Chuyên đề Hóa vô cơ

Cách viết công thức : - Kí hiệu các nguyên tố kim loại xếp sau gốc axit - Tổng hoá trị của nguyên tố kim loại phải bằng tổng hoá trị của gốc axit - Tổng hoá tri của nguyên tố oxi phải bằ

- Kí hiệu nguyên tố oxi xếp sau kí hiệu của nguyên tố khác

- Tổng hoá trị của nguyên tố oxi bằng tổng hoá trị của các nguyên tố khác

Ví dụ : FeIII2O3II P2VO5II

IV Cách đọc tên :

a/ Oxít Bazơ : Tên nguyên tố kim loại + hoá trị + oxít

Ví dụ : Na2O : Natri oxít , FeO : Sắt II oxít , Fe2O3 : Sắt III oxít

b/ Oxit axít ( anhyđrít ) : Có 3 cách đọc tên

- Tên nguyên tố phi kim + hoá trị + oxít

- Tên nguyên tố phi kim + số nguyên tử oxít + oxít

- An hi đrít + tên a xít tơng ứng

Ví dụ : SO2 : - Lu huỳnh IV oxít SO3 : - Lu huỳnh VI oxít

- Lu huỳnh đi oxít - Lu huỳnh tri oxít

CuO + H2O = Phản ứng không xảy ra Cu(OH)2 Không tan

3/ Một số O xít bazơ tác dụng với O xít axít tạo thành muối

Lu ý : khi các o xít axít tác dụng với bazơ kiềm thì tuỳ theo nồng độ của các chất phản ứng mà tạo

thành muối trung hoà hay muối axít

Ví dụ : CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O (1)

CO2 + NaOH = NaHCO3 (2)

- Ký hiệu nguyên tố kim loại xếp trớc các nhóm OH

- Nhóm OH hoá trị 1 => Số nhóm OH phải bằng hoá trị của nguyên tố kim loại

Ví dụ : NaOH , Ca(OH)I II 2 , Fe(OH)II 2 , Fe (OH)III 3

IV Cách đọc tên :

Đọc tên nguyên tố kim loại + hoá trị + oxít

Ví dụ : NaOH : Natri o xít , Fe(OH)2 : Sắt II Hyđroxit , Fe(OH)3 : Sắt III Hyđroxit

V Tính chất hoá chung :

1/ Bazơ tác dụng với a xít tạo thành muối và nớc

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2OCu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

2/ Bazơ kiềm tác dụng với Oxit a xít tạo thành muối và nớc

2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O

6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O

3/ Bazơ kiềm tác dụng với muối tan tạo thành muối và bazơ mới

2KOH + CuSO4 = K2SO4 + Cu(OH)2↓

4/ Các bazơ không tan bị nhiệt phân tích tạo thành Oxit tơng ứng và nớc

2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

t 0 cao

t 0 cao

Cu(OH)2 CuO + H2O

5/ Tác dụng với các chất chỉ thị màu

a / Axit Hyđric : Là axit không chứa oxi : HCl , H2S , HBr , HF

b/ Axit oxi : Là axit có chứa oxi : H2SO4 , HNO3 , HClO4

III Cách viết công thức :

- Kí hiệu các nguyên tử Hyđro xếp trớc các gốc axit

- Nguyên tử Hyđro có hoá trị 1 , nên số nguyên tử Hyđro bằng hoá trị của gốc axit

IV Cách đọc tên :

1) Axit Hyđric : Đọc axit + tên nguyên tố phi kim + Hyđric

Ví dụ : HCl : axit Clo hyđric , H2S : axit Sun fu hyđric

2) Axit oxi :

a/ Axit của nguyên tố phi kim có nguyên âm đứng cuối thì đọc : axit + tên nguyên tố phi kim +

r + đuôi ic ( hoặc đuôi ơ )

Ví dụ : H2SO4 : axit Sunfu ríc , H2SO3 : axit Sunfu rơ

HNO3 : axit Nitơ ric , HNO2 : axit Nitơ rơ

b/ Axit của nguyên tố phi kim có phụ âm đứng cuối thì đọc : axit + tên nguyên tố phi kim + phụ

âm + đuôi ic ( hoặc đuôi ơ )

Ví dụ : H2CO3 : axit Cacbon nic, H2SeO4 : axit selen níc , H2SeO3 : axit selen nơ

c/ Những phi kim tạo nhiều axit oxi khác nhau thì :

- Axit nào có nhiều oxi hơn thì đọc đuôi ic

- Axit nào có ít oxi hơn thì đọc đuôi ơ

HClO : axit HypoClorơ , HClO2 : axit Clorơ , HClO3 : axit Clo ric , HClO4 : axit peClo ric

V Tính chất hoá học chung :

1/ Tác dụng với bazơ → muối và nớc

HCl + KOH = KCl + H2O3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O

2/ Tác dụng với Oxit bazơ → Muối và nớc

3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O2HCl + CuO = CuCl2 + H2O

3/ Axit tác dụng với kim loại mạnh → muối và H 2↑

5/ Axit làm cho quì chuyển màu đỏ

Đ4 Muối

I Định nghĩa :

Muối là hợp chất mà trong phân tử có chứa nguyên tố kim loại kết hợp với gốc axit

Ví dụ : FeSO4 , MgCl2 , Fe2(SO4)3 , CaCO3

II Phân loại : Có 2 loại

- Muối trung hoà : Là muối mà trong phân tử không còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế

Ví dụ : Fe2(SO4)3 , CaCO3 , KCl , CuSO4

- Muối axit : Là muối mà trong phân tử còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế

Ví dụ : NaHS , KHSO4 , NaH2PO4 , Na2HPO4

III Cách viết công thức :

- Kí hiệu các nguyên tố kim loại xếp sau gốc axit

- Tổng hoá trị của nguyên tố kim loại phải bằng tổng hoá trị của gốc axit

- Tổng hoá tri của nguyên tố oxi phải bằng tổng hoá trị của các nguyên tố khác trong phân tử

- Gốc của axit có đuôi ic đứng cuối thì đổi đuôI ic sang đuôi at

- Gốc của axit có đuôi ơ đứng cuối thì đổi đuôi ơ sang đuôi it

- Gốc axit hyđric thì thay đuôi hyđric bằng một phụ âm phù hợp + đuôi ua

+ Cách đọc tên muối trung hoà : Tên của nguyên tố kim loại +Hoả tri + tên của gốc axit

+ Cách đọc tên muối axit : Tên của nguyên tố kim loại +Hiddro + tên của gốc axit

Ví dụ : FeSO4 : Sắt II Sunfat , Fe2(SO4)3 : Sắt III Sunfat , NaNO3 : Natri Nitơrat

