbital  không liên kết: khi cả 3 orbital klk có chứa 1 hoặc 2 electron là phức bền nhất. Nên cấu hình bền của phức bát diện là: 12 (klk)3 : mỗi orbital  có 1 electron. 12 (klk)6: mỗi orbital  có 2 electron. Phức bát diện có cấu hình khác không bền. 3.3. TÍNH CHẤT CỦA PHỨC CHẤT 3.3.1 Sự phân ly( điện ly) của phức trong dung dịch nước. Trong dung dịch nước, phức chất cũng phân ly thành cầu nội và cầu ngoại tương tự như hợp chất đơn giản phân ly thành cation và anion. Ví dụ: [Ag(NH3)2]Cl  [Ag(NH3)2]+ + Cl- [Ni(NH3)6]Cl2  [Ni(NH3)6]2+ + 2Cl- Na[Al(OH)4]  Na+ + [Al(OH)4]- Sự điện ly của phức tạo ion phức là sự điện ly sơ cấp. Tiếp theo đó, ion phức tiếp tục điện ly thành ion trung tâm và phối tử (điện ly thứ cấp). [Ag(NH3)2]+  [Ag(NH3)]+ + NH3 nấc 1 với hằng số cân bằng của quá trình phân ly : k1 =   ])([ ][ 23 33 . NHAg NHAgNH C CC =kkb1 [Ag(NH3)]+  Ag+ + NH3 nấc 2 với k2 = kkb2 =   ][ 3 3 . AgNH NHAg C CC Cộng quá trình điện ly nấc 1 và nấc 2 ta có : [Ag(NH3)2]+  Ag+ + 2NH3 với kkb1,2 =   ])([ 2 23 3. NHAg NHAg C CC kkb1,2 = kkb1 + kkb2 = 6,8. 10-8 ở điều kiện chuẩn. Hằng số kkb càng lớn thì phức càng phân ly mạnh, ion phức càng kém bền. Do vậy hằng số kkb (hay k) gọi là hằng số không bền chỉ độ bền của ion phức trong dung dịch. Đại đa số ion phức là chất kém điện ly, quá trình phân ly chuyển dịch mạnh về phía trái (phía của quá trình tạo phức). Để chỉ khả năng tạo phức của ion trung tâm, người ta dùng hằng số cân bằng của quá trình ngược lại đó gọi là hằng số bền kb, là nghịch đảo của kkb. kb = kbk 1 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 35 Hằng số kb càng lớn thì phức càng bền. Kb= c utioph b támtrungion a cuphion CC C     Ví dụ: Ag+ + 2NH3  [Ag(NH3)2]+ Kb = 2 ])([ 3 23 NHAg NHAg CC C   - Khi sự điện ly đạt được cân bằng ta có: G0 = - RTln Kb = H0 - TS Trong biểu thức trên, khi Kb càng lớn thì G0 càng bé và phức được tạo ra càng nhiều. *Độ bền của phức và độ tan của kết tủa. Sự tạo phức có ảnh hưởng đến độ tan của của các muối ít tan. - Xét sự hoà tan của AgCl trong dung dịch NH3: Ta có: AgCl(r)  Ag+dd + Cl- dd TAgCl = 1,8.10-10 (1) Ag+dd +2NH3 dd [Ag(NH3)2]+ Kb = 1.108 (2) Cộng (1) và (2) ta có : AgCl(r) +2NH3 dd [Ag(NH3)2]+ dd + Cl- dd (3) Hằng số cân bằng (3) : K = 2 ])([ 3 23 . NH ClNHAg C CC  Nhân tử và mẫu của K vớiĠ : K = AgC . ClC    AgNH NHAg CC C .2 ])([ 3 23 = TAgCl  Kb = 1,8.10-10 1.108 =1,8.10-2 Nếu hoà tan AgCl trong dung dịch NH3 1M, gọi độ tan của kết tủa đó dưới dạng ion phức là x ( tính bằng mol/l) ta có: AgCl + 2NH3  [Ag(NH3)2]+ + Cl- Cbđ (mol/l) 1 0 0 Ccb (mol/l) 1- 2x x x K = 2 ])([ 3 23 . NH ClNHAg C CC  = 2 2 )21( x x  =1,8 .10-2  )21( x x  = 0,13  x = 0,1 (mol/l) Vậy ])([ 23NHAgC = 0,1 M Như vậy, ])([ 23NHAgC cân bằng với kết tủa AgCl là khá lớn, nghĩa là AgCl tan đáng kể trong dung dịch NH3. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương3 – Phức chất Hoá vô cơ 36 - Tương tự với AgI (TAgI = 8,3.10-17), tìm được độ tan của AgI trong dung dịch NH3 1M là 9.10-5, nghĩa là AgI không tan trong dung dịch NH3 . Nhưng nếu thêm I- vào dung dịch [Ag(NH3)2]+ thì xuất hiện kết tủa AgI. Vậy, hằng số cân bằng của phản ứng giữa kết tủa và phối tử tạo phức phụ thuộc vào quan hệ giữa tích số tan của chất ít tan và hằng số bền của phức chất. Một chất rất ít tan chỉ có thể tan khi tạo thành những phức chất rất bền. 3.3.2 Tính oxy hoá - khử của phức chất. Trong phản ứng oxy - hoá khử luôn có 2 cặp oxy - hoá khử liên hợp và phản ứng xảy ra theo chiều cặp oxy- hoá khử nào có thể khử cao thì dạng oxy - hoá của nó bị khử trước. Ví dụ: 2Na[Au(CN)2] + Zn  Na2[Zn(CN)4] + 2Auo Với 0 /2 ZnZn  = - 0,76 V 0 / AuAu = 0,956 V Do đó Au+ bị khử : Au+ + 1e- = Auo Qui luật này vẫn đúng với phức, chỉ khác là ion trung tâm bị phối tử bao vây nên khó tham gia phản ứng hơn. Ví dụ : CoCl3 và phức [Co(NH3)6]Cl3 thì trong không khí 3 Co Cl3 dễ chuyển về 2 Co Cl2 hơn so 3 Co với trong phức. Sự tạo thành phức chất càng bền càng làm thế điện cực chuẩn của kim loại càng thấp. Ví dụ: [Ag(NH3)2]+ + e = Ag + 2NH3 E0 = 0,37 V [Ag(CN)2]- + e = Ag + 2CN- E0 = -0,29 V 3.3.3 Tính axit - bazơ của phức. Theo quan điểm axit-bazơ của Bronted: “ Axit là chất có khả năng cho proton, bazơ là chất có khả năng nhận proton” thì tuỳ theo bản chất của phối tử mà phức thể hiện tính axit hay bazơ khi ở trong nước. Ví dụ: * [Pt(NH3)6]4+ +H2O  [Pt(NH3)5(NH2)]3+ +H3O+ phức amiacat phức amit Trong biến đổi này 1 phân tử NH3 mất 1 proton: NH3 + H2O  NH2- + H3O+ * [Pt(NH3)5(NH2)]3+ + H2O  [Pt(NH3)6]4+ + OH-  Phức amiacat và phức amit tạo thành cặp axit- bazơ liên hợp - Trong phức chất khi, tạo liên kết cho nhận, một phần mật độ e- của phối tử chuyển dịch về phía ion trung tâm cho nên trong nội bộ của phối tử nhiều nguyên tử sẽ có sự phân bố lại mật độ e-. Nếu trong phối tử nhiều nguyên tử có nguyên tử H thì H sẽ có trội điện tích dương và trở nên axit hơn. Bởi vậy, H2O ở trong cầu nội phức, so với H2O bình thường trong dung dịch, thể hiện tính axit càng mạnh hơn khi tác dụng cực hoá của ion trung tâm càng mạnh, tức là ion có điện tích càng lớn và bán kính càng bé. