Hóa học vô cơ

iên kết 0 – 111 106 109,28’ 2. Đối với các oxihydroxid HXOn của cùng một nguyên tố X, khi số oxi hóa càng cao thì độ bền tăng do sự hình thành các liên kết d – p ngày càng nhiều khiến cho liên kết càng trở nên bền vững. 3. Các HXO chỉ tồn tại trong dung dịch loãng, HXO4 tồn tại được ở pha rắn. 15.4.2.2 Các dẫn xuất XnBm của các oxihydroxid HXOn 1. Tính chất acid-baz của các dẫn xuất phụ thuộc vào tác dụng phân cực của hợp phần phân cực dương. 2. Khi tác dụng phân cực của hợp phần phân cực dương càng mạnh thì: a.Liên kết BX của các dẫn xuất càng có tính cộng hóa trị b.Các dẫn xuất càng có tính acid 3. Các dẫn xuất và muối sẽ tiến hành các phản ứng cũng như thủy phân phụ thuộc vào tính acid-baz của nó. IF7 + 6H2O  H5IO6 + 7HF (a) Dẫn xuất acid SbF5 + BrF3  [BrF2][SbF6] (b) Dẫn xuất acid Dẫn xuất baz BrF3 + KF  K[BrF4] (c) Dẫn xuất acid Dẫn xuất baz NaOCl + H2O  NaOH + HClO (d) Muối baz Chƣơng 16 Phân nhóm 6A: Chalogen 153 Chƣơng 16 Phân nhóm 6A: Chalcogen 16.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 1. Các dữ liệu quan trọng của các chalcogen: Tính chất O S Se Te Po Tên gọi Oxygen Lưu huỳnh Selen Tellur Poloni rcht 0,66 1,04 1,14 1,32 – rcht – – 1,60 1,70 1,70 r 2– 1,36 1,82 1,93 2,11 – I1 eV 13,62 10,36 9,75 9,01 8,4 A1 eV 1,47 2,08 2,02 – 1,35  3,5 2,6 2,55 2,30 – 2. Các nguyên tố muộn chalcogen thuộc phân nhóm 6A, có cấu trúc điện tử ns 2 np 4 . 3. Theo quy tắc Mendeleev, các số oxi hóa thông thường của nhóm chalcogen là: SOXH = Số nhóm  2n = 6, 4, +2, 0, –2 4. Các số oxi hóa khác không bền. 5. Đặc biệt là oxygen có độ âm điện lớn thứ nhì nên rất khó đạt số oxi hóa cao. 6. Phân nhóm 6A là phân nhóm không kim loại kém điển hình. 7. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm: a. Bán kính tăng, r  b. Độ âm điện giảm,   c. Tính oxi hóa giảm – tính khử tăng d. Tính không kim loại giảm – tính kim loại tăng e. Hợp chất oxihydroxid có tính acid giảm – tính baz tăng f. Số oxi hóa dương cao nhất kém bền do hiệu ứng co d và co f g. Số phối trí tăng từ 4 lên 6 h. Phức oxo (=O) kém bền dần do liên kết p–p và d–p kém bền khi bán kính tăng, nên phức hydroxo (OH) với liên kết  bền dần ở Te. Ví dụ: Nguyên tố chu kỳ 3 Nguyên tố chu kỳ 5 NTTT: S Te Dạng tồn tại: H4SO4 H6TeO6 Chƣơng 16 Phân nhóm 6A: Chalogen 154 8. Số phối trí tăng khi đi từ trên xuống dưới do: a. Bán kính tăng b. Các vân đạo ns, np và nd có mức năng lượng gần nhau nên dễ dàng lai hóa với nhau tạo thành các các vân đạo sp 3 d, sp 3 d 2 , 9. S ở chu kỳ 3 với vân đạo d ngoài có mức năng lượng cao nên thường có lai hóa sp 3 với các số phối trí 4, 3 và 2. Ví dụ như SO4 2– , SO3 2– , SO2, 10. Se và Te ở chu kỳ 4 và 5 đã có lai hóa với sự tham gia của vân đạo d nên số phối trí cao hơn (8, 6, 5, 4, 3). Ví dụ như Cs2[TeF8], H6TeO6, HTeOF5, HSeO3Cl, 11. Số phối trí bền của Se là 4 và của Te là 6. 16.2 Trạng thái tự nhiên 1. Các dữ liệu quan trọng về trạng thái tự nhiên của các nguyên tố chalcogen: Nguyên tố Oxygen Lƣu huỳnh Selen Tellur Hàm lượng (trong vỏ trái đất) %NT 58,0 0,03 10 5 10 7 Nguồn nguyên liệu chính Không khí Quặng mỏ Đi kèm với lưu huỳnh 16.3 Đơn chất 16.3.1 Cấu trúc và lý tính 1. Các dữ liệu quan trọng về các đơn chất của chalcogen: Tính chất Oxygen Lƣu huỳnh Selen Tellur Dạng tồn tại O2 S8 và S Se8 và Se Te Tnc 0 C 218,8 119,3 217 449,8 Ts 0 C 183,0 444,6 685 990 E 0 (baz) V 0,401 0,48 0,92 1,14 Màu sắc Không màu Vàng Xám và đỏ Trắng bạc Hình 16.1 Các dạng thù hình của lƣu huỳnh 2. Trong phân tử chalcogen: a. Ngoài liên kết  còn có phần liên kết d–p giữa vân đạo d trống và đôi điện tử tự do của vân đạo p của 2 nguyên tử kế cận. b. Độ bền của liên kết d–p giảm mạnh khi bán kính nguyên tử tăng. c. Oxygen không có vân đạo d nên không tạo được liên kết d–p. d. Khác với fluor, oxygen khá bền do hình thành được liên kết đôi p–p. 3. Các chalcogen có độ phân cực nhỏ nên ít tan trong nước, tan trong dung môi hữu cơ. Chƣơng 16 Phân nhóm 6A: Chalogen 155 16.3.2 Hóa tính a. Tính oxi hóa 1. Các chalcogen là các không kim loại nên có tính oxi hóa. 2. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm: a. Độ âm điện giảm b. Tính oxi hóa giảm c. Tính không kim loại giảm, Te đã thể hiện tính kim loại b. Tính khử 1. Các chalcogen có tính khử yếu. 2. Tính khử tăng khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm. 3. Oxygen có tính khử rất yếu do có độ âm điện rất lớn. 4. Sản phẩm của quá trình khử thường là các: Anion phức oxo Chalcogen halogenur SO4 2, SO3 2, SeO4 2, SeO3 2 SF6, SCl4, SOCl2, TeCl6, [TeCl6] 2 c. Phản ứng dị phân 1. Lưu huỳnh dị phân trong môi trường kiềm nóng chảy: 3S + 6NaOH  2Na2S + Na2SO3 + 3H2O 16.3.3 Điều chế 1. Lưu huỳnh được điều chế bằng cách nấu chảy trực tiếp lưu huỳnh tự nhiên ở trong lòng đất rồi bơm lên mặt đất. 2. Se và Te được thu hồi từ bã thải của nhà máy chế tạo acid sulfuric. 16.3.4 Ứng dụng 1. Lưu huỳnh Sản xuất acid sulfuric, thuốc trừ sâu, lưu hóa cao su, 2. Se và Te Sản xuất các chất bán dẫn, tế bào quang điện, chất tăng trưởng, 16.4 Các hợp chất của các chalcogen 16.4.1 Các hydracid H2E và các dẫn xuất của chúng 1. Các hydracid của các chalcogen là: H2O, H2S, H2Se, H2Te a. Tính oxi hóa-khử 1. Trong các hợp chất hydracid và dẫn xuất của chúng, E có số oxi hóa 2 nhỏ nhất nên chỉ có tính khử. 2. Khi đi từ trên xuống dưới, tính khử tăng dần. Chƣơng 16 Phân nhóm 6A: Chalogen 156 b. Tính tạo phức 1. O 2 và S 2 có bán kính đủ nhỏ nên có khả năng tạo phức. 2. Các chalcogenur khác không có khả năng tạo phức. 16.4.1.1 Các hydracid H2E 1. Các dữ liệu quan trọng về các hydracid: Tính chất H2O H2S H2Se H2Te pKa 14 6,99 và 12,89 3,89 và 11,0 2,64 và 11 r 1,36 1,82 1,93 2,11 dXE 0,96 1,33 1,47 1,69 EHE kJ/mol 463 374 276 238 Tnc 0 C 0 85,60 60,4 51 Ts 0 C 100 60,75 41,5 18 2. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm:  Độ âm điện giảm chậm hơn so với bán kính tăng nhanh hơn.  Vì vậy, liên kết X–H có độ phân cực giảm chậm hơn so với độ bền giảm nhanh hơn.  