Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 29 -
- Be(OH)
2
và Mg(OH)
2
rất ít tan trong nước, Ca(OH)
2
tương đối ít tan, các
hydroxyd còn lại tan nhiều trong nước. Khi kết tinh từ dung dòch, chúng thường ở
dạng hydrat tinh thể không màu (của Be và Ca ở dạng M(OH)
2
.nH
2
O còn của Sr và
Ba là M(OH)
2
.8H
2
O).
- Kém bền nhiệt, khi đun nóng chúng mất nước biến thành oxyd.Độ bền nhiệt
tăng : Mg(OH)
2
mất nước ở 150
o
C còn Ba(OH)
2
ở 1000
o
C.


2
, Ba(OH)
2
, Ca(OH)
2
: cho oxyd tác dụng với nước.
4. Muối :
Muối của kim loại kiềm thổ đều ở dạng tinh thể, trong dung dòch phân ly hoàn
toàn thành ion. Các ion kim loại kiềm thổ cũng không màu.
Trong các muối kim loại kiềm thổ :
- Các muối clorua, bromua, Iodua, acetat, sulfua, cyanua và thiocyanat đều dễ
tan.
- Muối florua khó tan (trừ BeF
2
dễ tan).
- Muối sulfat của Be và Mg tan nhiều còn các sulfat khác ít tan, ít tan nhất là
BaSO
4
.
- Các muối cromat, oxalat, phosphat và carbonat đều ít tan.
Độ tan của các muối phụ thuộc vào 2 yếu tố : năng lượng mạng lưới của tinh
thể muối và năng lượng hydrat hóa của cation

* Đối với muối của anion có kích thước nhỏ (r
-
nhỏ) : yếu tố quyết đònh đến độ
tan là năng lượng mạng lưới; độ tan tăng khi r
+
tăng


+
+ r
-
≈ const), độ tan tăng khi r
+
nhỏ (năng lượng
hydrat hóa lớn)

Ví dụ : Từ CaSO
4
đến BaSO
4
: độ tan giảm

Ca
2
Sr
2+
Ba
2+
E
hydrat hóa
377 308
)(
ptg
KCal


)
E
Ion hóa I
(eV)
Thế điện cực
(V)
Độ âm điện

[H
e
]2s
2
2p
1
0,80
8,30
không xđ
được
2,01

[N
e
]3s
2
3
p
1
1,25
5,98
-1,66

1,55
6,10
+0,72
1,8

- Bán kính nguyên tử, năng lượng ion hóa thay đổi hơi bất thường ở các
nguyên tố Ga và Tl do các nguyên tố này nằm ngay sau các nguyên tố d và các
nguyên tố f nên chòu sự ảnh hưởng trực tiếp của sự co d và co f. Do vậy, tính kim
loại của các nguyên tố Ga, In và Tl lại giảm hơn so với Al.
- B là nguyên tố không kim loại duy nhất trong phân nhóm vì nó có bán kính
nguyên tử nhỏ hơn hẳn; các nguyên tố còn lại đều là kim loại B lại thuộc chu kỳ 2
có khả năng hình thành liên kết khác các nguyên tố còn lại nên hóa học của B có
nhiều nét khác hóa học của các nguyên tố còn lại. Nét giống nhau duy nhất của
các nguyên tố này là số e
-
hóa trò giống nhau nên thể hiện các số oxy hóa tương tự
nhau, chúng đều có số orbital hóa trò lớn hơn số e
-
hóa trò nên đều có thể hình thành
liên kết hóa học nhờ sử dụng các e
-
độc thân và các orbital trống.
* Số oxy âm không đặc trưng đối với các nguyên tố phân nhóm này chỉ có B
do có tính chất không kim loại nên tạo được hợp chất với kim loại trong đó chúng
có số oxy âm (các nguyên tố còn lại tạo hợp kim với các kim loại khác).
* Cấu hình e
-
hóa trò ns
2
np

với số phối trí 4. (Trạng thái lai hóa
sp
2
với số phối trí 3 chỉ gặp trong hợp chất với các nguyên tố tạo được liên kết π
theo cơ chế cho nhận với orbital trống của B).
Ví dụ :
-
CL Cl H H
B

B

Cl H H

Al có số phối trí 4(sp
3
) và 6(sp
3
d
2
), trong đó số phối trí 6 thường gặp hơn (số
phối trí 4 gặp khi các phối tử có kích thước lớn hay tạo được liên kết π với orbital
trống của Al).
Từ Ga đến Tl sự tham gia của các vân đạo f vào trạng thái lai hóa tăng dần :
số phối trí đặc trưng của Ga là 6 còn của Tl là 7 (sp
3
d
2
f) và 8(sp
3

