intTypePromotion=1
zunia.vn Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z zunia.vn zunia.vn
ADSENSE
 » 
 » 

Bài Giảng Hóa Vô Cơ - Chương 10

Chia sẻ: Nguyen Minh Phung | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:19

Thêm vào BST
Báo xấu
252
lượt xem 92
download
 
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

NHÓM IIA - Bao gồm những nguyên tố: berili(Be), magie(Mg), canxi(Ca), stronti(Sr), bari(Ba) và rađi(Ra). - Chúng được gọi là kim loại kiềm thổ vì một mặt các oxit CaO, SrO và BaO tan được trong nước cho dung dịch kiềm mạnh và mặt khác các oxit đó có độ tan bé và độ bền nhiệt cao, nghĩa là có tính chất của chất mà các nhà giả kim thuật ngày xưa gọi là “thổ”. * Một số đặc điểm của nguyên tử kim loại kiềm thổ: Be Mg Ca Sr Ba Ra Số thứ tự 4 12 20 38...

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài Giảng Hóa Vô Cơ - Chương 10

  1. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II CHƯƠNG 10 – NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM II 10.1. NHÓM IIA - Bao gồm những nguyên tố: berili(Be), magie(Mg ), canxi(Ca ), stronti(Sr), b ari(Ba ) và rađi(Ra). - Chúng được gọi là kim loại kiềm thổ vì một mặt các oxit CaO, SrO và BaO tan được trong nước cho dung dịch kiềm mạnh và mặt khác các oxit đó có độ tan bé và độ bền nhiệt cao, nghĩa là có tính chất của chất mà các nhà giả kim thuật ngày xưa gọi là “thổ”. * Một số đặc điểm của nguyên tử kim loại kiềm thổ: Be Mg Ca Sr Ba Ra Số thứ tự 4 12 20 38 56 88 2 2 2 2 2 7s2 Cấu hình electron hoá trị 2s 3s 4s 5s 6s Bán kính nguyên tử R(Å ) 1,13 1,6 1,97 2,15 2,21 2,35 2+ Bán kính ion R (Å) 0,34 0,74 1,04 1,2 1,3 1,44 N ăng lượng ion hoá I1(eV) 9,32 7,64 6,11 5,96 5,21 5,28 I2(eV) 18,21 15,03 11,87 10,93 9,95 10,10 Thế điện cực chuẩn E0 (V) -1,85 -2,37 -2,87 -2,89 -2,9 -2,92 - Do có 2 electron hoá trị ns2 ở ngoài lớp vỏ nên các kim loại kiềm thổ đều d ễ mất electron đó để tạo thành ion M2+. Do vậy các kim loại kiềm thổ đều có tính khử mạnh và tính khử tăng dần từ Be đ ến Ra. Tuy nhiên, so với các kim lo ại kiềm cùng chu kỳ thì kém hoạt động hơn vì có điện tích hạt nhân lớn hơn và b án kính bé hơn. - Các kim loại kiềm thổ chỉ có số oxi hoá +2. Be tạo nên chủ yếu liên kết cọng hoá trị với các nguyên tố khác trong hợp chất. Ca, Sr, Ba, Ra chỉ tạo nên hợp chất ion. - Các ion kim lo ại kiềm thổ đều không có màu, nhiều hợp chất của kim loại kiềm thổ ít tan trong nước. - Trong các nguyên tố cùng nhóm, Be khác với các kim loại kiềm thổ nhiều, Be giống nhiều với Al, còn Mg giống nhiều với Zn. 10.1.1. Đơn chất * Tính chất lý học Sự biến đổi tính chất lý học của kim loại kiềm thổ giống như kim loại kiềm nhưng trong kim lo ại kiềm thổ liên kết kim loại mạnh hơn trong kim lo ại kiềm (cùng chu kỳ). - Các kim loại kiềm thổ đều có màu trắng bạc hoặc xám nhạt, trừ Be và Mg vẫn giữ được ánh kim trong không khí, các kim loại còn lại đều bị mờ nhanh chóng do b ị phủ một màng mỏng màu vàng nhạt gồm oxit MO, một phần peoxit MO 2 và nitrua M3N 2. * Một số hằng số vật lý quan trọng: Be Mg Ca Sr Ba 0 N hiệt độ nóng chảy ( C) 1280 650 850 770 710 0 N hiệt độ sôi ( C) 2507 1100 1482 1380 1500 165 Hoá vô cơ
  2. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II K hối lượng riêng (g/cm3) 1,86 1,74 1,55 2 ,6 3,6 Độ dẫn điện (Hg=1) 5 21 20,8 4 1,5 Độ âm điện 1,5 1,2 1,0 1 ,0 0,9 - N hiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn và biến đổi không đều như các kim loại kiềm vì các kim loại kiềm thổ có cấu trúc mạng tinh thể khác nhau (kim loại kiềm có cùng một loại mạng tinh thể): Be, Mg và Ca- có mạng lưới lục phương, Ca- và Sr: lập phương tâm d iện, Ba: lập phương tâm khối. - Các kim loại kiềm thổ dẫn điện khá tốt (Mg, Ca tương đương kim loại kiềm) mặc d ù phân lớp s đ ã được lấp đầy e-, đó là do vùng s và p trong kim loại kiềm thổ đ ã che phủ nhau tạo thành vùng chưa có đủ e- làm cho kim loại dẫn đ iện tốt. - Các kim loại kiềm thổ có độ cứng khác nhau, cứng nhất là Be, ở điều kiện thường Be giòn nhưng khi đun nóng lại dẻo, Mg dẻo có thể dát mỏng và kéo sợi, đ ến Ba thì chỉ hơi cứng hơn chì. - Trừ Be và Mg, các kim loại kiềm thổ tự do và các hợp chất d ễ bay hơi của chúng khi đưa vào ngọn lưả không màu cũng làm cho ngọn lửa có màu đặc trưng như: Ca có màu đỏ d a cam, Sr: màu đỏ son, Ba: màu lục hơi vàng. - Ra có tính phóng xạ tự nhiên. * Trạng thái thiên nhiên Các kim loại kiềm thổ chỉ tồn tại trong thiên nhiên ở dạng hợp chất. - Be là nguyên tố tương đối hiếm (0,001% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả đ ất), tồn tại chủ yếu trong khoáng vật berin (3BeO.Al2O3.6SiO2). - Mg và Ca thuộc loại nguyên tố phổ biến nhất: + Mg (1,4% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả đất) tồn tại trong các khoáng vật như đolomit (MgCO3.CaCO3), magiezit (MgCO3), cacnalit (KCl.MgCl2.6H2O). + Ca (1,5% tổng số nguyên tử trong vỏ Quả đất) tồn tại trong canxit, đá vôi, đá phấn CaCO3, thạch cao (CaSO 4.2H2O), florit (CaF2), apatit (Ca5(PO4)X) ... Ngoài ra, Ca còn có trong xương động vật, trong mô thực vật và nước thiên nhiên. - Sr và Ba có trong các khoáng vật xeleotit (SrSO4), strontianit (SrCO3), b aritin (BaSO4) và viterit (BaCO3). - Ra có một lượng rất ít trong quặng của uran. * Đồng vị: - Be có 4 đồng vị, trong đó chỉ có một đồng vị thiên nhiên là 9 Be(100%), còn lại là đ ồng vị phóng xạ, đồng vị 10 Be có chu kỳ bán huỷ lâu nhất là 2,5.10 6 năm. - Mg có 6 đồng vị từ 23Mg đến 28Mg, trong đó có 3 đồng vị thiên nhiên là 24 Mg(78,6%), 25Mg(10,11%), 26Mg(11,29%), còn lại là đồng vị phóng xạ trong đó đồng vị 28Mg là bền hơn cả với chu kỳ bán huỷ 0,891 ngày đêm. - Ca có 11 đồng vị từ 39Ca đến 49Ca. Các đ ồng vị thiên nhiên là Ca(96,97%), 42 Ca(0,64%), 43 Ca(0,145%), 44 Ca(2,06%), 46 Ca(3,3.10 -3%), 40 Ca(0,185%), trong các đồng vị phóng x ạ còn lại thì đồng vị 41Ca là bền nhất 47 với chu kỳ bán huỷ là 1,1.105 năm. 166 Hoá vô cơ
