HÓA HỌC VÔ CƠ
CHƯƠNG 1: CẤU TẠO VÀ HÓA TÍNH CỦA
CÁC ĐƠN CHẤT
I. KIM LOẠI
1. Lý tính và cấu tạo tinh thể kim loại
- Kim loại có nhiều tính chất chung là có độ dẫn điện, dẫn nhiệt cao và
tính dẻo của chúng .
- Các mạng tinh thể kim loại có nhiều kiểu khác nhau. Tuy nhiên là 3
kiểu mạng: lập phương tâm khối, lập phương tâm diện và lục phương.
2. Hóa tính và thế điện cực của kim loại
Đặc điểm chung của các nguyên tử kim loại là lớp điện tử ngoài cùng
thường chứa từ 1 đến 3 điện tử, còn thiếu nhiều điện tử mới đạt được cấu
hình bền và kích thước lớn của chúng so với nguyên tử phi kim loại. Các điện
tử hóa trò ở khá xa hạt nhân và liên kết với nó tương đối yếu, được đặc trưng
bằng thế ion hóa thấp và ái lực điện tử gần bằng không hoặc âm. Chính vì
thế chúng dễ nhường điện tử, thể hiện tính khử và thông thường không có
khả năng kết hợp điện tử.
Về phương diện hóa học tất cả các kim loại được đặc trưng bằng tính khá
dễ cho điện tử hoá trò tạo ion dương và chỉ thể hiện số oxi hóa dương trong
các hợp chất. Do đó các kim loại ở trạng thái tự do là chất khử.

Phản ứng tổng quát: M
0
– ne = M
n+

Khả năng khử của các kim loại khác nhau thì khác nhau. Đối với phản
ứng trong dung dòch nước nó được xác đònh bằng vò trí của kim loại trong dãy
điện thế và nồng độ (hoạt độ) của nó trong dung dòch.
- Các kim loại đứng trước hydro có thể đẩy được hydro ra khỏi axit.
- Khi tác dụng với các dung dòch axit loãng như: HCl, H

2
SO
4
kim loại
tạo các muối tương ứng với số oxi hóa thấp của kim loại và hydro.
- Axit có tính oxi hóa mạnh như axit H
2
SO
4
đặc, HNO
3
loãng hoặc đặc
tác dụng với kim loại tạo muối ứng với số oxi hóa cao của kim loại và các
sản phẩm khử của H
2
SO
4
, HNO
3
như SO
2
, NO
2
, NO,…
Trang1
HÓA HỌC VÔ CƠ
- Khi oxit hoặc hydroxit của kim loại tan trong kiềm thì kim loại đó tan
trong kiềm ( thí dụ: Al, Zn,…)
- Các kim loại đứng trước trong dãy điện thế (có thế âm hơn) có thể đẩy
được các kim loại đứng sau chúng ra khỏi muối. Các kim loại đầu dãy đẩy

được hydro chẳng những ra khỏi nước ( tạo trong dung dòch kiềm) mà còn ra
khỏi dung dòch nước bất kỳ. Vì vậy sự đẩy lẫn nhau của cac kim loại ra khỏi
dung dòch muối chỉ xảy ra ở các kim loại từ Mg trở về sau.
3. Điều chế kim loại
– Nguyên tắc chung của việc điều chế kim loại là khử các kim loại thành
nguyên tử kim loại bằng các tác nhân khử thích hợp.
M
n+
+ ne = M
0
- Những phương pháp thường dùng:
a. Khử ion kim loại từ các oxit bằng các chất khử như: H
2
, C,CO, Si,…ở
nhiệt độ cao.
Dùng C để điều chế kim loại màu nặng như: Zn, Sn, Pb, Cu,…khi ái lực
của oxi với kim loại nhỏ hơn C. Không dùng C để khử các oxit kim loại dễ
tạo cacbua như Be, Cr, Mn,…
b. Khử ion từ hợp chất bằng một kim loại khác ở nhiệt độ cao: phương
pháp nhiệt kim loại.(Mg,Si,Al,…)
c. Dùng kim loại đứng trước (từ Mg trở về sau) đẩy kim loại đứng sau ra
khỏi muối.
d. Điện phân muối nóng chảy của các kim loại từ Li đến Al.
e. Điện phân dung dòch muối trong nước từ Zn trở về sau trong dãy hoạt
động hóa học .
f. Nhiệt phân các hợp chất vô cơ.
II. PHI KIM
Phi kim là những nguyên tố nằm phía trên bên phải của bảng phân
loại tuần hoàn.
Tính chất hóa học của các phi kim thay đổi rất lớn. Chúng bao gồm

các nguyên tố hoạt động nhất cũng như trơ nhất và tạo thành nhiều hợp chất
ion và cộng hóa trò khác nhau, nhiều trong số này là các axit và bazơ.
Trang2
HÓA HỌC VÔ CƠ

1. Tính chất chung của các phi kim
Vì năng lượng ion hóa của các phi kim quá lớn nên các phi kim rất khó
tạo ion dương. Thật vậy, các phi kim chỉ tạo ion âm F
-
, N
3-
và chúng chỉ tạo
được liên kết ion với các kim loại hoạt động và các kim loại chuyển tiếp có
số oxi hóa tương đối thấp: FeCl
2
, PbCl
2
,…
Các phi kim tạo liên kết cộng hóa trò với các phi kim khác và một vài
kim loại chuyển tiếp có số oxi hóa lớn hơn hoặc bằng +3: PCl
3
, PCl
5
, FeCl
3
,
PbCl
4
,…
Các số oxi hóa thường gặp nhất mà các phi kim thể hiện trong các hợp

chất của chúng được trình bày sau đây:

IA IVA VA VIA VIIA VIIIA
H C N O F
-1,+1 -4  +4 -3 +5 -2,-1 -1
P S Cl Xe
-3,+3, +5 -2, +4,+6 -1,+1,+3,+5,+7 +2,+4,+6,+8
Các phi kim có số oxi hóa dương trong các hợp chất khi nó kết hợp với
nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Sự thay đổi của số oxi hóa của hầu hết các
phi kim nói lên rằng các phản ứng hóa học liên quan là các phản ứng oxi hóa
khử.
Một số khuynh hướng chung về hóa học oxi hóa khử của các phi kim:
- Các phi kim oxi hóa hầu hết các kim loại.
- Trừ nitơ và cacbon là chất oxi hóa yếu, hầu hết các phi kim oxi hóa phi
kim có độ âm điện nhỏ hơn hoặc anion của phi kim ấy. Flo và oxi là các chất
oxi hóa mạnh nhất trong nhóm tương ứng, chúng có khả năng oxi hóa các
nguyên tố nằm dưới trong nhóm. Trong một chu kỳ chất oxi hóa mạnh nhất ở
nhóm VIIA và các phi kim thường oxi hoá các nguyên tố nằm bên trái trong
một chu kỳ.
- Phi kim có tính oxi hóa càng mạnh thì anion của chúng có tính khử
càng yếu như F
-
là anion có tính khử yếu nhất. Các phi kim có độ âm
Trang3
HÓA HỌC VÔ CƠ
điện càng lớn thì tính oxi hóa càng mạnh (trừ nitơ là chất oxi hóa yếu
do nitơ phân tử chứa nối ba rất bền)
2. Đơn chất và hợp chất của phi kim.
a. Đơn chất
Các khí trơ và các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn hoặc bằng hydro là

