- 1. electron: 1s22s22p2 Vị trí: Ô thứ 6, chu kì 2, nhóm IVA Các số oxi hóa của cacbon: - 4, 0, +2, +4
- 2. dạng thù hình chính: Kim cương, than chì và fuleren. Kim cương Than chì Fluleren - Là chất rắn trong suốt, không màu, lấp lánh rất đẹp - Rất bền, cứng nhất, nhiệt độ nóng chảy rất cao - Không dẫn điện, dẫn nhiệt kém - Là chất rắn màu xám đen, có ánh kim, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt - Nhiệt độ nóng chảy cao, bền - Mềm, nhờn, trơn - Có rất nhiều nguyên tử C. VD : C60, C70,... - Có dạng khối cầu rỗng, hình trụ,…
- 3. dạng tồn tại của cacbon thì cacbon vô định hình hoạt động hơn về mặt hóa học. Ở nhiệt độ thường cacbon tương đối trơ, khi có nhiệt độ cacbon tác dụng với nhiều chất. Cacbon vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa. Tuy nhiên tính khử đặc trưng hơn. a. Tính khử Tác dụng với oxi Tác dụng với hợp chất b. Tính oxi hóa Tác dụng với H2 Tác dụng với một số kim loại có tính khử mạnh tạo thành cacbua kim loại.
- 4. đồ trang sức. - làm đầu mũi khoan, dao cắt kính,… Than chì - làm điện cực, làm chén nung - làm ruột bút chì đen, chất phụ gia trong dầu mỡ bôi trơn Than muội - làm mực in, chất tạo màu đen và chất độn cho cao su, chất dẻo,… Than cốc - làm chất khử điều chế kim loại Than gỗ, than xương - làm than hoạt tính: lọc khí, lọc nước - làm chất khử điều chế kim loại, làm nhiên liệu,… Trong y học: Than hoạt tính làm mặt nạ phòng độc. khử mùi, giảm đầy hơi, khó tiêu, xử lí tình trạng xây xẩm do rượu.
- 5. cương nhân tạo được điều chế từ than chì ở nhiệt độ, áp suất rất cao có xúc tác sắt, crom hoặc niken. Than chì nhân tạo được điều chế từ than cốc ở nhiệt độ cao trong lò điện không có không khí. Than cốc được điều chế từ than mỡ ở nhiệt độ cao trong lò cốc không có không khí. Than mỡ được khai thác từ các vỉa than. Than gỗ tạo ra từ việc đốt cháy gỗ trong điều kiện thiếu khí. Than muội tạo ra từ nhiệt phân metan CH4 → C + 2H2
- 6. THÁI TỰ NHIÊN Trong tự nhiên kim cương và than chì tồn tại ở dạng tự do gần như tinh khiết Ngoài ra cacbon còn tồn tại trong các khoáng vật như canxit (CaCO3), đolomit (CaCO3.MgCO3), thành phần chính của các loại than mỏ. Hợp chất của cacbon là thành phần cơ sở của tế bào động vật và thực vật.
- 7. kí hiệu là Si thuộc ô số 14, nhóm IVA, chu kỳ 3 trong bảng tuần hoàn. Khối lượng nguyên tử của Silic là 23, số hiệu nguyên tử là Z=14.
- 8. ở 2 dạng thù hình: Silic tinh thể và silic vô định hình. Silic tinh thể có cấu trúc giống kim cương, màu xám, nhiệt độ nóng chảy1420℃, có tính bán dẫn. Silic vô định hình là chất bột màu nâu.
- 9. HỌC: Giống như cacbon silic có các số oxi hóa: -4, 0, +2, +4. Silic vừa có tính khử, vừa có tính oxi hóa. a. Tính khử - Tác dụng với phi kim Si + O2→ SiO2 - Tác dụng với hợp chất Si + 2NaOH + H2O→ Na2SiO3 + 2H2 b.Tính oxi hóa - Tác dụng với kim loại: 2Mg + Si→ Mg2Si
- 10. khiết là chất bán dẫn được dùng trong kỹ thuật vô tuyến và điện tử, Dùng chế tạo tế bào quang điện. Trong luyện kim silic dùng để tách oxi khỏi kim loại nóng chảy. Ferosilic là hợp Chế tạo thép chịu axit. Vật liệu y tế Silicon là hợp chất dẻo chứa các liên kết silic-oxy và silic-cacbon; chúng được sử dụng trong các ứng dụng như nâng ngực nhân tạo và lăng kính tiếp giáp (kính úp tròng).
- 11. phòng thí nghiệm SiO2 +2Mg→ 2MgO + Si Trong công nghiệp: SiO2 +2C→ Si + 2CO. Không dùng cát để dập tắt đám cháy là magie, nhôm.
- 12. nhiên, nguyên tố Si - Chiếm khoảng 29,5% về khối lượng vỏ trái đất - Có ở dạng hợp chất: cát (có SiO2 ), cao lanh (Al2O3.SiO2.H2O ),… Silic là nguyên tố phổ biến thứ hai sau oxi. Trong tự nhiên không gặp Si ở dạng tự do mà ở dạng hợp chất: chủ yếu ở dạng SiO2, các khoáng vật silicat và aluminosilicat như cao lanh, fenspat, mica, thạch anh…
- 13. vật lí a. Gemani. Có màu trắng ánh xám, bề ngoài giống kim loại nhưng có cấu trúc tinh thể tương tự như kim cương. Là chất bán dẫn và có ứng dụng quan trọng. b. Thiếc. Thiếc tồn tại ở hai dạng thù hình là thiếc trắng và thiếc xám, hai dạng này có thể biến đổi qua lại lẫn nhau phụ thuộc vào nhiệt độ. Ở điều kiện thường, thiếc là kim loại màu trắng bạc, có khối lượng riêng lớn, D = 7,92 g/cm3 c. Chì : Chì thể hiện rõ tính kim loại nhất, tồn tại ở dạng kim loại. Pb là kim loại màu xám thẫm Pb rất mềm, dùng móng tay có thể rạch được và dễ dát mỏng. Pb là kim loại dẫn điện.