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương4 – Hiđro – Nước Hoá vô cơ 37 CHƯƠNG 4 - HIĐRO - NƯỚC 4.1. HIĐRO 4.1.1. Cấu tạo nguyên tử và một số đặc điểm - Hyđrô có cấu trúc electron đơn giản nhất: 1s1. Lớp vỏ electron chỉ bao gồm 1 electron và nhân chỉ có 1 proton (H+ hay 11P). Electron hoá trị này tương tác trực tiếp với nhân nên nguyên tử H có 3 khả năng: + Mất e- : H - e = H+ H = 313,5 kcal/mol + Nhận e-: H + e = H - H = -16,0 kcal/mol Do có hai khả năng này mà nguyên tố H có thể được xếp vào nhóm I hay nhóm VII. + Tạo cặp electron dùng chung trong liên kết cộng hoá trị, tuỳ thuộc vào độ âm điện của nguyên tố liên kết với nó mà tạo ra liên kết cộng hoá trị phân cực hay không phân cực. Ngoài ra, hyđrô còn có khả năng tạo liên kết bổ sung với các nguyên tố âm điện lớn đó, gọi là liên kết hyđrô. - Số oxy hóa có thể có: -1,0,+1, nhưng số oxi hoá thường gặp là: 0 và +1. 4.1.2 Tính chất vật lý - Ở điều kiện thường, H2 là chất khí không màu, không mùi vị. Phân tử gồm 2 nguyên tử, năng lượng liên kết lớn ( EH - H = -103 kcal/mol) và độ dài liên kết H-H là 0,74Å. Phân tử khó phân cực, hyđrô lại nhẹ nhất nên nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp: t0nc = -259,10 C; t0s = -252,60 C; - Hyđro có tốc độ khuếch tán lớn nhất, lớn hơn không khí 3,5 lần  H2 dẫn nhiệt rất tốt. Khi dùng H2 để làm nguội thì nhanh hơn 6 lần so với làm nguội bằng không khí. - Hyđro ít tan trong nước: chỉ tan 21,5 mlH2/1 lít nước ở 00C. - Trạng thái kim loại của hyđrô: Khi nén H2 ở áp suất 3 triệu atm ở nhiệt độ -2700C thì tạo ra trạng thái H2 rắn, có độ dẫn điện cao và một số tính chất nữa của kim loại. 4.1.3.Tính chất hoá học * Tính bền nhiệt: Hyđrô ở trạng thái tự nhiên tồn tại ở dạng phân tử H2 nên có độ bền nhiệt lớn (H2 = 2H với H = 103 kcal/mol), khó bị phân huỷ thành nguyên tử. Ở 20000C chỉ phân huỷ được 0,1%H2, ở 40000C có 62,5% phân tử H2 bị phân huỷ. Do vậy, ở điều kiện thường H2 chỉ phản ứng được với flo. Khi đun nóng, H2 mới phản ứng được với Cl2, Br2, O2, N2, S, kim loại kiềm, kiềm thổ. * Tính oxy hoá: Khi phản ứng với chất khử mạnh như kim loại kiềm, kiềm thổ thì hyđrô thể hiện tính oxy hoá. Ví dụ: 2Na + H2   C 0300 2NaH 2Li + H2    C 0250150 2LiH Ca + H2    C 0700500 CaH2 Các sản phẩm trên còn được gọi là hyđrua kim loại. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương4 – Hiđro – Nước Hoá vô cơ 38 Trong phản ứng thể hiện tính oxy hoá: hyđrô nhận electron H + e -  H -  H = - 16 kcal/mol * Tính khử: Khả năng cho electron của hyđrô giống kim loại kiềm, nhưng năng lượng ion hoá nguyên tử H lớn hơn kim loại kiềm vài ba lần. Do khả năng này mà có khi H được xếp vào nhóm kim loại kiềm. Ion H+ có bán kính rất bé (R H = 0,3Å), nhỏ hơn bán kính ion kim loại kiềm rất nhiều ( R Li = 0,6Å; R Na = 0,95; R K = 1,83Å), lại không có lớp vỏ electron che chắn nhân nên ion H+ có khả năng gây nhiễu loạn đám mây electron của nguyên tử (phân tử) môi trường, làm chúng phân cực, rồi H+ kết hợp với phân tử phân cực. Ví dụ : H + + H2O = H3O+ H + + NH3 = NH 4 - Ở nhiệt độ cao, H2 khử được nhiều đơn chất, hợp chất : + Phản ứng với O2: xảy ra ở nhiệt độ 5500C (ở t0 thường không phản ứng) 2H2 + O2 = 2H2O  H = -63 kcal/mol Khi trộn 2V 2H và 1V 2O và cho tiếp xúc với mồi lửa hay tia lửa điện thì gây nổ mạnh. + Hyđrô còn khử được nhiều oxyt kim loại hoạt động như đồng, chì, sắt, thuỷ ngân ... CuO + H2    C 0250150 Cu0 + H2O Fe3O4+ 4H2   C 01000 3Fe + 4H2O Với những oxyt kim loại hoạt động từ đầu dãy điện hoá đến hết nhôm thì H2 không khử được chúng. Chú ý: Trong những phản ứng mà H2 thể hiện tính khử, tính oxy hoá thì tạo ra hợp chất ion. Ngoài ra, hyđrô còn tham gia phản ứng tạo hợp chất cộng hoá trị như HCl, CH4 ... trong trường hợp này hyđro góp chung electron hoá trị. * So sánh hoạt tính hoá học của H nguyên tử (H0) và H2 phân tử. Hyđro nguyên tử hoạt động hoá học mạnh hơn nhiều so với hyđro phân tử: ở điều kiện thường H0 phản ứng được với O2, S, P, As ... khử được nhiều oxyt kim loại, đẩy được Ag, Cu ra khỏi dung dịch muối bạc, muối đồng, khử được Mn+7 về Mn+2 ... nhưng H2 không có những phản ứng trên ở điều kiện thường. Ví dụ : Xét 2 phản ứng ở nhiệt độ thường (1) MnO4- + H2 + H +  không phản ứng (không làm mất màu thuốc tím) (2) MnO4- + 5H0 + 3H+  Mn+2 + 4H2O (mất màu tím nhanh chóng) 4.1.4 Trạng thái thiên nhiên - Đồng vị * Trạng thái thiên nhiên Lượng lớn hyđrô ở dạng hợp chất rất phổ biến trong vỏ Quả đất, như trong nước, dầu mỏ, khí thiên nhiên; trong các tổ chức của cơ thể sinh vật. Trong vũ trụ, hyđrô chiếm một nửa khối lượng mặt trời (mặt trời nặng khoảng 2.1027 tấn và bức xạ khoảng 35 tỷ năm). Trong các vì sao, hyđrô chiếm Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương4 – Hiđro – Nước Hoá vô cơ 39 phần lớn khối lượng. Trong lòng các ngôi sao, mặt trời luôn xảy ra phản ứng tổng hợp hạt nhân. 4 11 H  4 42 He + 2e + E = 27 MeV 21 H + 21 H  42 He E = 28,2 MeV 31 H + 21 H  He + 10 n E = 17,6 MeV * Đồng vị: Hyđrô có 3 đồng vị: + Proti :11H ( 11p + e- ) chiếm 99,984% (trong mọi hợp chất của hyđrô) + Đơteri: 21 H (D) – (11 p + 10 n + e - ) chiếm 0,016%. + Triti : 31 H (T) – (11p + 2 10 n + e - ) chiếm 10-4 %. Proti và đơtri là 2 đồng vị bền, còn triti là 2 đồng vị phóng xạ với chu kỳ bán huỷ là 12,26 năm. 31 H  42 He +  ( tia  là dòng e - ) Cả 3 đồng vị đều có tính chất hoá học như nhau vì vỏ electron đều là 1s1. 