tài liệu luyện thi phần lí thuyết 12 vo co

A ĐẠI CƯƠNG : I NGUYÊN TỬ: GỒM 2 PHẦN: 1 Hạt nhân: có 2 hạt: Proton ( p ) mang điện tích dương Nơtron ( N ) không mang điện 2 Lớp vỏ: Có hạt Electron ( Z ) mang điện tích âm Vậy trong 1 nguyên tử thì có 2 hạt mang điện là: Proton và Electron, 1 hạt không mang điện là Nơtron Do nguyên tử trung hòa về điện nên: Số proton (p) = số Electron (Z) = số hiệu nguyên tử = số thứ tự ô = số điện tích hạt nhân ( +Z) 3 Số khối: A = Z + N Với A Số khối, Z số Proton, N số Nơtron 4 Kí hiệu nguyên tố: X A Z Với A Số khối, Z số Proton, X nguyên tố 5 Khối lượng nguyên tử trung bình: A = 21 .2.21.1 XX AXAX + ++ A 1 , A 2 … Số khối của đồng vò thứ 1, 2, …. X 1, X 2 , … Phần trăm của đồng vò thứ 1, 2, …. 6 Công thức liên hệ: 1≤ Z N ≤ 1.5 II CẤU HÌNH ELECTRON VÀ CÁCH ĐIỀN ELECTRON VÀO Ô LƯNG TỬ ( OBITAN ) Được chia thành 4 phân lớp: s, p, d, f Lớp 1 có 1 phân lớp: 1S Lớp 2 có 2 phân lớp: 2S 2p Lớp 3 có 3 phân lớp: 3S 3p 3d Lớp 4 có 4 phân lớp: 4S 4p 4d 4f Lớp 5 có 4 phân lớp: 5S 5p 5d 5f Lớp 6 có 4 phân lớp: 6S 6p 6d 6f Cấu hình: 1S 2S 2p 3S 3p 4S 3d 4p 5S … Phân lớp S có tới đa 2 e Phân lớp p có tối đa 6 e Phân lớp d có tối đa 10 e Phân lớp f có tối đa 14 e Điền electron vào Obitan: mổi Obitan là 1 ô vuông Phân lớp S có 1 obitan Phân lớp p có 3 obitan Phân lớp d có 5 obitan Phân lớp f có 7 obitan Cách điền electron vào obitan theo quy tắc Hund: khi điền e vào obitan sao cho số e độc thân là lớn nhất. Mổi Obitan chứa tối đa 2 e Nguyên lý vững bền: trong nguyên tử, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao Quy tắc Kleckoski: cho biết sự sắp xếp e theo thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s… Đới với nguyên tố có Z ≥ 21 , trước tiên viết sự phân bố eletron theo mức năng lượng, sau đó sắp xếp lại theo các lớp từ trong ra ngoài. Vd Viết cấu hình electron của Fe ( Z = 26) Mức năng lượng : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 Cấu hình e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Fe 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 Fe 3+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 Chú ý: Electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng lượng Sự phân bố electron vào obitan: N ( Z = 7 ) 1s 2 2s 2 2p 3 Đặc điểm lớp e của nguyên tử nguyên tố hoá học: • Lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố hoá học có thể có nhiều nhất 8 e Các nguyên tử có 1, 2, 3 e ngoài cùng là kim loại Các nguyên tử có 5, 6, 7 e ngoài cùng là phi kim Các nguyên tử có 4 e ngoài cùng : có thể là kim loại ( Sn ,Pb) hoặc phi kim ( C, S …) Các nguyên tử có đủ 8 e ngoài cùng , bền vững : là khí hiếm Vậy e ngoài cùng quyết đònh tính chất hoá học của một nguyên tố. III LIÊN HỆ GIỮA VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO ELECTRON Số thứ tự của nguyên tố = Số proton, số electron… Số thứ tự của chu kỳ = số lớp của Electron Số thứ tự của nhóm A = Số Electron ở lớp ngoài cùng VI HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC: 1 Đònh luật tuần hoàn: “ Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất của các đơn chất và hợp chất của chúng biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhan”. 