- 14. dụng với phi kim : - Cả ba nguyên tố đều tương tác với halogen và nhiều nguyên tố không kim loại khác. -Nước không tác dụng với Ge và Sn, nhưng đối với Pb nó tách dần mạng oxit bao bọc ngoài và tiếp tục tác dụng. Riêng Pb, khi có mặt oxi, có thể tương tác với H2O. 2Pb + 2H2O + O2 2Pb(OH)2
- 15. liệu quang học (sợi cáp quang) - Vật liệu bán dẫn nhưng có thể trở thành siêu dẫn khi đặt trong vùng có từ trường mạnh. - Pin mặt trời gallium arsenide germanium - Các thiết bị phát hiện dùng một tinh thể gecmani độ tinh khiết cao có thể nhận dạng chính xác nguồn bức xạ (ví dụ trong an ninh hàng không) b.Thiếc Nhờ đặc tính chống ăn mòn, người ta cũng thường tráng hay mạ lên các kim loại dễ bị ôxy hoá nhằm bảo vệ chúng như một lớp sơn phủ bề mặt, như trong các tấm sắt tây dùng để đựng đồ thực phẩm. c. Chì. - Thành phần chính của pin chì-axit, dùng rộng rãi chẳng hạn như pin xe hơi. - Dùng làm chất tạo màu cho sứ,men (ceramics) (đỏ và vàng) - Màn chắn cho các phòng X-ray - Làm điện cực ( trong các bình ắc quy) - Cho vào đồng thanh (Cu-Zn) làm vật liệu cho các áo giáp - Thường dùng trong các công trình kiến trúc. - Chì được sử dụng như chất nhuộm trắng trong sơn. - Chì dùng làm các tấm ngăn để chống phóng xạ hạt nhân.
- 16. , PB Gecman: Chuyển Ge trong các quặng đó thành dạng oxit GeO2, sau đó khử bừng H2, hay than ở nhiệt dộ cao. Thiếc: Dùng than khử quăng caxiterit có thạch anh thành phần chủ yếu là Thiếc ( IV ) oxit ở 1300 Chì: Nung quặng galen ( PbS ) hoặc xiruzit ( PbCO3 ) bằng PbO rồi khử bằng than ℃
- 17. ô 15 nhóm VA chu kỳ 3 + Cấu hình e [Ne]3s23p33d0 + P có orbital 3d nên có khả năng lai hóa sp3 d2, sp3 d. Nhưng trạng thái lai hóa sp3 là đặc trưng nhất của P + Trạng thái oxi hóa là -3, 0, +1, +3, +5, trong đó +5 là đặc trưng nhất + P có nhiều dạng : P4 trắng, Pn đỏ, Pm đen, P8 tím.
- 18. dạng a. Photpho trắng: + Khối trong suốt, mềm như sáp, có mạng lưới lập phương. + Do có mạng lưới phân tử nên dễ nóng chảy(t0 nc=440C), dễ bay hơi (t0 s=2570C), dễ tan trong dung môi không phân cực như CS2, benzen. + Photpho trắng ở thể hơi có mùi tỏi, chưng cất ở 1000 C cùng với hơi nước + Phopho trắng không bền nên dưới tác dụng của ánh sáng, nhiệt nó chuyển dần sang dạng bên hơn là P đỏ. Dưới tác dụng nhiệt, P4 phân hủy: 𝑃4 800−900°𝐶 𝑃2 Phân tử P2 có cấu tạo giống N2 : 2𝑃2 1700−1800°𝐶 4𝑃 Photpho trắng rất độc, liều chết người là 0,1 gam
- 19. : + Chất bột đỏ, phân tử dạng polime và một số dạng chưa xác định + Không tan trong dung môi nào + Nóng chảy ở 5930C, thăng hoa ở áp suất cao, tạo thành hơi gồm những phân tử P4 , ngưng tụ thành P trắng. c. Photpho đen: +Photpho đen dạng polyme có mạng lưới nguyên tử. +P đen khó nóng chảy(t0 nc=10000C) d. Photpho tím: P đỏ hòa tan trong chì nóng chảy ở ( 327,50C) rồi kết tinh lại thì được P tím.
- 20. trắng hoạt động nhất và P đen kém hoạt động nhất. Ví dụ : Với oxi không khí, ở điều kiện thường P trắng bị oxi hóa dần nên phải để trong nước, còn P đỏ và P đen đều bền, P trắng tự bốc cháy trong không khí 400C P có tính oxh và tính khử: P bị oxh khi phản ứng với Oxi, halogen, lưu huỳnh… Tính khử của thể hiện khi phản ứng với những hợp chất oxh mạnh như P đỏ, nổ khi va chạm mạnh với KCLO3, K2Cr2O7…. 12𝑃đỏ + 10𝐾𝐶𝑙𝑂3 → 10𝐾𝐶𝑙 + 3𝑃4𝑂10 Tính chất này dùng để làm diêm Photpho có thể phản ứng với axit, kiềm, hidro, nước với nhiều kim loại khi đun nóng
- 21. NHIÊN - ĐIỀU CHẾ: Photpho phổ biến trong thiên nhiên nhưng tổng lượng không nhiều khoảng 0,04% tổng số nguyên tử vỏ trái đất Photpho tập trung dưới 2 khoáng vật chính là photphorit và apatit Nước ta có mỏ apatit ở Lào Cai với trữ lượng lớn Photpho chủ yếu tồn tại trong xương và lượng nhỏ trong protein nhưng giữ vai trò quan trọng trong hoạt động sống. Thực phẩm có nhiều photpho là phomat, các loại đậu, lòng đỏ trứng.
