Phần II
HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ
Chương 1
CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA
Nhóm Halogen
1. Cấu tạo nguyên tử
 Cấu hình electron lớp ngoài cùng của X là ns2np5. Dễ dàng thực hiện quá trình :
                 X2 + 2e -> 2X
Thể hiện tính oxi hoá mạnh.
 Số oxi hoá: Flo chỉ có số oxi hoá 1, các halogen khác có các số oxi hoá 1, +1, +3, +5 và +7.
 Từ F2  I2: tính oxi hóa giảm, tính khử tăng, độ âm điện giảm.
2. Tính chất vật lý
F2, Cl2 là chất khí, Br2 là chất lỏng, I2 là chất rắn. Khí flo màu lục nhạt, khí clo màu vàng lục, chất lỏng brom màu đỏ nâu, tinh thể iot màu tím đen. Các halogen đều rất độc.
F2 không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh; Các halogen khác tan tương đối ít trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như: C6H6, CCl4,….
3. Tính chất hoá học
Tính chất hóa học đặc trưng của các halogen là tính oxi hóa mạnh
a. Phản ứng với hiđro: Xảy ra với mức độ khác nhau:
H2 + F2 -> 2HF phản ứng xảy ra ngay trong bóng tối, ở đk thường, nổ
H2 + Cl2 -> 2Cl phản ứng xảy ra khi chiếu sáng hoặc có đốt nóng, nổ
H2 + Br2 -> 2HBr phản ứng xảy ra khi đốt nóng
H2 + I2
2HI phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao, thuận nghịch
b. Phản ứng mạnh với kim loại
2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3
Phản ứng tạo thành hợp chất ở đó kim loại có số oxi hoá cao (nếu kim loại có nhiều số oxi hoá như Fe, Sn…)
c. Phản ứng với H2O: Khi cho halogen tan vào nước thì:
 Flo phân huỷ nước:
F2 + H2O -> 2HF + 1/2O2
 Clo tạo thành hỗn hợp 2 axit:
                  Cl2 + H2O
HCl + HClO
 Brom cho phản ứng tương tự nhưng tan kém clo.
 Iot tan rất ít.
d. Phản ứng với phi kim khác
2P + 3Cl2 -> 2PCl3
2P + 5Cl2 -> 2PCl5
Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với oxi.
e. Phản ứng với dung dịch kiềm
 Clo tác dụng với dung dịch kiềm loãng và nguội tạo thành nước Javen:
   
 + NaOH

+ H2O
 Clo tác dụng với dung dịch kiềm đặc và nóng tạo thành muối clorat:
   
 + NaOH

+ H2O
 Clo tác dụng với vôi tôi tạo thành clorua vôi:

