GIÁO TRÌNH
HÓA VÔ CƠ

1


CHƯƠNG 1: HYDRO
1. Đặc điểm cấu tạo và khả năng tạo hợp chất với hidro
1.1. Đặc điểm cấu tạo
Cấu hình electron nguyên tử : 1s1 (Z = 1)
Hydro có số thứ tự là 1, thuộc chu kỳ 1, hạt nhân có 1 proton mang
điện tích dương. Hydro có cấu hình electron hóa trị giống các nguyên tố
phân nhóm 1A, tuy nhiên nó chỉ thiếu 1 electron là bão hòa phân lớp 1s,
nên cũng tương tự với các nguyên tố nhóm 7A, do đó H có thể được xếp
vào phân nhóm 1A hoặc 7A, nhưng tính chất của H giống các nguyên tố
phân nhóm 7A hơn.
Nguyên tử hydro có 3 đồng vị: hydro hay còn gọi là protium (

),

deuterium (
) và tritium (
), trong đó H và D là đồng vị
bền còn T là đồng vị phóng xạ.
1.2. Khả năng tạo hợp chất với Hydro
Do cấu hình electron đặc biệt nên hydro có thể có các phản ứng sau:
- Nhường electron hóa trị để tạo thành ion H
- Nhận thêm một electron để tạo thành ion H -.
- Đưa electron hóa trị ra dùng chung tạo liên kết cộng hóa trị với các
nguyên tử khác.
2. Đơn chất

2.1. Tính chất vật lí
Hydro là nguyên tố có khối lượng riêng nhỏ nhất (d = 0,071g/cm 3),
nhẹ hơn không khí 14,36 lần.
Hydro có tỉ nhiệt cao, là chất dẫn nhiệt tốt. Hydro dễ tan trong paladi,
tan ít trong nước.
Hydro rất khó hóa lỏng là do nhiệt độ tới hạn của hydro rất thấp
(32,95K), nhiệt độ nóng chảy là 13,79K và nhiệt độ sôi là 23,35K.
2.2. Tính chất hóa học
2.2.1. Phản ứng của hydro với oxi
Hydro cháy trong oxi hay không khí giải phóng một năng lượng lớn
H2 (k) + O2 (k)  2H2O (l)
∆H = -287,28kJ
Nếu ta đốt nóng một hỗn hợp hydro và oxi theo tỉ lệ thể tích 2:1 bằng
tia lửa điện hay bằng đốm lửa thì phản ứng sẽ nổ mạnh, gọi là hỗn hợp nổ.
Phản ứng nổ có thể xảy ra nếu trong oxi có chứa 5% hydro hoặc trong
hydro có chứa 6% oxi. Trong khoảng giới hạn trên và giới hạn dưới này có
nguy cơ xảy ra những tai nạn nổ bình chứa khí.
Năng lượng tỏa ra ở phản ứng này được dùng để hàn, người ta thường
quen gọi là hàn hơi (để phân biệt với hàn điện).
2.2.2. Phản ứng của hydro với các phi kim khác
Ở nhiệt độ thường, hiđro phân tử có tính thụ động hóa học.
Chỉ có flo phân tử phản ứng mạnh với hiđro ở nhiệt độ thường, có thể
cháy thành ngọn lửa hoặc nổ.
H2 + F2
2HF
Hydro phản ứng mạnh với clo chỉ khi có tác dụng của ánh sáng mặt
trời, đốt nóng hay đưa vào hệ phản ứng một nguồn năng lượng nào đó, phản
ứng có thể gây nổ.
Hydro tác dụng với brom và iot ở nhiệt độ cao.
2.2.3. Phản ứng của hiđro với các kim loại


2


• Với các kim loại kiềm
Hydro phản ứng với các kim loại kiềm như liti, natri, kali… tạo thành
các hydrua dạng M(I)H.
Ví dụ: H2 + 2Li
2LiH
• Với các kim loại kiềm thổ
Hydro tác dụng với các kim loại kiềm thổ như canxi, stroti, bari tạo
thành các hydrua dạng M(II)H2.
Hydrua của các kim loại kiềm và kiềm thổ mang tính chất của các
muối, trong đó nguyên tử hiđro đóng vai trò anion H-.
• Với kim loại chuyển tiếp
Hydro tác dụng với các kim loại chuyển tiếp tạo thành các loại hydrua
khác nhau.
Một số các nguyên tố đất hiếm phản ứng với hydro tạo thành các
hydrua dạng muối.
2.2.4. Hydro nguyên tử
Hydro nguyên tử được điều chế từ hydro phân tử bằng cách cung cấp
năng lượng cho phản ứng phân li phân tử
H2

2H;

Ho = +430,92kJ/mol

Phản ứng có thể xảy ra theo kiểu gia nhiệt hay phóng điện qua hydro
phân tử dưới áp suất thấp.

Hydro nguyên tử còn được tạo thành qua phóng điện vào khí hydro ở
áp suất thấp từ 0,013 đến 0,135kPa.
Hydro nguyên tử có khả năng phản ứng rất lớn, ví dụ nhiều oxit kim
loại bị hydro nguyên tử khử thành kim loại ở nhiệt độ thường,
Hydro nguyên tử phản ứng với oxi tạo thành hiđro peoxit
2H + O2
H2O2
Thời gian tồn tại của hiđro nguyên tử rất ngắn; nếu không có mặt chất
phản ứng thì chỉ sau một thời gian ngắn có sự tái kết hợp thành hiđro phân
tử ở thành ống dẫn.
3. Các hợp chất
3.1. Các hợp chất Hydro (-1)
Trong các hợp chất bậc hai của Hydro với các không kim loại có độ
âm điện kém hoặc với các kim loại, hydro có số OXH (-1). Các hợp chất
này được gọi là hydrua.
3.1.1. Các Hydrua ion
Hydrua ion chỉ được tạo thành nếu các kim loại có năng lượng ion hóa
và năng lượng thăng hoa nhỏ. Chính vì vậy chỉ có kim loại kiềm và kiềm
thổ mới tạo được các hydrua ion.
• Lý tính
Các hydrua ion có mạng tinh thể ion, do đó chúng có nhiệt độ nóng
chảy cao, ở nhiệt độ thường chúng là những chất kết tinh màu trắng. Khi
nóng chảy, các hyhdrua ion có độ dẫn điện ion khá cao. Khi điện phân muối
nóng chảy của các hydrua ion thì hydro thoát ra ở anod.
• Hóa tính
Nhiệt hình thành của các hydrua ion không cao, do đó chúng kém bền,
ở nhiệt độ cao chúng bị phân hủy tạo các đơn chất.
VD : NaH  Na + 1/2H2

3



Các hydrua ion có tính baz nên chúng phản ứng với các hydrua acid
(trong các dung môi không nước) để tạo thành các phức hydrua.
VD : LiH + AlH3  Li[AlH4]
LiH + BH3  Li[BH4]
Anion H- có tính baz rất mạnh nên nó chỉ tồn tại trong mạng tinh thể,
khi tiếp xúc với các chất có khả năng cho H + nó sẽ phản ứng rất mãnh liệt.
Do đó, các hydrua ion bị thủy phân hoàn toàn trong nước cho môi trường
kiềm mạnh.
VD : NaH + H2O  NaOH + H2
3.1.2. Các hydrua cộng hóa trị
• Các hydrua cộng hóa trị dễ bay hơi
Được tạo thành giữa hydro với các kim loại hoặc một số không kim
loại có số điện tử hóa trị hoặc lớn hơn số phối trí của nguyên tố đó (SiH 4,
SnH4, PH3, GeH4, AsH4, SbH3…)
Các hydrua cộng hóa trị có bản chất acid :
- Không bền (kém bền hơn so với hydrua ion), nhiều hydrua cộng hóa trị bị
phân hủy ngay khi vừa tạo thành : 2SbH 3  2Sb + 3H2
- Bị thủy phân mạnh : SiH4 + 4H2O  H4SiO4 + 4H2
- Có tính khử mạnh, nhiều chất tự bốc cháy khi tiếp xúc với oxygen của
không khí
VD : 2PH3 + 4O2  P2O5 + 3H2O
• Các hydrua cộng hóa trị khó bay hơi
Được tạo thành giữa hydro với các kim loại hoặc không kim loại có số
electron hóa trị nhỏ hơn số orbital hóa trị tham gia tạo liên kết (thường là
các nguyên tố nhóm IIA hoặc IIIA: BeH2, B2H6, AlH3, ZnH2, InH3,….)
Các hydrua này có nhiệt độ nóng chảy cao hơn, độ bền hơn so với loại
hydrua dễ bay hơi.
Các hydrua này có tính chất trung gian giữa hydrua ion và hydrua

cộng hóa trị dễ bay hơi (tính chất lưỡng tính). Trong dung môi không nước
nó phản ứng được với các hydrua ion và hydrua cộng hóa trị
VD : BeH2 + 2NaH  Na2[BeH4]
KH + 2BH3  Be[BH4]2

• Các hydrua kim loại
Các nguyên chuyển tiếp cũng tạo thành hợp chất bậc hai với hydro và
cũng được gọi là hydrua. Các hợp chất này là các chất có màu xám dẫn điện
và dẫn nhiệt tốt, bị phân hủy bởi nước hoặc acid để giải phóng ra hydro.
3.2. Các hợp chất Hydro (+1)
Hợp chất hydro (+1) với các không kim loại nhóm VIA, VIIA và một
phần nhóm VA là các hợp chất liên kết cộng hóa trị phân cực (HF, HCl,
HBr, HI, H2O, H2S, H2Se, NH3…)
Các hợp chất hydro (+1) có độ bền lớn hơn các hydrua. Đa số chúng
có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi rất thấp. Dung dịch của các hợp chất
hydro (+1) thường là các acid, một số ít là baz.