4.1.5. Điều chế - Ứng dụng Trong công nghiệp, hyđrô được điều chế từ khí thiên nhiên, than cốc. - Từ khí thiên nhiên (có hơn 90% là metan): Cho hỗn hợp metan và hơi nước được đốt nóng đến 800  10000C đi qua xúc tác Ni thì xảy ra phản ứng. CH4 + H2O  CO + H2  H = 50 kcal/mol Loại CO khỏi H2: Trộn sản phẩm phản ứng với hơi nước ở 450- 5000C, có xúc tác Fe2O3 được hoạt hoá bằng Cr2O3 hay NiO thì CO sẽ chuyển về CO2. CO + H2O  CO2 + H2  H = - 10 kcal/mol Trong phản ứng này, để cân bằng chuyển sang phải thì ta phải thừa hơi nước gấp 4 - 5 lần CO. Tiếp tục loại CO2 khỏi H2 bằng cách cho hỗn hợp sục vào nước lạnh ở 25atm (nén hỗn hợp ở 25atm  sục vào nước lạnh) thì CO2 sẽ tan nhiều trong nước, còn H2 ít tan sẽ thoát ra và được thu giữ. Hoặc có thể oxy hoá không hoàn toàn CH4 bằng không khí giàu oxy rồi loại CO như trên. 2CH4 + O2  2CO + 4H2  H = - 8,5 kcal/mol - Từ than cốc: Cho hơi nước ở 10000C đi qua than cốc, ta được hỗn hợp than ướt (có H2O thừa): C + H2Oh  CO + H2  H = 31,0 kcal/mol Loại CO như trên. * Trong phòng thí nghiệm: Có 2 cách + Cho kim loại tác dụng với axít không oxy hóa (thường dùng Zn + axit) Ví dụ : Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2 Nếu Zn không tinh thiết thì H2 tạo thành có lẫn khí H2S ...có mùi khó chịu và độc. Vì vậy phải tinh chế H2 bằng cách cho sản phẩm đi qua Cu ở 5000C, để giữ các khí tạp chất lại, rồi tiếp tục cho qua H2SO4 đặc làm khô H2. + Điện phân dung dịch loãng gồm hỗn hợp H2SO4 2%, NaOH 25-30%, KOH 34%. Thực chất là điện phân nước: Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương4 – Hiđro – Nước Hoá vô cơ 40 Catốt (-) 4H2O + 4e- = 2H2 + 4OH - Anot (+) 2H2O - 4e- = O2 + 4H + 2H2O đp 2H2 + O2 * Ứng dụng: - Trong công nghiệp, H2 được dùng để tổng hợp NH3, HCl, CH3OH, hyđro hoá các hợp chất hữu cơ chưa no, điều chế H2O2 ... - Hỗn hợp CO + H2 làm nhiên liệu. - H2 rắn làm nhiên liệu cho động cơ phản lực. - Hai đồng vị 21 H và 31 H tương lai sẽ là năng lượng điện. 4.2. HYĐRUA Hyđrua là tên hợp chất của hyđrô với nguyên tố khác. Đuôi "ua" gắn với nguyên tố âm điện hơn. * Hyđrua ion: là hyđrua của kim loại có tính khử mạnh (độ âm điện nhỏ) như LiH, NaH ... trong những hợp chất này, hyđrô có số oxy hoá -1. Độ bền nhiệt: Trừ LiH có độ bền cao, còn lại các hyđrua ion như NaH, CaH2 ... 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 hyđrô, khi đó hyđrua điện ly cho anion hyđrô thực sự. Ví dụ: NaH = Na+ + H - Từ H- và H2 ta có  0 2/2 HH = - 2,25V rất âm, nên ion H - có tính khử rất mạnh, được dùng làm chất khử trong tổng hợp hữu cơ. + Hoá tính: hyđrua kim loại có hoạt tính cao, thuỷ phân mạnh và không thuận nghịch, thể hiện tính bazơ : NaH + H2O = NaOH + H2 CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 Hyđrua ion lưỡng tính dễ tạo phức với hyđrua khác: AlH3 + 3BH3 = Al [BH4]3 * Hyđrua cộng hoá trị (H -X): Phần lớn hợp chất của hyđrô với các nguyên tố khác là hợp chất cộng hoá 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 hyđrô có số oxy hoá 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 hoá trị ở điều kiện bình thường là chất khí, chất lỏng dễ bay hơi. + Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp vì sự phá vỡ liên kết Van de Waals, liên kết hyđrô, khi nóng chảy, khi sôi tiêu tốn ít năng lượng. + Một số hyđrua như HF, H2O ... do có sự tụ hợp phân tử (HF)n, (H2O)5 và liên kết hyđrô mạnh nên có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương4 – Hiđro – Nước Hoá vô cơ 41 * Hyđrua kiểu kim loại: Nhiều kim loại chuyển tiếp hấp thụ khí hyđrô 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 2H 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). 4.3. NƯỚC. 4.3.1. Cấu tạo phân tử * Theo phương pháp VB: phân tử H2O có cấu tạo góc, phù hợp với trạng thái lai hoá sp3 của oxi: 1(AO)s lai hoá với 3(AO)p tạo ra 4(AO)sp hướng về 4 đỉnh tứ diện. Mô hình của sự xen phủ trong phân tử H2O Nguyên tử oxi dùng 2(AO)sp (mỗi (AO)sp có một electron) để xen phủ với (AO)1s của 2 nguyên tử hiđro, tạo 2 liên kết . Còn 2(AO)sp có cặp đôi electron không ...u2S 2Ag + S C2000  Ag2S 2Au + 3P 0t  Au2P3 - Cu và Ag không phản ứng với kiềm, ngay cả với kiềm nóng chảy, còn Au bị kiềm nóng chảy ăn mòn. - Cả 3 kim loại không tác dụng với axit không oxi hoá (trừ HI tạo CuI và AgI), nhưng tác dụng với dung dịch HCN đậm đặc, giải phóng H2 nhờ tạo phức bền [M(CN)2]- Ví dụ : 2Cu + 4HCN = 2H[Cu(CN)2] + H2 - Cu và Ag dễ tan trong axit có tính oxi hoá như HNO3, H2SO4 đặc Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 197 3Ag + 4HNO3 loãng = 3AgNO3 + NO + 2H2O 2Ag + 2H2SO4 đặc = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O Cu + 4HNO3 đặc = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O - Au chỉ tan trong axit có tính oxi hoá mãnh liệt như H2SeO4 khan nóng, hoặc chỉ tan trong dung dịch cường thuỷ, dung dịch HCl có mặt khí Cl2. Au + HNO3 loãng = H[AuCl4] + 2H2O + NO 2Au + 3Cl2 + 2HCl = 2H[AuCl4] 2Au + 6H2SeO4   C 0200 Au2 (SO4)3 + 3SeO2 + 6H2O (HNO3 và Cl2: chất oxi hoá, Cl-: phối tử tạo phức) - Khi có mặt O2 không khí, Cu có thể tan trong dung dịch HCl và dung dịch NH3 đặc, Cu, Ag, Au có thể tan trong dung dịch kiềm xianua. 2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl2 + 2H2O 2Cu + 8NH3 + O3 + 2H2O = 2[Cu(NH3)4](OH)2 4M + 8KCN + O2 + 2H2O = 4K[M(CN)2] + 4KOH * Điều chế kim loại nhóm IB * Điều chế đồng Cu được luyện từ quặng nghèo chỉ chứa từ 1 - 2%, do đó quá trình luyện đồng rất phức tạp gồm nhiều giai đoạn. - Tuyển quặng, làm giàu quặng để tăng hàm lượng Cu đến 12% (thường dùng quặng caneopirit CuFeS2). - Nung quặng ở 800 - 8500C để tách bớt lưu huỳnh, một phần sắt chuyển thành FeO và một phần lớn lưu huỳnh chuyển thành SO2. 