X đặc trừng hơn vì các liên
kết được làm bền nhờ sự tạo liên kết giữa các orbatal trống của B, Al với cặp e
-

chưa liên kết của các nguyên tử cầu nối.
II. BO
A. ĐƠN CHẤT
a. Cấu trúc - lý tính
B tinh thể có vài dạng thù hình trong đó bền nhất là dạng tứ phương – các dạng
tinh thể đều được xây dựng từ các nhóm nhỏ B
12
(hình 20 mặt đều) liên kết với
nhau bằng những cách khác nhau – liên kết giữa các nguyên tử B trong mỗi nhóm
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 33 -
B
12
mạnh hơn liên kết giữa các đa diện này với nhau. B tinh thể có màu đen xám,
có tính bán dẫn, cứng khó nóng chảy (T
o
nc
= 2300
o
C), hầu như không tan trong các
dung môi.
Ngoài dạng tinh thể, B còn tồn tại ở dạng vô đònh hình là một chất bột màu
nâu sẫm.


Tùy điều kiện, một nguyên tố có thể tạo nhiều borua có thành phần khác nhau.

Ví dụ : Nb
2
B, Nb
3
B
2
, NbB, Nb
3
B
4
, NbB
2
, Cr
4
B, Cr
2
B, CrB, Cr
3
B
4
, CrB
2
…
-
Tính khử :
* Với phi kim : Khi đốt nóng (400 – 600
o
C), B có thể phản ứng với O

4B + 3SiO
2
→ 3Si + 2B
2
O
3
* Với H
2
O : ở t
o
thường B không tác dụng với H
2
O nhưng khi nung đỏ, B khử
được hơi nước :
2B + 3H
2
O → B
2
O
3
+ 3H
2
* Với acit : chỉ có HNO
3
, H
2
SO
4
đặc và nước cường thủy tác dụng được với B
và chuyển nó thành axit boric

- 34 -
c. Điều chế
- Phương pháp nhiệt kim loại : dùng Mg hay Na khử các hợp chất của B (điều
chế B kỹ thuật dạng vô đònh hình :
KBF
4
+ 3Na → B + KF + 3NaF
B
2
O
3
+ 3Mg → 2B + 3MgO
(2B + Mg → MgB
2
6Mg
-
B
2
+ 12HCl → B
4
H
10
+ H
2
+ 6MgCl
2
+ 8B)
- Phân hủy nhiệt các hợp chất kém bền của B (BI
3
, Boran) : điều chế B tinh

o
B 1,2A
o
O O Chỉ tồn tại ở trạng thái khí
B
2
O
3
tinh thể có cấu trúc polimer được hình thành từ các tam giác đều BO
3

(với B ở tâm) nối với nhau qua các O chung :

O O O
O B B O B B O B B O
O O O
T
o
nc
= 450
o
C ; T
o
s
= 2250
o
C

7
→ HBO
2
→ H
3
BO
3
8
+
00
o
C
+H
2
O
H
2
O
+H
2
O
axit tetra boric axitmetra boric axit orto boric
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
- 35 -
B
2
O
3

trạng thái tự do, trong dung dòch nước chúng sẽ chuyển về dạng orto boric (H
2
BO
3
)
bền hơn
(B
2
O
3
)
n
+ H
2
O → (H
2
B
4
O
7
)
n
→ HBO
2
→ H
3
BO
3
+H
+H

O O O O
H H H H
O O O O
H B H H
O

H
3
BO
3
tan vừa phải trong nước, độ tan tăng mạnh khi tăng T
o
(O
o
C :
S=19,47g; 100
o
C : 2,91,2g / 1l H
2
O)
- H
3
BO
3
là axit 1 nấc và rất yếu :
H
3
BO
3
+ H

]
-
nhưng khi nồng độ cao hơn hay khi giảm nồng độ H
+
trong
dung dòch thường có sự polymer hóa.
3B(OH)
3
[B
3
O
3
(OH)
4
]
-
+ H
+
+ 2H
2
O
Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học

Giáo Trình Hoá Vô Cơ
Khoa Hóa Học

- 36 -
Với cấu trúc
HO
B O

+ H
2
O
- H
3
BO
3
tương tác với rượu (CH
3
OH, C
2
H
5
OH) khi có mặt H
2
SO
4
đặc tạo nên
ester; khi được đốt cháy, ester cho ngọn lửa màu lục đậm
H
3
BO
3
+ 3CH
3
OH → B(OCH
3
)
3
+ 3H

Dưới đây là thàn phần và cấu trúc của một số borat :
- Na
2
B
4
O
7
.10H
2
O : natri tetraborat (borax) có thể viết là Na
2
[B
4
O
5
(OH)
4
].8H
2
O
OH
2-