4


CHƯƠNG 2 : CÁC NGUN TỐ PHÂN NHĨM CHÍNH
Bài 1 : Các ngun tố phân nhóm chính nhóm VIIA
1. Nhận xét chung
Các halogen thuộc nhóm VIIA gồm F, Cl, Br, I và At. Các halogen có
7e ở lớp ngồi cùng, thể hiện tính âm điện, dễ dàng nhận 1e để tạo liên kết
hóa học có cấu hình electron các khí hiếm (8e).
Một số đại lượng vật lí khác của các halogen như sau:
Đại lượng đặc trưng
F
Cl

Bán kính ngun tử (pm)
72
100
Bán kính ion X (pm)
133
181
3
Năng lượng ion hóa I (kJ/mol) 1,68.10 1,25.103
Ái lực electron (kJ/mol)
+332
+349
Độ âm điện
4
3.2
Năng lượng phân li liên kết X155
242
X (kJ/mol)
Thế điện cực chuẩn (V)
2,87
1,36
Q trình: 1/2X2(aq) + e = X
(aq)

Br
115
196
1,14.103
+325
3,0
193


I
140
217
1,01.103
+295
2,7
151

1,07

0,54

Các halogen có tính hoạt động hóa học mạnh, trong đó flo là ngun
tố hoạt động hóa học mạnh nhất. Ở điều kiện thường, F là chất khí màu
lục sáng, Cl là chất khí màu vàng lục, Br là chất lỏng màu nâu đỏ, I là
chất rắn màu tím đỏ và ánh kim, At có dạng kim loại. Các halogen có
mùi hắc khó ngửi, rất độc, nguy hiểm cho hệ hô hấp khi hít phải một
lượng hơi của chúng.
2. Đơn chất
2.1. Lý tính
Ở cả 3 trạng thái, các halogen tồn tại dưới dạng phân tử F 2, Cl2, Br2, I2.
Cấu hình electron phân tử là : σ2s2 σ2s*2 σ2pz2 π2px2 = π2py2 π2px*2 = π2py*2
Trong các phân tử Cl 2, Br2, I2 ngoài liên kết σ còn có một phần của
liên kết π tạo nên bởi sự che phủ của các orbital d (F 2 không có khả năng
này). Độ bền nhiệt của các halogen biến đổi phù hợp với chiều biến đổi
của EX-X : F2 bắt đầu phân hủy thành nguyên tử ở 450 0C, Cl2 ở 8000C, Br2
ở 6000C và I2 ở 4000C. T0nc và T0s của các halogen tăng từ F2 đến I2.
Các halogen ít tan trong nước. Ở điều kiện thường, 1L nước hòa tan
được 2,5L Cl2 hoặc 35g Br2 hoặc 0,2g I2. Riêng F khi tiếp xúc với nước ở

nhiệt độ thường thì phân hủy nước tạo thành axít HF và khí O 2.
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
Vì phân tử không cực nên các halogen (trừ F 2) đều tan nhiều trong
các dung môi hữu cơ như rượu, benzen, CCl 4, CS2...
I2 tan nhiều trong dung dòch iodua do sự tạo thành ion phức Triiodua : I- + I2 = I-3

5


I2 rắn có áp suất hơi rất lớn nên ở nhiệt độ thường nó bay hơi rõ rệt
và khi đun nóng nhanh nó thăng hoa mà không nóng chảy. Hơi I 2 có màu
tím và khi được làm lạnh thì hóa rắn. Trong dung dòch tinh bột loãng, I 2
có màu lam thẫm, màu này biến mất khi đun nóng và trở lại khi nguội.
2.2. Hóa tính
Tính chất hóa học điển hình của các halogen là tính oxy hóa rất
mạnh. Tính chất này giảm dần từ F 2 đến At phù hợp với chiều giảm độ
âm điện và thế điện cực chuẩn của halogen (F tuy có ái lực electron bé
hơn Cl nhưng do có năng lượng liên kết nhỏ hơn và năng lượng hydrat
hóa lớn hơn nên vẫn hoạt động hơn Cl).
F2 có thể tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ O 2 và N2. Cl2 tác
dụng với hầu hết nguyên tố trừ O, N, C, Ir. Br 2 tác dụng với các nguyên
tố giống Cl2 nhưng các phản ứng xảy ra kém mãnh liệt hơn. I 2 tác dụng
trực tiếp với một số nguyên tố ít hơn. Với cùng một nguyên tố, phản ứng
của các halogen xảy ra theo một mức độ mãnh liệt giảm dần từ F 2 đến I2.
2.2.1. Với H2
F2 phản ứng nổ với H2 ngay trong bóng tối và ở nhiệt độ rất thấp.
F2 + H2 = 2HF ∆H = - 64Kcal
Cl2 phản ứng nổ với H2 khi có ánh sáng ở điều kiện nhiệt thường.
Cl2 + H2 = 2HCl ∆H = - 22Kcal
Br2 hoạt động kém hơn Cl2, phản ứng chỉ xảy ra khi đốt nóng.

Br2 + H2 = 2HBr ∆H = - 8,65Kcal
I2 hoạt động kém hơn nữa, phản ứng khi đốt nóng mạnh và có tính
chất thuận nghịch.
2.2.2. Với muối halogen
Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl
Br2 + 2NaI = I2 + 2NaBr
2.2.3. Với nước
2F2 + H2O = 4HF + O2↑
Cl2, Br2, I2 phản ứng với H2O theo phương trình :
(1) X2 + H2O ⇔ HX + HXO
(2) 3X2 + 3H2O ⇔ 5HX + HXO3
Đối với Cl2 phản ứng (1) sẽ chiếm ưu thế khi nhiệt độ thấp. Phản ứng
(2) sẽ chiếm ưu thế khi tăng nhiệt độ (t0 > 700C). Đối với Br2 và I2 phản ứng
(2) đã chiếm ưu thế ngay ở nhiệt độ thường.
2.2.4. Với halogen
Br2, I2 thể hiện tính khử trong các phản ứng với các halogen hoạt động
hơn và cả trong phản ứng với các chất oxi hóa mạnh khác.
I2 + Cl2 = 2ICl
Br2 + F2 = 2BrF
5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
2.2.5. Với kim loại
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
4I2 + 3Fe = Fe3I8

6


2.3. Trạng thái tự nhiên, ứng dụng, điều chế
2.3.1. Trạng thái tự nhiên
Hàm lượng của các ngun tố trong vỏ trái đất : Cl (4,5.10-2%), F