Hệ quả là khả năng phân ly H + tăng. 3. Liên kết kém bền dần khiến cho khả năng phóng thích H tăng nên tính acid tăng. 4. Chỉ có H2O là lưỡng tính (trung tính) và có liên kết hydrogen. 5. Các acid còn lại là acid yếu có chức thứ hai rất yếu so với chức thứ nhất (Ka2 rất nhỏ). 6. Các hydracid có liên kết EH không bền bằng liên kết XH nên độ bền nhiệt không cao. 7. Khi đi từ trên xuống dưới, liên kết kém bền dần khiến cho độ bền nhiệt giảm dần nên nhiệt độ phân hủy giảm dần. 16.4.1.2 Các dẫn xuất AnE của các hydracid H2E 1. Tính chất acid-baz của các dẫn xuất phụ thuộc vào độ bền và độ phân cực của liên kết E–A. 2. Khi liên kết E–A càng kém bền và độ phân cực của liên kết E–A càng lớn thì các dẫn xuất càng có tính acid. 3. Các dẫn xuất và muối sẽ tiến hành các phản ứng cũng như thủy phân phụ thuộc vào tính acid-baz của nó. SiS2 + 4H2O  H4SiO4 + 2H2S (a) Dẫn xuất acid Na2S + 4H2O  2NaOH + H2S (b) Muối baz 4. Các sulfur thường ít tan ngoại trừ sulfur của kim loại kiềm và kiềm thổ. 5. Các sulfur cộng hóa trị không tan hoặc khi tan sẽ thủy phân cho môi trường acid. 6. Một số dẫn xuất kim loại của các chalcogenur với kim loại chuyển tiếp như Co9S8, Cr7S8, có liên kết kim loại với hàm lượng kim loại cao hơn công thức thông thường. Chƣơng 16 Phân nhóm 6A: Chalogen 157 16.4.2 Các oxihydroxid H2EOn và các dẫn xuất của chúng 1. Các oxihydroxid thông thường của các chalcogen là: Số oxi hóa +4 +6 OxId Oxihydroxid OxId Oxihydroxid S SO2 H2SO3 SO3 H2SO4 Se SeO2 H2SeO3 SeO3 H2SeO4 Te TeO2 H2TeO3 TeO3 H6TeO6 a. Tính oxi hóa-khử 1. Trong các hợp chất oxihydroxid và dẫn xuất của chúng, ngoại trừ đối với oxygen, E có số oxi hóa dương với độ âm điện không cao nên chúng có tính oxi hóa yếu. SO4 2– + 4H + + 2e –  H2SO3 + H2O E 0 = +0,17V (a) SO4 2– + 8H + + 6e –  S + 4H2O E 0 = +0,36V (b) SO4 2– + 10H + + 8e –  H2S + 4H2O E 0 = +0,34V (c) 2. Khi ở số oxi hóa trung gian thì chúng có tính khử khá mạnh. 3. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm, do độ âm điện giảm nên tính oxi hóa giảm. Nguyên tố S Se E 0 EO4/EO3 , V Trong môi trường acid Trong môi trường baz +0,17 –0,93 +1,15 –0,05 b. Tính tạo phức 1. Các anion EO4 2, EO3 2 tạo phức rất yếu do các anion này khó cho đôi điện tử tự do vì: a. Bán kính quá lớn b. Mật độ điện tích nhỏ 16.4.2.1 Các oxihydroxid H2EOn 1. Đối với các oxihydroxid của các nguyên tố E có cùng số oxi hóa: Ví dụ: H2SO3, H2SeO3 và H2TeO3 H2SO4, H2SeO4 và H6TeO6 Xét mô hình: O*  X +  O –  H Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm: a.Số O* không đổi  b.Độ âm điện giảm  c.Bán kính tăng  d.Tác dụng phân cực giảm  e.Tính ion của liên kết E–OH tăng  f.Tính acid của oxihydroxid giảm  Ta có: H2SO3 > H2SeO3 > H2TeO3 pKa1: 7,20 < 8,32 < 10,70 H2SO4 ~ H2SeO4 » H6TeO6 pKa2: 1,95 < 1,66 < 10,96 H2SeO4 có tính acid tương đương H2SO4 là do hiệu ứng co d nên khó mất 2 điện tử s. Chƣơng 16 Phân nhóm 6A: Chalogen 158 2. Đối với các oxihydroxid khác nhau của cùng một nguyên tố X: Ví dụ: H2SO3 và H2SO4 Xét mô hình: O* X +  O –  H Khi X có số oxi hóa càng lớn: a.Số lƣợng O* của X tăng  b.Điện tích của X tăng  c.Bán kính giảm  d.Tác dụng phân cực tăng  e.Tính ion của liên kết E–OH giảm  f.Tính acid của oxihydroxid tăng  Ta có: H2SO3 < H2SO4 3. Riêng Te ở chu kỳ 5 có bán kính lớn nên liên kết  bền hơn liên kết  sẽ có số phối trí 6 bền. H2TeO4 tồn tại ở dạng H6TeO6 không có O* nên tính acid rất yếu. 16.4.2.2 Các dẫn xuất EnBm của các oxihydroxid H2XOn 1. Tính chất acid-baz của các dẫn xuất phụ thuộc vào tác dụng phân cực của hợp phần phân cực dương. 2. Khi tác dụng phân cực của hợp phần phân cực dương càng mạnh thì: a. Liên kết AE của các dẫn xuất càng có tính cộng hóa trị b. Hợp chất càng có tính acid 3. Các dẫn xuất và muối sẽ tiến hành các phản ứng cũng như thủy phân phụ thuộc vào tính acid-baz của nó. SO2Cl2 + 2H2O  H2SO4 + 2HCl (a) Dẫn xuất acid Na2SO3 + 2H2O  2NaOH + 2H2SO3 (b) Muối baz 16.4.3 Sự tạo mạch EE 1. Đối với oxygen và lưu huỳnh, có thể thay thế các nguyên tử E trong các hợp chất bằng mạch E–E. Ví dụ: HOOH HOH 112   (a) 3 04 23 26 24 6 2 OSSHOSSHOSH   (b) 2. Các mạch này không bền và dễ bị phân hủy nên không dài: < 4 đối với oxygen, < 26 đối với lưu huỳnh. 3. Đi từ trên xuống mạch EE càng kém bền. 4. Do có số oxi hóa trung gian nên các hợp chất này đều có cả tính oxi hóa lẫn khử cũng như tự oxi hóa-khử. a. Mạch của oxygen có tính oxi hóa > tính khử b. Mạch của lưu huỳnh có tính khử > tính oxi hóa Ví dụ: H2S2O3  H2SO3 + S Chƣơng 17 Phân nhóm 5A 159 Chƣơng 17 Phân nhóm 5A 17.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 1. Các dữ liệu quan trọng của các nguyên tố phân nhóm 5A: Nguyên tố N P As Sb Bi Tên gọi Nitrogen Phospho Arsen Antimon Bismut rcht Å 0,70 1,10 1,18 1,36 1,46 rkl Å 0,71 1,30 1,48 1,61 1,82 r 3– Å 1,48 1,86 1,91 2,08 2,13 r 5+ Å 0,15 0,35 0,47 0,62 0,74 I1 eV 14,45 10,49 9,82 8,64 7,29  3,0 2,1 2,0 1,9 1,9 2. Các nguyên tố muộn thuộc phân nhóm 5A có cấu trúc điện tử ns 2 np 3 . 3. Theo quy tắc Mendeleev, các số oxi hóa thông thường của nguyên tố phân nhóm 5A là: SOXH = Số nhóm – 2n = 5, 3, (1), 0, (–1), –3 4. Các số oxi hóa dị thường như 2 (NO), 4 (NO2) không đặc trưng. 2NO2  N2O4 2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2 5. NO có độ bội liên kết là 2,5 nên có hoạt tính hóa học rất thấp. Cấu trúc điện tử NO: (s lk ) 2 (s plk ) 2 (p lk ) 4 (p lk ) 2 (p plk ) 1 Chất O2 NO N2 Độ bội 2 2,5 3 Hoạt tính hóa học Khá trơ Trơ Rất trơ 6. Phân nhóm 5A là phân nhóm không kim loại không điển hình. 7. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm: a. Bán kính tăng, r  b. Độ âm điện giảm,   c. Tính oxi hóa giảm – tính khử tăng d. Tính không kim loại giảm – tính kim loại tăng Chƣơng 17 Phân nhóm 5A 160 e. Hợp chất oxihydroxid có tính acid giảm – tính baz tăng f. Số oxi hóa dương cao nhất kém bền do hiệu ứng co d và co f g. Số phối trí tăng từ 4 lên 6 h. Phức oxo (=O) kém bền dần do liên kết p–p và d–p kém bền khi bán kính tăng, nên phức hydroxo (–OH) với liên kết  bền dần từ As. Ví dụ: Nguyên tố chu kỳ 3 Nguyên tố chu kỳ 4 NTTT: P As Dạng tồn tại: H3PO4 H3[As(OH)6] 10. Số phối trí tăng khi đi từ trên xuống dưới do: a. Bán kính tăng b. Các vân đạo ns, np và nd có mức năng lượng càng gần nhau nên chúng dễ dàng lai hóa với nhau tạo thành các các vân đạo lai hóa sp 3 d, sp 3 d 2 , 11. N ở chu kỳ 2 và P ở chu kỳ 3 với vân đạo d ngoài có mức năng lượng cao nên thường có số phối trí 4, 3 và 2. Ví dụ như NH4 + (sp 3 ), NO3 – (sp 2 ), NO2 – (sp), 12. Sb và Bi ở chu kỳ 4 và 5 đã có lai hóa với vân đạo d ngoài có mức năng lượng thấp nên có số phối trí cao hơn: 6, 5, 4, 3. Ví dụ như [SbF6] – , BiF5, 13. Số phối trí bền của Sb đã là 4 và 6. 17.2 Trạng thái tự nhiên 1. Các dữ liệu quan trọng về trạng thái tự nhiên của các nguyên tố phân nhóm 5A: Nguyên tố Nitrogen Phospho Arsen Antimon Bismut Hàm lượng, %NT của vỏ trái đất 0,03 0,04 1.10 –4 5.10 –6 2.10 –6 Nguồn nguyên liệu chính Không khí Quặng phosphat Quặng sulfur 17.3 Đơn chất 17.3.1 Cấu trúc và lý tính 1. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm, sự khác biệt tính chất của các nguyên tố phân nhóm 5A rất rõ ràng. 2. Nitrogen và phospho là các không kim loại, arsen thể hiện tính á kim còn antimon và bismut là các kim loại. 3. Các dữ liệu quan trọng về các đơn chất của các nguyên tố phân nhóm 5A: Tính chất Nitrogen Phospho Arsen Antimon Bismut Dạng tồn tại N2 P4 trắng, đỏ, đen Vàng, xám Kim loại Kim loại Tnc 0 C –209,86 429th, 1000 818 630,5 271,3 Ts 0 C –195,8 280 616 1440 1627 17.3.2 Hóa tính a. Tính oxi hóa Chƣơng 17 Phân nhóm 5A 161 1. Các nguyên tố phân nhóm 5A là các không kim loại kém điển hình nên có tính oxi hóa không mạnh. 2. Chỉ riêng nitrogen thuộc chu kỳ 2 có bán kính nhỏ nên mới có độ âm điện cao hơn hẵn các nguyên tố còn lại. Bảng 17.1 Sự gia tăng tính kim loại theo chu kỳ của các nguyên tố phân nhóm A Phân nhóm 3A 4A 5A 6A 7A Chu kỳ 2 B C N O F 3 Al Si P S Cl 4 Ga Ge As Se Br 5 In Sn Sb Te I 6 Tl Pb Bi Po At X Không kim loại X Á kim X Kim loại 3. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm: a. Độ âm điện giảm b. Tính oxi hóa giảm c. Tính không kim loại giảm d. Đến As thuộc chu kỳ 4 đã thể hiện tính kim loại b. Tính khử 1. Các nguyên tố phân nhóm 5A có tính khử tăng khi đi từ trên xuống dưới. 2. Nitrogen có tính khử yếu do có độ âm điện lớn. 3. Sản phẩm của quá trình khử thường là các: Anion phức oxo Halogenur NO3 – , NO2 – , PO4 3– , HPO3 2– NCl3, PF5, POCl3 c. Phản ứng dị phân 1. Phospho dị phân trong dung dịch kiềm nóng: 4P + 3NaOH + 3H2O  PH3 + 3NaH2PO2 17.3.3 Điều chế 1. Nitrogen được điều chế bằng cách: a. Trong kỹ thuật Chưng cất không khí lỏng b. Trong phòng thí nghiệm Phân hủy NH4NO2 NH4NO2   N2 + 2H2O 2. Phospho được điều chế bằng phản ứng khử apatit bằng carbon khi nung trong lò điện ở 1500 0 C với sự có mặt của oxid silic: 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C   C1500 0 6CaSiO3 + 10CO + P4 Chƣơng 17 Phân nhóm 5A 162 3. Arsen, antimon và bismut (E) được điều chế bằng cách đốt cháy các quặng sulfur của chúng tạo thành oxid: 2E2S3 + 9O2  6SO2 + 2E2O3 Sau đó khử oxid này bằng C để thu sản phẩm E: E2O3 + 3C  2E + 3CO 17.3.4 Ứng dụng 1. Nitrogen Sử dụng để sản xuất amoniac, phân đạm, môi trường trơ, 2. Phospho Sử dụng để điều chế phân lân, thuốc trừ sâu, diêm quẹt, 3. As, Sb và Bi Sử dụng để sản xuất các hợp kim, thuốc diệt mối, 17.4 Các hợp chất của các nguyên tố phân nhóm 5A 17.4.1 Các hydracid H3E và các dẫn xuất của chúng 1. Các hydracid của các nguyên tố phân nhóm 5A là: NH3, PH3, AsH3, SbH3, BiH3. a. Tính oxi hóa-khử 1. Trong các hợp chất hydracid và dẫn xuất của chúng, E có số oxi hóa 3 nhỏ nhất nên chỉ có tính khử. 2. Khi đi từ trên xuống dưới, tính khử tăng dần. b. Tính tạo phức 1. Các phân tử H3E tạo phức bằng cách cho đôi điện tử tự do. 2. Khả năng cho giảm dần từ trên xuống dưới trong phân nhóm do mật độ điện tử giảm. 17.4.1.1 Các hydracid H3E 1. Các dữ liệu quan trọng về các hydracid: Tính chất NH3 PH3 AsH3 SbH3 r 3– Å 1,48 1,86 1,91 2,08 dHE Å 1,01 1,42 1,52 1,70 H–E–H 0 107 93,5 92 91 EHE kJ/mol 380 323 281 256 Tnc 0 C –78 –133 –116 –88 Ts 0 C –33 –88 –62 –18 pKb 4,75 – – – 2. Khi đi từ trên xuống dưới, liên kết kém bền dần, các hydracid dễ bị phân hủy. 3. BiH3 bị phân hủy ngay khi được tạo thành. 4. Góc liên kết cho thấy sự lai hóa sp 3 giảm dần khi đi từ trên xuống dưới tương tự như đối với các hydracid của phân nhóm 6A. Chƣơng 17 Phân nhóm 5A 163 5. Đặc biệt, tính baz của các hợp chất này là do khả năng cho đôi điện tử tự do của nguyên tử trung tâm chủ yếu chỉ xảy ra ở NH3. 6. Các chất còn lại có tính baz rất thấp, chỉ thể hiện khi phản ứng với các acid mạnh nhất. Tính chất NH3 PH3 AsH3 SbH3 H–E–H 0 107 93,5 92 91 17.4.1.2 Các dẫn xuất AnE của các hydracid H3E 1. Tính chất acid-baz của các dẫn xuất phụ thuộc vào độ bền và độ phân cực của liên kết A–E. 2. Khi liên kết A–E càng kém bền và độ phân cực của liên kết A–E càng lớn thì các dẫn xuất càng có tính acid. 3. Các dẫn xuất và muối sẽ tiến hành các phản ứng cũng như thủy phân phụ thuộc vào tính acid-baz của nó. Cl3N + 3H2O  3HClO + NH3 (a) Dẫn xuất acid Na3N + 3H2O  3NaOH + NH3 (b) Muối baz 4. Các hợp chất có cấu trúc polimer như là BN, Sn3N4 là những chất rắn bền nhiệt có nhiệt độ nóng chảy rất cao và chỉ phân hủy khi nấu chảy với kiềm. Si3N4 + 12NaOH  3Na4SiO4 + 4NH3 5. Các dẫn xuất kim loại của các nguyên tố phân nhóm 5A với kim loại chuyển tiếp như: W2N3, FeN, CrN, có liên kết kim loại với hàm lượng kim loại cao hơn công thức thông thường. 