li thuyet hoa hoc

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 O 2 , H 2 , Cl 2 , 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 CaC 2 : Nếu giả thiết rằng các cặp electron dùng chung chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Ví dụ: với HNO 3 : 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 (n o ): = 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 45 o thì có 45ml rợu và 55ml nớc: độ rợu = rượu ng / c dd rượu V 100 V ì 1 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 OH 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) 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 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 nhng khác số proton. Ví dụ: 14 6 C và 14 7 C . 7. Lớp điện tử (e) đợc đánh số từ trong ra ngoài theo thứ tự mức năng lợng 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 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 2 1. Nguyên tử lớp vỏ (e mang điện tích âm) hạt nhân proton (+) nơtron () A Z X 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. 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: SO 2 : O = S O NH 4 + : H | H N 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 2 5 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: 3. Độ điện ly: = o n n 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 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 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. H 3 PO 4 là axit đa chức. So sánh tỉ lệ: 3 4 NaOH H PO n a n b = 3 4 NaOH H PO n a n b = 1 2 3 NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4 Na 3 PO 4 NaH 2 PO 4 H + d NaH 2 PO 4 Na 2 HPO 4 Na 2 HPO 4 Na 3 PO 4 Na 3 PO 4 OH 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 CH 3 CH 2 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: 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 . 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(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. Ngoại lệ H O P O H O | H = hay Na 2 HPO 3 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 Dung dịch pH a m + b m trung tính 7 4 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 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 Na 2 CO 3 : Cách 1: Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH NaHCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + NaOH Na 2 CO 3 + H 2 O CO 2 + 2NaOH. CO 3 2 + H 2 O CO 2 + 2OH Cách 2: Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2 CO 3 2 + H 2 O HCO 3 + OH HCO 3 + H 2 O = H 2 CO 3 + 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 NH 4 Cl: NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl Ph.trình ion: NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + dung dịch có H 3 O + 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: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S Fe 2 (CO 3 ) 2 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 Al 2 (CO 3 ) 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3CO 2 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 Na 2 CO 3 tác dụng với dung dịch 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 dịch NH 4 Cl tác dụng với dung dịch 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 - Phân tử trung hòa: HCl , HNO 3 , H 2 SO 4 , . - Ion dơng: NH 4 + , Fe 3+ , Al 3+ , . - Ion âm: duy nhất có 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 + Tạo môi trờng axit, làm quì tím ngả hồng, có khả năng cho proton. 2. Bazơ có các dạng 5 - Phân tử trung hòa: NaOH , NH 3 , . - Ion gốc axit yếu: S 2 , SO 3 2 , CO 3 2- , . Tạo ra môi trờng OH quì tím ngả xanh, có khả năng nhận proton. 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 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: NaHCO 3 . HCO 3 CO 3 2 + H + HCO 3 + H + H 2 CO 3 . - H 2 O là chất lỡng tính: H 2 O H + + OH H 2 O + H + H 3 O + . 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 + ] ì [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 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 nh: 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. 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. 6 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: FeS 2 + HNO 3 Fe 3+ + NO + SO 4 2 + . 