(8.10-2%), Br (3.10-5%), I (10-4%).
F có trong khoáng vật Florit (CaF 2), trong quặng Floroapatit
(3Ca3(PO4)2.CaF2).
Cl chủ yếu tồn tại trong nước biển dưới dạng các muối clorua : NaCl,
KCl.MgCl2.6H2O (canalit).
Br và I cũng tồn tại trong nước biển dưới dạng muối bromua và iodua
(NaBr, KBr, MgBr2) nhưng hàm lượng nhỏ hơn Cl.
2.3.2. Ứng dụng
F được dùng để flo hóa các hydrocarbon tạo thành những hợp chất
có tính chất đặc biệt như chất làm lạnh thượng hạng Freon (CCl 2F2), dầu
nhờn để bôi trơn máy và nhiều chất dẻo thượng hạng như Teflon...
Cl là nguyên tố có nhiều ứng dụng quan trọng trong thực tế nhất:
- Làm trắng mọi thứ sợi Cellulose, không dùng cho lụa, len vì tính oxy
hóa quá mạnh của nó làm hỏng các thứ sợi động vật.
- Điều chế Clorua tẩy màu như nước Javel, Clorua vôi, tổng hợp HCl,
dùng để diệt trùng nước uống (0,002g Cl/lít).
- Cl là một chất độc, nhiều hợp chất của nó còn độc gấp bội nên hiện
nay dùng để sản xuất thuốc trừ sâu như C 6H6Cl6, DDT (dicloro diphenyl
tricloetan).
- Dùng để điều chế một số dung môi quan trọng như CCl 4, C2H2Cl4.
Br được dùng làm dược phẩm, NaBr là thuốc an thần. I là chất khử
trùng tốt nhất đối với vết thương, thường dùng dưới dạng rượu. I vừa diệt
trùng vừa kích thích các mô phát triển làm cho vết thương mau lành.
2.3.3. Điều chế
Phương pháp dùng để điều chế các halogen là dựa trên phản ứng
oxy hóa các halogenua.
2X- - 2e = X2
a. Điện phân
Oxy hóa X- bằng phản ứng anot. Thường tiến hành điện phân muối
nóng chảy của các halogenua kim loại kiềm (NaCl, KCl, KF, HF, …). Đây

là phương pháp duy nhất để điều chế F2.
Đối với Cl thường sử dụng phương pháp điện phân có màng ngăn
dung dịch nước clorua của các kim loại kiềm.
b. Dùng các chất oxi hóa mạnh
Thường dùng các chất oxy hóa mạnh như MnO2, KMnO4, …
2X- + 4H3O+ + MnO2 = Mn2+ + E2↑ + 6H2O
Phương pháp này sử dụng trong phòng thí nghiệm để điều chế lượng
nhỏ các halogen.
Để điều chế Br2 có thể dụng Cl2 làm chất oxi hóa. Còn để điều chế I 2
có thể dùng Cl2, Br2 và oxi khơng khí.
3. Hợp chất
3.1. Hydro halogenua

7


3.1.1. Lý tính
Ở điều kiện bình thường chúng là những chất khí không màu, có
mùi sốc khó ngửi và độc.
Một số đặc điểm của HX

Trong dãy HF - HCl - HBr - HI, độ dài liên kết tăng (r tăng), năng
lượng liên kết giảm nên độ bền nhiệt của phân tử giảm xuống mạnh. HF
chỉ phân hủy rõ rệt thành đơn chất ở nhiệ độ >35000C, trong khi ở 10000C
độ phân hủy của HCl là 0,014%, của HBr là 0,5% và HI là 33%.
Từ HCl đến HI, T0nc và T0s tăng lên dần theo chiều tăng của khối
lượng phân tử. Riêng HF có T 0nc và T0s cao bất thường do sự trùng hợp
mạnh giữa các phân tử (HF) 4 ở 200C, 2 phân tử (HF) 2 ở 300C, đến 900C
thì tồn tại ở trạng thái đơn phân tử.


3.1.2. Hóa tính
a. Tính acid của dung dòch :
Dung dòch HCl, HBr, HI là những acid mạnh nhất, riêng HF là acid
yếu vì quá trình phân ly kém của HF do năng lượng liên kết lớn.
Đặc điểm của HF là tác dụng được với SiO 2
4HF + SiO2 = SiF4↑ + 2H2O (Na2SiO3 + 6HF = 2NaF + SiF4 + 3H2O)
2HF + SiF4 = H2SiF6 (tan trong nước)
Không chứa HF trong bình thủy tinh mà phải dùng bình nhựa. HF là
acid độc, khi rơi vào da nó gây vết loét khó lành.
Khi đi từ HF đến HI, tính acid của dung dòch tăng lên do khoảng
cách giữa 2 hạt nhân của 2 nguyên tử H và X tăng lên, E H - X giảm nên
phân tử càng dễ bò ion hóa.

8


Các dung dòch HX tác dụng với kim loại đứng trước H để tạo thành
halogenua kim loại ứng với mức oxy hóa thấp của kim loại.
2HCl + Fe = FeCl2 + H2
Với các oxyt và hydroxyt kim loại, phản ứng xảy ra dễ dàng hơn
với kim loại.
2HCl + CuO = CuCl2 + H2O
2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O
b. Tính khử :
Trừ HF, các hydrohalogenua khác đều thể hiện tính khử. Tính khử
tăng dần từ HF đến HI theo độ kém bền của liên kết H – X. HCl có tính
khử yếu, chỉ thể hiện khi tác dụng với chất oxy hóa mạnh như MnO 2,
KMnO4, KClO3 ...
Nếu để ngoài ánh sáng và không khí thì dung dòch HCl không bò
biến đổi, dung dòch HBr bò oxy hóa chậm, vàng dần, dung dòch HI bò

phân hủy nhanh hơn.
4HI + O2 = 2H2O + 2I2↓
2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O
3.1.3. ng dụng
HCl dùng để điều chế Vinyl clorua từ Axetylen, các muối clorua
kim loại, dược phẩm, phẩm nhuộm. HF dung để điều chế Cryolit nhân
tạo (K3AlF6), dùng để sản xuất ween, khắc thủy tinh.
3.1.4. Điều chế
a. Phương pháp tổng hợp
H2 + X2 = 2HX
Đây là phương pháp số 1 để điều chế HCl hiện nay trên thế giới.
Trong tổng hợp HCl, người ta dùng Cl 2 và H2 là sản phẩm phụ của quá
trình điện phân dung dòch NaCl khi sản xuất NaOH.
b. Phương pháp dựa vào tính dễ bay hơi của các halogenua
MX + HA = HX↑ + MA
Trong công nghiệp, người ta dùng H 2SO4 đặc nóng để điều chế HF
và HCl, nhưng khơng dùng để điều chế HBr và HI.
* Đối với HF : Đây là phương pháp duy nhất để điều chế nó đi từ CaF 2
CaF2 + H2SO4đ,n = 2HF↑ + CaSO4
* Đối với HCl : Đây là phương pháp lạc hậu, đi từ NaCl. Tuy nhiên trong
phòng thí nghiệm, đây là phương pháp tiện lợi nhất.
2NaCl + H2SO4đ,n = Na2SO4 + 2HCl↑
NaCl + H2SO4đ,n = NaHSO4 + HCl↑
* Điều chế HBr, HI: Dùng H 3PO4 hoặc thủy phân các Photpho halogenua
NaBr + H3PO4 = HBr↑ + NaH2PO4
PBr3 + 3H2O = 3HBr↑ + H3PO3
Trong thực tế người ta không đi từ Photpho halogenua mà cho 3 thứ
halogen, photpho đỏ và nước tác dụng trực tiếp với nhau.
3.2. Các hợp chất với oxi:


9


Cl, Br, I ở số oxi hóa (+1) đều tạo các oxi acid với cơng thức chung
HXO (axit hypo halogen) : Acid hypohalogenơ (HXO), acid halogennơ
(HXO2), acid halogennic (HXO3), acid Perhalogennic (HXO4)
Theo thứ tự tăng dần số nguyên tử oxy thì độ mạnh của acid tăng
lên, độ bền tăng lên và khả năng oxy hóa giảm xuống.
Ngoài tính acid, chúng đều có tính oxy hóa mạnh. Muối của chúng
bền hơn acid nên trong công nghiệp thường điều chế những muối để làm
chất oxy hóa mạnh.
3.2.1. Acid Hypoclorơ và muối Hypoclorit.
Acid hypoclorơ không bền, chỉ được biết trong dung dòch loãng,
ngay trong dung dòch loãng nó cũng tự phân hóa dần theo 3 hướng:
(1) Khi có ánh sáng mặt trời tác dụng trực tiếp hay có chất xúc tác
HClO = HCl + O
(2) Khi có chất háo nước như CaCl 2 : 2HClO = H2O + Cl2O
(3) Khi đun nóng : 3HClO = 2HCl + HClO3
Acid hypoclorơ là acid yếu (Ka = 2,5.10-8), ngay cả acid carbonic
cũng đẩy nó ra khỏi muối Hypocloric.
NaClO + CO2 + H2O = NaHCO3 + HClO
Muối hypoclorit bền hơn HClO nhưng khả năng oxy hóa cũng
tương tự như HclO.
NaClO + 2NH3 = N2 + 3NaCl + 3H2O
NaCl + H2O2 = H2O + O2 + NaCl
3.2.2. Nước Javel
Là dung dòch nước của NaCl và NaClO được tạo nên khi điện phân
dung dòch NaCl loãng (15 - 20%) trong bình điện phân không có màng
ngăn 2 cực:

Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O
Nước Javel là chất lỏng không màu, mùi clo, có tính oxy hóa mãnh
liệt trong mọi môi trường. Được dùng làm chất tẩy màu, khử độc, chất
oxy hóa mạnh.
Muối NaClO bò nhiệt phân dễ dàng, đun nóng lên 70 0C, nó chuyển
thành muối clorat và clorua.
3NaClO = NaClO3 + 2NaCl
(cơ sở của phương pháp điều chế muối clorat)
3.2.3. Clorua vôi (CaOCl2)
Là muối hỗn tạp của CaCl2 và Ca(ClO)2 được điều chế bằng cách
cho khí Clo đi qua trên mặt một lớp vôi tôi khô và rời.
Cl2 + Ca(OH)2 = CaOCl2 + H2O
Clorua vôi là chất bột màu trắng có tính oxy hóa mạnh, là chất tẩy
màu rất tốt, dùng để tẩy uế, tẩy trắng bột giấy, các sợi cellulose, là chất
khử độc vì nó có khả năng phản ứng với các chất hữu cơ, bị phân hủy
trong khơng khí.
2CaClOCl + CO2 = CaCl2 + CaCO3 + Cl2O
3.2.4. Acid clorơ và muối clorit:

10


HClO2 bền hơn HClO nhưng vẫn là acid kém bền.
4HClO2 = 2ClO2 + HClO3 + HCl + H2O
HClO2 có tính oxy hóa mạnh. HClO 2 mạnh hơn HClO nhưng vẫn là
acid yếu (Ka = 5.10-3) nên muối clorit bò thủy phân còn mạnh.
Muối clorit bền hơn HClO 2 và có tính oxy hóa tương tự. Khi đun
nóng có phản ứng tự oxy hóa, tự khử biến thành clorat và clorua (đập
mạnh nổ).
3NaClO2 = 2NaClO3 + NaCl

Các clorit chỉ thể hiện tính oxy hóa trong môi trường acid. Trong
công nghiệp, muối clorit được dùng làm chất tẩy màu.
3.2.5. Acid Cloric và muối Clorat:
Acid Cloric bền hơn acid Clorơ nhưng vẫn không tồn tại được ở
trạng thái tự do. Dung dòch đậm đặc chứa tối đa 40% HClO 3, nếu đặc hơn
thì có sự phân hóa:
4HClO3 = 4ClO2 + 2H2O + O2
Có tính oxy hóa mạnh nhưng kém mãnh liệt hơn HClO 2, dung dòch
HClO3 40% làm bùng cháy các chất cháy được như giấy, rượu...
2HClO3 + 10H+ + 10e = Cl2 + 6H2O E0 = +1,47V
HClO3 là acid mạnh (tương đương với HCl), hỗn hợp của nó với
HCl là một chất oxy hóa mạnh kiểu cường thủy.
Muối clorat bền hơn HClO 3, có tính oxy hóa mạnh. Khi đun nóng
các clorat xảy ra phản ứng tự oxy hóa tự khử.
4KClO3 = 3KClO4 + KCl
Khi có mặt xúc tác MnO2 thì phân hủy giải phóng oxy
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Trong các muối clorat thì KClO 3 là quan trọng nhất, được dùng làm
diêm, thuốc nổ, thuốc diệt cỏ...
3.2.6. Acid pecloric và muối peclorat:
Acid pecloric là chất lỏng không màu, bốc khói trong không khí
0
(T nc = -1020C, T0s = 1100C), khan thì ít bền có thể nổ, còn trong dung dòch
thì có sự ion hóa nên rất bền.
HClO4 có mức độ oxy hóa kém hơn HClO3, khả năng oxy hóa phụ
thuộc nhiều vào nồng độ. HClO 4 khan làm bốc cháy nhiều chất hữu cơ
(giấy, gỗ...) nhưng dung dòch HClO4 < 70% thì không còn khả năng oxy
hóa các chất hữu cơ nữa, không tác dụng với chất khử mạnh như HI, H 2S,
SO2 và H mới sinh.
Dung dòch HClO4 là acid mạnh nhất trong tất cả các acid.

Muối peclorat bền hơn HClO4, có tính oxy hóa tương tự HClO4. khi
đun nóng thì phân hủy ra oxy.
KClO4 = KCl + 2O2 , (∆H > 0)
Sự nhiệt phân khó hơn so với clorat vì là phản ứng thu nhiệt, còn
clorat là phản ứng phát nhiệt, do đó thuốc nổ chế với peclorat ít nguy
hiểm hơn thuốc nổ chế với clorat và được dùng rộng rãi hơn.

11


Bài 2 : Các ngun tố phân nhóm chính nhóm VIA
1. Nhận xét chung

Cấu hình e hóa trò ns 2np4 gần với cấu hình bền của khí trơ, chúng có
khuynh hướng thu thêm 2e để cho ion X 2- khi tác dụng với kim loại
mạnh. Những hợp chất này khá bền.
Các nguyên tố này đều có tính oxy hóa và tính oxy hóa giảm dần
từ trên xuống dưới. Theo chiều từ O đến Te, tính phi kim loại giảm dần.
2. Ngun tố oxy
2.1. Đơn chất
2.1.1. Oxy
a. Lý tính
Ở điều kiện thường, oxy là khí không màu, không mùi, không vò;
khi hóa lỏng thì có màu xanh nhạt, màu này là màu của các phân tử
tetraoxy (O4) tồn tại ở nhiệt độ thấp. Ở trạng thái rắn, oxy tinh thể có
màu xanh da trời.
Phân tử oxy có Tnc0 (-218,60C) và Ts0 thấp (-182,90C), rất ít tan trong
nước (30 cm3 khí/ 1L H2O). Độ tan của oxy trong nước giảm xuống khi
nhiệt độ tăng.
Khí oxy còn tan được trong một số kim loại nóng chảy và độ tan

của oxy trong đó cũng giảm xuống khi nhiệt độ tăng, khi hóa rắn nhanh
chóng kim loại ngoài không khí, kim loại thường bò rỗ trên mặt do oxy
hòa tan thoát ra.
b. Hóa tính
Oxy là một trong những nguyên tố không kim loại điển hình nhất,
tác dụng trực tiếp ở nhiệt độ thường và nhất là ở nhiệt độ cao với hầu hết
các nguyên tố trừ halogen, khí trơ và 1 số kim loại quý (Au, Ag, Pt).

12


Oxy có tính oxy hóa mạnh : O2(k) + 4e- + 4H+⇔ 2H2O, E0 =1,23V.
* Với kim loại : kim loại mạnh như Na, Ca sẽ cháy trong oxy hay trong
không khí khi được đốt nóng nhẹ.
4Na + O2 = 2Na2O
2Ca + O2 = 2CaO
Kim loại yếu (Cu, Fe) thì cần phải đốt mạnh hơn.
* Với không kim loại: khi đốt nóng sẽ cháy trong oxy hay không khí.
S + O2 = SO2
C + O2 = CO2
* Với những nguyên tố mà mức oxy hóa có thể thay đổi thì oxy tác dụng
với oxit của nguyên tố đó tạo 1 oxit khác có thành phần oxy cao hơn.
2Cu2O + O2 = 4CuO
4FeO + O2 = 2Fe2O3
2CO + O2 = 2CO2
* Với những hợp chất có chứa hydro thì oxy tác dụng được dễ dàng do ái
lực mạnh của hydro đối với oxy.
H2S + O2 = 2H2O + S↓
* Đặc biệt các chất hữu cơ cháy dễ dàng trong không khí và mãnh liệt
trong oxy :

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Ngoài ra cũng có những phản ứng cháy xảy ra chậm trong các điều
kiện thường (quá trình phân hủy của kim loại, quá trình thối rữa của các
chất hữu cơ trong sinh vật).
c. Trạng thái tự nhiên – Điều chế – ng dụng
Oxy là nguyên tố phổ biến nhất trong tự nhiên (chiếm 47% khối
lượng vỏ quả đất), gần ¼ khối lượng không khí (gần 1/5 thể tích không
khí), 8/9 khối lượng của nước, có trong các vật liệu chính cấu tạo quả đất
(55% trong cát, 56% trong đất sét…). Đồng vò: 16O (99,75%), 17O
(0,037%), 18O (0,204%).
• Điều chế :
+ Trong phòng thí nghiệm: phân hủy nhiệt các hợp chất giàu oxy mà
kém bền nhiệt (KClO3, KMnO4, NaNO3, HgO…)
MnO
→ 2KCl + 3O2
2KClO3 
250 C
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
200 C
2HgO 
→ 2Hg + O2
+ Trong công nghiệp :
* Chưng cất phân đoạn không khí lỏng : Phương pháp kinh tế nhất;
không khí được làm lạnh trong những máy đặc biệt cho tới khi hóa lỏng
rồi dùng 1 cột cất phân đoạn để tách ra, oxy sôi ở –183 0C, phương pháp
này có thể sản xuất oxy tinh khiết đến 99%.
* Điện phân nước có pha NaOH (hay KOH)
2H2O = 2H2
+
O2