17.4.2 Các oxihydroxid HxEOn và các dẫn xuất của chúng 1. Các oxihydroxid thông thường của các nguyên tố phân nhóm 5A là: Số oxi hóa N P As Sb Bi +1 N2O H3PO2 +3 HNO2 H3PO3 HAsO2 Sb(OH)3 Bi(OH)3 +5 HNO3 H3PO4 H3AsO4 Sb(OH)5 BiF5 2. Đối với Bi(V), người ta chỉ mới điều chế được BiF5. a. Tính oxi hóa-khử 1. Trong các hợp chất oxihydroxid và dẫn xuất của chúng, ngoại trừ đối với nitrogen, E có số oxi hóa dương với độ âm điện thấp nên chúng thường có tính oxi hóa yếu. H3PO4 + 2H + + 2e –  H3PO3 + H2O E 0 = –0,276V 2. Với số oxi hóa +5, H3AsO4 và nhất là Bi(OH)5, nếu có, sẽ có tính oxi hóa đặc biệt mạnh do hiệu ứng co d và co f. 3. Khi ở số oxi hóa trung gian thì chúng còn có tính khử khá mạnh. 4. Khi đi từ trên xuống dưới, do độ âm điện giảm, tính oxi hóa giảm, tính khử tăng. Chƣơng 17 Phân nhóm 5A 164 b. Tính tạo phức 1. Các anion EO4 3– , EO3 2– tạo phức yếu do bán kính quá lớn khiến cho mật độ điện tích nhỏ nên khó cho điện tử. 17.4.2.1 Các oxihydroxid HxEOn 1. Chỉ có HNO3 là acid mạnh, còn lại là các acid yếu–lưỡng tính. 2. Đối với các oxihydroxid của các nguyên tố E có cùng số oxi hóa, khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm: a. Độ âm điện giảm  b. Bán kính tăng  c. Tác dụng phân cực giảm  d. Tính ion của liên kết E–OH tăng  e. Tính acid của oxihydroxid giảm  Ví dụ: HNO3 > H3PO4 > H3AsO4 HNO2 ~ H3PO3 > HAsO2 Xét mô hình X +  O –  H Khi đị từ trên xuống dưới trong phân nhóm:  Độ âm điện giảm, bán kính tăng  Tác dụng phân cực của X giảm  Tính acid giảm 3. Đối với các oxihydroxid khác nhau của cùng một nguyên tố E, khi số oxi hóa càng cao: a. Tác dụng phân cực của NTTT tăng  b. Tính ion của liên kết E–OH giảm  c. Tính acid của oxihydroxid tăng  Ví dụ: H3PO3 < H3PO4 Xét mô hình O* X +  O –  H Khi X có số oxi hóa càng lớn:  Điện tích của X tăng, bán kính giảm  Tác dụng phân cực của X tăng  Số lượng O* kéo điện tử của X càng lớn  Tính acid tăng 4. As, Sb và Bi có số phối trí 6 bền nên ta có các phức chất: [E(OH)6] 3– , [EX6] 3– , [E(OH)6] – , [EX6] – 17.4.2.2 Các dẫn xuất EnBm của các oxihydroxid HxXOn 1. Tính chất acid-baz của các dẫn xuất phụ thuộc vào tác dụng phân cực của hợp phần phân cực dương. 2. Khi tác dụng phân cực của hợp phần phân cực dương càng mạnh thì: a. Liên kết AX của các dẫn xuất càng có tính cộng hóa trị b. Hợp chất càng có tính acid 3. Các dẫn xuất và muối sẽ tiến hành các phản ứng cũng như thủy phân phụ thuộc vào tính acid-baz của nó. Chƣơng 17 Phân nhóm 5A 165 PCl5 + 4H2O  H3PO4 + 5HCl (a) Dẫn xuất acid AsCl3 + 3H2O  As(OH)3 + 3HCl (b) Dẫn xuất lưỡng tính Na3[Sb(OH)6] + 3HCl  3NaCl + Sb(OH)3 + 3H2O (c) Muối baz Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 166 Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 18.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 1. Các dữ liệu quan trọng của các nguyên tố phân nhóm 4A: Nguyên tố C Si Ge Sn Pb Tên gọi Carbon Silic Germani Thiếc Chì rcht Å 0,77 1,17 1,22 1,40 – rkl Å – 1,34 1,39 1,58 1,75 r 2+ Å – – 0,65 1,02 1,26 r 4+ Å 0,20 0,39 0,44 0,67 0,76 I1 eV 11,26 8,15 7,90 7,34 7,42  2,5 1,8 2,0 1,8 1,6 2. Các nguyên tố muộn thuộc phân nhóm 4A có cấu trúc điện tử ns 2 np 2 . 3. Theo quy tắc Mendeleev, các số oxi hóa thông thường của nguyên tố phân nhóm 4A là: SOXH = Số nhóm  2n = 4, (2), 0, (2), 4 4. Các số oxi hóa khác không đặc trưng. 5. Phân nhóm 4A là phân nhóm chuyển tiếp giữa không kim loại và kim loại. 6. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm: a. Bán kính tăng, r  b. Độ âm điện giảm,   c. Tính oxi hóa giảm, tính khử tăng d. Tính không kim loại giảm, tính kim loại tăng e. Hợp chất oxihydroxid có tính acid giảm, tính baz tăng f. Số oxi hóa dương cao nhất kém bền do hiệu ứng co d và co f g. Số phối trí tăng từ 4 lên 6 h. Phức oxo (=O) kém bền dần do liên kết p–p và d–p kém bền khi bán kính tăng, nên phức hydroxo (–OH) với liên kết  bền dần từ Sn. Ví dụ: Nguyên tố chu kỳ 3 Nguyên tố chu kỳ 4 NTTT: Si Sn Dạng tồn tại: H4SiO4 H2[Sn(OH)6] Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 167 Bảng 18.1 Sự gia tăng số phối trí theo chu kỳ của các hợp chất oxihydroxid thuộc các phân nhóm A Phân nhóm 3A 4A 5A 6A 7A Chu kỳ 2 H3BO3 H2CO3 HNO3 H2O 3 H3[Al(OH)6] H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 4 H2[Sn(OH)6] H3[As(OH)6] H2SeO4 HBrO4 5 H6TeO6 H5IO6 7. Số phối trí tăng khi đi từ trên xuống dưới do bán kính tăng và năng lượng của các vân đạo ns, np và nd càng gần nhau nên dễ dàng lai hóa với nhau. 8. Carbon không có vân đạo d thường có lai hóa sp 3 , sp 2 , sp với các số phối trí 4, 3 và 2: Số phối trí 4 3 2 Ví dụ 4 CH 2 3 CO 2 CO Cấu trúc H H – C – H H O 2– O – C O O = C = O 9. Ở thiếc và chì đã có lai hóa với sự tham gia của vân đạo d nên số phối trí cao hơn (6, 5, 4, 3). Số phối trí bền của thiếc đã là 4 (SnCl4) và 6 (K2[SnCl6]). 18.2 Trạng thái tự nhiên 1. Các dữ liệu quan trọng về trạng thái tự nhiên của các nguyên tố phân nhóm 4A: Nguyên tố Carbon Silic Germani Thiếc Chì Hàm lượng, %NT (trong vỏ trái đất) 0,14 20,0 2.10 4 4.10 3 1,6.10 4 Nguồn nguyên liệu chính Than đá, carbonat, dầu khí, Silicat Quặng sulfur Quặng oxid Quặng sulfur 18.3 Đơn chất 18.3.1 Cấu trúc và lý tính 1. Các dữ liệu quan trọng về các đơn chất của nguyên tố phân nhóm 4A: Chất C C C? C60–70–80 Dạng tồn tại Kim cương Graphit Carbin? Fulleren dC–C Å 1,545 1,415 1,284 1,355–1,467 dlớp-mạch Å – 3,35 2,95 Tnc 0 C 3900 3800 Ts 0 C 5000 4000 d g/cm 3 3,51 2,27 Độ cứng Mohr 10 1 Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 168 Nguyên tố Silic Germani Thiếc Chì Dạng tồn tại Xám (kc) Trắng (kc) –Xám (kc), –Trắng (kl) Xám (kl) Tnc 0 C 1415 937 232 327,5 Ts 0 C 3250 2850 2620 1745 Tchph 0 C 13,2 d g/cm 3 2,33 5,350 5,75 – 7,31 11,337 Độ cứng Mohr 7 6 Hình 18.1 Các dạng thù hình của carbon 2. Các nguyên tố phân nhóm 4A tồn tại ở nhiều dạng thù hình khác nhau như được trình bày trong hai bảng trên. 3. Đặc biệt là carbon không những có dạng cấu trúc cầu trong fulleren mà còn có cấu trúc ống nano. Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 169 18.3.2 Hóa tính a. Tính oxi hóa 1. Các nguyên tố phân nhóm 4A là các nguyên tố trung gian điển hình nên có tính oxi hóa yếu. 2. Khi đi từ trên xuống dưới: a. Độ âm điện giảm b. Tính oxi hóa giảm c. Tính không kim loại giảm d. Đến Si thuộc chu kỳ 3 đã thể hiện tính kim loại b. Tính khử 1. Các nguyên tố phân nhóm 4A có tính khử tăng khi đi từ trên xuống dưới. 2. Sản phẩm của quá trình khử thường là các: Anion phức oxo, chalcogeno Halogenur CO3 2, SiO3 2, CO, CS2 CCl4, COCl2, CHCl3 c. Phản ứng dị phân 1. Silic chỉ dị phân với oxid kiềm nóng: 5Si + 6MnO  2Mn3Si + 3SiO2 18.3.3 Điều chế 1. Carbon được điều chế phụ thuộc vào trạng thái thù hình. a. Kim cương (sp 3 )  Nung graphit ở nhiệt độ và áp suất rất cao ~ 10 9–10 atm và 2000 0 C  Kết tinh trên mầm tinh thể kim cương trong hơi hydrocarbon ở khoảng 1000 0 C b. Graphit (sp 2 )  Nung than đá vô định hình (antraxit) ở 2500  3000 0 C khi không có không khí c. Than cốc  Nung than đá vô định hình (antraxit) ở 1000–1200 0 C khi không có không khí d. Than hoạt tính  Nung các hợp chất hữu cơ thiếu hay không có không khí 2. Silic được điều chế bằng phản ứng khử SiO2 hay SiX4 ở nhiệt độ cao: SiO2 + 2C  Si + 2CO SiCl4 + 2Zn  Si + 2ZnCl2 3. Germani, thiếc và chì được điều chế bằng cách khử quặng oxid (hay sulfur) của chúng bằng C ở nhiệt độ cao. ES2 + 2O2  2SO2 + EO2 EO2 + 2C  E + 2CO 18.3.4 Ứng dụng 1. Kim cương Sử dụng để sản xuất đồ trang sức, bột mài, mũi khoan, Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 170 2. Graphit Sử dụng làm điện cực, viết chì, 3. Than hoạt tính Sử dụng làm chất khử màu-mùi, bột màu, chất độn, 4. Silic Sử dụng để điều chế phân lân, thuốc trừ sâu, diêm quẹt, 5. Germani Sử dụng làm chất bán dẫn, 6. Thiếc Sử dụng làm bao bì thực phẩm, trong kỹ thuật điện, 7. Chì Sử dụng làm ắc qui, phòng chì, chất cản tia phóng xạ, 18.4 Các hợp chất của các nguyên tố phân nhóm 4A 18.4.1 Các hợp chất H4E và các dẫn xuất của chúng 1. Các hợp chất H4E của các nguyên tố phân nhóm 4A là: CH4, SiH4, GeH4, SnH4, PbH4 với năng lượng liên kết giảm từ C đến Pb. Liên kết C – H C – O Si – H Si – O E kJ/mol 414 359 319 445 2. Ge, Sn và Pb do độ âm điện của E không cao nên chỉ tạo các hợp chất có số oxi hóa 4 với các kim loại hoạt động hơn với liên kết có tính kim loại. 3. Tính oxi hóa-khử: Trong các hợp chất H4E và dẫn xuất của carbon và silic, E có số oxi hóa 4 nên chỉ có tính khử. Khi đi từ trên xuống dưới, tính khử tăng dần. 18.4.1.1 Các hợp chất H4E 1. CH4 (H4C) là một nhiên liệu khí quan trọng từ khí thiên nhiên. 2. Khi đi từ trên xuống dưới, liên kết kém bền dần: a. SiH4 (silan) dễ bị phân hủy. b. PbH4 kém bền đến mức chỉ chứng minh được sự tồn tại của nó một cách gián tiếp. 18.4.1.2 Các dẫn xuất AnE của các hợp chất HnE a. Carbur kiểu muối 1. Các dẫn xuất carbur kiểu muối là các cabur kim loại với liên kết ion–cộng hóa trị. 2. Chúng có tinh thể kiểu muối và thủy phân tạo thành các hydrocarbon tương ứng. Dẫn xuất Metan CH4 Etan C2H6 Etylen C2H4 Acetylen C2H2 Ví dụ Li4C, Be2C, Al4C3, Mg2Si Li6Si2 UC2 CaC2, Ag2C2 3. Phản ứng phân hủy của các dẫn xuất: Metan Al4C3 + 12H2O  3CH4 + 4Al(OH)3 Mg2Si + 4HCl  SiH4 + 2Mg(OH)2 Etan Li6Si2 + 6HCl  Si2H6 + 6LiCl Acetylen 2UC2 + 8H2O  2CH4 + C2H4 + 2UO2(OH)2 Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 171 CaC2 + 2H2O  C2H2 + Ca(OH)2 Mg2C3 + 4H2O  C3H8 + 2Mg(OH)2 b. Carbur kim loại 1. Các dẫn xuất carbur kiểu kim loại thường là các cabur của các kim loại thuộc phân nhóm 4B, 5B, 6B, 7B và 8B. 2. Trong carbur kim loại, carbon xâm nhập vào các lỗ trống bát diện của tinh thể kim loại. 3. Các carbur kim loại thường có thành phần MC, M2C và M3C. Thành phần MC M2C M3C Ví dụ TiC, ZrC, HgC, VC, NbC, TaC, Mo2C, W2C, Mn3C, Fe3C, Co3C, 4. Carbur kim loại thường: a. Có tinh thể ánh kim, dẫn điện. b. Tạo với các kim loại khác dung dịch rắn có độ cứng rất lớn và nhiệt độ nóng chảy rất cao. 5. Các carbur có công thức MC và M2C thường có nhiệt độ nóng chảy rất cao và chống ăn mòn. Kim loại Ti Zr Hg V Nb Ta Mo W Mn Fe Tnc 0 C 1668 1852 2200 1919 2460 3000 2620 3380 1244 1539 Carbur TiC ZrC HgC VC NbC TaC Mo2C W2C Mn3C Fe3C Tnc 0 C 3150 3580 3670 2800 3500 3880 2690 2800 1520 1650 6. Các carbur M3C thường có nhiệt độ nóng chảy thấp hơn và bị acid phá hủy. Mn3C + 6HCl  3MnCl2 + CH4 + H2 7. Khi đi từ MC  M3C thì hàm lượng kim loại trong carbur tăng nên liên kết có tính kim loại tăng và tính cộng hóa trị giảm khiến cho độ cứng và Tnc giảm. 8. Các carbur kim loại được sử dụng trong ngành cơ khí để sản xuất các hợp kim siêu cứng và khó nóng chảy. 9. Các carbur kim loại thường được sản xuất bằng cách nung chảy bột kim loại hay oxid kim loại với carbon ở nhiệt độ cao. V2O5 + 7C  2VC + 5CO 10. Carbur thu được sẽ được tạo hình với chất kết dính thường là cobalt hay nikel. c. Carbur cộng hóa trị 1. Chỉ có B và Si tạo được carbur cộng hóa trị SiC và B4C do có bán kính, độ âm điện tương đương và cùng số phối trí 4. 2. Trong đó, –SiC có cấu trúc kim cương với độ cứng rất cao, nhiệt độ nóng chảy cao, độ dẫn điện rất thấp và bền hóa học nên được sử dụng làm bột mài, đá mài, thanh điện trở của lò nung, d. Các dẫn xuất khác Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 172 1. Tính chất acid-baz của các dẫn xuất phụ thuộc vào độ bền và độ phân cực của liên kết A–X. 2. Khi liên kết A–X càng kém bền và độ phân cực của liên kết A–X càng lớn thì các dẫn xuất càng có tính acid. 3. Các dẫn xuất và muối thủy phân trong nước tạo môi trường acid hay baz tùy theo bản chất của liên kết trong hợp chất. Li6Si2 + 6HCl  Si2H6 + 6LiCl Muối baz 4. Các silicur có hàm lượng silic cao như MoSi, MoSi2, a. Thể hiện tính acid khi:  Không phản ứng với acid  Phân hủy trong kiềm b. Rất bền được quá trình oxi hóa khi đun nóng 18.4.2 Các oxihydroxid HxEOn và các dẫn xuất của chúng 1. Các oxihydroxid thông thường của các nguyên tố phân nhóm 4A là: Số oxi hóa C Si Ge Sn Pb +2 CO – Ge(OH)2 Sn(OH)2 Pb(OH)2 +4 H2CO3 H2SiO3 H2GeO3 Sn(OH)4 Pb(OH)4 a. Tính oxi hóa-khử 1. Trong các hợp chất oxihydroxid và dẫn xuất của chúng, E có số oxi hóa dương với độ âm điện thấp nên chúng thường có tính oxi hóa yếu. H2SiO3 + 4H + + 4e –  Si + 3H2O E 0 = –0,79V (a) 2. H2GeO3 do hiệu ứng co d và nhất là PbO2 do cả hiệu ứng co d lẫn co f khiến cho 2 điện tử s khó mất nên có tính oxi hóa. H2GeO3 + 4H + + 4e –  Si + 3H2O E 0 = –0,13V (b) Sn 4+ + 4e –  Sn E 0 = +0,01V (c) PbO2 + 4H + + 2e –  Pb 2+ + 2H2O E 0 = +1,455V (d) b. Tính tạo phức 1. Các anion EO4 3– , EO3 2– tạo phức yếu do