TL LTĐH hóa VC

PHẦN I. ĐẠI CƯƠNG VỀ VÔ CƠ I – Nguyên tử: gồm hạt nhân và vỏ. - Vỏ nguyên tử: tập hợp những electron mang điện tích âm (e). - Nhân: Gồm các proton(P) mang điện dương và các nơtron(N) không mang điện - Nguyên tử trung hòa về điện: SốP = sốE = số đ.vị điện tích hạt nhân = số hiệu nguyên tử Z = số thứ tự - Số khối (A): A = Z + N. Thông thường: 1,5 Z N 1 ≤≤ II – Ký hiệu nguyên tử – Đồng vị – Khối lượng nguyên tử trung bình. 1. Ký hiệu nguyên tử: X A Z - Ví dụ: kí hiệu nguyên tử Na: X 23 11 2. Đồng vị: Các nguyên tử cùng một nguyên tố có cùng số proton nhưng khác số notron - Ví dụ: Nguyên tố oxi có 3 đồng vị: O O O 18 8 17 8 16 8 3. Khối lượng nguyên tử trung bình: 100 XM XMXM M nn2211 +++ = . Trong đó: M 1 , M 2 , …, M n : nguyên tử khối các đồng vị. X 1 , X 2 , …, X n : tỉ lệ hoặc phần trăm của các đồng vị - Ví dụ: Clo có 2 đồng vị: (24,23%) Cl , (75,77%) Cl 37 17 35 17 5,35 100 23,24x3777,75x35 M ≈ + =⇒ III – Cấu hình electron nguyên tử. 1. Obitan: là khu vực electron xuất hiện nhiều nhất. - Mỗi obitan ký hiệu bằng một ô vuông và chứa tối đa 2 electron - Obitan s có dạng hình cầu, Obitan p có hình số 8 nổi. 2. Phân lớp: Có 4 phân lớp: s p d f Số Obitan trong các phân lớp: 1 3 5 7 Số electron tối đa trong các phân lớp: 2 6 10 14 3. Lớp: Có tất cả 7 lớp electron đánh số thứ tự từ 1 → 7 - Tên các lớp: Lớp 1 2 3 4 5 6 7 Tên lớp K L M N O P Q - Số electron tối đa trên lớp n là: 2n 2 ( n ≤ 4) hay 32 electron (n ≥ 5) - Lớp 1. 1 phân lớp, lớp 2. 2 phân lớp, lớp 3. 3 phân lớp, từ lớp 4 → lớp 7. 4 phân lớp - Cấu hình electron trong vỏ nguyên tử (Nguyên lý vững bền): trong nguyên tử, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao. - Mức năng lượng từ thấp đến cao( theo qui tắc kletkopxki): - Mức năng lượng: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 …. Ví dụ: viết cấu hình electron của Na (Z = 11), Cl (Z = 17), Fe (Z = 26) 11 Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 17 Cl:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . 26 Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 - Cấu hình đúng của2 6 Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Lưu ý: Đối với các nguyên tố thứ 21 trở đi: cấu hình electron không trùng với mức năng lượng. IV – Sự phân bố electron vào các obitan 1. Qui tắc Hund: - Mỗi obitan chứa tối đa 2 electron có spin ngược chiều nhau. Các electron phân bố trên các obitan sao cho số electron độc thân là tối đa. - Ví dụ: viết cấu hình e và phân bố e vào các obitan của N (Z = 7) và Fe (Z = 26) 7 N: 1s 2 2s 2 2p 3 26 Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 2. Đặc điểm electron lớp ngoài cùng: - Electron ngoài cùng quyết định tính chất hóa học của nguyên tố. - Nguyên tố có 1, 2, 3 e lớp ngoài cùng là kim loại - Nguyên tố có 5, 6, 7 e lớp ngoài cùng là phi kim - Nguyên tố có 8 e lớp ngoài cùng là khí hiếm - Nguyên tố có 4 e lớp ngoài cùng nếu chu kỳ nhỏ là phi kim, chu kỳ lớn là kim loại. V – Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học 1. Nguyên tắc sắp xếp: - Theo Z tăng dần - Nguyên tử có cùng số lớp e xếp thành một chu kỳ (hàng ngang) - Nguyên tử có cùng e hóa trị được xếp thành một nhóm (hàng dọc) - Hệ thống tuần hoàn gồm 7 chu kỳ và 8 nhóm. 2. Vị trí nguyên tố trong bảng HTTH: Số thứ tự, chu kỳ, nhóm và phân nhóm - Chu kỳ : Số chu kỳ = số lớp e. - Phân nhóm: có 2 phân nhóm: * Phân nhóm chính (A): Nguyên tử có e cuối cùng điền lên phân lớp s (gọi là nguyên tố s) hoặc phân lớp p (gọi là nguyên tố p) thì thuộc phân nhóm chính. * Phân nhóm phụ (B): Nguyên tử có e cuối cùng điền lên phân lớp d (gọi là nguyên tố d) hoặc