2CuFeS2 + O2 0t  2FeO + 2FeS + SO2 2FeS + 5O2 0t  2FeO + 4SO2 2FeS + 3O2 0t  2FeO + 2SO2 - Thêm cát và nấu chảy ở 1200 - 15000C FeO + SiO2 0t  FeSiO3 (xỉ) Xỉ nhẹ hơn nổi lên trên, sản phẩm gồm Cu2S và FeS nặng hơn nằm lớp dưới. Tiếp tục thêm cát và thổi O2 vào, nhiệt độ ở 13000C 2FeS + 3O2 0t  2FeO + 2SO2 FeO + SiO2 0t  FeSiO3 2Cu2S + 3O2 0t  2Cu2O + 2SO2 - Sau đó Cu (+1) bị lưu huỳnh ở dạng sunfua khử thành Cu 2Cu2O + Cu2S 0t  6Cu + SO2 Đồng thô thu được chứa 90 - 95% Cu. - Tinh chế đồng thô bằng cách oxi hoá tạp chất bởi oxi không khí 4Sb + 3SO2 = 2Sb2O3 2Pb + O2 = 2PbO 2Zn + O2 = 2ZnO Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 198 Cu cũng bị oxi hoá một phần : 4Cu + O2 = 2Cu + CO Thêm cát để chuyển tạp chất thành xỉ, chuyển Cu2O thành Cu bằng cách trộn đồng thô lỏng với than gỗ : Cu2O + C = 2Cu + CO * Để có Cu tinh khiết thì phải tinh chế theo phương pháp điện phân dung dịch CuSO4 với anot (+) là những thỏi đồng đỏ và catot (-) là những lá Cu tinh khiết. Cu tinh khiết thu được chứa đến 99,99% Cu. * Cu cũng có thế điều chế theo phương pháp thuỷ luyện : Cu2S + 2Fe2(SO4)3 = 4FeSO4 + 2CuSïO4 + S Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 * Điều chế bạc Bạc chủ yếu điều chế bằng các kim loại thô như Cu, Pb, Sn đã được luyện từ quặng sunfua có chứa Ag2S. Bạc được tách ra theo những phương pháp sau : - Phương pháp oxi hoá Hỗn hợp kim loại   CtO 02 , oxit kim loại + Ag - Phương pháp chiết bằng kẽm : Nếu hỗn hợp kim loại là Pb có chứa Ag thì dựa trên độ tan khác nhau của Ag và Pb trong Zn. Nung chảy hỗn hợp Pb, Ag, Zn thì Zn kết hợp với Ag tạo nên các hợp chất như Ag2Zn3, Ag2Zn5 bền- không tan trong Pb nóng chảy. Tách các hợp chất này ra và đun nóng để Zn bay hơi (9060C), oxi hoá tạp chất chì và tách khỏi hỗn hợp, thu được Ag thô. Tinh chế Ag thô bằng phương pháp điện phân. - Phương pháp phức chất : Khoảng 20% lượng Ag được điều chế từ quặng chứa Ag2S bằng phương pháp tạo phức với CN- : Ag2S + 4NaCN  2Na[Ag(CN)2] + NaS (1) 2NaS + 2NaCN + O2 + 2H2O = 2NaSCN + 4NAOH (làm (1) chuyển dịch sang phải) Dùng Zn bụi để kết tủa Ag : 2Na[Ag(CN)2] + Zn = Na2[Zn(CN)4] + 2Ag * Điều chế vàng Vàng được tách ra chủ yếu từ vàng tự do ở trong quặng gốc hoặc sa khoáng theo các phương pháp sau : - Phương pháp trọng lực: Dựa vào khối lượng riêng khác nhau giữa các chất, đãi nhiều lần trong máng nước thu được vàng thô. - Phương pháp tạo hỗn hống: Vàng dễ tạo hỗn hống với thuỷ ngân, tách được hỗn hống khỏi tạp chất rồi chưng cất thuỷ ngân và thu vàng. - Phương pháp tạo phức chất: Hoà tan quặng trong dung dịch NaCN hay KCN và liên tục sục không khí vào, vàng tan dần tạo phức. 4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O = 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH Sau đó dùng Zn bụi để kết tủa Au: 2Na[Au(CN)2] + Zn = Na2[Au(CN)4] + 2Au 11.2.2. Các hợp chất Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 199 11.2.2.1. Hợp chất +1 Ion M+ có cấu hình electron d10, chúng không chỉ là chất nhận  mà còn là chất cho  và khả năng cho  tăng lên từ Cu+ đến Au+ và độ linh hoạt của những cặp electron d tăng lên. Trạng thái oxi hoá +1 là đặc trưng nhất đối với Ag, kém đặc trưng hơn đối với Cu và kém đặc trưng nhất là đối với Au. a) Oxit M2O - Đều là chất bột, Cu2O màu đỏ, Ag2O màu nâu - đen và Au2O màu tím (Au2O là hỗn hợp của Au và Au2O3). - Cu2O rất bền nhiệt (nóng chảy ở 12400C) nhưng Ag2O và Au2O kém bền, ở trên 2000C thì Au2O phân huỷ thành nguyên tố, ở trên 2200C Au2O phân huỷ thành Au và Au2O3. - Các M2O đều ít tan trong nước, tan trong dung dịch kiềm tạo cuprit, acgentit và orit tương ứng. M2O + 2NaOH + H2O = 2Na[M(OH)2] - Trong dung dịch NH3 đậm đặc, Cu2O và Ag2O tan tạo phức amoniacat. M2O + NH3 + H2O = 2[M(NH3)2]OH Còn Au2O tạo Au3N.NH3 là kết tủa đen không bền, phân huỷ nổ khi đun nóng. - Trong dung dịch HCl đậm đặc, Cu2O tan tạo phức H[CuCl2] Cu2O + 4HClđặc = 2H[CuCl2] + H2O b) Hiđroxit MOH - Các MOH không bền nhất là AgOH và AuOH Vi dụ : 2AgOH = Ag2O + H2O - Một phần Ag2O tan trong nước làm dung dịch có tính kiềm Ag2O + H2O  2AgOH = 2Ag+ + 2OH- Thực tế muối AgNO3 không bị thuỷ phân, chứng tỏ AgOH là chất kiềm mạnh. c) Muối M+ - Đa số muối M(+1) dạng tinh thể đều ít tan trong nước. - Trong nước, chỉ có muối Ag+ là tương đối bền, còn muối Cu+ và Au+ tự phân huỷ. 2Cu+  Cu + Cu2+ E0 = +0,35V 3Au+  2Au + Au3+ E0 = +0,3V Tuy nhiên, Cu+ và Au+ được làm bền khi ở trong nước bằng cách tạo kết tủa ít tan như CuI, CuCN, AuI, AuCN hoặc tạo ion phức tương đối bền như: [Cu(NH3)2]+, [CuX2]-, (X: Cl-, Br-, I-, CN-), [Au(CN)2]- nhờ khả năng nhận  của các anion I-, CN- * Một số muối quan trọng thường gặp: + CuCl: Tinh thể màu trắng, bền với nhiệt và ít tan trong nước (t0nc = 4300C, t0s = 13590C). - CuCl ít tan trong nước lạnh nhưng phân huỷ trong nước nóng. CuClrắn  Cu+(dd) + Cl- 2Cu+ + 4H2O  Cu(R) + [Cu(H2O)4]2+ - Tan dễ trong dung dịch đặc của NH3, HCl, NH4Cl và MCl (M là kim loại kiềm). Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 200 2CuCl + 2NH3đ = [Cu(NH3)2]Cl CuCl + HCl = H[CuCl2] - Dễ bị oxi hoá tạo Cu(+2) 4[Cu(NH3)2]+ + O2 + H2O + 8NH3 = 4[Cu(NH3)4]2+ + 4OH- - Trong dung dịch NH3 hoặc HCl, dung dịch CuCl hấp thụ khí CO tạo phức dạng đime [Cu(Cl)(CO)H2O]2, khi đun nóng phức này phân huỷ giải phóng khí CO. Trong dung dịch HCl, CuCl có thể hấp thụ khí PH3 tạo phức [Cu(PH3)]Cl, trong dung dịch NH3 có thể hấp thụ C2H2 hay hấp thụ chất R - C  C - R tạo Cu2C2 hay R - C  C - Cu là những kết tủa đỏ dễ phân huỷ nổ khi đun nóng. + AgNO3: là muối bạc thông dụng nhất, không màu, t0nc = 209,70C, dễ tan trong nước và độ tan biến đổi nhiều theo nhiệt độ, tan trong ete, etylic, axeton. - Phân huỷ ở 3000C 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2 - Dễ bị khử thành kim loại bởi những chất hữu cơ như giấy, glucozơ, focmanđehit ... 