2 Bảng hệ thống tuần hoàn: Có 7 chu kỳ: 8 nhóm a chu kỳ: Gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron xếp theo chiều tăng của điện tích hạt nhân, mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm. b Nhóm và phân nhóm: Mổi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính ( nguyên tố s và p ) và phân nhóm phụ ( nguyên tố d và f ) Nguyên tử của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính có số electron lớp ngoài cùng bằng số thứ tự nhóm. V KHÁI NIỆM NGUYÊN TỬ, NGUYÊN TỐ, PHÂN TỬ, CHẤT: 1 Nguyên tử: là hạt nhỏ nhất không thể phân chia về mặt hoá học, tham gia tạo thành phân tử. Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có điện tích hạt nhân bằng nhau. 2 Phân tử: là hạt nhỏ nhất của một chất có khã năng tồn tại độc lập và còn mang những tính chất hoá học cơ bản của chất đó. 3 Đơn chất: là chất tạo thành từ một nguyên tố hoá học : O 2 , H 2 , Cl 2 Một nguyên tố hoá học có thể tạo tàhn một số dạng đơn chất khác nhau gọi là các dạng thù hình của nguyên tố đó. Ví dụ : các bon có 3 dạng thù hình : cácbon vô đònh hình, than chì và kim loại 4 Hợp chất là chất cấu tạo từ 2 hay nhiều nguyên tố hoá học : H 2 O , NaOH… VI KHÁI NIỆM KHỐI LƯNG NGUYÊN TỬ, KHỐI LƯNG PHÂN TỬ, MOL 1 Nguyên tử khối: là khối lượng của một nguyên tử biểu diển bằng đơn vò cácbon ( đ v C) 2 Phân tử khối: là khối lượng của một phân tử biểu diển bằng đơn vò cácbon ( đ v C) 3 Mol là lượng chất chứa N = 6,02 10 23 ( số Avôgrô ) hạt đơn vò ( nguyên tử, phân tử, ion, electron … ) 4 Khơi lượng Mol là khối ưlợng của N hạt vi mô ( nguyên tử, phân ửt, ion…) 5 Cách tính số mol a Dựa vào khối lượng của một chất : n = Với n Số mol của một chất ( đơn vò mol) m Khối lượng của một chất ( đơn vò là gam) M khối lượng phân tử của một chất ( đ v C) b Dựa vào thể tích chất khí ở đktc : n = Với n số mol của chất khí ( đơn vò mol ) V thể tích của chất khí ở đktc ( đơn vò là lít ) c Dựa vào Nồng độ và thể tích của một dung dòch : n = C M x V Với n số mol của một dung dòch ( đơn vò là mol) C M Là nồng độ của một dung dòch ( đơn vò là mol/lit) V thể tích của một dung dòch ( đơn vò là lít) d Dựa vào p suất của một chất khí: n = Với n Số mol của một chất khí ( đơn vò là mol ) P thể tích của chất khí ( đơn vò atm) V thể tích của chất khí ( đơn vò lít) R hằng số Plăng (= 0,082 ) đối với thể tích khi tính bằng atm T = t +273 o C nhiệt độ theo kenvin e Cách đổi từ mmHg ra atm : 1 atm = 760 mmHg VII TỶ KHỐI CỦA CHẤT KHÍ: (kí hiệu là d) là tỷ khối của khí này so với khí khác d A/B = Với : M A và M B là phân tử khối của cùng thể tích khí A và khí B VIII KHỐI LƯNG MOL TRUNG BÌNH CỦA HỔN HP KHÍ: Khối lượng mol trung bình của hổn hợp khí ( ) với = Trong đó : m hh là khối lượng của hổn hợp khí m M V 22,4 P.V R.T M A M B M M m m hh hh n hh số mol của hổn hợp khí Giả sử hổn hợp gồm 3 khí A, B, C ta có = = IX LIÊN KẾT HOÁ HỌC Có 2 kiểu liên kết hoá học chính là: liên kết cộng hoá trò và liên kết ion Liên kết cộng hoá trò: Liên kết cộng hoá trò được tạo thành do ác nguyên tử góp chung với nhau 1 hay nhiều electron tạo thành các cặp e chung, khi đó 2 nguyên tử đều đạt