 + Ca(OH)2 bột ẩm, huyền phù

+ 2H2O
Nước Javen, clorua vôi là những chất oxi hoá mạnh do Cl+ trong phân tử gây ra. Chúng được dùng làm chất tẩy màu, sát trùng.
f. Halogen mạnh đẩy halogen yếu ra khỏi hợp chất:
       2Cl2 + NaBr -> 2NaCl + Br2
g. Oxi hóa các hợp chất có tính khử:
Cl2 + 2FeCl2
2FeCl3
Br2 + SO2 + 2H2O
2HBr + H2SO4
I2 + 2Na2S2O3
Na2S4O6 + 2NaI
4. Ứng dụng và điều chế clo
 Clo được dùng để:
+ Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố
+ Tẩy trắng vải sợi, giấy
+ Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl
+ Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt…
 Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl:
4HCl + MnO2
MnCl2 + Cl2 + 2H2 O
16HCl + 2KMnO4
2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2 O
 Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua kim loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo phương trình.
2NaCl + 2H2O
2NaOH + H2 + Cl2
5. Trạng thái tự nhiên
Trong lớp vỏ trái đất, clo đứng thứ 11 trong tất cả các nguyên tố hóa học và đứng thứ nhất trong các halogen. Clo tự nhiên tồn tại ở hai dạng đồng vị:
(75,77%) và
(24,23%). Do hoạt động hóa học mạnh, clo chỉ tồn tại trong tự nhiên ở dạng hợp chất, chủ yếu là muối clorua (trong nước biển, mỏ muối, khoáng vật: cacnalit KCl. MgCl2.6H2O và xinvinit NaCl. KCl).
6. Hợp chất
a. Hiđro halogenua_ axit halogenhiđric (HX)
 Đều là chất khí, tan nhiều trong H2O thành những axit mạnh (trừ HF là axit yếu vì giữa các phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li hoàn toàn trong dung dịch:
           HX + H2O -> H3O+ + X-
HCl là chất khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí (d = 1,26). Trong không khí ẩm nó tạo thành các hạt nhỏ như sương mù. Nồng độ cho phép trong không khí là: 0,005mg/l.
Axit halogenhiđric có đầy đủ các tính chất hóa học đặc trưng của một axit:
+ Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ
+ Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước
HCl + NaOH -> NaCl + H2O
2HCl + CuO -> CuCl2 + H2O
+ Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H2
2HCl + Zn -> ZnCl2 + H2
+ Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới (muối mới phải ít tan hoặc axit mới phải dễ bay hơi):
2HCl + CaCO3 -> CaCl2 + CO2
+ H2O
Riêng HF có tính chất đặc biệt: nó có thể tác dụng được với SiO2 (thủy tinh)
4HF + SiO2 -> SìF4 + 2H2O
2HF + SìF4 -> H2[SìF6]
Do vậy người ta không đựng dung dịch HF trong các lọ thủy tinh mà đựng trong các lọ bằng chất dẻo.
- Ngoài tính axit, các HX do có chứa X-1 nên chúng còn thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh. Từ HF -> HI tính khử tăng dần Ví dụ:
16HCl + 2KMnO4 -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
 Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H2O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl2, Hg2Cl2, Cu2Cl2,…Tính tan của các muối bromua và iođua tương tự muối clorua.
Điều chế các HX:
+ Tổng hợp trực tiếp:
H2 + X2 -> 2HX
+ Dùng phương pháp trao đổi ion:
NaClrắn + H2SO4 đặc
HCl + NaHSO4
 Cách nhận biết ion Cl (Br, I): Bằng phản ứng tạo muối clorua (bromua…) kết tủa với Ag+ (AgNO3)
AgNO3 + NaCl -> NaNO3 + AgCl

    Trắng
AgBr kết tủa màu vàng, AgI kết tủa màu vàng đậm
b. Axit hipoclorơ (HClO)
 Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch.
 Axit HClO và muối của nó là hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì có chứa Cl+ :
Cl+ + 2e -> Cl-1
c. Axit cloric (HClO3)
 Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H2O, chỉ tồn tại trong dung dịch nồng độ dưới 50%.
 Axit HClO3 và muối clorat (KClO3) có tính oxi hoá mạnh.


- Muối clorat là nguyên liệu điều chế Oxi trong phòng thí nghiệm
KClO3
KCl + 3/2O2
d. Axit pecloric (HClO4)
Là chất lỏng không màu, bốc khói trong không khí, là axit mạnh nhất trong các axit, tan nhiều trong H2O, HClO4 có tính oxi hoá mạnh.
Axit pecloric được điều chế bằng phản ứng:
2KClO4 + H2SO4
2HClO4 + K2SO4
Từ HClO -> HClO4 tính bền, tính axit tăng và khả năng oxi hóa giảm.
















Chương 2
OXI – LƯU HUỲNH
I. Oxi
1. Cấu tạo nguyên tử
 Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: 1s22s22p4
        
1s2 2s2 2p4
Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá mạnh:            
O2 + 4e -> 2O-2
 Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O2
Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O3
 Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên:
 
