Bài giảng Hóa học vô cơ - Đặng Kim Triết

TRƯỜNG ĐẠI HỌC CÔNG NGHIỆP TP. HỒ CHÍ MINH KHOA CÔNG NGHỆ HÓA HỌC BÀI GIẢNG HÓA HỌC VÔ CƠ Người soạn : ĐẶNG KIM TRIẾT Chương 1: MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN TRONG HÓA HỌC 1.1. MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN TRONG HÓA HỌC 1.1.1. Chất Chất có hai đặc tính quan trọng là đồng nhất và có thành phần xác định. Mọi chất đều do nguyên tử tạo nên, nguyên tử cùng loại tạo nên đơn chất. Nguyên tử khác loại cấu tạo nên hợp chất. 1.1.2. Nguyên tử : Nguyên tử là hạt nhỏ nhất của nguyên tố hóa học không thể chia nhỏ hơn được nữa về mặt hóa học. Nguyên tử có khối lượng, kích thước vô cùng bé và khác nhau. 1.1.3. Electron Là một phần của nguyên tử, luôn quay chung quanh hạt nhân, có khối lượng rất bé so với khối lượng của nguyên tử và bằng 9,11 . 10–23g. 1.1.4. Hạt nhân nguyên tử Là do các hạt proton (p)và nơtron (n) cấu tạo nên số proton quyết định điện tích dùng của hạt nhân. 1.1.5. Nguyên tố hóa học Mỗi loại nguyên tử có hạt nhân mang cùng điện tích dương được gọi là nguyên tố hóa học. Nhiều nguyên tố là hỗn hợp của các đồng vị. 1.1.6. Phân tử Phân tử là hạt nhỏ nhất mà của một chất còn giữ nguyên tính chất hóa học của nó. Phân tử có thể do hai đến hàng ngàn nguyên tử liên kết với nhau. 1.1.7. Khối lượng nguyên tử Khối lượng nguyên tử bằng 1/12 khối lượng của nguyên tử đồng vị của C, nó bằng 1,6603 . 10–23g. 1.1.8. Khối lượng phân tử Khối lượng phân tử của một chất là khối lượng của một phân tử chất đó tính bằng đơn vị khối lượng nguyên tử và bằng tổng khối lượng nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử. 1.1.9. Nguyên tử gam Là lượng của một nguyên tố hóa học được tín bằng gam có giá trị về số bằng khối lượng nguyên tử của nguyên tố đó. 1.1.11. Phân tử gam Là lượng chất được tính bằng gam và có giá trị về số bằng khối lượng phân tử của chất đó. 1.2. NHỮNG THÔNG SỐ CƠ BẢN CỦA NGUYÊN TỬ 1.2.1. Năng lượng ion hóa Năng lượng tối thiểu cần để tách một electron ra khỏi nguyên tử khí. 1.2.2. Ái lực ion Ái lực electron của một nguyên tử là năng lượng của quá trình nguyên tử đó (ở trạng thái khí) kết hợp thêm một electron biến thành ion âm. 1.2.3. Độ âm điện Độ âm điện là khả năng của nguyên tử nguyên tố đó ở trong phân tử hút electron về phía nó. 1.3. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN VÀ NHỮNG TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 1.3.1. Định luật tuần hoàn của Mendeleep Năm 1869 Menđêlêep mới sắp xếp các nguyên tố theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử và tìm ra được cách hệ thống hóa các nguyên tố hóa học một cách biện chứng. Cho tới nay, qua hơn 100 năm, bảng hệ thống tuần hòan được bổ sung ngày càng đầy đủ. Cũng năm 1869, Menđêlêep công bố định luật tuần hòan: Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các nguyên tố hóa học biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của trọng lượng nguyên tử. Sau này dựa vào cấu trúc phân tử người ta phát biểu định luật này một cách chính xác hơn: Tính chất các đơn chất, thành phần và tính chất các hợp chất của các nguyên tố hóa học biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử. 1.3.2. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố của Mendeleep + Ô : - Mỗi nguyên tố chiếm một ô trong bảng hệ thống tuần hoàn. - Số thứ tự của ô chính là số thứ tự của nguyên tố và cũng chính là điện tích hạt nhân nguyên tử của nguyên tố đó. Độ axít/bazơ (A/B) cho biết tính axít, bazơ lưỡng tính của các hydroxyt cao nhất. Chú ý : A3(B3) mạnh hơn A1, A2 (hay B1, B2). 22 Ti Titanium 47,88 A1/B1 4,5 [A1]3d14s2 16700 1,54 32890 hcp 3,4 6,82 Phân loại theo nhóm IV B Ký hiệu Tên Độ axit / bazơ Cấu hình electron Độ âm điện Cấu trúc tinh thể Thể ion hóa thứ nhất Số hiệu nguyên tử Trang thái oxy hóa Nhiệt độ sôi Nhiệt độ nóng chảy Khối lượng riêng (g/cm2) Khối lượng nguyên tử Cấu trúc tinh thể : fcc : lập phương diện tâm ; hcp : Lục giác xếp chặt ; bcc : lập phương thể tâm + Nhóm : - Nhóm là các cột đứng trong bảng hệ thống tuần hoàn. - Mỗi nhóm bao gồm những nguyên tố có cùng hóa trị dương cao nhất đối với oxy và bằng số thứ tự của nhóm (tuy nhiên có một số trường hợp ngoại lệ). - Trong cùng một nhóm, các nguyên tố có thể có tính chất lý tính hoặc hóa tính giống nhau nhiều hoặc ít. - Các nguyên tố trong một nhóm lại chia hai phân nhóm. Phân nhóm chính và phân nhóm phụ. + Phân nhóm : Phân nhóm bao gồm những nguyên tố có cùng hóa trị dương cao nhất và có tính chất hóa học giống nhau. Các nguyên tố trong một phân nhóm được sắp xếp thành một cột. Phân nhóm chính dài hơn, các nguyên tố trong phân nhóm chính có tính chất giống nhau. Tất cả có 8 phân nhóm chính. Phân nhóm phụ ngắn hơn, đều nằm trong chu kỳ IV. Các nguyên tố trong phân nhóm phụ đều là kim loại. Có 10 phân nhóm phụ. Riêng nhóm VIII có 3 phân nhóm phụ. II 4 Be Berylium 12 Mg Magnesium 20 Ca Calcium Zn 30 Zinc 38 Sr Strontium Cd 48 Cadmium 56 Ba Barium Hg 80 Mercury 88 Ra Radium Hình 2: Cấu tạo phân nhóm II trong bảng hệ thống tuần hoàn Phân nhóm phụ của nhóm III là phân nhóm đặc biệt. Sau hai nguyên tố Lantan (chu kỳ VI) và Actini (chu kỳ VII) có hai dãy nguyên tố có tính chất rất giống nhau được gọi là dãy Lantanit và Actinit; cứ mỗi nguyên tố Lantanit và một nguyên tố Actinit tạo thành một phân nhóm phụ thứ cấp. + Chu kỳ : - Chu kỳ là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron và được xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân. Số thứ tự của chu kỳ bằng số lớp electron. - Chu kỳ I : có 2 nguyên tố H và He gọi là chu kỳ đặc biệt. Có 1 lớp electron. - Chu