Phân loại tổng quát các chất vô cơ

Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 8 CHƯƠNG 2 - PHÂN LOẠI TỔNG QUÁT CÁC CHẤT VÔ CƠ Hoá học vô cơ nghiên cứu hầu hết các nguyên tố hoá học và hợp chất của chúng (trừ phần lớn các hợp chất của cacbon là hợp chất hữu cơ), nên ranh giới giữa hoá vô cơ và hoá hữu cơ là không rõ ràng. Do đó việc phân loại các chất vô cơ chỉ là tương đối. * Sơ đồ phân loại các chất vô cơ: CÁC CHẤT VÔ CƠ ĐƠN CHẤT HỢP CHẤT 1. Kim loại 1. Hợp chất hoá học kim loại 2. Á kim 2. Hyđrua 3. Phi kim 3. Oxit 4. Khí hiếm 4. Hyđroxit (axit + bazơ) 5. Muối 6. Phức chất 2.1. KIM LOẠI 2.1.1. Phân biệt kim loại và không kim loại * Kim loại là những nguyên tố hoá học tạo nên đơn chất có vẻ sáng đặc biệt (còn gọi là ánh kim), có độ dẫn điện và độ dẫn nhiệt cao, dễ rèn và dễ dát mỏng. Những tính chất đặc trưng này của kim loại là do có các electron dịch chuyển tự do trong mạng lưới tinh thể kim loại. * Các kim loại có khuynh hướng cho electron tạo thành cation và tính chất hoá học chung nhất của kim loại là tính khử. * Các nguyên tố không kim loại là những nguyên tố hoá học không có các tính chất tạo nên sự đặc trưng của kim loại. Đó là á kim, phi kim, khí hiếm (sẽ xét ở phần sau). 2.1.2. Cấu tạo nguyên tử của kim loại - Bán kính nguyên tử kim loại lớn hơn so với bán kính nguyên tử phi kim. - Lớp vỏ electron hoá trị có ít electron. Đa số kim loại có số electron hoá trị từ 1 đến 3 electron. - Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là s, p (ns, np) thì kim loại thuộc phân nhóm A. Với cấu trúc vỏ electron ngoài cùng là d, f (nd, nf) thì kim loại thuộc phân nhóm B. - Lực hút của hạt nhân với các electron ngoài cùng tương đối yếu, năng lượng ion hoá thấp nên dễ cho electron. Do đó, tính chất hoá học đặc trưng của kim loại là tính khử: M - ne- = Mn+ 2.1.3. Cấu trúc tinh thể của kim loại: Kim loại chủ yếu có 3 dạng tinh thể: - Tinh thể lục phương như Zn, Mg ... Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 9 - Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) như Ca, Cu, Ag, Al ... - Tinh thể lập phương tâm khối như Fe, Na, Ba ... Dạng tinh thể được phân loại dựa trên ô mạng cơ sở. Ô mạng cơ sở là hình hộp nhỏ nhất được tách ra từ tinh thể mà đỉnh hình hộp là các nút mạng lưới. * Tinh thể lục phương có ô mạng cơ sở là khối hình trụ, 2 đáy là hình lục giác đều, các cạnh: a0 = b0  c0 và các góc  =  = 900,  = 1200. c c0   a0  b0 b a * Tinh thể lập phương tâm khối có ô mạng cơ sở là khối lập phương, tại tâm khối lập phương có một nút mạng. * Tinh thể lập phương tâm diện (tâm mặt) có ô mạng cơ sở là khối lập phương, ở tâm mỗi mặt của hình lập phương có một nút mạng và có a0 = b0 = c0,  =  =  =900. * Nguyên lý sắp xếp đặc khít: “ Trong tinh thể, các hạt (ion, nguyên tử, phân tử) có khuynh hướng sắp xếp đặc khít nhất sao cho khoảng không gian tự do giữa chúng là nhỏ nhất.” 2.1.4. Liên kết trong kim loại - Liên kết trong tinh thể kim loại có bản chất cọng hoá trị với 2 đặc điểm: + Liên kết cọng hoá trị không định chỗ cao độ. +Liên kết cọng hoá trị có nhiều tâm giải toả, được thực hiện bởi những electron tự do. Các liên kết có đặc điểm như vậy gọi là liên kết kim loại. Nhờ liên kết không định chỗ cao độ mà một điện tử hoá trị của một