(catod )
(anod)
Phương pháp này sản xuất được oxy nguyên chất nhưng đắt tiền.
2

0

0

13


* ng dụng
Được dùng để tạo nhiệt độ trong các đèn xì để hàn và cắt kim loại
(chỉ dùng để cắt sắt thép mà không cắt được đồng nhôm).
Dùng oxy để tăng cường các quá trình hóa học trong nhiều ngành
sản xuất như nấu gang, luyện thép, điều chế các acid (H 2SO4, HNO3).
Dùng làm khí thở cho thợ lặn, cho người bệnh. Oxy lỏng là nhiên
liệu quan trọng dùng trong các tên lửa, phi thuyền…
2.1.2. Ozon
Phân tử có dạng góc có thể biểu diễn bằng 2 dạng cộng hưởng

Nguyên tử oxy trung tâm của phân tử O 3 ở trạng thái lai hóa sp 2.
Trong phân tử O3 có 2 liên kết σ và 1 liên kết π không đònh chỗ.
a. Lý tính
Ở điều kiện thường, O 3 là khí màu lam nhạt, mùi nồng làm đau
đầu, rất độc. Phân tử có khối lượng tương đối lớn, bò phân cực nên O 3 có
Ts0(-11,50C) cao hơn nhiều so với oxy, tan trong nước nhiều hơn oxy gấp
10 lần (0,5L khí O3/1L H2O). O3 lỏng có màu xanh thẩm, ở trạng thái rắn
là những tinh thể màu tím sẫm (T nc0 = -1930C).

b. Hóa tính
O3 là chất oxy hóa mạnh, chỉ kém flo
O3(k) + 2e- + 2H+ = O2 + H2O, E0 = 2,07V
O3 là chất rắn kém bền và dễ phân hủy nổ khi va chạm.
2O3 = 3O2
Ở điều kiện thường, O 3 cũng oxy hóa nhiều đơn chất kém hoạt
động như Ag, Hg…,
2Ag + O3 = Ag2O + O2
PbS + 2O3 = PbSO4 + 4O2
PbSO3 + O3 = PbSO4 + O2
O2 chỉ oxy hóa I- về I2 trong môi trường axit trong khi O 3 có thể oxy
hóa I- về I2 trong môi trường baz
O3 + 2KI + H2O = I2 + 2KOH + O2
c. Trạng thái tự nhiên – Điều chế – ng dụng
Trong tự nhiên, ozon được tạo thành từ sấm sét và do sự oxy hóa
một số chất hữu cơ (nhựa thông, rong biển). Trong khí quyển và nhất là
ở gần mặt đất, O3 có rất ít nhưng ở thượng tầng khí quyển (cách mặt đất
khoảng 25km) thì ozon có nhiều hơn, ở đó được tạo nên do tác dụng của
các tia tử ngoại (16000C - 24000C) vào oxy
Những tia tử ngoại gần (2400÷3600A 0) làm cho O3 phân hủy. Nhờ
lớp O3 này hấp thụ các tia tử ngoại gần mà đời sống sinh vật ở mặt đất
không bò các tia đó tiêu diệt.
• Điều chế : O3 được điều chế từ sự phóng điện vào oxy trong những
"máy ozon": 3O2 = 2O3 , ∆H = 68 kcal

14


• ng dụng
Ozon được dùng để làm trắng, mất mùi các thứ dầu mỡ, mất mùi 1

số phẩm vật như da thuộc…, diệt trùng nước uống rất tốt (do tính oxy hóa
mạnh, ozon có thể giết chết các vi khuẩn trong không khí nên với nồng
độ rất bé (<1/1.000.000 về thể tích), ozon có lợi cho sức khỏe con người).
Hiện nay đèn đốt axeto – nitril CH 3C≡N trong ozon cho t0 rất cao
(60000C, cao hơn đèn xì hydro nguyên tử).
2.2. Hợp chất
2.2.1. H2O2
H2O2 có cấu tạo gấp khúc, do sự phân bố không đối xứng của các
liên kết O-H nên phân tử H2O2 bò phân cực mạnh (µ = 2,1D).
H2O2 là hợp chất cộng hóa trò có cấu tạo khác hẳn các peroxyd kim
loại (Na2O2, BaO2) là hợp chất ion.
a. Lý tính
H2O2 có liên kết hydro liên phân tử khá bền. Ở điều kiện thường
H2O2 là chất lỏng như dầu, không màu (d = 1,44g/ cm 3, Tnc0 = -1,70C; Ts0
= 1510C), tan vô hạn trong nước, từ dung dòch nó tách ra dưới dạng
hydrat kết tinh H2O2.2H2O không bền (Tnc0 = -520C) là dung môi ion hóa
tốt đối với nhiều chất.
Trong phòng thí nghiệm, ta thường dùng các dung dòch H 2O2 3% và
30% (dung dòch H2O2 30% gọi là perhydrol).
b. Hóa tính
H2O2 nguyên chất ở nhiệt độ thường khá bền nhưng khi có lẫn tạp
chất như các kim loại nặng và ion kim loại, khi đun nóng hoặc bò chiếu
sáng nó phân hủy mạnh và có thể gây nổ :
2H2O2 = 2H2O + O2 (∆H = -23,6 kcal/ ptg)
Dung dòch H2O2 là axit rất yếu (Ka = 1,5.10-12), khi tương tác với
dung dòch kiềm mạnh, tạo peroxyd
H2O2 + 2NaOH = Na2O2 + 2H2O
H2O vừa có tính oxy hóa vừa có tính khử. H 2O2 là chất oxy hóa
mạnh cả trong môi trường axit lẫn môi trường kiềm.
H2O2 + 2H+ + 2e- = 2H2O E0 = 1,77V

H2O2 + 2e- = 2OH E0 = 0,87V
H2O2 + H2SO4 + 2KI = I2 + 2H2O + K2SO4
4H2O2 + PbS = PbSO4 + 4H2O
H2O2 thể hiện tính khử khi tác dụng với những chất oxy hóa mạnh
như O3, KMnO4, Cl2.
H2O2 - 2e- = O2 + 2H+ E0 = -0,68V
H2O2 + O3 = H2O + 2O2
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
c. Trạng thái tự nhiên – Điều chế – ng dụng
Trong thiên nhiên, H2O2 được tạo nên trong quá trình oxy hóa của
nhiều chất bởi oxy không khí. Trong nước mưa và trong dung dòch của
một số cây cũng có những vết H2O2.

15


* Điều chế
+ Trong phòng thí nghiệm : Cho H 2SO4 loãng đã được ướp lạnh bằng
nước đá tác dụng với peroxyd kim loại kiềm hay kiềm thổ
BaO2 + H2SO4 = H2O2 + BaSO4↓ (1)
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4 (2)
(1) thường dùng hơn vì BaSO4 kết tủa được tách ra dễ hơn.
+ Trong công nghiệp :
Điện phân dung dòch H2SO4 50% hay dung dòch amonihydro sulfat
với mật độ dòng điện lớn (1A/dm 2) và điện cực Pt ở t0 thấp (5-100C)
Anod :
2HSO4- + 2e- = S2O82– + 2H+
2HSO4- + 2e- = S2O82–
H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2
Chưng cất hỗn hợp sản phẩm ở áp suất thấp sẽ được dung dòch

H2O2 loãng, dùng dung dòch loãng ở chân không rồi chưng cất phân đoạn
nhiều lần sẽ thu được H2O2 90 - 99%.
Phương pháp antraquinol : Dùng O 2 oxy hóa antraquinol để được
H2O2 và tái sinh lại antraquinon bằng cách dùng H 2 khử (xúc tác Pd).
• Ứng dụng
Dung dòch H2O2 được sử dụng rộng rãi để tẩy trắng các chất hữu cơ
như gỗ, tóc…. H2O2 còn được dùng để sát trùng vết thong.
3. Ngun tố lưu huỳnh
3.1. Đơn chất
a. Lý tính
S khác cơ bản với oxy là có khả năng tạo thành mạch đồng thể

Các mạch này có độ bền đặc biệt (do S có trạng thái lai hóa sp3),
bền nhất là phân tử dạng vòng S8. Ngoài ra còn những phân tử mạch kín
S6 và mạch hở Sα.

