lmhan-DE CUONG HOA HOC

Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 1 - HÓA HỌC – KIẾN THỨC CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO Lời nói đầu: Khác với một số môn như Sinh Học và Vật Lí, đề thi môn Hóa Học trong kì thi Tốt nghiệp Trung Học Phổ Thông hoặc Tuyển Sinh Đại Học và Cao Đẳng bao gồm kiến thức của cả 3 năm học: 10, 11 và 12. Chính vì lẽ đó, các bạn sẽ cảm thấy khó khăn hơn khi không biết phải học như thế nào và bắt đầu từ đâu khi kiến thức ngày càng mai một đi. Vì thế, dưới đây là tóm tắt “Kiến Thức Hóa Học” bao trùm toàn bộ kiến thức môn Hóa Học lớp 10, 11 và 12. Tài liệu này chúng tôi đã soạn khá chi tiết phần kiến thức gồm 3 vấn đề: Hóa Đại Cương, Hóa Vô Cơ và Hóa Hữu Cơ. Riêng phần bài tập và một số đề thi Tốt nghiệp Trung Học Phổ Thông cũng như Tuyển Sinh Đại Học và Cao Đẳng của các năm trước chúng tôi soạn theo một tài liệu khác. Mặc dù đã hết sức cố gắng nhưng vì nguyên nhân khách quan và chủ quan nên không thể tránh khỏi những thiếu sót. Chúng tôi rất mong nhận được sự đóng góp chân thành của các bạn. Mọi đóng góp xin gửi về: lmhan.math@gmail.com. Chúng tôi hi vọng tài liệu này phần nào sẽ giúp các bạn ôn tập, củng cố và hệ thống hóa kiến thức, hoàn thiện kiến thức môn Hóa Học của mình để tự tin trong các kỳ thi. Chúc các bạn vượt qua thật tốt các kỳ thi sắp tới! Xin trân trọng kính chào! - LÝ MINH HÂN -    Biên soạn năm học 2009 – 2010 Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 2 - CHUYÊN ĐỀ 1: HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG I/- Các khái niệm cơ bản: 1. Nguyên tử là hạt vi mô đại diện cho nguyên tố hóa học và không bò chia nhỏ hơn trong phản ứng hóa học. 2. Phân tử là hạt vi mô đại diện cho chất và mang đầy đủ tính chất hóa học của chất. 3. Nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân. 4. Đơn chất là những chất chỉ cho một nguyên tố hóa học cấu tạo nên, ví dụ như O 2 , H 2 , Cl 2 , Al, Fe, S, P, 5. Hợp chất là những chất được cấu tạo từ 2 nguyên tố hóa học trở lên. 6. Nguyên chất là chất gồm các nguyên tử hay phân tử cùng loại. 7. Hỗn hợp là tập hợp nhiều chất đồng thể và không có tương tác hóa học hóa học với nhau. 8. Ion là nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích: ion dương : cation, ion âm : anion. 9. Mol là lượng chất hay lượng nguyên tố có chứa N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion: N = 6,02.10 23 . 10. Khối lượng nguyên tử, phân tử là khối lượng tương đối của nguyên tử, phân tử tính bằng đvc (đơn vò cacbon). 11. Đơn vò cacbon là đơn vò đo khối lượng nguyên tử, phân tử và các hạt cơ bản: 1 đvc = 12 1 khối lượng của nguyên tử cacbon = 1,67 . 10 -24 kg (= 12 1 . 1,9926 . 10 -23 ). 12. Khối lượng mol nguyên tử (phân tử) là khối lượng tính bằng gam của N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion có trò số bằng nguyên tử khối (phân tử khối). 13. Đònh luật Avogrô: ở cùng điều kiện nhiệt độ, áp suất những thể tích bằng nhau của các chất khí khác nhau đều chứa cùng một số phân tử. 14. Đònh luật bảo toàn khối lượng: Khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng khối lượng các chất thu được sau phản ứng. 15. Thù hình: các dạng đơn chất khác của cùng một nguyên tố gọi là dạng thù hình của nguyên tố đó. Ví dụ: oxi - ozon, than - kim cương, phốt pho đỏ - phốt pho trắng. 16. Hỗn hống là trạng thái hòa tan một phần của kim loại trong thủy ngân. Ví dụ: (Al, Hg); (Cu, Hg). 