li thuyet hoa hoc

Hóa trị là số liên kết của một nguyên tử trong phân tử hóa trị là số nguyên, không dấu.. Electron hóa trị là electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử hoặc một phần electron ở lớp sát ngoà

A - Hóa đại cơng I/- Các khái niệm cơ bản

1 Nguyên tử là hạt vi mô đại diện cho nguyên tố hóa học và không bị 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 nh O2, H2, Cl2, Al, Fe, S, P,

5 Hợp chất là những chất đợc 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 tơng tác hóa học hóa học với nhau

8 Ion là nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích:

ion dơng : cation, ion âm : anion

9 Mol là lợng chất hay lợng nguyên tố có chứa N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion: N = 6,02.1023

10 Khối lợng nguyên tử, phân tử là khối lợng tơng đối của nguyên tử, phân tử tính bằng đvc (đơn vị cacbon)

11 Đơn vị cacbon là đơn vị đo khối lợng nguyên tử, phân tử và các hạt cơ bản:

1 đvc = khối lợng của nguyên tử cacbon = 1,67 10-24 kg (= 1,9926 10-23)

12 Khối lợng mol nguyên tử (phân tử) là khối lợng tính bằng gam của N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion

có trị số bằng nguyên tử khối (phân tử khối)

13 Định luật Avogađrô: 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 Định luật bảo toàn khối lợng: Khối lợng các chất tham gia phản ứng bằng khối lợng các chất thu đợc 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 cơng, 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 đợc 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 phân ly cho proton H+ (trong dung dịch) còn dung dịch axit là dung dịch có

chứa proton H+

19 Bazơ là chất có khả năng kết hợp với proton H+ còn dung dịch bazơ là dung dịch 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 thể hiện tính axit và tính bazơ.

22 Chất lỡng tính là chất vừa thể hiện tính axit vừa thể hiện tính bazơ.

23 Hóa trị là số liên kết của một nguyên tử trong phân tử (hóa trị là số nguyên, không dấu).

24 Số oxi hóa là một số đại số để chỉ điện tích của nguyên

tử trong phân tử

Nếu giả thiết rằng phân tử chỉ gồm các ion Ví dụ với

CaC2:

Nếu giả thiết rằng các cặp electron dùng chung

chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn Ví dụ: với

HNO3:

25 Độ điện ly () của chất điện ly ở một nồng độ nhất

định là tỷ số giữa số phân tử điện ly (n') với số phân tử ban đầu của nó tan trong dung dịch (no):  =

o

n ' n

26 Độ tan là số gam chất tan có trong 100 gam nớc ở một nhiệt độ xác định để tạo thành dung dịch bão

hòa

27 Độ rợu là số ml rợu nguyên chất có trong 100ml dung dịch rợu Ví dụ rợu 45o thì có 45ml rợu và 55ml nớc: độ rợu = r ợu ng / c

dd r ợu

V



II/- Cấu tạo nguyên tử

e điện tích 1  khối lợng 1/1840 đvc

p điện tích 1 + khối lợng 1 đvc

n điện tích 0 khối lợng 1 đvc

1  = 1,6 10-19 C (culông)

1 + = +1,6 10-19 C (culông)

Ca C

C

Ca có số oxi hóa +2, hóa trị 2

C có số oxi hóa -1, hóa trị 4

N có số oxi hóa +5

N có hóa trị 4

N O

O

O H

1 Nguyên tử

lớp vỏ (e mang điện tích âm)

nơtron ( )

2 Điện tích hạt nhân

Điện tích hạt nhân = số electron (e) = số proton (p) = Z = 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  N

Z  1,3.