phân lớp f (gọi là nguyên tố f) thì thuộc phân nhóm phụ. - Nhóm: Cách xác định số nhóm * Đối với phân nhóm chính (A): Số nhóm = tổng số electron lớp ngoài cùng * Đối với phân nhóm phụ (B): Số nhóm = tổng số e lớp ngoài cùng + số e trên phân lớp d (với điều kiện số e trên d chưa đủ 10) - Ví dụ: xác định số nhóm của các nguyên tố có cấu hình sau: * 11 Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 * 17 Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 * 26 Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Giải: 11 Na: e cuối cùng điền vào phân lớp s => Na thuộc phân nhóm chính Số e ngoài cùng của Na là 1 => Na thuộc phân nhóm IA 17 Cl: e cuối cùng điền vào phân lớp p => Cl thuộc phân nhóm chính Số e ngaòi cùng của Cl là: 2 + 5 = 7 => Cl thuộc phân nhóm VIIA 26 Fe: e cuối cùng điền vào phân lớp d => Fe thuộc phân nhóm phụ Số e lớp ngaòi cùng là 2 và số e trên phân lớp d là 6 => Fe thuộc phân nhóm VIIIB VI – Liên kết hóa học – Định luật tuần hoàn 1. Liên kết hóa học - Liên kết cộng hóa trị (thường xảy ra khi phi kim liên kết với phi kim): + Lý do hình thành: các nguyên tử góp chung e để đạt trạng thái bền vững của khí hiếm (có 8e ngoài cùng hoặc 2e đối với He). + Phân loại: * Dựa vào số đôi electron góp chung giữa 2 nguyên tử: Có 3 loại: l.kết đơn, l.kết đôi và l.kết ba. * Dựa vào độ âm điện: Có 2 loại: Liên kết cộng hóa trị có cực và không có cực. Ø Liên kết cộng hóa trị có cực là liên kết cộng hóa trị mà trong đó đôi e dùng chung bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Ø Liên kết cộng hóa trị không phân cực là liên kết cộng hóa trị mà trong đó đôi e dùng chung nằm giữa 2 nguyên tử. - Liên kết ion( thường xảy ra khi kim loại liên kết với phi kim): + Sự tạo thành ion: * Nguyên tử nhường e trở thành ion dương: M – ne → M n+ * Nguyên tử nhận e trở thành ion âm: X + me → X m– + Sự hình thành liên kết: Các ion trái dấu hút nhau bởi lực hút tĩnh điện tạo thành liên kết ion. - Liên kết phối trí: + Là một loại liên kết cộng hóa trị nhưng e dung chung chỉ do một nguyên tử cung cấp gọi là nguyên tử cho, nguyên tử kia gọi là nguyên tử nhận. Liên kết cho nhận biểu hiện bằng một mũi tên đi từ nguyên tử cho đến nguyên tử nhận. 2. Định luật tuần hoàn: - Định nghĩa: Nguyên nhân làm cho tính chất các nguyên tố biến đổi tuần hoàn là số e lớp ngoài cùng biến đổi từ 1 → 8 - Độ âm điện: Là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút e hóa trị của hạt nhân nguyên tử + Trong một chu kỳ từ trái qua phải: độ âm điện tăng. + Trong một phân nhóm chính từ trên xuống: độ âm điện giảm. + Gọi ∆X là hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tố: * ∆X < 0,4 Liên kết cộng hóa trị không có cực * 0,4 ≤ ∆X < 1,7 liên kết cộng hóa trị có cực * ∆X > 1,7 liên kết ion - Tính kim loại và phi kim: + Trong một chu kỳ từ trái qua phải: tính kim loại giảm, tính phi kim tăng. + Trong một phân nhóm chính từ trên xuống: tính kim loại tăng, tính phi kim giảm. VII – Tính chất các oxit và hydroxit - Trong một chu kỳ từ trái qua phải tính bazơ của các hydroxit và oxit giảm, ngược lại tính axit tăng. - Trong một phân nhóm chính từ trên xuống tính bazơ các hydroxit và oxit tăng, tính axit giảm - Ví dụ: Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 5 Bazơ kiềm Oxit bazơ Oxit lưỡng tính Oxit axit Oxit axit Oxit axit Oxit axit –––––––––––––→ Tính bazơ giảm, tính axit tăng NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3 H 2 SiO 3 H 3 PO 4 H 2 SO 4 HClO 4 –––––––––––––→ Tính bazơ lưỡng tính tính axit tăng VIII – Hóa trị các nguyên tố Số thứ tự nhóm I A II A III A IV A V A VI A VII A Hợp chất với