- 22. lớp electron hoá trị là 2s2 2p3 Phân tử N2 có liên kết 3: N ≡ N
- 23. khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí và không duy trì sự sống, sự cháy. Nhiệt độ nóng chảy là -210°C và nhiệt độ sôi là -195,8°C. Ít tan trong nước và dung môi hữu cơ.
- 24. độ thường, Nitơ trơ về mặt hóa học nhưng trở nên hoạt động hơn và tác dụng được với nhiều chất khi ở nhiệt độ cao. Do có năng lượng liên kết lớn nên nitơ rất bền với nhiệt, ở 3000°C chưa phân huỷ rõ rệt thành nguyên tử. Ở nhiệt độ thường N2 không phản ứng với axit, kiềm, halogen, S, chỉ tới tác dụng với liti tạo nitrua 6Li+N2 -> 2Li3N Khi được hoạt hoá ( nhiệt, xúc tác, phóng điện hay bức xạ ion) N2 có vai trò là chất oxi hoá và phản ứng với nhiều kim loại, không kim loại tạo nitrua: 3Mg + N2 -> Mg3N2
- 25. nhiên: Trong thiên nhiên, nitơ tồn tại dạng hợp chất và tự do. Trong khí quyển chiếm 78,03% thể tích. Ở dạng hợp chất, nito góp mặt trong thành phần của protein, axit ucleic và nhiều hợp chất khác. Người ta tìm thấy N2 nhiều trong khoáng vật NaNO3 với tên gọi là diêm tiêu natri. Điều chế: Trong công nghiệp, Nitơ được điều chế bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng. Trong phòng thí nghiệm, thực hiện nhiệt phân muối nitri để sản xuất nito. NH4NO2 (xt nhiệt độ) -> N2 + 2H2O NH4Cl + NaNO2 (xt nhiệt độ) -> N2 + NaCl + 2H2O
- 26. thực phẩm Hàn ống, chế biến kim loại Luyện kim, chế tác kim loại Bơm lốp oto , máy bay Khí nitơ trong vận chuyển thực phẩm và các mẫu chế phẩm sinh học Trong nghiên cứu, giáo dục
- 27. tồn tại ở dạng tinh thể tà phương và đơn tà: Sα và Sβ. Hai dạng thù hình này có thể chuyển hóa cho nhau, không tan trong nước, ít tan trong rượu, tan nhiều trong dầu hóa, benzen, nhất là trong CS2 Sα ⇌ Sβ
- 28. Lưu huỳnh tương đối hoạt động, khi đun nóng phản ứng với hầu hết các nguyên tố. - Với H2, S thể hiện tính oxi hóa: S + H2 ⇌ H2S. - Với kim loại, S thể hiện tính oxi hóa. Phản ứng xảy ra ở nhiệt độ thấp với kim loại kiềm, kiềm thổ, Ag,Hg. mM + nS → MmSn - Với P trắng, S phản ứng tạo sunfua. - Với oxi không khí, S cháy với ngọn lửa màu xanh mờ S + O2 → SO2 - Với hợp chất có tính oix hóa như KNO3, HNO3, KClO3, H2SO4 đặc…, lưu huỳnh thể hiện tính khử. 2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2 - Phản ứng với dung dịch kiềm: 3S +6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O - Với dung dịch sunfua và dung dịch sunfit.
- 29. nguyên tố phổ biến, chiếm 0,03% tổng số nguyên tử của vỏ trái đất. Trong thiên nhiên, lưu huỳnh có thể tồn tại tự do và tập trung thành mỏ ở vùng núi lửa Sixil, Nhật Bản, Nga… Phần lớn ở dạng hợp chất, phổ biến nhất là khoáng vật sunfua như pirit (FeS2), galen (PbS), blenđơ (ZnS) và khoáng vật sunfat như Na2SO4.10H20, CaSO4.2H2O, BaSO4 S gồm 4 đồng vị: 32S, 33S, 34S, 36S và 2 đồng vị nhân tạo: 31S, 37S (đồng vị phóng xạ)
- 30. lưu huỳnh có thể tồn tại tự do và tập trung thành mỏ ở vùng núi lửa Sixil, Nhật Bản, Nga… Phần lớn ở dạng hợp chất, phổ biến nhất là khoáng vật sunfua như pirit (FeS2), galen (PbS), blenđơ (ZnS) và khoáng vật sunfat như Na2SO4.10H20, CaSO4.2H2O, BaSO4
- 31. đồng vị: 32S, 33S, 34S, 36S và 2 đồng vị nhân tạo: 31S, 37S (đồng vị phóng xạ)
- 32. vật lí: - H2S là khí độc (có thể dẫn đến mất cảm giác, buồn nôn, ngất xỉu, thậm chí tử vong khi hít phải), không màu, mùi trứng thối. - Khí H2S ít tan trong nước. Tính chất hóa học: - Trong nước, H2S là axit yếu, điện li 2 nấc H2S + H2O ⇌ H3O+ + HS- HS- + H2O ⇌ H3O+ + S2- - H2S kém bền nhiệt H2O, H2S bắt đầu phân hủy ở 400 oC và phân hủy hoàn toàn ở 1700 oC. - Tính khử mạnh. - Tác dụng với oxi tự do, H2S cháy với ngọn lửa màu xanh 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O - Phản ứng với I2 (dùng để định lượng H2S trong hỗn hợp khí) H2S + I2 → S + 2HI - Phản ứng oxi hóa H2S còn xảy ra nhờ một số vi khuẩn và rong biến H2S thành S và tích lũy trong cơ thể, nhiệt của quá trình oxi hóa này là nguồn năng lượng sống của chúng. Một số vi khuẩn khác lại có thể biến sunfat thành H2S, do vậy trong khí thiên nhiên và nước của một số suối khoáng thường có H2S. Điều chế: Trong phòng thí nghiệm: FeS + HCl → FeCl2 + H2S Trong công nghiệp, H2S được điều chế bằng cách nung hỗn hợp gồm bột S, parafin, bột amiăng theo tỷ lệ 3:5:2.