  3. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II - Sr có 16 đồng vị từ 81Sr đến 97Sr. Các đồng vị thiên nhiên là 84 Sr(0,56%), 86 Sr(9,86%), 87 Sr(7,2%), 88 Sr(82,56%), Trong các đồng vị phóng xạ thì đồng vị 90 Sr là bền nhất có chu kỳ bán huỷ 28 năm. - Ba có 19 đồng vị 126Ba đến 144Ba, trong đó có 7 đồng vị thiên nhiên là 130 Ba(0,101%), 132Ba(0,097%), 134Ba(2,42%), 135 Ba(6,59%), 136 Ba(7,81%), Ba(11,32%), 138 Ba(71,66%). Đồng vị p hóng x ạ bền nhất là đồng vị 133Ba có 137 chu kỳ bán huỷ 10 năm. - Ra có 13 đồng vị là 213Ra và các đồng vị 219 Ra đ ến 230 Ra, tất cả đều có tính phóng x ạ. * Tính chất hoá học Các kim loại kiềm thổ là những kim loại có tính khử mạnh, chỉ kém kim lo ại kiềm, tính khử tăng dần từ Be đến Ra. * Trừ Be không p hản ứng trực tiếp với hiđro, Mg p hản ứng rất khó khăn, các kim loại kiềm thổ còn lại đều phản ứng trực tiếp với H2 khi đun nóng trong 0 luồng khí H2 tạo ra hiđrua ion: M + H 2 t  MH2  0 Ca phản ứng ngay với H2 ở 0 C nếu ở dạng bột mịn, còn ở dạng khối phản ứng xảy ra ở 150 -3000C, Sr: kho ảng 300-4000C, Ba : ở 1800C. * Trong không khí và ở nhiệt độ thường, Be và Mg bị bao phủ lớp oxit rất m ỏng và bền ngăn cản chúng tác d ụng tiếp tục với oxi, còn Ca, Sr và Ba nhanh chóng tạo nên lớp màu vàng nhạt, trong đó ngoài oxit còn có một phần peoxit và nitrua. Trong không khí ẩm, Ca, Sr và Ba tạo nên lớp cacbonat, vì vậy các kim lo ại kiềm thổ phải được giữ trong bình rất kín hoặc ngâm trong dầu hoả khan. Khi đốt nóng trong không khí, tất cả các kim loại kiềm thổ cháy tạo nên oxit MO và phản ứng phát nhiều nhiệt. H 0 = - 610 kJ/mol Ví dụ : Mg + O2 = 2MgO Riêng Mg, khi cháy còn phát ra ánh sáng chói và giàu tia tử ngoại, do sự kết hợp của ion Mg2+ có kích thước bé với ion O 2- cũng có kích thước bé đưa đ ến sự tạo thành mạng lưới tinh thể sít sao của MgO và phát ra một lượng nhiệt lớn, chính lượng nhiệt này đã đốt nóng mạch các hạt MgO được tạo nên, làm p hát ra ánh sáng chói và giàu tia tử ngoại. * Khi đun nóng, tất cả các kim loại kiềm thổ đều tương tác mãnh liệt với halogen, nitơ, lưu huỳnh, photpho, cacbon, silic. 0 Be + X2 t BeX2C Ví dụ : ( X=F: t0 thường, X=Cl: 2500C, X=Br, I:4800C) 0 3Mg + N2 780 Mg3N2  800 C 0 150 CaS C Ca + S 0 3Ca + 2Pđỏ 350 Ca3P2  450 C 0 Ba + 2C(than chì) 500 BaC2 C Khi kiềm thổ cháy trong không khí thì ngoài oxit MO còn có nitrua M3N2 đ ược tạo nên. Nitrua dễ dàng được phát hiện nhờ tác dụng của chúng với hơi nước ở trong không khí, giải p hóng khí NH3 Ví dụ : Mg3N2 + 6H 2O = 3Mg(OH)2 + 2NH 3 167 Hoá vô cơ
  4. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Khi tương tác với cacbon, riêng Be tạo Be2C là cacbua giải p hóng metan khi bị thuỷ phân, còn các kim loại kiềm thổ khác tạo nên MC2 là cacbua giải p hóng axetilen khi b ị thuỷ phân. Be2C + 4H 2O = 2Be(OH)2 + CH4 CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H 2 Tuy nhiên khi tương tác với Si, tất cả các kim lo ại kiềm thổ đều tạo nên silixua M2Si. * Do có ái lực lớn với oxi, các kim loại kiềm thổ khi đun nóng có thể khử đ ược nhiều oxit bền như B2O3, CO2, SiO2, TiO 2, Al2O 3, Cr2O 3 ... 0 2Be + TiO2 t 2BeO + Ti C Ví dụ : * Tác dụng với nước: Có thế điện cực tương đương kim loại kiềm, các kim loại kiềm thổ về nguyên tắc tương tác dễ dàng với nước giải phóng hiđro và càng dễ dàng hơn với các dung dịch axit. Nhưng thực tế, Be không tương tác với nước vì có lớp oxit bảo vệ, Mg không tan trong nước lạnh (vì màng oxit MgO bảo vệ) nhưng tan chậm trong nước nóng: Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2 Nếu đánh sạch các sợi dây Mg rồi nhúng vào dung dịch HgCl2, magie sẽ đ ẩy thuỷ ngân ra khỏi dung dịch và cùng với Hg tạo hỗn hống Mg-Hg, lúc đó màng oxit không được tạo nên và hỗn hống Mg-Hg liên tục tương tác với H2O ở nhiệt độ thường. Các kiềm thổ Ca, Sr, Ba phản ứng dễ dàng với nước: M + 2H2O = M(OH)2 + H2 * Riêng Be còn có thể tan trong dung dịch kiềm mạnh hoặc trong kiềm nóng chảy tạo thành muối berilat và giải phóng H 2. Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2 Be + 2NaOHn/c = N a2BeO 2 + H 2 *Các kim loại Ca, Sr và Ba có thể tan trong amoniac lỏng, cho dung dịch màu xanh thẫm. Khi làm cho dung môi bay hơi, còn lại tinh thể màu vàng óng là các amoniacat có thành phần không đổi [M(NH3)6]. Khi có mặt chất xúc tác (ví dụ: platin), các amoniacat kim loại kiềm thổ bị p hân huỷ dần tạo ra các amiđua. Ca(NH3)6 Pt  Ca(NH 2)2 + 4NH3 + H 2 Ví dụ:  Khi đun nóng ở áp suất thấp (trong chân không), các amiđua biến thành imiđua màu vàng. Ví dụ: Ca(NH2)2 = CaNH + NH 3 canxi amiđua canxi imiđua Các amiđua và imiđua kim loại kiềm thổ là những hợp chất ion, chỉ bền ở d ạng tinh thể và tương tác mạnh với H2O tạo thành hiđroxit và amoniac. Ví dụ: CaNH + 2H2O = Ca(OH)2 + NH 3 * Khả năng tạo phức là không đặc trưng với các kim loại kiềm thổ vì sự tạo p hức chỉ thuận lợi với những ion b é, điện tích lớn và có orbital trống. * Điều chế kim loại kiềm thổ Nguyên tắc chung để điều chế các kim loại kiềm thổ là dùng d òng điện hoặc dùng chất khử mạnh để khử ion kim loại kiềm thổ tạo thành kim loại. 168 Hoá vô cơ
