Bài Giảng Hóa Vô Cơ - Chương 12

Chia sẻ: Nguyen Minh Phung | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:9

Thêm vào BST

Báo xấu

268
lượt xem 71
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Đặc điểm chung Gồm các nguyên tố: heli (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), xenon (Xe) và radon (Rn). He Cấu hình e Rnguyên tử (Ǻ) I1 (eV) %Vtrong không khí 1s2 1,22 24,59 5.10-4 Ne 2s22p6 1,6 21,56 16.10-4 Ar 3s23p6 1,92 15,76 0,93 Kr 4s24p6 1,98 14  10-4 Xe 5s25p6 2,18 12,13  10 -5 Rn 6s26p6 2,2 10,75  10 -12 - Các khí hiếm có lớp e ngoài cùng bão hoà: ns2np 6, nên nguyên tử khí hiếm bền không kết hợp thành phân tử. - Hoạt tính hoá học của các khí hiếm rất...

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài Giảng Hóa Vô Cơ - Chương 12

Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII CHƯƠNG 12 – NGUYÊN TỐ VÀ CÁC CHẤT NHÓM VIII 12.1. N HÓM VIIIA 12.1.1. Đặc điểm chung Gồm các nguyên tố: heli (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton (Kr), x enon (Xe) và radon (Rn). He Ne Ar Kr Xe Rn 1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6 Cấu hình e Rnguyên tử (Ǻ) 1,22 1,6 1,92 1 ,98 2,18 2,2 I1 (eV) 24,59 21,56 15,76 14 12,13 10,75 5.10-4 16.10-4  10-4  10 -5  10 -12 %Vtrong không khí 0,93 - Các khí hiếm có lớp e ngoài cùng bão hoà: ns2np 6, nên nguyên tử khí hiếm bền không kết hợp thành phân tử. - Hoạt tính hoá học của các khí hiếm rất thấp, hầu như không tham gia p hản ứng hoá học (nên khí hiếm còn được gọi là khí trơ). Trước đây người ta cho rằng các khí hiếm không tạo liên kết với các nguyên tố khác. Tuy nhiên, trong thời gian gần đây, người ta đã điều chế đ ược các hợp chất của khí hiếm như: XeF2, XeF3, XeF4, XeF6, ..., XeO3, XeO4, ..., XePtF6. - Các khí hiếm dễ tan trong nước, tính tan tăng dần từ He đến Rn; dễ tan hơn trong dung môi hữu cơ: rượu, benzen ... - Trong không khí hàm lượng khí hiếm rất bé. Trong quang phổ của mặt trời có He, Rn là sản phẩm của phân rã phóng xạ radi (Ra). Rayleigh phát hiện ra khí Ar không khí khi tính khối lượng riêng của không khí 1892. - Các khí hiếm có màu đặc trưng trong ống phóng điện: He – vàng, Ne – đỏ, Ar – lam nhạt hơi đ ỏ, Kr – tím, Xe – lam. 12.1.2. Heli Tính chất lý học của He giống H2: chất khí, có nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy rất thấp(t0s = -269 0C; t0nc = -2720C); He tinh thể có mạng lục phương; ít tan trong nước và các dung môi hữu cơ (ở 00C: 10mlHe/lit H2O). Ở điều kiện thường, He trơ về mặt hoá học, khi bị kích thích mạnh (phóng đ iện ...) sẽ tạo thành ion phân tử He2+, ion này không bền, khi nhận thêm 1e sẽ p hân huỷ cho He. H e2+ + 1 e  2He H e là nguyên tố phổ biến nhất trong vũ trụ được tạo thành do phản ứng nhiệt hạt nhân 1 4 41 H 2 He  2 p  2 Trong công nghiệp, He được điều chế từ các khí thiên nhiên bằng phương p háp làm lạnh ở nhiệt độ rất thấp. 204 Hoá vô cơ
Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII H e được dùng rộng rãi trong các phòng thí nghiệm vật lý làm chất tải lạnh, dùng trong nhiệt kế đo khoảng nhiệt độ thấp (180K), dùng trong lĩnh vực năng lượng nguyên tử do tính trơ và khả năng chiếm giữ nơtron của He, tạo môi trường trơ ... 12.1.3. Neon - Argon G iống He, Ne và Ar có các orbital hoá trị b ão hoà e nhưng Ne, Ar có độ p hân cực của nguyên tử lớn hơn so với He, do đó có khuynh hướng tạo liên kết giữa các phân tử. N e, Ar có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi rất thấp, chỉ kém He, H2. Độ tan và khả năng hấp phụ của Ne, Ar lớn hơn He; Ne, Ar tinh thể có m ạng lập phương tâm diện. Ở điều kiện thường, Ne và Ar trơ về mặt hoá học. Khi bị kích thích mạnh, chúng tạo phân tử Ne2+, Ar2+. Ar tạo thành các hợp chất xâm nhập phân tử (kiểu Clarat) với H 2O, p henol, toluen, ... ở áp suất cao. N e cùng với He được điều chế khi làm lạnh không khí ở nhiệt độ rất thấp. Ar cũng được điều chế từ không khí lỏng. N e và Ar được dùng trong công nghiệp kỹ thuật điện (đ èn huỳnh quang, đ èn quảng cáo, đ èn ổ n áp, tế bào quang điện ...). Ar dùng tạo khí quyển trơ trong q uá trình luyện kim và trong hoá học, sở dụng trong ngành năng lượng hạt nhân ... 12.1.4. Phân nhóm Kripton Kr Xe Rn t0nc (0C) - 157 - 112 - 71 t0s (0C) - 153 - 108 - 62 Độ tan (ml)/lit H2O - 500 -  Đ ơn chất: - Có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt sôi thấp. Từ Kr đến Rn có sự tăng độ phân cực của các phân tử nên nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy lớn hơn Ne, Ar. - Từ He đến Rn: tính tan trong nước, trong các dung môi hữu cơ, khả năng hấp phụ tăng. - Kr, Xe, Rn tạo hợp chất xâm nhập với H2O, chất hữu cơ. Độ bền các hợp chất xâm nhập tăng theo dãy: Ar.6H2O; Kr.6H 2O; Xe.6H2O - Trong công nghiệp, Kr, Xe được tách ra từ không khí. - K r được sử dụng trong kỹ thuật điện chân không. - Hỗn hợp Kr, Xe dùng trong các loại đèn ống khác nhau. - Rn dùng điều trị các khối u ác tính bằng phương pháp phóng x ạ.  H ợp chất: * Hợp chất +2 : H ợp chất được biết là các florua được điều chế từ các đơn chất. 0 X e + F2 t  XeF2  205 Hoá vô cơ
Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Các florua có dạng đường thẳng, là những chất rắn không màu, bền. Các florua bị nhiệt phân, tạo các hợp chất cọng hoá trị giống muối. 0 2XeF2 t  XeF4 + Xe  X eF2 + 2SbF5 = Xe[SbF6]2 * Hợp chất +4 : N gày nay đã điều chế được các florua KrF4, XeF4 ... và oxoflorua XeOF2. X eF4 cấu tạo vuông phẳng, ứng với sự lai hoá sp3d2 của Xe. F F Xe F F Các hợp chất +4 là những chất oxi hoá mạnh, dễ phân tích. X eF4 + 2HF + Pt = H2[PtF6] + Xe 0 3XeF4 t  2XeF6 + Xe  * Hợp chất +6 : V ới Xe có: XeF6, XeO3, XeOF4, ..., Xe(OH)6 ... X eF6 có cấu tạo bát diện (lệch) ứng với lai hoá sp3d2f, là những tinh thể không màu, bền, hoạt động