bán kính quá lớn nên khó cho điện tử. 18.4.2.1 Các oxihydroxid HxEOn 1. Chỉ có HxEOn là các acid yếu–lưỡng tính. 2. Đối với các oxihydroxid của các nguyên tố E có cùng số oxi hóa, khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm: a. Độ âm điện giảm  b. Bán kính tăng  c. Tác dụng phân cực giảm  d. Tính ion của liên kết E–OH tăng  e. Tính acid của oxihydroxid giảm  Chƣơng 18 Phân nhóm 4A 173 Ví dụ: H2CO3 H2SiO3 H2GeO3 H4SnO4 pKa1 6,37 9,80 8,73 9,24 Xét mô hình X +  O –  H Khi đị từ trên xuống dưới trong phân nhóm:  Độ âm điện giảm, bán kính tăng  Tác dụng phân cực của X giảm  Tính acid giảm  Tuy nhiên, H2GeO3 và H4SnO4 có tính acid lớn hơn H2SiO3 là do hiệu ứng co d và co f khiến cho điện tích hạt nhân tăng mạnh nên kéo điện tử mạnh. 3. Đối với các oxihydroxid khác nhau của cùng một nguyên tố E, khi số oxi hóa càng cao: a. Tác dụng phân cực của NTTT tăng  b. Tính ion của liên kết E–OH giảm  c. Tính acid của oxihydroxid tăng  Ví dụ: Ge(OH)2 < H2GeO3 Xét mô hình O* X +  O –  H Khi X có số oxi hóa càng lớn:  Điện tích của X tăng, bán kính giảm  Tác dụng phân cực của X tăng  Số lượng O* kéo điện tử của X càng lớn  Tính acid tăng 4. Ge, Sn và Pb có số phối trí 6 bền nên ta có các phức chất: [E(OH)6] 4– , [EX6] 4– , [E(OH)6] 2– , [EX6] 2– 18.4.2.2 Các dẫn xuất EnBm của các oxihydroxid HxXOn 1. Tính chất acid-baz của các dẫn xuất phụ thuộc vào tác dụng phân cực của cation–hợp phần phân cực dương. 2. Khi tác dụng phân cực của cation–hợp phần phân cực dương càng mạnh thì: a. Liên kết AX của các dẫn xuất càng có tính cộng hóa trị b. Hợp chất càng có tính acid 3. Các dẫn xuất và muối sẽ tiến hành các phản ứng cũng như thủy phân phụ thuộc vào tính acid-baz của nó. SnCl4 + 6H2O  H2[Sn(OH)6] + 4HCl (a) Dẫn xuất acid PbF2 + 2KF  K2[PbF4] (b) PbF2 + SiF4  Pb[SiF6] (c) Dẫn xuất lưỡng tính Na2SiO3 + 2H2O  H2SiO3 + 2NaOH (d) Muối baz Chƣơng 19 Danh pháp các hợp chất vô cơ 174 Chƣơng 19 Danh pháp các chất vô cơ 19.1 Đại cƣơng 19.1.1 Mở đầu 1. Danh pháp khoa học là một hệ thống cách gọi tên các hợp chất để có thể phân biệt được các chất và xác định công thức của hợp chất từ tên gọi một cách đơn giản. 2. Ngoài ra còn có danh pháp thông dụng gọi tên theo thói quen và các tên gọi kỹ thuật hoặc thương mại mang tính đặc thù của ngành nghề, địa phương hay có tính lịch sử. Thí dụ: Chất KMnO4 (NH4)2Cr2O7 Tên hệ thống Kali tetraoxomanganat(VII) Amonium heptaoxodicromat(VI) Tên thông dụng Kali permanganat Amonium bicromat Tên thương mại Thuốc tím Bi cháy 3. Hiện nay người ta thường sử dụng quy ước đã được thống nhất của Liên đoàn Quốc tế Hóa học lý thuyết và Thực hành (danh pháp IUPAC: International Union of Pure and Applied Chemistry). 4. Theo danh pháp hệ thống (quy ước của IUPAC), có thể sử dụng song song hai cách gọi tên: a. Theo hệ thống (danh pháp IUPAC): Tên của hợp chất vô cơ được gọi theo:  Tên của ion đơn giản tạo thành hợp chất  Tên của phức chất đối với ion phức tạp b. Theo danh pháp thông dụng: Nhiều hợp chất vô cơ được gọi dưới các tên gọi thông dụng đã trở nên quá quen thuộc, thí dụ như acid sulfuric, acid clohydric, Danh pháp thông dụng ở đây không kể đến các tên gọi kỹ thuật, thương mại. 5. Việc sử dụng song song hai cách gọi tên này cho phép đơn giản hóa tên gọi nhiều hợp chất như trong thí dụ trên (NH4)2Cr2O7 và KMnO4 gọi tên theo danh pháp thông dụng sẽ ngắn gọn hơn. 19.1.2 Nguyên tắc cơ bản 1. Tất cả các hợp chất đều có thể phân thành 2 hợp phần là: a. Hợp phần phân cực dương b. Hợp phần phân cực âm Ví dụ: Na + Cl – , NH4 +NO3 –, (NH4) + 2SO4 –, C + O2 –, H + 2O –, H + 3N –, S + F6 –, Chƣơng 19 Danh pháp các hợp chất vô cơ 175 2. Công thức của hợp chất được viết với hợp phần phân cực dương trước và hợp phần phân cực âm sau. Ví dụ: NaCl, CaSO4, NH4NO3, (NH4)2SO4, CO2, H2O, H3N, PF5, SF6, Lưu ý là do thói quen, người ta thường viết là NH3 thay vì H3N. 3. Danh pháp (tên gọi) của hợp chất được đọc cũng với hợp phần phân cực dương trước và hợp phần phân cực âm sau. Ví dụ: Natri clorur (NaCl), calci sulfat (CaSO4), Carbon dioxid (CO2), hydro oxid (H2O), 19.2 Danh pháp của các nguyên tố 1. Các nguyên tố được đọc tên theo tiếng La tinh của nguyên tố nhưng có bỏ bớt tiếp vĩ ngữ (đuôi) um. Ví dụ: Tên La tinh Danh pháp Việt nam Natrium Natri Calcium Calci 2. Một số tên nguyên tố đã được Việt hóa thì đọc tên theo tiếng Việt. Ví dụ: Tên La tinh Danh pháp Việt nam Copper Đồng Argentum Bạc Sulfur Lưu huỳnh 3. Các tên nguyên tố Việt hóa này được tiếp tục sử dụng trong các hợp phần phân cực dương nhưng bắt buộc phải sử dụng tên La tinh trong các hợp phần phân cực âm. Ví dụ: Công thức Danh pháp Việt nam Cu(NO3)2 Đồng nitrat Na[CuI2] Natri diiodocuprat 19.3 Danh pháp của các cation 19.3.1 Cation đơn giản (một nguyên tử) 1. Gọi theo tên của nguyên tố tương ứng có ghi thêm số oxi hóa của nó bằng số la mã trong ngoặc đơn ngay kế tiếp không cách khoảng. Đối với các nguyên tố chỉ có một số oxi hóa như hydro, kim loại kiềm, kim loại kiềm thổ thì không cần ghi số oxi hóa. Thí dụ: Cu 2 (ion) đồng(II) Na (ion) natri 19.3.2 Cation phức tạp (nhiều nguyên tử) 1. Cation do sự kết hợp của các phân tử hay ion có tính baz với proton sẽ được gọi tên theo phần gốc của tên nguyên tố tạo nên phân tử hay ion ban đầu có thêm tiếp vĩ ngữ –onium. Thí dụ: NH4  ammonium H3O  oxonium PH4 + phosphonium AsH4 + arsonium Các dẫn xuất thế từ các ion này cũng được gọi tên tương tự. Thí dụ: (CH3)4Sb + tetrametylstibonium PCl4 + tetraclorophosphonium Chƣơng 19 Danh pháp các hợp chất vô cơ 176 2. Cation phức tạp có nguyên tử trung tâm là cation kim loại và các ligand (phối tử) là các anion, nguyên tử hay phân tử trung hòa sẽ gọi tên theo phức chất. Thí dụ: [Cu(NH3)4] 2+ (ion) tetraammincuprum(II) [Al(H2O)6] 3+ (ion) hexaaquoaluminium(III) [CoCl(NH3)5] 2+ (ion) cloropentaammincobalt(II) 3. Cation là nhóm chức (gốc) sẽ gọi tên theo nhóm chức (gốc) tương ứng (tên một số nhóm chức (gốc) được trình bày trong Mục 1.4). Thí dụ: NO (ion) nitrosyl NO2  (ion) nitryl SO 2+ (ion) thionyl