- 33. chất vật lí: Phân loại: Theo bản chất liên kết: + Những kim loại hoạt động mạnh như kiềm, kiềm thổ tạo ra sunfua ion. + Những kim loại khác tạo ra sunfua cộng hóa trị. Theo độ tan: + Sunfua tan trong nước: Na2S, K2S, BaS… + Sunfua không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng: FeS, ZnS... + Sun fua không tan trong nước cũng như trong axit loãng: CuS, HgS, PbS…
- 34. hồng: MnS Màu nâu: Bi2S3, PtS2
- 35. Các sunfua tan trong nước (sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ) bị thủy phân tạo môi trường kiềm. S2-+ H2O ⇌ OH- + HS- - Các sunfua kim loại mà hiđroxit kim loại là lưỡng tính bị thủy phân hoàn toàn tạo hiđroxit và hiđro sunfua. Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S - Một số sunfua tương tác với sunfua kim loại kiềm và amoni tạo thành muối tio tan được: As2S5 + 3Na2S → 2Na3AsS4
- 36. kim loại tác dụng trực tiếp với S - Dùng than khử muối sunfat ở nhiệt độ cao: MxSO4 + 4C → MxS + 4CO - Các sunfua kim loại dễ tan điều chế bằng cách cho khí H2S tác dụng với dung dịch kiềm: H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O - Các sunfua ít tan của các kim loại nặng được điều chế bằng cách cho dung dịch (NH4)2S tác dụng với dung dịch muối của kim loại. (NH4)2S + Pb(CH3COO)2 → PbS + 2NH4CH3COO.
- 37. NGƯỜI - Lưu huỳnh có trong tất cả các mô và tổ chức, chiếm 0,25% trọng lượng cơ thể, có trong thành phần cấu tạo của các acid amin như metionin, xesin và một số hợp chất khác như heparin, glutatuon, insulin, acid lipoic. - Một lượng nhỏ lưu huỳnh nằm dưới dạng ion SO4 2-có trong máu và dịch cơ thể. - Keratin, protein của lông, tóc… có chứa nguyên tố lưu huỳnh. - Một số hợp chất của lưu huỳnh tham gia vào cơ chế khử độc, các hợp chất của nhóm –SH tham gia vào quá trình hô hấp ở tổ chức, đóng vai trò chất khử. - Những hợp chất hữu cơ có liên kết lưu huỳnh giàu năng lượng tham gia vào nhiều quá trình chuyển hóa. - Các liên kết disulfua giữa các polypeptid có vai trò rất quan trọng trong sự tạo thành và cấu trúc của protein. Homocystein và taurin cũng là các axít amin chứa lưu huỳnh nhưng không được mã hóa bởi ADN và cũng không phải là một phần của cấu trúc sơ cấp của các protein. - Sulfur cũng là thành phần quan trọng của coenzym A.
- 38. Kem, sữa dưỡng da, thuốc mỡ và xà phòng lưu huỳnh được sử dụng để điều trị mụn trứng cá. Thuốc mỡ lưu huỳnh được sử dụng để điều trị viêm da tiết bã. - Các muối sunfat như MgSO4 dùng làm thuốc tẩy, thông mật. - Kích thích hệ tiêu hóa: Sau khi uống Lưu huỳnh, trong ruột sẽ có một phần biến thành hydrogen sulfide (H2S) và arsenic sulfide (As4S4), các chất này kích thích lên thành ruột làm tăng nhu động và gây tiêu chảy nhẹ do chất sulfide trong cơ thể sản sinh rất chậm nên tác dụng gây tiêu chảy tùy thuộc vào lượng nhiều ít. - Giảm ho, giảm đàm, trị viêm khớp do formaldehydum. - Sát trùng, ức chế vi khuẩn, ký sinh trùng: Lưu huỳnh sau khi tiếp xúc với da, trước tiên có thể trở thành hydrogen sulfide (H2S) và acid pentathionic (viatmin B5), sau đó hòa tan vào da có tác dụng tiêu diệt các ký sinh trùng trên da. - Thạch cao nung CaSO4.10H2O dùng để bó bột. - BaSO4 có tác dụng cản quan không cho tia Rơnghen đi qua nên người ta cho bệnh nhân uống một ít bột đó với nước trước khi dùng X-quang để chiếu hoặc chụp dạ dày, ruột. - Bổ thận hỏa, trợ dương, sát trùng, tráng dương, thông tiện, mạnh gân cốt,… - Chữa đại tiện bị kết do hàn, bụng thích đắp nóng, đại tiện bí kết do hàn tà tích lại lâu ngày. - Dùng bên ngoài có thể sát được các loại trùng độc của chứng ghẻ… - Trị phong thấp. - Sát trùng, chữa mẩn ngứa.
- 39. VỰC KHÁC - Lưu huỳnh được sử dụng trong nhiều sản phẩm công nghiệp, ví dụ: bột giặt, lưu hóa cao su, thuốc diệt nấm. - Lưu huỳnh được sử dụng để tạo nên độ trắng của giấy, làm chất bảo quản trong rượu vang và làm khô hoa quả. - Do bản chất dễ cháy, lưu huỳnh còn được ứng dụng trong sản xuất các loại diêm, thuốc súng, thuốc nổ cũng như pháo hoa… - Trong nhiếp ảnh, các thiosulfat natri và amoni được dùng làm tác nhân cố định. - Sulfat magiê (muối Epsom) có thể được dùng như chất bổ sung cho các bình ngâm (xử lý hóa học), tác nhân làm tróc vỏ cây, hay để bổ sung magiê cho cây trồng. - Lưu huỳnh có khả năng kháng viêm và kháng khuẩn cao, từ đó có khả năng khiến những nốt mụn xẹp đi một cách nhanh chóng. - Trong lĩnh vực nông nghiệp, lưu huỳnh cũng được xem như một trong những nguyên liệu để chế tạo phân bón hóa học, thuốc trừ sâu, thuốc diệt nấm… - Lưu huỳnh nóng chảy còn được dùng để tạo các lớp khảm trang trí trong sản phẩm đồ gỗ. Tuy nhiên việc nung chảy lưu huỳnh cũng tạo ra lưu huỳnh dioxide – một chất độc nên các đồ gỗ có lớp khảm lưu huỳnh đã bị loại bỏ nhanh chóng.