S tồn tại dưới dạng thù hình khác nhau, 2 dạng tinh thể thông
thường nhất của S là dạng tà phương và dạng đơn tà.
Lưu huỳnh tà phương (Sα) là dạng thường gặp trong tự nhiên, là
chất rắn màu vàng chanh (d = 2,07g/cm 3; Tnc0 = 112,80C; bền ở nhiệt độ
dưới 95,60C; trên nhiệt độ này nó biến ra dạng đơn tà Sβ.
Lưu huỳnh đơn tà (S β) có màu vàng nhạt (d = 1,96g/cm 3; Tnc0 =
119,30C bền ở t0 > 95,60C).

16


S là chất không kim loại, dòn, cách điện tốt, dẫn nhiệt rất kém và
hầu như không tan trong nước, rất ít tan trong rượu và eter; tan nhiều
trong dầu hỏa, benzen và nhất là trong CS 2. Trong các dung môi này Sα

tan hơi nhiều hơn S β. Khi kết tinh từ những dung dòch đó, S xuất hiện
dưới dạng tinh thể tà phương.
b. Hóa tính
S là không kim loại giống oxy nhưng có hoạt tính kém hơn. S có độ
âm điện lớn (2,5) chỉ thua halogen, oxy và nitơ. Các trạng thái oxy hóa
của S là –2; 0 ; +2; +4 và +6; đặc trưng nhất là –2, +6.
S vừa có tính oxy hóa vừa có tính khử. Ở nhiệt độ thường hơi kém
hoạt động nhưng khi đun nóng nó tương tác với hầu hết các nguyên tố trừ
các khí trơ N2, I2, Au và Pt.
+ Tính oxy hóa
• Với H2: Khi đun nóng ở 3000C
S + H2 ⇔ H2S ∆H = -4,8kcal
Phản ứng xảy ra kém mãnh liệt hơn so với tương tác giữa O 2 và H2.
• Với kim loại :
As, Sb cháy sáng trong hơi S, Fe, Cu, Zn, Al khi nung đỏ tác dụng
với S bột để cho sulfua (As 2S3, As2S5, Sb2S3, Sb2S5, FeS, Cu2S, ZnS,
Al2S3). Ba nguyên tố Cu, Ag, Hg có thể tác dụng trực tiếp với S ở nhiệt
độ thường trong khi bạc nóng chảy cũng không tác dụng với oxy còn Hg
và Cu thì phải đốt nóng mới tác dụng với oxy.
• Với P : Ở 1000C, S tác dụng với P trắng (với P đỏ ở 250 0C) tạo các
sulfua P4S6, P4S7, P4S10.
+ Tính khử
• Với O2 : S có ái lực lớn với O2, S cháy trong O2 không khí cho ngọn
lửa màu xanh và phát nhiều nhiệt.
S + O2 = SO2 ∆H = -71kcal
• Với halogen : S với F2 ở nhiệt độ thường, với Cl2 và Br2 khi đun
nóng tạo nên các halogenua của S kiểu SX 4, SX6.
• Với các hợp chất : KNO3, KClO3, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4đặc
S thể hiện tính khử tạo những hợp chất ứng với trạng thái oxy hóa
dương của S.

3S + 2KClO3 = 3SO2 + 2KCl
S + 2H2SO4(đ,n) = 3SO2 + 2H2O
S + 2HNO3(đ,n) = H2SO4 + 2NO
+ Tự oxy hóa tự khử : khi đun nóng S trong dung dòch kiềm sôi :
3S + 6NaOH ⇔ 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
+ Phản ứng cộng : S cho phản ứng cộng dễ dàng với các sulfua và sulfit
tạo thành các polysulfur và thiosulfat, trong đó S liên kết với nhau tạo
thành những mạch dài.
(n-1)S + Na2S = Na2Sn (n=1,2,3,4…)
S + Na2SO3 = Na2S2O3

17


c. Trạng thái tự nhiên – Điều chế – ng dụng
S là nguyên tố khá phổ biến trong tự nhiên, thường gặp cả ở dạng
đơn chất và hợp chất, chiếm 0,03% tổng số nguyên tử. Ở Nhật, Ý, Mỹ,
Liên Xô… có nhiều mỏ S lớn.
Các khoáng S chia làm 3 nhóm :
- Nhóm sulfat : trong thành phần thường chứa các kim loại kiềm và kiềm
thổ như : Na2SO4, CaSO4, BaSO4.
- Nhóm sulfua : gồm các sulfua kim loại nặng như PbS(galen), FeS, FeS 2
(pyrit), CuS, HgS, ZnS (Blend), FeCuS 2 (cancopyrit).
- Các đồng vò bền : 32S (95,1%), 33S(0,74%), 34S(4,2%), 36S(0,016%). Các
đồng vò phóng xạ nhân tạo 31S, 37S.
* Ứng dụng
Phần lớn S được sử dụng vào việc điều chế H 2SO4, thuốc nổ đen,
diêm, thuốc nhuộm, thuốc trừ sâu. S là chất không thể thay thế được
trong việc lưu hóa cao su để tăng tính bền và mở rộng giới hạn nhiệt độ
cho tính đàn hồi của cao su.

S hoa (S vô đònh hình) dùng làm chất khử độc trong y khoa, dùng
chế thuốc ghẻ, thuốc lát…
* Điều chế
Khai thác S tự nhiên : Nguyên tắc là nấu nóng chảy S để tách khỏi
bẩn quặng. Người ta đun nóng nước đến 1600C rồi cho vào lòng đất dưới
áp suất cao, S nóng chảy và được đẩy lên mặt đất bằng không khí nén
khoảng 35atm. Với cách này người ta có được S nguyên chất đến 99,5%.
Thu lại S từ các chất bã của kỹ nghệ như : H 2S của nhà máy sản
xuất khí đốt, SO2 của nhà máy luyện đồng, kẽm, chì, atimon.
3.2. Hợp chất
3.2.1. H2S
a. Lý tính
H2S có cấu hình e và cấu trúc phân tử tương tự như H 2O. Phân tử có
cực nhưng độ phân cực kém H 2O (µ=093D). Vì S có độ âm điện kém oxy
và có kính thước tương đối lớn nên mật độ e không đủ lớn để tạo thành
những lực hút mạnh giữa các phân tử H 2S vơí nhau, khả năng tạo liên kết
hydro yếu hơn nước nên T0nc (- 85,50C) và T0s (-61,80C) thấp hơn H2O.
Ở điều kiện thường, H2S là một khí không màu, mùi trứng thối và
rất độc, tan ít trong nước, tan nhiều trong các dung môi hữu cơ.
b. Hóa tính
+ Tính acid
Dung dòch H2S là acid hai nấc và rất yếu (yếu hơn acid carbonic).
Phần lớn các muối sunfua không tan trong nước, chỉ có muối sunfua của
kim loại kiềm, kiềm thổ và NH4+ là tan được. Chỉ có các kim loại kiềm,
kiềm thổ và NH4+ cho được muối hydrosunfua.
+ Tính khử
H2S kém bền nhiệt hơn H 2O (bắt đầu phân hủy ở 400 0C và phân
hủy hoàn toàn ở 17000C)

18



2H2S ⇔ H2 + S
* Với O2: khí H2S cháy trong không khí vơí ngọn lửa màu xanh
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
Nếu thiếu oxy và có Fe2O3 xúc tác, phản ứng cho S:
H2S + 1/2O2 ⇔ H2O + S↓
Trong không khí có hơi ẩm thì H 2S sẽ phản ứng chậm vơí oxy
không khí ở t0 thường giải phóng S
H2S + 1/2O2ẩm = H2O + S↓
Phản ứng này cho thấy phân nhóm 6A cũng giống nhóm halogen là
nguyên tố đứng trên có thể đẩy nguyên tố dươí ra khỏi hợp chất của nó.
Phản ứng này cũng giải thích tại sao dung dòch H 2S lại đục nhanh (vì có S
kết tủa) và không có sự tích tụ H 2S trong không khí mặc dù có nhiều
nguồn phát sinh ra nó ngày đêm do sự phân hủy của chất albumin trong
xác động thực vật, phân hủy rác rưởi.
Nếu dư O2, có hơi ẩm, có xúc tác thì phản ứng dẫn đến H 2SO4
H2S + 2O2(dư,ẩm) = H2SO4
* Với Cl2, I2 : H2S + Cl2 = 2HCl + S
H2S + I2 = 2HI + S
3+
* Fe : H2S + 2Fe3+ = 2Fe2+ + S + 2H+
* Với cromat, permanganat
3H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 = 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
5H2S + 2KMnO4 + H2SO4 = 3S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
c. Trạng thái tự nhiên - Điều chế
H2S có trong một số suối khoáng và trong khí thiên nhiên. Nó sinh
ra khi những hợp chất hữu cơ chứa S của sinh vật bò thối rữa.
• Điều chế
+ Trong phòng thí nghiệm: FeS + 2HCl = H2S + FeCl2