O B O
HO B O B OH
O B O
OH
[B
4
O

HO OH
[B
5
O
6
(OH)
4
]
-

- Ca(BO
2
)
2
(Canxi metaborat) : trong thành phần có anion (BO
2
)
n
các cation
được sắp xếp giữa các mạch :
O
-
O
-

O B O B

-
O B O B O B
O

* Na
2
B
4
O
7
được sử dụng nhiều nhất. Nó là 1 chất kết tinh không màu, tinh thể
đơn tà, tương đối ít tan trong nước. Khi đun nóng, nó nóng chảy trong nước kết tinh
và mất nước dần chuyển thành muối khan nóng chảy ở 878
o
C thành dạng thủy tinh.
Na
2
B
4
O
7
nóng chảy hòa tàn nhiều oxyt kim loại tạo meta borat có màu đặc
trưng.
Na
2
B
4
O
7
+ C
o
O → 2NaBO
2
.C

2
sẽ tạo natri perborat (NaBO
2
.H
2
O
2
.3H
2
O)
(NaBO
3
.4H
2
O) có tính oxy hóa mạnh nên được dùng làm chất tẩy trắng
Na
2
B
4
O
7
+ 2H
2
O
2
+ 9H
2
O → 2(NaBO
2
.H

Al lỏng rất nhớt, độ nhớt đó giảm xuống khi cho thêm những lượng nhỏ Mg
hay Cu nên trong hợp kim đúc của Al có Cu.
Ở t
0
thường, Al tinh khiết khá mềm, dễ dát mỏng và kéo sợi, bề mặt của Al rất
trơn bóng, có khả năng phản chiếu tốt ánh sáng và nhiệt. Ở t
0
600
0
C Al trở nên dòn
và dễ nghiền thành bột.
Al là kim loại dẫn điện và dẫn nhiệt tốt, nhẹ (tỷ khối 2,7); có khả năng tạo hợp
kim với các nguyên tố khác.
Ví dụ: Duralumin (94%Al, 4%Cu, 2%Mg, Mn, Fe, SI)

b. Hóa tính
Al là kim loại hoạt động tương đối mạnh nhưng ở điều kiện thường bề mặt của
Al bò bao bọc bởi màng oxyd rất mỏng và bền làm cho Al trở nên kém hoạt động
(không bò rỉ trong không khí, bền với nước).
-
Tác dụng với các nguyên tố:
* Với oxy: dây Al hay lá Al dày không cháy khi được đốt nóng mạnh mà nóng
chảy trong màng oxyd. Lá Al rất mỏng hay bột nhôm khi được đốt nóng có thể
cháy phát ra ánh sáng chói và nhiều nhiệt.
4Al + 3O
2
= 2Al
2
O
3

vì giữa các
nguyên tử Al có xen kẽ các nguyên tử Hg).
2Al + 6H
2
O = 2Al(OH)
3
+ 3H
2
↑
* Với acid: aicd vô cơ ăn mòn nhôm dễ dàng (riêng H
2
SO
4
, HNO
3
đặc nguội
thụ động hóa Al).
2Al + 6H
3
O + 6H
2
O = 2[Al(H
2
O)
6
]
3+
+ 3H
2
↑

0
cao, nó
khử dễ dàng nhiều oxyd kim loại đến kim loại tự do.
2Al + CrO
3
= Al
2
O
3
+ 2Cr, ∆H=-126 kcal/ptg
Ví vậy, Al được dùng để điều chế các kim loại khó bò khử và khó nóng chảy
như Cr, Fe, Mn, Ni, Ti, Zr, W. Bằng phương pháp nhiệt nhôm, dùng hỗn hợp gồm
25%Fe
3
O
4
và 75% bột Al để hàn nhanh và ngay tạo chỗ những chi tiết bằng sắt, khi
cháy hỗn hợp đó có thể cho T
0
= 2500
0
C.

2. Trạng thái tự nhiên:
Al là nguyên tố phổ biến trong tự nhiên, chiếm 5,5% tổng số nguyên tử, đứng
thứ 4 sao O, H và Si. Chủ yếu tập trung vào các aluminosilicat như
ortholaz(H
2
O.Al
2

2
O), cryolite
(Na
3
AlF
6
), bauxit (Al
2
O
3
.xH
2
O).

3. Điều chế:
Trước kia,người ta dùng kim loại kiềm khử muối AlCl
3
hay natritetra
cloroaluminat (NaAlCl
4
) ở trạng thái nóng chảy.
AlCL
3
+
+
3Na = Al + 3NaCl
NaAlCl
4
+ 3Na = Al + 4NaCl
Giá thành của Al cao đến nỗi Al chỉ được dùng làm đồ trang sức.