(99,76%);
(0,037%);
(0,2%)
2. Tính chất vật lý
 Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí (d = 1,1), hoá lỏng ở 183oC, hoá rắn ở 219oC, tan ít trong nước, duy trì sự cháy sự sống. Oxi lỏng và rắn có màu xanh da trời.
 Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời.
3. Tính chất hoá học: Oxi là chất oxi hóa mạnh, thể hiện qua:
 Tác dụng với kim loại:
Oxi phản ứng trực tiếp vói hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit
Fe + O2 -> Fe3O4
 Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác dụng với O2 ở to thường)
S + O2
SO2
C + O2
CO2
 Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O2, do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do.
O3 -> O2 + O
Điều này thể hiện ở phản ứng O3 đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O2 không có phản ứng này).
2KI + O3 + H2O -> I2 + O2 + 2KOH
4. Điều chế
 Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các muối giàu oxi. Ví dụ:


hay
2KMnO4
K2MnO4 + MnO2 + O2
 Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp (200oC), sau đó chưng phân đoạn lấy O2 (ở 183oC)
5. Trạng thái tự nhiên:
Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trên trái đất, chiếm khoảng 20% thể tích không khí, khoảng 50% khối lượng vỏ trái đất, khoảng 60% khối lượng cơ thể người, 89% khối lượng nước.
Mỗi người một ngày cần 20 – 30m3 oxi để thở.



II. Lưu huỳnh
1. Cấu tạo nguyên tử
 Lưu huỳnh (S) ở cùng nhóm VIA với oxi, có cấu hình e : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Lớp e ngoài cùng cũng có 6e, dễ dàng thực hiện quá trình.
S + 2e -> S-2 thể hiện tính oxi hoá nhưng yếu hơn oxi.
 Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử lưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S8) khép kín thành vòng:
           S S S S 



           S S S S 
2. Tính chất vật lý
 Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng nhạt, không tan trong H2O, tan trong một số dung môi hữu cơ như: CCl4, C6H6, rượu…dẫn nhiệt, dẫn điện rất kém.
 Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8oC nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo.
Srắn  -> S lỏng, vàng - > S quánh, nhớt, nâu đỏ -> S sôi ->S hơi -> S bột vàng
1190C 1870C 4450C làm lạnh
3. Tính chất hoá học
Lưu huỳnh vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử, thường gặp các mức oxi hóa sau: S-2, S+4, S+6.
 Ở to thường, S hoạt động kém so với oxi. Ở to cao, S phản ứng được với nhiều phi kim và kim loại.
S + O2
SO2 (S0 -> S+4)
S + Fe
FeS (S0 -> S-2)
S + H2
H2S (S0 -> S-2)
 Hoà tan trong axit oxi hoá:
   S + 2HNO3
H2SO4 + 2NO (S0 -> S+6)
   S + 2H2SO4 đặc
2H2O + 3SO2 (S0 -> S+4)
* 90% lượng S dùng để sản xuất H2SO4, 10% còn lại dùng để lưu hóa cao su, sản xuất diêm, chất dẻo ebonit,….
4. Hợp chất
a) Hiđro sunfua (H2S2)
 Là chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, nặng hơn không khí (d = 1,17), ít tan trong H2O. H2S hóa lỏng ở -600C và hóa rắn ở - 860C. Dung dịch H2S là axit sunfuhiđric.
 Có tính khử mạnh, cháy trong O2:
   H2S + 3/2O2
SO2 + H2O
   2H2S + SO2
3S + 2H2O
Khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, S-2 có thể bị oxi hoá đến S+6:
  H2S + 4Cl2 + 4H2O
8HCl + H2SO4
H2S là axit yếu.
Khi có mặt oxi và nước, H2S có thể phản ứng với một số kim loại như: Ag, Cu:
2H2S + 4Ag + O2
2Ag2S + 2H2O Vì vậy một số đồ vật bằng bạc, đồng để trong không khí ẩm bị hóa đen.
Muối sunfua trung tính (ví dụ ZnS) hầu hết ít tan trong H2O. Chỉ có sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ tan nhiều.
 Để nhận biết H2S hoặc muối sunfua (S2) dùng muối chì, kết tủa PbS màu đen sẽ xuất hiện.
   Pb(NO3)2 + Na2S -> PbS
+ 2NaNO3
b) Lưu huỳnh đioxit SO2 và axit sunfurơ H2SO3 (
)
 SO2 là chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn không khí (d = 2,2), hóa lỏng ở -100C, độc, tác dụng với H2O:
          SO2 + H2O
H2SO3
HSO3- + H+
- SO2 vừa là chất oxi hóa vừa