2 3 2 2 4 3 2 FeS 8H O 15e Fe 2SO 16H 1 5 NO 4H 3e NO 2H O + + + + = + + + + = + Phơng trình ion: FeS 2 + 4 H + + 5 NO 3 = Fe 3+ + 2 SO 4 2 + 5 NO + 2 H 2 O Phơng trình phân tử: FeS 2 + 8 HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + 2 H 2 SO 4 + 5 NO + 2 H 2 O hoặc: 2 FeS 2 + 10 HNO 3 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 SO 4 + 10 NO + 4 H 2 O 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: M n+ + ne = M o . 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 + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu. b) Phơng pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử nh CO , H 2 , 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. 7 CuO + H 2 o t = Cu + H 2 O. 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 + Cl 2 2 Al 2 O 3 3 6 đpnc Na AlF 4 Al + 3 O 2 . * 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. CuCl 2 đpdd Cu + Cl 2 4 AgNO 3 + 2 H 2 O = 4 Ag + 4 HNO 3 + O 2 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 = m It 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 Ca 2+ , Mg 2+ . 2. Các loại nớc cứng: có 3 loại nớc cứng: - Nớc cứng tạm thời: có chứa HCO 3 , Ca 2+ , Mg 2+ . - Nớc cứng vĩnh cửu: có chứa Cl , SO 4 2 , Ca 2+ , Mg 2+ . - Nớc cứng toàn phần: có chứa đồng thời HCO 3 và SO 4 2 hoặc Cl , Ca 2+ hoặc Mg 2+ . 3. Nguyên tắc làm mềm nớc cứng: Làm giảm nồng độ các ion Ca 2+ , Mg 2+ 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(HCO 3 ) 2 o t = CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 = 2 CaCO 3 + H 2 O. - Đối với nớc cứng vĩnh cửu hoặc toàn phần có thể dùng dung dịch Na 2 CO 3 : MgSO 4 + Na 2 CO 3 = MgCO 3 + Na 2 SO 4 Mg(HCO 3 ) 2 + Na 2 CO 3 = MgCO 3 + 2 NaHCO 3 . 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 Fe 3 C đợc hình thành làm gang có màu trắng. 8 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) O 2 của không khí đợc sấy đến 900 o C tác dụng với than cốc thành CO 2 . ở nhiệt độ cao (2000 o C) CO 2 biến thành CO: C + O 2 = CO 2 CO 2 + C = 2CO. b) Khử oxi của oxit sắt: 3 Fe 2 O 3 + CO = 2 Fe 3 O 4 + CO 2 Fe 3 O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 FeO + CO = Fe + CO 2 . 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 Trớc hết: C + O 2 = CO 2 (1) CO 2 + C = 2CO (2) Sau đó: 4 FeS 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 (3) và 3 Fe 2 O 3 + CO = 2 Fe 3 O 4 + CO 2 (4) Fe 3 O 4 + CO = 3 FeO + CO 2 (5) FeO + CO = Fe + CO 2 (6) - Nếu dùng quặng Hêmatit (Fe 2 O 3 ) thì dùng các phản ứng 1, 2, 4, 5, 6. - Nếu dùng quặng Manhetit (Fe 3 O 4 ) 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 + O 2 = SiO 2 Phản ứng này kèm theo chùm tia lửa rất sáng. Sau đó oxi hóa Mn, C: 2 Mn + O 2 = 2 MnO C + O 2 = CO 2 O 2 + C = 2 CO Lúc này nhiệt độ trong lò lên đến 2000 o C, trong lò thấy có ngọn lửa màu xanh. Một phần S, và P sẽ bị oxi hóa tiếp. S + O 2 = SO 2 9 4 P + 5 O 2 = 2 P 2 O 5 . Phản ứng cuối cùng này tỏa nhiệt và đa nhiệt độ từ 1200 o C 1600 o C. Các khí CO 2 , CO, SO 2 bay ra khỏi hệ. SiO 2 , P 2 O 5 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 2 O 2 = 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 Fe 2 O 3 làm giảm lợng tạp chất đó: Fe 2 O 3 + 3 C = 2 Fe + 3 CO 2 Fe 2 O 3 + 3 Si = 4 Fe + 3 SiO 2 Fe 2 O 3 + 3 Mn = 2 Fe + 3 MnO. XI/- Nhiệt phân 1. Muối amoni: NH 4 Cl o t NH 3 + HCl (NH 4 ) 2 CO 3 o t 2 NH 3 + CO 2 + H 2 O NH 4 HCO 3 o t NH 3 + H 2 O + CO 2 NH 4 NO 2 o t N 2 + 2 H 2 O NH 4 NO 3 o t N 2 O + 2 H 2 O (NH 4 ) 2 S o t = 2 NH 3 + H 2 S (NH 4 ) 2 SO 3 = 2 NH 3 + H 2 O + SO 2 NH 4 HSO 3 = NH 3 + H 2 O + SO 2 2. Muối nitrat: + Muối NO 3 của kim loại mạnh (K, Na, Ca, Ba) nhiệt phân tạo thành muối nitrit và giải phóng oxi: 2 KNO 3 o t 2 KNO 2 + O 2 Ba(NO 3 ) 2 o t Ba(NO 2 ) 2 + O 2 + Muối NO 3 của kim loại trung bình (Mg Cu) khi nhiệt phân tạo ra oxit kim loại và giải phóng hỗn hợp khí NO 2 , O 2 : Cu(NO 3 ) 2 o t CuO + 2 NO 2 + O 2 + Muối NO 3 của kim loại yếu (Ag, Hg) khi nhiệt phân tạo ra kim loại và giải phóng hỗn hợp khí NO 2 , O 2 : 2 AgNO 3 o t 2 Ag + 2 NO 2 + O 2 3. Muối của kim loại kiềm: 3KClO o t KClO 3 + 2 KCl 4KClO 3 o t 3KClO 4 + KCl 2KClO 3 o t 2KCl + 3 O 2 2NaHCO 3 o t Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O 10 [...]