  5. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II M2+ + 2e- = M0 Phương pháp thường dùng là điện phân nóng chảy hoặc dùng chất khử để khử oxit hoặc muối của kim loại kiềm thổ. * Be được điều chế bằng phương pháp điện phân BeCl2 nóng chảy, hoặc hỗn hợp nóng chảy gồm BeCl2 + N aCl hay hỗn hợp BeCl2 + NaF trong thùng b ằng niken với cực dương bằng than chì, cực âm bằng thuỷ ngân và ở trong khí q uyển agon. * Đ iều chế Mg trong công nghiệp bằng điện phân cacnalit hoặc hỗn hợp muối clorua của magie và kim loại kiềm ở nhiệt độ 700-7500C trong thùng điện p hân làm bằng thép, đồng thời là cực âm. Cực d ương là một trụ than chì đặt trong ống sứ xốp có lỗ nhỏ để cho khí clo thoát ra ngoài. Để tránh không khí oxi hoá Mg lỏng nổi lên trên chất điện phân, người ta đ ã thổi chậm một luồng khí H2 trên bề mặt của Mg lỏng. Để có thêm MgCl2, người ta đã điều chế từ magiezit MgCO3 ho ặc từ đolomit MgCO 3.CaCO3 theo phản ứng: MgO + CO + Cl2 = MgCl2 + CO2 khí clo được lấy từ cực dương bình điện phân. Ngoài ra, đ ể có MgCl2 người ta có thể chế hoá nước biển khi cho tác dụng với vôi hoặc sữa đolomit, lọc lấy Mg(OH)2 rồi cho tác dụng với axit HCl. * Ngoài cách dùng phương pháp điện phân MgCl2, còn có thể điều chế Mg b ằng cách khử MgO bằng than cốc hay dùng ferosilic (hợp kim Fe và Si) khử hỗn hợp MgO và CaO ở nhiệt độ cao và trong chân không: 0 MgO + C 2000 Mg + CO C (có thể thay C bằng CaC2 ở 1200 0C) 0 CaO + 2 MgO + Si 1500 2Mg + CaO.SiO2 C Hơi Mg bay lên và được làm ngưng tụ. * Ca, Sr và Ba cũng có thể điều chế bằng cách điện phân muối clorua nóng chảy hoặc dùng Al hay Mg khử muối đó trong chân không ở 1100 -12000C. 0 CaCl2 + Al t  3Ca + 2AlCl3 cao Ví dụ:  AlCl3 tạo thành sẽ bay hơi (thăng hoa ở 1830C), còn lại là Ca được chưng cất trong chân không hoặc trong khí quyển agon. 169 Hoá vô cơ
  6. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II * Ngoài ra, còn có thể dùng phản ứng nhiệt nhôm để điều chế Ca, Sr và Ba: 0 2Al + 2MO t  MO.Al2O3 + 3M  10.1.2. Các hợp chất của kim loại kiềm thổ 10.1.2.1. Hiđrua * Tất cả các kim loại kiềm thổ đều có khả năng tạo ra hợp chất với hiđro ứng với hoá trị II của kim loại (MH2). Tất cả đều là chất rắn màu trắng, độ bền tăng từ BeH2 đến MgH2 sau đó giảm dần từ CaH2 đến BaH2. * BeH2 không điều chế được trực tiếp từ các nguyên tố m à bằng phản ứng trao đổi giữa BeCl2 với LiH trong rượu hoặc bằng cách cho Be(CH 3)2 tác dụng với LiAlH 4. BeCl2 + 2LiH = BeH2 + 2LiCl 2Be(CH3)2 + LiAlH 4 = 2BeH2 + LiAl(CH 3)4 - BeH2 là chất rắn màu trắng, có tính chất tương tựAlH 3, có thể tác d ụng với nước và metanol giải phóng H2: BeH2 + 2H2O = Be(OH)2 + H2 BeH2 + 2CH3OH  Be(OCH3)2 + H2 * MgH2 tạo ra bằng cách đun nóng Mg trong khí H2 dưới áp suất và có mặt của MgI2, cũng có thể điều chế bằng cách nhiệt p hân đietyl magie trong chân không ở 175 0C: 0 Mg(C2H5)2 175 MgH 2 + 2C2H4 C - MgH 2 là chất rắn màu trắng, ở dạng bột mịn thì tự bốc cháy trong không khí, còn ở dạng cục thì bền hơn. Khi đun nóng trong chân không ở khoảng 2800C thì bị phân huỷ: 0 MgH2 t  Mg + H2  - Bị H 2O và CH3OH phân huỷ tương tự BeH2. * CaH2, SrH2, BaH2 là những hiđrua tạo muối. CaH 2 nóng chảy ở 1 0000C và bị phân huỷ ở nhiệt độ cao hơn. SrH2 nóng chảy ở 6500C và phân huỷ trên 8000C. CaH2 nóng chảy và phân huỷ ở 6750C, là chất khử mạnh và tự bốc cháy trong không khí. - Đều bị nước phân huỷ tương tự BeH2 MH2 + 2H2O = M(OH)2 + 2H2 10.1.4.2. Oxit MO * Các oxit MO là chất bột hoặc khối xốp màu trắng (khi nấu chảy rồi để nguội chúng ở dạng tinh thể). BeO kết tinh theo mạng lục phương kiểu vuazit ( -ZnS) với liên kết hình tứ d iện. Các oxit còn lại có mạng tinh thể lập phương kiểu muối ăn. * Vì có năng lượng mạng lưới rất lớn nên các oxit MO rất khó nóng chảy và rất bền nhiệt, chúng có thể sôi mà không b ị phân huỷ. B eO MgO CaO SrO BaO 0 N hiệt độ nóng chảy ( C) 2552 2800 2570 2460 1925 N hiệt độ sôi (0C) 4200 3100 3600 2500 2000 N ănglượng mạng lưới(kJ/mol) - 3924 3476 3913 2995 170 Hoá vô cơ
  7. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II * Trừ BeO thực tế không tan trong nước, MgO dạng bột xốp tan một ít và rất chậm, còn các oxit còn lại đều tương tác d ễ với nước tạo hiđroxit và phát nhiệt lớn. MO + H 2O = M(OH)2 - Oxit của Ca, Sr, Ba đều hút ẩm mạnh khi để trong không khí và có khả năng hấp thụ khí CO2 như oxit kim loại kiềm. Ví d ụ: BaO + CO 2 = BaCO3 - Các oxit kim loại kiềm thổ có thể tan trong dung dịch axit tạo thành muối, trừ BeO khó tan trong axit nhưng dễ tan trong dung dịch kiềm tạo muối berilat. * Ở nhiệt độ cao, các MO có thể bị kim loại kiềm, Al, Si khử đến kim lo ại. * N guyên tắc chung để điều chế các MO là nhiệt phân muối cacbonat, nitrat hoặc hiđroxit của kim loại kiềm thổ. 0 CaCO3 900 CaO + CO2 C Ví d ụ: 0 2Sr(NO 3)2 900 2SrO + 4NO2 + O2 C hoặc dùng than khử muối cacbonat ở nhiệt độ thấp hơn: 0 BaCO3 + C t  BaO + 2CO Ví d ụ:  10.1.4.3. Peoxit MO2 Tương tự kim loại kiềm, các M2+ của kim loại kiềm thổ có b án kính lớn cũng có khả năng tạo peoxit. * Be không tạo nên peoxit, Mg chỉ tạo nên peoxit ở dạng hiđrat có lẫn p eoxit MgO2, còn Ca, Sr và Ba tạo nên các peoxit MO2 là chất bột m àu trắng và khó tan trong nước. Dung dịch của các peoxit này có p hản ứng kiềm và có tính chất của dung dịch H2O 2 do phản ứng: MO2 + 2H2O  M(OH)2 + H 2O2 - Đều dễ tan trong axit tạo H2O2 Ví d ụ: CaO2 + H2SO4 = CaSO4 + H2O2 - Khi đun nóng MO2 bị phân huỷ thành oxit và O2 0 2CaO2 t  2CaO + O 2 Ví d ụ:  Như vậy, ở dạng rắn hay dung dịch các peoxit MO2 đều có tính oxi hoá nhưng với chất oxi hoá mạnh hơn chúng thể hiện tính khử. * Các peoxit MO2 có thể điều chế bằng cách cho H2O2 tác d ụng với hiđroxit tương ứng đồng thời đun nóng ở 100-130 0C để làm m ất nước các hiđrat peoxit MO 2.8H2O vừa được tạo nên. Ví d ụ: Ca(OH)2 + H2O 2 + 6H 2O = CaO2.8H2O 0 CaO2.8H2O t  CaO 2 + 8H2O  Các hiđrat peoxit khi tác dụng với H 2O2 nóng có thể tạo nên supeoxit có màu vàng. Ví d ụ: CaO2.8H2O + H2O2 (nóng) = CaO 4 + 10H2O - Riêng SrO2 và BaO2 có thể điều chế bằng cách cho oxit kết hợp trực tiếp với oxi. * Q uan trọng nhất trong các peoxit MO2 là BaO 2 - BaO2 là chất bột màu trắng, nóng chảy ở 4500C và là hợp chất nghịch từ. 171 Hoá vô cơ