hoá học mạnh. X eO 3 có cấu tạo tháp tam giác, hợp chất màu trắng, không bay hơi, d ễ nổ. Các florua, oxit, hiđroxit của Xe (+6) là những hợp chất axit. X eF6 + 6H2O = Xe(OH)6 + 6HF X eO 3 + Ba(OH)2 = BaXeO 4 + H 2O X e(OH)6 + 3Ba(OH)2 = Ba3XeO6 + 6H2O H ợp chất Xe(+6) là những chất khử oxi mạnh. X eO 3 + 4NaOH + O3 = Na4XeO 6 + O2 + 2H 2O * Hợp chất +8: XeF8, XeO 4 X eO 4: cấu tạo tứ diện, ở điều kiện thường – p hân huỷ chậm. 4XeO4 = 2 Xe + 2XeO 3 + 5O 2 Đ ược điều chế bằng cách: 2H2SO4 + Ba2XeO6 = 2BaSO4 + XeO4 + 2H2O K ết luận: Khi tăng số oxi hoá của Xe, độ bền của các hợp chất giống muối, các hợp chất bậc 2 giảm, độ bền các ion phức tăng. 12.2. NHÓM V IIIB 12.2.1. Khảo sát chung - Họ Fe : Fe, Co, Ni - Họ Pt : Ru, Rh, Pd, O s, Ir, Pt - Các nguyên tố nhóm VIIIB : phần lớn có 2e lớp ngoài cùng (trừ Ru : 4d 5s , Rh : 4d85s1, Pd : 4d10), do đó mức oxi hoá đặc trưng 2, 3, 4 ; mức oxi hoá 71 cao hơn không đặc trưng. - Nguyên tố VIIIB : kim lo ại, có khả năng hấp phụ nên được dùng làm xúc tác. 12.2.2. Họ sắt 206 Hoá vô cơ
Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Fe Co Ni 3d64s2 3d74s2 3d84s2 Cấu hình e R nguyên tử (Ǻ) 1 ,26 1,25 1,24 I1 (eV) 7 ,89 7,87 7,63 I2 (eV) 16,2 17,1 18,15 I3 (eV) 30,6 33,5 35,16 - Các nguyên tố họ Fe là những nguyên tố d, có 2e ngoài cùng  mức oxi hoá đ ặc trưng là 2; 3. Ngoài ra còn có Fe(0), Fe(+6), Ru(+4), Os(+8). - Là những kim loại hoạt động trung bình, tính kim lo ại giảm từ Fe đến N i.  Đ ơn chất K im loại họ Fe là những kim loại m àu trắng bạc, có ánh kim, có tính thuận từ. Fe có 4 dạng thù hình: Fe ,  , , ; trong đó dạng bền là Fe - mạng lập p hương tâm khối. * Hoá tính: V ới phi kim: tuỳ thuộc hoạt tính của phi kim và điều kiện phản ứng; Fe có thể tạo thành dung dịch rắn (C, Si, N, B, ...); hợp chất giống kim loại (Fe3C, Fe4N ...) hay hợp chất giống muối (FeF2, FeCl2, FeS). V í dụ: Fe nung đỏ cháy trong O2, phản ứng mạnh với Cl2: 3 Fe + 2O2 = Fe3O 4 (3Fe + 2O2 + nH2O = Fe3O4.nH2O) 2 Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Fe + S = FeS Với dung dịch axit: Fe, Co, Ni đứng trước H trong dãy điện hoá do đó các kim loại tan được trong dung dịch HCl, H 2SO4: Fe phản ứng nhanh; Co, Ni chậm. Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 Fe tan trong HNO3 loãng; H2SO4 đặc nóng: Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3)3 + NO + 2H 2O 2 Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H 2O V ới HNO3 đặc, H2SO 4 đặc, nguội: Fe bị thụ động. V ới H 2O: ở nhiệt độ cao, Fe đẩy được H 2 ra khỏi nước. 3 Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4 H2 V ới dung dịch muối: Fe, Co, Ni đẩy được các kim loại có tính khử yếu hơn ra khỏi muối của nó: Fe + CuSO 4 = Cu + FeSO 4 Sắt là nguyên tố phổ biến trong vỏ Quả đất, thường tồn tại dưới dạng các q uặng: quặng sắt nâu HFeO2.nH2O; quặng sắt đỏ hematit Fe2O3; quặng sắt từ 207 Hoá vô cơ
Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII manhetit Fe3O 4; quặng xiđerit FeCO3 ... Đôi khi cũng gặp sắt tự do trong các thiên thể hay Quả đất. Sắt được sử dụng trong thực tế không phải dạng nguyên chất mà là dạng hợp kim của Fe với C và với các chất phụ gia khác đó là gang và thép. Gang là hợp kim của Fe với C (có 2 – 4 % C) và thép (có 2% C). G ang được điều chế bằng cách khử oxi của quặng sắt trong lò cao: Fe2O3 + 3CO = 3Fe + 3CO2 Từ gang loại C dư và các tạp chất có hại như S, P bằng cách chuyển chúng thành oxit bay ra ngoài như CO, CO2 hay tan vào xỉ. Sắt có vai trò rất quan trong, nó là kim loại cơ sở của mọi ngành kỷ thuật. Trong công nghiệp chế tạo máy, thiết bị, dụng cụ ... sắt luôn được dùng dưới d ạng hợp kim. Gang được dùng đ ể đúc các dụng cụ, luyện thép. Thép dùng để chế tạo các bộ phận thông thường của máy móc, bù loong, đinh, ...; thép rất cứng dùng chế tạo các công cụ như đ ục, lưỡi phay ... Ngoài ra, còn có những lo ại thép đặc biệt (dẻo, bền nhiệt, bền hoá học ...) dùng đ ể chế tạo các thiết bị, máy móc, nhiều dụng cụ đặc biệt.  H ợp chất * Hợp chất M(CO)n Tương tự các nguyên tố Mn, Cr ... các nguyên tố của họ Fe tạo được hợp chất M(CO)n b ởi liên kết cho nhận. V í dụ: Đun nóng bọt Fe, sục khí CO ở 150 – 2000C, 100atm: Fe + 5CO = Fe(CO)5 Pentacacbonyl sắt Fe(CO)5 có cấu tạo khối tháp tam giác kép, ứng với sự lai hoá dsp3.     CO 3d 4s 4p CO d sp 3 CO Fe CO CO K hi đun nóng, cacbonyl bị phân huỷ nên chúng được dùng điều chế kim lo ại tinh khiết. K hi cacbonyl bị oxy hoá hay khử, các nhóm CO được thay thế: Fe(CO)5 + 2Na = Na2[Fe(CO)4] + CO Fe(CO)5 + I2 = [Fe(CO)4]I2 + CO * Hợp chất M(+2): Tính khử oxi giảm theo thứ tự Fe(+2)  Co(+2)  N i(+2). Fe(+2) có số phối trí đặc trưng là 6, cấu trúc bát diện. 208 Hoá vô cơ
Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Oxit: FeO (đen), CoO (xanh xám), NiO (xanh lá cây). Các MO đều là oxit bazơ, không tan trong nước, dễ tan trong axit. FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O N iO + H2SO 4 = N iSO4 + H2O Hiđroxit: Fe(OH)2, Co(OH)2, Ni(OH )2. Các M(OH)2 được tạo thành từ muối M(+2) tác dụng với dung dịch kiềm: M2+ + 2OH- = M(OH)2 Là các hiđroxit bazơ không tan trong nước, dễ tan trong dung dịch axit. Fe(OH)2 + H2SO 4 = FeSO4 + 2H2O N i(OH)2 + H2SO 4 = N iSO4 + 2H2O Fe(OH)2 dễ bị oxi hoá thành Fe(OH)3, Co(OH)2 bị oxi hoá chậm, còn N i(OH)2 không bị oxi hoá. 4 Fe(OH)2 + O2 + 2H 2O = 4Fe(OH)3 Muối: muối Fe(+2) dễ bị oxi hoá, Co(+2) và Ni(+2) không bị oxi hoá. 10FeSO 4 + 2KMnO4 + 8 H2SO 4 = 5Fe2(SO 4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O 4 FeSO 4 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)(SO4) Trong dung dịch, muối Fe(+2) cá màu xanh lục nhạt, Co(+2) có màu hồng và Ni(+2) có màu xanh lá cây. Muối Fe(+2) được điều chế dưới dạng muối kép FeSO4.