oxi Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 5 Hóa trị cao nhất với oxi 1 2 3 4 5 6 7 Hợp chất với hiđro SiH 4 PH 3 H 2 S HCl Hóa trị cao nhất với hiđro 4 3 2 1 PHẦN II. PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG I – Phản ứng oxi hóa – khử 1. Một số định nghĩa * Số oxi hóa: Là điện tích ion nếu coi phân tử được tạo thành từ các ion. * Chất khử, chất oxi hóa, quá trình khử, quá trình oxi hóa: - Chất khử (bị oxi hóa): nhường e, số oxi hóa tăng (quá trình oxi hóa). - Chất oxi hóa (bị khử): nhận e, số oxi hóa giảm (quá trình khử). Ví dụ: Xác định chất oxi hóa, chất khử, quá trình oxi hóa, quá trình khử của phản ứng sau: PTPƯ: 3Ag +4HNO 3 → 3AgNO 3 + NO +2H 2 O Giải: Ag – 1e → Ag + (quá trình oxi hóa) chất khử N +5 + 3e → N +2 (quá trình khử) chất oxi hóa * Phản ứng oxi hóa – khử: là phản ứng có sự thay đổi số oxi hóa (hoặc phản ứng có sự cho và nhận e). Ví dụ: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 (phản ứng oxi hóa – khử) MgCO 3 → MgO + CO 2 (phản ứng không oxi hóa – khử) 2. Ý nghĩa số oxi hóa - Phân biệt phản ứng oxi hóa – khử và không oxi hóa khử - Xác định chất khử, chất oxi hóa và cân bằng phản ứng oxi hóa- khử - Dự đoán tính khử, tính oxi hóa của các chất - Dự đoán sản phẩm tạo thành trong phản ứng oxi hóa khử Ví dụ: Hãy xác định tính khử, tính oxi hóa của các nguyên tố trong các chất sau: S , H 2 S , H 2 SO 4 , N 2 , C , HNO 3 , NH 3 Giải: * S + 2e → S 2– : Thể hiện tính oxi hóa S – 2e → S 2+ : Thể hiện tính khử * S +6 +2e → S +4 : Thể hiện tính oxi hóa * N + 3e → N –3 : Thể hiện tính oxi hóa N – 4e → N +4 : Thể hiện tính khử * C + 4e → C –4 : Thể hiện tính oxi hóa C – 4e → C +4 : Thể hiện tính khử * N +5 + 1e → N +4 : Thể hiện tính oxi hóa * N –3 –3e → N 0 : Thể hiện tính khử * Kết luận: - Chất có số oxi hóa cao nhất: thể hiện tính oxi hóa - Chất có số oxi hóa thấp nhất: thể hiện tính khử - Chất có số oxi hóa trung gian: thể hiện tính khử và oxi hóa 3. Cách xác định số oxi hóa - Đơn chất: Số oxh đơn chất luôn luôn bằng không - Hợp chất: Tổng số oxh của các nguyên tử trong hợp chất bằng không - Số oxh của kim loại IA = +1; IIA = +2; IIIA = +3 - Số oxh của O = – 2 (trừ H 2 O 2 ); H = +1 (trừ NaH) - Ion: Tổng số oxh của các nguyên tử trong ion bằng điện tích ion. VD: Xác định số oxh các ng.tử trong các hợp chất: Na, KMnO 4 , KClO 4 , H 2 S, H 2 SO 4 , N 2 , C, HNO 3 , NH 3 4. Phân loại phản ứng oxi hóa – khử - Phản ứng oxi hóa – khử nội ph.tử: Là phản ứng có hai ng.tố trong cùng một phân tử thay đổi số oxh. Ví dụ: Cu(NO 3 ) 2 → CuO +2NO 2 +1/2O 2 - Phản ứng tự oxi hóa – khử: là phản ứng cùng một nguyên tố vừa tăng vừa giảm số oxh Ví dụ: 2NO 2 +2NaOH → NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O - Phản ứng oxi hóa – khử có nhiều nguyên tố thay đổi số oxi hóa Ví dụ: As 2 S 3 + HNO 3 → H 2 SO 4 + H 3 AsO 4 + NO - Phản ứng oxi hóa – khử tổng quát Ví dụ: Fe x O y + HNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 + NO 2 + H 2 O - Cân bằng phản ứng oxi hóa- khử: 4 bước Phản ứng hóa học Có sự thay đổi số oxi hóa (Phản ứng oxi hóa – khử) Không thay đổi số oxi hóa (phản ứng trao đổi) + Xác định số oxi hóa trước và sau phản ứng + Viết nửa phản ứng cho và nửa phản ứng nhận ( sau cho số e cho= số e nhận) + Đưa hệ số lên phương trình + Cân bằng theo thứ tự kim loại, phi kim, hidro và oxi Ví dụ 1. cân bằng các phản ứng trên theo pp oxi hóa khử Ví dụ 2. cân bằng các phản ứng sau theo phương pháp oxi hóa khử: K 2 Cr 2 O 7 + HBr + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O FeSO 4 + H 2 SO 4 + KMnO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O