Sổ tay hóa học THPT_Phần vô cơ

Hiđro halogenua_ axit halogenhiđric HX  Đều là chất khí, tan nhiều trong H2O thành những axit mạnh trừ HF là axit yếu vì giữacác phân tử có tạo liên kết hiđro, điện li hoàn toàn trong d

Phần II HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ

Chương 1 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA

Nhóm Halogen

1 Cấu tạo nguyên tử

 Cấu hình electron lớp ngoài cùng của X là ns2np5 Dễ dàng thực hiện quá trình :

X2 + 2e -> 2X

-Thể hiện tính oxi hoá mạnh

 Số oxi hoá: Flo chỉ có số oxi hoá 1, các halogen khác có các số oxi hoá 1, +1, +3, +5

F2 không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh; Các halogen khác tan tương đối

ít trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như: C6H6, CCl4,…

3 Tính chất hoá học

Tính chất hóa học đặc trưng của các halogen là tính oxi hóa mạnh

a Phản ứng với hiđro: Xảy ra với mức độ khác nhau:

H2 + F2 -> 2HF phản ứng xảy ra ngay trong bóng tối, ở đk thường, nổ

H2 + Cl2 -> 2Cl phản ứng xảy ra khi chiếu sáng hoặc có đốt nóng, nổ

H2 + Br2 -> 2HBr phản ứng xảy ra khi đốt nóng

H2 + I2 2HI phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao, thuận nghịch

b Phản ứng mạnh với kim loại

2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3

Phản ứng tạo thành hợp chất ở đó kim loại có số oxi hoá cao (nếu kim loại có nhiều số oxihoá như Fe, Sn…)

c Phản ứng với H 2 O: Khi cho halogen tan vào nước thì:

 Flo phân huỷ nước:

Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với oxi

e Phản ứng với dung dịch kiềm

 Clo tác dụng với dung dịch kiềm loãng và nguội tạo thành nước Javen:

O Cl Na Cl

 Clo tác dụng với vôi tôi tạo thành clorua vôi:

2

0

Cl + Ca(OH)2 bột ẩm, huyền phù  CaOCl2+ 2H2O

Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 330

Nước Javen, clorua vôi là những chất oxi hoá mạnh do Cl+ trong phân tử gây ra Chúngđược dùng làm chất tẩy màu, sát trùng.

f Halogen mạnh đẩy halogen yếu ra khỏi hợp chất:

+ Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố

+ Tẩy trắng vải sợi, giấy

+ Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl

+ Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt…

 Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl:

6 Hợp chất

a Hiđro halogenua_ axit halogenhiđric (HX)

 Đều là chất khí, tan nhiều trong H2O thành những axit mạnh (trừ HF là axit yếu vì giữacác phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li hoàn toàn trong dung dịch:

HX + H2O -> H3O+ + X

-HCl là chất khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí (d = 1,26) Trong không khí ẩm

nó tạo thành các hạt nhỏ như sương mù Nồng độ cho phép trong không khí là: 0,005mg/l

Axit halogenhiđric có đầy đủ các tính chất hóa học đặc trưng của một axit:

+ Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ

+ Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước

HCl + NaOH -> NaCl + H2O2HCl + CuO -> CuCl2 + H2O+ Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H2

Do vậy người ta không đựng dung dịch HF trong các lọ thủy tinh mà đựng trong các

lọ bằng chất dẻo

- Ngoài tính axit, các HX do có chứa X-1 nên chúng còn thể hiện tính khử khi tác dụngvới các chất oxi hóa mạnh Từ HF -> HI tính khử tăng dần Ví dụ:

16HCl + 2KMnO4 -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

 Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H2O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl2,

Hg2Cl2, Cu2Cl2,…Tính tan của các muối bromua và iođua tương tự muối clorua

- Điều chế các HX:

+ Tổng hợp trực tiếp:

H2 + X2 -> 2HX+ Dùng phương pháp trao đổi ion:

AgBr kết tủa màu vàng, AgI kết tủa màu vàng đậm

b Axit hipoclorơ (HClO)

 Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch

 Axit HClO và muối của nó là hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì cóchứa Cl+ :

Cl+ + 2e -> Cl-1

c Axit cloric (HClO 3 )

 Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H2O, chỉ tồn tại trong dung dịch nồng độ dưới 50%

 Axit HClO3 và muối clorat (KClO3) có tính oxi hoá mạnh

1 5

- Muối clorat là nguyên liệu điều chế Oxi trong phòng thí nghiệm

KClO3 MnO ,t0 KCl + 3/2O2

d Axit pecloric (HClO 4 )

Là chất lỏng không màu, bốc khói trong không khí, là axit mạnh nhất trong các axit, tannhiều trong H2O, HClO4 có tính oxi hoá mạnh