K2SO3 : Kali Sunfit , Ca(NO2)2 : Canxi Nitơrit ‘ KClO2 : Kali CloritKCl : kai Clorua , CuS : Đồng II sun fua , BaBr2 : Bari BrommuaCa(HSO3)2 : Can xi Hyđro Sunfit , NaHCO3 : Natri Cácbon nat , KHS : Kali Hyđro Sunfua

V Tính chất hoá học chung :

1/ Muói tác dung với axit mạnh hơn hay khó bay hơn → Muối mới và axit mới

CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + CO2↑ + H2O

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2↑ + H2O

2/ Muối tan tác dụng với bazơ kiềm → Muối mới và bazơ mới

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

K2CO3 + Ba(OH)2 = BaCO3↓ + 2KOH

3/ Muói tan tác dụng với kim loại manh hơn kim loại trong muối → Muối mới và kim loại mới

Cu + Ag2SO4 = CuSO4 + 2Ag↓

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓

4/ Hai muối tan tát dụng với nhau → Hai muối mới

Ca(NO3) + K2CO3 = CaCO3↓ + 2KNO3AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3

Chơng II Đại cơng về hoá học vô cƠ

Đ 1 Cấu tạo nguyên tử

Nguyên tử của một nguyên tố hoá học đợc cấu tạo bởi 2 phần : Hạt nhân nguyên tử và lớp vỏ nguyên tử

2) Hạt Notron : Là những hạt không mang điện ( Zn = 0 ) và mn = 1 đvc

Nh vậy : - Hạt nhân mang điện tích dơng và Zh.n = ∑ Số hạt Proton

- Tổng các hạt Proton ( Z) + Tổng các hạt Nơtron(N) = Số khối (A)

Hay A = Z + N

- Những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân ( Z hay số hiệu nguyên tử ): nguyên tố hoá học

- Những nguyên tử có cùng số hạt Prôton nhng không có cùng số hạt Nơtron : đồng vị Khối lợng các nguyên tử trong h2 đồng vị đợc tính bằng KLNT trung bình ( M )

M1 , M2 , M3 : KLNT của mỗi đồng vị trong h2

M = M1n1 + M2n3 + M3n3 + n1 , n2 , n3 : % khối lợng mỗi đồng vị trong h2

Số hạt Electron = số hạt Prôton = Điện tích hạt nhân = Z

1) Sự chuyển động của các hạt electron.

- Mật độ điện tích đám mây e không đều nên nơi có mật độ điện tích đám mây e lớn nhất : Obitan nguyên tử( AO )

- Mỗi e có một khu vực tồn tại u tiên của mình vì mỗi e có một mức năng lợng riêng

- Những e có mức năng lợng gần bằng nhau thì tạo thành một lớp e ( Mức năng lợng) Tính từ hạt nhân trở ra số thứ tự các lớp e là n = 1, 2, 3, 4 tơng ứng với các lớp : K, L, M, N

- Trong mỗi lớp e lại chia thành các phân lớp khác nhau (gồm các e có cùng mức năng lợng)

Số e trong mỗi phân lớp bằng chính số thứ tự của lớp đó Đợc ký hiệu bằng các chữ cái: s, p, d, f,

Ví dụ : Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s

Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s 2p Lớp M (n =3) có 3 phân lớp : 3s 3p 3d Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s 4p 4d 4f

2) Số e tối đa trong mỗi phân lớp, trong mỗi lớp

a/ Số obitan trong mỗi phân lớp và số e tối đa trong mỗi phân lớp

Mỗi AO có tối đa 2 e : AO có 1e : e độc thân ; AO có đủ 2e : e đã ghép đôi

- Phân lớp s có 1 obitan ( Hình cầu ) Có tối đa 2e

- Phân lớp p có 3 obitan ( Hình số 8 nổi ) Có tối đa 6e

- Phân lớp d có 5 obitan Có tối đa 10e

- Phân lớp f có 7 obitan Có tối đa 14e

b/ Số e tối đa trong mỗi lớp : Lớp K (n = 1): có 1 phân lớp s => có tối đa 2e

- Lớp L (n = 2): có 2 phân lớp 2s 2p => có tối đa 8e

- Lớp M (n = 3): có 3 phân lớp 3s 3p 3d => có tối đa 18e

- Lớp N (n = 4): có 4 phân lớp 4s 4p 4d 4f => có tối đa 32e

Những lớp e đã chứa số e tối đa thì lớp e đó đã bão hoà và hầu nh không tham gia vào các PƯ hoá học

Ví dụ: 7N : 1s22s23p3 ; 12Mg : 1s22s22p63s2 ; 26Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2

- Nguyên tử của tất cả các nguyên tố có số e lớp ngoài cùng khôngvợt quá 8

+ Các nguyên tử đã có đủ 8e ở lớp ngoài cùng đều bền vững và trơ về hoạt động hoá học

+ Các nguyên tử có 1, 2, 3e ở lớp ngoài cùng thì các nguyên tố đó là nguyên tố kim loại.+ Các nguyên tử có 5, 6, 7e ở lớp ngoài cùng thì các nguyên tố đó là nguyên tố phi kim.Các e ở lớp ngoài cùng hầu nh qui định các tính chất hoá học của các nguyên tử nguyên tố đó

- Có thể biểu diễn sự phân bố e theo obitan nguyên tử:

Ví dụ : 11Na

1s 2s 2p 3s

Đ 2 Hệ Thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học

I Cấu trúc của bảng

1) Ô : Mỗi nguyên tố chiếm một ô

-Trong ô ghi : Số thứ tự , tên và ký hiệu nguyên tố , khối lợng nguyên tử

- Số T.T của các nguyên tố đợc sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân

2) Chu kỳ: Những nguyên tố mà nguyên tử có cùng số lớp e thì đợc xếp vào cùng 1 chu kỳ

- Trong mỗi chu kỳ: Đầu là một kim loại kiềm, cuối là một khí hiếm

- trong bảng HTTH có 7 chu kỳ trong đó :

+ Chu kỳ 1 là chu kỳ đặc biệt vì có 2 nguyên tố : H và He

+ Chu kỳ 2 và 3 là chu kỳ nhỏ , mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố

+ Chu kỳ 4 và 5 là chu kỳ lớn, mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố

+ Chu kỳ 6 là chu kỳ lớn và có 32 nguyên tố

+ Chu kỳ 7 là chu kỳ cha hoàn thành

- PN phụ là PN chỉ có các nguyên tố ở chu kỳ lớn

4) Phần ngoài bảng: Là 2 họ Lan tan níc và họ Ac ti ni

II ý nghĩa của các số T.T trong bảng tuần hoàn.