nguyên tử nào đó (gọi là nguyên tử trung tâm) được xem như cùng một lúc xen phủ với 8 hay 12 đám mây electron hoá trị của 8 hay 12 nguyên tử sắp xếp sát ngay nguyên tử trung tâm và gọi là những nguyên tử phối trí. Với kiểu liên kết này thì một liên kết vừa được hình thành lập tức bị phá bỏ ngay và xây dựng liên kết mới. Vì vậy trong tinh thể kim loại luôn có một “lớp electron tự do”. Nhờ những electron tự do mà kim loại có tính dẻo, có ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt và bền vững cơ học. 2.1.5. Kim loại chuyển tiếp - Kim loại không chuyển tiếp 2.1.5.1. Khái niệm Kim loại không chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố s và p có lớp electron ngoài cùng là: ns1 ... np4. Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 10 Kim loại chuyển tiếp là những kim loại thuộc nguyên tố d, f : (n-1)d hay (n-2)f. - Về vị trí trong bảng HTTH và tính chất hoá học: Kim loại chuyển tiếp nằm giữa chu kỳ 4, 5, 6 (mỗi chu kỳ có một dãy 10 nguyên tố d) và có tính chất chuyển tiếp từ nguyên tố s sang p. Chu kỳ 4: 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn (3d) Chu kỳ 5: 39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd (4d) Chu kỳ 6: 57La* 72Hf 73Ta 74W 75Re 76Os 77Ir 78Pt 79Au 80Hg (5d) Nhóm Lanan (4f) và nhóm Actini (5f): gồm có 28 nguyên tố. - Kim loại không chuyển tiếp thường chỉ có 1 số oxi hoá, nếu có 2 số oxi hoá thì sai kém 2 đơn vị. Kim loại chuyển tiếp có nhiều số oxi hoá bất kỳ, dễ tạo phức, ion hiđrat thường có màu. 2.1.5.2. Đặc điểm cấu hình electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp (d) - Tổng quát: vỏ electron hoá trị của kim loại chuyển tiếp là:(n-1)d110ns12. Phân lớp (n-1)d có năng lượng tương đương với năng lượng phân lớp ns (E(n-1)d  Ens), vì vậy khi phân lớp (n-1)d chưa đạt cấu hình bán bão hoà (d5) hoặc bão hoà (d10) thì 1 electron lớp ngoài cùng (ns) chuyển vào để đạt cấu hình bán bão hoà hoặc bão hoà bền hơn. Ví dụ: theo quy luật thì vỏ electron hoá trị của Cr là 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2, nhưng để đạt cấu hình bán bão hoà thì Cr chuyển 1 electron ở phân lớp 4s vào phân lớp 3d: 3d5 4s1. - Những kim loại chuyển tiếp mà vỏ electron hoá trị có cấu hình d510 do việc chuyển 1 electron từ phân lớp s ngoài cùng vào chưa phải là bền vững hoàn toàn. 2.1.5.3. Tính chất chung của kim loại chuyển tiếp - Cũng như kim loại nói chung, kim loại chuyển tiếp có số electron ngoài cùng ít hơn 3. Trong một dãy từ trái sang phải và trong một nhóm B, tính kim loại giảm. - Các kim loại chuyển tiếp thể hiện nhiều số oxi hoá, do khi được kích thích có một số electron ở phân lớp (n-1)d nhảy lên ns và np thành electron hoá trị. Ví dụ: a) Cu: 3d104s1  Cu*: 3d94s2. electron hoá trị Sau đó: Cu*: 3d94s2 - 2e- = Cu2+ (3d9) b) Au: 5d106s1  Au*: 5d8 6s26p1 electron hoá trị Au*: 5d8 6s26p1 - 3e- = Au3+ (5d8) - Những kim loại chuyển tiếp d, f chịu sự nén d, f nên bán kính nguyên tử nhỏ và bán kính ion cũng nhỏ, do vậy ion kim loại chuyển tiếp dù có điện tích bé cũng dễ dàng tạo phức. Mặt khác các electron hoá trị d thuận lợi cho việc tạo liên kết trong phức. 2.1.6. Tính chất vật lý của kim loại - Thuyết miền năng lượng 2.1.6.1.Tính chất Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 