2[Ag(NH3)2]NO3+H2O+ HCHO=2Ag + HCOONH4 +NH3+ 2NH4NO3 d) Sự tạo phức Các hợp chất M(+1) dễ tạo thành phức, các phức này dễ tan và bền hơn hợp chất ban đầu. Ví dụ : MCl + 2NH3 = [M(NH3)2]Cl MI + 2KCN = K[Ag(CN)2] + KI AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr 11.2.2.2. Hợp chất M(+2): Cu2+ Trạng thái oxi hoá +2 rất đặc trưng với đồng, do đó có rất nhiều hợp chất của Cu(II) nhưng có rất ít hợp chất của Ag(II) và không có hợp chất Au(II). Vì vậy, trong phần này chỉ xét các hợp chất Cu(II). a) Đồng (II) oxit : CuO - CuO là chất bột màu đen, nóng chảy ở 10260C và trên nhiệt độ đó thì bị phân huỷ. 4CuO 0t  2Cu2O + O2 - CuO không tan trong nước, tan dễ trong dung dịch axit tạo muối Cu (II) CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O Tan trong dung dịch NH3 tạo phức amoniacat : CuO + NH3 + H2O = [Cu(NH3)4](OH)2 - Đung nóng với dung dịch SnCl2, FeCl2 thì CuO bị khử thành muối Cu(I) 2CuO + SnCl2 0t  2CuCl + SnO2 3CuO + 2FeCl2 0t  2CuCl + CuCl2 + Fe2O3 - Khi đun nóng, CuO bị H2, CO, NH3, C khử thành Cu. Ví dụ : CuO + CO C0300 Cu + CO2 3CuO + 2NH3(k) C5000 3Cu + N2 + 3H2O - CuO thể hiện tính lưỡng tính khi tan trong kiềm nóng chảy tạo thành cuprit: M2CuO2, M2CuO3 và MCuO2 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 201 Ví dụ : CuO + 2NaOHnc C01000 Na2CuO2 + H2O - CuO được điều chế trực tiếp từ đơn chất hoặc bằng cách nhiệt phân hđroxit, nitrat hay cacbonat. 2Cu + O2 dư C0600 2CuO Cu(OH)2 C08050 CuO + H2O 2Cu(NO3)2 0t  2CuO + 4NO2 + O2 b) Đồng (II) hiđroxit : Cu(OH)2 - Cu(OH)2 là kết tủa bông màu lam, dễ mất nước biến thành oxit khi đun nóng: Cu(OH)2 0t  CuO + H2O - Không tan trong nước nhưng tan dễ trong dung dịch axit, dung dịch NH3 đặc và chỉ tan trong dung dịch kiềm 40% khi đun nóng. Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4] * Cu(OH)2 được điều chế bằng cách cho dung dịch Cu2+ tác dụng với dung dịch kiềm. Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2 c) Muối đồng (II) - Đa số muối đồng (II) dễ tan trong nước, bị thuỷ phân và khi kết tinh từ dung dịch thường ở dạng hiđrat. Dung dịch loãng của Cu2+ có màu lam là màu của [Cu(H2O)6]2+ , nhưng khi ở trạng thái rắn các muối đồng (II) có màu khác nhau. - Ion Cu2+ là chất tạo phức mạnh, những phức thường gặp là [CuX3]- với X là F, Cl, Br, [Cu(NH3)4]2+, [Cu(C2O4)2]2-, [Cu(en)2]2+ với en là etylenđiamin: H2N - (CH2)2 - NH2. - Trong nước Cu2+ không dễ chuyển thành Cu+ nhưng khi có mặt những anion có khả năng tạo hợp chất ít tan với Cu+ thì khả năng oxi hoá của Cu2+ tăng lên. Ví dụ : 2CuSO4 + 4NaI = 2CuI + I2 + 2Na2SO4 2CuSO4 + 4NaCN = 2CuCN + (CN)2 + 2Na2SO4 - Khi thêm NH3 vào dung dịch Cu2+ thì những phân tử H2O trong [Cu(H2O)6]2+ lần lượt bị thay thế dễ dàng bởi những phân tử NH3 tạo những ion phức [Cu(NH3)(H2O)5]2+ ... [Cu(NH3)4(H2O)2]2+, nhưng sự thay thế NH3 thứ 5 và 6 gặp khó khăn. * Những muối Cu2+ quan trọng và thường gặp là : CuCl2 và CuSO4 11.2.2.3. Hợp chất M(+3) : Au+3 Trạng thái oxi hoá +3 là đặc trưng nhất đối với vàng. Những hợp chất của Au(III) đều nhất là oxi hoá mạnh. a) Vàng (III) oxit : Au2O3 - Au2O3 là chất bột nâu, kém bền, phân huỷ dưới tác dụng của ánh sáng hoặc khi đun nóng đến 1600C. 2Au2O3 0t  4Au + 3O2 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 202 - Không tan trong nước. Thể hiện tính lưỡng tính với axit đặc và kiềm đặc Au2O3 + 8HClđặc = 2H[AuCl4] + 3H2O Au2O3 + 2NaOHđặc, nóng + 3H2O = 2Na[Au(OH)4] - Bị H2 và CO khử khi đun nóng : Au2O3 + 3H2 C2600 2Au + 3H2O Au2O3 + 3CO C1000 2Au + 3CO2 * Au2O3 được tạo ra khi làm mất nước của Au(OH)3 ở 1500C trong chân không. 2Au(OH)3 C150 chánkhäng 0  Au2O3 + 3H2O b) Vàng (III) hiđroxit : Au(OH)3 - Au(OH)3 là chất bột màu nâu đỏ, không tan trong nước, ở nhiệt độ thường mất dần nước biến thành dạng meta AuOOH, khi đun nóng biến thành Au2O3. - Có tính lưỡng tính : Au(OH)3 + NaOH = Na[Au(OH)4] Au(OH)3 + 2H2SO4 = Na[Au(SO2)2] + 3H2O Au(OH)3 + 4HNO3 = H[Au(NO2)4] + 3H2O * Au(OH)3 được tạo nên khi cho dung dịch muối Au3+ tác dụng với dung dịch kiềm. c) Vàng clorua : AuCl3 - AuCl3 ở dạng tinh thể có màu đỏ ngọc, có cấu tạo đime ở trạng thái rắn và hơi. - Khi đun nóng trên 1750C tạo AuCl, dến 2900C phân huỷ thành nguyên tố : Au2Cl6 0t  2AuCl + 2Cl2 Au2Cl6 C2900  2Au + 3Cl2 - Tan trong nước, rượu và ete. Khi tan trong nước bị thuỷ phân một phần tạo dung dịch màu da cam. AuCl3 + H2O  H[Au(OH)Cl3] (Axit hiđroxotricloroauric) - Tác dụng với axit tạo phức AuCl3 + HCl  H[AuCl4] (Axit tetracloroauric) - Kết hợp với muối clorua kim loại kiềm tạo phức M[AuCl4] Ví dụ : AuCl3 + NaCl = Na[AuCl4] - AuCl3 có tính oxi hoá mạnh : Ví dụ : 2AuCl3 + 3H2O2 = 2Au + SO2 + 6HCl AuCl3 + 3FeSO4 = Au + Fe2(SO4)3 + FeCl3 AuCl3 + 4Na2S2O2 = Na3[Au(S2O3)2]+ Na2S4O6 + 3NaCl Cl Cl Au Cl Cl Cl Cl Au Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương11 – Nguyên tố và các chất nhóm I Hoá vô cơ 203 * AuCl3 được điều chế bằng cách cho Au bột tác dụng khí Cl2 ở 2500C hoặc đun nóng H[AuCl4].4H2O ở 1200C. 2Au + 3Cl2 C250 0 2AuCl3 H[AuCl4].4H2O C120 0 AuCl3 + HCl + 4H2O Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Hoá