SO2 2+ (ion) sulfuryl PO 3+ (ion) phosphoryl CO 2+ (ion) carbonyl 19.4 Danh pháp của các anion 19.4.1 Anion đơn giản (một nguyên tử) 1. Giữ nguyên phần tên gốc của nguyên tố và thêm tiếp vĩ ngữ –ur (tên Quốc tế là ide chuyển sang cách gọi tên Việt Nam là ur). Thí dụ: H (ion) hydrur F (ion) fluorur S 2 (ion) sulfur Cl (ion) clorur Si 4 (ion) silisur Br (ion) bromur Ngoại lệ: O 2 (ion) oxid 19.4.2 Anion phức tạp (nhiều nguyên tử) 1. Một số anion nhiều nguyên tử đơn giản có tiếp vĩ ngữ –id (trừ một số ngoại lệ có tiếp vĩ ngữ ur). Thí dụ: O2 2 (ion) peroxyd NH2  (ion) amid O2  (ion) superoxyd NH 2 (ion) imid OH (ion) hydroxid NH2OH  (ion) hydroxylamid Ngoại lệ: O3  (ion) ozonur CN (ion) cyanur 2. Anion phức tạp sẽ gọi tên theo phức chất. Thí dụ: [Zn(OH)4] 2 (ion) tetrahydroxozincat(II) [Fe(CN)6] 3 (ion) hexacyanoferrat(III) SO3 2 (ion) trioxosulfat(IV) SO4 2 (ion) tetraoxosulfat(VI) [SO3S] 2 (ion) trioxothiosulfat(VI) (thường viết S2O3 2) 3. Đối với các anion của các oxihydroxid cũng như các dẫn xuất của chúng, người ta thường sử dụng danh pháp thông dụng: a. Nếu acid có tiếp vĩ ngữ là –ic thì anion sẽ đổi thành tiếp vĩ ngữ –at. b. Nếu acid có tiếp vĩ ngữ là –ơ thì anion sẽ đổi thành tiếp vĩ ngữ –it. Thí dụ: NO2  (ion) nitrit SO3 2 (ion) sulfit NO3  (ion) nitrat SO4 2 (ion) sulfat 4. Anion nhiều nguyên tử có chứa nguyên tử hydrogen thì thêm từ hydro phía trước tên của anion tương ứng. Chƣơng 19 Danh pháp các hợp chất vô cơ 177 Thí dụ: HS (ion) hydrosulfur HSO3  (ion) hydrosulfit HO2  (ion) hydroperoxyd H2PO4  (ion) dihydrophosphat 19.5 Danh pháp của các nhóm chức (gốc) 1. Các nhóm chức (gốc) thường gặp trong nhiều hợp chất được hình thành từ các nguyên tố không kim loại hoặc từ nguyên tố kim loại với oxygen. 2. Tên của chúng thường có tiếp vĩ ngữ –yl. Thí dụ: OH hydroxyl CO carbonyl NO nitrosyl NO2 nitryl SO thionyl (sulfinyl) SO2 sulfuryl (sulfonyl) ClO clorosyl ClO2 cloryl ClO3 percloryl PO phosphoryl UO2 uranyl CrO2 cromyl 19.6 Danh pháp của các hợp chất 19.6.1 Quy tắc gọi tên 1. Một hợp chất bất kỳ đều có thể xem như được hình thành từ các hợp phần phân cực dương (cation) và các hợp phần phân cực âm (anion). 2. Tên của hợp chất được gọi theo thứ tự: tên của cation trƣớc, tên của anion sau. Thí dụ: Na2SO4 natri sulfat, natri tetraoxosulfat(VI) FeCl3 sắt(III) clorur P2O5 phosphor(V) oxid CO carbon(II) oxid 3. Nếu hợp chất có nhiều hợp phần phân cực dương (cation) hay nhiều hợp phần phân cực âm (anion) thì vẫn gọi tên theo quy tắc trên với tên gọi của các cation (hay của các anion) được xếp theo thứ tự abc. Thí dụ: COCl2 carbon clorur oxid (carbonyl clorur) MgCl(OH) magne clorur hydroxyd KMgF3 kali magne fluorur MgNH4PO4.6H2O ammonium magne phosphat hexahydrat 4. Ghi chú: Nhiều tài liệu thường gọi tên khác đi một chút so với cách trình bày trên ở chỗ không ghi số oxi hóa của các nguyên tố, thay vào đó: a. Số lượng của các hợp phần dương hoặc âm đơn giản được biểu diễn bằng các tiếp đầu ngữ mono, di, tri, tetra,. Tiếp đầu ngữ mono có thể không cần ghi. b. Nếu các hợp phần đó là ion phức tạp thì các tiếp đầu ngữ sẽ là bis, tris, tetrakis, Thí dụ: P2O5 diphospho pentaoxyd NO2 nitrogen dioxyd S2Cl2 disulfur diclorur 19.6.2 Tên của các oxihydroxid 1. Danh pháp thông dụng: Chƣơng 19 Danh pháp các hợp chất vô cơ 178 a. Đối với các oxihydroxid, người ta lấy tên phần gốc của nguyên tố tạo acid có thêm tiếp vĩ ngữ ơ hoặc ic để phân biệt số oxi hóa của nguyên tố đó. b. Cách gọi tên khi nguyên tố tạo acid với nhiều số oxi hóa khác nhau như sau: Số oxi hóa của nguyên tố tạo acid Tên gọi Thí dụ Thấp nhất acid hypo–tên nguyên tố–ơ HClO acid hypoclorơ Thấp acid tên nguyên tố–ơ HClO2 acid clorơ Cao acid tên nguyên tố–ic HClO3 acid cloric Cao nhất acid per–tên nguyên tố–ic HClO4 acid percloric c. Ghi chú: Trường hợp nguyên tố chỉ tạo được một oxihydroxid thì dùng tiếp vĩ ngữ ic để gọi tên. Thí dụ: H2SiO3 – acid silicic. d. Người ta phân biệt một nguyên tố ở cùng số oxi hóa tạo thành nhiều oxihydroxid có hàm lượng nước khác nhau bằng cách thêm tiếp đầu ngữ như sau: Hàm lƣợng nƣớc trong oxihydrocid Tên gọi Thí dụ Ít nhất acid meta– tên oxoacid (HPO3)n acid metaphosphoric Nhiều nhất acid orto– tên oxoacid H3PO4 acid ortophosphoric Hai oxihydroxid mất 1 H2O acid pyro–tên oxoacid H4P2O7 acid pyrophosphoric 2. Danh pháp hệ thống: Các oxihydroxid có thể gọi tên theo danh pháp phức chất. Thí dụ: H2SO4 hydro tetraoxosulfat(VI) hay acid tetraoxosulfuric(VI) H2SO3 hydro trioxosulfat(IV) hay acid trioxosulfuric(IV) HMnO4 hydro tetraoxomanganat(VII) hay acid tetraoxomanganic(VII) H2MnO4 hydro tetraoxomanganat(VI) hay acid tetraoxomanganic(VI) 19.6.3 Tên của các acid dẫn xuất từ oxihydroxid 1. Các acid dẫn xuất từ oxihydroxid là các oxihydroxid có một số oxygen trong phân tử oxihydroxid được thay thế bằng các nguyên tử hay các nhóm nguyên tử khác. 2. Tên gọi của các acid dẫn xuất đó là tên của oxihydroxid nhưng có thêm tiếp đầu ngữ để chỉ sự thay thế đã được thực hiện. a. Peroxoacid: Nếu oxi –O được thay bằng nhóm peroxid –O–O. Thí dụ: HNO4 acid peroxonitric H3PO5 acid peroxomononitric H2SO5 acid peroxomonosulfuric H2S2O8 acid peroxodisulfuric b. Thioacid: Nếu oxi –O được thay bằng lưu huỳnh –S. Thí dụ: H2S2O2 acid thiosulfurơ dẫn xuất từ H2SO3 acid sulfurơ H2S2O3 acid thiosulfuric dẫn xuất từ H2SO4 acid sulfuric HSCN acid thiocyanic dẫn xuất từ HOCN acid cyanic Chƣơng 19 Danh pháp các hợp chất vô cơ 179 19.6.4 Tên của các acid polimer 1. Nhiều oxihydroxid bị dimer, trimer, polymer hóa tạo thành các acid có cấu trúc phức tạp được gọi là các acid polymer hóa. 2. Tên gọi của các acid này cũng là tên của oxihydroxid nhưng thêm tiếp đầu ngữ di, tri, poly để chỉ mức độ polimer hóa. Thí dụ: H2S2O7 acid disulfuric H4P2O7 acid diphosphoric H5P3O10 acid triphosphoric H2Cr2O7 acid dicromic H2Cr4O13 acid tetracromic 19.6.5 Tiếp đầu ngữ chỉ số lƣợng 1. Tiếp đầu ngữ chỉ số lượng của mỗi hợp phần được viết liền ngay trước tên của hợp phần đó. 2. Các tiếp