Axit pecloric được điều chế bằng phản ứng:

OXI – LƯU HUỲNH

I Oxi

1 Cấu tạo nguyên tử

 Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: 1s22s22p4

 Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O2

Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O3

 Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên:

 Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí (d = 1,1), hoá lỏng ở

183oC, hoá rắn ở 219oC, tan ít trong nước, duy trì sự cháy sự sống Oxi lỏng và rắn có màuxanh da trời

 Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời

3 Tính chất hoá học: Oxi là chất oxi hóa mạnh, thể hiện qua:

 Tác dụng với kim loại:

Oxi phản ứng trực tiếp vói hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit

2KI + O3 + H2O -> I2 + O2 + 2KOH

4 Điều chế

 Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các muối giàu oxi Ví dụ:

2 0 1 3

2

O Cl K O

2KMnO4  t0 K2MnO4 + MnO2 + O2

 Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp (200oC), sau đó chưng phânđoạn lấy O2 (ở 183oC)

5 Trạng thái tự nhiên:

Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trên trái đất, chiếm khoảng 20% thể tích không khí,khoảng 50% khối lượng vỏ trái đất, khoảng 60% khối lượng cơ thể người, 89% khối lượngnước

Mỗi người một ngày cần 20 – 30m3 oxi để thở

II Lưu huỳnh

1 Cấu tạo nguyên tử

 Lưu huỳnh (S) ở cùng nhóm VIA với oxi, có cấu hình e : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Lớp e ngoàicùng cũng có 6e, dễ dàng thực hiện quá trình.

S + 2e -> S-2 thể hiện tính oxi hoá nhưng yếu hơn oxi

 Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử lưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S8) khép kín thành vòng:

 Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8oC nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo

Srắn -> S lỏng, vàng - > S quánh, nhớt, nâu đỏ -> S sôi ->S hơi -> S bột vàng

 Là chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, nặng hơn không khí (d = 1,17), ít tan trong

H2O H2S hóa lỏng ở -600C và hóa rắn ở - 860C Dung dịch H2S là axit sunfuhiđric

Khi có mặt oxi và nước, H2S có thể phản ứng với một số kim loại như: Ag, Cu:

2H2S + 4Ag + O2   2Ag2S + 2H2O Vì vậy một số đồ vật bằng bạc, đồng để trongkhông khí ẩm bị hóa đen

Muối sunfua trung tính (ví dụ ZnS) hầu hết ít tan trong H2O Chỉ có sunfua kim loại kiềm,kiềm thổ tan nhiều

 Để nhận biết H2S hoặc muối sunfua (S2) dùng muối chì, kết tủa PbS màu đen sẽ xuấthiện

 SO2 là chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn không khí (d = 2,2), hóa lỏng ở -100C,độc, tác dụng với H2O:

c) Lưu huỳnh trioxit SO 3 và axit sunfuric (H 2 SO 4 )

 Ở điều kiện thường, SO3 là chất lỏng không màu, dễ bay hơi, nhiệt độ nóng chảy là16,80C, nhiệt độ sôi là 44,70C SO3 rất háo nước, tan vô hạn trong H2O và trong axit H2SO4

và toả nhiều nhiệt

 Dung dịch H2SO4 loãng có đầy đủ các tính chất hóa học của một axit thông thường:

+ Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ

+ Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước

H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + CuO -> CuSO4 + H2O+ Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H2

Các muối sunfat quan trọng có giá trị trong thực tế là:

CaSO4 (thạch cao) được dùng trong công nghiệp sản xuất xi măng, để đúc tượng, làm bột

bó chỗ xương gẫy

MgSO4 dùng làm thuốc nhuận tràng

Na2SO4 dùng trong công nghiệp thuỷ tinh

CuSO4 dùng để mạ điện, thuốc trừ nấm…

Na2S2O3 (natri thiosunfat) dùng trong phép chuẩn độ iot (chất chỉ thị là hồ tinh bột)

2Na2S2O3 + I2 -> 2NaI + Na2S4O6

Thiosunfat còn dùng trong kỹ thuật điện ảnh

Chương 3 NITƠ - PHOTPHO

I Nitơ

Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 336

1 Cấu tạo nguyên tử

 Nitơ có cấu hình electron

1s2 2s2 2p3

Do có 3 e độc thân nên nitơ có khả năng tạo ra ba liên kết cộng hoá trị với nguyên tốkhác

 Độ âm điện của N là 3, chỉ nhỏ hơn của F và O, do đó N có số oxi hoá dương trong hợp

chất với 2 nguyên tố này Còn trong các hợp chất khác, nitơ có số oxi hoá âm.