11 - Tất cả các kim loại đều là chất rắn (trừ Hg), có ánh kim, ở trạng thái phân tán có màu xám sẫm. - Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt. Nhiệt độ tăng lên làm giảm độ dẫn điện, dẫn nhiệt của các kim loại. Một số kim loại dẫn điện, dẫn nhiệt tốt như: Cu, Au, Ag, Al, ... - Kim loại có tính dẻo do đặc điểm cấu tạo mạng tinh thể kim loại và liên kết kim loại: chúng có khả năng thay đổi hình dạng khi chịu tác dụng của lực cơ học, rồi khi ngừng tác dụng lực kim loại vẫn giữ được nguyên hình dạng đã lấy được. Ví dụ: Au có thể dát mỏng thành lá cực mỏng trông qua được, có thể kéo sợi thành sợi mảnh khó thấy được. - Kim loại có khối lượng riêng lớn, chia làm 2 loại: + Kim loại nhẹ có d< 5g/cm3, như Li, Na, Al, ... + Kim loại nặng có d >5g/cm3, như Zn, Fe, Cu, ... - Nhiệt độ nóng chảy của các kim loại biến đổi trong một khoảng rất rộng từ -38,870C(Hg) đến 33700C(W). 2.1.6.2. Thuyết miền năng lượng (Thuyết vùng) - Trong mạng tinh thể kim loại số electron hoá trị rất lớn, tổ hợp tạo thành các MO có sự sai biệt các mức năng lượng rất bé tạo nên các mức năng lượng gần như liên tục, gọi là miền năng lượng. E 1 2 4 N Số nguyên tử Sự tạo thành các mức năng lượng theo số nguyên tử - Sự sắp xếp electron vào các mức năng lượng theo thứ tự tăng dần (Pauli, Kleckowski). Các electron hoá trị vào các mức năng lượng thấp nhất, đó là miền hoá trị, các mức năng lượng còn lại không chứa electron tạo thành miền dẫn, giữa miền hoá trị và miền dẫn có các khe năng lượng gọi là miền cấm (các electron hoá trị không thể sắp xếp vào). - Trong kim loại, miền hoá trị và miền dẫn phủ lên nhau và miền hoá trị chưa đầy electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron nhận năng lượng chuyển sang các mức năng lượng kế cận còn trống tạo nên tính dẫn điện của kim loại. - Với các chất cách điện (phi kim), miền cấm có khe năng lượng khá lớn và miền hoá trị đầy electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron hoá trị không đủ năng lượng để vượt qua miền cấm đến miền dẫn. - Với chất bán dẫn, miền cấm có khe năng lượng khá nhỏ, miền hoá trị đầy electron. Dưới tác dụng của điện trường các electron hoá trị ở mức năng lượng cao của miền hoá trị có thể nhảy lên miền dẫn và tham gia dẫn điện. Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 12 a a a c  c  b b b Kim loại Chất cách điện Chất bán dẫn a: miền dẫn ; b: miền hoá trị ; c: miền cấm Khi electron chuyển lên miền dẫn, miền hoá trị sẽ xuất hiện các mức năng lượng không đủ electron, gọi là các nút trống hay các lỗ.  + h  [ ] +  Trong điện trường các lỗ tương đương với một hạt điện tích dương. Trong chất bán dẫn, dòng điện là do dòng electron (dẫn n negative) và các lỗ ở miền hoá trị (dẫn p positive). 2.1.7. Điều kiện để kim loại phản ứng với nước, axit, bazơ, muối Trong những phản ứng với nước, axit, bazơ, muối thì kim loại là chất khử. Vì vậy người ta dùng thế khử để xét chiều phản ứng, đồng nghĩa với việc xét điều kiện kim loại phản ứng với các chất nói trên. *Các phản ứng của kim loại thường có sự hiện diện của H2O, trong đó có hoà tan O2, ion H+ do đó liên hệ đến thế điện cực hiđro (H+/H2) và thế điện cực oxi (O2/H2O).  