Fe 3 O 4 + HNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 + NO + H 2 O NaBr + KMnO 4 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + Br 2 + H 2 O FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 O → H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO Cu 2 S + HNO 3 → Cu(NO 3 ) 2 + CuSO 4 + NO + H 2 O FeCu 2 S 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + CuO + SO 2 KI + MnO 2 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + K 2 SO +I 2 + H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + NO + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + HNO 3 + H 2 O CrI + KOH +Cl 2 → K 2 CrO + KIO + KCl + H 2 O FeS + HNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 + NO 2 + H 2 SO 4 + H 2 O 5. Một số qui luật của phản ứng oxi hóa- khử a. Chiều phản ứng: Zn + Cu 2+ → Cu + Zn 2+ chất khử mạnh chất oxh mạnh chất khử yếu chất oxh yếu - Phản ứng oxi hóa – khử xảy ra theo chiều: chất khử mạnh tác dụng với chất oxi hóa mạnh tạo thành chất khử yếu và chất oxi hóa yếu hơn. - Qui tắc α: Ví dụ: Dự đoán chiều phản ứng của cặp oxh – khử sau: Pb 2+ /Pb và Zn 2+ /Zn * Theo quy tắc α: => Phản ứng xảy ra theo chiều: Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+ - Để so sánh tính oxh của ion kim loại và tính khử của kim loại ta dựa vào dãy điện hóa: Tính oxh của ion kim loại tăng Li + K + Ba 2+ Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Zn 2+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Fe 3+ Ag + Hg 2+ Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Fe 2+ Ag Hg Tính khử của kim loại giảm Ví dụ: Chỉ dùng một dung dịch chứa một hóa chất để tách Ag ra khỏi hỗn hợp Ag, Cu, Fe với điều kiện khối lượng không đổi. viết phương trình phản ứng. - Thứ tự phản ứng: nếu phản ứng có nhiều chất khử tác dụng với nhiều chất oxi hóa. Thì sẽ ưu tiên chất khử mạnh nhất tác dụng với chất oxh mạnh nhất. Sau đó dựa vào tỉ lệ mol suy ra các phản ứng tiếp theo. Ví dụ: Cho Mg và Zn tác dụng với 2 muối AgNO 3 và Cu(NO 3 ) 2 trình bày thứ tự phản ứng và các trường hợp có thể xảy ra. Bài tâp: BT1. Viết phương trình dưới dạng phân tử và ion, nêu rõ vai trò của Fe, Fe 2+ , Fe 3+ trong các trường hợp: Fe + H 2 SO 4 loãng → Fe + HNO 3 loãng → Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cu → FeCl 2 + Cl 2 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cu → BT2. NO 2 tác dụng với KOH dư được dung dịch A, cho Zn tác dụng với dung dịch A thu được hỗn hợp khí NH 3 , H 2. Viết các phương trình phản ứng. II – Phản ứng không phải oxi hóa – khử (không có sự cho và nhận electron) 1. Phản ứng trao đổi ion - Điều kiện xảy ra phản ứng: Sản phẩm phải có chất kết tủa, chất bay hơi, chất điện ly yếu Ví dụ 1. Hòa tan các cặp chất sau vào nước, cặp nào tồn tại? Viết PTPƯ xảy ra (nếu có): NaHCO 3 + CaCl 2 → MgCl 2 + NaOH → NH 4 Cl + KOH → FeCl 3 + Na 2 CO 3 → Ví dụ 2. Cho 4 dung dịch NH 3 , FeSO 4 , BaCl 2 , HNO 3. Các cặp dung dịch nào phản ứng được với nhau? Viết phương trình dạng phân tử và ion thu gọn. 2. Tính tan của oxit, axit, bazơ, muối: - Tính tan của oxit, axit, bazơ Ø Những KL tan trong nước (KL kiềm, Ca, Ba,Sr) thì oxit và hydroxit tương ứng sẽ tan Ø Oxit phi kim hầu hết tan trong nước tạo axit (trừ SiO 2 không tan) - Tính tan của muối: Ø Các muối có ion kim loại kiềm, NH 4 + , NO 3 – và các muối axit hầu hết đều tan. Ø Các muối clorua tan ( trừ AgCl,, AgI, AgBr, PbCl 2 không tan). Ø Các muối sunfat tan (trừ BaSO 4 , PbSO 4 không tan, CaSO 4 , SrSO 4 ít tan). Ø Hầu hết các muối CO 3 2– , SO 3 2– , PO 4 3– , không tan (trừ muối KL kiềm, NH 4 + tan) Ø Hầu hết các muối