đầu ngữ thông thường được đi kèm với các hợp phần có tên đơn giản. 3. Các tiếp đầu ngữ phức tạp được đi kèm với các hợp phần có tên phức tạp hơn. 4. Các tiếp đầu ngữ được trình bày trong Bảng 19.1 và 19.2. Bảng 19.1 Các tiếp đầu ngữ thông thƣờng và phức tạp Số lƣợng Tiếp đầu ngữ thông thƣờng Tiếp đầu ngữ phức tạp Số lƣợng Tiếp đầu ngữ thông thƣờng Tiếp đầu ngữ phức tạp 1 mono 6 hexa hexakis 2 di bis 7 hepta heptakis 3 tri tris 8 octa octakis 4 tetra tetrakis 9 nona nonakis 5 penta pentakis 10 deca decakis, Bảng 19.2 Các tiếp đầu ngữ thông thƣờng Số lƣợng Tiếp đầu ngữ thông thƣờng Số lƣợng Tiếp đầu ngữ thông thƣờng Số lƣợng Tiếp đầu ngữ thông thƣờng 11 undeca 20 icosa 50 pentaconta 12 dodeca 21 henicosa 52 dopentaconta 13 trideca 22 docosa 60 hexaconta 14 tetradeca 23 tricosa 70 heptaconta 15 pentadeca 30 triaconta 80 octaconta 16 hexadeca 31 hentriaconta 90 nonaconta 17 heptadeca 35 pentatriaconta 100 hectaconta 18 octadeca 40 tetraconta 19 nonadeca 48 octatetraconta 19.7 Danh pháp bằng tiếng Anh 19.7.1 Danh pháp của các nguyên tố hóa học bằng tiếng Anh Bảng 19.3 Tên gọi, ký hiệu và số thứ tự Z của các nguyên tố hóa học Tên Ký hiệu Z Tên Ký hiệu Z Actinium Ac 89 Calcium Ca 20 Aluminium Al 13 Californium Cf 98 Americium Am 95 Carbon C 6 Antimony (Stibium) Sb 51 Cerium Ce 58 Chƣơng 19 Danh pháp các hợp chất vô cơ 180 Tên Ký hiệu Z Tên Ký hiệu Z Argon Ar 18 Chlorine Cl 17 Arsenic As 33 Chromium Cr 24 Astatine At 85 Cobalt Co 27 Barium Ba 56 Copper (Cuprum) Cu 29 Berkelium Bk 97 Curium Cm 96 Beryllium Be 4 Dysprosium Dy 66 Bismuth Bi 83 Einsteinium Es 99 Boron B 5 Erbium Er 68 Bromine Br 35 Europium Eu 63 Cadmium Cd 48 Fermium Fm 100 Caesium Cs 55 Fluorine F 9 Francium Fr 87 Promethium Pm 61 Gadolinium Gd 64 Protactinium Pa 91 Gallium Ga 31 Radium Ra 88 Germanium Ge 32 Radon Rn 86 Gold (Aurum) Au 79 Rhenium Re 75 Hafnium Hf 72 Rhodium Rh 45 Helium He 2 Rubidium Rb 37 Holmium Ho 67 Ruthenium Ru 44 Hydrogen a H 1 Samarium Sm 62 Indium In 49 Scandium Sc 21 Iodine I 53 Selenium Se 34 Iridium Ir 77 Silicon Si 14 Iron (Ferrum) Fe 26 Silver (Argentum) Ag 47 Krypton Kr 36 Sodium (Natrium) Na 11 Lanthanum La 57 Strontium Sr 38 Lawrencium (Unniltrium) Lr 103 Sulfur (theion) b S 16 Lead (Plumbum) Pb 82 Tantalum Ta 73 Lithium Li 3 Technetium Tc 43 Lutetium Lu 71 Tellurium Te 52 Magnesium Mg 12 Terbium Tb 65 Manganese Mn 25 Thallium Tl 81 Mendelevium (Unnilunium) Md 101 Thorium Th 90 Mercury (Hydrargyrum) Hg 80 Thulium Tm 69 Molybdenum Mo 42 Tin (Stannum) Sn 50 Neodymium Nd 60 Titanium Ti 22 Neon Ne 10 Tungsten (Wolfram) W 74 Neptunium Np 93 Unnilennium Une 109 Nickel Ni 28 Unnilhexium Unh 106 Niobium Nb 41 Unniloctium Uno 108 Nitrogen (Azote) N 7 Unnilpentium Unp 105 Nobelium (Unnilbium) No 102 Unnilquadium Unq 104 Osmium Os 76 Unnilseptium Uns 107 Oxygen O 8 Uranium U 92 Palladium Pb 46 Vanadium V 23 Phosphorus P 15 Xenon Xe 54 Platinum Pt 78 Ytterbium Yb 70 Plutonium Pu 94 Yttrium Y 39 Polonium Po 84 Zinc Zn 30 Potassium (Kalium) K 19 Zirconium Zr 40 Praseodymium Pr 59 a Các đồng vị 2 H và 3 H của hydrogen lần lượt được gọi là deuterium và tritium ứng với các ký hiệu D và T nhưng 2 H và 3 H được sử dụng nhiều hơn. b Tên Hy lạp này dẫn đến từ gốc “thi” của lưu huỳnh. Chƣơng 19 Danh pháp các hợp chất vô cơ 181 19.7.2 Danh pháp anion của các oxihydroxid bằng tiếng Anh Bảng 19.4 Tên nguyên tố, từ gốc và tên anion của các oxihydroxid bằng tiếng Anh Tên nguyên tố Từ gốc Tên anion Tên nguyên tố Từ gốc Tên anion actinium actin– actinate niobium niob– niobate aluminium alumin aluminate nitrogen nitr– nitrate antimony antimon– antimonate, stibate osmium osm– osmate arsenic arsen– arsenate palladium pallad– palladate beryllium beryll– beryllate phosphorus phosph– phosphate bismuth bismuth– bismuthate platinum platin– platinate boron bor– borate radium rad– radate bromine brom– bromate rhenium rhen– rhenate cadmium cadm– cadmate rhodium rhod– rhodate carbon carbon– carbonate ruthenium ruthen– ruthenate cerium cer– cerate scandium scand– scandate chlorine chlor– chlorate selenium selen– selenate chromium chrom– chromate silicon silic– silicate cobalt cobalt– cobaltate silver argent– argentate copper cupr– cuprate sulfur sulf– sulfate gallium gall– gallate tantalum tantal– tantalate germanium german– germanate technetium technet– technetate gold aur– aurate tellurium tellur– tellurate hafnium hafn– hafnate thallium thall– thallate indium ind– indate tin stann– stannate iodine iod– iodate thorium thor– thorate iridium irid– iridate titanium titan– titanate iron ferr– ferrate tungsten tungst– tungstate, wolframate lead plumb– plumbate uranium uran– uranate manganese mangan– manganate vanadium vanad– vanadate mercury mercur– mercurate xenon xenon– xenonate molybdenum molybd– molybdate zinc zinc– zincate nickel nickel– nickelate zirconium zircon– zirconate Taøi lieäu tham khaûo 182 Tài liệu tham khảo 1. Nguyễn Thị Tố Nga, Hóa Vô cơ, Tập 1, 2 và 3, Nhà xuất bản Đại học Quốc gia Thành phố Hồ Chí Minh, Thành phố Hồ Chí Minh, 2002. 2. Hoàng Nhâm, Hóa học Vô cơ, Tập 1, 2 và 3, Nhà xuất bản Giáo dục, Hà Nội, 2002. 3. Nguyễn Đình Chi, Hóa học Đại cương, Nhà xuất bản Giáo dục, Hà Nội, 2007. 4. Đào Đình Thức, Cấu tạo Nguyên tử và Liên kết Hóa học, Tập 1, và 2, Nhà xuất bản Giáo dục, Hà Nội, 2005. 5. N. X. Acmetop, Hóa Vô cơ, Tập 1, và 2, Nhà xuất bản Đại học và Trung học chuyên nghiệp, Hà Nội, 1978. 6. J. E. Huheey, E. A. Keiter, R. L. Keiter, Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity, 4th edition, Prentice Hall; United States of America, 1997. 7. F. A. Cotton, G. Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry, 5th edition, John Wiley & Sons Inc; United States of America, 1988. 8. R. A. Liđin, Tính chất Lý Hóa học các chất Vô cơ, Mir Publishers, Moscow, 1975. 9. Ju. Lurie, Handbook of Analytical Chemistry, Nhà xuất bản Khoa học và Kỹ thuật, Hà Nội, 2001. 10. Р. А. Лидин, Справочник по неорганической химии, Москва Химия, Москва, 1987.