các phi kim. Chúng bao gồm: hydro, cacbon (nhóm IVA), nitơ, photpho
(nhóm VA), oxi, lưu huỳnh (nhóm VIA), halogen (nhóm VIIA) và các khí trơ
(nhóm VIIIA).
Hydro có tính chất phi kim do độ âm điện tương đối thấp . Nó tạo ion
hydrua H
-
với kim loại hoạt động (NaH, CaH
2
,…) và trong các hợp chất cộng
hóa trò nó có số oxi hóa +1 với nguyên tố âm điện lớn hơn (HCl, HBr,…). Nó
phản ứng với halogen, oxi, lưu huỳnh và nitơ. Hydro khử được các oxit của
nhiều kim loại tạo kim loại và nước.
Cacbon (nhóm IVA) thể hiện các số oxi hóa từ -4+4. Nó tạo liên kết
cộng hóa trò trong hầu hết các hợp chất. Các phi kim có thể oxi hóa cacbon là
oxi,flo và lưu huỳnh. Cacbon không cho phản ứng trực tiếp với một số phi
kim.
Nitơ (nhóm VA)có các số oxi hóa từ-3 đến +5. Nitơ phân tử khá trơ do có
chứa nối ba rất bền. Photpho có số oxi hóa -3 với các kim loại hoạt động và
+3 và +5 với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Photpho bò oxi hóa bởi
halogen và oxi.
Oxi, lưu huỳnh (nhóm VIA) là các chất oxi hóa tốt và tạo hợp chất với
hầu hết các nguyên tố . Trừ hợp chất với Flo, nói chung oxi thể hiện số oxi
hóa -2 trong các oxit và các hợp chất, số oxi hóa -1 được tìm thấy trong các
hợp chất chứa liên kết O-O (peoxit). Lưu huỳnh thường thể hiện các số oxi
hóa
-2, +4,+6.
Các halogen nặng (nhóm VIIA) tạo các hợp chất trong đó số oxi hóa của
chúng :-1,+1,+3,+5,+7. Flo là chất oxi hóa mạnh nhất luôn luôn có số oxi hóa
-1 trong các hợp chất. Tính oxi hóa của các halogen giảm và tính khử của ion
halogenua tăng khi kích thước halogen tăng lên.

Trang4
HÓA HỌC VÔ CƠ
Khí trơ thể hiện tính chất hóa học rất giới hạn. Đến nay các thí nghiệm
chỉ rằng Xenon có hoạt tính mạnh hơn hết. Xenon phản ứng dễ dàng với Flo
tạo các Floruaxenon: XeF
2
, XeF
4
, và XeF
6
.
b. Hợp chất.
Các phi kim tạo hợp chất ion với các kim loại hoạt động và với hầu hết
các kim loại khác với số oxi hóa +1,+2,+3. Phikim tạo hợp chất cộng hóa trò
nhò nguyên tố với các phi kim khác và với hầu hết kim loại với số oxi hóa +4
hoặc cao hơn.
• Hydrua
Hợp chất của hydro với các kim loại nhóm IA và Ca, Sr, Ba là các hợp
chất ion trong đó ở dưới dạng anion H
-
. Hydrua ion là chất khử mạnh và là
một bazơ mạnh vì thế các hydrua này phản ứng mãnh liệt với nước và các
axit tạo hydro.
H
-
+ H
2
O  H
2
+ OH

-
Hydrua nhò nguyên tố của phi kim cũng thể hiện tính axit: HCl, HBr và
HI là các axit mạnh. Độ mạnh axit của hydrua phi kim tăng dần từ trái sang
phải trong một chu kỳ (NH
3
< H
2
O <HF) và từ trên xuống dưới trong cùng một
nhóm (HF< HCl< HBr<HI)
Các HCl, HBr, HI là các axit mạnh. H
2
O, H
2
S là các axit yếu . NH
3
và
PH
3
(photphin) là các axit rất yếu, quá yếu để nhường proton cho nước, chúng
thường tác dụng như các bazơ. Ngoại trừ axetilen và các hợp chất tương tự
chứa nhóm
HCC
−≡−
có tính axit rất yếu, hydrua cộng hóa trò của cacbon
không thể hiện tính axit trong nước.
Các ion clorua, bromua và iodua là các bazơ rất yếu, ion florua là bazơ
yếu. Các ion âm đơn phân tử khác như H
-
, N
3-

,S
2-
là các bazơ khá mạnh
,chúng có thể nhận ion H
+
từ axit (ngay cả axit rất yếu như nước) tạo các
hydrua.
S
2-
+ 2H
2
O
⇔
H
2
S + 2 OH
-
• Oxit.
Oxi tạo hợp chất nhò nguyên tố với tất cả các nguyên tố khác gọi là oxit,
trừ He, Ne, Ar và Kr. Có các loại oxit sau:
Trang5
HÓA HỌC VÔ CƠ
- Oxit bazơ: là oxit của các kim loại hoạt động .Oxit bazơ có tính ion ,
một số lớn tan trong nước cho bazơ và tan trong axit tạo muối. Ví dụ:
CaO + H
2
O  Ca(OH)
2
ZnO + HCl  ZnCl
2

+ H
2
O
- Oxit axit: là oxit của phi kim và một số kim loại có số oxi hóa cao
(CrO
3
, Mn
2
O
7
,…). Oxit có tính cộng hóa trò một số tan trong nước cho axit và
trong bazơ cho ra muối. Ví dụ:
SO
3
+ H
2
O  H
2
SO
4
CO
2
+ 2NaOH  Na
2
CO
3
+H
2
O
- Oxit lưỡng tính: là oxit của các kim loại có độ âm điện tương đối

lớn, thể hiện như một bazơ đối với axit mạnh và như một axit với các bazơ
mạnh như ZnO, Al
2
O
3
,Cr
2
O
3
…
Al
2
O
3
+ 6H
+
 2Al
3+
+ 3H
2
O
Al
2
O
3
+ 2OH
-
 2AlO
2
-

+H
2
O
- Các oxit khác: ngoài ra còn có các loại oxit khác như các peoxit:
Na
2
O
2
, BaO
2
,…; các supeoxit: KO
2
, RbO
2
,…; các oxit hỗn hợp như Fe
3
O
4
,
Pb
2
O
3
, Pb
3
O
4
,…và một số oxit tương đối trơ không tan trong nước cũng như
trong axit hoặc bazơ như N
2