Phản ứng của điện cực hiđro: 2H+ + 2e-  H2 (k) Áp dụng phương trình Nerst ở 250C ta có:  2/2 HH  = 0 2/2 HH  + 2 059,0 lg 2 2][ HkP H  Xét ở điều kiện chuẩn (P 2H = 1atm, 0 2/2 HH  = 0,0V):  2/2 HH  = - 0,059pH  Phản ứng của điện cực oxi: O2(k) + 4H+ + 4e-  2H2O (l) Áp dụng phương trình Nerst ở 250C ta được:  OHHO 22 2/4,  = 0 OHHO 22 2/4,  + 4 059,0 lg(kP 2O .[H+]4) Xét ở điều kiện chuẩn (P 2O = 1atm,  0 OHHO 22 2/4,  =1,228V):  OHHO 22 2/4,  = 1,228 - 0,059pH Ta có: pH 0 7 14  2/2 HH  0 - 0,413 - 0,826  OHHO 22 2/4,  1,228 0,815 0,402 Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 13 * Kim loại phản ứng với H2O: 2H+ + 2e-  H2 (k) Với pH = 7 thì  2/2 HH  = - 0,413 V Những kim loại có thế điện cực 0 MM n / < - 0,413V có thể phản ứng với nước, khử H+  H2. Tuy nhiên có một số kim loại có 0 MM n / < - 0,413V nhưng không phản ứng được với nước và sản phẩm phản ứng không tan trong nước, đã tạo màng bảo vệ không cho kim loại tiếp tục phản ứng. Vậy, điều kiện để kim loại phản ứng được với nước là: + Kim loại có 0 MM n / < - 0,413V + Sản phẩm phản ứng phải tan trong nước, không tạo màng oxit bảo vệ. Ví dụ :  KK / = -2,925V 2K + 2 H2O = 2KOH + H2 * Kim loại phản ứng với axit không oxi hoá: Với pH = 0 thì  2/2 HH  = 0,0V Điều kiện để kim loại tác dụng với axit không oxi hoá (tác nhân oxi hoá là ion H+, không phải gốc axit) là: + Kim loại có 0 MM n / <  2/2 HH  = 0,0V + Sản phẩm phản ứng tan, không tạo màng oxit bảo vệ Ví dụ : 0 FeFe /2 = - 0,44V Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 * Kim loại phản ứng với axit oxi hoá: Những axit oxi hoá thường gặp là HNO3 và H2SO4 đặc với thế khử chuẩn là: 0 OHNOHNO 23 ,/4,  =0,96V;0 OHSOHSO 2224 ,/4,  = ,172V;  0 OHSHSO 2 02 4 4,/2,  = 0,3572V Điều kiện để kim loại tác dụng với axit oxi hoá với đa số trường hợp ở điều kiện tiêu chuẩn là: + Kim loại có 0 MM n / < 0axit oxi hoá + Sản phẩm tan, không có màng oxit bảo vệ Ví dụ: 0 AgAg / = 0,8V ; 0 OHNOHNO 23 ,/4,  = 0,96V 3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + H2O Tuy nhiên ở điều kiện khác chuẩn thì phải tính lại thế điện cực dựa vào phương trình Nerst. * Kim loại phản ứng với bazơ: Kim loại phản ứng với bazơ xảy ra 2 giai đoạn: trước hết kim loại phản ứng với nước, sau đó sản mới tạo thành (hiđroxit có công thức tổng quát OmX(OH)n) phản ứng với kiềm. Trong OmX(OH)n, thông thường m=0 trong hiđroxit bazơ và hiđroxit lưỡng tính. Vậy, điều kiện để kim loại phản ứng với kiềm: + Kim loại có 0 MM n / < - 0,413V Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 14 + Sản phẩm tạo thành phản ứng với kiềm (tức là hiđroxit của kim loại là lưỡng tính). Ví dụ: 0 AlAl /3 = - 1,66V 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2 * Kim loại phản ứng với muối: + Kim loại có 0 bé hơn, không phản ứng với H2O, sản phẩm tan thì đẩy được kim loại có 0 lớn hơn ra khỏi dung dịch muối. Ví dụ: 0 FeFe /2 = - 0,44V ;  0 CuCu /2 = 0,337V Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 2.2. Á KIM - PHI KIM - KHÍ HIẾM 2.2.1. Á kim Là nguyên tố mà ở điều kiện thích hợp thì biểu hiện tính kim loại trội hơn, ở điều kiện khác thì biểu hiện trạng thái không kim loại như B, Ge, Si, As, Sb ... Liên kết trong á kim là liên kết trung gian giữa liên kết kim loại và liên kết cọng hoá trị. 2.2.2. Phi kim Gồm những nguyên tố mà ở điều kiện thường là trạng