4 Khối lợng nguyên tử bằng tổng số khối lợng của proton, nơtron và electron (xấp xỉ bằng số khối, vì

khối lợng electron không đáng kể)

5 Ký hiệu nguyên tử:

6 Đồng vị là những nguyên tử có cùng số điện tích hạt nhân (cùng số proton) nhng khác số khối

Ví dụ: 37

17Cl và 35

17Cl; 16

8O và 17

8O và 18

8O

Đồng khối là các dạng nguyên tử có cùng số khối nhng khác số proton Ví dụ: 14

6C và 14

7C

7 Lớp điện tử (e) đợc đánh số từ trong ra ngoài theo thứ tự mức năng lợng tăng dần:

- Số electron tối đa trên mỗi lớp là 2n2 (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:

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 4 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 lợt chiếm các mức năng lợng 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 trị 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 đặc trng 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/- Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học

1 Nội dung định luật: Tính chất của các nguyên tố cũng nh 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 Đầu chu kỳ là kim loại kiềm,

cuối chu kỳ là khí hiếm Các nguyên tố trong một chu kỳ có cùng số lớp electron

3 Nhóm là dãy các nguyên tố nằm trong cột do có số e ngoài cùng bằng nhau, tức là có hóa trị 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

- 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 đợc hình thành bởi lực hút tĩnh 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 : 50% liên kết ion và 50% liên kết cộng hóa trị

 < 1,7 : liên kết cộng hóa trị có cực

 = 0 : liên kết cộng hóa trị không có cực

A

Hiệu số độ âm điện càng lớn thì sự phân cực càng nhiều.

2 Liên kết cộng hóa trị là liên kết đợc 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 đợc hình thành khi cặp e dùng chung đợc 1 nguyên tử cung cấp.

Ví dụ: SO2 : O = S  O NH4 :

H

|

| H



4 Liên kết kim loại là loại liên kết hóa học đợc hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion dơng 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 nh F, O, N của phân tử khác Ví dụ:

HF : F  H F  H F  H

B - Hóa 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 nớc hay ở

trạng thái nóng chảy

2 Chất điện ly là chất dẫn đợc điện khi tan trong nớc (hay ở trạng thái nóng chảy).

3 Độ điện ly:  =

o

n

n trong đó: n là số phân tử điện ly còn no là tổng phân tử đầu.

Chất điện ly mạnh :   0,3 (phân ly gần nh 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

Ka =

XY

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 H 3 PO 4 là axit đa chức

So sánh tỉ lệ:

3 4

NaOH

H PO

3 4

NaOH

H PO

NaH2PO4

H+ d NaH2PO4Na2HPO4 Na2HPO4Na3PO4 Na3PO4OH d

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 CH3  CH2  O  Na cũng là muối

2 Dung dịch muối: Khi tan trong nớc, muối phân ly thành các ion Dung dịch muối có chứa cation kim

loại (amoni) và anion gốc axit

3 Màu của dung dịch muối:

CuSO4 khan : màu trắng

dd CuSO4 : xanh lam (CuSO4.5H2O)

dd FeSO4 : xanh lục nhạt (FeSO4.7H2O)

dd KMnO4 : tím là màu của MnO4

dd K2MnO4 : xanh lục là màu MnO42

2 5

C H OH : H O H O H O

C2H5 C2H5

C2H5

O H  O CH

3

O  H O

CH3COOH:

4 Phân loại muối:

a) Muối trung hòa: Trong gốc axit không chứa hiđro.

- Muối thờng: gồm 1 loại cation và 1 anion

- Muối kép: gồm nhiều loại cation khác nhau kết hợp với một loại anion Ví dụ: KAl(SO4)2 - phèn

- Muối hỗn tạp: 1 loại cation kết hợp với nhiều loại anion khác

Ví dụ:

Ca Cl







hay CaOCl2 : clorua vôi

b) Muối axit: Trong gốc axit vẫn còn hiđro Ngoại lệ

H





 hay Na2HPO3 là muối trung hòa.