  8. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II - BaO2 khó tan trong nước, không tan trong rượu và ete, dễ tan trong dung d ịch axit loãng giải phóng H2O2: BaO2 + 2HCl = BaCl2 + H 2O2 BaO2 + H2SO 4 = BaSO 4 + H 2O2 Với nước, BaO2 tạo dạng hiđrat BaO 2.8H 2O, nhưng với CO 2 tạo ra hợp chất BaCO 3 và O 2: 2BaO2 + 2CO2 = 2BaCO3 + O2 - BaO2 b ền ở nhiệt độ thường, khi đun nóng đến 6000C trong chân không và hơn 700 0C trong không khí thì BaO2 phân huỷ thành oxit và oxi. Ngược lại, ở 4000C, BaO kết hợp trực tiếp với O2 tạo peoxit. 2 BaO2  2BaO + O2 d ựa vào tính chất này, có thể dùng BaO 2 để điều chế O2 trong không khí. - BaO 2 có tính oxi hoá mạnh, khi đun nóng BaO2 tác d ụng với H 2, S, C, NH3 ... 0 BaO2 + H2 550 Ba(OH)2 C Ví d ụ: 2 BaO2 + S = 2 BaO + SO2 Với HCl đặc, BaO2 giải phóng khí clo BaO2 + 4HClđặc = BaCl2 + Cl2 + 2H 2O - N goài tính oxi hoá, BaO2 còn thể hiện tính khử, có thể khử được ion [Fe(CN)6]3- thành [Fe(CN)6]4- , cũng như một số muối của các kim loại nặng. Ví d ụ: BaO2 + 2K3[Fe(CN)6] = K6Ba[Fe(CN)6]2 + O 2 - BaO2 được dùng làm chất xúc tác trong phản ứng cracking dầu m ỏ, dùng đ ể điều chế H2O2, dùng trong bom cháy ... - BaO2 có thể điều chế bằng cách nhiệt phân Ba(OH)2, Ba(NO3)2, BaCO3 trong luồng không khí. Trong công nghiệp, điều chế BaO2 bằng cách nung BaO trong luồngkhông khí ở 400-500 0C. 10.1.4.4. Hyđroxit M(OH)2 * H yđroxit M(OH)2 khan đều ở dạng bột màu trắng. Khi kết tinh từ dung dịch nước thường ở dạng không màu ngậm nước: hiđroxit của Be và Ca ở dạng M(OH)2.nH2O, còn hiđroxit của Sr và Ba ở dạng M(OH)2.8H2O. - Be(OH)2 và Mg(OH)2 rất ít tan trong nước, Ca(OH)2 tương đối ít tan, Sr(OH)2 và Ba(OH)2 tan nhiều trong nước. - Các M(OH)2 đ ều không bền nhiệt, khi đun nóng chúng mất nước biến thành oxit. Độ bền nhiệt tăng lên từ Be(OH)2 đến Ba(OH)2: Mg(OH)2 m ất nước ở 1500C, Ba(OH)2 mất nước ở 10000C: 0 M(OH)2 t MO + H 2O C - Các hiđroxit M(OH)2 đều là hợp chất ion và là những bazơ. Trong dung d ịch nước tính bazơ tăng dần từ Be(OH)2 đến Ba(OH)2: Be(OH)2 là bazơ rất yếu, Mg(OH)2 là bazơ trung bình, còn Ca(OH)2, Sr(OH)2 và Ba(OH)2 là bazơ m ạnh. - Các M(OH)2 đều dễ tan trong dung dịch axit tạo muối. Riêng Be(OH)2 còn có khả năng tan trong dung dịch đậm đặc hiđroxit hay cacbonat của kim loại kiềm tạo thành hiđroxo berilat: 172 Hoá vô cơ
  9. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Ví d ụ: Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] - Các M(OH)2 đều có khả năng hấp thụ CO2. * Be(OH)2 và Mg(OH)2 được điều chế bằng cách cho kiềm tác dụng với d ung d ịch muối tương ứng Ví d ụ: BeCl2 + 2NaOH = Be(OH)2 + 2NaCl hoặc BeCl2 + 2NH3 + 2H 2O = Be(OH)2 + 2NH4Cl Tuy nhiên đ ối với Mg(OH)2, kết tủa sẽ không hoàn toàn khi cho muối magie tác dụng với dung dịch amoniac do phản ứng thuận nghịch sau: MgCl2 + 2NH3 + 2 H2O  Mg(OH)2 + 2NH4Cl tức là Mg(OH)2 có thể tan trong dung dịch muối amoni. Vì vậy, kim loại Mg tan trong dung dịch muối amoni mạnh hơn trong nước. - Các hiđroxit Ca(OH)2, Sr(OH)2 và Ba(OH)2 được điều chế b ằng cách cho oxit tác dụng với nước: MO + H2O = M(OH)2 10.1.3. Các hợp chất quan trọng 10.1.3.1. Ca(OH)2 - Khi cho vôi sống (CaO) tác dụng với nước tạo nên Ca(OH)2 gọi là vôi tôi. - Vôi tôi ít tan trong nước: ở 200C, 1lit nước hoà tan 1,107g Ca(OH)2 tạo thành dung dịch nước vôi, độ tan của Ca(OH)2 giảm khi nhiệt độ tăng. Nếu tăng lượng vôi và khuấy kỹ sẽ được một huyền phù màu trắng gọi là dung dịch vôi sữa. Để yên vôi sữa một thời gian, Ca(OH)2 kết tủa xuống thành khối nhão có tính chất kết dính. N ếu trộn khối nhão đó với cát theo tỉ lệ 1/3 hay 1/4 với một lượng nước vừa đủ gọi là vữa vôi. Vữa vôi có tính chất kết dính tốt, được dùng trong xây dựng. Quá trình đông cứng của vữa vôi là do phản ứng giữa vôi với CO2 trong không khí. Ca(OH)2 + CO 2 = CaCO3 + H2O Ngoài ra cò n có tương tác một ít giữa cát là oxit axit với vôi là bazơ tạo canxisilicat. - Trong thực tế, người ta sản xuất vôi bằng cách nung đá vôi ở 10000C trong lò đứng và lò được hoạt động liên tục. 10.1.3.2. CaCO3 - CaCO 3 trong tự nhiên tồn tại dưới nhiều dạng như đá phấn, đá vôi, đá spat, đá cẩm thạch ... trong đó đá vôi là dạng phổ biến nhất. - CaCO 3 kết tinh ở dạng vô định hình, tan ít trong nước (0,014g CaCO3 / 1 lit H 2O ở 250C), tan nhiều hơn trong dung dịch chứa NH4Cl, khi đun sôi với d ung d ịch NH4Cl thì nó phân huỷ hoàn toàn: 0 CaCO3 + 2NH4Cl t CaCl2 + 2NH 3 + CO2 + H2O C - Trong nước có chứa khí CO2, CaCO 3 tan tạo muối Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H 2O = Ca(HCO3)2 Đây là phản ứng ăn mòn đá vôi trong thiên nhiên tạo nên nước cứng, từ đó tạo thành thạch nhũ trong các hang động do HCO3- tiếp xúc không khí: Ca(HCO 3)2 = CaCO3 + CO 2 + H 2O - CaCO3 phân huỷ ở 9000C: 0 CaCO3 t CaO + CO2 C 173 Hoá vô cơ