O, CO, MnO
2
, PbO
2
,…
• Halogenua
Halogen tạo các hợp chất với hầu hết các nguyên tố khác thường gọi là
halogenua.
Các halogenua kim loại có thể là hợp chất ion hay cộng hóa trò tùy theo
kích thước và điện tích của ion kim loại kết hợp với halogen.
Ví dụ: NaCl, KBr là hợp chất ion
TiCl
4
, SnCl
4
là hợp chất có nhiều đặc tính cộng hóa trò.
Với những kim loại có nhiều số oxi hóa, halogenua ứng với số oxi hóa
thấp của kim loại là halogenua ion, còn halogenua ứng với số oxi hóa cao có
đặc tính cộng hóa trò nhiều hơn.
Ví dụ: PbCl
4
có tính cộng hóa trò nhiều hơn PbCl
2
SnCl
4
có tính cộng hóa trò nhiều hơn SnCl
2
Ngoài ra còn có các halogenua cộng hóa trò do tác dụng của các halogen
với các phi kim và halogen khác. Một số các halogenua cộng hóa trò phản
Trang6

HÓA HỌC VÔ CƠ
ứng với nước tạo oxit hoặc hydroxit cộng hóa trò và axit halogenhydric
tương ứng

HFHIOOHIF
HClBOHOHBCl
HIPOHOHPI
53
33
33
325
3323
3323
+→+
+→+
+→+
III. KHÍ TRƠ
1. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử và vò trí trong bảng phân loại
tuần hoàn.
- Phân nhóm chính nhóm VIII được tạo thành bởi các khí trơ: Heli(He),
neon (Ne), argon (Ar), krypton (Kr), xenon (Xe) và radon (Rn)
- Mỗi chu kỳ trong bảng phân loại tuần hoàn đều kết thúc bằng một khí
trơ. Trừ heli (1s
2
) các khí trơ còn lại đều có 8 điện tử (ns
2
np
6
) ở lớp ngoài
cùng tạo thành một hệ thống bền vững . Heli có 2 điện tử lớp ngoài cùng

cũng bền.
- Các khí trơ không kết hợp với nhau để tạo thành phân tử, chúng tồn tại
ở trạng thái đơn nguyên tử.
2. Trạng thái tự nhiên và phương pháp tách riêng khí trơ.
Các khí trơ có một lượng nhỏ trong thành phần của khí quyển . Heli
cũng tìm thấy trong một số khí tự nhiên ( có nguồn gốc từ sự phân rã các
nguyên tố phóng xạ). Radon có trong sản phẩm phân rã của uranium. Ne,
Ar, Kr, Xe có thể thu được từ sự chưng cất phân đoạn không khí lỏng.
3. Tính chất vật lý và ứng dụng.
Heli lỏng được ứng dụng rộng rãi trong các nghiên cứu ở nhiệt độ thấp
và heli khí làm môi trường khí trơ bảo vệ các phản ứng hóa học hoặc
trong sản xuất và hàn kim loại. Trong các bóng đèn điện và đèn bức xạ,
Ar cho ánh sáng xanh, đèn huỳnh quang Ne, đèn laze Xe,…Radon được
dùng để tạo nguồn phóng xạ
α
trong trò bệnh.
Lượng He và Ar được tạo thành bởi sự phân rã của các loại khoáng có
thể dùng để xác đònh tuổi của các mẫu vật.
Trang7
HÓA HỌC VÔ CƠ
4. Hóa học của khí trơ.
Năng lượng ion hóa cao giải thích tính trơ của khí trơ về mặt hóa học,
nhìn chung các khí trơ ít có khả năng phản ứng nhất là các khí trơ nhẹ. He,
Ne không có khả năng hình thành hợp chất. Ar, Kr ít được nghiên cứu, Kr
có tạo ra một ít hợp chất kém bền. Chủ yếu là Xe tạo ra nhiều hợp chất
với các nguyên tố có độ âm điện lớn như F
2,
, O
2
, Cl

2
. Đặc biệt với F
2,
O
2
có
sự hình thành florua và oxit của Xe như XeF
2
, XeF
4
, XeF
6
hoặc XeOF
4
,
XeO
3
, chúng đều kém bền và có tính oxi hóa mạnh.

OHKClIXeHClKIXeO
KFIXeKIXeF
FNHNXeNHXeF
KFIXeKIXeF
223
24
4232
22
36366
424
6383

22
+++→++
++→+
++→+
++→+
Axít pexenic H
4
XeO
6
được biết ở dạng dung dòch, các muối của nó đều
có thể tách ra ở dạng tinh thể như: Ba
2
XeO
6
.1,5H
2
O, K
4
XeO
6
.9H
2
O,
Na
4
XeO
6
.6H
2
O

IV. KIM LOẠI CHUYỂN TIẾP
Kim loại chuyển tiếp hay nguyên tố chuyển tiếp có các phân lớp d hoặc
f chứa chưa đầy đủ điện tử. Đó là các nhóm B và nhóm VIII, trừ IB và IIB.
Hai nhóm sau có cấu tạo điện tử giống nguyên tố bình thường (n-1)d
10
nhưng
lại có vài tính chất giống nguyên tố chuyển tiếp.
1. Tính chất chung
Đặc điểm chung của các nguyên tố nhóm A là hóa tính của chúng thay
đổi đáng kể khi đi từ trái sang phải trong cùng một chu kỳ nhưng lại có những
điểm giống nhau khi đi từ trên xuống dưới trong cùng một nhóm của bảng
phân loại tuần hoàn. Ngược lại các kim loại chuyển tiếp có đặc trưng khá
giống nhau bên trong một chu kỳ cũng như bên trong nhóm. Sự khác nhau
này là do điện tử thêm vào cuối cùng cho kim loại chuyển tiếp là các điện tử
bên trong : các điện tử d của dãy chuyển tiếp d và các điện tử f cho dãy
lantanid và actinid. Các điện tử d,f bên trong không dễ dàng tham gia trong
liên kết như các điện tử hóa trò s, p.
Cũng như các kim loại thường, các kim loại chuyển tiếp cũng có những
lý tính tương tự: có ánh kim, dẫn điện và dẫn nhiệt tốt, hầu hết chúng đều
cứng ,bền và có nhiệt độ nóng chảy cao. Chúng dễ dàng tạo hợp kim với
nhau và các nguyên tố kim loại khá. Bạc là chất dẫn điện và dẫn nhiệt tốt
Trang8
HÓA HỌC VÔ CƠ
nhất kế đến là đồng. Tuy nhiên đồng được sử dụng rộng trong công nghiệp
điện do giá rẻ và có nhiều hơn.
Khả năng phản ứng của chúng cũng thay đổi một cách đáng kể. Một số
phản ứng với oxi tạo oxit: sắt tạo những vảy oxit sắt dễ bong đưa bề mặt kim
loại mới ra dễ tiếp tục bò oxi hóa thêm nữa. Trong một số trường hợp như Cr,
Ni, Co các oxit tạo thành che phủ bề mặt kim loại bảo vệ kim loại khỏi bò
tiếp tục oxi hóa xa hơn. Mặt khác các kim loại trơ (Au, Ag, Pt, Pd) không