Đun nóng trên 7000C một hỗn hợp S bột, amiang và parafin (lấy
theo tỷ lệ khối lượng 3:2:5). Khi để nguội, phản ứng ngưng lại, khi đun
nóng phản ứng lại tiếp diễn.
Snc + H2 = H2S
+ Trong công nghiệp: H2S là sản phẩm phụ của quá trình tinh chế dầu
mỏ và khí thiên nhiên.
3.2.2. SO2
Nguyên tử S trong SO2 ở trạng thái lai hoá sp 2, có một cặp e tự do.
Phân tử có dạng góc OSO = 119,5 0, ds-o= 1,43A0, µ = 1,59D.
a. Lý tính
Ở điều kiện thường, SO2 là một chất khí không màu, mùi khó chiụ,
dễ hoá lỏng, dễ hoá rắn T0s = -100C. SO2 hoá lỏng dễ bay hơi, khi bay hơi
thu nhiều nhiệt nên được dùng trong máy lạnh có thể hạ t 0 đến – 600C,
T0nc = -750C. SO2 phân cực mạnh, tan nhiều trong nước.
b. Hoá tính
+ Tính khử

19


• Với Cl2: dươí ánh sáng mặt trời, SO 2 bò clo oxy hoá thành clorua
sulfuaryl.
SO2 + Cl2 → SO2Cl2
SO2Cl2 là một chất lỏng bốc khói trong không khí, bò thủy phân dễ dàng:
SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl
• Với oxy: 2SO2 + O2 ⇔ 2SO3, ∆H = -44,4kcal.
Đây là phản ứng phát nhiệt nên muốn có hiệu suất cao thì phải thực
hiện ở t0 thấp và muốn cho phản ứng có tốc độ nhanh thì cần phải có xúc
tác, đây là khâu chủ yếu trong phương pháp điều chế H 2SO4 trong công
nghiệp, người ta thường thực hiện phản ứng này ở 450-500 0C, xúc tác

V2O5 hay bột Pt.
* Với FeCl3, KMnO4
SO2 + 2FeCl3 + 2H2O = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
+ Tính oxy hóa:
SO2 + 2CO = 2CO2 + S↓
SO2 + 2H2S = 2H2O + 3S↓
SO2 + 6HI = 2H2O + H2S + 3I2
SO2 + 2H2 = 2H2O + S↓
SO2 + 2C = S + CO
+ Tính axit:
Dung dòch SO2 trong nước có tính axit yếu, phần lớn khí SO 2 đã tan
vào dung dòch ở dạng hydrat hóa SO 2.xH2O khi làm lạnh dung dòch có
thể tách ra hydrat SO2.7H2O.
c. Trạng thái tự nhiên – Điều chế – ng dụng
SO2 được dùng để sản xuất H2SO4 làm chất tẩy trắng trong công
nghiệp giấy, dệt, đường, làm thuốc trừ sâu và thuốc sát trùng, sản xuất
cellulose, tổng hợp muối sulfit và bisulfit.
* Điều chế:
+ Trong phòng thí nghiệm :
NaHSO3 + H2SO4 = NaHSO4 + H2O + SO2
+ Trong công nghiệp : đốt cháy S trong O 2 hay khơng khí hay đốt các
khoáng vật sulfua như pyrit, galen, blend.
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3
3.3.3. H2SO4
H2SO4 nguyên chất là một hợp chất cộng hóa trò có cấu trúc tứ diện
ứng với trạng thái lai hóa sp 3 của S tạo thành 4 liên kết σ nối liền s với 4
nguyên tử O, các orbital 3d của S tham gia tạo thành 2 liên kết πd-p.
a. Lý tính
H2SO4 là một chất lỏng không màu, không mùi, nhớt như dầu,

d=1,84; hóa rắn ở 10 0C, không bay hơi ở nhiệt độ thường, sôi ở 336 0C,
khi gần sôi thì bắt đầu phân hủy dần cho một hỗn hợp hơi gồm SO 3 và
H2O(98,2% : hỗn hợp đồng sôi). Tan trong nước vô hạn, khi tan phát rất
nhiều nhiệt.

20


H2SO4 rất háo nước nên được dùng làm chất làm khô, nó có thể lấy
nước trong chất hữu cơ và than hóa chúng. H 2SO4 làm bỏng da.
b. Hóa tính
H2SO4 có 2 đặc điểm : khi loãng nó là acid mạnh, khi đặc nó là
chất oxy hóa mạnh.
* Tính acid của H2SO4 loãng
Dung dòch nước H2SO4 là một acid mạnh 2 nấc. H 2SO4 chỉ tác dụng
với các kim loại đứng trước H trong dãy điện thế và giải phóng H 2
H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2
* Tính oxy hóa của H2SO4 đặc
H2SO4 đặc, nóng phản ứng được với nhiều đơn chất và hợp chất cho
những sản phẩm như SO2, S hay H2S, mức độ oxy hóa phụ thuộc vào chất
khử mạnh hay yếu.
Tác dụng oxy hóa của H 2SO4 càng mạnh nếu acid càng đặc và càng
nóng, tác dụng hầu hết các kim loại kể cả Cu, Ag… để cho SO 2, S hay
H2S (thường là SO2).
2H2SO4(đ,n) + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Với chất khử mạnh như Zn, phản ứng phức tạp hơn
2H2SO4 + Zn = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
4H2SO4 + 3Zn = 3ZnSO4 + S + 4H2O
5H2SO4 + 4Zn = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Với không kim loại tương đối dễ bò oxy hóa như C, S, P…

2H2SO4 + C = 2SO2 + CO2 + 2H2O
Với các hợp chất khử như HBr, HI, H 2S…
H2SO4 + 2HBr = SO2 + Br2 + 2H2O
H2SO4 + 8HI = H2S + 4I2 + 4H2O
H2SO4 + H2S = SO2 + S + 2H2O
c. Trạng thái tự nhiên – Điều chế – ng dụng
H2SO4 được sử dụng rộng rãi để sản xuất phân bón và muối sulfat,
tinh chế dầu mỏ và dùng trong các ngành tổng hợp hữu cơ khác nhau
(chất nổ, phẩm nhuộm, dược phẩm…), làm chất điện li trong ắc quy chì.
• Điều chế : Nguyên tắc là oxy hóa khí SO 2 rồi cho hợp nước. Có 2
cách thực hiện :
+ Phương pháp tiếp xúc: oxy hóa trước rồi cho hợp nước sau
2SO2 + O2 = 2SO3
SO3 + H2O = H2SO4
+ Phương pháp tháp (phương pháp phòng chì) oxy hóa và hợp nước đồng
thời : 2SO2 + O2 + 2H2O = 2H2SO4
4. Selen, Telu, Polini
4.1. Đơn chất
4.1.1. Lý tính
Selen có 2 dạng thù hình : nâu đỏ Seα, dạng xám : Seβ. Selen có tính bán dẫn.

21


Telu có hai dạng : dạng tinh thể trắng bạc, dạng vô định hình màu nâu. Telu cũng là
chất bán dẫn.
Poloni là kim loại mềm trắng bạc có lý tính giống chì là nguyên tố hiếm, phóng xạ.
4.1.2. Hóa tính
* Với H2SO4(đ), O2
Se + H2SO4(đ) → SeSO3 + H2O

Se + O2 → SeO2
Te + H2SO4(đ) → TeSO3 + H2O
* Với H2

Te + O2 → TeO2
Se + H2 → H2Se
ZnSe + 2HCl → H2Se + ZnCl2

* Với H2O
Te tác dụng ở 100 - 1500C
Te + 2H2O → TeO2 + 2H2.
* Với dung dịch kiềm
3Te + 6KOH = K2TeO3 + 2K2Te + 3H2O
4.2. Hợp chất
4.2.1. Selen đioxit
Se + O2 → SeO2
S eO2 + H2O → H2SeO3
4.2.2. Axit selenơ H2SeO3
H2SeO3 + 4HI → Se + 2I2 + 3H2O
H2SeO3 + 2H2S → Se + 2S + 3H2O
4.2.3. Selen trioxit, axit selenic (SeO3, H2SeO4)
SeO3 là chất rắn không màu, tồn tại dưới một vài dạng tinh thể.
+ Điều chế SeO3
SO3 + K2SeO4 → K2SO4 + SeO3
+ Tính chất của SeO3
SeO3