... nhóm cacboxyl li n kết với gốc hiđrocacbon không no (có li n kết đôi hoặc li n kết ba) Ví dụ: CH2 = CH COOH : axit acrylic CH2 = C COOH axit metacrylic | CH3 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 li n kết với gốc hiđrocacbon 10 Lipit (chất béo) là những este của glixerin với các axit béo Ví dụ: Axit béo: CH 2 OCOR |... hay anilin (bậc 1) | CH3 NH CH3 : đimetylamin (bậc 2) CH3 H 7 Anđehit no đơn chức là những hợp chất hữu cơ mà phân tử có một nhóm chức anđehit C O li n kết với gốc hiđrocacbon no 8 Axit cacboxylic no đơn chức là hợp chất hữu cơ mà phân tử có một nhóm cacboxyl (COOH) li n kết với gốc hiđrocacbon no Axit cacboxylic không no đơn chức là những hợp chất hữu cơ mà phân tử có một nhóm cacboxyl li n... học: a c C=C b b ab cd với Đồng phân cis: Nếu 2 nhóm hoặc 2 nguyên tử cùng lớn hoặc cùng nhỏ li n kết vào 2 nguyên tử C của li n kết đôi nằm cùng một phía với li n kết đôi Đồng phân trans: Nếu hai nhóm hoặc 2 nguyên tử cùng lớn hoặc cùng nhỏ li n kết vào 2 nguyên tử C của li n kết đôi nằm về 2 phía đối với li n kết đôi Ví dụ: H H H C=C CH3 CH3 CH3 C=C CH3 H cis buten trans học - 2 3 Nhóm chức là nhóm... tằm, len, bông, - Tơ hóa học là tơ đợc chế biến bằng phơng pháp hóa học, bao gồm tơ nhân tạo và tơ tổng hợp Tơ nhân tạo đợc sản xuất từ polime thiên nhiên (từ xenlulozơ) điều chế tơ visco, tơ axetat, Tơ tổng hợp đợc sản xuất từ polime tổng hợp (tơ poliamit, tơ polieste) - Điều chế tơ nilon: to n H2N (CH2)6 NH2 + n HOOC (CH2)4 COOH [NH (CH2)6 NH CO (CH2)4 CO ]n + 2n H2O nilon - 6,6 - Điều... trình đa lu huỳnh vào mạch polime của cao su ở nhiệt độ nhất định Kết quả là các nguyên tử S trở thành các cầu nối đisunfua S S nối các đại phân tử polime lại với nhau tạo dạng cấu tạo mạng lới trong không gian bền chặt n S S S S S S III/- Các phản ứng hóa học 1 Phản ứng trùng hợp: Quá trình cộng hợp li n tiếp nhiều phân tử nhỏ (monome) tạo thành phân tử lớn (polime) đợc gọi là phản ứng trùng... Nguyên li u: - Than đá (C), đá vôi (CaO) - Tinh bột, xenlulozơ, vỏ bào, mùn ca (C6H10O5)n - Dầu mỏ (C4H10) - Khí thiên nhiên (CH4) b) Các hợp chất hữu cơ cần điều chế - Nhựa: PE, PVC, PP, PS, PVA, phenol fomanđehit - Cao su buna, cao su isopren CH 3 | CH 2 CH - Este : Polimetyl metacrylat (thủy tinh hữu cơ plexiglat) | COOCH 3 n CH 2 CH | - Polimetyl acrylat COOCH 3 n - Glixerin... giữ đợc sự biến dạng đó khi thôi tác dụng Thành phần của chất dẻo gồm polime, chất hóa dẻo, chất độn, chất phụ tạo màu, chất chống oxi hóa, chất diệt trùng, Ví dụ: PE , PS , PVC, PP, CH 3 | CH 2 C | COOCH 3 n CH 3 | xt , t o n CH 2 = C | COOCH 3 (polimetylmetacrylat - thủy tinh hữu cơ (plexiglat)) 16 Tơ là những polime thiên nhiên hoặc tổng hợp có thể kéo thành sợi dài và mảnh - Tơ... khác nhau Ví dụ: NH 3 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: C 2H4(OH)2 ; C3H5(OH)3 ; II/- Định nghĩa một số hợp chất hữu cơ 1 Parafin (ankan) là những hiđrocacbon mạch hở, chỉ có li m kết đơn trong phân tử, có CTTQ C nH2n+2 (n 1) 2 Olefin (anken) là những hiđrocacbon không no, có một li n kết đôi, mạch hở, có CTTQ C2H2n... đôi, mạch hở, có CTTQ C2H2n (n 2) 3 Điolefin (ankađien) là những hiđrocacbon không no, mạch hở, có 2 li n kết đôi, có CTTQ C nH2n - 2 (n 3) 4 Ankin là những hiđrocacbon không no, mạch hở, có một li n kết 3, có CTTQ CnH2n -2 (n 2) 5 Phenol là những hợp chất hữu cơ mà phân tử của chúng có nhóm hiđroxyl li n kết trực tiếp với nguyên tử cacbon của vòng benzen Ví dụ: OH OH OH CH3 C6H5OH (p) crezol CH3 o... tử lớn (polime) đợc gọi là phản ứng trùng hợp Điều kiện các chất tham gia phản ứng trùng hợp là phải có li n kết bội (li n kết đôi, ba) Ví dụ: CH2 = CH2 ; C6H5 CH = CH2 ; CH2 = CHCl ; CH2 = CH CH = CH2 Phản ứng đồng trùng hợp là phản ứng kết hợp nhiều monome của nhiều loại monome khác nhau tạo polime CH = CH2 Ví dụ: n CH2 = CH CH = CH2 + n Butadien 1, 3 [ CH2 CH = CH CH2 CH CH2 ]n Styren Cao . (): > 1,7 : li n kết ion. = 1,7 : 50% li n kết ion và 50% li n kết cộng hóa trị. < 1,7 : li n kết cộng hóa trị có cực. = 0 : li n kết cộng hóa. nhóm cacboxyl li n kết với gốc hiđrocacbon không no (có li n kết đôi hoặc li n kết ba). Ví dụ: CH 2 = CH COOH : axit acrylic axit metacrylic CH 3 (CH