- 40. VỰC KHÁC
- 41. có vị chua, tính ôn, quy hai kinh tâm, thận, có độc, đại nhiệt, vị ngọt, có tác dụng bổ hỏa, tráng dương, lợi đại tràng, sát khuẩn ngoài da; dùng đối với trường hợp liệt dương, chân lạnh, suyễn lạnh, hư hàn tiện bí, lỵ lâu ngày.
- 42. ô số 8, chu kì 2, nhóm VIA Oxi đơn chất thường tồn tại ở dạng phân tử (O2).
- 43. tạo đối xứng, ít bị phân cực hóa nên có nhiệt độ nóng chảy (-218,9°C) và nhiệt độ sôi (-183°C) thấp. Ở đktc, oxi là chất khí không màu, không mùi, không vị. Có màu xanh da trời ở trạng thái lỏng. Ở trạng thái rắn kết tinh thành tinh thể giống tuyết, màu xanh da trời. Ở trạng thái lỏng, một phần O2 kết hợp tạo thành O4.
- 44. oxi có 6e lớp ngoài cùng, dễ nhận thêm 2e (để đạt cấu hình electron của khí hiếm). ⟶ Oxi là nguyên tố phi kim hoạt động mạnh, có tính oxi hóa mạnh Oxi tác dụng với hầu hết nguyên tố (trừ Cl2, Br2, I2, khí hiếm và một số kim loại quý). Khi đốt cháy trong hợp chất hữu cơ (phản ứng cháy) phát ra nhiều nhiệt và sinh ra ngọn lửa sang Khí metan cháy trong không khí tỏa nhiều nhiệt : Phản ứng của oxi với các chất được gọi là quá trình oxi hóa, oxi là chất oxi hóa Quá trình oxi hóa của một chất là quá trình lấy electron của chất đó.
- 45. nguyên tố phổ biển nhất trong thiên nhiên chiếm: 20.93% thế tích không khí Oxi còn tồn tại ở dạng hợp chất trong nước, khoáng vật, nham thạch, hợp chất cấu tạo cơ thể sống. Oxi có 3 đồng vị bền: O16, O17 và O18. Ngoài ra còn một số đồng vị được tổng hợp nhân tạo ( O14, O15, O19).
- 46.
- 47. công nghiệp: Điện phân nước hoặc chưng cất phân đoạn. Trong phòng thí nghiệm: Điện phân những hợp chất chứaa nhiều oxi và ít bền như KMnO4, KClO3 2𝐾𝑀𝑛𝑂4 → 𝑡° 𝐾2𝑀𝑛𝑂4 + 𝑀𝑛𝑂2 + 𝑂2 2𝐾𝐶𝑙𝑂3 𝑀𝑛𝑂4,𝑡° 2𝐾𝐶𝑙 + 3𝑂2 ỨNG DỤNG: Trong đời sống: - Dùng thay cho xăng (O2+H2) - Hàn cắt kim loại (O2+C2H2) - Làm nhiên liệu động cơ phản lực (O2 lỏng) - Thổi vào lò luyện kim (thêm O2 vào không khí) Trong y học: - Oxi được đưa vào phổi, liên kết với hemoglobin tạo ra oxi hemoglobin (HbO2), sau đó vận chuyển đến các mô tế bào và thâm gia vào quá trình oxi hóa tại đó. - Khí oxi dùng trong cấp cứu (ngạt, ngất, ngộ độc các khí độc) - Trị giun sán - Vệ sinh (chuyển các chất hữu cơ chết đi thành các chất dễ bay hơi)
- 48.
- 49.
- 50. phân tử: Một nguyên tử oxi ở trung tâm trạng thái lai hóa sp2 Tính chất vật lý- sinh học: - Ở đktc, O3 là chất khí màu xanh da trời nhạt, mùi đặc biệt. - Ở trạng thái lỏng, O3 có màu lam. Trạng thái rắn màu tím đậm. - Là phân tử có cực, tan nhiều trong nước (nhiều hơn O2 15 lần) - Trong không khí, O3 có tỷ lệ lớn thì rất độc, có tỷ lệ bé thì có lợi với con người (tác dụng diệt khuẩn, làm sạch không khí) Tính chất hóa học: - Tính không bền: là chất thu nhiệt, dễ bị phân hủy khi nổ và va chạm. Tuy nhiên quá trình này xảy ra rất chậm ngay ở 250°C khi không có chất xu d tác và tia tử ngoại. - Tính oxi hóa mạnh: thể hiện trong cả môi trường axi và bazo. O3 có khả năng oxi hóa mạnh hơn O2 được thể hiện ở thế khử
- 51. nhiên - Điều chế- Ứng dụng: Ứng dụng : Trong đời sống: - Tầng ozon bảo vệ con người và sinh vật trên mặt đất khỏi tác hại của các tia tử ngoại . - Trong công nghiệp dung để tẩy trắng tinh bột, dầu ăn,.. - Trong thực tế, O3 dùng để sát trùng nước uống, dùng trong phản ứng ozon hóa hợp chất hữu cơ, dùng dung dich nước O3 để bảo quản trái cây. Trong y học : - Có thể giết chết các vi khuẩn trong không khí. Vô trùng phòng mổ, nhanh và chất lượng vô trùng cao Điều chế: Phóng điện âm qua khí oxy khô, thu được hỗn hợp oxy và ozon Làm lạnh hỗn hợp khí bằng oxy lỏng thì ozon sẽ hóa lỏng và tách ra khỏi hỗn hợp. Ozon trong tự nhiên: Ozon được tạo ra trong khí quyển khi có sự phóng điện. Trên mặt đất, ozon được tạo do sự oxi hóa một số chất hữu cơ. Tầng ozon cách mặt đất 20-30km. Nó được hình thành do tia tử ngoại của mặt trời chuyển hóa oxi thành ozon:
- 52. tầm quan trọng
- 53. Crom là nguyên tố phổ biến thứ 21 trong vỏ Trái Đất, chỉ có ở dạng hợp chất (chiếm 0,03% khối lượng vỏ quả đất). Hợp chất phổ biến nhất là quặng cromit FeO.Cr2O3. Crom nguồn gốc tự nhiên là sự hợp thành của 3 đồng vị ổn định; Cr52, Cr53 và Cr54 với Cr52 là phổ biến nhất (83,789%).