  10. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II - Khi đun nóng , CaCO 3 tương tác được với một số oxit như SiO2, Al2O3, NO2, NH3 ... 0 CaCO3 + SiO2 t CaSiO3 + CO 2 C Ví d ụ: 0 CaCO3 + 2NH3 t CaCN2 + 3H 2O C 10.1.3.3. CaSO4 - CaSO4 khan có màu trắng, tan ít trong nước (202mg CaSO4 / 100g H2O ở 0 18 C), độ tan ít biến đổi theo nhiệt độ. - Trong thiên nhiên, CaSO4 tồn tại ở dạng thạch cao CaSO4.2H2O có màu trắng hay xám hay hung tuỳ thuộc nhưng tạp chất chứa trong đó. Thạch cao có cấu trúc lớp nên tinh thể có thể tách thành lá mỏng, các lớp liên kết với nhau nhờ liên kết hiđro tạo nên giữa phân tử H2O với các ion Ca2+ và SO42-. Do vậy, thạch cao mềm hơn CaSO4 khan. - Trong dung dịch có (NH4)2SO4, độ tan của thạch cao tăng do tạo muối p hức: CaSO4 + (NH 4)2SO 4 = (NH 4)2[Ca(SO4)2] - K hi đun nóng đến 125 0C, thạch cao mất nước tạo thành thạch cao nung CaSO4.0,5H2O (hay 2CaSO4.H 2O) gọi là hemihiđrat. 0 CaSO4.2H2O 125 CaSO 4.0,5H 2O + 1,5H2O C - Thạch cao nung là chất bột màu trắng khi trộn với nước có khả năng đông cứng nhanh do quá trình kết tinh chen chúc của những vi tinh thể thạch cao. Do vậy, thạch cao nung được dùng để nặn tượng, làm khuôn, vật liệu xây dựng, bó bột trong y học... - K hi nung đến 2000C, thạch cao nung mất nước hoàn toàn thành muối kham: 0 2 (CaSO4.0,5H2O) 200 2CaSO4 + H2O C Muối khan này cũng tương tác với nước tạo thành thạch cao nhưng không có khả năng đông cứng. - Ở 5000C, CaSO4 chuyển thành dạng không tan trong nước và không tương tác với nước, đến 9600C thì CaSO4 phân huỷ: 0 2 CaSO4 960 2CaO + SO2 + O2 C 10.1.3.4. Clorua vôi CaOCl2 - Clorua vôi là muối hỗn tạp của axit hipoclorơ HClO và axit clohiđric HCl, là chất bột rắn màu trắng, có mùi hắc. - Tương tự nước Javen, clorua vôi có tính oxi hoá mạnh do tạo HClO khi tác d ụng với CO2 trong không khí. 2 CaOCl2 + CO 2 + H2O = CaCO 3 + 2H ClO + CaCl2 Clorua vôi được dùng làm chất tiệt trùng, tẩy uế, tẩy màu ... Ở trong phòng thí nghiệm, người ta dùng clorua vôi để điều chế khí clo và oxi bằng các phản ứng: 2 CaOCl2 + 2HCl = CaCl2 + Cl2 + H2O 0 2 CaOCl2 t 2CaCl2 + O2 C - Clorua vôi được điều chế bằng cách cho khí clo đi qua huyền phù đặc của Ca(OH)2 trong nước ở 300C: Ca(OH)2 + Cl2 = CaOCl2 + H 2O 174 Hoá vô cơ
  11. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II 10.1.4. Nước cứng * Độ cứng của nước - Nước thiên nhiên thường chứa các muối tan của các kim loại như Ca, Mg, Fe ... Đ ể chỉ lượng muối tan này, người ta đưa ra đại lượng: độ cứng của nước. Độ cứng của nước là số mili đương lượng gam (mđlg) của các kim loại hoá trị 2 có trong 1lit nước. - Có 2 loại độ cứng: + Độ cứng tạm thời chỉ lượng muối HCO3- như Ca(HCO 3)2, Mg(HCO3)2 ít hơn và đôi khi có cả Fe(HCO3)2. Độ cứng này mất đi khi đun sôi nước do muối H CO 3- chuyển thành muối cacbonat không tan lắng xuống thành cặn. + Độ cứng vĩnh cữu chỉ lượng muối không kết tủa khi đun sôi, thường là các muối clorua, sunfat của canxi, magie. - N ước rất mềm có độ cứng 12mđlg/lit. Nước thiên nhiên m ềm nhất là nước mưa và tuyết, hầu như không chứa các muối tan. * Tác hại của nước cứng Nước cứng gây nhiều tác hại cho sinh hoạt, công nghiệp như làm m ất tác d ụng tẩy rửa của xà phòng, tạo kết tủa khó tan và kết tủa này làm bẩn quần áo ... , bất lợi với công nghiệp nhuộm ... M2+ + 2 RCOONa  (RCOO)2M + 2Na+ Nước cứng tạo lớp cặn trong nồi hơi, các ống dẫn nước nóng làm hao tốn năng lượng, làm vỡ nồi hơi, ố ng dẫn ... * Các phương pháp làm giảm độ cứng Để giảm độ cứng của nước, người ta tạo kết tủa MCO3 trong nước bằng cách đun nóng, dùng hoá chất, trao đổi ion ... - Phương pháp nhiệt: đun sôi nước làm giảm lượng M(HCO3)2 tạo kết tủa 0 M(HCO 3)2 t MCO3 + CO 2 + H 2O C MCO3: - Phương pháp hoá học: dựa trên nguyên tắc đưa vào nước các ion CO32-, OH- để tạo CaCO3, Mg(OH)2, người ta có thể dùng vôi tôi, xút, Na3PO4 ... Ví d ụ: M(HCO3)2 + Ca(OH)2 = MCO 3 + CaCO3 + 2H2O MgSO4 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + CaSO4 MSO 4 + N a2CO3 = MCO3 + N a2SO4 - Phương pháp trao đổi ion: Phương pháp này lợi dụng khả năng có thể trao đổi ion của một số hợp chất cao phân tử thiên nhiên và nhân tạo gọi là ionit (cationit, anionit) như: cationit RHn, anionit R’(OH)n với R, R’ là gốc hữu cơ. Các ionit sẽ trao đổi các gốc hữu cơ của chúng với các ion trong dung dịch: RH2 + Ca2+ = RCa + 2H+ R’(OH)2 + SO42- = R’SO4 + 2OH- Khi nước chảy qua các hạt ionit, các cationit sẽ giữ lại các ion Ca2+, Mg2+ ... , các anionit sẽ giữ lại các ion CO32-, SO42-..., OH - và H+ được sinh ra trung hoà với nhau làm pH của nước không đổi. 175 Hoá vô cơ
  12. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Các ionit được tái sinh bằng axit, kiềm: RCa + 2HCl = RH2 + CaCl2 R’CO 3 + 2NaOH = R’(OH)2 + Na2CO3 Nước cứng   RH 2 R(OH)2       Nước mềm Sơ đồ làm mềm nước bằng nhựa trao đổi ion * N goài ra, người ta còn thường dùng zeolit (Na2Al2Si2O8.xH2O) làm cationit. Ion Na+ ở trong mạng lưới tinh thể của zeolit có khả năng di chuyển nhất định, khi dội nước cứng qua các hạt zeolit, một số ion N a+ đ i vào nước nhường chỗ cho các ion Ca2+, Mg2+ và Fe2+ có trong nước. N a2Al2Si2O8.xH 2O + Ca(HCO3)2 = CaAl2Si2O8.xH 2O + 2NaHCO3 Để tái sinh zeolit đã sử dụng, chỉ cần cho dung dịch bão hoà NaCl đi qua zeolit đó: CaAl2Si2O 8.xH2O + 2NaCl = Na2Al2Si2O8.xH2O + CaCl2 10.2. NHÓM IIB Nhóm II B gồm các nguyên tố: kẽm (Zn), cadmi (Cd), thuỷ ngân(Hg). Zn Cd Hg + Số thứ tự 30 48 80 - 10 2 10 2 