Số oxi hoá của N : 3, 0, +1, +2, +3, +4 và +5

 Nitơ tồn tại bền ở dạng phân tử N2 (N  N)

 Nguyên tố nitơ tự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị 14N

7 và 15N

7 với tỷ lệ 272 : 1 Nitơchiếm 0,01% khối lượng vỏ Trái Đất Dạng tồn tại tự do là những phân tử hai nguyên tử

Vì có liên kết ba nên phân tử N2 rất bền, chỉ ở nhiệt độ rất cao mới phân li thành nguyên

tử Do vậy ở nhiệt độ thường, nitơ rất trơ, không phản ứng với các nguyên tố khác

Ở nhiệt độ cao, đặc biệt là khi có chất xúc tác, nitơ phản ứng với nhiều nguyên tố kim loại

c) Tác dụng với kim loại:

Al + 1/2N2  t0 AlN (nhôm nitrua)

Nitơ không phản ứng trực tiếp với halogen, lưu huỳnh

Nitơ chủ yếu được dùng để sản xuất amoniac, axit nitric, phân đạm, tạo môi trường lạnh

5 Các hợp chất quan trọng của nitơ.

Liên kết giữa N và 3H là liên kết cộng hoá trị có cực, cặp e dùng chung lệch về phía N.Phân tử NH3 là phân tử phân cực, ở N còn 1 cặp electron tự do làm cho NH3 tạo được liên kết hiđro.

 Tính chất vật lý:

NH3 là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan nhiều trong H2O (ở

20oC, một thể tích nước có thể hoà tan 700 thể tích NH3 khí) NH3 hoá lỏng ở 33,4oC, hoárắn ở 77,8oC

* Dung dịch NH3 làm xanh quỳ tím, làm hồng phenolphtalein

* Dung dịch NH3 có khả năng kết tủa nhiều kim loại mà hiđroxit của chúng không tan:

Ví dụ như:

3NH3 + 3HOH + AlCl3 -> 3NH4Cl + Al(OH)3 

+ Đặc biệt: NH 3 có thể tạo phức với một số ion kim loại như Ag+, Cu2+, Ni2+, Hg2+,

Muốn phản ứng đạt hiệu suất cao cần tiến hành ở áp suất cao (300  1000 atm), nhiệt độvừa phải (400oC – 5000C) và có bột sắt làm xúc tác.

Khí N2 lấy từ không khí

Khí H2 lấy từ khí tự nhiên, khí lò cốc hoặc từ sản phẩm của phản ứng giữa cacbon và

H2O

 Ứng dụng:

NH3 dùng để điều chế axit HNO3, các muối amoni (NH4Cl, NH4NO3), điều chế xôđa…

b) Các oxit của nitơ

Nitơ tạo với oxi 5 loại oxit:

N2O, NO, N2O3, NO2 và N2O5

Số oxi hoá: +1, +2, +3, +4, và +5

Chỉ có NO và NO2 điều chế trực tiếp được bằng các phản ứng hóa học

 N2O : khí không màu, mùi dễ chịu, hơi có vị ngọt N2O không tác dụng với oxi ở 500oC

NO2 là oxit axit hỗn hợp Khi tác dụng với H2O cho hỗn hợp hai axit:

2NO2 + H2O -> HNO3 + HNO2

và

3HNO2 -> HNO3 + 2NO + H2O

Khi tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm muối nitrat và muối nitrit

2NO2 + 2NaOH -> NaNO3 + NaNO2 + H2O

Các oxit NO và NO2 thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh:

NO2 + SO2 -> NO + SO3

NO + H2S -> 1/2N2 + S + H2O

Và thể hiện tính khử khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, Br2, O3, KMNO4…

NO + 1/2Cl2 -> NOCl (nitrozyl clorua )

2NO2 + O3 -> N2O5 + O2

c) Axit nitrơ HNO2

Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch loãng Khi đặc hoặc nóng dễ bị phânhuỷ

3HNO2 -> HNO3 + 2NO + H2O

HNO2 và muối nitrit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử:

N+3 + 1e -> N+2 (NO)

N+5 -2e -> N+5 (HNO3)

d) Axit nitric HNO3

Công thức cấu tạo:

N O H

O O

Trong phân tử HNO3 có một liên kết cho - nhận và hoá trị của N là IV (4 cặp e dùng

chung), còn số oxi hoá của N là +5 (về hình thức N có hoá trị V)

 Tính chất vật lý:

Axit nitric nguyên chất là chất lỏng không màu, sôi ở 86oC, hoá rắn ở 41oC

HNO3 dễ bị phân huỷ ngoài ánh sáng thành NO2, O2 và H2O nên dung dịch HNO3 đặc cómàu vàng (vì có lẫn NO2) và phải được bảo quản trong các bình tối màu.