sunfua S – không tan (trừ muối KL kiềm, NH 4 + , BaS, CaS tan) 3. Phản ứng trao đổi axit – bazơ - Định nghĩa axit – bazơ + Theo Areniut: Axit là chất khi điện ly cho H + ; bazơ là chất khi điện ly cho OH – HCl → H + + Cl – NaOH → Na + + OH – + Theo Bronstet: Axit là chất có khả năng cho ion H + ; bazơ là chất có khả năng cho ion OH – Ví dụ: Phân loại các chất sau: S 2– , Al 3+ , Fe 3+ , Cu 2+ , Zn 2+ , H 2 O, CO 3 2– , Cl – , Na + , K + , NO 3 – : chất nào là axit, bazơ, lưỡng tính, trung tính? - Định nghĩa phản ứng axit – bazơ: Phản ứng axit – bazơ: là phản ứng trao đổi proton Ví dụ: 2HCl + Ba(OH) 2 → BaCl 2 + H 2 O H + + OH – → H 2 O 4. Phản ứng thủy phân: - Đ/n: Là phản ứng giữa muối và nước. Hầu hết các phản ứng thủy phân đều thuận nghịch - Điều kiện để muối bị thủy phân: những muối tạo từ: + Axit mạnh với bazơ yếu + Axit yếu với bazơ mạnh + Axit yếu với bazơ yếu Ví dụ: Những muối nào sau đây bị thủy phân: AlCl 3 , NH 4 NO 3 , CH 3 COONa, Na 2 S, FeSO 4 , BaCl 2. Viết phản ứng dưới dạng ion và cho biết khoảng PH của các muối trên Kết luận: để xác định được tính chất hóa học của một chất đầu tiên ta xác định tính oxi hóa- khử? Tính axit-bazơ? của chất đó. Bài tập: - Dự đoán tính chất hóa học của các chất sau: H 2 S, H 2 SO 4 , FeO, HNO 3 , FeCl 2 PHẦN III: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI I – VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI 1. Vị trí - Phân nhóm chính nhóm I, II - Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VII - Họ Lantannit và họ actinit - Một phần các phân nhóm chính III, IV, V, VI 2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại - Nguyên tử của hầu hết kim loại đều có ít electron (1, 2 hoặc 3e) ở phần lớp ngoài cùng. - Trong cùng chu kỳ nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim. 3. Cấu tạo của đơn chất kim loại - Tinh thể kim loại có cấu tạo mạng - Mạng tinh thể gồm ion dương dao động ở các nút mạng - Các electron tự do chuyển động. 4. Liên kết kim loại - Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các electron tự do gắn với các ion dương kim loại với nhau. II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI 1. Tính chất vật lí chung - Tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt có ánh kim - Những tính chất vật lí chung của kim loại nói trên là do các electron tự do trong kim loại gây ra. 2. Tính chất vật lí của kim loại Kim loại khác nhau thì có: tỉ khối, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng khác nhau. III – TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI 1. Đặc điểm về cấu tạo của nguyên tử kim loại - Bán kính nguyên tử tương đối lớn so với các nguyên tố phi kim - Số electron hóa trị thường ít (từ 1 đến 3e) so với phi kim - Lực liên kết giữa hạt nhân và electron hóa trị tương đối yếu nên năng lượng để tách các electron hóa trị ra khỏi nguyên tử nhỏ. 2. Tính chất hóa học chung của kim loại - Tính chất đặc trưng là tính khử (dễ bị oxi hóa): M – ne → M n+ a. Tác dụng với phi kim - Với O 2 : 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 4M + nO 2 = 2M 2 O n - Với Cl 2 : 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 2M + nCl 2 = 2MCln b. Tác dụng với axit - Dung dịch HCl, H 2 SO 4 loãng: Nhiều kim loại khử được ion H + thành H 2 Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 ↑ - Dung dịch HNO 3 , H 2 SO 4 đặc: Hầu hết các kim loại (trừ Pt Au) khử được N có mức oxi hóa +5 ( ) 5 N + và S có mức oxi hóa +6 ( ) 6 S + của các axit này đến mức oxi hóa thấp hơn: - Thí dụ: O2H ON )(NOCu ON4H Cu 22 4 23 2 3 50 ++=+ +++ O2H OS SOCu OS2H Cu 22 4 4 2 4 6 2 0 ++=+ +++ Đặc, nóng c. Tác dụng với dung dịch muối: Kim loại có thể khử được ion của kim loại khác trong dung dịch muối thành kim loại tự do. - Ví dụ: Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu↓ Hay Fe + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu IV – DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI - Là một dãy những cặp oxi hóa khử được sắp xếp theo chiều tăng tính chất oxi hóa của các ion kim loại và chiều giảm tính chất khử của kim loại. - Tính chất oxi hóa của ion kim loại tăng. - Tính chất khử của kim loại giảm. * Ý nghĩa: - Cho phép ta dự đoán được chiều phản ứng giữa hai cặp oxi hóa khử. - Chất oxi hóa mạnh nhất sẽ oxi hóa chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn. Zn Chất khử mạnh Cu 2+ Chất oxi hóa mạnh Cu 0 Chất khử yếu Zn 2+ Chất oxi hóa yếu V – HỢP KIM 1. Định nghĩa - Hợp kim là chất rắn thu được sau khi nung nóng chảy một hỗn hợp nhiều kim loại hác nhau, hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim loại. 2. Cấu tạo của hợp kim - Tinh thể hỗn hợp: gồm những tinh thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu nóng chảy tan vào nhau. Ví dụ: Hợp kim Ag - Au - Tinh thể hợp chất hóa học: là tinh thể của những hợp chất hóa học được tạo ra khi nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp. Ví dụ: Hợp kim Al - C tạo hợp chất Al 4 C 3 , Fe - C tạo hợp chất Fe 3 C - Các hợp kim thường cứng, giòn hơn các đơn chất ban đầu, nhưng tính dẫn nhiệt, dẫn điện kém các đơn chất ban đầu. VI. ĂN MÒN KIM LOẠI VÀ CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI 1. Sự ăn mòn kim loại - Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại: M - ne → M n+ a. Ăn mòn hóa hoc - Ăn mòn hóa học là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa học với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao. - Sự ăn mòn thường xảy ra ở những thiết bị của lò đốt, chi tiết của động cơ đốt trong hoặc thiết bị tiếp xúc với hơi H2O ở nhiệt độ cao. Ví dụ: 3Fe + 2H 2 O Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑ - Bản chất: Là quá trình oxi hóa – khử, trong đó electron của kim loại được chuyển trực tiếp sang môi trường tác dụng. b. Ăn mòn điện hóa - Là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện. Ví dụ: Kim loại tiếp xúc với không khí ẩm - Bản chất của sự ăn mòn điện hóa: Là một quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt điện cực. c. Cách chống sự ăn mòn - Cách li kim loại với môi trường - Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inoc) - Dùng chất chống ăn mòn (chất kềm hãm) VII. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1. Nguyên tắc - Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại Mn+ + ne → M0 2. Phương pháp điều chế a. Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại khác trong dung dịch muối. Ví dụ: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu - Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại hoạt động yếu. b. Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử (CO,H 2 ,C,Al,…) để khử ion KL trong oxit ở nhiệt độ cao Ví dụ: Fe 2 O 3 + 3CO =2Fe + 3CO 2 - Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại đứng sau Al trong dãy Bekêtôp c. Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện 1 chiều trên catôt (cực âm) khử ion KL trong hợp chất Ví dụ: Điện phân muối CaCl 2 nóng chảy Catôt ← CaCl 2 nóng chảy → anôt Ca 2+ Cl - Ca 2+ + 2e = Ca 2Cl – – 2e = Cl 2 PTPƯ: CaCl2 Ca + Cl2 Phần IV: KIM LOẠI CÁC PHÂN NHÓM CHÍNH I, II, III I. KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM I (KIM LOẠI KIỀM) 1. Vị trí, tính chất vật lí của kim loại kiềm a. Vị trí - KL kiềm là các ng.tố thuộc phân nhóm chính nhóm I trong bảng HTTH gồm các nguyên tố Liti(Li), Natri(Na), Kali(K), Rubiđi(Rb), Xêsi(Cs), Franxi(Fr). Các ng.tố này đứng đầu các chu kỳ (trừ CKI) b. Tính chất vật lí của kim loại kiềm - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp - Khối lượng riêng nhỏ - Độ cứng thấp 2. Tính chất hóa học của kim loại kiềm - Năng lượng cần dùng để phá vỡ mạng tinh thể lập phương tương đối nhỏ. - Kim loại kiềm là những nguyên tố nhóm S (electron hóa trị là đầy ở phân lớp S). - Có bán kính nguyên tử tương đối lớn. Năng lượng cần dùng để tách electron hóa trị (năng lượng ion hóa) tương đối nhỏ. - Nguyên tử kim loại dễ nhường một electron hóa trị M - 1e → M + . Kim loại kiềm là chất khử mạnh nhất trong số các kim loại. a. Tác dụng với phi kim: - Với Oxi: 4Na + O 2 = 2Na 2 O 4M + O 2 = 2M 2 O - Với Clo: 2Na + Cl 2 = 2NaCl 2M + Cl 2 = 2MCl b. Tác dụng với axit - Natri dễ khử H + trong dung dịch axit thành H 2 tự do: 2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2 ↑ 2Na + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 ↑ - Phương trình ion rút gọn: 2M + 2H + = 2M + + H 2 ↑ c. Tác dụng với nước 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ↑ 2M + 2H 2 O = 2MOH + H 2 ↑ d. Tác dụng với dung dịch muối - Kim loại kiềm tác dụng với H 2 O trong dung dịch Ví dụ: Natri tác dụng với dung dịch CuSO 4 + Na tác dụng với H 2 O trong dung dịch: 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ↑ + Sau đó NaOH tác dụng với CuSO 4 : 2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 3. Điều chế kim loại kiềm - Nguyên tắc: Khử các ion kim loại kiềm: M + + 1e = M - Cách thực hiện: Điện phân muối halogenua hoặc Hiđroxit của chúng ở dạng nóng chảy Ví dụ: 2NaCl 2Na + Cl 2 4NaOH 4Na + O 2 + 2H 2 O II. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NATRI 1. Natri hiđroxit (NaOH) - Natri hiđroxit là bazơ mạnh, khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion: NaOH = Na + + OH – a. Tác dụng với axit - Phương trình phản ứng: NaOH + HCl = NaCl + H 2 O - Phương trình ion thu gọn: OH – + H + = H 2 O b. Tác dụng với oxit axit: NaOH + CO 2 = NaHCO 3 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O ( 2 CO NaOH n n ≤ 1 tạo muối NaHCO 3 ; 2 CO NaOH n n ≥ 2 tạo muối Na 2 CO 3 ;1 < 2 CO NaOH n n < 2, tạo 2 muối) c. Tác dụng với dung dịch muối [...]... hóa: A sp3 B sp2 C sp D không lai hóa Nguyên tử C trong hợp chất C2H4 có kiểu lai hóa: A sp3 B sp2 C sp D không lai hóa Nguyên tử B trong hợp chất BF3 có kiểu lai hóa: A sp3 B sp2 C sp D không lai hóa Nguyên tử Be trong hợp chất BeH2 có kiểu lai hóa: A sp3 B sp2 C sp D không lai hóa Nguyên tử C trong tinh thể kim cương có kiểu lai hóa: A sp3 B sp2 C sp D không lai hóa Hình dạng của các phân tử metan,... nguyên tố có số oxi hóa tăng sau phản ứng D nhận điện tử, chứa nguyên tố có số oxi hóa giảm sau phản ứng Chọn phát biểu không hoàn toàn đúng: A Sự oxi hóa là quá trình chất khử cho điện tử B Trong các hợp chất số oxi hóa H luôn là +1 C Cacbon có nhiều mức oxi hóa khác nhau D Chất oxi hóa gặp chất khử chưa chắc đã xảy ra PƯ Phản ứng oxi hóa – khử xảy ra theo chiều tạo thành: A chất oxi hóa yếu hơn so với... oxi hóa Chất khử là chất: A cho điện tử, chứa nguyên tố có số oxi hóa tăng sau phản ứng B cho điện tử, chứa nguyên tố có số oxi hóa giảm sau phản ứng C nhận điện tử, chứa nguyên tố có số oxi hóa tăng sau phản ứng D nhận điện tử, chứa nguyên tố có số oxi hóa giảm sau phản ứng Chất oxi hoá là chất: A cho điện tử, chứa nguyên tố có số oxi hóa tăng sau phản ứng B cho điện tử, chứa nguyên tố có số oxi