4f 5d106s2 14 + Cấu hình e hoá trị 3d 4s 4d 5s + Bán kính nguyên tử (Å) 1,39 1,56 1,60 2+ + Bán kính ion R (Å) 0,83 0,99 1,12 + Năng lượng ion hoá I1(eV) 9,39 8,99 10,43 0 + Thế điện cực chuẩn E (V) -0,763 -0,402 +0,854 10 2 - Cả ba nguyên tố đều có lớp vỏ (n - 1)d ns , chúng có các obital d đã đ iền đủ 10e- nên cấu hình (n - 1)d10 tương đối bền, electron hoá trị là electron s. Mặt khác I3 của chúng rất cao (I3(Zn) = 39,9; I3(Cd) = 37,47; I3(Hg) = 32,43) nên trạng thái oxi hoá cao nhất và cũng đặc trưng nhất là +2, riêng Hg còn có số oxi hoá +1. - Các nguyên tố nhóm IIB kém hoạt động hoá học hơn nhiều so với các nguyên tố nhóm IIA , do vỏ 18e- trong nguyên tử Zn, Cd, Hg chắn các electron s với hạt nhân kém hiệu quả hơn so với vỏ 8e- bền của khí hiếm trong nguyên tử các nguyên tố IIA. - H ợp chất của 3 kim loại IIB đều độc, nhất là thuỷ ngân. 10.2.1. Đơn chất * Trạng thái thiên nhiên: Zn là kim loại tương đối phổ biến, Cd và H g kém phổ biến hơn nhiều, trong vỏ Qủa đất Zn đạt 1,5.10-3 %, Cd chiếm 7,6.10-6 % và Hg chiếm 7.10 -7 % tổng số nguyên tử. 176 Hoá vô cơ
  13. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II - Khoáng vật chính của Zn là sphalerit (ZnS), calamin (ZnCO3), p hranclirit hay ferit kẽm (Zn(FeO2)2), ngoài ra còn có zincit (ZnO). K hoáng vật của Cd là grenokit (CdS) và thường lẫn với khoáng vật của Zn. Khoáng vật chính của Hg là xinaba hay thần sa (HgS). - Trong đ ộng vật và thực vật có chưa Zn với hàm lượng bé, trong cơ thể người có chứa kẽm khoảng 0,001%. - Trong 1 lít nước biển có 1.10-2mg Zn2+ ; 1,1.10-4mg Cd 2+ và 3.10-5mg H gCl4 và HgCl3- 2- * Đồng vị - Zn có 15 đồng vị, trong đó có đồng vị thiên nhiên là 64Zn (48,89%), 66Zn (27,81%), 67Zn (4,11%), 68Zn (18,56%), 70Zn (0,62%). Trong các đ ồng vị phóng x ạ thì bền nhất là 65Zn (T = 245 ngày đêm), kém bền là 61Zn (T = 90 giây). - Cd có 19 đồng vị, trong đó có 8 dồng vị thiên nhiên là 106Cd (1,215%), 108 Cd (0,875%), 110Cd (12,39%), 111Cd (12,7%), 112Cd (24,07%), 113Cd (12,26%), 114Cd (28,86%) và 116Cd (7,58%). Đồng vị phóng xạ bền nhất là 100Cd (T = 470 ngày đêm). * Tính chất lý học - Zn, Cd, Hg là những kim loại màu trắng bạc nhưng ở trong không khí ẩm bị phủ lớp oxit mỏng nên mất ánh kim. - Cả 3 kim loại đều mềm và dễ nóng chảy, đặc biệt Hg ở nhiệt đ ộ thường là chất lỏng * Một số hằng số vật lý quan trọng: Zn Cd Hg 0 Nhiệt độ nóng chảy ( C) 419,5 321 -38,86 0 Nhiệt độ sôi ( C) 906 767 356,66 3 Khối lượng riêng (g/cm ) 7,13 8,63 13,55 Nhiệt thăng hoa (kJ/mol) 140 112 61 Độ dẫn điện (Hg=1) 16 13 1 Độ âm điện 1,6 1,7 1,9 - Có t0nc và t0s thấp do tương tác yếu giữa các nguyên tử trong kim loại, nhất là Hg, gây nên bởi cấu hình tương đ ối bền d10 cản trở các electron d tham gia vào liên kết kim loại. - Hơi thuỷ ngân gồm những phân tử đơn nguyên tử, ở 20 0C áp suất hơi của thuỷ ngân là 1,3.103mmHg, của Zn là 1 ,57.10-2mmHg ở 3530C và của Cd là 3 ,13.10-2 mmHg ở 2910C. - Ở điều kiện thường, Zn khá giòn nên không kéo dài được nhưng khi đun nóng đến 100 - 1500C lại dẻo và dai, ở 200 0C lại có thể tán Zn thành b ột. Trái lại, Cd có thể rèn và kéo dài ở đ iều kiện thường. - V ề tính độc, Zn ở trạng thái rắn không độc nhưng hơi của ZnO rất độc, còn các hợp chất khác của Zn lại không độc. Với Cd, ở dạng kim loại không độc, nhưng các hợp chất của Cd rất độc. Đặc biệt Hg rất độc, các muối thuỷ ngân như clorua, nitrat cực kỳ độc. Độc tính của thuỷ ngân gây tác hại làm tê liệt thần kinh, giảm trí nhớ, viêm loét răng miệng, rối loạn đường ruột và thận, làm 177 Hoá vô cơ
  14. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II suy tim ... Lượng thuỷ ngân cho phép cực đại trong không khí ở các nhà máy là 10-5mg/lít - Cả 3 kim loại đều tạo nên nhiều hợp kim với nhau và với các kim loại khác. Đặc biệt, hợp kim của Hg đ ược gọi là "hỗn hống". H ỗn hống thường là những hợp chất của Hg và kim loại đã tan trong thuỷ ngân. * Tính chất hoá học - Hoạt tính hoá học của các nguyên tố IIB giảm dần khi khối lượng nguyên tử tăng. Zn và Cd tương đối hoạt động còn Hg khá trơ. - Cả 3 kim loại đều không phản ứng với H2, nhưng H2 có khả năng tan trong Zn nóng chảy tạo dung dịch rắn. - Trong không khí ẩm, Zn và Cd bền ở nhiệt độ thường do có màng oxit b ảo vệ. Nhưng khi nung nóng thì chúng cháy mãnh liệt tạo oxit, Zn cháy cho ngọn lửa màu lam sáng chói. Cd cháy với ngọn lửa màu sẫm. 0 t  2 MO 2M + O2  - Hg không tác dụng với oxi ở nhiệt độ thường nhưng tác dụng rõ rệt ở 300 C tạo thành HgO và ở 4000C thì oxit đó lại phân huỷ thành nguyên tố. 0 - Cả 3 kim loại đều phản ứng trực tiếp với halogen, lưu huỳnh và các nguyên tố không kim loại như P, Se... M + X2 = MX 2 t0  M + E ME (E = S, Se...) t0  M + P M 3P 2 Zn và Cd phản ứng khi đun nóng nhưng Hg tương tác với S, I2 ngay nhiệt độ thường do trạng thái lỏng của Hg làm cho nó tiếp xúc tốt hơn. - Ở nhiệt độ thường, Zn và Cd bền với nước vì có màng oxit bảo vệ, ở nhiệt độ cao khử hơi nước biến thành oxit. H 2O ~ 700 0 C ZnO + H 2 Zn + 3500 C CdO + H 2 Cd + H 2O - Có điện thế âm, Zn và Cd tác d ụng dễ d àng với axit không oxi hoá. + 2H3O + + 2H 2O = [M(H2O)4]2+ + H 2 M Tuy nhiên, Zn rất tinh khiết không tan trong axit - H g chỉ tan trong axit có tính oxi hoá mạnh như HNO3, H2SO4 đặc = H g(NO 3)2 + 2NO2 + 2H2O H g + 4HNO3đặc 6Hgdư + 8HNO3 loãng = 3Hg2(NO 3)2 + 2NO2 + 4H2O Zn và Cd phản ứng mạnh hơn với các axit có oxi hoá như Zn có thể khử d ung d ịch HNO3 rất lo ãng đến ion NH4+ 4 Zn + 10HNO3 = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O - Hg và Cd không phản ứng với dung dịch kiềm nhưng Zn có thể tan dễ d àng trong dung dịch kiềm giải phóng hiđro. Zn + 2OH- + 2H2O [Zn(OH)4]2- + H2 = N goài ra kẽm còn có thể tan ngay cả trong dung dịch NH3 [Zn(NH3)4](OH)2 + H2 Zn + 4NH3 + 2H2O = 178 Hoá vô cơ