(NH4)2SO 4.6H2O (muối Mo). Muối quan trọng là FeSO4.7H2O: dùng để diệt sâu bọ, chế phẩm nhuộm vô cơ. Phức chất: các hợp chất M(+2) dễ tạo phức. - Phức chất CN-: khi cho muối M(+2) tác dụng với KCN dư. FeSO4 + 2KCN = Fe(CN)2 + K2SO 4 Fe(CN)2 + 4KCN = K 4[Fe(CN)6] H exaxiano ferat(II) kali: chất kết tinh màu vàng, dễ tan. Nếu [Fe(CN)6]4- tác d ụng với Fe3+ thì tạo kết tủa màu xanh (được d ùng để xác định ion Fe3+ trong d ung d ịch). 4 Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe(CN)6]3 - Phức chất NH3: khi cho muối M(+2) tác dụng với NH 3 dư. N iSO4 + 6NH 3 = [Ni(NH3)6]SO4 V ới Fe(+2), Co(+2) tạo phức amin kém bền, dễ bị thuỷ phân nhất là phức amin của Fe(+2). [Fe(NH3)6]SO4 + 2H2O  Fe(OH)2 + 4NH 3 + (NH4)2SO4 - Phức chất H2O: khi cho muối M(+2) tan trong dung dịch axit loãng. FeCO3 + 2 H3O+ + 3H2O = [Fe(H 2O)6]2+ + CO2 Ion [Fe(H2O)6]2+ có màu lục nhạt, dễ bị oxi hoá 5 [Fe(H2O)6]2+ + MnO 4- + 8H3O+ = 5[Fe(H2O)6]2+ + [Mn(H2O)6]2+ + 6H2O Phản ứng trên được dùng để xác định Fe(+2) ... * Hợp chất M(+3): Oxit: M2O3 đều không tan trong nước, Co2O3, Ni2O 3 có tính oxi hoá m ạnh. N i2O3 + 6HCl = 2NiCl2 + Cl2 + 3H2O 209 Hoá vô cơ
Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII Fe2O3 được điều chế bằng cách nhiệt phân Fe(OH)3. 2 Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O Co2O 3, Ni2O 3 điều chế bằng cách nung nóng Co(NO3)2, Ni(NO3)2. Fe2O3 có màu đỏ được dùng làm bột m àu, chất độn trong sản xuất cao su. Hiđroxit: Fe(OH)3, Co(OH)3, Ni(OH)3. M(OH)3 đều không tan trong nước, dễ tan trong dung dịch axit. Co(OH)3, Ni(OH)3 có tính oxi hoá mạnh sẽ cho muối M(+2). 4 Co(OH)3 + 4H2SO4 = 4 CoSO4 + O 2 + 10H2O K hi nung nóng các M(OH)3 b ị nhiệt phân 2 Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O Muối: muối quan trọng là Fe(+3). Đ a số muối Fe(+3) dễ tan trong nước, dễ bị thuỷ phân. FeCl3 + 3H2O  Fe(OH)3 + 3HCl K hi đun nóng dung dịch, kết tủa nâu đỏ Fe(OH)3 xuất hiện. Đ ể ngăn sự thuỷ phân phải axit hoá môi trường (cho axit vào dung dịch muối Fe3+). Muối Fe3+ oxi hoá được một số chất khử như KI, H2S ... 2 FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl Phản ứng trên được dùng để định lượng Fe trong phân tích. Phức chất: các muối M(+3) dễ tạo phức chất. - Phức chất: cho muối M(+3) tác dụng với KCN. Fe3+ + 6KCN = K3[Fe(CN)6] + 3K+ Phức [Fe(CN)6]3- tác d ụng với Fe2+ tạo kết tủa màu xanh tuôcbin (dùng đ ể x ác định Fe2+). 3 Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2 - Phức NH3, NO2: Co3+ tạo phức bền [Co(NH3)6]3+, [Co(NO2)6]3-. [Co(NO 2)6]3- tác dụng với ion K + sẽ tạo kết tủa: được dùng để nhận biết ion K+ trong dung dịch. 3K+ + [Co(NO2)6]3- = K 3[Co(NO2)6] 12.2.3. Họ platin Ru Rh Pd Os Ir Pt 4d75s1 4d85s1 4d10 5d66s2 5d76s2 5d96s1 Cấu hình e Rnguyên tử (Ǻ) 1 ,34 1,34 1 ,37 1,35 1 ,38 1,38 I1 (eV) 7 ,37 7,46 8 ,34 8,5 8,9 8,9 I2 (eV) 16,8 18,1 