phản ứng với oxi tạo oxit.
Khi tạo hợp chất với phi kim, các kim loại chuyển tiếp thể hiện nhiều
tính chất đặc trưng :
- Thường có nhiều hơn một số oxi hóa . Các số oxi hóa này có thể thay
đổi từng đơn vò một.
Ví dụ: Fe
2+
và Fe
3+
, Co
2+
và Co
3+
,…
- Dễ tạo phức chất và thường có màu.
Ví dụ: [Co(NH
3
)
6
]Cl
3
màu xanh đậm, K
4
[Fe(CN)
6
] màu vàng,
- Nhiều hợp chất có tính thuận từ (chúng có các điện tử không cặp đôi)
* Các kim loại chuyển tiếp bao gồm khoảng 62 nguyên tố được chia làm
2 loại: các nguyên tố chuyển tiếp d và các nguyên tố chuyển tiếp f.
- Các nguyên tố chuyển tiếp d là các nguyên tố có phân lớp d chứa số

điện tử tăng dần từ 1 đến 10 điện tử.
Ví dụ:
Sc(Z=21):
2162622
4333221 sdpspss
Cu(Z=29):
11062622
4333221 sdpspss
- Các nguyên tố chuyển tiếp f: là các nguyên tố có phân lớp f chứa số
điện tử tăng dần từ 1 đến 14 điện tử .
Ví dụ:

21621410621062622
21062210621062622
65554444333221:)71(
65554444333221:)58(
sdpsfdpsdpspssZLu
sdpsfdpsdpspssZCe
=
=
* Các nguyên tố từ Ce đến Lu tạo thành dãy lantanid còn gọi là các nguyên
tố đất hiếm. Các nguyên tố từ Th đến Lr và một số nguyên tố ít bền khám
phá được gần đây là dãy actinid. Các nguyên tố đất hiếm và actinid là các
nguyên tố f.
Trang9
HÓA HỌC VÔ CƠ
Do lantan có đặc trưng giống các nguyên tố lantanid khá nhiều nên nó
thường được khảo sát như là các nguyên tố điển hình của các nguyên tố
lantanid, actini cũng tương tự như thế.
2. Tính chất hóa học.

Các kim loại chuyển tiếp có hóa tính thay đổi khá rộng từ các kim loại
rất hoạt động đến các kim loại rất trơ.
Các nguyên tố chuyển tiếp dãy đầu (Sc-Cu) tạo các hợp chất ion hòa tan
trong nước cho các ion +2, +3 bền. Các số oxi hóa tương ứng với số nhóm
bền là Sc, Ti,V. Các nguyên tố theo sau với số oxi hóa cao nhất ít bền (tính
oxi hóa tăng). Hợp chất Fe
+8
không được biết. Sau mangan, các nguyên tố có
số oxi hóa bền là +2 hoặc +3
Các nguyên tố nặng hơn của dãy d thường không tạo ion dương đơn
nguyên tố bền trong nước.
Ví dụ: Cr
3+
, Fe
3+
, Cu
2+
bền trong nước ngược lại Mo
3+
, Ru
2+
, Ir
2+

thì không.

Phần lớn các ion bền trong nước được tạo bởi các nguyên tố d nặng là
các oxi anion như MoO
4
2-

, ReO
4
2-
.
Nói chung các hợp chất với số oxi hoá cao của các nguyên tố chuyển
tiếp thứ 2 và 3 bền hơn dãy chuyển tiếp thứ nhất.
- Các nguyên tố nặng nhóm VIIIB (Ru, Os, Rh, Ir, Pd, Pt) đôi khi được
gọi là các kim loại nhóm platin. Các nguyên tố này và vàng đặc biệt trơ.
Chúng không tạo các cation đơn giản bền trong nước và khác với các nguyên
tố nhẹ trong dãy chuyển tiếp thứ 2 và 3, chúng không tạo oxianion bền.
Các nguyên tố chuyển tiếp phản ứng với phi kim tạo hợp chất nhò
nguyên tố và thường xảy ra ở nhiệt độ cao.
- Khi phản ứng với halogen tạo halogenua có số oxi hóa thay đổi từ
+1+6
- Trừ Pd, Pt và Au, chúng phản ứng với S tạo sunfua.
- Oxi phản ứng với tất cả các kim loại chuyển tiếp tạo oxit (- Pd, Pt,
Ag,Au)
Trang10
HÓA HỌC VÔ CƠ
- Các nguyên tố f, các nguyên tố nhóm IIIB và các nguyên tố chuyển tiếp
dãy đầu tiên (trừ Cu) khá hoạt động phản ứng với axit tạo H
2
và muối tương
ứng.
Trang11
HÓA HỌC VÔ CƠ
Chương 2: CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT HÓA HỌC
CỦA CÁC OXIT VÀ HYDROXIT
I. OXIT VÀ HYDROXIT KIM LOẠI.
Nhận xét chung:

- Với các nguyên tố nhóm A với lớp ngoài cùng là ns, kim loại chỉ có
một
số oxi hóa tương ứng với số nhóm (nhóm IA, nhóm IIA) nên oxit của chúng
có dạng chung M
2
O cho nhóm IA và MO cho nhóm IIA, ngược lại các
nguyên tố thuộc nhóm A với lớp ngoài cùng là ns np, kim loại có khả năng có
2 số oxi hóa tương ứng với sự mất điện tử p hoặc các điện tử s và p (nhóm
IIIA, nhóm IVA) có thể cho 2 loại oxit (SnO, SnO
2
, PbO, PbO
2
,…)
- Với các nguyên tố nhóm B với lớp ngoài cùng là ns (n-1)d, kim loại có
khả năng có nhiều số oxi hóa tương ứng với sự mất điện tử s hoặc các điện tử
s và d, nên có thể cho nhiều hơn một loại oxit. Với các oxit của cùng một
nguyên tố, các oxit có số oxi hóa thấp chủ yếu là các oxit bazơ, các oxit có số
oxi hóa trung bình chủ yếu là các oxit lưỡng tính, các oxit có số oxi hóa cao
chủ yếu là các oxit axit
Ví dụ: CrO: oxit bazơ, Cr
2
O
3
: oxit lưỡng tính, CrO
3
: oxit axit.
Nhóm IA
Oxit kim loại kiềm: thu được từ sự đốt cháy kim loại kiềm.
- Sự khác biệt cơ bản giữa Liti và các kim loại của nhóm trong phản ứng
với oxi là do kích thứơc khác nhau. Khi đốt cháy kim loại trong không khí

hoặc oxi, liti tạo Li
2
O, các kim loại kiềm khác cũng tạo M
2
O nhưng phản ứng
hơn nữa thì cho sản phẩm chủ yếu là peoxit M
2
O
2
. K, Rb và Cs tạo supeoxit
MO
2
.
- Do tính chất dương điện cao của kim loại, các oxit dễ bò thủy phân theo
phương trình:

22222
22222
22
2222
222
22
OOHOHMOHMO
OHOHMOHOM
OHMOHOM
+++→+
++→+
+→+
−+
−+

−+
Trang12
HÓA HỌC VÔ CƠ
Các hydroxit kim loại kiềm MOH là các chất rắn tinh thể màu trắng,
tan
trong nước và rượu, là các bazơ mạnh. Khi bò đun nóng chúng bò thăng hoa .
Nhóm IIA
Oxit kim loại kiềm thổ MO thu được dễ dàng bằng sự nung cacbonat.
Chúng là các tinh thể ion màu trắng. BeO là oxit lưỡng tính, các oxit còn
lại là oxit bazơ. MgO tương đối trơ, đặc biệt sau khi đốt nóng ở nhiệt độ cao,
nhưng các oxit khác phản ứng với nước tỏa nhiệt tạo các hydroxit. Chúng dễ
hấp thụ CO
2
từ không khí.
Mg(OH)
2
không tan trong nước (10
-4
g/l ở 20
0
C) và có thể bò kết tủa từ
dung dòch Mg
2+
, nó là bazơ yếu hơn hydroxit Ca - Ra. Các hydroxit Ca-Ra có
độ tan trong nước tăng theo nguyên tử khối và tất cả là bazơ mạnh.
Nhóm IIIA
Các oxit M
2
O
3

là các tinh thể không tan trong nước, có độ bền giảm dần
và tính bazơ tăng dần từ trên xuống dưới (B
2
O
3
là oxit axit); có thể điều chế
trực tiếp từ nguyên tố(Al
2
O
3
, Ga
2
O
3
,In
2
O
3
) hay gián tiếp (Tl
2
O
3
)
Ga
2
O
3
màu trắng nóng chảy không phân hủy ở 1740
0
C

In
2
O
3
màu vàng ở 850
0
C chuyển thành In
2
O
Tl
2
O
3
màu nâu, từ 90
0
C phân hủy cho ra Tl
2
O
Tl
2
O
3
→
Tl
2
O+ O
2
Các hydroxit M(OH)
3
được điều chế từ dung dòch muối M

3+
bởi tác dụng
của kiềm, là những kết tủa keo trắng, các M(OH)
3
tan trong kiềm dư
[trừ Tl(OH)
3
]

(tan)])([)(
43
3 −+++
 →↓ →
−−
OHMOHMM
OHOH
Tl
2
O tan trong nước cho TlOH tương tự như trong trường hợp kim loại kiềm
Tl
2
O + H
2
O  2TlOH
Tùy theo nhiệt độ Al
2
O
3
có nhiều dạng thù hình khác nhau: nhiệt phân
Al(OH)

3
ở 450
0
C tạo
32
OAl−
γ
dễ hấp thụ nước và tan trong axit, nhiệt phân
Al(OH)
3
ở 1200
0
C tạo
32
OAl−
α
bền, khoáng corondum rất cứng dùng chế tạo
vật liệu mài trong kỹ thuật.
Trang13
HÓA HỌC VÔ CƠ

Nhóm IVA
- Số oxi hóa +2: có GeO, SnO và PbO
GeO oxit lưỡng tính, có độ bền thấp bò phân hủy ở nhiệt độ cao.
2GeO GeO
2
+Ge
SnO oxit lưỡng tính
PbO oxit bazơ, khá bền.
- Số oxi hóa +4:

GeO
2
hơi có tính axít, được điều chế trực tiếp từ nguyên tố.
SnO
2
lưỡng tính, điều chế từ tác dụng của Sn với HNO
3
đặc hoặc bằng

2
600
4
4
0
)( SnOOHSnSn
COH
 → →
≈++
−
PbO
2
lưỡng tính, điều chế bằng cách oxi hóa muối Pb
2+
với Cl
2
, ClO
-

PbOPbOPbOOPbPbO
OHClPbOOHClPb

CC
 → →
++→++
≈≈
−−+
00
550
243
400
2
222
2
).2(
224
Nâu đen Đỏ chói Vàng

Nhóm IB
- Số oxi hóa +1: M
2
O đều là chất rắn, ít tan trong nước
(Cu
2
O: đỏ gạch, Ag
2
O: nâu sẫm)

OMMOHM
achnuocOH
2
det

 → →
−
++
Cu
2
O được điều chế từ sự khử andehit bởi Cu(OH)
2
/OH
-
Các hydroxit trên không bền dễ phân hủy, tách nước ngay khi tạo
thành.
- Số oxi hóa +2: chỉ có CuO bền, màu đen, thu được từ phản ứng trực tiếp
của các nguyên tố hoặc nhiệt phân Cu(OH)
2
,…

22
800
2/12
0
OOCuCuO
C
+ →
- Số oxi hóa +3: chỉ có Au
2
O
3
màu nâu, thu bằng cách đun nhẹ Au(OH)
3
(100

0
C)

↓ →
−
+
33
)(OHAuAuCl
OH
Trang14
HÓA HỌC VÔ CƠ
Au(OH)
3
có tính axit yếu tan trong bazơ cho [Au(OH)
4
]
-
[hydroxoaurat(III)]
Nhóm IIB
MO là chất rắn. ZnO: màu trắng, CdO: màu nâu, HgO: màu đỏ.
ZnO, CdO có thể điều chế trực tiếp từ nguyên tố, HgO tạo thành khi
đun lâu Hg gần nhiệt độ sôi hoặc:

OHvangHgOOHHg
2
2
)(2 +↓→+
−+
HgO dễ bò phân hủy. Độ bền nhiệt ZnO > CdO > HgO
Các oxit MO không tan trong nước, tan trong axit tạo muối. ZnO lưỡng

tính tan được trong kiềm.

OHZnOOHZnO
2
2
2
2 +→+
−−
Các hydroxit M(OH)
2
được điều chế khi cho muối tác dụng với kiềm,
riêng Hg(OH)
2
mất nước tạo HgO ngay sau khi vừa mới điều chế.
Nhóm III
B
Gồm Scandi (Sc), Ytri (Y), Actini (Ac), các lantanid và actinid.
Các M
2
O
3
là những chất rắn tinh thể màu trắng, khó nóng chảy, ít tan
trong nước so với kim loại kiềm thổ nhưng hóa hợp mạnh với nước tạo
hydroxit M(OH)
3
.