- 54. CỦA CROM Crom có màu trắng ánh bạc, rất cứng (cứng nhất trong số các kim loại, độ cứng chỉ kém kim cương), khó nóng chảy (tnc 18900C). Crom là kim loại nặng, có khối lượng riêng là 7,2 g/cm3
- 55. CỦA CROM Cũng tương tự như các kim loại khác, đều tác dụng với phi kim, với nước và dung dịch axit. a. Tác dụng với phi kim: 4Cr +3O2 → 2Cr2O3 b. Tác dụng với nước: Cr bền với nước và không khí do có lớp màng oxit rất mỏng, bền bảo vệ. Người ta mạ crom lên sắt để bảo vệ sắt và dùng Cr để chế tạo thép không gỉ.Nhưng ở khoảng 600-8000C, Crom tác dụng với nước giải phóng khí H2: 2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2 c. Tác dụng với axit: Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 Crom không tác dụng với dung dịch HNO3 hoặc H2SO4 đặc, nguội. Crom không tan trong dung dịch kiềm nhưng tan trong hỗn hợp kiềm nóng chảy với nitrat hay clorat kim loại kiềm.
- 56. được điều chế bằng phương pháp nhiệt nhôm Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 Trong công nghiệp, phần lớn Cr được sản xuất dưới dạng ferocrom: dùng than cốc khử quặng cromit. Fe(CrO2)2 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO ỨNG DỤNG: Crom có vai trò làm hạ cholesteron và Triglycerid ở bệnh nhân tiểu đường không phụ thuộc Insulin cũng như ở người không bị tiểu đường. Crom còn liên kết với sự chuyển hoá lipid, bổ sung crom làm gia tăng hàm lượng cholesterol tốt (HDL) làm giảm các glycerid. Trong nghiên cứu thực nghiệm đã chứng minh crom(III) có vai trò chống trầm cảm.
- 57. e nguyên tử:1s22s22p63s23p63d104s24p64d55 s1 Vị trí: Cr thuộc ô 42, chu kì 5, nhóm VIB.
- 58. tương đối phổ biến đứng thứ 42 trong vũ trụ và thứ 25 trong lòng đại dương của Trái Đất . Trong vỏ quả đất Mo chiếm 3% - 4%, khoáng vật chính của Mo là Molypdenit(MoS2). TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN
- 59. kim loại nguyên chất, có màu xám trắng bạc và rất cứng, có nhiệt độ nóng chảy khá cao (2623oC). Molipđen là một kim loại khá nặng có khối lượng riêng là 10,2 g/cm3 TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA MOLIPDEN
- 60. kim loại có tính khử yếu, có một số trạng thái ôxi hóa phổ biến là +2, +3, +4, +5 và +6. a. Tác dụng với phi kim - Ở nhiệt độ cao, Mo tác dụng được với các phi kim (như oxi, halogen, lưu huỳnh,...) Thí dụ: 2Mo + 3O2 → 2MoO3 b. Tác dụng với axit - Mo không tan trong dung dịch axit loãng. Mo (r) + 4H2SO4 (đ) →H4[Mo(SO4)O4] (dd) + 3SO2+ 2H2O. c. Tác dụng với nước Mo + 2H2O (hơi) → MoO2 + 2H2. d. Tác dụng với dung dịch kiềm đặc, có đun nóng 2Mo+4NaOH+3O2 → 2Na2MoO4 +2H2O TÍNH CHẤT HÓA HỌC
- 61. để khử oxit của Mo trong lò điện thu được dạng bột MoO3 + 3H2 → Mo + 3H2O Trong công nghiệp Mo được sản xuất từ quặng dưới dạng hợp kim feromolyden; dùng Al hoặc C khử hỗn hợp molypden, oxit sắt và vôi ở trong lò điện. 2CaMoO4 + Fe2O3 + 6Al + CaO → 2Fe + 2Mo + 3Ca(AlO2)2 ĐIỀU CHẾ
- 62. độc đồng hiệu quả nếu như cơ thể đang bị nhiễm độc. Tăng cường khả năng sinh sản. Cải thiện tình trạng cho người mắc các chứng như hen, dị ứng, bệnh đường ruột người có tỉ lệ axit uric trong máu thấp hoặc tỷ lệ anđehit cao, người suy dinh dưỡng, …. ỨNG DỤNG CỦA MO TRONG NGÀNH Y HỌC :
- 63.
- 64. NHIÊN Wolfram được tìm thấy trong các khoáng vật wolframit (wolframat sắt-mangan FeWO4/MnWO4), scheelit (canxi wolframat, (CaWO4), ferberit (FeWO4) và hübnerit (MnWO4).
- 65. LÍ Ở dạng thô, wolfram là kim loại có màu xám thép, thường giòn và cứng khi gia công, nhưng nếu tinh khiết nó rất dễ gia công. Trong tất cả kim loại nguyên chất, wolfram có điểm nóng chảy cao nhất (3.422 °C), áp suất hơi thấp nhất, (ở nhiệt độ trên 1.650 °C) độ bền kéo lớn nhất.