- Số TT của các nguyên tố = Điện tích hạt nhân = Số hạt Prôton = Số hạt Electron = Z

- Số TT của nhóm = Số e hoá trị của nguyên tử = Hoá trị cao nhất với oxy

- Số TT của PNC = Số e lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố trong PNC nhóm đó

- Số TT của chu kỳ = Số lớp e của nguyên tử nguyên tố trong chu kỳ đó

III Sự biến thiên tính chất của các nguyên tố, của các hợp chất.

1) Trong 1 chu kỳ:

- Khi Zhn tăng tính kim loại giảm dần và tính phi kim tăng dần

- Khi Zhn tăng tính ba zơ của các oxít, hyđroxít tơng ứng giảm đồng thời tính axit củachúng tăng

- Khi Zhn tăng hoá trị cao nhất đối với oxy của các nguyên tố tăng từ 1   →7 và hoá trị đối với Hyđro giảm từ 4   →1

- Khi Zhn tăng độ âm điện của các nguyên tố tăng

2) Trong 1 phân nhóm chính :

- Khi Zhn tăng tính kim loại tăng , tính phi kim giảm dần

- Khi Zhn tăng tính ba zơ của các oxít, hyđroxít tơng ứng tăng đồng thời tính axit của chúng giảm

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

- Khi Zhn tăng độ âm điện của các nguyên tố giảm.

=> Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học: Tính chất các nguyên tố cũng nh thành phần, tính chất các đơn chất và các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân.

Ví dụ: χFLo = 4,0 lớn nhất => FLo chỉ có tính O-xyhoá mạnh mà không có tính khử

χSi = 1,8 => Si líc hầu nh không có tính O-xyhoá mà chỉ thể hiện tính khử

- Nếu trong phân tử nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau liên kết với nhau thỉ :

+ Khi Δχ ≥ 1,77 thì liên kết giữa 2 nguyên tử là liên kết Ion

còn Δχ < 1,77 thì liên kết giữa 2 nguyên tử là liên kết Cộng hoá trị

+ Nếu Δχ >> thì độ bền phân tử càng lớn và tính O-xyhoá hoặc tính khử càng kém

Nếu Δχ << thì độ bền phân tử càng yếu và tính O-xyhoá hoặc tính khử càng mạnh

Ví dụ : Trong phân tử N2O5 và P2O5 nguyên tử N và P đều có số O-xy hoá là +5 Nhng:

- Phân tử N2O5 có ΔχO-N = 3,5 - 3,0 = 0,5 => N2O5 rất kém bền dễ bị phân tích

2N2O5  →t 4NO2 + O2 => N2O5 có tính O-xyhoá mạnh

- Phân tử P2O5 có ΔχO-P = 3,5 - 2,1 = 1,4 => phân tử P2O5 rất bền => P2O5 không có tính O-xyhoá

II Liên kết hoá học.

1) tại sao các nguyên tử lại liên kết với nhau :

- Các khí hiếm đều trơ về mặt hoạt động hoá học vì nguyên tử của chúng có lớp e ngoài cùng

đã bão hoà ( ns2 np6 )

- Nguyên tử của các nguyên tố khác cha có lớp e ngoài cùng bão hoà theo kiểu khí hiếm => chúng có xu hớng tạo lớp vỏ bền vững đó Muốn vậy chúng phải liên kết với nhau

2) Liên kết cộng hoá trị :

- liên kết CHT là liên kết giữa các nguyên tử bằng các cặp e dùng chung

- Liên kết CHT có cực là liên kết trong đó cặp e dùng chung bị hút lệch về nguyên tố có độ

3) Liên kết ion :

- Liên kết ion là liên kết tạo bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu

- Liên kết ion chỉ tạo bởi những nguyyên tử của nguyên tố có tính chất khác xa nhau ( kim loại điển hình và phi kim điển hình )

- Quá trình cho e gọi là sự oxyhoá ( PƯ oxyhoá)- Quá trình nhận e gọi là sự khử (PƯ khử)

- Chất nhờng e: Chất khử ( Chất bị Oxyhoá) - Chất nhận e: Chất Oxyhoá ( chất bị khử )

Ví dụ: Zn + H2SO4 (L) = ZnSO4 + H2 Zn - 2e → Zn2+ : Zn là chất khử (bị oxyhoá) 2H+ + 2e → H2 : H+ là chất Oxyhoá ( chất bị khử )

2FeSO4 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + SO2↑ + 2H2O Fe2+: là chất khử (bị oxyhoá) 2Fe2+ + 2H+ + SO42- = 2Fe3+ + SO2↑ + 2H2O S6+ : là chất Oxyhoá ( chất bị khử )

Zn - 2e → Zn2+ : Sự Oxyhoá(PƯ Oxyhoá)

2H+ + 2e → H2 : Sự khử ( PƯ khử )

2) Số Oxyhoá

a/ Định nghĩa: Số Oxyhoá là điện tích của nguyên tử trong phân tử ( Trong hợp chất CHT

các e dùng chung bị hút lệch về phía một nguyên tử => xem các cặp e chung đó đã bị mất đi hoặc đã nhận vào )

b/ Cách xác định số Oxyhoá :

Theo qui ớc : - Số Oxyhoá của các đơn chất bằng không

- Số Oxyhoá của các ion đơn nguyên tử = chính điện tích của các ion đó

- Trong hợp chất: + Số Oxyhoá của Hyđro = +1

+ Số Oxyhoá của Oxy = -2 + Tổng số Oxyhoá của của các nguyên tố trong hợp chất = 0

3) Phơng pháp cân bằng phản ứng Oxyhoá - Khử.

a/ Cân bằng theo phơng pháp cân bằng e: Qua 4 bớc sau

- Xác định số Oxyhoá của các nguyên tố trong phân tử các chất trớc và sau PƯ

- Viết các QT cho và nhận e ( chỉ ra chất Oxyhoá , chất khử ) Cân bằngmỗi QT

- Tìm hệ số đồng thời cho chất Oxyhoá và chất khử ( các hệ số bằng bội số chung nhỏ nhất) Theo nguyên tắc: Tổng e cho = tổng e nhận

- Đặt các hệ số tìm đợc vào trớc các công thức có nguyên tố thay đổi số Oxyhoá tơng ứng và kiểm tra lại

- Đặt các hệ số tìm đợc vào PTPƯ: Ta đợc PTPƯ đã cân bằng.