19,4 19,0 18,6 18,6 9 .10-7 2.10 -7 2 .10-7 5.10 -7 9 .10-9 5.10 -8 Độ phổ biến (%NT)  Đ ơn chất: Các kim loại nhóm Pt là kim lo ại hiếm. Trong thiên nhiên, chỉ gặp các kim loại này ở trạng thái tự do và tất cả chúng thường đi với nhau: Pt gặp trong các hợp kim tự nhiên (dung dịch rắn) có chứa một ít các kim loại khác Ir, Pd, Rh, Fe, Ni, ... Do cấu hình e và sự rất giống nhau về tính chất, các nguyên tố Pt chia làm 3 cặp: Ru – O s, Rh – Ir, Pd – Pt. 210 Hoá vô cơ
Chương12 – Nguyên tố và các chất nhóm VIII D ạng đơn chất các kim loại nhóm Pt là kim loại trắng, có ánh kim, có khả năng hấp phụ được nhiều chất, đặc biệt là H 2. K im loại hị Pt có nhiều số oxi hoá, trong đó số oxi hoá 4 là đặc trưng, đối với Os, Ru mức oxi hoá 8 cũng được đặc trưng. V ề mặt hoá học, kim loại họ Pt rất bền, dung dịch axit HNO 3 chỉ hoà tan đ ược Pd, Pt tan được trong nước cường toan, các kim loại còn lại không tan trong bất kỳ axit, hỗn hợp axit nào, chỉ tan trong kiềm nóng chảy khi có mặt chất oxi hoá. 3 Pt + 4HNO 3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O  H ợp chất: * Hợp chất M(+2): Số phối trí của hợp chất M(+2) bằng 4, cấu hình vuông phẳng: MO, M(OH)2, MCl2, M(CO)2. V í dụ: PdCl2 Cl Cl Cl Pd Pd Cl Cl Cl Các hợp chất M(+2) đều có màu : MO, M(OH)2 - đen, PdCl2 - đỏ ... Pd(+2), Pt(+2) tạo phức với NH3 rất bền : MCl2 + 4NH3 = [M(NH 3)4]Cl2 M(+2) đồng thời có trong thành phần cation và anion phức : [Pt(NH3)4][PtCl4] – màu xanh lục [Pd(NH3)4][PdCl4] – màu đỏ N goài ra còn tạo nhiều phức trung tính : [M(NH3)2A2]- (A : Cl-, Br-, NO 2-) Các dẫn xuất Pt(+2) tương đối dễ bị oxi hoá, ngược lại Pd(+2) dễ bị khử. PdCl2 + CO + H2O = Pd + CO 2 + 2HCl * Hợp chất M(+4) : Pd(+2), Pt(+2) Số phối trí của M(+4) bằng 6, cấu hình bát diện V í dụ : [Pt(NH3)6]Cl4, [Pt(NH3)5Cl]Cl3 ... N hững hợp chất đơn giản của Pt(+4) có tính axit trội hơn tính bazơ. Pt(OH)4 + 2NaOH = Na2[Pt(OH)6] Pt(OH)4 + 6HCl = H 2[PtCl6] + 4H2O Pd, Pt dùng để chế tạo chén nung chống gỉ, làm nhiệt kế điện trở cặp nhiệt đ iện, công tắc điện. Pt dùng làm anot không tan. Pt, Pd được sử dụng làm chất xúc tác, đồ trang sức, ... 211 Hoá vô cơ
Tài liệu tham khảo TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Hoàng Nhâm, Hóa học vô cơ (Tập 1,2,3), NXB Giáo Dục, 2000. 2. Lê Mậu Quyền, Hóa học vô cơ, NXB Khoa học và kỹ thuật Hà Nội, 2004. 3. Lê Mậu Quyền, Bài tập Hóa học vô cơ, NXB Khoa học và kỹ thuật Hà Nội, 2004. 4. Nguyễn Đức Vận, Hóa học vô cơ (Tập 1,2,3), NXB Khoa học và kỹ thuật Hà Nội, 2004. 5. Nguyễn Đức Vận, Bài tập Hóa học vô cơ, NXB Giáo Dục, 1983. 6. Nguyễn Đình Soa, Hóa vô cơ, NXB ĐH Quốc gia Tp Hồ Chí Minh,2005. 7. Nguyễn Trọng Uyển, Hóa học vô cơ, NXB ĐH Sư phạm, 2003. 8. N.X. Acmetop, Hóa vô cơ (Phần 1,2), NXB ĐH & THCN, 1977. 9. Vũ Đăng Độ, Triệu Thị Nguyệt, Hóa học vô cơ (Quyển 1,2), NXB Giáo Dục, 2007-2008. 212 Hoá vô cơ