- 66. HỌC Wolfram là kim loại kém hoạt động, có khả năng chống ôxy hóa, axit, và kiềm. Wolfram có một số trạng thái ôxi hóa phổ biến là +2, +3, +4, +5 và +6. a. Tác dụng với phi kim - Ở nhiệt độ cao, W tác dụng được với các phi kim (như oxi, halogen, lưu huỳnh,...) Ví dụ: 2W + 3O2 → 2WO3 b. Tác dụng với axit W bị hòa tan trong hỗn hợp dung dịch HF và HNO3 đặc. W + 4HF (đặc) + 2HNO3 (đặc, nóng) → H2[WO2F4] + 2NO + 2H2O. c. Tác dụng với dung dịch kiềm đặc, đun nóng 2W + 4NaOH + 3O2 → 2Na2WO4 + 2H2O.
- 67. tách từ các quặng của nó qua nhiều công đoạn. Wolfram cũng có thể được tách ra bằng cách khử hydro của WF6 WF6 + 3 H2 → W + 6 HF
- 68. của kim loại nặng vonfram có tỷ trọng kim loại cao, đặc tính giảm chấn cơ học, khả năng hấp thụ bức xạ ion hóa cao và dễ gia công. Trong công nghệ y tế , các hợp kim này được sử dụng để che chắn và tập trung bức xạ ion hóa cho thiết bị đo lường và tia X.
- 69. gồm các nguyên tố flo(F), clo(Cl), brom(Br), iot(I), atatin( At) được gọi chung là halogen. - Các nguyên tử halogen X có cấu hình electron hóa trị là ns2np5 => Halogen là những nguyên tố phi kim rất điển hình và có tính chất hóa học đặc trưng là tính oxi hóa. Có tính phi kim loại giảm từ F đến At. Các hợp chất có số oxi hóa dương kém bền . Trong nhóm nguyên tố At là nguyên tố hiếm không có trong tự nhiên, có tính phóng xạ và được tổng hợp nhân tạo lượng rất bé nên chưa được nghiên cứu nhiều.
- 70. phổ biến trong thiên nhiên nhưng không ở trạng thái tự do. Ở điều kiện thường: + F2 là chất khí, nếu đậm đặc có màu vàng nhạt, nếu loãng hầu như không màu + Cl2 là chất khí màu vàng lục nhạt + Br2 là chất lỏng màu đỏ nâu, dễ bay hơi + I2 là chất rắn, tinh thể, màu tím đen, ánh kim,có tính thăng hoa. Các halogen đều có phân tử 2 nguyên tử , mùi xốc, rất độc, hít nhiều sẽ gây nên loét đường hô hấp. Brom lỏng gây bỏng nặng, ăn sâu vào da thịt. Tan ít trong nước, là những phi kim loại điển hình, hoạt tính hóa học cao.
- 71. tính oxi hóa mạnh, giảm dần từ flo đến iot Dễ liên kết với các kim loại và oxi hóa các kim loại tới số oxi hóa cao nhất. Halogen tác dụng với kim loại 3Cl2 +2Fe → 2FeCl3 Halogen tác dụng với phi kim 3F2 + N2 →2NF3 (phóng điện) Halogen phản ứng với H2 Flo phản ứng mãnh liệt nhất với hidro, phản ứng gây nổ và tỏa nhiệt lớn ngay cả khi ở nhiệt độ thấp (-252oC) và trong tối. Clo phản ứng gây nổ khi chiếu ánh sáng có nhiều tia tử ngoại. Brom phản ứng với H2 ở 350oC, không gây nổ. Iot phản ứng thuận nghịch với H2 khi đun nóng đến 500oC với xúc tác Pt Halogen phản ứng với H2O 2F2 + 2H2O → 4HF + O2 -Cl2, Br2 phản ứng được với H2O nhưng đòi hỏi năng lượng hoạt hóa cao I2 không có phản ứng với H2O.
- 72. ứng với halogen Halogen phản ứng với NH3 Halogen phản ứng với dung dịch kiềm Các halogen có khả năng phản ứng với dung dịch kiềm tạo hỗn hợp có tính oxi mạnh, có tác dụng tẩy trắng, khử trùng. Đặc biệt phản ứng của Cl2 với dung dịch NaOH được sử dụng nhiều trong thực tế (nước Javen) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O Tính khử ở Br2 và I2 Br2 thể hiện tính khử khi phản ứng với chất oxi hóa mạnh hơn như Cl2 I2 thể hiện tính khử ngay khi phản ứng với chất oxi hóa như HNO3
- 73. quan trọng nhất của flo là florit CaF2, criolit Na3AlF6, flo apatit Ca5(PO4)4F. Khoáng vật quan trọng của clo là NaCl, cacnalit KC1.MgCl2.6H2O và xivin KC1. Brom có trong hồ nước mặn, nước biển. lot có trong nước lỗ khoan dầu khí.
- 74. Flo: Điều chế bằng điện phân muối nóng chảy. Flo được ứng dụng để điều chế freon là chất làm lạnh cho máy lạnh (frêon là CFCl3, CF2Cl2), tuy nhiên freon thoát ra môi trường khí quyển thì phá thủng tầng ozon. Flo còn dùng để điều chế các pôlyme có độ bền cao. Flo lỏng được dùng làm chất oxy hoá nhiên liệu tên lửa ... Clo: Trong công nghiệp, C12 được điều chế bằng điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn. Trong phòng thí nghiệm, Clo được điều chế bằng tác dụng của axit HCl với những chất oxy hoá mạnh như KMnO4, MnO2, CaOCl2 ... Clo được ứng dụng để sản xuất nước Javen, tẩy trắng vải sợi, bột giấy, sát trùng nước uống, tổng hợp HCl, chế tạo chất dẻo, cao su.