3232
)(23 OHLaOHOLa →+
Các M(OH)

3
có tính bazơ và độ tan tăng dần từ Sc đến Ac
Ví dụ: Sc(OH)
3
lưỡng tính nhưng La(OH)
3
là bazơ mạnh.
Nhóm IV
B
- TiO
2
là chất bột chòu lửa màu trắng được dùng làm bột sơn, không tan
trong nước và axit loãng, là oxit lưỡng tính nhưng tính axit và bazơ đều
yếu.
- Zirconi oxit ZrO
2
, Hafni oxit HfO
2
có nhiệt độ nóng chảy cao dùng sản
xuất gạch chòu lửa.
Nhóm V
B
Trang15
HÓA HỌC VÔ CƠ
Vanadi tạo 4 oxit:
- VO, V
2
O
3
oxit bazơ.

- VO
2
oxit lưỡng tính.
- V
2
O
5
thường được xem như oxit axit, dễ tan trong OH
-
tạo VO
3
-
: muối
vanadat của HVO
3
. Tuy nhiên V
2
O
5
phần nào có thể xem như oxit lưỡng tính
vì có thể tan trong axit tạo VO
3+
, VO
2
+
Nhóm VI
B
- CrO oxit bazơ
- Cr
2

O
3
oxit lưỡng

tính, là chất bột màu xanh lá cây.
- CrO
3
oxit axit,anhydrit cromic, tinh thể đỏ da cam.
- Các hydroxit Cr(OH)
2
, Cr(OH)
3
được điều chế bằng tác dụng của kiềm
với muối Cr
2+
, Cr
3+
.
- CrO
3
được điều chế bằng cách cho K
2
Cr
2
O
7
tác dụng với H
2
SO
4

đặc.

OHSOKCrOdSOHOCrK
242342722
2)( ++↓→+
Nhóm VII
B
Mangan tạo 4 oxit đơn giản:
- MnO,Mn
2
O
3
oxit bazơ
- MnO
2
oxit lưỡng tính, nhưng cả tính axit và bazơ đều yếu.
- Mn
2
O
7
oxit axit kém bền, là anhydric của HMnO
4
và các oxit hỗn tạp
Mn
3
O
4
(MnO.Mn
2
O

3
)
- Hydroxit:

↓→+
−+
2
2
)(2 OHMnOHMn
Dễ bò oxi hóa:
4222
)(22)(2 OHMnOHOOHMn →++
Trắng Nâu.
Nhóm VIII
B
- Các oxit MO:FeO màu đen, CoO xanh xám, NiO xanh lá cây đều là
oxit
bazơ, không tan trong nước, dễ tan trong axit.
- Các hydroxit tương ứng Fe(OH)
2
, Co(OH)
2
, Ni(OH)
2
đều là các bazơ
Trang16
HÓA HỌC VÔ CƠ
không tan trong nước , được điều chế từ tác dụng của muối với kiềm.
- Các oxit M
2

O
3
không tan trong nước, tan trong axit tạo muối, riêng
Co
2
O
3
, Ni
2
O
3
tạo muối M
2+
(phản

ứng oxi hóa khử)
- Các hydroxit M(OH)
3
tan trong axit tạo muối tương tự M
2
O
3
- Sắt có khả năng tạo Fe
3
O
4
(FeO.Fe
2
O
3

) là oxit hỗn tạp có từ tính.
- Kết tủa Fe(OH)
2
dễ bò oxi hóa thành Fe(OH)
3
- Co(OH)
2
bò oxi hóa chậm.
- Ni(OH)
2
không bò oxi hóa
[Ni(OH)
2
+Cl
2
/OH
-
 Ni(OH)
3
]
II. OXIT VÀ HYDROXIT PHI KIM LOẠI.
Nhận xét chung :
Các oxit phi kim từ nhóm IVA đến nhóm VIIA có tính axit tăng dần
tương
tự như axit của chúng.
- Thường các nguyên tố có khả năng tạo các oxit và hydroxit tương ứng
với sự mất cacù điện tử p và các điện tử s và p ( tương ứng với số nhóm)
- Với cùng một nguyên tố, oxit và axit với số oxi hóa cao có tính axit và
tính oxi hóa mạnh hơn oxit và axit với số oxi hóa thấp.
Ví dụ: HNO

3
>HNO
2
, H
2
SO
4
> H
2
SO
3
, N
2
O
5
>N
2
O
3
, SO
3
>SO
2,
…
- Trong cùng một nhóm từ trên xuống dưới các oxi axit có cùng số oxi
hóa có tính axit và tính oxi hóa giảm.
- Các oxit như NO
2
, ClO
2

trong đó phi kim không thể hiện một trong số
các số oxi hóa điển hình thì khi phản ứng với nước các phi kim vừa bò oxi hóa
vừa bò khử.
Ví dụ: 3NO
2
+ 2H
2
O  2 HNO
3
+ NO
6ClO
2
+ 3 H
2
O  5HClO
3
+ HCl
Phản ứng trong đó nguyên tố giống nhau vừa bò oxi hóa vừa bò khử
được gọi là phản ứng tự oxi hóa khử.
Trang17
HÓA HỌC VÔ CƠ
Nhóm IV
A
- CO: cacbonoxit có tính khử.
CO có thể khử các oxit kim loại từ Zn trở về sau trong dãy hoạt động
hóa học ở nhiệt độ cao. Ở nhiệt độ và áp suất cao CO tác dụng với dung dòch
kiềm tạo muối fomiat.
- CO
2
: cacbon dioxit là oxit axit dễ phản ứng với oxit bazơ và kiềm tạo

muối.
CO
2
+ CaO  CaCO
3
2NaOH (dư) +CO
2
 Na
2
CO
3
+H
2
O
NaOH + CO
2
(dư)  NaHCO
3
CO
2
thường được điều chế bằng tác dụng của axit mạnh trên muối
cacbonat.
CaCO
3
+ 2HCl  CaCl
2
+ CO
2
+ H
2

O
- SiO
2
: silic dioxit là chất rắn: cát , thạch anh,…phản ứng chậm với dung
dòch kiềm, khi nung chảy phản ứng nhanh tạo silicat.
2NaOH + SiO
2
 Na
2
SiO
3
+H
2
O
- Tác dụng của axit mạnh trên silicat tạo axit silicic kết tủa dưới dạng
keo.
SiO
3
2-
+2H
+
 H
2
SiO
3
↓
Khi bò đun nóng axit silicic mất nước tạo silicagen dùng làm chất hấp
phụ.
Nhóm V
A

+ Số oxi hóa +3:
- N
2
O
3
: anhydric nitrơ chất lỏng không bền.
- P
2
O
3
: anhydric photphoric tác dụng với nước tạo H
3
PO
3
- As
2
O
3
tác dụng với nước tạo As(OH)
3
- Sb
2
O
3
, Bi
2
O
3
không tan trong nước.
Các axit với số oxi hóa +3: từ HNO

2
 Bi(OH)
3
tính axit giảm tính bazơ
tăng.
+ Số oxi hóa +5:
Trang18
HÓA HỌC VÔ CƠ
- Oxit +5 : X
2
O
5
(trừ Bi)
N
2
O
5
: anhydric nitric. Là chất kết tinh không màu, không bền, khi bay
hơi phân hủy thành NO
2
và O
2
.
P
2
O
5
: anhydric phosphoric, là chất bột màu trắng rất háu nước.
As
2