17. Hợp kim là vật liệu thu được khi đun nóng chảy nhiều kim loại hoặc kim loại với phi kim rồi để nguội. Ví dụ: thép, gang (Fe-C), đuyra (Al-Mg). 18. Axit là chất có khả năng cho proton H + (trong dung dòch) còn dung dòch axit là dung dòch có chứa proton H + . 19. Bazơ là chất có khả năng nhận proton H + còn dung dòch bazơ là dung dòch có chứa ion OH  . 20. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) với anion gốc axit. 21. Chất trung tính là chất không có khả năng cho và nhận proton. 22. Chất lưỡng tính là chất vừa có khả năng cho proton lại vừa có khả năng nhận proton. 23. Hóa trò là số liên kết của một nguyên tử trong phân tử (hóa trò là số nguyên, không dấu). 24. Số oxi hóa là điện tích của nguyên tử trong phân tử giả sử cặp electron lệch hẳn về nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 3 - Ví dụ 1: Phân tử CaC 2 : Ví dụ 2: Phân tử HNO 3 : 25. Độ điện ly () của chất điện ly ở một nồng độ nhất đònh là tỷ số giữa số phân tử điện ly (n') với số phân tử ban đầu của nó tan trong dung dòch (n o ): 26. Độ tan là số gam chất tan có trong 100 gam nước ở một nhiệt độ xác đònh để tạo thành dung dòch bão hòa. 27. Độ rượu là số ml rượu nguyên chất có trong 100ml dung dòch rượu. Ví dụ: rượu 45 o thì có 45ml rượu và 55ml nước. Công thức tính độ rượu = II/- Cấu tạo nguyên tử: e điện tích 1  khối lượng: 9,1.10 -31 kg = 1/1840 đvc p điện tích 1 + khối lượng: 1,6727.10 -27 kg = 1 đvc n điện tích 0 khối lượng: 1,6750 -27 kg = 1 đvc * Lưu ý: 1  = 1,6 . 10 -19 C (culông) 1 + = +1,6 . 10 -19 C (culông) 2. Điện tích hạt nhân: Điện tích hạt nhân = số electron (e) = số proton (p) = số thứ tự = số hiệu nguyên tử. 3. Số khối (A) bằng tổng số proton (Z) và tổng số nơtron (N): A = Z + N , trong đó 1  Z N  1,5. 4. Khối lượng nguyên tử bằng tổng số khối lượng của proton, nơtron và electron (xấp xỉ bằng số khối, vì khối lượng electron không đáng kể). 5. Ký hiệu nguyên tử:  = 0 n n' ddrượu c/rượung V 100xV Ca C C Ca có số oxi hóa +2, hóa trò 2 C có số oxi hóa -1, hóa trò 4 N có số oxi hóa +5 N có hóa trò 4 N O O O H 1. Nguyên tử lớp vỏ (e mang điện tích âm) hạt nhân proton (+) nơtron (0) A Z X Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 4 - 6. Đồng vò là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác số nơtron. Ví dụ: 37 17 Cl và 35 17 Cl ; 16 8 O và 17 8 O và 18 8 O . Đồng khối là các dạng nguyên tử có cùng số khối nhưng khác số proton. Ví dụ: 14 6 C và N 14 7 . 7. Lớp điện tử (e) được đánh số từ trong ra ngoài theo thứ tự mức năng lượng tăng dần: STT 1 2 3 4 5 6 7 Tên K L M N O P Q - Số electron tối đa trên mỗi lớp là 2n 2 (n - số thứ tự của lớp). - Lớp ngoài cùng bất luận ở thứ tự nào từ lớp 2 đến lớp 7 cũng chỉ chứa tối đa 8e. 8. Phân lớp electron: Các lớp electron lại chia ra thành phân lớp: K (n = 1) phân lớp s 2e = 2e L (n = 2) phân lớp sp (2 + 6)e = 8e M (n = 3) phân lớp spd (2 + 6 + 10)e = 18e N (n = 4) phân lớp spdf (2 + 6 + 10 + 14) = 32e. 9. Obitan là vùng không gian chung quanh hạt nhân, trong đó khả năng có mặt electron là lớn nhất. Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2e: s có 1 obitan s hình cầu d có 5 obitan d phức tạp p có 3 obitan p hình số 8 nổi f có 7 obitan f phức tạp. 10. Nguyên lý vững bền: Trong nguyên tử, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f 11. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng: Khí hiếm có 8 electron ngoài cùng. Kim loại có 1, 2, 3 electron ngoài cùng. Phi kim có 5, 6, 7 electron ngoài cùng. 4 electron: có thể là phi kim (C, Si) hoặc là kim loại (Sn, Pb). 12. Electron hóa trò là electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử (hoặc một phần electron ở lớp sát ngoài cùng) có khả năng tham gia tạo thành liên kết hóa học. 13. Độ âm điện của một nguyên tố là đại lượng đặc trưng cho khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó trong phân tử hút electron về phía mình. Phi kim có độ âm điện lớn, còn kim loại có độ âm điện nhỏ. III/- Đònh luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học: 1. Nội dung đònh luật: Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. 2. Chu kỳ là dãy các nguyên tố xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần có cùng số lớp electron. Đầu chu kỳ là kim loại kiềm, cuối chu kỳ là khí hiếm . 3. Nhóm là dãy các nguyên tố nằm trong cột do có số e hoá trò bằng nhau, tức là có hóa trò cao nhất đối với oxi bằng nhau. 4. Sự biến thiên tính chất: - Trong chu kỳ: từ trái sang phải, bán kính nguyên tử giảm, tính kim loại giảm, tính phi kim tăng, độ âm điện tăng. Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 5 - - Trong phân nhóm chính: từ trên xuống, bán kính nguyên tử tăng, tính kim loại tăng, tính phi kim giảm, độ âm điện giảm. - STT  số p  số e. STT chu kỳ  số lớp e. STT phân nhóm chính  số e lớp ngoài cùng. IV/- Liên kết hóa học: 1. Liên kết ion là loại liên kết hóa học được hình thành bởi lực hút tónh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. - Kim loại điển hình + phi kim điển hình. - Hiệu độ âm điện của 2 nguyên tố trong phân tử ():   1,7 : liên kết ion.  < 1,7 : liên kết cộng hóa trò có cực.  = 0 : liên kết cộng hóa trò không có cực. Hiệu số độ âm điện càng lớn thì sự phân cực càng nhiều. 2. Liên kết cộng hóa trò là liên kết được hình thành bởi những cặp e dùng chung. + Không cực : 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố phi kim. + Có cực : 2 nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau. 3. Liên kết cho nhận là liên kết được hình thành khi cặp e dùng chung do 1 nguyên tử bỏ ra. Ví dụ: SO 2 : O = S  O NH 4 + : H | H N H | H         4. Liên kết kim loại là loại liên kết hóa học được hình thành bởi lực hút tónh điện giữa các ion dương có trong mạng tinh thể kim loại với các electron tự do. 5. Liên kết hiđro là loại liên kết hóa học giữa các phân tử, liên kết nguyên tử H của phân tử này với nguyên tử có độ âm điện lớn hơn như F, O, N của phân tử khác. Ví dụ: HF : F  H F  H F  H    25 C H OH : H O H O H O |||  C 2 H 5 C 2 H 5 C 2 H 5 O H  O CH 3  C C  CH 3 O  H O CH 3 COOH: Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 6 - CHUYÊN ĐỀ 2: HÓA HỌC VÔ CƠ I/- Thuyết điện ly: 1. Sự điện ly: là quá trình phân ly thành các ion trái dấu của phân tử chất điện ly khi tan trong nước hay ở trạng thái nóng chảy. 2. Chất điện ly: là chất dẫn được điện khi tan trong nước (hay ở trạng thái nóng chảy). 