Tóm tắt kiến thức hóa học THPT

Nguyên tố hoá học a Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân nghĩa là có cùng số proton và có cùng số electron và có tính chất hoá học giống nhau.. b Số hiệ

BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC

Hạt nhân nguyên tử Vỏ electron

qn = 0 (0)

qe = –1,602.10–19C (1–)

mp = 1,6726.10–

27

kg (1đvC)

mn = 1,6748.10–

27

kg (1đvC)

me = 9,1094.10–

31

kg (0,549.10–3đvC)

Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối lượng của các electron là không

Nếu hình dung nguyên tử như một quả cầu thì : V1nt’ = 4 3

.r

3π

Dnt’ = 10–10m = 1A0 ; 1nm = 10A0 ; Dhn = Dnt’.10–4

TÓM TẮT LÝ THUYẾT HOÁ HỌC TRUNG HỌC PHỔ THÔNG

1 Thành phần cấu tạo nguyên tử, đặc điểm các hạt cấu tạo nên nguyên tử

a) Thành phần cấu tạo nguyên tử

– Hạt nhân nằm ở tâm của nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron (riêng nguyên tố hiđro có một loại nguyên tử trong hạt nhân chỉ chứa proton không có nơtron)

– Vỏ electron của nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt nhân

b) Đặc tính của các hạt cấu tạo nên nguyên tử

Đặc tính hạt

Kh i lư ng

(quy ước)

2 Điện tích và số khối của hạt nhân

a) Số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron (Z = P = E)

b) Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (P) và số nơtron (N)

A = P + N = Z + N

3 Nguyên tố hoá học

a) Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (nghĩa là có cùng số proton và

có cùng số electron và có tính chất hoá học giống nhau)

b) Số hiệu nguyên tử (cho biết số thứ tự của nguyên tử nguyên tố trong bảng tuần hoàn) được kí hiệu là Z,

bằng số đơn vị điện tích hạt nhân, bằng số proton trong hạt nhân nguyên tử và bằng số electron có trong nguyên tử của nguyên tố)

4 Đồng vị – Nguyên tử khối trung bình

a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó có số khối A khác

nhau

Thí dụ : 16

8 O (8e, 8p, 8n) ; 178 O (8e, 8p, 9n)và 188 O (8e, 8p, 10n)

Lưu ý : Cần phân biệt với khái niệm đồng khối (là những dạng nguyên tử của những nguyên tố khác nhau

có cùng số khối A nhưng khác số proton Z)

c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố (A)

Nếu nguyên tố X có các đồng vị : A1X, A2X, A3X,… với phần trăm số nguyên tử của các đồng vị là x1, x2,

x3,… khi đó khối lượng nguyên tử trung bình (KLNTTB) của nguyên tố X bằng :

5 Cấu trúc vỏ electron của nguyên tử

a) Obitan nguyên tử (kí hiệu AO) là vùng không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó tập trung phần lớn

xác suất có mặt electron (khoảng 95%)

Hình dạng các obitan nguyên tử :

– Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử

– Obitan p gồm 3 obitan px, py, pz có dạng hình số 8 nổi, mỗi obitan có sự định hướng khác nhau trong không gian

– Obitan d, f có hình dạng phức tạp

Các obitan khác nhau về hình dạng, kích thước, nhưng mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron

Obitan s Obitan p x Obitan p y Obitan p z

b) Lớp electron : gồm các electron có năng lượng gần bằng nhau

Năng lượng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài Các lớp electron được đặc trưng bằng các số nguyên : n = 1, 2, 3, …, 7 và được kí hiệu lần lượt từ trong ra ngoài như sau :

c) Phân lớp electron : gồm các electron có năng lượng bằng nhau

Các phân phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường : s, p, d, f

Thực tế với hơn 110 nguyên tố đã biết chỉ đủ số electron điền vào 4 phân lớp : ns, np, nd, nf