vô cơ 204 CHƯƠNG 12 – NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM VIII 12.1. NHÓM VIIIA 12.1.1. Đặc điểm chung Gồm các nguyên tố: heli (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xenon (Xe) và radon (Rn). He Ne Ar Kr Xe Rn Cấu hình e 1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6 Rnguyên tử (Ǻ) 1,22 1,6 1,92 1,98 2,18 2,2 I1 (eV) 24,59 21,56 15,76 14 12,13 10,75 %Vtrong không khí 5.10-4 16.10-4 0,93  10-4  10-5  10-12 - Các khí hiếm có lớp e ngoài cùng bão hoà: ns2np6, nên nguyên tử khí hiếm bền không kết hợp thành phân tử. - Hoạt tính hoá học của các khí hiếm rất thấp, hầu như không tham gia phản ứng hoá học (nên khí hiếm còn được gọi là khí trơ). Trước đây người ta cho rằng các khí hiếm không tạo liên kết với các nguyên tố khác. Tuy nhiên, trong thời gian gần đây, người ta đã điều chế được các hợp chất của khí hiếm như: XeF2, XeF3, XeF4, XeF6, ..., XeO3, XeO4, ..., XePtF6. - Các khí hiếm dễ tan trong nước, tính tan tăng dần từ He đến Rn; dễ tan hơn trong dung môi hữu cơ: rượu, benzen ... - Trong không khí hàm lượng khí hiếm rất bé. Trong quang phổ của mặt trời có He, Rn là sản phẩm của phân rã phóng xạ radi (Ra). Rayleigh phát hiện ra khí Ar không khí khi tính khối lượng riêng của không khí 1892. - Các khí hiếm có màu đặc trưng trong ống phóng điện: He – vàng, Ne – đỏ, Ar – lam nhạt hơi đỏ, Kr – tím, Xe – lam. 12.1.2. Heli Tính chất lý học của He giống H2: chất khí, có nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy rất thấp(t0s = -2690C; t0nc = -2720C); He tinh thể có mạng lục phương; ít tan trong nước và các dung môi hữu cơ (ở 00C: 10mlHe/lit H2O). Ở điều kiện thường, He trơ về mặt hoá học, khi bị kích thích mạnh (phóng điện ...) sẽ tạo thành ion phân tử He2+, ion này không bền, khi nhận thêm 1e sẽ phân huỷ cho He. He2+ + 1e  2He He là nguyên tố phổ biến nhất trong vũ trụ được tạo thành do phản ứng nhiệt hạt nhân 224 42 1 1  pHeH Trong công nghiệp, He được điều chế từ các khí thiên nhiên bằng phương pháp làm lạnh ở nhiệt độ rất thấp. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Hoá vô cơ 205 He được dùng rộng rãi trong các phòng thí nghiệm vật lý làm chất tải lạnh, dùng trong nhiệt kế đo khoảng nhiệt độ thấp (180K), dùng trong lĩnh vực năng lượng nguyên tử do tính trơ và khả năng chiếm giữ nơtron của He, tạo môi trường trơ ... 12.1.3. Neon - Argon Giống He, Ne và Ar có các orbital hoá trị bão hoà e nhưng Ne, Ar có độ phân cực của nguyên tử lớn hơn so với He, do đó có khuynh hướng tạo liên kết giữa các phân tử. Ne, Ar có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi rất thấp, chỉ kém He, H2. Độ tan và khả năng hấp phụ của Ne, Ar lớn hơn He; Ne, Ar tinh thể có mạng lập phương tâm diện. Ở điều kiện thường, Ne và Ar trơ về mặt hoá học. Khi bị kích thích mạnh, chúng tạo phân tử Ne2+, Ar2+. Ar tạo thành các hợp chất xâm nhập phân tử (kiểu Clarat) với H2O, phenol, toluen, ... ở áp suất cao. Ne cùng với He được điều chế khi làm lạnh không khí ở nhiệt độ rất thấp. Ar cũng được điều chế từ không khí lỏng. Ne và Ar được dùng trong công nghiệp kỹ thuật điện (đèn huỳnh quang, đèn quảng cáo, đèn ổn áp, tế bào quang điện ...). Ar dùng tạo khí quyển trơ trong quá trình luyện kim và trong hoá học, sở dụng trong ngành năng lượng hạt nhân ... 12.1.4. Phân nhóm Kripton Kr Xe Rn t0nc (0C) - 157 - 112 - 71 t0s (0C) - 153 - 108 - 62 Độ tan (ml)/lit H2O - 500 -  Đơn chất: - Có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt sôi thấp. Từ Kr đến Rn có sự tăng độ phân cực của các phân tử nên nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy lớn hơn Ne, Ar. - Từ He đến Rn: tính tan trong nước, trong các dung môi hữu cơ, khả năng hấp phụ tăng. - Kr, Xe, Rn tạo hợp chất xâm nhập với H2O, chất hữu cơ. Độ bền các hợp chất xâm nhập tăng theo dãy: Ar.6H2O; Kr.6H2O; Xe.6H2O - Trong công nghiệp, Kr, Xe được tách ra từ không khí. - Kr được sử dụng trong kỹ thuật điện chân không. - Hỗn hợp Kr, Xe dùng trong các loại đèn ống khác nhau. - Rn dùng điều trị các khối u ác tính bằng phương pháp phóng xạ.  Hợp chất: * Hợp chất +2: Hợp chất được biết là các florua được điều chế từ các đơn chất. Xe + F2  0t XeF2 Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Hoá vô cơ 206 Các florua có dạng đường thẳng, là những chất rắn không màu, bền. Các florua bị nhiệt phân, tạo các hợp chất cọng hoá trị giống muối. 2XeF2  0t XeF4 + Xe XeF2 + 2SbF5 = Xe[SbF6]2 * Hợp chất +4: Ngày nay đã điều chế được các florua KrF4, XeF4 ... và oxoflorua XeOF2. XeF4 cấu tạo vuông phẳng, ứng với sự lai hoá sp3d2 của Xe. F F Xe F F Các hợp chất +4 là những chất oxi hoá mạnh, dễ phân tích. XeF4 + 2HF + Pt = H2[PtF6] + Xe 3XeF4  0t 2XeF6 + Xe * Hợp chất +6: Với Xe có: XeF6, XeO3, XeOF4, ..., Xe(OH)6 ... XeF6 có cấu tạo bát diện (lệch) ứng với lai hoá sp3d2f, là những tinh thể không màu, bền, hoạt động hoá học mạnh. XeO3 có cấu tạo tháp tam giác, hợp chất màu trắng, không bay hơi, dễ nổ. Các florua, oxit, hiđroxit của Xe (+6) là những hợp chất axit. XeF6 + 6H2O = Xe(OH)6 + 6HF XeO3 + Ba(OH)2 = BaXeO4 + H2O Xe(OH)6 + 3Ba(OH)2 = Ba3XeO6 + 6H2O Hợp chất Xe(+6) là những chất khử oxi mạnh. XeO3 + 4NaOH + O3 = Na4XeO6 + O2 + 2H2O * Hợp chất +8: XeF8, XeO4 XeO4: cấu tạo tứ diện, ở điều kiện thường – phân huỷ chậm. 4XeO4 = 2Xe + 2XeO3 + 5O2 Được điều chế bằng cách: 2H2SO4 + Ba2XeO6 = 2BaSO4 + XeO4 + 2H2O Kết luận: Khi tăng số oxi hoá của Xe, độ bền của các hợp