thái khí hay rắn. Nếu là khí thì phân tử gồm 2 nguyên tử như H2, O2, N2, Cl2 ... Nếu là rắn như I2, C, S, P, Se ... tinh thể. Liên kết trong phi kim là liên kết cọng hoá trị. 2.2.3. Khí hiếm Là những nguyên tố ở điều kiện thường phân tử chỉ có một nguyên tử vì vỏ electron ngoài cùng đã bão hoà ns2np6, với lớp vỏ này thì khí hiếm rất khó phản ứng. Khả năng phản ứng của khí hiếm rất kém. Tuy nhiên, ngày nay người ta đã tạo ra được một số hợp chất của khí hiếm như XeF2, XeO3 ... 2.3. HỢP CHẤT 2.3.1. Hợp chất hoá học kim loại Khi hoà tan nóng chảy các kim loại có thể phản ứng với nhau tạo thành hợp chất kim loại. Hợp chất kim loại được tạo thành do liên kết hỗn hợp giữa các nguyên tử (liên kết kim loại, ion, cộng hoá trị). - Một số dạng hợp chất kim loại: + Bectolit: là những hợp chất kim loại có thành phần thay đổi Ví dụ: Pb0,9995S  PbS0,9 ; TiO1,9  TiO2 + Dantonit: là hợp chất kim loại có thành phần không đổi. Ví dụ: Mg2Pb ; Cu3Al ... * Đặc điểm: - Hợp chất kim loại có thành phần xác định ứng với một công thức hoá học xác định. Ví dụ : TiO0,9 , Cu3Al. - Kiểu mạng tinh thể của hợp chất kim loại khác với kiểu mạng của các kim loại thành phần. Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 15 - Nhiệt độ nóng chảy của hợp chất kim loại cao hơn nhiệt độ nóng chảy của kim loại thành phần. Ví dụ: Mg nóng chảy ở 6500C, Sn nóng chảy ở 2320C, nhưng hợp chất Mg2Sn nóng chảy ở 7950C. - Lý tính và hoá tính của hợp chất kim loại khác hẳn kim loại thành phần. Ví dụ: Các hợp chất kim loại thường cứng, dòn nhưng ở nhiệt độ 70-96% nhiệt độ nóng chảy của hợp chất kim loại thì hợp chất kim loại có tính dẻo. 2.3.2. Hiđrua 2.3.2.1. Khái niệm Hyđrua là tên hợp chất của hyđrô với nguyên tố khác. Đuôi " ua" gắn với nguyên tố âm điện hơn. Ví dụ: hyđrua kim loại thì hyđrô âm điện hơn kiềm, kiềm thổ nên đuôi "ua" gắn liền với hyđrô: Liti hyđrua... Trong hyđrua phi kim, với những nguyên tố âm điện hơn hyđrô (Cl, N ...) thì đuôi "ua" đi liền với nguyên tố đó : HCl- hyđrô clorua; NH3- hyđrô nitrua ... 2.3.2.2. Phân loại Dựa vào bản chất liên kết hoá học trong hyđrua mà chia thành 3 loại: hyđrua ion, hyđrua cộng hoá trị và hyđrua kiểu kim loại.  Hyđrua ion: là hyđrua của kim loại có tính khử mạnh (độ âm điện nhỏ) như LiH, NaH ... trong những hợp chất này, hyđrô có số oxy hoá -1. Độ bền nhiệt: Trừ LiH có độ bền cao, còn lại các hyđrua ion như NaH, CaH2 ... đều bị phân huỷ trước khi nóng chảy (Ví dụ: CaH2 phân huỷ ở 5000C trước khi nóng chảy ở 8160C). Trong khi đó halogen tương ứng nóng chảy ở nhiệt độ cao mà chưa phân huỷ (CaCl2 nóng chảy ở 7720C). Để có được hyđrua ion nóng chảy và điện phân ly, người ta tiến hành trong khí quyển hyđrô, khi đó hyđrua điện ly cho anion hyđrô thực sự. Ví dụ: NaH = Na+ + H - Từ H- và H2 ta có  0 2/2 HH = - 2,25V rất âm, nên ion H - có tính khử rất mạnh, được dùng làm chất khử trong tổng hợp hữu cơ. + Hoá tính: hyđrua kim loại có hoạt tính cao, thuỷ phân mạnh và không thuận nghịch, thể hiện tính bazơ : NaH + H2O = NaOH + H2 CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2 Hyđrua ion lưỡng tính dễ tạo phức với hyđrua khác: AlH3 + 3BH3 = Al [BH4]3  Hyđrua cộng hoá trị (H -X) Phần lớn hợp chất của hyđrô với các nguyên tố khác là hợp chất cộng hoá trị. Cụ thể là hyđrua của các nguyên tố nhóm 4, 5, 6, 7 như CH4, NH3, H2S, HCl, HF ... đều là hyđrua cộng hoá trị. Trong những hợp chất này hyđrô có số oxy hoá là +1. Tuỳ thuộc độ âm điện của nguyên tố X trong hyđrua mà liên kết X-H phân cực mạnh hay yếu. * Tính chất + Những hyđrua cọng hoá trị ở điều kiện bình thường là chất khí, chất lỏng dễ bay hơi. Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 16 + Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp vì sự phá vỡ liên kết Van de Waals, liên kết hyđrô, khi nóng chảy, khi sôi tiêu tốn ít năng lượng. + Một số hyđrua như HF, H2O ... do có sự tụ hợp phân tử (HF)n, (H2O)5 và liên kết hyđrô mạnh nên có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao. * So sánh năng lượng trung bình của liên kết H-X trong các hiđrua cọng hoá trị nhận thấy độ bền của liên kết đó ở trong hyđrua của nguyên tố cùng một nhóm hơi giảm xuống khi đi từ trên xuống dưới và trong hyđrua của các nguyên tố cùng một chu kỳ nói chung tăng lên khi đi từ trái sang phải. Sự biến đổi này phụ thuộc vào độ âm điện và kích thích nguyên tử của nguyên tố X.  Hyđrua kiểu kim loại Nhiều kim loại chuyển tiếp hấp thụ khí hyđrô tạo nên chất rắn có thành phần xác định hoặc biến đổi. Ví dụ: Ở điều kiện bình thường, 1VPd (Paladi) hấp thụ 700-870 V 2H và tạo ra Pd2H hoặc có thành phần biến đổi PdHx. * Tính chất: So với kim loại ban đầu, thì hyđrua kiểu kim loại phản ứng với oxy và với H2O kém hơn, hyđrua kiểu kim loại dòn hơn, dẫn điện hoặc bán dẫn điện, bề ngoài giống kim loại (nên gọi là hyđrua kiểu kim loại). 2.3.3.Oxit XmOn Oxit là hợp chất của oxi với một nguyên tố khác. * Phân loại oxit: Tuỳ theo tính chất hoá học mà người ta chia thành các loại oxit như sau: - Oxit bazơ: hiđroxit tương ứng có tính bazơ. - Oxit axit: hiđroxit tương ứng có tính axit. - Oxit lưỡng tính: hiđroxit tương ứng vừa có tính axit vừa có tính bazơ. - Oxit trơ: là oxit không phản ứng với nước, oxit không tạo muối như N2O, CO ... - Peoxit, supeoxit và ozonit. 2.3.4. Hiđroxit OmX(OH)n Hiđroxit là sản phẩm phản ứng giữa oxit với nước, vì vậy hiđroxit có thể là axit hay bazơ. Hiđroxit có công thức tổng quát là: OmX(OH)n Về hình thức, có thể xem công thức phân tử của hiđroxit như là công thức phân tử oxit tương ứng có ngậm một hay nhiều phân tử nước. Ví dụ: Ca(OH)2 = CaO.H2O; 4H3PO4 = P4O10.6H2O Zn(OH)2 = ZnO.H2O; 2.3.4.1. Hiđroxit là axit Ví dụ: H2SO4 viết theo công thức tổng quát là O2S(OH)2 H3PO4 viết theo công thức tổng quát là OP(OH)3 H2CO3 viết theo công thức tổng quát là OC(OH)2 Để đánh giá độ mạnh axit của hiđroxit axit, có thể dùng quy tắc Pauling: “Độ mạnh của hiđroxit axit tăng theo giá trị của m trong công thức tổng quát”. m = 0 : axit yếu Cl - OH (HOCl: axit hipoclorơ) m = 1 : axit trung bình O = N - OH (HNO2: axit nitrơ) m  2 : axit mạnh O N - OH (HNO3: axit nitric) O Chương2 – Phân loại tổng quát các chất vô cơ Hoá vô cơ 17 O OH S (H2SO4: axit sunfuric) O OH Nếu 2 hiđroxit axit có giá trị m bằng nhau thì độ mạnh axit tăng theo độ âm điện của nguyên tố trung tâm X. Ví dụ: I= 2,5 ; Br= 2,8 ; Cl= 3,0 thì I - OH (HOI) Br - OH (HOBr) Cl - OH (HOCl) độ mạnh axit tăng 2.3.4.2. Hiđroxit là bazơ Theo công thức tổng quát thì hiđroxit bazơ và hiđroxit lưỡng tính có m=0