SeO2 + 1/2O2

SeO3 tác dụng với nước tạo axit selenic

SeO3 + H2O → H2SeO4
2SeO3 + 3S → 3SO3 + 2Se
Axit selenic (H2SeO4): dạng tinh thể không màu, t0nc là 580C, hút
nước mạnh giống như axit H2SO4 là khả năng tạo thành hyđrat, biến nhiều
chất hữu cơ thành than, là axit mạnh, tạo ra 2 loại muối hydro selenat
HSeO4- và muối selenat SeO 42-. Muối selenat giống muối sunfat có độ tan
như nhau, những muối tan thường ngậm nước và có khả năng tạo phèn
giống như muối sunfat.
Tuy nhiên axit selenic kém bền hơn axit H 2SO4, bị phân huỷ ở nhiệt
độ trên 2000C
200 C
H2SeO4 
→ SeO2 + O2 + H2O
Có thể tác dụng với chất khử yếu hơn.
H2SeO4 + HCl → H2SeO3 + Cl2 + H2O
(chất khử yếu)
0

22


Do đó axit H2SeO4 là chất oxy hoá mạnh hơn axit H 2SO4, hỗn hợp axit
H2SeO4 và HCl có thể hoà tan không những Ag mà cả Au nữa.
Au + 6H2SeO4 (đ,n) → Au2(SeO4)3 + SeO2 + H2O
4.2.4. Telu đioxit (TeO2)
TeO2 là chất ở dạng tinh thể không màu, ít tan trong nước, nóng chảy ở 7330C.
+ Đi từ SeO2 → TeO2 → PoO2 tính axit giảm và tính bazơ tăng
Ví dụ: SeO2 tan trong nước tạo thành axit selenơ
S eO2 + H2O → H2SeO3
TeO2 không tan trong nước mà lại tan trong dung dịch kiềm tạo muối telurit.

TeO2 + KOH → K2TeO3 + H2O
PoO2 chỉ tan trong kiềm nóng chảy.
nc
PoO2 + 2NaOH t

→ Na2PoO3 + H2O
+ Tính bazơ tăng: Telu đioxit và poloni đioxit còn có thể tan trong các dung dịch axit:
TeO2 + 4HCl → TeCl4 + 2H2O
PoO2 + 2H2SO4 → Po(SO4)2 + 2H2O
+ Tính oxi hoá: Khác với SO2, SeO2 và TeO2 là chất oxi hoá mạnh, dễ dàng bị khử đến
selen và telu.
SeO2 + 2SO2 → Se + 2SO3
TeO2 + 2SO2 → Te + 2SO3
4.2.5. Axit teluric
Axit teluric (H6TeO6 là chất ở dạng tinh thể không màu, ít tan trong
nước lạnh, tan trong nước nóng, được điều chế bằng cách oxi hóa telu hay
axit telurơ với những chất oxi hóa mạnh như axit cloric, axit cromic v.v...
Axit orthoteluric là axit sáu nấc nên có sự hình thành các muối axit
dạng
, ví dụ Na2H4TeO6, Na4H2TeO6 … và muối trung hòa
(I)
dạng M6 TeO6, ví dụ Ag6TeO6, Hg3TeO6… Khi nung nóng axit orthoteluric
bị tách nước và ở nhiệt độ trên 573K chuyển thành anhiđrit TeO 3. Telu
trioxit là chất rắn màu vàng, không tan trong nước.
0

23


Bài 3 : Các ngun tố phân nhóm chính nhóm VA

1. Nhận xét chung

Lớp e hóa trò : ns2 np3, để đạt được cấu hình e bền của nguyên tử
khí trơ, chúng có thể thu thêm 3e để tạo ra ion X3-. Tuy nhiên so với các
nguyên tố phân nhóm VIA và VIIA, khuynh hướng này thể hiện yếu và
khó khăn hơn nhiều. Thực tế các ion X 3- chỉ thấy trong các hợp chất kim
loại mạnh.
2. Ngun tố nitrogen
2.1. Đơn chất
2.1.1. Lý tính
Nitrogen là khí không màu, không mùi, không vò, hơi nhẹ hơn
không khí. Có T0nc, T0s rất thấp, rất ít tan trong nước và trong các dung
môi hữu cơ. Ở trạng thái rắn, N 2 tồn tại dưới 2 dạng thù hình : lập phương
và lục phương. Nitrogen không duy trì sự cháy và sự sống.
2.1.2. Hóa tính
N2 rất bền vững nên kém hoạt động về mặt hóa học, chỉ xảy ra khi
có sự bẽ gãy hay ít nhất làm yếu đi nối 3 trong phân tử bằng cách đốt
nóng, bằng tác dụng của chất xúc tác, bằng phóng điện.
Nitrogen thường tham gia phản ứng với vai trò chất oxy hóa, chỉ khi
tác dụng với Flor, oxy, nó mới thể hiện vai trò chất khử. Các mức oxy
hóa của N là –3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Ở t0 thường, N2 chỉ tương tác với Li tạo nitrua nhưng ở t 0 cao, N2
tương tác được với H2, O2, một số ít kim loại và hợp chất.

24


- Tác dụng với các nguyên tố :
+ Với các nguyên tố không kim loại : rất ít nguyên tố không kim loại tác
dụng trực tiếp với N2

* Với H2 : N2 có thể cho phản ứng với H2 nhưng phải ở t0cao (10000C)
N2 + 3H2 ⇔ 2NH3 , ∆H = -11 kcal/ ptg
Phản ứng rất khó và hiệu suất rất bé (chỉ vài phần 10-5). Muốn cho
hiệu suất cao hơn và phản ứng ở t 0 thấp hơn (4500C) thì phải dùng chất
xúc tác. Phản ứng này rất quan trọng, nó là phương pháp số 1 để điều
chế NH3 trong kỹ nghệ.
* Với O2 : N2 trơ với O2 ở t0 thường nhưng tác dụng được ở t 0 cao nhưng
hiệu suất cũng rất kém
N2 + O2 ⇔ 2NO, ∆H = 21,6 kcal/ptg
Phản ứng này thuận nghòch, thu nhiệt và cũng rất khó khăn, tuy
nhiên nó cũng quan trọng, hiện nay nó là phương pháp số 2 để điều chế
HNO3 trong kỹ nghệ.
Nitrogen còn cho một số oxyd khác nữa như : N 2O, N2O3, NO2, N2O5.
* Với halogen : N 2 không tác dụng trực tiếp với halogen. Các hợp chất
NX3, NHX2, NH2X đều được điều chế gián tiếp từ amoniac, chúng đều là
những hợp chất thu nhiệt.
+ Với kim loại : Các kim loại (trừ Li) chỉ cho phản ứng trực tiếp với N2 ở
t0 cao. Các kim loại mạnh như Ca, Mg, Al; một số kim loại chuyển tiếp
Cs, Zr, V, Nb phản ứng với N2 ở 700 – 9000C tạo nitrua kim loại :
N2 + 3Mg = Mg3N2
Các Nitrua kim loại có thể chia làm 3 loại :
1/ Nitrua ion ở trạng thái rắn chứa ion N 3- : Nitrua của các kim loại mạnh
( Li, Na, Kiềm, Rb, Be và Mg). Những Nitrua này bò thủy phân cho NH 3
Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3
2/ Nitrua công hóa trò : AlN, BN, Si3N4, C3N4, P3N5…
3/ Nitrua xâm nhập : có thể xem như sự xen vào của những nguyên tử N
vào mạng tinh thể của kim loại chuyển tiếp. Chúng có công thức chung
là MN, M2N, M4N. Đó là những hợp chất bán kim loại trong đó liên kết
cộng hóa trò tiến dần đến liên kết kim loại (Nitrua của các nguyên tố d).
- Tác dụng với hợp chất : ở t 0 cao (800 – 14000C), N2 tác dụng với nhiều

hợp chất như :
N2+ K2CO3 + 4C = 2KCN + 3CO
2N2 + Al4C3 = 4AlN + 3C
Đáng chú ý nhất là tác dụng của N2 với CaC2 ở 10000C:
N2 + CaC2 = CaCN + C
Calci cyanamit là loại phân bón rất tốt. Đây là phản ứng cho phép
kết hợp được nitrogen tự nhiên trong khí quyển thành nitrogen liên kết
có ích mà thực vật đồng hóa được.
2.1.3. Trạng thái tự nhiên :
Hầu hết Nitrogen trong tự nhiên tồn tại ở trạng thái tự do dưới 2
dạng đồng vò bền là 14N (99,635%) và 15N (0,365%), chiếm 78% thể tích

25