cơ cấu bền của khí hiếm. Có 2 loại: Liên kết cộng hoá trò không cực: (∆x = 0 với : ∆x là hiệu độ âm điện) Tạo thành do 2 nguyên tử của cùng 1 nguyên tố, cặp e liên kết không bò lệch về phía nào. Ví dụ như: H-H, Cl-Cl Liên kết cộng hóa trò có cực (∆x < 1,7 ) Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều, cặp e liên kết bò lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn Ví dụ như: H-Cl Liên kết cho nhận ( còn gọi là liêm kết phối trí) Đó là loại lien kết cộng hoá trò mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được gọi là nguyên tố cho e Vdí dụ như: NH + Liên kết π và liên kết σ Liên kết π là sự xen phủ giữa các obitan p ở 2 bên trục nối giữa 2 hạt nhân nguyên tử Liên kết σ là do sự xen phủ 2 obitan dọc theo trục nối giữa 2 hạt nhân nguyên tử. Liên kết ion:( ∆x ≥ 1,7 ) là liên kết đựoc hình thành do lực hút tỉnh điện giữa các ion mang điện tích ngược dấu. Vd sự tạo thành phân tử NaCl Na – e → Na + Cl + e → Cl - Hoá trò của các nguyên tố: Electron hoá trò: là những electron có khã năng tham gia vào việc hình thành liên kết hoá học. M m A + m B + m C n A + n B + n C n A M A + n B M B + n C M C n A + n B + n C H + H – N → H H Na + + Cl - = NaCl Điện hoá trò: là hoá trò của 1 nguyên tố trong hợp chất ion bằng số điện tích ion đó. Vd : trong NaCl : Điện hoá trò của Na là 1 + , của Clo là 1 - Cộng hoá trò: hoá trò của 1 nguyên tố trong hợp chất cộng hoá trò ( gọi là cộng hoá trò ) bằng số lien kết mà nguyên tử của nguyên tố đocs thể tạo thành với các nguyên tử của nguyên tố khác Vd : trong CH 4 : hoá trò của Hiđrô là 1, của các bon là 4 B HOÁ HỌC CÁC CHẤT Các chất vô cơ: I Đơn chất: kim loại và phi kim. Kim loại: chỉ thể hiện tính khử, tức nhường electron để trở thành cation M – ne = M n+ Phi kim: có khã năng thu electron để trở thành anion II Hợp chất: Oxít, Axít, Bazơ, muối: 1 xít là hợp chất giữa oxi với một nguyên tố hoá học khác: CaO, CO 2 … 2 xít bazơ: là những ôxit tác dụng với dung dòch axit tạo thành muối và nước ( thường ôxit của kim loại ) xit bazơ của kim loại kiềm và kiềm thổ phản ứng với nước tạo hiđrôxit: Cao + H 2 O = Ca(OH) 2 Tác dụng với ôxit axit và axit tạo thành muối: CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O CaO + CO 2 = CaCO 3 3 xit axit: là những ôxit tác dụng với dung dòch bazơ tạo thành muối và nước ( thường là ôxit của phi kim ) Một số ôxit axit được tạo thành khi làm mất nước của axit tương tứng, từ đó ôxit axit còn gọi là Anhiđric axit. SO 3 : anhidric sunfuric N 2 O 5 Anhiđric nitric 4 Tác dụng với nước tạo axit tương ứng: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 5Phản ứng với ôxit bazơ và bazơ tạo thành muối: CO 2 + 2 KOH = K 2 CO 3 + H 2 O CO 2 + CaO = CaCO 3 6 xit lưỡng tính: vừa có tính axit vừa có tính bazơ: ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O ZnO + 2 KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O Lưu ý: Co, NO, N 2 O không phản ứng với axit, bazơ tạo thành muối. II Axit: Theo Brônsted “ Axit là những chất có khã năng cho prôton ( tức H + )” HCl = H + + Cl - HCl + H 2 O = H 3 O + + Cl - Phân loại: Axit không có xi : Axit có ôxi ( ôxi axit ) HNO 3 Axit