3. Độ điện ly: Trong đó: n' là số phân tử điện ly còn n o là tổng phân tử đầu. Chất điện ly mạnh :   0,3 (phân ly gần như hoàn toàn) Chất điện ly trung bình : 0,03 <  < 0,3. Chất điện ly yếu :   0,03 (phân ly một phần) 4. Hằng số điện ly: là hằng số cân bằng của sự điện ly. Xét phản ứng điện ly: XY  X + + Y  K a =   X . Y XY          và pK a = -lgK a 5. Phản ứng axit – bazơ: là phản ứng hóa học trong đó có sự cho và nhận H + (proton): dd axit + dd bazơ dd axit + oxit bazơ dd axit + bazơ không tan oxit axit + dd kiềm v.v 6. H3PO4: là axit đa chức. So sánh tỉ lệ: 34 NaOH H PO n a nb  34 NaOH H PO n a nb  1 2 3 NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4 Na 3 PO 4 NaH 2 PO 4 H + dư NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4 Na 2 HPO 4 Na 3 PO 4 Na 3 PO 4 OH  dư II/- Muối: 1. Muối: là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) liên kết với anion gốc axit. Ngoại lệ: Ag  C  C  Ag và CH 3  CH 2  O  Na cũng là muối. 2. Dung dòch muối: Khi tan trong nước, muối phân ly thành các ion. Dung dòch muối có chứa cation kim loại (amoni) và anion gốc axit. 3. Màu của dung dòch muối: CuSO 4 khan : màu trắng. dd CuSO 4 : xanh lam (CuSO 4 .5H 2 O) dd FeSO 4 : xanh lục nhạt (FeSO 4 .7H 2 O) dd KMnO 4 : tím là màu của MnO 4  dd K 2 MnO 4 : xanh lục là màu MnO 4 2 .  = 0 n n' Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 7 - 4. Phân loại muối: a) Muối trung hòa: Trong gốc axit không còn nguyên tử hiđro có khả năng thay thế bởi kim loại . - Muối thường: gồm 1 loại cation và 1 anion. - Muối kép: gồm nhiều loại cation khác nhau kết hợp với một loại anion. Ví dụ: KAl(SO 4 ) 2 - phèn. - Muối hỗn tạp: 1 loại cation kết hợp với nhiều loại anion khác. Ví dụ: O Cl Ca Cl    hay CaOCl 2 : clorua vôi. b) Muối axit: Trong gốc axit vẫn còn hiđro có khả năng thay thế bởi kim loại . Thông thường gốc axit có hidro là muối axit . Ngoại lệ HO PO H O | H    hay Na 2 HPO 3 là muối trung hòa. 5. Tính axit - bazơ trong dung dòch muối: Sự tương tác giữa các ion trong muối với nước gọi là sự thủy phân muối và thường là quá trình thuận nghòch. Muối Dung dòch pH a m + b m trung tính 7 a m + b y axit < 7 a y + b m bazơ > 7 a y + b y tùy quá trình cho hay nhận H + mạnh hơn tùy Muối của axit mạnh và bazơ mạnh không bò thủy phân. Ví dụ: NaCl hòa tan trong nước, NaCl không thủy phân, pH = 7. Muối của axit yếu và bazơ mạnh bò thủy phân tạo ra dung dòch có tính bazơ. Ví dụ: Thủy phân Na 2 CO 3 : Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2 CO 3 2 + H 2 O  HCO 3  + OH  Nhận xét: dung dòch có OH   pH > 7. Muối của axit mạnh và bazơ yếu bò thủy phân tạo ra dung dòch có tính axit. Ví dụ: Thủy phân NH 4 Cl: NH 4 Cl = NH 4 + + Cl - Ph.trình ion: NH 4 + + H 2 O  NH 3  + H 3 O + Nhận xét: dung dòch có H 3 O +  pH < 7. Muối của axit yếu và bazơ yếu bò thủy phân tạo ra dung dòch trung tính nên những muối này thực ra không tồn tại trong dung dòch. Ví dụ: AlN + 3H 2 O = Al(OH) 3  + NH 3  Fe 2 (CO 3 ) 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3  + 3CO 2  Al 2 (CO 3 ) 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3  + 3CO 2  Một số trường hợp đặc biệt: Một số muối lại có khả năng thủy phân hoàn toàn trong dung dòch (hầu hết là do các chất tạo thành không phản ứng được với nhau để cho phản ứng thuận nghòch). Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 8 - Ví dụ: a) Cho dung dòch Na 2 CO 3 tác dụng với dung dòch FeCl 3 hoặc AlCl 3 có CO 2  và kết tủa tạo thành. Vì: CO 3 2 + H 2 O  HCO 3  + OH  HCO 3   CO 2  + OH  Fe 3+ + 3 OH  = Fe(OH) 3  3 Na 2 CO 3 + 2 FeCl 3 + 3 H 2 O = 2 Fe(OH) 3  + 3 CO 2  + 6 NaCl b) Cho dung dòch NH 4 Cl tác dụng với dung dòch NaAlO 2 tạo kết tủa và có khí bày ra. NH 4 Cl = NH 4 + + Cl  NH 4 + + H 2 O  NH 3  + H 3 O + NaAlO 2 = Na + + AlO 2  AlO 2  + H 3 O + = Al(OH) 3  NH 4 Cl + NaAlO 2 + H 2 O = Al(OH) 3  + NH 3  + NaCl III/- Axit – bazơ: 1. Axit có các dạng sau: Tạo ra môi trường axit (H + , H 3 O + ,…)  làm q tím ngả hồng, có khả năng cho proton. - Phân tử trung hòa: HCl , HNO 3 , H 2 SO 4 , - Ion dương: NH 4 + , Fe 3+ , Al 3+ , - Ion âm: HSO 4  . HCl + H 2 O = H 3 O + + Cl  HSO 4  + H 2 O = H 3 O + + SO 4 2 NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + Fe 3+ + 3 H 2 O  Fe(OH) 3 + 3 H + 2. Bazơ có các dạng: Tạo ra môi trường OH   làm q tím ngả xanh, có khả năng nhận proton. - Phân tử trung hòa: NaOH , NH 3 , - Ion gốc axit yếu: S 2 , SO 3 2 , CO 3 2- , NH 3 + H 2 O  NH 4 + OH  S 2 + H 2 O  HS  + OH  CO 3 2 + H 2 O  HCO 3  + OH  . 3. Những ion trung tính: - Ion kim loại mạnh: K + , Na + , Ca 2+ , Ba 2+ , - Ion gốc axit mạnh: Cl  , SO 4 2 , NO 3  , Br  . 4. Những chất lưỡng tính: (vừa cho H + vừa nhận H + ) - Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Cr(OH) 3 . - Muối axit của axit yếu: NaHCO 3 . HCO 3   CO 3 2 + H + HCO 3  + H +  H 2 CO 3 . - H 2 O là chất lưỡng tính: H 2 O + H 2 O  H 3 O + + OH  5. pH: Nếu biểu diễn nồng độ mol của H + bằng hệ thức [H + ] = 10 -a mol/lít thì số trò a được xem là pH của dung dòch, nên pH = a = -lg[H + ]. Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 9 - Tương tự [OH  ] = 10 -b mol/lit. Suy ra: pOH = -lg[OH]. Với môi trường trung hòa : pH = 7 Với môi trường axit : pH < 7 Với môi trường bazơ : pH > 7 Từ tích số ion: [H + ]  [OH  ] = 10 -14  pH + pOH = 14. IV/- Phản ứng trao đổi: 1. Đònh nghóa : Phản ứng trao đổi là phản ứng xảy ra với sự đổi chỗ các ion. 2. Điều kiện để phản ứng trao đổi thực hiện được hoàn toàn: - Sau phản ứng có chất kết tủa hoặc khí bay lên, hoặc chất điện ly yếu. - Chất tham gia phản ứng phải là chất tan. 3. Trường hợp đặc biệt: Một chất tan được vẫn có thể kết tinh trong dung dòch đã bão hòa chính nó hoặc chất khác dễ tan hơn. Ví dụ: * Thêm NaCl vào dung dòch NaCl bão hòa thì phần NaCl thêm sẽ không thể tan được nữa. * Để tách NaCl ra khỏi dung dòch chứa hỗn hợp NaCl và NaOH người ta dùng phương pháp kết tinh phân đoạn. Chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh nhanh hơn khi cô cạn dung dòch. Do độ tan của NaCl nhỏ hơn của NaOH nên khi cô cạn dung dòch NaCl sẽ kết tinh trước. Lập lại nhiều lần sẽ tách được hết NaCl và thu được dung dòch NaOH riêng. * Phản ứng giữa một số muối tan trong dung dòch có thể là phản ứng oxi hóa - khử. 2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + I 2 + 2 KCl 2 FeCl 3 + H 2 S = 2 FeCl 2 + S  + 2 HCl. * Một số kết tủa có khả năng tạo phức tan như: Cu(OH) 2 , Zn(OH) 2 , AgCl. Cu(OH) 2 + 4 NH 3 = [Cu(NH 4 ) 3 ](OH) 2 AgCl + 2 NH 3 = [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl V/- Phản ứng oxi hóa – khử: 1. Đònh nghóa:  Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó nguyên tử hoặc ion này nhường electron cho nguyên tử hoặc ion khác.  Chất khử là chất cho electron  Quá trình oxi hóa là quá trình cho electron.  Chất oxi hóa là chất nhận electron  Quá trình khử là quá trình nhận electron. 2. Bản chất của phản ứng oxi hóa - khử: Có sự thay đổi số oxi hóa. 3. Chiều phản ứng: Chất oxi hóa mạnh + chất khử mạnh  chất oxi hóa yếu + chất khử yếu. 4. Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa - khử: - Phương pháp electron. - Phương pháp ion - electron. - Phương pháp đại số. Đề Cương Ôn Thi Hóa Học Lý Minh Hân Tóm Tắt Kiến Thức lmhan.math@gmail.com - Trang 10 - VI/- Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn kim loại: 1. Sự ăn mòn kim loại: a) Đònh nghóa: 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. 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. - Đặc điểm của ăn mòn hóa học là không phát sinh dòng điện. Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh. - Bản chất của ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa - khử, trong đó các kim loại nhường electron cho các chất trong môi trường. Ăn mòn điện hóa là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc trực tiếp với dung dòch chất điện ly tạo nên dòng điện. b) Các điều kiện ăn mòn điện hóa: - Các điện cực phải khác chất nhau, trong đó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm và dễ bò ăn mòn. - Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp. - Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dòch điện ly. c) Cơ chế của sự ăn mòn điện hóa: <Xem SGK 12>. 2. Cách chống ăn mòn kim loại: - Cách ly kim loại với môi trường. - Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox). - Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) - urotropin. - Dùng phương pháp điện hóa. VII/- Điều chế kim loại: 1. Nguyên tắc điều chế kim loại: Khử ion dương kim loại thành kim loại tự do: M n+ + ne = M o . 2. Các phương pháp điều chế kim loại: có 3 phương pháp sau: a) Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại khác trong dung dòch muối. Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại trung bình và kim loại yếu (từ Zn  Ag). Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu. b) Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử như CO , H 2 , C , Al để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Phương pháp này để điều chế các kim loại từ Zn  Cu. Ví dụ: CuO + H 2 o t  Cu + H 2 O. c) Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiều trên catot (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất. Phương pháp này điều chế được hầu hết các kim loại. Ví dụ: * Phương pháp điện phân nóng chảy dùng để điều chế các kim loại mạnh từ K  Al. 2 NaCl khan ®pnc  2 Na + Cl 2 2 Al 2 O 3 36 ®pnc Na AlF  4 Al + 3 O 2 . [...]... đặc biệt: chứa Mn, Si, Ni, Cr, W - Nếu có Si: thép có tính đàn hồi (dùng làm nhíp xe) - Nếu có Mn: tăng tính nhớt, chòu ma sát (dùng làm máy nghiền đá, tủ sắt) - Nếu có W: tăng tính cứng (dùng làm mũi khoan) 3 Nguyên tắc luyện thép từ gang: *** Nguyên tắc chung: là lấy ra khỏi gang 1 phần lớn C, Si, Mn và hầu hết S, P Người ta cho gang nóng chảy và lấy những chất cần loại ra Trước hết oxi hóa Si: Si... cơ * Hợp chất đơn chức là những hợp chất chỉ có một nhóm chức trong phân tử Ví dụ: C2H5OH; CH3COOH; * Hợp chất tạp chức là những hợp chất có hai hay nhiều nhóm chức khác nhau Ví dụ: NH2  CH2  COOH; HOCH2  (CHOH)4  CHO (glucozơ);… * Hợp chất đa chức là những hợp chất có 2 hay nhiều nhóm chức giống nhau Ví dụ: C2H4(OH)2; C3H5(OH)3; II/- Đònh nghóa một số hợp chất hữu cơ: 1 Ankan (Parafin) là những . nhớt, chòu ma sát (dùng làm máy nghiền đá, tủ sắt). - Nếu có W: tăng tính cứng (dùng làm mũi khoan). 3. Nguyên tắc luyện thép từ gang: *** Nguyên tắc chung: là lấy ra khỏi gang 1 phần lớn. tạp chức là những hợp chất có hai hay nhiều nhóm chức khác nhau. Ví dụ: NH 2  CH 2  COOH; HOCH 2  (CHOH) 4  CHO (glucozơ);… * Hợp chất đa chức là những hợp chất có 2 hay nhiều nhóm