5 Tính axit - bazơ trong dung dịch muối

 Sự tơng tác giữa các ion trong muối với nớc gọi là sự thủy phân muối và thờng là quá trình thuận

nghịch

 Muối của axit mạnh và bazơ mạnh không bị thủy phân

Ví dụ: NaCl hòa tan trong nớc, NaCl không thủy phân, pH = 7

 Muối của axit yếu và bazơ mạnh bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính bazơ

Ví dụ: Thủy phân Na2CO3:

Cách 1: Na2CO3 + H2O  NaHCO3 + NaOH

NaHCO3 + H2O  H2CO3 + NaOH Na2CO3 + H2O  CO2 + 2NaOH

CO32 + H2O  CO2 + 2OH Cách 2: Na2CO3 = 2Na+ + CO32

CO32 + H2O  HCO3 + OH HCO3 + H2O = H2CO3 + OH dung dịch có OH  pH > 7

 Muối của axit mạnh và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính axit

Ví dụ: Thủy phân NH4Cl: NH4Cl + H2O  NH4OH + HCl Ph.trình ion: NH4 + H2O  NH3

+ H3O+ dung dịch có H3O+  pH < 7

 Muối của axit yếu và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch trung tính nên những muối này thực ra không tồn tại trong dung dịch

Ví dụ: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3  + 3H2S

Fe2(CO3)2 + 3H2O = 2Fe(OH)3  + 3CO2 Al2(CO3)3 + 3H2O = 2Al(OH)3  + 3CO2

 Một số trờng hợp đặc biệt: Một số muối lại có khả năng thủy phân hoàn toàn trong dung dịch (hầu hết là

do các chất tạo thành không phản ứng đợc với nhau để cho phản ứng thuận nghịch)

Ví dụ:

a) Cho dung dịch Na2CO3 tác dụng với dung dịch FeCl3 hoặc AlCl3 có CO2 và kết tủa tạo thành Vì:

CO32 + H2O  HCO3 + OH HCO3  CO2 + OH

Fe3+ + 3 OH = Fe(OH)3 

3 Na2CO3 + 2 FeCl3 + 3 H2O = 2 Fe(OH)3  + 3 CO2 + 6 NaCl b) Cho dung dịch NH4Cl tác dụng với dung dịch NaAlO2 tạo kết tủa và có khí bày ra

NH4Cl  NH4 + Cl NH4 + H2O  NH3

+ H3O+ NaAlO2 = Na+ + AlO2 AlO2 + H3O = Al(OH)3  NH4Cl + NaAlO2 + H2O = Al(OH)3  + NH3 + NaCl

III/- Axit - bazơ

1 Axit có các dạng sau

- Phân tử trung hòa: HCl , HNO3 , H2SO4 ,

- Ion dơng: NH4 , Fe3+ , Al3+ ,

- Ion âm: duy nhất có HSO4

HCl + H2O  H3O+ + Cl

HSO4 + H2O = H3O + SO4 NH4 + H2O  NH3 + H3O+

Fe3+ + 3 H2O = Fe(OH)3 + 3 H+

 Tạo môi trờng axit, làm quì tím ngả hồng, có khả năng cho proton

2 Bazơ có các dạng

- Phân tử trung hòa: NaOH , NH3 ,

- Ion gốc axit yếu: S2 , SO32 , CO32- ,

Tạo ra môi trờng OH  quì tím ngả xanh, có khả năng nhận proton

NH3 + H2O  NH4 + OH

S2 + H2O  HS

+ OH CO32 + H2O  HCO3

+ OH

3 Những ion trung tính

- Ion kim loại mạnh: K+ , Na+ , Ca2+ , Ba2+ ,

- Ion gốc axit mạnh: Cl , SO42 , NO3 , Br

4 Những chất lỡng tính (vừa cho H+ vừa nhận H+)

- Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Be(OH)2 , Cr(OH)3

- Muối axit của axit yếu: NaHCO3

HCO3  CO32 + H+ HCO3 + H+  H2CO3

- H2O là chất lỡng tính:

H2O  H+ + OH H2O + H+  H3O+

5 pH

Nếu biểu diễn nồng độ mol của H+ bằng hệ thức [H+] = 10-a mol/lít

thì số trị a đợc xem là pH của dung dịch, nên pH = a = -lg[H+]

Tơng tự [OH] = 10-b mol/lit Suy ra: pOH = -lg[OH]

Với môi trờng trung hòa: pH = 7 Với môi trờng axit: pH < 7

Với môi trờng bazơ: pH > 7

Từ tích số ion [H+]  [OH] = 10-14  pH + pOH = 14

IV/- Phản ứng trao đổi

1 Định nghĩa : 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 đợc 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 Trờng hợp đặc biệt

Một chất tan đợc vẫn có thể kết tinh trong dung dịch đã bão hòa chính nó hoặc chất khác dễ tan hơn

Ví dụ:

* Thêm NaCl vào dung dịch NaCl bão hòa thì phần NaCl thêm sẽ không thể tan đợc nữa

* Để tách NaCl ra khỏi dung dịch chứa hỗn hợp NaCl và NaOH ngời ta dùng phơng pháp kết tinh phân

đoạn Chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh nhanh hơn khi cô cạn dung dịch

Do độ tan của NaCl nhỏ hơn của NaOH nên khi cô cạn dung dịch NaCl sẽ kết tinh trớc Lập lại nhiều lần

sẽ tách đợc hết NaCl và thu đợc dung dịch NaOH riêng

* Phản ứng giữa một số muối tan trong dung dịch có thể là phản ứng oxi hóa - khử

2 FeCl3 + 2 KI = 2 FeCl2 + I2 + 2 KCl

2 FeCl3 + H2S = 2 FeCl2 + S + 2 HCl

* Một số kết tủa có khả năng tạo phức tan nh: Cu(OH)2 , Zn(OH)2 , AgCl

Cu(OH)2 + 4 NH3 = [Cu(NH4)3](OH)2 AgCl + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

V/- Phản ứng oxi hóa - khử

1 Định nghĩa: Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó nguyên tử hoặc ion này nhờng

electron cho nguyên tử hoặc ion khác

Chất khử là chất cho điện tử  Quá trình oxi hóa là quá trình cho electron.

Chất oxi hóa là chất nhận điện tử  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 Phơng pháp cân bằng phản ứng oxi hóa - khử:

- Phơng pháp electron

- Phơng pháp ion - electron

- Phơng pháp đại số

* Phơng pháp ion - electron:

- Chất oxi và chất khử viết dới dạng ion

- Vế nào thiếu oxi thì thêm nớc

- Vế nào thiếu hiđro thì thêm H

- Cân bằng xong số nguyên tử ở hai vế rồi cân bằng điện tích hai vế

Ví dụ:

FeS2 + HNO3  Fe3+ + NO + SO42 +

2 3

1



Phơng trình ion: FeS2 + 4 H+ + 5 NO3 = Fe3+ + 2 SO42 + 5 NO + 2 H2O

Phơng trình phân tử: FeS2 + 8 HNO3 = Fe(NO3)3 + 2 H2SO4 + 5 NO + 2 H2O

hoặc: 2 FeS2 + 10 HNO3 = Fe2(SO4)3 + H2SO4 + 10 NO + 4 H2O

VI/- Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn kim loại

1 Sự ăn mòn kim loại

a) Định nghĩa: Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hóa học của môi trờng 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 nớc 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 nhờng electron cho môi tr-ờng

 Ăn mòn điện hóa là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc trực tiếp với dung dịch chất điện ly tạo nên

dòng điện

* 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 bị ăn mòn

- Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp

- Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch điện ly

* Cơ chế của sự ăn mòn điện hóa: <Xem SGK 12 - trang 97>.