HNO3 đặc dễ gây bỏng nặng, làm vàng da, phá hỏng vải, giấy

-* Tính oxi hoá: Do chứa N+5 (là mức oxi hóa cao nhất của N) HNO3 là chất oxi hoá manh

Nó tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin) và khi đó N+5 có thể bị khử thành

N+4, N+2, N+1, No và N-3 tuỳ thuộc vào nồng độ axit, nhiệt độ và độ hoạt động của kim loại Đối với axit HNO 3 đặc, nóng: Oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là

NO2 màu nâu

4H NO3 đ,n + Mg -> Mg(NO3)2 + 2NO2  + 2H2O

4H NO3 đ,n + Cu -> Cu(NO3)2 + 2NO2  + 2H2O

HNO 3 đặc, nguội: thụ động với Fe và Al

Đối với axit HNO 3 loãng: Oxi hoá hầu được hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là

NO, N2O, N2 hoặc NH3 (NH4NO3) Khi axit càng loãng, chất khử càng mạnh thì N+5 (trongHNO3) bị khử về số oxi hoá càng thấp (tính oxi hóa càng mạnh)

Ví dụ:

30HNO3 + 8Al -> 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O

* Hỗn hợp dung dịch đậm đặc của HNO3 và HCl có tỷ lệ mol: 1mol HNO3 + 3mol HCl

gọi là nước cường thủy hay cường toan, hoà tan được cả Au và Pt.

HNO3 + 3HCl + Au -> AuCl3 + NO + 2H2O

Axit HNO3 cũng oxi hoá được nhiều phi kim như C, Si, P, S:

2HNO3 + S -> H2SO4 + 2NO

2HNO3 + 3/2C -> 2NO + 3/2CO2 + H2O

 Điều chế axit HNO3:

* Trong phòng thí nghiệm

KNO3 + H2SO4 đ -> KHSO4 + HNO3

Để thu HNO3, người ta chưng cất dung dịch trong chân không

* Trong công nghiệp, sản xuất HNO3 từ NH3 và O2:

* Nhiệt phân muối nitrat của kim loại mạnh (đứng trước Mg trong dãy Bêkêtôp): -> Muối

Nitrit + O2

KNO3  t0 KNO2 + 1/2O2 

* Nhiệt phân muối nitrat của kim loại trung bình (Từ Mg  Cu): -> Oxit + NO2 + O2

Cu(NO3)2  t0 CuO + 2NO2 + 1/2O2 

Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 340

* Nhiệt phân muối nitrat của kim loại yếu (sau Cu): -> kim loại + NO2 + O2

2NO3- + 3Cu + 8H+ -> 3Cu2+ + 2NO + 4H2O

Ta thấy Cu tan, dung dịch có màu xanh, có khí không màu bay ra, rồi hoá nâu trongkhông khí

II Phot pho

1 Cấu tạo nguyên tử

Photpho có điện tích hạt nhân +15

Cấu hình e:

1s22s22p63s23p3 Photpho ở phân nhóm chính nhóm V, chu kỳ 3 Nguyên tử P có 3 electron ở phân lớp 3p

và phân lớp 3d còn trống (chưa có electron) nên 1e ở phân lớp 3s có thể nhảy lên 3d làm cho

P có 5e độc thân và như vậy có thể có hoá trị V (khác N)

So với nitơ, photpho hoạt động hơn, đặc biệt là P trắng

 Tác dụng với oxi: Photpho cháy trong không khí tạo ra điphotpho pentaoxit P2O5

2P + 3Ca -> Ca3P2 (canxi photphua)Các muối photphua dễ bị thủy phân tạo thành PH3 (photphin)

PH3 là chất khí, rất độc Trên 150oC bị bốc cháy trong không khí:

2PH3 + 4O2 kk  t0 P2O5 + 3H2O

PH3 sinh ra do sự thối rữa xác động thực vật, nếu có lẫn điphotphin P2H4 thì tự bốc cháyphát ra ánh sáng xanh (đó là hiện tượng "ma trơi")

4 Điều chế và ứng dụng

 P khá hoạt động, trong tự nhiên nó tồn tại ở dạng hợp chất như các quặng photphorit

Ca3(PO4)2, apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2

 P được dùng để chế tạo diêm: Thuốc gắn ở đầu que diêm gồm một chất oxi hoá nhưKClO3, KNO3 , một chất dễ cháy như S… và keo dính Thuốc quét bên cạnh hộp diêm làbột P đỏ và keo dính Để tăng độ cọ sát còn trộn thêm bột thuỷ tinh mịn vào cả 2 loại thuốctrên

 P đỏ dùng để sản xuất axit photphoric:

 H3PO4 là chất rắn, không màu, nóng chảy ở 42,5oC, tan vô hạn trong nước

Trong P2O5 và H3PO4, photpho có số oxi hoá +5 Khác với nitơ, photpho có độ âm điệnnhỏ nên bền hơn ở mức +5 Do vậy H3PO4 và P2O5 khó bị khử và không có tính oxi hoá nhưHNO3

 H3PO4 là axit trung bình ở nấc 1, yếu và rất yếu ở nấc 2 và nấc 3; trong dung dịch điện litheo 3 nấc: trung bình ở nấc thứ nhất, yếu và rất yếu ở các nấc thứ hai, thứ ba

Ứng dụng với 3 mức điện li của axit H3PO4 có dãy muối photphat:

 Muối photphat trung hoà:

Các muối trung hoà và muối axit của kim loại Na, K và amoni đều tan trong nước Vớicác kim loại khác chỉ muối đihiđro photphat là tan được, ngoài ra đều không tan hoặc tan íttrong H2O.

Phân bón hoá học là những hoá chất có chứa nguyên tố dinh dưỡng, dùng để bón cho cây

trồng nhằm nâng cao năng suất

Những hoá chất dùng làm phân bón phải là những hợp chất tan được trong dung dịchthấm trong đất để rễ cây hấp thụ được Ngoài ra, hợp chất đó phải không độc hại, không gây

ô nhiễm môi trường

Có ba loại phân bón hoá học cơ bản: phân đạm, phân lân và phân kali

a) Phân đạm là phân chứa nguyên tố nitơ Cây chỉ hấp thụ đạm dưới dạng ion NO3- và ion

NH4 Các loại phân đạm quan trọng:

 Muối amoni: NH4Cl (25% N), (NH4)2SO4 (21% N), NH4NO3 (35% N, thường được gọi

 Muối nitrat: NaNO3, Ca(NO3)2,…thường bón cho các vùng đất chua mặn

b) Phân lân là phân chứa nguyên tố photpho Cây hấp thụ lân dưới dạng ion PO43- Cácloại phân lân chính

 Phân lân tự nhiên: Quặng photphat Ca3(PO4)2 thích hợp với đất chua ; phân nung chảy(nung quặng photphat với đolomit)

 Supephotphat đơn: Hỗn hợp canxi đihiđro photphat và thạch cao, được điều chế theophản ứng:

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 -> 2CaSO4  + Ca(H2PO4)2

 Supe photphat kép: là muối canxi đihiđro photphat, được điều chế theo phản ứng:

d) Phân vi lượng: là loại phân chứa một số lượng rất nhỏ các nguyên tố như đồng, kẽm,molipđen, mangan, coban, bo, iot… Chỉ cần bón một lượng rất nhỏ các nguyên tố này cũnglàm cho cây phát triển tốt

Ở nước ta có một số nhà máy lớn sản xuất supephotphat (Lâm Thao - Phú Thọ), sản xuấtphân đạm (Hà Bắc) và có một số địa phương sản xuất phân lân nung chảy…

Chương 4 CACBON - SILIC

I Cacbon

1 Cấu tạo nguyên tử

 Cacbon thiên nhiên là hỗn hợp hai đồng vị bền:12C

Do đó cacbon có thể có hoá trị II (liên kết cộng hoá trị)

Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 344



 Ở trạng thái kích thích, có 1e ở phân lớp 2s nhảy lên phân lớp 2p tạo thành 4e độc thânđồng nhất, vì thế cacbon có hoá trị IV trong hầu hết các hợp chất.

 Ở trạng thái rắn, các nguyên tử cacbon liên kết với nhau theo kiểu kim cương hoặcgraphit

b) Than chì

Tinh thể than chì (graphit) có cấu trúc lớp Trên mỗi lớp, mỗi nguyên tử C liên kết với 3nguyên tử C khác bằng liên kết cộng hoá trị Liên kết giữa những nguyên tử C trong 1 lớprất bền vững, liên kết giữa các lớp rất yếu, do vậy các lớp trong tinh thể có thể trượt lênnhau Cấu trúc này làm than chì mềm, trơn, dùng làm bút chì, bôi trơn các ổ bi

Than gỗ và than xương có cấu tạo xốp nên chúng có khả năng hấp phụ mạnh các chất khí

và chất tan trong dung dịch

3 Tính chất hoá học

Các dạng thù hình của cacbon tuy có tính chất vật lý rất khác nhau nhưng tính chất hoáhọc của chúng căn bản giống nhau: cháy trong oxi, cả kim cương và than chì đều tạo thànhkhí CO2

a) Phản ứng với oxi

Khi cháy trong oxi, phản ứng toả nhiều nhiệt:

C + O2 350  0C CO2 + Q

Vì vậy cacbon được dùng chủ yế để làm nhiên liệu trong đời sống, trong công nghiệp

b) Phản ứng với các oxit kim loại

Cacbon khử được nhiều oxit kim loại Ví dụ:

C + 2CuO  t0 CO2 + 2Cu

c) Phản ứng với oxit phi kim

Cacbon phản ứng với oxit của một số phi kim tạo thành các hợp chất có liên kết cộng hoátrị và rất rắn Ví dụ:

SiO2 + 3C  t0 SiC + 2COĐốt nóng cacbon trong khí CO2, tạo ra CO

C + CO2  t0 2CO

d) Phản ứng với hơi nước

Cacbon tác dụng với hơi nước ở nhiệt độ cao tạo ra khí thanh (một hỗn hợp gồm CO và

f) Trong các hợp chất với hiđro và kim loại, cacbon có số oxi hoá âm.

 Công thức cấu tạo: C  O

 CO là khí không màu, không mùi, rất độc (gây chết người), CO hoá lỏng ở -191,5oC vàhoá rắn ở -205oC

 Ở to thường, CO rất trơ; ở to cao, CO bị cháy thành CO2 cho ngọn lửa màu xanh:

CO được dùng làm chất khử trong công nghiệp luyện kim

b) Cacbon đioxit CO2

 Công thức cấu tạo: O = C = O Phân tử đối xứng, nguyên tử C và hai nguyên tử Onằm trên một đường thẳng, do đó phân tử không phân cực

 CO2 là khí không màu, không mùi, nặng hơn không khí 1,5 lần

CO2 ít tan trong nước (ở 20oC, một thể tích nước hoà tan được 0,88 thể tích CO2) Dưới ápsuất thường, ở -78oC, khí CO2 hoá rắn, gọi là nước đá khô

 CO 2 có tính chất của oxit axit và có tính oxi hoá yếu.

+ Tác dụng với kim loại:

CO2 có thể oxi hoá một số kim loại có tính khử mạnh ở nhiệt độ cao:

Tồn tại 2 loại muối cacbonat.

- Muối cacbonat trung hoà : Na2CO3, CaCO3, …

- Muối hiđrocacbonat (muối axit):

Mg(HCO3)2  t0 MgO + 2CO2  + H2O

- Muối cacbonat tác dụng với nhiều axit, giải phóng CO2 :

CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 

II Silic

1 Cấu tạo nguyên tử

 Silic là nguyên tố phổ biến thứ hai trong tự nhiên sau oxi, gồm ba loại đồng vị :

Silic được ứng dụng chủ yếu trong các lĩnh vực chính sau:

 Chế tạo hợp kim đặc biệt có tính cứng và chịu axit

 Chế tạo chất bán dẫn trong kỹ thuật vô tuyến điện, pin mặt trời

Trong phòng thí nghiệm, silic vô định hình được điều chế bằng phản ứng:

2Mg + SiO2   9000C 2MgO + SiTrong công nghiệp:

2C + SiO2 1800  0C 2CO + Si

5 Các hợp chất quan trọng của silic

a) Silic đioxit SiO2

 SiO2 là chất rắn, không màu, nóng chảy ở 1700oC Thạch anh, phalê, ametit là SiO2

nguyên chất

 SiO2 là oxit axit, ở to cao nó tác dụng được với oxit bazơ, kiềm, cacbonat kim loại kiềm,tạo ra silicat :

CaO + SiO2  t0 CaSiO3

2NaOH + SiO2  t0 Na2SiO3 + H2O

K2CO3 + SiO2  t0 K2SiO3 + CO2

 SiO2 có tính chất hoá học đặc trưng là tan được trong dung dịch axit HF:

SiO2 + 4HF -> SiF4 + 2H2OKhi dư HF:

SiF4 + 2HF dư -> H2[SiF6] tan

Vì vậy người ta dùng HF để khắc chữ, khắc hình trên thuỷ tinh

 SiO2 được dùng rộng rãi trong xây dựng, sản xuất thuỷ tinh, đá mài,…

b) Axit silicic và muối silicat

H2SiO3 là axit yếu, ít tan trong nước

Điều chế H2SiO3:

Na2SiO3 + 2HCl -> 2NaCl + H2SiO3 

Muối của axit silicic là silicat

Na2SiO3 và K2SiO3 trông giống thuỷ tinh, tan được trong nước nên được gọi là thuỷ tinhtan

Thuỷ tinh tan dùng chế tạo xi măng, bêtông chịu axit

Nguyên liệu để sản xuất thuỷ tinh là cát thạch anh, đá vôi và xôđa:

Na2CO3 + SiO2  t0 Na2SiO3 + CO2 

CaCO3 + SiO2  t0 CaSiO3 + CO2 

Thành phần hoá học của thuỷ tinh này được biểu diễn gần đúng bằng công thức các oxit:

Na2O.CaO.6SiO2.