nitric HNO 2 Axit nitrơ H 2 SO 4 Axit sunfuric H 2 SO 3 Axit sunfuric HClO Axit hypoclorơ HClO 2 Axit clorơ HClO 3 Axit Cloric HClO 4 Axit pecloric 1 Tính chất của Axit: Trong nước axit điện ly cho ion H 3 O + ( H + ) làm giấy quỳ tím ( hay xanh ) hoá đỏ Phản ứng với kim loại trước hiđrô Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 ↑ Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 ↑ Phản ứng với ôxit bazơ: H 2 SO 4 + CuO = CuSO 4 + H 2 O Phản ứng với bazơ: H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 = CuSO 4 + 2 H 2 O Phản ứng với muối: 2 HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ↑ H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓+ 2 HCl Chú ý: Axit H 2 SO 4 đạc nóng: xi hoá hầu hết các kim loại ( trừ Au và Pt) đến số ôxi hoá cao nhất và giải phóng SO 2 Cu + 2 H 2 SO 4 đặc nóng = CuSO 4 + SO 2 ↑ + H 2 O 2 Fe + 6 H 2 SO 4 đặc nóng = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3 SO 2 ↑ + 6 H 2 O xi hoá một số với phi kim S + 2 H 2 SO 4 đặc nóng = 3 SO 2 ↑ + 2 H 2 O 2 P + 5 H 2 SO 4 đặc nóng = 5 SO 2 ↑ + 2 H 2 O + 2 H 3 PO 4 xi hoá các hợp chất của sắt II như : FeO, Fe 3 O 4 , FeCO 3 … tạo muối sắt III sunfát và giải phóng khí SO 2 xi hoá kim loại: 4 HNO 3 + Fe = Fe(NO 3 ) 3 + NO +2 H 2 O 2 H 2 SO 4 + Mg = MgSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O III BAZƠ 1 Đònh nghóa: ( Theo Bronsted ) Bazơ là những chất có khã năng nhận Prôton H + Vd : KOH + HCl = KNO 3 + H 2 O Phân loại: dựa vào tính tan, bazơ được chia làm 2 loại: Bazơ tan trong nước như: KOH, NaOH, Ba(OH) 2 Tên gọi = Axit + tên phi kim + hric Bazơ không tan trong nước như: Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 … 2 Tính chất hoá học: Trong nước bazơ điện ly ra ion OH - làm quỳ hoá xanh NaOH = Na + + OH - NH 3 + H 2 O  NH 4 + + OH - Phản ứng với axit và ôxit axit tạo muối Ca(OH) 2 + 2 HCl = CaCl 2 + 2 H 2 O Phản ứng với muối axit tạo muối trung hoà: 2 NaOH + Ca(HCO 3 ) 2 = Na 2 CO 3 + CaCO 3 ↓ + 2 H 2 O Bazơ mạnh đẩy bazơ yếu ra khỏi dung dòch muối: 2 NaOH + CuCl 2 = Cu(OH) 2 + 2 NaCl Ba(OH) 2 + 2 NH 4 Cl = BaCl 2 + 2 NH 3 + 2 H 2 O Kiềm mạnh hoà tan đựơc ôxit lưỡng tính và kim loại có hiđrôxit lưỡng tính: NaOH + Al + H 2 O = NaAlO 2 + 3/2 H 2 ↑ KOH + Al 2 O 3 = 2 KAlO 2 + H 2 O Ba(OH) 2 + 2 Al(OH) 3 = Ba(AlO 2 ) 2 + 4 H 2 O Kiềm mạnh phản ứng với halogen: 2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaClO + H 2 o Bazơ tan phản ứng trao đổi với muối: Ba(OH) 2 + K 2 SO 3 = BaSO 3 ↓ + 2 KOH Phản ứng nhiệt phân: ( các bazơ không tan hoặc ít tan) Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O IV HIĐRÔXÍT LƯỢNG TÍNH: X(OH) n Trong đó: n số oxi hoá của X X có thể là kim loại hoặc phi kim 1 Đònh nghóa: Hiđrôxít lưỡng tính là hiđrôxít có cả 2 khã năng cho và nhận prôtn, nghóa là vừa có tính axit, vừa có tính bazơ: nhưng cả 2 tính chất đều yếu. Vd : Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 2 Tính chất: Các hiđrôxit lưỡng tính đều ít tan trong nước. 2 OH - + Zn 2+  Zn(OH) 2  ZnO 2 2- + 2 H + 3 OH - + Al 3+  Al(OH) 3  AlO 2 - + H + + H 2 O Phản ứng với axit mạnh và bazơ mạnh: Al(OH) 3 + 3 HCl = AlCl 3 + 3 H 2 O