2 Cách chống ăn mòn kim loại

- Cách ly kim loại với môi trờng

- Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inok)

- Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) - urotropin

- Dùng phơng pháp điện hóa

VII/- Điều chế kim loại

1 Nguyên tắc điều chế kim loại: Khử ion dơng kim loại thành kim loại tự do: Mn+ + ne = Mo

2 Các phơng pháp điều chế kim loại: có 3 phơng pháp sau:

a) Phơng pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại khác trong dung

dịch muối

Phơng pháp này dùng để điều chế các kim loại trung bình và kim loại yếu (từ Zn  Ag)

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

b) Phơng pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử nh CO , H2 , C , Al để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao

Phơng pháp này để điều chế các kim loại từ Zn  Cu

CuO + H2 to

 Cu + H2O.

c) Phơng pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiều trên catot (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp

chất

Phơng pháp này điều chế đợc hầu hết các kim loại

* Phơng pháp điện phân nóng chảy dùng để điều chế các kim loại mạnh từ K  Al

2 NaCl khan đpnc

   2 Na + Cl2

2 Al2O3

3 6

đpnc

Na AlF

* Phơng pháp điện phân dung dịch dùng để điều chế các kim loại có tính khử trung bình và yếu nh các kim loại từ Zn  Ag

CuCl2 đpdd

4 AgNO3 + 2 H2O = 4 Ag + 4 HNO3 + O2

3 Sự điện phân là quá trình oxi hóa - khử, xảy ra trên bề mặt điện cực, dới tác dụng của dòng điện một

chiều chạy qua chất điện ly ở dạng dung dịch hoặc ở dạng nóng chảy

- Chất điện phân là chất có khả năng phân ly thành các ion trái dấu ở trong dung dịch hoặc ở trong chất nóng chảy

- Công thức Faraday: m = AIt

nF  số mol =

A  nF trong đó: m - khối lợng đơn chất thu đợc ở điện cực (g);

A - khối lợng mol nguyên tử = số khối = M;

I - cờng độ dòng điện (Ampe);

t - thời gian (giây);

F - hằng số Faraday ; F = 96500;

n - số e trao đổi

q = It : điện lợng (culông)

VIII/- Nớc cứng

1 Định nghĩa: Nớc cứng là nớc có chứa nhiều ion Ca2+ , Mg2+

2 Các loại nớc cứng: có 3 loại nớc cứng:

- Nớc cứng tạm thời: có chứa HCO3 , Ca2+ , Mg2+

- Nớc cứng vĩnh cửu: có chứa Cl , SO42 , Ca2+ , Mg2+

- Nớc cứng toàn phần: có chứa đồng thời HCO3 và SO42 hoặc Cl

, Ca2+ hoặc Mg2+

3 Nguyên tắc làm mềm nớc cứng: Làm giảm nồng độ các ion Ca2+, Mg2+ trong nớc bằng cách tạo thành các chất kết tủa

* Phơng pháp hóa học làm mềm nớc cứng:

- Đối với nớc cứng tạm thời: có thể đun nóng hoặc dùng nớc vôi:

Ca(HCO3)2 to

 CaCO3  + H2O + CO2 Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2 CaCO3  + H2O

- Đối với nớc cứng vĩnh cửu hoặc toàn phần có thể dùng dung dịch Na2CO3:

MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3  + Na2SO4 Mg(HCO3)2 + Na2CO3 = MgCO3  + 2 NaHCO3

IX/- Gang

1 Định nghĩa: Gang là hợp kim của Fe có chứa từ 2-6% C và một số tạp chất khác có hàm lợng rất nhỏ

nh Si (1-4%), Mn (0,5-3%), P (0,1-2%), S (0,1-1%)

