Hệ thống kiến thức Hóa học lớp 11 Học kì 1 CHƯƠNG I SỰ ĐIỆN LI SỰ ĐIỆN LI Khái niệm Là quá trình các chất khi hòa tan trong nước (hoặc ở trạng thái nóng chảy), phân li thành các ion (ion dương hoặc âm[.]
Hệ thống kiến thức Hóa học lớp 11 Học kì CHƯƠNG I : SỰ ĐIỆN LI SỰ ĐIỆN LI - Là q trình chất hịa tan nước (hoặc trạng thái nóng chảy), phân li thành ion (ion dương âm) Các ion có khả dẫn điện Khái niệm - Quá trình điện li khơng phải q trình oxi hóa - khử khơng có cho - nhận e, mà trình tách ion từ mạng tinh thể ion thành ion dương (cation) ion âm (anion), tác dụng phần tử dung môi phân cực (H2O) - Chất điện li : chất tan nước phân li thành ion a/ Chất điện li mạnh : chất tan nước, phân tử hòa tan phân li ion Bao gồm : axit mạnh HCl, H2SO4, HNO3, HClO3, Phân loại HClO4, HI, HBr,… Các bazơ mạnh KOH, NaOH, Ba(OH)2,… hầu hết muối b/ Chất điện li yếu : chất tan nước có phần số phân tử hòa tan phân li ion, phần lại tồn dạng phân tử dung dịch Bao gồm : axit yếu HF, H2SO3, H2S, HClO, HNO2, H3PO4, CH3COOH, HCOOH,… Các bazơ yếu Bi(OH)3, Mg(OH)2, NH3, amin,… Một số muối thủy ngân HgCl2, Hg(CN)2,… c/ Chất không điện li : chất tan vào nước hồn tồn khơng phân li thành ion Ví dụ : saccarozơ C12H22O11 , ancol etylic C2H5OH , glixerol C3H5(OH)3 ,… - Trong phương trình chất điện li mạnh, dùng mũi tên chiều : KOH → K+ + OHCách biểu diễn ; Na2SO4 → 2Na+ + SO42- … - Trong phương trình điện li yếu, dùng mũi tên chiều : CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ ; H2S ⇄ HS- + H+ … Định nghĩa : Theo thuyết Arenius, axit chất tan nước, phân li cation H+ Thí dụ : HCl → H+ + Cl- ; Axit HCOOH ⇄ HCOO- + H+ Các dung dịch axit có số tính chất chung, tính chất cation H+ dung dịch Từ hai thí dụ ta thấy, phân tử HCl phân tử HCOOH dung dịch nước phân li nấc ion H+ Đó axit nấc Axit nhiều nấc : Những axit tan nước mà phân tử phân li nhiều nấc ion H+ axit nhiều nấc (đa axit) H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4H2PO4- ⇄ H+ + HPO42HPO42- ⇄ H+ + PO43Phân tử H3PO4 phân li ba nấc ion H+ , H3PO4 axit ba nấc Theo thuyết Arenius, bazơ chất tan nước phân li ion OH- Ví dụ : NaOH → Na+ + OH- ; Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH* Hiđroxit lưỡng tính : hiđroxit tan nước vừa phân li axit, vừa phân li bazơ Bazơ Các hiđroxit lưỡng tính thường gặp : Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 Chúng tan nước, lực axit (khả phân li ion) lực bazơ yếu Ví dụ 1: phương trình điện li Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2 + Phân li kiểu bazơ : Zn(OH)2 ⇄ Zn2+ + 2OH- + Phân li kiểu axit : H2ZnO2 ⇄ ZnO22- + 2H+ Ví dụ : phương trình điện li Al(OH)3 ↔ HAlO2.H2O + Phân li kiểu bazơ : Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH+ Phân li kiểu axit : HAlO2.H2O ⇄ H+ + AlO2- + H2O Là hợp chất tan nước, phân li cation kim loại (hoặc cation NH4+) anion gốc axit a/ Muối trung hòa : muối mà anion gốc axit khơng cịn hiđro có khả phân li ion H+ : NaCl, NH4NO3, K2CO3,… anion gốc axit cịn hiđro khơng có khả phân li ion H+ : Na2HPO3 , NaH2PO3 b/ Muối axit : muối mà anion gốc axit hiđro có Muối khả phân li ion H+ : NaHCO3 , KHSO4, Na2HPO4,… c/ Muối hỗn tạp : muối thành phần phân tử gồm cation kim loại với nhiều anion khác Ví dụ : clorua vơi CaOCl2 có gốc axit Cl – Ca – OCl d/ Muối kép : muối thành phần phân tử gồm nhiều cation kim loại, loại ion âm Ví dụ : kali nhơm sunfat KAl(SO4)2 (phèn chua) … Tích số ion (ở 250C) Một cách gần đúng, KH2O = [H+].