hóa. .. lai hóa: A sp3 B sp2 C sp D không lai hóa Dãy các nguyên tố nào sau đây được xếp theo chiều tính kim loại tăng dần: A Al, Mg, Na, K B Mg, Al, Na, K C K, Na, Mg, Al D Na, K, Mg,Al Nguyên tử O trong hợp chất H2O có kiểu lai hóa: A sp2 B sp3 C sp D không lai hóa Các nguyên tử P, N trong hợp chất PH3, NH3 có kiểu lai hóa: A sp3 B sp2 C sp D không lai hóa Nguyên tử C trong hợp chất C2H2 có kiểu lai hóa: ... dd điện li 158 Chọn sai: A Điện hóa trị có trong hợp chất ion B Điện hóa trị bằng số cặp e dùng chung C Cộng hóa trị có trong hợp chất cộng hóa trị D Cộng hóa trị bằng số cặp e dùng chung 159 Nhóm hợp chất nào sau đây có liên kết cho – nhận? A NaCl, CO2 B HCl, MgCl2 C H2S, HCl D NH4NO3, HNO3 160 Chọn sai: Liên kết cho – nhận: A là trường hợp đặc biệt của liên kết cộng hóa trị B với cặp e chung chỉ do... 3e + 4H → NO + 2H2O, đây là quá trình: A oxi hóa B khử C nhận proton D tự oxi hóa – khử 2+ 3+ Cho quá trình Fe → Fe + 1e, đây là quá trình: A oxi hóa B khử C nhận proton D tự oxi hóa – khử + n+ Trong phản ứng: M + NO3 + H → M + NO + H2O, chất oxi hóa là: A M B NO3– C H+ D Mn+ Trong phản ứng: 2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl Vai trò của H2S là: A chất oxi hóa B chất khử C Axit D vừa axit vừa khử Trong... electron hóa trị là 3d 4s1 ? A Chu kì 4, nhóm IB B Chu kì 4, nhóm IA C.Chu kì 4, nhóm VIA D Chu kì 4, nhóm VIB CHUYÊN ĐỀ 2 PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ, TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC 01 02 03 04 05 06 07 08 09 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Trong phản ứng oxi hóa – khử: A chất bị oxi hóa nhận điện tử và chất bị khử cho điện tử B quá trình oxi hóa và khử xảy ra đồng thời C chất chứa nguyên tố số oxi hóa cực... Nguyên tắc - Oxi hóa các tạp chất trong gang (Si, Mn, S, P, C) thành oxit nhằm làm giảm hàm lượng của chúng trong thép 3 Những phản ứng hóa học xảy ra a Phản ứng tạo thép - Oxi không khí sẽ oxi hóa các tạp chất trong gang: + Trước hết : Si + O2 = SiO2 và2Mn + O2 = 2MnO + Tiếp đến C bị oxi hóa thành CO (1.2000C) : 2C + O2 = 2CO + Sau đó : S + O2 = SO2 và4P + 5O2 = 2P2O5 + Một phần Fe bị oxi hóa : 2Fe + O2... nguyên tử, electron hóa trị là các electron: A độc thân B ở phân lớp ngoài cùng C ở obitan ngoài cùng D tham gia tạo liên kết hóa học Số e hóa trị trong nguyên tử clo (Z = 17) là: A 5 B 7 C 3 D 1 Số e hóa trị trong nguyên tử crom (Z = 24) là: A 1 B 3 C 6 D 4 143 Bản chất của liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa: A 2 ion B 2 ion dương và âm C các hạt mang điện trái dấu D nhân và các e hóa trị 144 Liên... chất có liên kết cộng hóa trị: A NaCl, CaO B HCl, CO2 C KCl, Al2O3 D MgCl2, Na2O 152 Lên kết cộng hóa trị có cực tạo thành giữa hai nguyên tử: A phi kim khác nhau B cùng một phi kim điển hình C phi kim mạnh và kim loại mạnh D kim loại và kim loại 153 Loại liên kết trong phân tử khí hiđroclorua là liên kết: A cho – nhận B cộng hóa trị có cực C cộng hóa trị không cực D ion 154 Cộng hóa trị của Cl và O . ion. * Chất khử, chất oxi hóa, quá trình khử, quá trình oxi hóa: - Chất khử (bị oxi hóa) : nhường e, số oxi hóa tăng (quá trình oxi hóa) . - Chất oxi hóa (bị khử): nhận e, số oxi hóa giảm (quá trình. oxi hóa – khử) 2. Ý nghĩa số oxi hóa - Phân biệt phản ứng oxi hóa – khử và không oxi hóa khử - Xác định chất khử, chất oxi hóa và cân bằng phản ứng oxi hóa- khử - Dự đoán tính khử, tính oxi hóa. Cân bằng phản ứng oxi hóa- khử: 4 bước Phản ứng hóa học Có sự thay đổi số oxi hóa (Phản ứng oxi hóa – khử) Không thay đổi số oxi hóa (phản ứng trao đổi) + Xác định số oxi hóa trước và sau phản