2 Phân loại gang: Ngời ta phân biệt ra 3 loại gang: Gang xám, gang trắng, gang đặc biệt.

a) Gang xám: đợc sản xuất ở nhiệt độ cao, thành phần cacbon từ 3,4-6%, Si từ 1,5-4% Khi đợc hóa rắn

chậm, cacbon tách ra dạng than chì làm gang có màu xám

Gang xám cứng, giòn, không kéo sợi, dát mỏng đợc nên thờng dùng để chế tạo lỡi cày, đồ phụ tùng

b) Gang trắng: đợc chế tạo ở nhiệt độ cao với thành phần C từ 2-3,5%, Si rất ít, khi đợc làm lạnh nhanh,

những tinh thể xêmetit Fe3C đợc hình thành làm gang có màu trắng

Gang trắng cứng, giòn, không dùng để đúc, chỉ dùng để luyện thép

c) Gang đặc biệt chứa nhiều nguyên tố Mn, Cr, W, Si gọi là Ferromangan, Ferrocrom, đợc trộn với gang

thờng để luyện thép quí

3 Nguyên tắc sản xuất gang từ oxit sắt

Nguyên tắc chung: dùng oxit cacbon (CO) để khử oxi của oxit sắt.

a) O2 của không khí đợc sấy đến 900 oC tác dụng với than cốc thành CO2 ở nhiệt độ cao (2000oC) CO2

CO2 + C = 2CO

b) Khử oxi của oxit sắt:

3 Fe2O3 + CO = 2 Fe3O4 + CO2 Fe3O4 + CO = 3 FeO + CO2 FeO + CO = Fe + CO2

c) Fe sinh ra kết hợp với C, Si, Mn trong lò khi nóng chảy tạo ra gang.

4 Sản xuất gang từ quặng hêmatit (Fe 2 O 3 ): Xem 3.

5 Sản xuất gang từ các quặng

Sau đó: 4 FeS2 + 11 O2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2

(3)

và 3 Fe2O3 + CO = 2 Fe3O4 + CO2 (4)

Fe3O4 + CO = 3 FeO + CO2 (5) FeO + CO = Fe + CO2

(6)

- Nếu dùng quặng Hêmatit (Fe2O3) thì dùng các phản ứng 1, 2, 4, 5, 6

- Nếu dùng quặng Manhetit (Fe3O4) thì dùng các phản ứng 1, 2, 5, 6

Những quặng dùng để phổ biến là Hêmatit và Manhêtit Ngời ta ít dùng loại quặng Pirit để luyện gang vì hàm lợng S còn lại trong gang vợt quá mức cho phép, làm giảm chất lợng của gang, và nhất là chất lợng của thép đợc luyện từ gang này

X/- Thép

1 Định nghĩa: Thép là hợp kim của Fe và C và một số các nguyên tố khác trong đó hàm lợng C ít

(0,01-2%)

2 Phân loại thép và ứng dụng:

a) Thép thờng: chứa ít C, Si, Mn hơn gang, còn P, S thì rất ít Cơ tính của thép thờng phụ thuộc vào hàm

l-ợng C

b) Thép mềm: dùng để chế tạo các bộ phận chi tiết máy, buloong, đinh ốc

c) Théo cứng: dùng trong xây dựng.

d) Thép rất cứng: dùng sản xuất đục, bào, phay, Nếu thép có nhiều S thì dễ rạn, nhiều P thì dễ gãy, càng

nhiều C thì càng cứng

e) Thép 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, chịu 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 Ngời ta cho gang nóng chảy và

lấy những chất cần loại ra

Trớc hết oxi hóa Si: Si + O2 = SiO2

Phản ứng này kèm theo chùm tia lửa rất sáng

Sau đó oxi hóa Mn, C: 2 Mn + O2 = 2 MnO

C + O2 = CO2 O2 + C = 2 CO Lúc này nhiệt độ trong lò lên đến 2000oC, trong lò thấy có ngọn lửa màu xanh Một phần S, và P sẽ bị oxi hóa tiếp

S + O2 = SO2

4 P + 5 O2 = 2 P2O5

Phản ứng cuối cùng này tỏa nhiệt và đa nhiệt độ từ 1200oC  1600oC Các khí CO2, CO, SO2 bay ra khỏi hệ SiO2, P2O5 tác dụng với MnO thành các muối silicat, photphat nổi lên trên kim loại nóng chảy gọi là xỉ