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O

b/ Cân bằng theo P 2 ion electron: ( trong môi trờng axít )

- Viết các quá trình Oxyhoá và quá trình khử theo dạng PT ion Thu gọn

- Mỗi QT tiến hành theo các bớc sau :

+ Viết công thức của chất Oxyhoá hoặc chất khử ở dạng ion

* Nếu vế trái d điện tích dơng thì cộng thêm số e = số đơn vị điện tich dơng còn d

* Nếu vế trái d điện tích âm thì trừ thêm số e = số đơn vị điện tich âm còn d

- Tìm hệ số bằng bội số chung nhỏ nhất cho mỗi QT theo nguyên tắc: Tổng e cho bằng tổng e nhận

- Cộng 2 QT cho và nhận lại sau khi đã nhân theo hệ số tìm đợc ở mỗi QT ta đợc một PTPƯ thống nhất ở dạng ion thu gọn

- Hoàn thành PTPƯvề dạng phân tử

Ví dụ : KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 - K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O

2 MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O

5 2Fe+2 + 2e → 2Fe+3 2MnO4- + 10Fe+2 + 16H +→ 2Mn2+ + 10Fe+3 + 4H2O

PT ion đầy đủ: 2K++ 2MnO4- +10Fe+2 + 16H + + 18SO42-→ 2K+ + 2Mn2+ + 10Fe+3+ 18SO42- + 4H2OPTPƯ phân tử : 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O

4) Một số điều kiện để xác định chất Oxyhoá và chất khử.

a/ Điều kiện về số Oxyhoá.

- Những chất mà nguyên tố trung tâm đã có số Oxyhoá tối đa thì chỉ thể hiện tính Oxyhoá

Ví dụ: Trong phân tử HNO3 , N có số Oxyhoá +5 => HNO3 chỉ có tính Oxyhoá

8HN+5O3 (l) + 3Cu0 = 3Cu+2(NO3)2 + 2N+2O↑ + 4H2O

- Những chất nguyên tố trung tâm đã có số Oxyhoá thấp nhất thì chỉ thể hiện tính khử

Ví dụ: Trong phân tử H2S , S có số Oxyhoá -2 => H2S chỉ có tính khử

b/ Điều kiện về hiệu độ âm điện.

- Nếu ΔχO - X ( hoặc ΔχX - H) >> thì tính Oxyhoá (hoặc tính khử) càng yếu

- Nếu ΔχO - X ( hoặc ΔχX - H) << thì tính Oxyhoá (hoặc tính khử) càng mạnh

Ví dụ 1: trong phân tử HNO3 và H3PO4 : N và P đều có số Oxyhoá là +5 Nhng :

+ Do ΔχO - N = 3,5 - 3,0 = 0,5 rất nhỏ => HNO3 có tính Oxyhoá mạnh

I Chất điện ly - Sự điện ly

- Những chất khi tan trong nớc tạo thành dung dịch dẫn điện: chất điện ly( muối, ba zơ, a xít )

- Sự điện ly là QT phân ly thành các ion dơng và ion âm của phân tử chất điện ly khi tan trong nớc

- Khi tan trong nớc: + Các a xít phân ly thành cation Hyđro ( H+ ) và anion gốc a xít

+ Các bazơ phân ly thành cation kim loại và anion hyĐrôxyl ( OH- )

+ Các muối phân ly thành cation kim loại và anion gốc a xít

Ví dụ : HCl = H+ + Cl- ; H2SO4 = 2H+ + SO4

NaOH = Na+ + OH- ; Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- NaCl = Na+ + Cl- ; Fe(NO3)3 = Fe3+ + 3NO3-

- H2O phân ly rất yếu : H2O  H+ + OH- => xem nớc là phân tử không phân ly

II A xít - Ba zơ ( theo Bronstet )

1) A xít - Ba zơ :

a/ A xít : - Trong nớc a xit là nhữngchất có khả năng cho Proton ( H+)

VD: HCl + H2O  Cl- + H3O+ H3O+ Vì nớc trong H3O+ không tham gia PƯ => H3O+ đợc viết tắt là H+

b/ Ba zơ : - Trong nớc Bazơ là những chất nhận Proton

- Phản ứng axít - bazơ là PƯ trong đó có sự " Cho và Nhận " Proton ( H+)

Ví dụ : NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

OH- + H+ = H2O Hay OH- + H3O+ = 2H2O

=> Chất cho là Axít , Chất nhận là bazơ

- Hyđrõxít lỡng tính là hợp chất vừa có khả năng cho, vừa có khả năng nhận proton

Ví dụ : Al(OH)3 , Zn(OH)2

b/ Khái niệm về pH: pH đánh giá nồng độ axít hay bazơ trong dung dịch.

Nếu biểu diễn [ H+] = 10-a mol/lít → pH = - lg[ H+] = - lg 10-a = -(-a)lg10 => pH = a

Ví dụ: [ H+] = 0,0001 mol/lít = 10-4 mol/l => pH = 4

- Nớc nguyyên chất có pH = 7

- Dung dịch axít có pH < 7 và pH << thì tính axít càng lớn

- Dung dịch bazơ có pH > 7 và pH >> thì tính bazơ càng lớn

III Muối :

1) Khái niệm: - Muối là những hợp chất có chứa Cation kim loại kết hợp với Anion gốc axít

- Dung dịch muối là d2có chứa Cation kim loại và Anion gốc axít

2) Phân loại : có 2 loại.

- Muối Axít : là muối mà trong gốc axít còn chứa nguyên tử Hyđro có khả năng bị thay thế

Ví dụ : NaHSO4 , K2HPO4 , Ca(HCO3)2

NaHSO4 = Na+ + HSO4- ; HSO4- + H2O = SO42- + H3O+

- Muối trung hoà: Là muối mà trong phân tử không còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế

Ví dụ : Na2SO4 , KNO3 , K2CO3

- Tính axít , bazơ, trung tính của muối trung hoà:

+ Muối của axít mạnh và bazơ mạnh có môi trờng trung tính : ( pH = 7 )

Ví dụ : Na2SO4 , KNO3 , BaCl2 , CaBr2

+ Muối của axít mạnh và bazơ yếu có môi trờng axít : ( pH < 7)

Ví dụ : NH4Cl Vì trong nớc NH4Cl = NH4+ + Cl- và NH4+ + H2O = NH3 + H3O+ + Muối của axít yếu và bazơ mạnh có moi trờng bazơ: ( pH > 7 )

Ví dụ: Na2CO3 Vì trong nớc Na2CO3 = 2Na+ + CO32- và CO32- + HOH = CO2 + 2OH

-Chơng V Phi kim và các hợp chất của phi kim

Đ 1 Tính chất các nguyên tố Phi kim

I Đặc điểm cấu tạo nguyên tử

1) Vị trí của các nguyên tố phi kim trong bảng HTTH

- Nằm về phía phải, phần trên của bảng tuần hoàn

- Có mặt trong các PNC nhóm IV, V, VI, VII

2) Đặc điểm cấu tạo nguyên tử:

- Có số e lớp ngoài cùng sắp bão hoà ( Đã có : 4, 5, 6, 7e )