  15. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II Zn còn có thể tan trong dung dịch muối NH4+ đặc do quá trình thuỷ phân muối NH4+ tạo sản phẩm phá huỷ màng bảo vệ. * Điều chế kim loại nhóm IIB * Điều chế Zn - N guyên liệu chính là quặng sphalerit (ZnS), làm giàu quặng bằng p hương pháp tuyển nổi (có thể đạt 48 - 58% Zn). - Phương pháp nhiệt luyện: Đốt tinh quặng ở 7000C ở trong lò nhiều tầng thu được ZnO và SO 2 t0  2 ZnO 2 ZnS + 3O2 + 2 SO2 ZnO thô được khử bởi than ở 1200 - 13500C t0  ZnO +C Zn + CO Zn thu được vẫn giữ ở 450 0C trong thiết bị ngưng tụ, còn hơi Zn b ay lên cùng khí CO được ngưng tụ thành kẽm bụi và làm nguội bằng không khí. Trong kẽm bụi chứa ~ 90% Zn và các tạp chất như Cd, Pb, Fe, Cu, ZnO, SiO2... - Phương pháp thuỷ luyện : ZnO thô thu được sau khi đốt quặng được hoà tan vào dung d ịch H 2SO4 loãng là loại bỏ tạp chất có trong dung dịch ZnSO4. Điện phân d ung d ịch ZnSO4 đ ã tinh chế và thêm H2SO4 trong thùng điện phân bằng gỗ hoặc xi măng, với cực d ương là chì và cực âm bằng Al tinh khiết. 2 ZnSO4 + 2H2O doìngâiãûn  2 Zn + O2 + 2H 2SO4  Zn thu được có độ tinh khiết 99,99% và bền với axit H2SO 4 trong thùng đ iện phân. * Điều chế Cd Trong các quặng của Zn thường có Cd, do đó trong quá trình luyện Zn còn thu đ ược cả Cd. Để tách Cd người ta ho à tan Zn có chứa Cd trong H 2SO4 loãng, sau đó dùng Zn để khử Cd 2+. Cd2+ + Zn Zn2+ = Cd + Cd đư ợc tinh chế bằng phương pháp điện phân d ung d ịch CdSO 4 với cực d ương là Cd thô ho ặc bằng cách chưng cất phân đoạn kim loại thô ở trong chân không. * Điều chế Hg - Đun nóng tinh quặng xinaba trong dòng không khí ở 700 - 8 000C hoặc đ un nóng tinh quặng với vôi sống hay mạt sắt ở 600 - 7000C. 0 700 Hg  800 C H gS + O2 + SO 2 t0  4HgS + 4 CaO 4Hg + CaSO4 + 3 CaS t0  H gS + Fe Hg + FeS N gưng tụ hơi Hg trong sinh hàn làm bằng thép không rỉ và tinh chế Hg b ằng cách sửa với dung dịch HNO3 10% rồi chưng cất phân đoạn trong chân không. 10.2.2. Các hợp chất 10.2.2.1. Hợp chất +1: Hg + 179 Hoá vô cơ
  16. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II K hác với Zn và Cd, thuỷ ngân còn tạo nên những hợp chất có ion Hg22+ với liên kết - Hg - H g - , trong đó Hg có số oxi hoá +1. - Các hợp chất của Hg(I) đều nghịch từ trong khi Hg+ có electron độc thân. - Liên kết Hg - Hg trong hợp chất của Hg(I) có độ dài biến đổi từ 2,43Å đ ến 2,69Å tuỳ thuộc vào anion của hợp chất. - H ầu hết các hợp chất của Hg(I) đều khó tan trong nước chỉ có H g2(NO3)2 là dễ tan. - Do số oxi hoá trung gian nên ion Hg22+ dễ bị khử thành Hg và cũng dễ bị oxi hoá thành ion Hg2+. V í dụ : H g2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4 H g2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2 2+ - Trong dung dịch Hg2 x ảy ra cân bằng tự phân huỷ H g22+  H g + H g2+ E0 = - 0,13V ; K = 6.10 -3 N hư vậy, ion Hg22+ chỉ bền trong giới hạn hẹp. Cân bằng này chuyển dịch sang phải d ưới tác dụng của những chất có khả năng làm giảm mạnh nồng độ của ion Hg2+ bằng cách tạo kết tủa, hợp chất kém điện li, hoặc phức bền. Hg 2 + 2OH- = H g V í dụ : + H gO + H 2O 2 2- Hg 2 + S = Hg + H gS 2 - 2 Hg 2 + 2 CN = H g + H g(CN)2 - + [Hg(CN)4]2- 2 Hg 2 + 4 CN = H g - Ion Hg 2 không có khả năng tạo phức như ion Hg2+, có thể do liên kết 2 2 giữa ion Hg 2 và phối tử khá mạnh đã làm yếu liên kết Hg - H g và gây nên sự p hân bố lại một độ electron giữa 2 nguyên tử Hg tạo Hg và Hg2+. * Một số hợp chất Hg(I) a) Hg2O là chất bột màu đen được tạo nên khi dung dịch Hg 2 tác dụng 2 với kiềm mạnh. Là hỗn hợp của HgO và Hg. H g2O thực tế không tan trong nước. Khi đun nóng hoặc khi chiếu sáng t0 Hg2O  Hg + HgO m ạnh thì bị phân huỷ: b) Hg2(NO3)2 : - Tinh thể tà phương không màu, d ễ tan trong nước và b ị thuỷ phân tạo thành muối bazơ. H 2O  H g2(OH)(NO3) + HNO3 H g2(NO3)2 + (HgOH.HgNO3) Do vậy để hạn chế quá trình thuỷ phân, khi pha dung dịch Hg2(NO3)2 phải thêm HNO3 vào. - Có tính khử mạnh : bị oxi hoá khi để trong không khí. 2Hg2(NO 3)2 + 4HNO3 + O2 = 4Hg(NO3)2 + 2H2O - Bị phân huỷ khi đun nóng thành HgO và sau đó HgO phân huỷ tiếp thành Hg. t0  2NO2 2Hg2(NO 3)2 2HgO + 180 Hoá vô cơ
  17. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II t0  2Hg O 2 2HgO + c) Hg2X2 (calomen : Hg2Cl2) - H g2X2 là chất dạng tinh thể tứ phương, Hg2F2 và Hg2I2 có màu vàng, còn H g2Cl2 và Hg2Br2 có màu trắng. - H g2X2 có thể thăng hoa mà không phân huỷ, trừ Hg2I2 kém bền nhiệt. - H g2X2 rất ít tan, trừ Hg2F2 rất dễ tan trong nước và b ị thuỷ phân mạnh. Hg2F2 + H2 = H g + HgO + 2HF Độ tan của Hg2X= ít tan giảm từ clorua: THg Cl = 1,3.10-18; THg Br = 5,2.10-23 2 2 2 2 -29 ; THg I = 4,5.10 . 