Sau khi sự oxi hóa tạp chất kết thúc, lúc này đên Fe bị oxi hóa:

Fe + 1

2O2 = FeO Lúc này miệng lò xuất hiện đám khói nâu dày đặc Ngời ta ngừng oxi hóa và thêm vào lò một ít gang giàu C đã loại tạp chất và một lợng nhỏ Mn thì:

FeO + Mn = MnO + Fe

4 Luyện thép từ sắt vụn chứa Fe 2 O 3 và gang: Trong lò xảy ra các phản ứng oxi hóa các chất trong gang

bằng Fe2O3 làm giảm lợng tạp chất đó:

Fe2O3 + 3 C = 2 Fe + 3 CO

2 Fe2O3 + 3 Si = 4 Fe + 3 SiO2 Fe2O3 + 3 Mn = 2 Fe + 3 MnO

XI/- Nhiệt phân

1 Muối amoni:

NH4Cl to

 NH3 + HCl



(NH4)2CO3 to

 2 NH3 + CO2

 + H2O NH4HCO3 to

 NH3 + H2O + CO2



NH4NO2 to

 N2

 + 2 H2O

NH 4 NO 3 to

 N2O

 + 2 H2O (NH4)2S to

 2 NH3

 + H2S (NH4)2SO3 = 2 NH3 + H2O + SO2 NH4HSO3 = NH3 + H2O + SO2

2 Muối nitrat:

+ Muối NO3 của kim loại mạnh (K, Na, Ca, Ba) nhiệt phân tạo thành muối nitrit và giải phóng oxi:

2 KNO3 to

 2 KNO2 + O2 Ba(NO3)2 to

 Ba(NO2)2 + O2

+ Muối NO3 của kim loại trung bình (Mg  Cu) khi nhiệt phân tạo ra oxit kim loại và giải phóng hỗn hợp khí NO2, O2:

Cu(NO3)2 to

 CuO + 2 NO2 + O2 + Muối NO3 của kim loại yếu (Ag, Hg) khi nhiệt phân tạo ra kim loại và giải phóng hỗn hợp khí NO2, O2:

2 AgNO3 to

 2 Ag + 2 NO2 + O2

3 Muối của kim loại kiềm:

3KClO to

 KClO3 + 2 KCl 4KClO3 to

 3KClO4 + KCl 2KClO3 to

 2KCl + 3 O2 2NaHCO3 to

 Na2CO3 + CO2 + H2O 2NaNO3 to

 2NaNO2 + O2 2KMnO4 to

 K2MnO4 + 2O2 + 2MnO2

4 Muối và các chất chứa kim loại kiềm thổ:

CaCO3 1000 Co

 CaO + CO2 Ca(HCO3)2 to

 CaCO3 + H2O + CO2



CaSO3 to

 CaO + SO2 2CaOCl2 to

 2 CaCl2 + O2

2 Ca(NO3)2 to

 2 Ca(NO2)2 + O2 Ca(OH)2 to

 CaO + H2O

5 Muối và các chất chứa Al, Fe:

2 Al (OH)3 to

 Al2O3 + 3 H2O Fe(OH)2 to

 FeO + H2O

2 Fe(OH)3 to

 Fe2O3 + 3 H2O FeCO3 to

 FeO + CO2

4 FeCO3 + O2 to

 2 Fe2O3 + 4 CO2

4 Fe(NO3)3 to

 2 Fe2O3 + 12 NO2 + 2 O2

Hóa hữu cơ

I/- Các khái niệm cơ bản

1 Đồng đẳng là những chất hợp chất hữu cơ có cấu tạo hóa học tơng tự nhau, tính chất hóa học tơng tự nhau.