O
5
: anhydric arsenic là chất bột màu trắng.
Sb
2
O
5
chất bột màu vàng nhạt, ít tan trong nước.
Axit HNO
3
H
3
PO
4
H
3
AsO
4
H
3
SbO
4
( xSb
2
O
5
.yH
2
O)


Tính axit giảm
* Axit HNO
3
: được điều chế từ sự oxi hóa NH
3
bằng không khí với xúc tác
Pt, NO sinh ra được hấp thụ trong nước với sự hiện diện của không khí để tạo
NO
2
, rồi NO
2
tiếp tục oxi hóa trong nước cho ra HNO
3

3
/
32
2222
HNONONHN
OHOPtOH
 → →→
++++
- Dung dòch đậm đặc của HNO
3
không màu nhưng dần dần hóa nâu do
sự phân hủy bởi ánh sáng cho NO
2
(màu nâu)
2HNO
3

 2NO
2
+ H
2
O +1/2 O
2
- HNO
3
là chất oxi hóa mạnh, các kim loại chỉ Au, Pt, Rh, và Ir không
tác dụng; Al, Fe,Cr bò thụ động hóa do tạo màng oxit.
- Phản ứng giữa HNO
3
với kim loại là sự khử nitrat, sản phẩm phản ứng
là NO
2
(với axit đặc), NO(với axit loãng), N
2
O,N
2
hoặc NH
4
NO
3
(thường với
các kim loại Mg,Al, Zn)
- Các phi kim bò oxi hoá bởi HNO
3
tạo oxi axit hoặc oxit
* Axit photphoric: H
3

PO
4
Là những tinh thể không màu trong suốt nóng chảy ở 42,35
0
C, tan
tốt trong nước, là một axit 3 lần axit có độ mạnh trung bình.

Nhóm VI
A
+ Số oxi hóa +4: dioxit XO
2
- SO
2
là chất khí có từ sự đốt lưu huỳnh hoặc quặng sunfua.
Trang19
HÓA HỌC VÔ CƠ
SO
2
tan trong nước.
- SeO
2
, TeO
2
có được bởi tác dụng của nguyên tố với HNO
3
đặc nóng.
SeO
2
là chất rắn trắng dễ bay hơi, tác dụng với nứơc tạo H
2

SeO
3
có thể cô
lập ở dạng tinh thể.
TeO
2
là chất rắn trắng không bay hơi, không tan trong nước, tan trong
bazơ hoặc axit.
2TeO
2
+ HClO
4
>2TeO
2
.HClO
4
Oxiaxit H
2
XO
3
- H
2
SO
3
: axit sunfurơ là axit yếu không cô lập được, có tính oxi hóa và
khử như SO
2
- Tạo loại muối SO
3
2-

và HSO
3
-
(sunfit và bisunfit)
+ Số oxi hóa +6 : trioxit XO
3
SO
3
có được do sự oxi hóa SO
2
bởi O
2
với xúc tác V
2
O
5
SeO
3
có được bởi sự khử nước H
2
SeO
4
bằng P
2
O
5
TeO
3
có được bằng sự khử nước Te(OH)
6

TeF
6
+ 6H
2
O > Te(OH)
6
+6HF
Te(OH)
6
> TeO
3
+3H
2
O
* Axit sunfuric: H
2
SO
4
là một axit khá mạnh được điều chế từ sự oxi hóa
SO
2

42423423
3
,
22
2
0
52
.)(

2/1
SOHSOHSOlSOHSO
SOOSO
OH
CtOV
 →→+
 →+
+
Oleum
- H
2
SO
4
loãng tác dụng với kim loại như một axit thường, chất oxi hóa là
H
+
, sản phẩm gồm H
2
và sunfat kim loại.
Zn + H
2
SO
4
> ZnSO
4
+ H
2
- H
2
SO

4
đậm đặc là chất oxi hóa mạnh. Sản phẩm là SO
2
, S, H
2
S
Cu + H
2
SO
4
> CuSO
4
+ SO
2
+2 H
2
O
Axit sunfuric đặc rất háu nước, phản ứng với nước tỏa nhiệt rất lớn, nên
khi pha loãng axit đặc phải cho từ từ từng giọt axit vào nước tuyệt đối không
làm ngược lại vì tỏa nhiệt rất mạnh, có thể làm bắn axit lên rất nguy hiểm.
Trang20
HÓA HỌC VÔ CƠ
Nhóm VII
A
- Flo tạo các oxit F
2
O, F
2
O
2

là chất oxi hoá mạnh.
- Các nguyên tố còn lại tạo các oxit với số oxi hóa +1, +3, +5, +7 đều là
những chất có khả năng phản ứng cao, không bền và có khuynh hướng dễ nổ.
Tương ứng với các oxit có các axit .
HOX (HXO): axit hypohalogenơ
HOXO (HXO
2
): axit hypohalogenic
HOXO
2
(HXO
3
): axit halogenic
HOXO
3
(HXO
4
): axit pehalogenic.
- Với cùng một nguyên tố, các hydroxit theo chiều tăng số oxi hóa có
tính axit tăng, tính bền tăng.
(HOCl< HClO
2
<HClO
3
< HClO
4
)
HClO là axit yếu (k=4.10
-8
), HClO

3
mạnh như HCl, HClO
4
là axit mạnh
nhất.
HClO, HClO
2
chỉ bền trong dung dòch loãng. HClO
3
bền trong cả dung
dòch đậm đặc, HClO
4
có thể tồn tại ở dạng khan.
- Với các hydroxit có cùng số oxi hóa : từ Cl >I tính axit giảm, tính bền
giảm, tính oxi hóa giảm (HClO> HBrO > HIO)
- Các hydroxit (axit chứa oxi) của halogen đều kém bền, muối của
chúng bền hơn. Các muối thường được sử dụng là NaClO (trong nước
Javel), clorua vôi CaOCl
2
, dùng làm chất tẩy trắng, kaliclorat KClO
3
làm thuốc nổ.
Trang21
HÓA HỌC VÔ CƠ
Chương 3: CẤU TẠO VÀ HÓA TÍNH CỦA HP
CHẤT KHÔNG CÓ OXI.
I. HALOGEN
Các nguyên tố nhóm VII
A
: F, Cl, Br, I được gọi là các halogen có nghóa

là có khả năng tạo muối.
1. Hiện diện trong tự nhiên và phương pháp điều chế halogen.
Do hoạt động hóa học mạnh các phân tử halogen ít được gặp ở trạng
thái tự do trong tự nhiên nhưng các hợp chất của chúng phân bố rất rộng rãi.
Tất cả các halogen đều hiện diện trong nước biển dưới dạng ion
halogenua X
-
.
Flo tìm thấy trong các khóang florit CaF
2
, floroapatit Ca
5
(PO
4
)
3
F và
cryolit Na
3
AlF
6
. Flo cũng có một lượng nhỏ trong răng, xương.
Clo có nhiều trong nước biển. Brom, Iot cũng có trong nước muối mỏ.
Nguồn điều chế tốt nhất của halogen là các halogenua (trừ iot). Các
halogenua có thể bò oxi hóa thành halogen tự do bằng nhiều phương pháp
khác nhau, phụ thuộc vào khả năng khử của các ion halogenua, khả năng này
tăng theo bán kính của ion F
-
< Cl
-

< Br
-
< I
-
.
Nguyên tắc: oxi hóa X
-
.