- 75. Brôm được điều chế từ nước biển, nước thải trong sản xuất muối. Cl₂+2NaBr→ Br₂+ 2NaCl. Brôm được dùng để tổng hợp dược phẩm, sản xuất AgBr dùng cho phim, giấy ảnh. Iot: Nguồn chính để sản xuất iot là rong biển và nước lỗ khoan dầu khí (iot chiếm 0,006 ÷0,4%). Iot được dùng để tổng hợp dược phẩm, sản xuất muối trộn iot làm thực phẩm, dung dịch rượu iot 10 % để sát trùng (I2 trong C2H5OH).
- 76. CỦA CÁC HALOGEN VÀ HỢP CHẤT CỦA CHÚNG Các ion florid có trong men rằng góp phần làm cho men răng phát triển bình thường. Dung dịch NaF 1-2% dùng sát trùng trong nha khoa. Ngoài ra một số hợp chất hữu cơ của flo như floridxil, dùng làm thuốc chữa ung thư, dẫn xuất cocticoit của flo như: Locacorten, Flunar, Untralan có tác dụng chữa viêm, dị ứng. Clo trong cơ thể tồn tại dưới dạng muối KCl, NaCl tham gia vào các thành phần cấu tạo các tế bào mô và tạo ra áp suất thẩm thấu của máu và các dịch vị cơ thể. Acid HCl có trong dịch vị tạo môi trường pH thích hợp cho enzym pepsin hoạt động. Nếu dịch vị thiếu HCl sẽ gây viêm loét dạ dày. Clo dưới dạng CaCl2 có trong thành phần của nhiều loại thuốc, hoặc dưới dạng NaCl trong huyết thanh nhân tạo. Hợp chất clorofoc CHCl3 dùng làm thuốc mê. Nước clo còn dùng để sát trùng do giải phóng oxy nguyên tử theo phản ứng Cl₂+H₂O → HCl + HClO HCIO → HCl + O Một số hợp chất khác của clo như cloramin, neomagnol cũng có tác dụng sát trùng tương tự như nước clo. Các ion bromid có tác dụng ức chế hệ thần kinh trung ương. Một số muối bromid như KBr, NaBr, NH4Br được bào chế dưới dạng xiro làm thuốc an thần cho trẻ em. Tuy nhiên ion bromid khó bị đảo thải và gây một số tác dụng phụ như mụn nhọt, giảm trí nhớ. Hợp chất FeBr3 không bền, bị phân huỷ một phần khi tiếp xúc với vết thương và giải phóng brom tự do nên có tính chất sát trùng. Rượu iod là chất sát trùng phổ biến nhất dùng để sát trùng vết thương, sát trùng da để chuẩn bị phẫu thuật Iod và nhiều hợp chất của nó được dùng để chữa một số bệnh.
- 77. VIIIA Gồm các nguyên tố: heli (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xenon (Xe) và radon (Rn) - Các khí hiếm có lớp e ngoài cùng bão hòa: ns2 np6 - Hoạt tính hóa học của các khí hiểm rất thấp, hầu như không tham gia phản ứng hóa học (chất trơ) - Các khí hiếm dễ tan trong nước - Các khí hiếm có màu đặc trưng trong ống phóng điện: He- vàng, Ne- đỏ, Ar- lam nhạt hơi đỏ, Kr- tím, Xe- lam Nhóm VIIIB Khảo sát chung: - Họ Fe: Fe, Co, Ni - Họ Pt: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt - Các nguyên tố nhóm VIIIB: phần lớn có 2e ngoài - Mức oxi hóa đặc trưng là 2,3. - Là những kim loại hoạt động trung tính, tính kim loại giảm từ Fe đến Ni. Đơn chất: Fe là kim loại màu trắng bạc, có ánh kim, có tính thuận từ.
- 78. là nguyên tố phổ biến tồn tại dưới các dạng quặng, Quặng sắt nâu HFeO2.nH2O Quặng sắt đỏ hematit Fe2O3 Quặng sắt từ manhetit Fe3O4 Quặng xiđerit FeCO3 Đôi khi cũng gặp sắt tự do trong các thiên thể. Gang là hợp kim của Fe với C (có 2 - 4% C), thép (có 2%C). Sắt là kim loại cơ sở của mọi ngành kỹ thuật. Trong công nghiệp chế tạo máy, thiết bị, dụng cụ... sắt luôn được dùng dưới dạng hợp kim. Gang được dùng để đúc các dụng cụ, luyện thép. Thép dùng để chiết tạo các bộ phận thông thường của máy móc, bulông, đinh,... thép rất cứng dùng chiết tạo các công cụ như đục, lưỡi phay,... Ngoài ra có những loại thép đặc biệt (dẻo, bền nhiệt, bền hóa học...) dùng để chế tạo các thiết bị, máy móc, nhiều dụng cụ đặc biệt.
- 79. : Thành phần cấu tạo của hemoglobin trong máu. Vận chuyển oxy trong máu Tăng cường sự tập trung của não bộ Có nhiều trong cơ quan sinh máu như tủy sống, tủy tạng và gan. Thiếu sắt sẽ sinh ra nhiều ở trạng thái bệnh lý như : giảm sắc da và niêm mạc tái nhợt, thần kinh bị rối loạn, dễ bị ngất Do ion Cu2+ đóng vai trò xúc tác cho quá trình tạo huyết cầu tố nên khi điều trị bệnh thiếu máu do thiếu sắt, người ta phối hợp thuốc bổ sung sắt với dung dịch CuSO4 0,5 đến 1% . Một vài loại thuốc có sắt được dùng để cầm máu tại chỗ.
- 80. THỂ Thành phần cấu tạo của vitamin B12 xúc tác cho quá trình hình thành hồng cầu. Một số vi khuẩn có thể tổng hợp được vitamin B12 từ các muối coban vô cơ . Các thuốc chữa bệnh có coban như : vitamin B12, hydro cobalamin, xiannocobalanin ... Dùng để điều trị bệnh thiếu máu và cơ thể suy nhược. Cadimi tham gia cấu tạo một số protein Ion Cr3+ cùng với Isulin cách thức sử dụng của glucozơ
|