22 - H g2X2 tự phân huỷ khi tác dụng với dung dịch NH3 H g2X2 + 2NH3 = H g + HgNH2X  + NH4X - Trong các Hg2X 2 thì Hg2Cl2 là hoá chất thông dụng nhất, còn gọi là calomen do khi tác dụng với dung dịch NH3, Hg2Cl2 tạo nên sản phẩm ít tan màu đen gồm kết tủa HgNH2Cl màu trắng trộn lẫn với hạt Hg rất bé màu đen. - H g2X2 được điều chế trực tiếp bằng nguyên tố hoặc bằng phản ứng trao đổi giữa Hg2(NO3)2 với halogen kim lo ại kiềm. 10.2.2.2. Hợp chất +2 a ) Oxit : MO - ZnO và MO bền với nhiệt (nhiệt độ nóng chảy của ZnO là 19500C và của CdO là 1813 0C), có thể thăng hoa khi đun nóng, hơi của chúng rất độc. ZnO ở nhiệt độ thường có màu trắng nhưng khi đun nóng có màu vàng. CdO tuỳ thuộc vào quá trình chế hoá nhiệt mà có màu từ vàng đến nâu đen. - H gO ở dạng tinh thể có màu vàng đối với hạt nhỏ, hạt to hơn có màu đỏ. H gO phân huỷ ở trên 4000C. Do vậy, ở gần 1000C, HgO bị phân huỷ dễ dàng b ởi H2 và ở nhiệt độ thường HgO dễ tác dụng với khí Cl2 hay nước clo tạo kết tủa màu đỏ nâu. t0 2HgO  2Hg + O2 H g2OCl2 + Cl2O 2HgO + 2Cl2 = = Hg2OCl2 + 2HOCl 2HgO + 2Cl2 + H2O (oxoclorua: HgO.HgCl2) - ZnO và CdO không tan trong nước, tan trong dung dịch axit, H gO tan rất ít trong nước, dễ tan trong axit, không tan trong kiềm m ạnh. 2H+ = M2+ + MO + H 2O ZnO thể hiện tính lưỡng tính: tan trong dung dịch kiềm. CdO chỉ tan trong kiềm nóng chảy. ZnO + 2NaOH + H2O = N a2[Zn(OH)4] CdO + 2KOH nc = K 2CdO2 + H 2O H gO có thể tác dụng với dung dịch NH3tạo hợp chất ít tan màu vàng. 2HgO + NH3 + H2O = H g2NOH.2H2O (bazơ Milon) - Các MO có thể điều chế bằng cách đốt cháy kim lo ại trong không khí hoặc nhiệt phân hiđroxit hay muối cacbonat, nitiat. 181 Hoá vô cơ
  18. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II 0 Zn(OH)2 100 ZnO +  250 C V í dụ : H 2O t0  C O 2 CdCO3 CdO + t0 2Hg(NO3)2  2HgO + 4NO2 + O2 b) Hiđroxit : M(OH)2 - H g(OH)2 rất không bền, phản ứng ngay thành HgO, vì vậy khi cho muối H g(II) tác dụng với dung dịch kiềm chỉ thu được HgO. Tuy nhiên, dựa vào độ tan rất bé của HgO (10-3 - 10-4mol/l) trong nước và tính thuỷ phân mạnh của muối Hg(II), người ta thường coi Hg(OH)2 là một bazơ rất yếu. Hg(NO3)2 + 2KOH = H gO + 2KNO 3 + H 2O - Zn(OH)2 và Cd(OH)2 là chất kết tủa màu trắng, rất ít tan trong nước - K hi nung Zn(OH)2 là chất lưỡng tính, tan trong axit tạo muối Zn(II) và tan trong dung dịch kiềm tạo phức hiđroxozincat. Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O Zn(OH)2 + 2OH - = [Zn(OH)4]2- Bản chất lưỡng tính của Zn(OH)2 có thể biểu d iễn bằng sơ đồ : - - [Zn(H 2O)4]2+ OH Zn(OH)2 OH [Zn(OH)4]2- H3O+ H3O+ - Cd(OH)2 không thể hiện rõ tính lưỡng tính: tan trong dung dịch axit nhưng không tan trong dung dịch kiềm mà chỉ tan trong kiềm nóng chảy. Cd(OH)2 + 2H+ = Cd2+ + 2H2O 0 Cd(OH)2 + 2NaOHnóng chảy t N a2CdO2 + 2H 2O C - Zn(OH)2 và Cd(OH)2 tan trong dung dịch NH3 tạo amoniacat M(OH)2 + 4NH3 = [M(NH 3)4](OH)2 N goài ra Zn(OH)2 cũng tan được một phần trong dung dịch muối amoni Zn(OH)2 + 2 NH4+  [Zn(NH3)2]2+ + 2H2O * Zn(OH)2 và Cd(OH)2 được điều chế từ dung dịch muối của chúng tác d ụng với dung dịch kiềm M2+ + 2OH- = M(OH)2 c) Muối M(II) : - Các muối halogenua (trừ florua), nitrat, sunfat, peclorat, axetat của M(II) d ễ tan trong nước, còn các muối sunfua, cacbonat, orthophotphat và muối bazơ ít tan. - Đa số các muối đơn không có màu trừ ZnSe: vàng, ZnTe: đỏ, CdS: vàng, CdTe: nâu, HgS: đen, HgI2: vàng hoặc đỏ. * Muối Halogenua: - Trong các muối halogenua của kim loại nhóm IIB thì có ứng d ụng rộng rãi nhất là ZnCl2 và HgCl2. - MX2 kết tinh ở dạng không màu trừ HgI2 có màu đỏ, đa số tan trong nước. Các muối sunfua ít tan, các muối clorua có độ tan lớn nhất, đặc biệt là ZnCl2 có tính hút ẩm mạnh. - Các HgX2 đều là những chất điện li yếu, độ điện li của H gCl2 khoảng 0 ,1%. 182 Hoá vô cơ
  19. Chương10 – Nguyên tố và các chất nhóm II - V ề liên kết, MF2 là chất có liên kết ion, do đó đều nóng chảy ở nhiệt độ cao, còn các MX 2 khác đều có bản chất cộng hoá trị. - Các muối MX2 tác dụng với ion halogenua tạo phức halogenua tương ứng V í dụ : ZnCl2 + 2NaCl = N a2[ZnCl2] H gCl2 + 2KCl = K 2[HgCl4] - Thuốc thử Nessler: là dung dịch màu vàng thu được khi cho dung dịch K I vào dung dịch HgCl2 đến khi kết tủa H gI2 tan hết và tiếp tục cho thêm KOH. Thuốc thử Nessler dùng để nhận biết NH3 và muối NH4+ tạo kết tủa màu nâu đỏ. NH3 + 2K2[HgI4] + 3KOH = HOHg.NH.HgI + 7KI + 2H2O - D ung dịch ZnCl2 đặc phản ứng với H2O tạo axit phức : ZnCl2 + 2H2O = H 2[ZnCl2(OH)2] - Các muối Hg(II) đều có tính oxi hoá. Trong dung dịch, HgCl2 bị phân huỷ chậm tạo Hg2Cl2 màu trắng 2HgCl2 = H g2Cl2 + Cl2 Tác dụng với chất khử Hg(II) chuyển về Hg(I) và Hg(0) V í dụ : 2HgCl2 + SO 2 + 2H2O = H gCl2 + 2HCl + H2SO 4 2 HgCl 2  SnCl 2  Hg 2 Cl 2  SnCl 4   Hg 2 Cl 2  SnCl 2 dæ  2 Hg  SnCl 4 d) Sự tạo phức - Các M2+ dễ tạo nhiều phức chất, tuy nhiên khả năng tạo phức chất kém hơn đồng, bạc. Những ion phức thường gặp là [ZnX 4]2-; [CdX4]2- ; [HgX4]2- trong đó X là Cl-, Br-, I-, CN -, SCN - ; [M(NH3)4]2+ ; [M(NH3)6]2+ ... Những p hức này của Hg(II) luôn bền hơn những phức tương ứng của Zn(II) và Cd(II). - H g(II) còn có một số phức quan trọng dùng trong hoá phân tích như: + Phức kali tetraiođomecurat K2[HgI4] tan trong nước, có màu vàng nhạt, được tạo nên từ HgI4 và KI. H g(NO 3)2 + 2KI = H gI2 đỏ + 2KNO 3 H gI2 + 2KI = K 2[HgI4] D ung dịch K2[HgI4] trong KOH được gọi là thuốc thử Nersler + Phức amoni tetratioxianatomecurat: (NH4)2[Hg(SCN)4] tạo nên khi hoà tan kết tủa trắng Hg(SCN)2 trong dung dịch NH4SCN H gCl2 + 2NH4SCN = H g(SCN)2 + 2NH4Cl H g(SCN)2 + 2NH4SCN = (NH4)2[Hg(SCN)4] Phức (NH4)2[Hg(SCN)4] được dùng để phát hiện còn Cu2+ và ion Co2+ khi có mặt ion Zn2+ Cu2+ + Zn2+ + 2 [Hg(SCN)4]2- = Cu[Hg(SCN)4].Zn[Hg(SCN)4]tím thẩm Co2+ + Zn2+ + 2[Hg(SCN)4]2- = Co[Hg(SCN)4].Zn[Hg(SCN)4]chàm thẩm 183 Hoá vô cơ
ADSENSE

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN
TRỢ GIÚP
HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG
Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.

 

Đồng bộ tài khoản
2=>2