- Độ âm điện của các phi kim đều lớn hơn 2 ( trừ χ S i = 1,8 )

- Bán kính nguyên tử phi kim nhỏ hơn bán kính nguyên tử kim loại trong cùng 1 chu kỳ

II Tính chất của các đơn chất phi kim

Do số e lớp ngoài cùng sắp bão hoà nên trong phản ứng nguyên tử các nguyên tố phi kim có

su hớng nhận thêm số e còn thiếu để tạo lớp e ngoài cùng bão hoà

A + ne → A-n Trong đó A là ký hiệu chung của nguyên tử phi kim; n: số e nhận thêm => Các nguyên tố phi kim có tính Oxyhoá

Mặt khác nguyên tử các nguyên tố phi kim còn khả năng đem số e ở lớp ngoài cùng tham gia liên kết CHT Với nguyên tử nguyên tố khác, trong đó các e này bị hút lệch về nguyên tố có độ âm

điện lớn hơn ( xem nh các phi kim đã cho e ) => các phi kim còn có tính khử

1) Tính O xyhoá : Khi tác dụng với kim loại hoặc với Hyđro các phi kim thể hiện tính Oxyhoá

a/ Tác dụng với kim loại : tạo thành muối

Ví dụ : 2Na + Cl2 = 2Na+Cl-

Fe + S = Fe+2S-2

b/ Tác dụng với Hyđro : tạo thành các hợp chất khí chứa Hyđro ( HxA )

Ví dụ : H2 + Cl2 = 2H+Cl

H2 + S = H2+S-2

=> khi tác dụng với kim loại và hyđro: số oxyhoá của các phi kim đều giảm => chúng có tính oxyhoá

2) Tính khử : Khi tác dụng với phi kim khác có độ âm điện lớn hơn hoặc hợp chất có tính oxyhoá

mạnh → các phi kim thể hiện tính khử

Ví dụ : 4P0 + 5O2 = 2P2+5O5-2 ; 2P0 + 3Cl2 = 2P+3Cl3

S0 + 6HN+5O3 = H2S+6O4 + 6N+4O2 + 2H2O

C0 + 2H2S+6O4 = C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O

=> Sau các PƯ trên số oxyhoá của các phi kim đều tăng => các nguyên tố phi kim có tính khử

3) Nhận xét: Tính oxyhoá, tính khử của nguyên tố phi kim phụ thuộc vào độ âm điện của chúng

- Nguyên tố phi kim nào có χ >> thì tính oxihoá càng mạnh , tính khử càng yếu

Ví dụ : Flo có χ = 4,0 lớn nhất => Flo chỉ có tính oxyhoá , không có tính khử

- Nguyên tố phi kim nào có χ << thì có tính khử càng mạnh, tính oxyhoá càng yếu

Ví dụ : Si lic có χ = 1,8 nhỏ => Si có tính khử mạnh, và hầu nh không thể hiện tính oxyhoá

Đ 2 Các hợp chất của các nguyên tố phi kim.

I Các hợp chất chứa Hyđro.

Đa số là chất khí (trừ H2O )

1) Tính khử :

Do trong hợp chất các nguyên tố phi kim đã có số oxyhoá thấp nhất nên các hợp chất chứa Hyđro của các phi kim chỉ thể hiện tính khử

- Hợp chất nào có Δχ >> thì tính khử càng yếu, còn Δχ << thì tính khử càng mạnh

Ví dụ : trong dãy HX: χ giảm từ F → I => ΔχX - H giảm từ HF → HI => tính khử tăng từ HF → HI

HF có ΔχF - H = 4,0 - 2,1 = 1,9 =.> không bao giờ thể hiện tính khử

HI có ΔχI - H = 2,6 - 2,1 = 0,5 => HI có tính khử mạnh: H2SO4 + 6HI = S↓ + I2 + 4H2O

2) Tính axít - bazơ :

a/ Các hợp chất chứa hyđro của các phi kim ở PNCNVI và VII ( H2A , HX ) khi tan trong

n-ớc tạo thành d2 axít Hyđric ( trừ H2O ) Và chúng mang đầy đủ tính chất của một axít thông thờng:+ Tác dụng với bazơ → muối và nớc: HCl + NaOH = NaCl + H2O

H2S + Ba(OH)2 = BaS + 2H2O+ Tác dụng với oxít bazơ → muối và nớc: 2HBr + K2O = 2KBr + H2O

+ Tác dụng với kim loại mạnh → muối và H2 : Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

+ Tác dụng với muối của axít yếu hơn → muối và axít : 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + CO2↑ + H2O

b/ NH3 có tính chất của một bazơ: tác dụng với axít tạo thành muối

NH3 + H+ = NH4+ ( NH4+ : Cation amôni )

Ví dụ : NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 ( amôni Hyđro sunfát )

Hoặc 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 ( amoni Sunfat)

- Muối amoni có những tính chất riêng biệt sau:

+ Có hiện tợng thăng hoa hoá học: (Trừ NH4NO3, NH4NO2)

Ví dụ :

NH4+ t0 NH3 + H+

lạnh

NH4Cl lạnht0 NH3 + HCl+ Tác dụng với d2 kiềm tạo thành NH3 : NH4+ + OH- = NH3↑ + H2O

Ví dụ : (NH4)2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2NH3↑ + 2H2O

c/ Những hợp chất chứa Hyđro của nguyên tố khác nh : H2O, PH3, CH4 có môi trờng trung tính

↑II Các hợp chất chứa Oxy :

Đó là những Oxít và Hyđroxít của phi kim

1) Tính Axít:

a/ Oxít : Đa số Oxít của các phi kim là những Oxít axít (CO, NO là oxít không tạo muối)

+ Tác dụng với bazơ kiềm → muối và nớc : SO3 + Ba(OH)2 = BaSO4↓ + H2O

+ Tác dụng với nớc → Axít oxy tơng ứng: SO3 + H2O = H2SO4

+ Tác dụng với một số Oxít bazơ → muối : CO2 + Na2O = Na2CO3

b/ Hyđroxít: Đa số hyđroxít phi kim là những Axít Oxy.

+ Tác dụng với bazơ → muói và nớc: H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O

+ Oxít bazơ → muối và nớc : 3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3 H2O

+ kim loại mạnh → muối và hyđro : H2SO4 L + Fe = FeSO4 + H2↑

+ muối của axít yếu hơn → muối và axít mới: H2SO4 + Na2SO3 = Na2SO4 + SO2↑ + H2O

2) Tính Oxyhoá - Khử :

- Những hợp chất đã có số oxyhoá cao nhất chỉ có tính Oxyhoá : HN+5O3 , H2S+6O4 , HCl+7O4

- Trong hợp chất : + Nếu ΔχO - A >> thì tính Oxyhoá càng yếu:

Ví dụ : H3PO4 Có ΔχO - P = 3,5 - 2,1 = 1,4 => H3PO4 không có tính Oxyhoá.