kỳ II : gồm 8 nguyên tố từ Li đến Ne. Có 2 lớp electron trong nguyên tử. Điện tích hạt nhân tăng dần từ Li (+3) đến Ne (+10). - Chu kỳ II, III : Mỗi chu kỳ gồm 8 nguyên tố, gọi là chu kỳ ngắn. - Chu kỳ IV, V : Mỗi chu kỳ có 81 nguyên tố gọi là chu kỳ dài. - Chu kỳ VI, VII : Mỗi chu kỳ có 32 nguyên tố riêng chu kỳ VII gọi là chu kỳ dở dang vì mới được hết 24 nguyên tố. - Trong 1 chu kỳ từ trái sang phải tính kim loại giảm, tính phi kim loại tăng lên. - Sự biến đổi cũng thể hiện ngay cả hợp chất của nó. 1.3.3. Cấu hình electron của các nguyên tố - Tính chất tuần hoàn của các nguyên tố có được là so sự điền electron một cách tuần hoàn vào lớp vỏ electron của chúng được gọi là orbitan nguyên tử. Thế có 4 phân lớp orbitan s, p, d, f. Năng lượng của các orbitan được sắp xếp theo thứ tự 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d < 4f < 6p. - Hai nguyên tố đầu chu kỳ bao giờ cũng có electron điền vào phân lớp ns đó là những nguyên tố họ s. - Sáu nguyên tố cuối chu kỳ bao giờ cũng có electron điền vào phân lớp np đó là những nguyên tố họ p. - Các nguyên tố họ s, p có thể là phi kim loại hay kim loại. - Các chu kỳ IV, V, VI có thêm 10 nguyên tố và chu kỳ VII có 5 nguyên tố có electron điền vào phân lớp d. Đó là nguyên tố chuyển tiếp họ d. Toàn bộ chúng đều là kim loại. - Chu kỳ VI và chu kỳ VII, mỗi chu kỳ có một họ 14 nguyên tố có electron điền vào phân lớp f. Đó là những nguyên tố chuyển tiếp họ f. - Các nguyên tố thuộc họ s, p đều nằm ở phân nhóm chính. - Các nguyên tố họ d nằm ở phân nhóm phụ. + Nhận xét : Trong một chu kỳ đi từ đầu đến cuối chu kỳ (từ trái sang phải) tính oxy hóa tăng, tính khử giảm vì trong cùng 1 chu kỳ : điện tích hạt nhân tăng, nhưng bán kính nguyên tử giảm khả năng thu electron tăng, khả năng nhường electron giảm. Trong chu kỳ ngắn sự biến đổi tính chất xảy ra nhanh hơn chu kỳ dài vì bán kính nguyên tử tăng nhanh hơn. Trong một phân nhóm chính đi từ trên xuống dưới, điện tích hạt nhân tăng. Số lớp electron tăng, nhưng electron ở lớp vỏ ngoài là như nhau. Điện tích hạt nhân tăng làm tăng lực hút đối với electron. Nhưng sự tăng số lớp electron làm tăng mạnh bán kính nguyên tử, tăng lực đẩy của các lớp electron làm thay đổi với lớp bên ngoài dẫn đến làm giảm lực hút của hạt nhân đối với electron. Kết quả khả năng nhường electron tăng, nhận electron giảm, làm cho tính oxi hóa giảm, tính khử tăng. Trong phân nhóm phụ, các nguyên tố có tính khử, nhưng tính khử của nguyên tố trên lớn hơn hai nguyên tố dưới do bán kính của chúng biến đổi không đều đặn. Từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ 3 có bán kính gần như không tăng hoặc giảm, nên khả năng nhường electron của nguyên tố trên lớn hơn hai nguyên tố dưới và tính khử của nguyên tố trên lớn hơn. Trong họ Lantanit và Actinit, lớp