Thành phần cấu tạo của phân tử hơn kém nhau một hay nhiều nhóm metylen ( CH2 )

Ví dụ: CH4 ; C2H6 ;

HCOOH ; CH3COOH ; C2H5COOH ;

2 Đồng phân là những chất hợp chất hữu cơ có cùng CTPT nhng CTCT khác nhau nên tính chất hóa học

khác nhau hoặc tơng tự nhau

Ví dụ: CH3  CH2  OH và CH3  O  CH3

 Đồng phân hình học:

a c

C = C

a  b

c  d

 Đồng phân cis: Nếu 2 nhóm hoặc 2 nguyên tử cùng lớn hoặc cùng nhỏ liên kết vào 2 nguyên tử C của liên kết đôi nằm cùng một phía với liên kết đôi

 Đồng phân trans: Nếu hai nhóm hoặc 2 nguyên tử cùng lớn hoặc cùng nhỏ liên kết vào 2 nguyên tử C của liên kết đôi nằm về 2 phía đối với liên kết đôi

Ví dụ:

3 Nhóm chức là nhóm nguyên tử gây ra những phản ứng hóa học đặc trng cho hợp chất hữu 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: NH3  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/- Định nghĩa một số hợp chất hữu cơ

1 Parafin (ankan) là những hiđrocacbon mạch hở, chỉ có liêm kết đơn trong phân tử, có CTTQ CnH2n+2 (n

 1)

2 Olefin (anken) là những hiđrocacbon không no, có một liên kết đôi, mạch hở, có CTTQ C2H2n (n  2).

3 Điolefin (ankađien) là những hiđrocacbon không no, mạch hở, có 2 liên kết đôi, có CTTQ CnH2n - 2 (n 

3)

4 Ankin là những hiđrocacbon không no, mạch hở, có một liên kết 3, có CTTQ CnH2n -2 (n  2).

5 Phenol là những hợp chất hữu cơ mà phân tử của chúng có nhóm hiđroxyl liên kết trực tiếp với nguyên

tử cacbon của vòng benzen

Ví dụ:

C6H5OH

6 Amin là những hợp chất hữu cơ sinh ra do nguyên tử hiđro trong phân tử amoniac đợc thay bằng gốc

hiđrocacbon Tùy theo số nguyên tử hiđro trong phân tử amoniac đợc thay thế ta đợc amin bậc 1, bậc 2, bậc 3

Ví dụ:

CH3  NH2 : metylamin (bậc 1) : trimetylamin (bậc 3) C6H5NH2 : phenylamin hay anilin (bậc 1)

CH3  NH  CH3 : đimetylamin (bậc 2)

7 Anđehit no đơn chức là những hợp chất hữu cơ mà phân tử có một nhóm chức anđehit

H C O

liên kết với gốc hiđrocacbon no

8 Axit cacboxylic no đơn chức là hợp chất hữu cơ mà phân tử có một nhóm cacboxyl (COOH) liên kết

với gốc hiđrocacbon no

Axit cacboxylic không no đơn chức là những hợp chất hữu cơ mà phân tử có một nhóm cacboxyl liên

kết với gốc hiđrocacbon không no (có liên kết đôi hoặc liên kết ba)

Ví dụ: CH2 = CH  COOH : axit acrylic

axit metacrylic

CH3  (CH2)7  CH = CH  (CH2)7  COOH : axit oleic

9 Rợu là những hợp chất hữu cơ mà phân tử có một hay nhiều nhóm hiđroxyl liên kết với gốc

hiđrocacbon

10 Lipit (chất béo) là những este của glixerin với các axit béo.

Ví dụ:

2

2

|

CH OCOR'

|

CH OCOR"





 Axit béo: C15H31COOH : axit panmitic (no)

C17H35COOH : axit stearic (no)

C = C CH

3 CH

3

cis buten - 2

H CH

3

C = C CH

3 H trans buten - 2

OH CH

3

o - crezol

OH

CH

3

(m) crezol

OH

CH

3

(p) crezol

CH3  N  CH3

|

CH3

CH2 = C  COOH

|

CH3