Zn(OH) 2 + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2 H 2 O 3 Muối: Đònh nghóa: Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại ( hay NH 4 + ) liên kết với anion gốc axit. Phân loại: theo thành phần, muối được chia làm 2 loại: Muối axit là những muối mà gốc axit không còn hiđrô có thể tách thành prôton Vd NaHCO 3 , Ca(HCO 3 ) 2 Muối trung hoà là những muối mà gốc axit không còn hiđrô có khã năng hay htể bằng kim loại. Vd Na 2 CO 3 , CaCO 3 Tính chất Tính tan trong nước: các muối amoni, muối nitrát đều tan Muối clorua đều tan ( rừ AgCl không tan, PbCl 2 ít tan) Muối sunfát đều tan ( trừ SrSO 4 , BaSO 4 , PbSO 4 không tan, CaSO 4 , Ag 2 SO 4 ít tan) Muối cacbonat: chỉ có muối của kim loại kiềm và amoni tan Muối photphat: chỉ có muối phophat của kim loại kiềm và amoni tan. Phản ứng thuỷ phân, tính axit, tính bazơ của dung dòch muối: Phản ứng thuỷ phân là phản ngsthuần nghòch xảy ra do mộ muối tác dụng với nước. Theo Bronsted: phản ứng thuỷ phân cũng là phản ứng trung hoà, phản ứng trao đổi Tính axit bazơ của dung dòch muối: Muối tạo bởi Thuỷ phân Dung dòch PH Axit mạnh + Bazơ mạnh Không Trung tính = 7 Axit mạnh + Bazơ yếu Có Tính Axit < 7 Axit yếu + Bazơ mạnh Có Tính Bazơ > 7 Axit yếu + Bazơ yếu Có Tuỳ vào độ mạnh của axit hay bazơ mà dung dòch có tính axi hay bazơ Axi mạnh hơn : < 7 Bazơ mạnh hơn > 7 Phản ứng trao đổi ion: chỉ xảy ra khi sản phẩm tạo thành là chất kết ủa, chất dể bay hoi hoặc chất điện ly yếu: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ↑ ( tạo chất bay hơi ) Cu(OH) 2 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 ( tạo chất kết tủa) CH 3 COONa + HCl = CH 3 COOH + NaCl ( tạo chất điện ly yếu ) Tính chất hoá học của muối Kim loại mạnh đẩy kim loại yếu ra khỏi dung dòch muối Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu Phản ứng đẩy phi kim yếu ra khỏi dung dòch muối: Cl 2 + 2 KBr = 2 KCl + Br 2 Phản ứng với chất ôxihoá và chất khử: Cl 2 + 2 FeCl 2 = 2 FeCl 3 2 FeCl 3 + Fe = 3 FeCl 2 Phản ứng nhiệt phân t o CaCO 3 = CO 2 + CaO Ca(HCO 3 ) 2 = CaCO 3 + H 2 O + CO 2 AgNO 3 = Ag + NO 2 + ½ O 2 Dung dòch và sự điện ly: Dung dòch: là hổn hợp đồng nhất của dung môi và chất tan Độ tan ( S) của một chất trong nước ở một nhiệt độ xác đònh là số gam chất đó có thể tan trong 100 g để ạo thành dung dòch bảo hoà ở nhiệ độ đó. Nông độ dung dòch là đại lượng biểu thò lượng chất tan có trong một lượng dung dòch nhất đònh dung dòch hoặc dung môi. Nồng độ phần trăm ( C %): Nồng độ phần trăm được biểu thò băng số gam chất tan có trong 100 g dung dòch = = Trong đó: m ct , m dd, m dm khối lượng của chất an, của dung dòch và của dung môi (g) V dd thể tích dung dòch ( ml) d: khối lượng riêng của dung dòch ( g/ml ) Nồng độ mol: là số mol chất tan trong 1 lit dung dòch. Ký hiệu là C M hoặc [ ] Trong đó: n số mol chấ tan m ct khối lượng chất tan ( g) M khối lượng mol chất tan ( g/mol ) V dd thể tích dung dòch ( lít ) Quan hệ giữa C% và C M Sự điện ly Đònh nghóa: là quá trình phân li chất tan thành các ion : ion dương ( cation ) và ion âm ( anion) ở trạng thái dung dòch hoặc khi nóng chảy. Chất điện ly là những chất tan trong nước tạo