vỏ ngoài cùng chỉ có hai electron. Do đó chúng có tính khử mạnh. 1.3.4. Phân loại các nguyên tố hóa học + Khí trơ : Khí trơ là là những nguyên tố có cấu tạo lớp vỏ là ns2np6. Các lớp orbitan được điền đầy các electron nên nó bền vững, hoạt tính hóa học kém. + Nguyên tố điển hình : Là những nguyên tố có lớp vỏ ngoài cùng chưa bão hòa có cấu hình là ns1-2npp1-6. Có 38 nguyên tố điển hình bao gồm phi kim và kim loại. Đây là những nguyên tố có xu hướng cho hoặc nhận electron để lớp vỏ bão hòa nên hoạt tính hóa học cao. Đó là những kim loại điển hình (kim loại kiềm, kiềm thổ ...) và phi kim loại điển hình (oxi, lưu huỳnh, nhóm halogen ...) chúng có tính khử hoặc oxi hóa. + Nguyên tố chuyển tiếp : Là những nguyên tố họ d, thuộc chu kỳ IV, V, VI, VII chúng có cấu trúc (n-1)d1-10ns1-2. Những nguyên tố chuyển tiếp trong cùng một dãy có một số tính chất giống nhau. Tất cả đều là kim loại và có tính khử. Những nguyên tố này thường có nhiều số oxi hóa, hợp chất của chúng thường có màu và dễ tạo phức chất. + Nguyên tố họ Lantanít và Actinit : Người ta gọi nguyên tố nhóm này là những nguyên tố chuyển tiếp họ f, vì chúng nằm trong phân nhóm phụ nhóm III. Các nguyên tố này có cấu hình : ns1-2 (n – 1)d0-10 (n-2)f1-14 Các nguyên tố này có tính chất lý hóa học giống nhau. Tất cả có cùng tính khử. Chúng có tính chất giống nhau vì chúng có bán kính nguyên tử gần bằng nhau, tương tác hạt nhân nguyên tử và electron ngoài cùng gần như nhau. Chương 2 : HYDRO VÀ NHỮNG NGUYÊN TỐ NHÓM I 2.1. HYDRO VÀ HỢP CHẤT CỦA NÓ 2.1.1. Đặc điểm của nguyên tố Hydro - Hydro là nguyên tố có cấu tạo đơn giản. - Cấu hình electron nguyên tử của nó cũng đơn giản : 1s1 - Năng lượng ion hóa nguyên tử của nó cao : 13.6eV - Ion H+ có kích thước nhỏ, có tác dụng phân cực lớn với các ion, hoặc nguyên tử khác. - Các hợp chất giữa nguyên tử hydro với nguyên tố khác là liên kết cộng hóa trị. - Có thể nhận 1 electron để tạo thành ion H–. - Ion H+ không có vỏ có khả năng tạo liên kết hóa học đặc biệt gọi là liên kết Hydro. - Có khả năng hòa tan trong kim loại  liên kết kim loại. Nhận xét : Hydro giống kim loại kiềm : là nguyên tố họ s, có khả năng nhường 1 electron  H+ thể hiện tính khử mạnh. Hydro giống các halozen : có khả năng nhận 1e  H– và tạo phức chất. Trong điều kiện thường Hydro là chất khí và được xem là nguyên tố phi kim loại. Vì thế Hydro phải được khảo sát như nguyên tố đặc biệt. 2.1.2. Đơn chất * Tính chất vật lý : - Hydro là chất khí, không màu, không mùi, không vị, có phân tử gồm 2 nguyên tử (H2). - Khí Hydro nhẹ, độ linh động lớn, độ phân cực bé, lực liên kết phân cực nhỏ dẫn đến nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp. - Phân tử thuộc loại không cực, khối lượng nhỏ nên ít tan trong nước và dung môi. Nhưng lại tan trong kim loại Ni, Pd, Pt ... Một số tính chất hóa lý của Hydro Ái lực electron (F, eV) : 0,75 Năng lượng ion hóa (I, eV) : 13,6 Độ âm điện tương đối (ĐTA) : 2,1 Bán kính nguyên tử (RC, Å) : 0,53 Độ dài liên kết H-H (dH–H, Å) : 0,749 Năng lượng phân ly H2 (EPL, KJ/mol) 435 Nhiệt độ nóng chảy (tnc, 0C) –259,1 Nhiệt độ sôi (ts, 0C) : –252,6 Hàm lượng trong vỏ quả đất ()HĐ, %nguyên tử) : 17 + Tính chất hóa học : - Ở điều kiện thường phân tử Hydro rất bền. - Ở điều kiện nhiệt độ cao Hydro hoạt động mạnh. Tính khử : H2 + X2 (Cl2, Br2, I2) hư t0 2HX 2H2 (K) + O2 (K) 7000C Pt 2H2O CuO + H2 t0 H2O + Cu Tính oxi hóa : 2Na + H2 = 2NaH Khi đốt nóng phân tử H2 được phân ly thành nguyên tử H. H2 t0 2H  0298H = 435 KJ/mol Nguyên tử H có hoạt tính lớn phản ứng được với S, N, P, Hg, nhiều oxyt kim loại và hợp chất khác. - Các dạng họp chất của Hydro ở dạng tự nhiên là H2O, đất sét, than, dầu ... có trong vỏ quả đất và trong cơ thể động thực vật. - Trong vũ trụ chiếm 1 nửa khối lượng mặt trời và các vì sao. - Hydro có 3 đồng vị tự nhiên : proti 1H, đơteri 2H, triti 3H và 2 đồng vị nhân tạo 4H, 5H. 2.13. Hợp chất của hydro + Hợp chất H(–1) - Giống hợp chất Halozen gọi là Hydrua. - Phản ứng thu nhiệt mạnh (hoạt tính oxi hóa kém). - Bản chất nguyên tố kết hợp với Hydro có thể là ion, cộng hóa trị hay kim loại. - Hydrua cộng hóa trị là các Hydrua của các phi kim loại BH3, SiH3 hayc ác kim loại phân nhóm chính nhóm III, IV, V như AlH3, ; AsH3 ... những Hydrua này không bền và bị nước phân hủy : SiH4 + 3H2O = H2SiO3 + 4H2 - Các Hydrua cùng có tính axít, bazơ hoặc lưỡng tính. Khi tác dụng với nhau tạo thành phức chất. BH3 + LiH = Li[BH4] - Các Hydrua cộng hóa trị có khả năng tạo ra những tinh tểh Polime rắn được liên kết với nhau bằng cầu Hydro. Ví dụ : B4H10 - Các Hydrua kim loại chuyển tiếp có thể có thành phần xác định (PaH2, UH3, ...) hay không xác định (TiH1,7 ; VH06 ...) thường là bền, có ánh kim, dẫn điện rất khó xác định dạng liên kết này. - Các Hydrua đều là chất khử mạnh và ion H– không thể tồn tại trong dung dịch nước. + Hợp chất H(+) - Hợp chất tương đối phổ biến. Ví dụ : Chất khí (HCl) lỏng (H2O) rắn (H2SiO3). - Liên kết trong hợp chất là liên kết cộng hóa trị. - Ngòai ra còn có trạng thái liên kết Hydro trong các liên kết F-H, O- H, N-H dẫn đến các hợp chất HF, H2O, NH3 có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao bất thường so với những hợp chất cùng loại của các nguyên tố trong phân nhóm. B H H H H B H B H H B H H H - Các liên kết Hydro là những dung môi ion hóa tốt. 2.2. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IA 2.2.1. Đặc điểm các nguyên tố nhóm IA - Gồm các nguyên tố Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubidi (Rb), xedi (Cs), Franxi (Fr). - Cấu hình electron ns1 có tên chung là kim loại kiềm. - Có tính khử mạnh. - Khi bị chiếu sáng cũng bật electron ra được. - Là những kim loại điển hình, phân hủy nước và rượu. - Tác dụng với Hydro tạo thành Hydrua dạng muối rắn. - Oxyt và Hydrox t là bazơ mạnh điển hình tăng từ li đến Fr. - Muối đều không màu và dễ tan trong nước (trừ Li). - Tính kim loại tăng dần từ đầu đến cuối phân nhóm. 2.2.2. Các đơn chất của nguyên tố nhóm IA Một số thông số hóa lý Thông số hóa lý Li Na K Rb Cs Fr Bán kính nguyên tử (Å) 1,55 1,89 2,36 2,48 2,68 2,8 Bán kính ion Rxt (Å) 0,68 0,98 1,33 1,49 1,65 1,75 Năng lượng ion hóa 1 (eV) 5,39 5,14 4,34 7,18 3,89 3,98 Khối lượng riêng d(g/cm3) 0,53 0,97 0,85 4,5 1,9 Nhiệt độ nóng chảy tnc (0C) 180 98 63 39 29 Nhiệt độ sôi ts (0C) 1330 900 766 700 685 Hàm lượng trong vỏ quả đất (% ng.tử) 0,02 2,4 1,4 7.10–3 9,5.10–9 + Tính chất vật lý : - Khi Tăng điện tích hạt nhân các thông số hóa lý đều tăng. - Bán kính nguyên tử lớn và tăng nhanh từ đầu đến cuối phân nhóm  năng lực ion hóa nhỏ và giảm theo chiều trên. - Là những kim loại rất nhẹ và mềm. - Các kim loại kiềm đều có độ dẫn điện lớn. - Khi đốt có màu đặc trưgn Li : đỏ tía, Na : vàng rực, K : tím hồng, Rb : đỏ huyết, Cs : xanh da trời ñöôïc ứng dụng để phân tích định tính. + Tính chất hóa học : - Kim loại hoạt động mạnh tác dụng với hầu hết các nguyên tố trừ khí trơ. - Đun nóng nhẹ tác dụng với Hydro tạo thành Hydrua. - Phản ứng mạnh với Halogen, Oxy, Lưu hùynh, Nitơ, Cabon. - Bị oxy hóa ngay ở nhiệt độ thường : Li nhanh, Na rất nhanh, K ngay lập tức, Rb, CS bốc cháy. Li cho oxýt thường Li2O. - Còn các kim loại khác tạo thành Oepxyt X2Na2 hoặc XO2 (K, RB, Cs). - Chỉ có Li tác dụng trự tiếp dd với C, N2 tạo thành Nitrua, Li3N, Li2C2. Các nguyên tố khác do nitrua và cacbua gián tiếp. - Ở nhiệt độ thường, các kim lọai kềm tác dụng mãnh liệt với nước và axít giải phóng Hydro. + Trạng thái tự nhiên và điều chế : - Natri chiếm 2,4% trọng lượng vỏ quả đất, K : 1,4 còn các chất khác rất ít. - K, Na thường tồn tại trong nước biển, muối mỏ dưới dạng kép. - Điều chế Na bằng cách điện phân NaCl, NaOH nóng chảy. - Điều chế K bằng cách dùng Fe khử KOH ở nhiệt độ cao. 2.2.2. Hợp chất các nguyên tố khác nhau - Tạo muối hay kiểu muối tương ứng với trạng thái hợp chất X+1. - X+1 có điện tích nhỏ, bán kính lớn nên phân cực bé nên tạo phía kém, muối ít tạo hydrat tinh thể. - Hợp chất kim lọai kiềm dễ tan, bền nhiệt. - Các hợp chất điển hình là oxyt, peoxyt và hydroxyt. Các muối halozenua, muối cacbonat. 2.3. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IB 2.3.1. Đặc tính của các nguyên tố phân nhóm IB - Phân nhóm phụ IB gồm : đồng (Cu), bạc (Ag), vàng (Au). - Đều có 1 electron ở lớp vỏ ngoài cùng, có cấu hình electron : (n- 1)s2 (n-1)p6 (n-1)d10ns1. - 18 electron ở lớp thứ 2 từ ngòai vào chưa hoàn toàn bền nên dễ nhường các electron. Vì thế mà phân nhóm phụ IB không những có trạng thái +1, còn có +2 và +3. Đặc trưng nhất là Cu+2, Ag+1, Au+3. - Bán kính nguyên tử nhỏ nên electron khó mất nên là những kim loại kém hoạt động. Không phân hủy nước, Hydroxyt là các bazơ yếu. - Theo chiều Cu  Au tính kim loại giảm, khả năng tạo phức tăng. 2.3.2. Các đơn chất Một số thông số hóa lý Thông số hóa lý Cu Ag Au Bán kính nguyên tử RK (Å) 1,28 1,44 1,44 Năng lượng ion hóa 1 (eV) 7,72 7,57 9,22 Khối lượng riêng d(g/cm3) 8,96 10,50 19,3 Nhiệt độ nóng chảy tnc (0C) 1083 964 1063 Nhiệt độ sôi ts (0C) 2543 2167 2880 Hàm lượng trong vỏ quả đất (% ng.tử) 3,6.10–3 1,6.10–6 5.10–8 - Trạng thái tự nhiên Cu : đỏ, Ag : trắng, Au : vàng - Dẫn điện và dẫn nhiệt tốt. - Dễ tạo hợp kim với nhau và hợp kim với kimloại khác nhất là đồng. - Dễ tạo hợp kim với Hg (Au, Ag, Cu). - Kém hoạt động hóa học, giảm dần từ Cu  Au. - Trong điều kiện thường : Au, Ag bền Cu tạo thành lớp CuO. Trong không khí ẩm có CO2 tạo thành Cu(OH)2.CuCO3 (màu xanh). - Đốt nóng với Oxy Cu  CO và Cu2O còn Ag, Au hấp thụ Oxy. - Cu kết hợp dễ dàng với Halogen, Ag chậm còn Au chỉ phản ứng khi ở nhiệt độ cao. - Ag, Cu phản ứng trực tiếp với Lưu huỳnh (S) cả nhóm không tác dụng với H2, N2, C. - Cả 3 nguyên tố chỉ tan trong axit HCl và H2SO4 loãng khi có mặt chất oxi hóa. - Ag, Cu dễ tan trong các axít có tính Oxy hóa (HNO3, H2SO4 đặc nóng), Au tan trong HCl đặc bão hòa Cl2 hoặc nước cường tan (1HNO3 + 3HCl) do tác dụng của Clo nguyên tử. - Cả 3 nguyên tố đều tan trong dung dịch Hyanue bazơ khi có mặt Oxy. - Tất cả các hợp chất tan của Cu, Ag, Au đều độc hại. 2.3.3. Các hợp chất + Các hợp chất X(+1) - Đặc trưng là Ag+1, đối với Cu+1, Au+ kém bền. - Các Oxyt X2O đều là chất rắn, Cu2O : đỏ, Ag2O : nâu xẫm, Au2O : tím màu, ít tan trong nước. - Các Hydroxýt XOy, không bền, bị phân hủy ngay, do tác động phân cực mạnh của ion X+. - X2O thể hiện tính bazơ trung bình. - Các muối X+1 (Ag+, Cu+) không tan trong nước, ở trạng thái ẩm chúng không bền nên phân hủy. - Các muối Cu+, Au+ dễ bị oxi hóa  Cu+2, Au+3 - Các muối Ag+ dễ bị phân hủy khi có ánh sáng tác dụng. + Các hợp chất X(+2) - Hợp chất X+2 chỉ đặc trưng đối với Cu+2. - Thường gặp là CuO, Cu(OH)2 và các muối của nó. - CuO không tan trong nước, dễ tan trong axit, nung nóng đến 8000C nó phân hủy thành Cu2O và Oxy. - Ở 2500C có mặt Hydro CuO bị khử đến Cu. - Cu(OH)2 là hydroxyt lưỡng tính nhưng cả hai tính đều yếu. Trong axít nó tạo muối Cu+2. Trong kiềm mạnh, đặc, dư nó cho muối cuprit màu xanh. - Các muối Cu+2 rất dễ tạo phức. + Hợp chất X(+3) : - Trạng thái X(+3) đặc trưng là Au+3. - Các hợp chất thường gặp Au2O3, Au(OH)3, AuHal3. - Au2O3 điều chế bằng cách đun nóng (1000C), Au(O)3. - Au(OH)3 điều chế bằng cách cho kiềm tác dụng lên dung dịch A4Cl3