chất giống muối, các hợp chất bậc 2 giảm, độ bền các ion phức tăng. 12.2. NHÓM VIIIB 12.2.1. Khảo sát chung - Họ Fe : Fe, Co, Ni - Họ Pt : Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt - Các nguyên tố nhóm VIIIB : phần lớn có 2e lớp ngoài cùng (trừ Ru : 4d75s1, Rh : 4d85s1, Pd : 4d10), do đó mức oxi hoá đặc trưng 2, 3, 4 ; mức oxi hoá cao hơn không đặc trưng. - Nguyên tố VIIIB : kim loại, có khả năng hấp phụ nên được dùng làm xúc tác. 12.2.2. Họ sắt Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Hoá vô cơ 207 Fe Co Ni Cấu hình e 3d64s2 3d74s2 3d84s2 Rnguyên tử (Ǻ) 1,26 1,25 1,24 I1 (eV) 7,89 7,87 7,63 I2 (eV) 16,2 17,1 18,15 I3 (eV) 30,6 33,5 35,16 - Các nguyên tố họ Fe là những nguyên tố d, có 2e ngoài cùng  mức oxi hoá đặc trưng là 2; 3. Ngoài ra còn có Fe(0), Fe(+6), Ru(+4), Os(+8). - Là những kim loại hoạt động trung bình, tính kim loại giảm từ Fe đến Ni.  Đơn chất Kim loại họ Fe là những kim loại màu trắng bạc, có ánh kim, có tính thuận từ. Fe có 4 dạng thù hình: Fe , , , ; trong đó dạng bền là Fe - mạng lập phương tâm khối. * Hoá tính: Với phi kim: tuỳ thuộc hoạt tính của phi kim và điều kiện phản ứng; Fe có thể tạo thành dung dịch rắn (C, Si, N, B, ...); hợp chất giống kim loại (Fe3C, Fe4N ...) hay hợp chất giống muối (FeF2, FeCl2, FeS). Ví dụ: Fe nung đỏ cháy trong O2, phản ứng mạnh với Cl2: 3Fe + 2O2 = Fe3O4 (3Fe + 2O2 + nH2O = Fe3O4.nH2O) 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Fe + S = FeS Với dung dịch axit: Fe, Co, Ni đứng trước H trong dãy điện hoá do đó các kim loại tan được trong dung dịch HCl, H2SO4: Fe phản ứng nhanh; Co, Ni chậm. Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 Fe tan trong HNO3 loãng; H2SO4 đặc nóng: Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Với HNO3 đặc, H2SO4 đặc, nguội: Fe bị thụ động. Với H2O: ở nhiệt độ cao, Fe đẩy được H2 ra khỏi nước. 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2 Với dung dịch muối: Fe, Co, Ni đẩy được các kim loại có tính khử yếu hơn ra khỏi muối của nó: Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 Sắt là nguyên tố phổ biến trong vỏ Quả đất, thường tồn tại dưới dạng các quặng: quặng sắt nâu HFeO2.nH2O; quặng sắt đỏ hematit Fe2O3; quặng sắt từ Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Hoá vô cơ 208 manhetit Fe3O4; quặng xiđerit FeCO3 ... Đôi khi cũng gặp sắt tự do trong các thiên thể hay Quả đất. Sắt được sử dụng trong thực tế không phải dạng nguyên chất mà là dạng hợp kim của Fe với C và với các chất phụ gia khác đó là gang và thép. Gang là hợp kim của Fe với C (có 2 – 4% C) và thép (có 2% C). Gang được điều chế bằng cách khử oxi của quặng sắt trong lò cao: Fe2O3 + 3CO = 3Fe + 3CO2 Từ gang loại C dư và các tạp chất có hại như S, P bằng cách chuyển chúng thành oxit bay ra ngoài như CO, CO2 hay tan vào xỉ. Sắt có vai trò rất quan trong, nó là kim loại cơ sở của mọi ngành kỷ thuật. Trong công nghiệp chế tạo máy, thiết bị, dụng cụ ... sắt luôn được dùng dưới dạng hợp kim. Gang được dùng để đúc các dụng cụ, luyện thép. Thép dùng để chế tạo các bộ phận thông thường của máy móc, bù loong, đinh, ...; thép rất cứng dùng chế tạo các công cụ như đục, lưỡi phay ... Ngoài ra, còn có những loại thép đặc biệt (dẻo, bền nhiệt, bền hoá học ...) dùng để chế tạo các thiết bị, máy móc, nhiều dụng cụ đặc biệt.  Hợp chất * Hợp chất M(CO)n Tương tự các nguyên tố Mn, Cr ... các nguyên tố của họ Fe tạo được hợp chất M(CO)n bởi liên kết cho nhận. Ví dụ: Đun nóng bọt Fe, sục khí CO ở 150 – 2000C, 100atm: Fe + 5CO = Fe(CO)5 Pentacacbonyl sắt Fe(CO)5 có cấu tạo khối tháp tam giác kép, ứng với sự lai hoá dsp3.     3d 4s 4p Khi đun nóng, cacbonyl bị phân huỷ nên chúng được dùng điều chế kim loại tinh khiết. Khi cacbonyl bị oxy hoá hay khử, các nhóm CO được thay thế: Fe(CO)5 + 2Na = Na2[Fe(CO)4] + CO Fe(CO)5 + I2 = [Fe(CO)4]I2 + CO * Hợp chất M(+2): Tính khử oxi giảm theo thứ tự Fe(+2)  Co(+2)  Ni(+2). Fe(+2) có số phối trí đặc trưng là 6, cấu trúc bát diện. dsp3 Fe CO CO CO CO CO Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Hoá vô cơ 209 Oxit: FeO (đen), CoO (xanh xám), NiO (xanh lá cây). Các MO đều là oxit bazơ, không tan trong nước, dễ tan trong axit. FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O NiO + H2SO4 = NiSO4 + H2O Hiđroxit: Fe(OH)2, Co(OH)2, Ni(OH)2. Các M(OH)2 được tạo thành từ muối M(+2) tác dụng với dung dịch kiềm: M2+ + 2OH- = M(OH)2 Là các hiđroxit bazơ không tan trong nước, dễ tan trong dung dịch axit. Fe(OH)2 + H2SO4 = FeSO4 + 2H2O Ni(OH)2 + H2SO4 = NiSO4 + 2H2O Fe(OH)2 dễ bị oxi hoá thành Fe(OH)3, Co(OH)2 bị oxi hoá chậm, còn Ni(OH)2 không bị oxi hoá. 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 Muối: muối Fe(+2) dễ bị oxi hoá, Co(+2) và Ni(+2) không bị oxi hoá. 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O 4FeSO4 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)(SO4) Trong dung dịch, muối Fe(+2) cá màu xanh lục nhạt, Co(+2) có màu hồng và Ni(+2) có màu xanh lá cây. Muối Fe(+2) được điều chế dưới dạng muối kép FeSO4.(NH4)2SO4.6H2O (muối Mo). Muối quan trọng là FeSO4.7H2O: dùng để diệt sâu bọ, chế phẩm nhuộm vô cơ. Phức chất: các hợp chất M(+2) dễ tạo phức. - Phức chất CN-: khi cho muối M(+2) tác dụng với KCN dư. FeSO4 + 2KCN = Fe(CN)2 + K2SO4 Fe(CN)2 + 4KCN = K4[Fe(CN)6] Hexaxiano ferat(II) kali: chất kết tinh màu vàng, dễ tan. Nếu [Fe(CN)6]4- tác dụng với Fe3+ thì tạo kết tủa màu xanh (được dùng để xác định ion Fe3+ trong dung dịch). 