Chương 5 ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

1 Vị trí và cấu tạo của kim loại

a Vị trí

Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học, kim loại ở những vị trí:

 Phân nhóm chính nhóm I, II, III (trừ bo) (nhóm IA, IIA, IIIA)

 Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VIII (nhóm IB -> VIIIB)

 Họ lantan và họ actini (những nguyên tố xếp riêng ở dưới bảng)

 Một phần của các phân nhóm chính nhóm IV, V, VI

Hiện nay người ta biết khoảng 109 nguyên tố hoá học, trong đó có trên 85 nguyên tố làkim loại

Các nguyên tố càng nằm ở bên trái, phía dưới của bảng, tính kim loại càng mạnh

b Cấu tạo của nguyên tử kim loại

 Nguyên tử kim loại có số electron ở lớp ngoài cùng nhỏ (  4 ), dễ dàng cho đi trongcác phản ứng hoá học

 Trong cùng 1 chu kì, nguyên tử của các nguyên tố kim loại có bán kính lớn hơn và cóđiện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tố phi kim Những nguyên tử có bán kính lớn

là những nguyên tử nằm ở góc dưới, bên trái của bảng tuần hoàn

c Cấu tạo tinh thể kim loại

Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 348

 Các nguyên tử kim loại sắp xếp theo một trật tự xác định làm thành mạng lưới tinh thểkim loại Nút của mạng lưới là các ion dương hoặc các nguyên tử trung hoà Khoảng khônggian giữa các nút lưới không thuộc nguyên tử nào, làm thành "khí electron" mà các nguyên

tử kim loại ở nút lưới liên kết với nhau tạo thành mạng lưới bền vững

Liên kết sinh ra trong mạng lưới kim loại do các e tự do gắn các ion dương kim loại lại

với nhau gọi là liên kết kim loại.

Đặc điểm của liên kết kim loại:

 Do tất cả các e tự do trong kim loại tham gia

 Liên kết kim loại do tương tác tĩnh điện giữa các ion dương và các e tự do

 Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, có tính dẻo, có ánh kim

Những tính chất đó của kim loại có thể được giải thích bởi những đặc điểm cấu tạo củachúng

ra khắp thanh kim loại Đó là bản chất tính dẫn nhiệt của kim loại

b) Tính dẻo (dễ kéo sợi, dát mỏng):

Khi tác dụng lực cơ học lên thanh kim loại, một số nút mạng lưới kim loại có thể bị xêdịch, nhưng mối liên kết giữa các lớp nút trong mạng nhờ các e tự do vẫn được bảo toàn, do

đó mạng lưới tinh thể vẫn bền vững, mặc dù hình dạng thanh kim loại bị thay đổi

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au

* Các phản ứng đặc trưng của kim loại:

b) Phản ứng với halogen và các phi kim khác

 Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở to thường Các kim loạikhác phản ứng yếu hơn, phải đun nóng Hợp chất tạo thành ở đó kim loại có hoá trị cao:

2Fe + 3Cl2  t0 2FeCl3

 Với phi kim khác (yếu hơn) phải đun nóng :

Na + H2O -> NaOH + 1/2H2

 Ở nhiệt độ nóng đỏ, những kim loại đứng trước hiđro trong dãy thế điện hoá phản ứng

với hơi nước Ví dụ:

Fe + H2O    570  0C FeO + H2 

e) Với axit thông thường (tính oxi hóa thể hiện ở ion H+): HCl, H2SO4 loãng, …

Phản ứng xảy ra dễ dàng khi:

 Kim loại đứng trước H2

 Muối tạo thành phải tan

Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 

g) Với axit HNO3, H2SO4 đặc nóng:

Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO3 (đặc hoặc loãng), H2SO4

(đặc, nóng),

 Với HNO3 đặc:

(Khí duy nhất bay ra là NO2 màu nâu)

Mg + 4HNO3 đ, n  t0 Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Cu + 4HNO3 đ, n  t0 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 Với HNO3 loãng:

Tuỳ theo độ mạnh của kim loại và độ loãng của axit, sản phẩm khí bay ra có thể là N2,

N2O, NO Đối với kim loại mạnh và axit rất loãng, sản phẩm là NH4NO3

Kim loại + H2SO4 đ.n  muối + (H2S, S, SO2) + H2O

Tuỳ theo độ mạnh của kim loại mà sản phẩm của sự khử S+6 (trong H2SO4) có thể là H2S,

ta thường dùng các xitec bằng sắt để chuyên chở các axit trên

h) Phản ứng với kiềm:

Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 350

Một số kim loại đứng trước H2 và hiđroxit của nó có tính lưỡng tính có thể phản ứng vớikiềm mạnh.