+ Nếu ΔχO - A << thì tính Oxyhoá càng mạnh

Ví dụ : HNO3 có ΔχO - N = 3,5 - 3,0 = 0,5 => HNO3 có tính Oxyhoá mạnh

- Những Axít có tính Oxyhoá mạnh nh H2SO4(đ ) , HNO3 có thể tác dụng đợc hầu hết các kim loại ( trừ Au, Pt ) tạo thành muối , nớc và tuỳ vào bản chất kim loại, điều kiện PƯ , nồng độ d2 A xit ( trừ H2SO4) mà tạo thành các sản phẩm khử axít có số oxyhoá khác nhau

Ví dụ : Về axít HNO3

3Cu + 8HNO3 ( l ) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

3Zn + 8HNO3 ( l ) = 3Zn(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Cu + 4HNO3 ( đ ) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Zn + 4HNO3 ( đ ) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Al + 4HNO3 ( l ) = Al(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

8Al + 30HNO3 ( l ) = 8Al(NO3)3 + 3N2O↑ + 15H2O 10Al + 36HNO3 ( l ) = 10Al(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O

4Mg + 10HNO3 ( l ) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

- Các axít này có thể oxyhoá các kim loại về hợp chất có số oxyhoá cao nhất

Ví dụ: Fe + 4HNO3(l) = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O

Fe + 6HNO3(l) = Fe(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

- Các axít nh H2SO4 , HNO3 đậm đặc và nguội không tác dụng với Fe , Al

- Các axít có tính oxyhoá mạnh còn khả năng oxyhoá đợc nhiều nguyên tố phi kim (và một số chất hữu cơ : tinh bột, Xen lu lô zơ )

Ví dụ : S0 + 6HNO3 (đ) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

- Muối của các axit có tính oxyhoá mạnh cũng có tính oxyhoá mạnh khi đun nóng chảy

Ví dụ : các muối Nitơrát ( NO3- )

+ Muối Nitơrát của các kim loại kiềm và Ca, Ba: khi đun nóng chảy → Muối Nitơrít và oxy

2NaNO3   →t Cao 2NaNO2 + O2 + Muối Nitơrát của các kim loại từ Mg → Cu : khi đun nóng chảy → Oxít , NO2 và O2

4Al(NO3) t →Cao 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2 + Muối Nitơrát của các kim loại đứng sau Cu: khi đun nóng chảy → Kim loại , NO2 và O2

2AgNO3   →t Cao 2Ag + 2NO2 + O2

Chơng VI Kim loại và các hợp chất kim loại

Đ 1 Nguyên tố kim loại.

I Đặc điểm cấu tạo - Tính chất các đơn chất kim lo ại

1) Đặc điểm cấu tạo.

a/ Vị trí của kim loại trong bảng HTTH.

- Có mặt ở các PNCN I, II, III và có một số ở PNCN IV, V, VI

- Có mặt ở tất cả các PNF trong bảng tuần hoàn

- Có ở trong 2 họ Actini và Lantannic ngoài bảng

b/ Đặc điểm cấu tạo nguyên tử.

- Số e lớp ngoài cùng ít ( 1, 2, 3e )

- Có một số ít nguyên tử có số e lớp ngoài cùng có 4, 5, 6e

- Bán kính ngnguyên tử kim loại nhỏ hơn bán kính nguyên tử phi kim trong cùng chu kỳ

- Lực liên kết giữa hạt nhân đến các e lớp ngoài cùng yếu, do đó năng lợng i on hoá nhỏ

c/ Cấu tạo đơn chất kim loại.

- Kim loại có cấu tạo mạng tinh thể : ở nút mạng có các i on dơng dao động, giữa các nút mạng là các e tự do chuyển động hỗn loạn

- Các i on dơng ở nút mạng liên kết đợc với nhau nhờ lực hút tĩnh điện giữa chúng với các e tự

do chuyển động hỗn loạn Liên kết này gọi là " liên kết kim loại "

=> " Liên kết kim loại " là liên kết sinh ra do các e tự do gắn các i on dơng lại với nhau

- Đặc điểm của "liên kết kim loại" là lực hút tĩnh điện giữa các i on dơng và các e tự do

- Dựa vào " liên kết kim loại " ta có thể giải thích đợc một số tính chất lý học cơ bản của kim loại nh : Tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo, ánh kim

2) Tính chất vật lí:

- Tính chất lí học cơ bản của kim loại là: tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt, tính ánh kim

- Kim loại nào dẫn điện tốt thì dẫn nhiệt tốt, khi bị đốt nóng khả năng dẫn diện, dẫn điện của kim loại giảm

3) Tính chất hoá học của kim loại - Me: kim loai

Do số e lớp ngoài cùng ít => trong các PƯ hoá học : Me - ne = Me+n - ne: số e cho

=> Tính chất hoá học cơ bản của kim loại là tính khử

a/ Tác dụng với phi kim.

+ Tác dụng với O xi tạo thành O xít kim loại

Ví dụ: 4Na + O2 = 2Na2O

4Al + 3O2 = 2Al2O3+ Tác dụng với phi kim khac tạo thành muối

Ví dụ: Mg + Cl2 = MgCl2

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

b/ Tác dụng với d 2 axít.

+ Với d2 axít thông thờng ( HCl, H2SO4 loãng ) → muối và Hyđro

Ví dụ: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ bản chất PƯ: Zn + 2H+ = Zn+2 + H2

Fe + H2SO4 (l) = FeSO4 + H2↑ Fe + 2H+ = Fe+2 + H2+ Với axit có tính oxyhoá mạnh: Hầu hết các kim loại ( trừ Au, pt ) đều tác dụng đợc với các axít có tính oxyhoá mạnh → muối, nớc và các sản phẩm khử axít khác nhau ( không bao giờ giải phóng hyđro )

Ví dụ : Cu + 2H2SO4 đ  →t CuSO4 + SO2 + 2H2O

Cu + 4H+ + SO4-2  →t Cu+2 + SO2 + 2H2O8Al + 30HNO3 (l)   → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O 8Al + 30H+ + 3NO3- (l)   → 8Al+3 + 3NH4+ + 9H2O

c/ Tác dụng với d 2 muối :

+ Kim loại không tác dụng với nớc: Khử đợc cation kimloại yếu hơn ra khỏi d2 muối

Ví dụ : Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

Zn + Cu+2 = Zn+2 + Cu

+ Kim loại tác dụng đợc với nớc: (Các kim loại kiềm, kim loại kiềm thổ) → muối, bazơ, H2

2K + 2H2O + CuSO4 = K2SO4 + Cu(OH)2↓ + H2↑

2K + 2H2O + Cu+2 = 2K+ + Cu(OH)2↓ + H2↑

d/ Kết luận : Trong các PƯ nguyên tử kim loại luôn luôn nhờng e hoá trị cho các nguyên tử phi

kim, H+, anion gốc axít, cationkim loại yếu hơn , nớc để tạo thành i on mang điện tích dơng

II Cặp Oxyhoá - khử và dãy điện hoá.