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe(CN)6]3 - Phức chất NH3: khi cho muối M(+2) tác dụng với NH3 dư. NiSO4 + 6NH3 = [Ni(NH3)6]SO4 Với Fe(+2), Co(+2) tạo phức amin kém bền, dễ bị thuỷ phân nhất là phức amin của Fe(+2). [Fe(NH3)6]SO4 + 2H2O  Fe(OH)2 + 4NH3 + (NH4)2SO4 - Phức chất H2O: khi cho muối M(+2) tan trong dung dịch axit loãng. FeCO3 + 2H3O+ + 3H2O = [Fe(H2O)6]2+ + CO2 Ion [Fe(H2O)6]2+ có màu lục nhạt, dễ bị oxi hoá 5[Fe(H2O)6]2+ + MnO4- + 8H3O+ = 5[Fe(H2O)6]2+ + [Mn(H2O)6]2+ + 6H2O Phản ứng trên được dùng để xác định Fe(+2) ... * Hợp chất M(+3): Oxit: M2O3 đều không tan trong nước, Co2O3, Ni2O3 có tính oxi hoá mạnh. Ni2O3 + 6HCl = 2NiCl2 + Cl2 + 3H2O Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Hoá vô cơ 210 Fe2O3 được điều chế bằng cách nhiệt phân Fe(OH)3. 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O Co2O3, Ni2O3 điều chế bằng cách nung nóng Co(NO3)2, Ni(NO3)2. Fe2O3 có màu đỏ được dùng làm bột màu, chất độn trong sản xuất cao su. Hiđroxit: Fe(OH)3, Co(OH)3, Ni(OH)3. M(OH)3 đều không tan trong nước, dễ tan trong dung dịch axit. Co(OH)3, Ni(OH)3 có tính oxi hoá mạnh sẽ cho muối M(+2). 4Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4CoSO4 + O2 + 10H2O Khi nung nóng các M(OH)3 bị nhiệt phân 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O Muối: muối quan trọng là Fe(+3). Đa số muối Fe(+3) dễ tan trong nước, dễ bị thuỷ phân. FeCl3 + 3H2O  Fe(OH)3 + 3HCl Khi đun nóng dung dịch, kết tủa nâu đỏ Fe(OH)3 xuất hiện. Để ngăn sự thuỷ phân phải axit hoá môi trường (cho axit vào dung dịch muối Fe3+). Muối Fe3+ oxi hoá được một số chất khử như KI, H2S ... 2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl Phản ứng trên được dùng để định lượng Fe trong phân tích. Phức chất: các muối M(+3) dễ tạo phức chất. - Phức chất: cho muối M(+3) tác dụng với KCN. Fe3+ + 6KCN = K3[Fe(CN)6] + 3K+ Phức [Fe(CN)6]3- tác dụng với Fe2+ tạo kết tủa màu xanh tuôcbin (dùng để xác định Fe2+). 3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2 - Phức NH3, NO2: Co3+ tạo phức bền [Co(NH3)6]3+, [Co(NO2)6]3-. [Co(NO2)6]3- tác dụng với ion K+ sẽ tạo kết tủa: được dùng để nhận biết ion K+ trong dung dịch. 3K+ + [Co(NO2)6]3- = K3[Co(NO2)6] 12.2.3. Họ platin Ru Rh Pd Os Ir Pt Cấu hình e 4d75s1 4d85s1 4d10 5d66s2 5d76s2 5d96s1 Rnguyên tử (Ǻ) 1,34 1,34 1,37 1,35 1,38 1,38 I1 (eV) 7,37 7,46 8,34 8,5 8,9 8,9 I2 (eV) 16,8 18,1 19,4 19,0 18,6 18,6 Độ phổ biến (%NT) 9.10-7 2.10-7 2.10-7 5.10-7 9.10-9 5.10-8  Đơn chất: Các kim loại nhóm Pt là kim loại hiếm. Trong thiên nhiên, chỉ gặp các kim loại này ở trạng thái tự do và tất cả chúng thường đi với nhau: Pt gặp trong các hợp kim tự nhiên (dung dịch rắn) có chứa một ít các kim loại khác Ir, Pd, Rh, Fe, Ni, ... Do cấu hình e và sự rất giống nhau về tính chất, các nguyên tố Pt chia làm 3 cặp: Ru – Os, Rh – Ir, Pd – Pt. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Hoá vô cơ 211 Dạng đơn chất các kim loại nhóm Pt là kim loại trắng, có ánh kim, có khả năng hấp phụ được nhiều chất, đặc biệt là H2. Kim loại hị Pt có nhiều số oxi hoá, trong đó số oxi hoá 4 là đặc trưng, đối với Os, Ru mức oxi hoá 8 cũng được đặc trưng. Về mặt hoá học, kim loại họ Pt rất bền, dung dịch axit HNO3 chỉ hoà tan được Pd, Pt tan được trong nước cường toan, các kim loại còn lại không tan trong bất kỳ axit, hỗn hợp axit nào, chỉ tan trong kiềm nóng chảy khi có mặt chất oxi hoá. 3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O  Hợp chất: * Hợp chất M(+2): Số phối trí của hợp chất M(+2) bằng 4, cấu hình vuông phẳng: MO, M(OH)2, MCl2, M(CO)2. Ví dụ: PdCl2 Các hợp chất M(+2) đều có màu : MO, M(OH)2 - đen, PdCl2 - đỏ ... Pd(+2), Pt(+2) tạo phức với NH3 rất bền : MCl2 + 4NH3 = [M(NH3)4]Cl2 M(+2) đồng thời có trong thành phần cation và anion phức : [Pt(NH3)4][PtCl4] – màu xanh lục [Pd(NH3)4][PdCl4] – màu đỏ Ngoài ra còn tạo nhiều phức trung tính : [M(NH3)2A2]- (A : Cl-, Br-, NO2-) Các dẫn xuất Pt(+2) tương đối dễ bị oxi hoá, ngược lại Pd(+2) dễ bị khử. PdCl2 + CO + H2O = Pd + CO2 + 2HCl * Hợp chất M(+4) : Pd(+2), Pt(+2) Số phối trí của M(+4) bằng 6, cấu hình bát diện Ví dụ : [Pt(NH3)6]Cl4, [Pt(NH3)5Cl]Cl3 ... Những hợp chất đơn giản của Pt(+4) có tính axit trội hơn tính bazơ. Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2[Pt(OH)6] Pt(OH)4 + 6HCl = H2[PtCl6] + 4H2O Pd, Pt dùng để chế tạo chén nung chống gỉ, làm nhiệt kế điện trở cặp nhiệt điện, công tắc điện. Pt dùng làm anot không tan. Pt, Pd được sử dụng làm chất xúc tác, đồ trang sức, ... Cl Cl Pd Pd Cl Cl Cl Cl Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version - Tài liệu tham khảo Hoá vô cơ 212 TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Hoàng Nhâm, Hóa học vô cơ (Tập 1,2,3), NXB Giáo Dục, 2000. 2. Lê Mậu Quyền, Hóa học vô cơ, NXB Khoa học và kỹ thuật Hà Nội, 2004. 3. Lê Mậu Quyền, Bài tập Hóa học vô cơ, NXB Khoa học và kỹ thuật Hà Nội, 2004. 4. Nguyễn Đức Vận, Hóa học vô cơ (Tập 1,2,3), NXB Khoa học và kỹ thuật Hà Nội, 2004. 5. Nguyễn Đức Vận, Bài tập Hóa học vô cơ, NXB Giáo Dục, 1983. 6. Nguyễn Đình Soa, Hóa vô cơ, NXB ĐH Quốc gia Tp Hồ Chí Minh,2005. 7. Nguyễn Trọng Uyển, Hóa học vô cơ, NXB ĐH Sư phạm, 2003. 8. N.X. Acmetop, Hóa vô cơ (Phần 1,2), NXB ĐH & THCN, 1977. 9. Vũ Đăng Độ, Triệu Thị Nguyệt, Hóa học vô cơ (Quyển 1,2), NXB Giáo Dục, 2007-2008. Simpo PDF Merge and Split Unregistered Version -