[OH−] = 1,0.10−14 coi giá trị tích số số dd loãng chất khác nước Các giá trị - Mơi trường trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7M pH = - Môi trường axit : [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7M pH < [H+] pH - Môi trường bazơ : [H+] < [OH-] hay [H+] < 10-7M pH > đặc trưng Khái niệm pH ý nghĩa thực tiễn Chất thị axit – bazơ - Có thể đánh giá độ axit độ kiềm dung dịch nồng độ H+ Nhưng dd thường có nồng độ H+ nhỏ Để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm, người ta dùng giá trị pH với quy ước sau : pH = -log[H+] Nếu [H+] = 1,0.10-a pH = a - Giá trị pH có ý nghĩa thực tế to lớn Chẳng hạn, pH máu người động vật có giá trị gần khơng đổi Thực vật sinh trưởng bình thường giá trị pH dd đất khoảng xác định đặc trưng cho loại Tốc độ ăn mòn kim loại nước tự nhiên phụ thuộc nhiều vào giá trị pH nước mà kim loại tiếp xúc Là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH dung dịch + Quỳ tím : đỏ (pH ≤ 6) , tím (pH = 7) , xanh (pH ≥ 8) + Phenolphtalein : không màu (pH < 8,3), hồng (pH ≥ 8,3) (trong xút đặc, màu hồng bị mất) PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH - Phản ứng xảy dung dịch chất điện li phản ứng ion - Điều kiện : + Các chất tham gia phản ứng trao đổi ion phải chất tan (dung dịch) , trừ số trường hợp muối không tan tác dụng với axit mạnh (FeS + HCl ; CaCO3 + HNO3 ,…) + Phản ứng xảy ion kết hợp với tạo thành chất sau : chất kết tủa, chất khí, chất điện li yếu - Phương trình ion thu gọn cho biết chất phản ứng dịch chất điện li - Trong phương trình ion thu gọn, người ta loại bỏ ion khơng tham gia phản ứng, cịn chất kết tủa, điện li yếu, chất khí giữ nguyên dạng phân tử Ví dụ : Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2NaCl - Bước : viết phương trình ion đầy đủ: ta chuyển tất chất vừa dễ tan, vừa điện li mạnh thành ion, chất khí, kết tủa, điện li yếu để nguyên dạng phân tử Phản ứng tạo thành chất kết tủa 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl- Bước : lược bỏ ion không tham gia phản ứng: 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl- Bước : ta phương trình ion thu gọn : Ba2+ + SO42→ BaSO4 ↓ Ví dụ : AgNO3 + HCl → AgCl ↓ + HNO3 - Bước : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3- Bước : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3- Bước : Ag+ + Cl- → AgCl ↓ Ví dụ : 2HCl + K2CO3 → 2KCl + CO2 ↑ + H2O - Bước : 2H+ + 2Cl- + 2K+ + CO32- → 2K+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O - Bước : 2H+ + 2Cl- + 2K+ + CO32- → 2K+ Phản ứng tạo thành chất khí + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O - Bước : 2H+ + CO32- → CO2 ↑ + H2O Ví dụ : FeS (r) + H2SO4 → FeSO4 + H2S ↑ - Bước : FeS + 2H+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + H2S ↑ - Bước : FeS + 2H+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + H2S ↑ - Bước : FeS + 2H+ → Fe2+ + H2S ↑ Tạo thành chất điện li yếu Ví dụ : HNO3 + KOH → KNO3 + H2O - Bước : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3- + H2O - Bước : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3+ H2O - Bước : H+ + OH- → H2O