6
] ⇔ Al(OH)
3
+ 3NaOH
Lọc kết tủa và đun ở 1200-1400
0
C, thu được Al
2
O
3
tinh khiết.
* Điều chế cryolite từ Al(OH)
3
và Na
2
CO
3
trong HF
2Al(OH)
3
+ 12HF + 3Na
2
CO
3
= 2Na
3
[AlF
6
] + 9H
2

rồi dùng bột Mn để
khử AlCl
3
ở 230
0
3Mn+ 2AlCl
3
= 2Al + 3MnCl
2
đp
0
230

B. HP CHẤT
1. Nhôm oxyd (Al
2
O
3
):
Al
2
O
3
có nhiều dạng thù hình, bền nhất là tinh thể Al
2
O
3
α (hình thoi) và
Al
2

nc
rất cao (2050
0
C) và rất cứng (chỉ thua kim cương), tính chòu
lửa lớn nên được dùng làm vật liệu mài dưới dạng vòng corundun hay giấy nhám.
Các corundun có màu và trong suốt là Rubi (hồng ngọc : màu đỏ, chứa tạp chất
Cr
3+
), xaffir (bích ngọc : xanh, chứa tạp chất Fe
2+
, Fe
3+
, Ti
4+
).
* Al
2
O
3
γ là tinh thể lập phương không màu và không tồn tại trong thiên nhiên.
Al
2
O
3
γ được tạo nên khi nung Al(OH)
3
ở 550
0
C, nó nhẹ và ít rắn chắc hơn, có diện
tích ngoài rất lớn) nên được dùng làm chất hấp phụ dùng trong phép sắc ký.

O
7
= Al
2
(SO
4
)
3
+ 3K
2
SO
4
- Trong công nghiệp, Al
2
O
3
được điều chế bằng cách nung Al(OH)
3
ở 1200-
1400
0
C.
2Al(OH)
3
= Al
2
O
3
+ 3H
2

đến mất nước hoàn toàn, nó biến thành oxyd. Ngoài sự mất nước kết tinh, kết tủa
đó còn mất nước do sự ngưng tụ những phân tử Al(OH)
3
.

O
H
O
H
O
H
O
H
O
H
H
O Al Al Al Al Al Al
H
O
O
H
H
O
O
H
H
O

2
O
3
.
- Al(OH)
3
là chất lưỡng tính điển hình, khi mới kết tủa nó dễ tan trong các
dung dòch acid và baz :
Al(OH)
3
+ 3H
3
O
+
= [Al(H
2
O)
6
]
3+
Al(OH)
3
+ OH
-
+ 2H
2
O = [Al(OH)
4
(H
2

NaAlO
2
(muối của acid meta aluminic HAlO
2
hay AlOOH).
Tính acid của Al(OH)
3
rất yếu nên muối aluminat bò thủy phân mạnh trong
dung dòch đậm đặc và bò thủy phân hòan toàn trong dung dòch loãng cho kết tủa
hydroxyd và môi trường kiềm, nên khi pha loãng dung dòch aluminat hay sục khí
CO
2
vào dung dòch đó, Al(OH)
3
sẽ kết tủa.
- Điều chế bằng cách cho dung dòch kiềm hay nước amoniac tác dụng với dung
dòch muối nhôm.
Al
3+
+ 3OH
-
= Al(OH)
3
↓

3. Nhôm sulfat và phèn nhôm:
a. Nhôm sulfat
Nhôm sulfat khan là chất bột màu trắng, bò phân hủy ở t
0
> 770

Nhôm sulfat tan trong nước có phát nhiệt và dung dòch có phản ứng acid do
thủy phân.
Al
2
(SO
4
)
3
+ 6H
2
O = 2Al(OH)
3
+ 3H
2
SO
4
Al
2
(SO
4
)
3
dễ kết hợp với sulfat kim loại kiềm tạo muối kép
M
2
SO
4
.Al
2
(SO

3
+ 3H
2
SO
4
lọc, cô lại trong môi trường trung tính sẽ được sulfat hydrat là phèn đơn.
t
0

b. Phèn nhôm
Phèn là một loại muối kép có công thức M
2
SO
4
.E
Ø
(SO
4
)
3
.24H
2
O
M: Na, K, Rb, Cs, NH
4
, Te
E: Al, Cr, Fe, Ga, In, Te, Co
Chúng đồng hình với nhau và tạo nên những tinh thể bát diện đẹp không màu
hay có màu.
Phèn nhôm kali K

4
đặc và nóng, tách dung dòch ra, thêm K
2
SO
4
vào dung
dòch rôì cho bay hơi và để nguội thì có phèn kết tinh lại.

Hồ Bích Ngọc Khoa Hóa Học