2
][
2 XX
O
→
−
Ví dụ:
Cl
2
:
OHMnClHMnOCl
OHMnClHMnOCl
2
2
22
2
2
24
242
82516210
++↑→++

++↑→++
++−
++−−
Điện phân dung dòch NaCl

↑+↑+→+
222
222 HClNaOHOHNaCl
Br
2
:
−−
+↑→+ ClBrBrCl 22
22
I
2
: Dùng MnO
2
, Fe
3+
/H
+
khử I
-

↑+→+
+−+
2
23
2/1 IFeIFe

2. Ứng dụng của các halogen.
* Flo:
Trang22
HÓA HỌC VÔ CƠ
- Khí flo được dùng để flo hóa các hợp chất hữu cơ tạo các hợp chất
florocacbon rất bền và không cháy.
- Ion florua cũng được thêm vào nước và kem đánh răng để ngừa sâu
răng.
- Flo cũng được dùng để sản xuất uranium hexaflorua UF
6
dùng để tách
các đồng vò cho sản xuất cho năng lượng nguyên tử.
* Clo
- Clo được thêm vào nước để sát trùng nước uống, clo phản ứng một phần
với nước tạo HOCl có tính oxi hóa cao, cũng như oxi hóa các chất màu thành
chất không màu dùng tẩy trắng bột gỗ, vải bông.
- Lượng lớn clo được dùng để clo hóa các hợp chất hữu cơ để sản xuất
CCl
4
, CHCl
3
, C
2
H
5
Cl, PVC,…
* Brom:
- Dùng để sản xuất một số phẩm nhuộm
- AgBr cho phim ảnh.
- KBr và NaBr làm thuốc giảm đau và thuốc ngủ.

* Iot:
- Dung dòch cồn iot (iot trong rượu và KI) dùng làm chất sát trùng.
- Các muối iot được thêm vào muối ăn để ngừa bướu cổ
(muối ăn thường chứa 0,023% KI)
3. Tính chất của các halogen.
a. Tác dụng với hydro

HXXH 2
22
→+
F
2
: nổ, Cl
2
: cháy, Br
2
, I
2
: phản ứng thuận nghòch.
b. Tác dụng với kim loại.
Thường cho muối có số oxi hóa cao do X
2
là chất oxi hóa mạnh.

32
232 FeClClFe →+
c. Tác dụng với X
-

Halogen đứng trước có thể đẩy được halogen đứng sau ra khỏi hợp

chất.
Trang23
HÓA HỌC VÔ CƠ

22
22 BrClBrCl +→+
−−
d. Tác dụng với nước

HOClHClOHCl
OHFOHF
+→+
+→+
22
222
2/12
Br
2
và I
2
phản ứng không đáng kể.
I
2
ít tan trong nước, tan nhiều trong dung dòch I
-
I
2
+ I
-
> I

3
-
4. Các halogenua.
a. Hydro halogenua
* Tính chất
HX Nhiệt độ sôi E
liên kết H-X KJ/mol
HF
HCl
HBr
HI
+19,51
-85
-66,8
-35,1
568
432
366
298
HF có liên kết hydro liên phân tử nên nhiệt độ sôi cao.
Từ HCl đến HI nhiệt độ sôi tăng do tương tác Vander Waals chiếm ưu
thế. Do độ sai biệt năng lượng của 2 vân đạo nối 1s của H và np của X tăng
dần từ F đến I nên từ HF đến HI năng lượng nối giảm và tính axit tăng.
Tất cả HX tan tốt trong nước tạo dung dòch axit.
HX+H
2
O > H
3
O
+

+ X
-
Tính khử tăng dần từ Cl
-
đến I
-
do sự tăng bán kính . Trừ AgF tan, tất cả
các AgX khác đều kết tủa. Đặc biệt HF tác dụng được với thạch anh, thủy
tinh do đó không thể chứa HF trong những chai lọ bằng thủy tinh.

OHSiFHSiOHF
2622
26 +→+
* Điều chế:
- Tổng hợp trực tiếp thích hợp cho HCl.
- Tác dụng của axit mạnh (H
2
SO
4
đậm đặc, H
3
PO
4
đậm đặc) trên muối
Trang24
HÓA HỌC VÔ CƠ
halogenua cho HF, HCl.
2NaCl + H
2
SO

4
> 2HCl +Na
2
SO
4
Với HBr, HI chỉ sử dụng H
3
PO
4
đậm đặc do Br
-
, I
-
có tính khử mạnh và
H
2
SO
4
đậm đặc có tính oxi hóa mạnh không thích hợp.

OHSOBrSOHHBr
POKHHIKIPOH
POKHHBrKBrPOH
22242
4243
4243
22 ++→+
+→+
+→+
Thủy phân các halogenua cộng hóa trò.


HClPOHOHPCl 33
4323
+→+
b. Muối halogenua.
- Halogenua ion thường là muối của kim loại kiềm, kiềm thổ, lantanid và
actinid ở trạng thái tinh thể, có nhiệt độ nóng chảy và sôi cao, dẫn điện khi
nóng chảy và khi tan trong dung dòch.
+ Với kim loại có nhiều số oxi hóa thì số oxi hóa thấp tạo halogenua
ion, tính cộng hóa trò tăng với sự tăng số oxi hóa .
Ví dụ: PbCl
2
là chất rắn ion, PbCl
4
chất lỏng cộng hóa trò.
+ Với cùng một kim loại tính ion của halogenua giảm dần từ F
-
đến I
-
.
Khi hợp chất đều là ion độ tan của F < Cl < Br < I do năng lượng mạng tinh
thể giảm khi R tăng. Florua của các lantanid không tan.
Ví dụ:
Độ tan (gam) trong 100 g nước ở 20
0
C NaF = 4,17
NaCl = 36
NaBr.2H
2
O = 90,5

NaI.2H
2
O = 178,7
- Halogenua cộng hóa trò có mạng lưới phân tử, lực tương tác thường là
Vander Waals là các halogenua của phi kim và của kim loại có số oxi hóa
cao Chúng dễ bay hơi, tan trong dung môi không phân cực, không dẫn điện
và dễ bò thủy phân tạo axit halogenhydric.
Các muối halogenua có phần nào tính cộng hóa trò có độ tan trong nước
giảm theo dãy: F> Cl> Br>I
Trang25