Ví dụ như Be, Zn, Al:

Al + NaOH + H2O -> NaAlO2 + 3/2H2 

k) Phản ứng kim loại mạnh đẩy kim loại yếu ra khỏi hợp chất:

 Đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch muối Ví dụ:

Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu

Chú ý: Những kim loại tác dụng mạnh với H2O như kim loại kiềm, kiềm thổ, khi gặpdung dịch nước thì trước hết phản ứng với H2O và không có phản ứng đẩy kim loại yêu hơn

ra khỏi muối

 Đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại)

Xảy ra ở to cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại:

Al + Fe2O3  t0 Al2O3 + Fe +Q

2Al + 3NiO  t0 Al2O3 + 3Ni

Phương pháp này thường được dùng để điều chế các kim loại khó nóng chảy như Cr, Mn,Fe… và được ứng dụng nhiều trong kỹ thuật hàn kim loại (đường ray xe lửa, )

4 Dãy thế điện hoá của kim loại

a Cặp oxi hoá - khử của kim loại

Giữa kim loại M và ion kim loại Mn+ tồn tại một cân bằng:

M+n + ne M0

Trong những điều kiện nhất định, cân bằng đó có thể xảy ra theo 1 chiều xác định Dạng

oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oxh/kh) của

nguyên tố đó

Ví dụ:

Các cặp oxi hoá - khử : Fe2+/Fe, Cu2+/Cu, Al3+/Al

b Điện thế oxi hoá - khử:

Để đặc trưng cho khả năng oxi hoá - khử của một cặp oxi hoá - khử, người ta dùng đạilượng gọi là điện thế oxi hoá - khử và ký hiệu Eoxh/kh

Khi nồng độ dạng oxi hoá và nồng độ dạng khử bằng 1mol/l (oxh = kh = 1mol/l), ta cóthể oxi hoá - khử chuẩn E0

oxh/kh.

Tính oxi hóa của kim loại tăng dần:

Dạng oxi hóa: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg22+ Ag+ Pt2+ Au3+

Dạng khử: K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Ag Pt Au

Tính khử của kim loại giảm dần

c Ý nghĩa của dãy thế điện hoá của kim loại

- Dự đoán chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh:

Khi cho 2 cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxi hóa mạnh nhất sẽ tác dụng với dạng khử mạnhnhất tạo thành dạng oxi hóa yêu hơn và dạng khử yếu hơn:

a Định nghĩa:

Hợp kim là chất rắn thu được sau khi nung chảy một hỗn hợp nhiều kim loại khác nhau

hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim

b Cấu tạo của hợp kim:

Hợp kim thường được cấu tạo bằng các loại tinh thể:

+ Tinh thể hỗn hợp: Gồm những tinh thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu, khi

nóng chảy chúng không tan vào nhau

+ Tinh thể dung dịch rắn: Là những tinh thể được tạo thành sau khi nung nóng chảy các

đơn chất trong hỗn hợp tan vào nhau

+ Tinh thể hợp chất hoá học: Là tinh thể của những hợp chất hoá học được tạo ra sau khi

nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp

c Liên kết hoá học trong hợp kim:

Liên kết trong hợp kim chủ yếu là liên kết kim loại Trong loại hợp kim có tinh thể là hợp chất hoá học, kiểu liên kết là liên kết cộng hoá trị.

d Tính chất của hợp kim:

Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của các chất trong hỗn hợp ban đầu, nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều.

e Ứng dụng:

Hợp kim được dùng nhiều trong:

 Công nghiệp chế tạo máy: chế tạo ôtô, máy bay, các loại máy móc…

 Công nghiệp xây dựng…

6 Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn

a Sự ăn mòn kim loại:

Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hoá học của môi trường xung quanh gọi là

sự ăn mòn kim loại

Căn cứ vào cơ chế của sự ăn mòn, ăn mòn kim loại được chia thành 2 loại chính: ăn mòn

hoá học và ăn mòn điện hoá.

* Ăn mòn hoá học:

Ăn mòn hoá học là sự phá huỷ kim loại do kim loại phản ứng hoá học với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao.

Đặc điểm của ăn mòn hoá học:

 Không phát sinh dòng điện

 Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh

Sự ăn mòn hoá học thường xảy ra ở:

 Những thiết bị của lò đốt

 Những chi tiết của động cơ đốt trong

 Những thiết bị tiếp xúc với hơi nước ở nhiệt độ cao

* Ăn mòn điện hoá:

Ăn mòn điện hoá là sự phá huỷ kim loại do kim loại tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện.

Cơ chế ăn mòn điện hoá:

Đồng Đức Thiện   Trường THPT Sơn Động số 352