thành các ion. Sự điện li được biểu diển bằng phương trình điện ly Số phân tử đã điện ly Độ điện li : α = Tổng số phân tử chất Chất điện li mạnh và chất điện li yếu Chất điện li mạnh: là những chất rong dung dòch nước điện li hoàn toàn thành ion ( các muối tan, các axit mạnh, các bazơ mạnh…) Chất điện li yếu: là những chất chỉ phân limột phần thành ion ( đường , rượu, các axit yếu, bazơ yếu …) Phản ứng axit và bazơ Tác dụng của dung dòch axit và dung dòch bazơ Phương trình phân tử: H 2 SO 4 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + 2 H 2 O Phương trình ion H 3 O + +OH - = 2 H 2 O t o t o C% = m ct m dd . 100 m ct m ct + m dm .100 m ct .100 V dd . d C M = n V dd = m ct M . 1 V dd C M = M . 10.d C% Tác dụng của dung dòch axit và bazơ không tan: PT phân tử: 3 HNO 3 + Al(OH) 3 = Al(OH) 3 + 3 H 2 O PT ion thu gọn: 3 H 3 + Al(OH) 3 = Al 3+ + 3 H 2 O Tác dụng của dung dòch axit và ôxit bazơ không tan PT phân tử: 2 HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O PT ion thu gọn: 2 H + + CuO = Cu 2+ + H 2 O V PHẢN ỨNG ÔXY HOÁ KHỬ Đònh nghóa phản ứng ôxy hoá khử: là phản ứng trong đó nguyên tử hoặc ion này nhường e cho nguyên tử hoặc ion khác. Chất khử là chất nhường e nên có số ôxy hoá tăng Chất ôxy hoá là chất thu e nên số ôxy hoá giảm Sự ôxy hoá là sự mất e: Fe 2+ - e = Fe 3+ Sự khử là sự thu e: Cl 2 +2. e = 2 Cl - Cách xác đònh số ôxy hoá: Số ôxy hoá của đơn chất bằng không Đối với các ion đơn nguyên tử, số ôxi hoá bằng điệ tóha của ion đó: Vd số ôxi hoá của Na + , Mg 2+ Al 3+ lần lượt là +1, +2 ,+3 Trong các hợp chất, số ôxi hoá của hiđrô bằng +1 và của ôxi bằng –2 Trong mộ phân tử, tổng số ôxi hoá của các nguyên tử bằng không Vd Tìm số ôxi hoá của các nguyên tố N, H trong phân tử: HNO 3 Giải : gọi x là số ôxi hoá của nitơ cần tìm : 1 + x + (-2) .3 = 0 -> x = 6 – 1 = + 5 Cách cân bằng phản ứng ôxi hoá khử Gồm các bước như sau: Viết sơ đồ phản ứng Xác đònh số ôxi hoá của các nguyên tố có số ôxi hoá thay đổi Viết các phương trình e ( cho – nhận e). Tìm hệ số cân bằng số e cho và nhận Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình phản ứng Cân bằng phần không tham gia quá trình ôxi hoá khử VI HOÁ VÔ CƠ 1 Phi kim Nhóm halogen : ( Flo, Clo, brôm, iot, Atatin ) Cấu tạo nguyên tử: cấu hình ns 2 np 5 Tính chất vật lý: Ở điều kiện thường F 2 , Cl 2 là chất khí, Br 2 là chất lỏng, I 2 là chất rắn Tính chất hoá học Phản ứng vói H 2 Bóng tối F 2 + H 2 = 2 HF Cl 2 + H 2 = 2 HCl H 2 + Br 2 = 2 HBr I 2 + H 2  2 HI t o t o t o [...]... monooxit CO : là khí không màu, không mùi, rất độc ( gây chết người) CO thể hiện tinhs khử ở nhiệt độ cao: CO + FeO = Fe + CO2 Cácbon điôxit CO2 : là khí không màu , không mùi ít tan trong nước Tác dung với nước: CO2 + H2O  H 2CO3 là axit yếu kém bền, khi dun nóng cho CO2 bay ra Tác dung với kiềm: CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O 2 CO2 + Ca(OH)2 = Ca(HCO3)2 Điều chế CO2 : CaCO3 + 2 HCl = CaCl2 + CO2 + H2O... C = P + 5 CO Cácbon và silíc Cácbon: Tính chất hóa học: ở nhiệ độ thấp hoạt tính hóa học thấp, nhưng ở nhiệt độ cao thì hoạt tính hoá học tăng lên, phản ứng được với H2, S, Kim loại… C + O2 = CO2 + Q 2 CuO + C = CO2 + 2 Cu SiO2 + 3 C = SiC + 2 CO H2O CaO + 3 C = CaC2 + CO Cácbon khử đợc nhiều oxit kim loại: C + ZnO = Zn + CO xi hoá C bằng hơi nước ở nhiệt độ cao được hổn hợp khí : CO, H2, CO2 , hơi Các... 2 HCl = CaCl2 + CO2 + H2O Muối cácbonat : gồm muối cácbonat : Na 2CO3 , CaCO3 … và hiđrôcacbonat NaHCO3, Ca(HCO3)2… Muối hiđrô cacbonat kém bền, bò phân huỷ ở 100o C SiLic:trong tự nhiên tồn tại ở dạng hợp chất silic điôxit SiO2 ( thạch anh trắng ) SiO2 + CaO = CaSiO3 canxi silicat SiO2 + 2 NaOH = Na2SiO3 + H2O CaSiO3 Na2SiO3 là thành phần chính của thuỷ tinh bình thường ... + 3 H2O Muối amoniác: bò huỷ phân tạo môi trường axit Phản ứng vói bazơ mạnh giải phóng NH3 NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O Muối Amoni dể bò nhiệt phân: NH4Cl = NH3 + HCl (NH4) 2CO3 = 2 NH3 + H2O + CO2 NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2 (NH4)2SO4 = 2 NH2 + H2O + SO2 + ½ O2 NH4NO3 = N2O + 2 H2O NH4NO3 = N2 + 2 H2O + ½ O2 NO2 : khí màu nâu, rất độc, bò đime hoá heo cân bằng : 2 NO2  N2O4 NO2 là ôxit có tính axi,... = Ag + NO2 + ½ O2 Photpho Cấu tạo nguyên tử: P ) Z= 15 ) 1 s2 2 s2 2 p6 3 s 2 3 p3 Tính chất vật lý: Có 2 dạng thù hình quan trọng là photpho trắng và phôph đỏ Do có tính oxy hóa nên P không gặp trong thi n nhiên ở trạng thái tự do P trắng độc, không bền, tan trong nước P đổ không độc, kém hoạt động hơn P trắng Tính chất hóa học P tác dụng với ôxi và bò ôxi hóa tới mức cao nhất: 4 P + 5 O2 = 2 P2O5... chế ôxy: 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 ↑ MnO2 o t NaNO3 = NaNO2 + ½ O2 ↑ Lưu huỳnh: Cấu ạo nguyên tử: S ( Z = 16 ) 1S2 2S2 2P6 3S2 3P4 Tính chất vật lý: chất rắn, màu vàng, không tan trong nước, nóng chảy ở o 112, 8 C Tính chất hoá học: S phản ứng trực tiếp với kim loại và phi kim, thường là khi đun nóng: to Fe + S = FeS Hg + S = HgS ( to thường ) to H2 + S = H2S o S + O2 =t SO2 Các hợp chất của lưu huỳnh: H2S:... H2SO4 đ + Cu = CuSO4 + SO2 + 2 H2O H2SO4 đặc nóng, phản ứng với tất cả các kim loại trừ: Pt, Au Fe + H2SO4 đ to = Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O H2SO4 đặc nóng , phản ứng được với phi kim ( C,S,P ) H2SO4 đ + C = CO2 + SO2 + H2O 2 H2SO4 đ + S = 3 SO2 + 2 H2O 5 H2SO4đ + 2 P = 2 H3PO4 + 5 SO2 + 2 H2O Đa số các muối sunfát đều tan trừ BaSO4 , PbSO4 không tan, CaSO4, Ag2SO4 ít tan Điều chế H2SO4: từ quặng piríc sắt... MnO2 + 4 HBr = 2 MnBr2 + Br2 + 2 H2O I- có tính khử mạnh, dể bò ôxi hoá bởi các chất ôxi hoá Fe3+, O2: 2 FeCl3 + 2 KI = 2 FeCl2 + I2 + 2 KCl 2 HI + O2 = H2O + I2 ( chiếu sáng) Các hợp chất muối Halogen: Phần lớn các muối clorua, brômua, iodua tan nhiều trong nước Một số muối không tan: AgX ( AgCl, AgBr, AgI), CuX ( CuCl, CuBr, CuI ) Nhận biết : dùng muối AgNO3 để nhận biết Điều chế HX: HF : CaF2 + 2 H2SO4 . nóng cho CO 2 bay ra Tác dung với kiềm: CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O 2 CO 2 + Ca(OH) 2 = Ca(HCO 3 ) 2 Điều chế CO 2 : CaCO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + CO 2 +. C + O 2 = CO 2 + Q 2 CuO + C = CO 2 + 2 Cu SiO 2 + 3 C = SiC + 2 CO CaO + 3 C = CaC 2 + CO Cácbon khử đợc nhiều oxit kim loại: C + ZnO = Zn + CO xi hoá