1) Cặp Oxyhoá - khử: Là những chất oxyhoá và chất khử của cùng một nguyên tố hoá học

Ví dụ : Cu+2/Cu ; Fe+3/ Fe+2 ; Ag+/ Ag ; Pb+2/ pb

2) Dãy điện hoá : Là dãy các cặp oxyhoá - khử sắp xếp thành một dãy theo chiều tính oxyhoá của

các ion tăng, tính khử của các kim loại tơng ứng giảm ( từ trái qua phải )

Tính Oxyhoá tăng

Khử các Cation kim loại thành thành nguyên tử trung hoà: Men+ + ne →Me

2) Các phơng pháp điều chế kim loại :

a/ Phơng pháp thuỷ luyện: Dùng các kim loại có tính khử mạnh để khử cation kim loại yếu hơn

ra khỏi d2 muối : Zn + Cu+2 = Zn+2 + Cu

Cu + 2Ag+ = Cu+2 + 2Ag

Phơng pháp này chỉ điều chế đợc những kim loại đứng sau nhôm

b/ Phơng pháp nhiệt luyện: Dùng các chất khử mạnh để khử các cation kim loại ra khỏi oxít ở

nhiẹt độ cao 2Ag2O + C   →t Cao 4Ag + CO2↑

Fe2O3 + 3CO   →t Cao 2Fe + 3CO2↑

CuO + H2 t →Cao Cu + H2O

Fe2O3 + 2Al  →t 2Fe + Al2O3 + QPhơng pháp này chỉ điều chế đợc những kim loại sau Nhôm

c/ Phơng pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiều để khử cation kim loại trên bề mặt điện

cực Ka tốt

+ Điện phân các hợp chất nóng chảy( Muối halôzen, Oxít, Hyđroxít.)

Ví dụ: Điều chế Natri từ NaCl và NaOH

Na+ + 1e = Na 4OH- + 4e = O2↑ + 2H2O => 4NaOHnc   →dp 4Na + O2↑ + 2H2O

Phơng pháp này chủ yếu điều chế các kim loại từ Al trở về trớc

+ Điện phân dung dịch muối : Có các trờng hợp xảy ra tại các điện cực nh sau

Các trờng hợp xảy ra tại cực âm ( ka tốt )

*/ Điện phân d2 muối của các kim loại đứng trớc Al ( Kể cả Al ): Các cation kim loại không bị khử

*/ Điện phân d2 muối của các anion gốc axít có chứa oxy ( SO42- , NO3- ): Các anion gốc axít không bị oxyhoá mà các phân tử nớc bị oxyhoá: 2H2O - 4e = 4H+ + O2↑

*/ Điện phân d2 muối của các anion gốc axít không chứa oxy ( Cl- , Br- ): Các anion gốc axít bị oxyhoá , các phân tử nớc xem nh không bị oxyhoá

Ví dụ: Các PTPƯ điện phân dung dịch các muối

- ĐP d2 CuCl2 : CuCl2   →dphan

Cu + Cl2↑

- ĐP d2 CuSO4 : 2CuSO4 + 2H2O dphan →

2Cu + O2↑ + 2H2SO4

- NaCl : 2NaCl + 2H2O dpM ngan → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑

áp dụng công thức Fa-ra- đây để xac định lợng chất tạo thành sau điện phân

+ mM: khối lợng tạo thành sau đp ( g )

mM= A n..I F.t Trong đó + A : KLNT chất điện phân ( g )

= x : Là số mol chất tạo thành sau đp => x = n I..F t

Đ 2 Tính chất các hợp chất kim loại

I O Xít kim loại - Tác dụng với Axít → muối và nớc

1) Oxít bazơ: Đa số các oxít kim loại là những oxít bazơ => - Oxít axít → muối và nớc

- 1 số tác dụng với H2O → Bazơ kiềm (*) Một số oxít có tính chất lỡng tính : Al2O3 , ZnO ,

Ví dụ : Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

Al2O3 + 2OH- = 2AlO2- + H2O

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 6H+ = 2Al+3 + 3H2O

2) Tính Oxyhoá - khử

- Đa số các oxit kim loại có tính oxyhoá: CuO,Fe2O3,Ag2O, Vì KL đã có số Oxyhoá cao nhất

- Một số oxít kim loại vừa có tính oxyhoá, vừa có tính khử

Ví dụ : FeO + CO t →Cao Fe + CO2↑ => Fe+2  +  →e Fe0→ FeO: C oxihoá

FeO + O2   → Fe2O3 => Fe+2  −  →e Fe+3 → FeO: C Khử

II Hyđroxít kim loại

1) Tính chất của các Hyđroxít kim loại

- Đa số hyđroxít kim loại có tính chất của một bazơ nghĩa là :

+ Tác dụng với axít → muối và nớc: NaOH + HCl = NaCl + H2O

+ Bazơ kiềm tác dụng với oxít xít → muối và nớc: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

+ muối tan → Muối và bazơ mới: 3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3↓ + 3NaCl3+ Các bazơ không tan bị nhiệt phân → Oxít và nớc: 2Fe(OH)3 t →Cao Fe2O3 + 3H2O

- Một số Hyđroxít có tính chất lỡng tính: Nh Al(OH)3 , Zn(OH)2

Ví dụ: Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + 3H+ = Al+3 + 3H2O => Al(OH)3 : bazơ

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O => Al(OH)3 : A xít

Do Oxít và Hyđroxít của một số nguyên tố có tính chất lỡng tính nên các nguyên tố này có khả năng tan trong d2 kiềm

Ví dụ: 2Al + 2H2O + 2OH- = 2AlO2- + 3H2↑

Hay Zn + 2OH- = ZnO22- + H2↑

- Fe(OH)2 rất kém bền dễ bị o xyhoá → Fe(OH)3 : 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓

2) Điều chế hyđroxít kim loại.

a/ Điều chế các hyđroxít tan : 4 cách

- Cho kim loại trực tiếp tác dụng với nớc: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

- Cho oxít kim loại tác dụng với nớc: Na2O + H2O = 2NaOH

- D2 muối KL tơng ứng tác dụng với d2 kiềm : Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4↓ + 2NaOH