Ví dụ : CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl - Bước : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl- Bước : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl- Bước : CH3COO- + H+ → CH3COOH CHƯƠNG II : NITƠ - PHOTPHO NITƠ (N) - Nitơ ô số 7, nhóm VA, chu kì - Cấu hình e : 1s22s22p3 I Vị trí, cấu hình e ngun tử - Ba e phân lớp 2p tạo ba liên kết cộng hóa trị với nguyên tử khác - Phân tử nitơ gồm hai nguyên tử, chúng hình thành liên kết ba - CTCT phân tử N2 : N≡N II Tính chất vật lí - Điều kiện thường, chất khí khơng màu, khơng vị, khơng mùi, nhẹ khơng khí, hóa lỏng -1960C, tan trạng thái tự nhiên nước (ở điều kiện thường, lít nước hịa tan 0,015 lít khí nitơ) Nitơ khơng trì cháy hô hấp - Trong tự nhiên, nitơ tồn dạng tự dạng hợp chất + Ở dạng tự do, khí nitơ chiếm 78,16% thể tích khơng khí (≈ 4/5 thể tích khơng khí) Nitơ thiên nhiên hỗn hợp đồng vị : N714(99,63%) N715(0,37%) + Ở dạng hợp chất, nitơ có nhiều khống chất natri nitrat NaNO3 (diêm tiêu natri) - Ở nhiệt độ thường, nitơ trơ mặt hóa học (do liên kết ba phân tử nitơ bền, 3000 0C chưa bị phân hủy rõ rệt thành nguyên tử) Ở nhiệt độ cao, nitơ trở nên hoạt động tác dụng với nhiều chất - N có số oxi hóa : -3 , từ +1 đến +5 Khi tham gia phản ứng oxi hóa – khử, số oxi hóa N tăng giảm, thể tính khử tính oxi hóa Tuy nhiên, tính oxi hóa tính chất chủ yếu III Tính chất hóa học Tính oxi hóa : Trong hợp chất cộng hóa trị nitơ với nguyên tố có độ âm điện nhỏ (như hiđro, kim loại,…), nguyên tố nitơ có số oxi hóa -3 a/ Tác dụng với kim loại : - Ở nhiệt độ thường, nitơ tác dụng với kim loại liti, tạo thành liti nitrua: 6Li + N2 → 2Li3N - Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với số kim loại hoạt động Mg, Ca, Al,… tạo thành nitrua kim loại 2Ca + N2 →t0 Ca3N2 (canxi nitrua) 2Al + N2 →t0 2AlN (nhôm nitrua) b/ Tác dụng với hiđro : 2NH3 N2 + 3H2 ⇄xtt0 cao, p cao Tính khử : Trong hợp chất cộng hóa trị nitơ với nguyên tố có độ âm điện lớn (như oxi,flo), nguyên tố nitơ có số oxi hóa dương, từ +1 đến +5 N2 + O ⇄t0 lò hịa quang điện ≈ 30000C 2NO Trong thiên nhiên, khí NO tạo thành có sấm sét Ở điều kiện thường, khí NO khơng màu kết hợp với khí oxi khơng khí tạo nitơ đioxit NO2 màu nâu đỏ : 2NO + O2 → 2NO2 Ngoài oxit trên, oxit khác nitơ N 2O, N2O3, N2O5, chúng không điều chế trực tiếp phản ứng nitơ oxi - Nguyên tố nitơ thành phần dinh dưỡng thực vật IV Ứng dụng - Trong công nghiệp, phần lớn lượng khí nitơ sản xuất dùng để tổng hợp khí amoniac, từ sản xuất axit nitric, phân đạm,… - Nhiều ngành công nghiệp luyện kim, thực phẩm, điện tử,… sử dụng nitơ làm môi trường trơ Nitơ lỏng dùng để bảo quản máu mẫu vật khác ... chất hóa học P P phi kim tương đối hoạt động P trắng hoạt động hóa học mạnh P đỏ Trong hợp chất, P có số oxi hóa -3, +3, +5 Do đó, tham gia phản ứng hóa học P thể tính oxi hóa tính khử Tính oxi hóa. .. gia phản ứng oxi hóa – khử, số oxi hóa N tăng giảm, thể tính khử tính oxi hóa Tuy nhiên, tính oxi hóa tính chất chủ yếu III Tính chất hóa học Tính oxi hóa : Trong hợp chất cộng hóa trị nitơ với... chất vật lí PHOTPHO (P) - Photpho số 15 , nhóm VA, chu kì - Cấu hình e : 1s22s22p63s23p3 Do lớp ngồi có e , nên hợp chất, hóa trị p Ngồi ra, số hợp chất, P cịn có hóa trị Photpho tồn số dạng thù hình