- ĐP d2 muối halôzen có màng ngăn xốp: 2NaCl + 2H2O  dp M ngan →2NaOH + H2↑ + Cl2↑

b/ Điều chế các hyđroxít không tan : Cho d2 muối KL tơng ứng tác dụng với d2 kiềm

CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KCl

Cu+2 + 2OH- = Cu(OH)2↓ c/ Điều chế các hyđroxít lỡng tính: Nh Al(OH)3 , Zn(OH)2

- Điều chế từ muối không chứa oxy( Al+3, Zn+2 ):

+ Cho từ từ d2 kiềm loãng vào d2 muối tơng ứng: Al+3 + 3OH- = Al(OH)3↓

Ví dụ: AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl

+ Cho khí NH3 d vào d2 muối Al+3 : Al+3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4+

Ví dụ : AlCl3 + 3NH3 + 3H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

L

u ý : Không dùng NH3 d để điều chế một số hyđroxít kim loại nh: Zn(OH)2 , Cu(OH)2 , vì các hợp chất này tạo phức tan VD: Zn(OH)2 + 4NH3 = [ Zn(NH3)4](OH)2

Hay : Zn(OH)2 + 4NH3 = [ Zn(NH3)4]2+ + 2OH

Ví dụ: Xục khí NH3 d vào d2 ZnSO4 thì có PƯ: ZnSO4 + 4NH3 = [Zn(NH3)4]SO4 Hay : Zn2+ + SO42- + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+ SO42-

Zn2+ + 4NH3 = [Zn(NH3)4]2+

+ Cho từ từ d2 a xít loãng vào d2 muối tơng ứng: AlO2- + H+ + H2O = Al(OH)3↓

Ví dụ: NaAlO2 + HCl + H2O = Al(OH)3↓ + NaCl+ Xục khí CO2 d vào d2 muối tơng ứng: AlO2- + CO2 + H2O = Al(OH)3↓ + HCO3-

Ví dụ : NaAlO2 + CO2 + 2H2O = Al(OH)3↓ + NaHCO3

I Sự ăn mòn kim loại.

1) Định nghĩa:

- Ăn mòn kim loại: là sự phá huỷ kim loại do tác dụng hoá học của môi trờng xung quanh

- Bản chất của ăn mòn kim loại là sự oxyhoá kim loại thành ion dơng và ion dơng này tan vào môi trờng: Me - ne = Men+

- Kim loại nào có tính khử càng lớn thì khả năng bị ăn mòn càng lớn

2) Các loại ăn mòn kim loại.

a/ Ăn mòn hoá học : là sự phá huỷ kim loại do kim loại PƯ với các chất khí hoặc nớc ở nhiệt

độ cao Ví dụ: 3Fe + 4H2O   → ≤ 570 c FeO Fe2O3 + 4H2↑

+ Các điện cực phải đợc tiếp xúc với nhau + Có dung dịch chất điện ly

+ Các điện cực phải tiếp xúc với d2 chất điện ly

- Cơ chế ăn mòn điện hoá:

Xét một thanh Fe có lẫn C để ngoài không khí ẩm Thanh Fe có đủ 4 điều kiện để bị ăn mòn điện hoá:

+ Có 2 điện cực khác chất nhau: Fe và C

+ Hai điện cực đã tiếp xúc trực tiếp với nhau

+ Trong không khí ẩm có: N2 , CO2 , O2 , SO2 , Hơi H2O một số khí tan trong hơi nớc tạo thành d2điện ly VD: CO2 + H2O  CO32- + 2H+

+ Không khí ẩm phủ đều trên bề mặt thanh Fe => d2 điện ly đã tiếp xúc với 2 điện cực

Trên bề mặt thanh sắt có vô số chiếc pin vol ta nh vậy, làm cho thanh sắt bị ăn mòn dần

- Nớc có hoà tan oxi, d2 trung tính hay d2 bazơ thì QT ăn mòn điện hoá xảy ra ở trờng hợp này tại cực dơng là : H2O + O2 + 4e = 4OH-

- Bản chất của sự ăn mòn điện hoá: là các QT oxyhoá và khử xảy ra trên bề mặt các điện cực

và sinh ra dòng điện Trong 2 chất làm điện cực thì chất nào có tính khử mạnh hơn là cực âm và bị ăn mòn , Chất có tính khử yếu hơn là cực dơng và không bị ăn mòn

II Cách chống ăn mòn kim loại:

- Cách ly kim loại với môi trờng : Dùng những chất bền với môi trờng để phủ lên bề mặt của vật làm bằng lim loại nh: sơn, mạ, tráng men

- Dùng hợp kim chống gỉ: dùng hợp kim đặc biệt

- Dùng chất chống ăn mòn(Chất kìm hãm): Những chất làm cho bề mặt kim loại cótính thụ

Nớc trong tự nhiên có hoà tan một số ion của các muối tan , trong đó:

- Nớc có chứa nhiều Ca2+ hoặc Mg2+ : Nớc cứng

- Nớc có chứa ít Ca2+ hoặc Mg2+ : Nớc mềm

b/ Phân loại nớc cứng : có 2 loại

- Nớc cứng tạm thời : Là nớc chứa thêm HCO3

Nớc cứng toàn phần: là nớc chứa thêm Cl- hoặc SO4

2-II Cách làm n ớc mất tính cứng :

1/ Nguyên tắ c: loại bớt Ca2+ hoặc Mg2+ ra khỏi nớc ở dạng kết tủa hoặc trao đổi ion

2/ Các phơng pháp làm mất tính cứng của nớc.

a - Phơng pháp hoá học

-Với nớc cứng tạm thời: Đun nóng hoặc dùng nớc vôi trong ( vừa đủ )

Ví dụ : Ca2+ + 2HCO3-   →dun nong CaCO3↓ + CO2↑ + H2O

Ca2+ + 2HCO3- + Ca2+ + 2OH- = 2CaCO3↓ + 2H2O

- Với nớc cứng vĩnh cửu và tạm thời: Có thể dùng Na2CO3

Ví dụ : Ca2+ + 2Cl- + 2Na+ + CO32- = CaCO3↓ + 2Na+ + 2Cl

Ca2+ + 2HCO3- + 2Na+ + CO32- = CaCO3↓ + 2Na+ + 2HCO3

-Ca2+ + CO32- = CaCO3↓

b/ Phơng pháp trao đổi ion.

Cho nớc cứng đi qua chất trao đổi ion, chất này hấp thụ Ca2+ hoặc Mg2+ trong nớc cứng và thay vào đó những cation khác không làm cho nớc có tính cứng

Phần bài tập ứng dụng

I Thành phần và các hợp chất vô cơ

1) Có bao nhiêu phơng pháp điều chế các muối sau đây , viết các PTPƯ đó :

a/ CuCl2 , b/ NaCl , c/ CuSO4 , d/ CuCl2