Thí dụ : với n = 6 các electron điền vào các phân lớp 6s, 6p, 6d, 6f

d) Số obitan trong các phân lớp s, p, d, f tưương ứng là các số lẻ : 1, 3, 5,7

e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n2 obitan

– Thí dụ : Lớp M (n = 3) có : 32 = 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và 5 obitan 3d) ; lớp N (n = 4) có

42 = 16 obitan gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan 4p; 5 obitan 4d ; 7 obitan 4f

f) Năng lượng của các electron trong nguyên tử Cấu hình electron nguyên tử

Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo trình tự như sau :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 5p 5f 6s 6d 6p 7p 7s …

Lưu ý : Khi Z tăng có sự chèn mức năng lượng Thí dụ : mức 4s trở nên thấp hơn 3d,…

Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử

các electron chiếm lần lượt những

obitan có mức năng lượng từ thấp đến

cao

– Quy tắc Kleckowski : (1s22s22p63s23p64s23d10465s24d10 →

6s24f145d106p67s25f146d107s2 )

Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho các số electron độc thân là tối đa

và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau

Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác

nhau Thí dụ : Fe (Z =26) có 26 electron

Cấu hình electron (CHE) của Fe là 1s22s22p63s23p63d64s2

Chẳng hạn : Số thứ tự lớp → 3d6

Tên phân lớp – Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết dưới dạng ô lượng tử :

Do liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, các electron ở lớp ngoài cùng dễ tham gia vào sự hình thành liên kết hoá học → Quyết định tính chất hoá học của một nguyên tố

Lớp ngoài cùng nguyên tử của mọi nguyên tố chỉ có thể có nhiều nhất 8e

– Nếu có 1, 2 hay 3e lớp ngoài cùng → là những nguyên tử kim loại

– Nếu có 5, 6 hay 7e lớp ngoài cùng → thường là những nguyên tử phi kim

↑

↑↓

– Nếu có 4e lớp ngoài cùng, có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim (C, Si)

– Nếu có đủ 8e lớp ngoài cùng (trừ He có 2e) → Đó là các khí hiếm

1 Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học

a) Ô nguyên tố

Thành phần của ô nguyên tố không thể thiếu là kí hiệu hoá học của nguyên tố, số hiệu nguyên tử, nguyên

tử khối trung bình, ngoài ra còn có thể thêm thông tin về cấu tạo nguyên tử, mạng tinh thể,…

Thí dụ :

Số hiệu nguyên tử (stt) 22 Ti

Tên nguyên tố Titan

KLNT trung bình 47,88 3d24s2

Khối lượng riêng (g/cm3) 4,5(Ar) 3d24s2 Cấu hình electron

Nhiệt độ nóng chảy (0C) 16700C 1,54 Độ âm điện

Nhiệt độ sôi (0C) 32890C 1gđk Cấu trúc tinh thể

Số oxi hoá có thể có 2, 3, 4 6,82eV Năng lượng ion hoá

Thông thường các nguyên tố nhóm A và nhóm B được phân biệt nhau ở vị trí đặt kí hiệu nguyên tố

Số thứ tự (stt) ô = số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = tổng số electron

b) Chu kì là dãy các nguyên tố, mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theo chiều điện

– Chu kì 7 các nguyên tố còn lại từ Z = 87 trở đi

c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố được xếp thành cột, gồm các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình

electron tưương tự nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau

– Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ít ngoại lệ)

– Các nhóm nguyên tố được chia thành hai loại :

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

VIIB (n – 1) d5ns2

VIIIB : (n–1)6ns2 (n–1)d7ns2 (n–1)d8ns2

2 Những tính chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân

Điện tích hạt nhân số lớp e bằng nhau, số lớp ngoài cùng tăng, rnt↓ ; độ âm điện↑ Năng lượng ion hoá I1 ↑

; tính kim loại ↓, tính phi kim ↑ ; tính axit của các oxit, hiđroxit ↑, tính bazơ của chúng ↓ ; hoá trị trong hợp chất khí với H của phi kim giảm từ 4 → 1 ; hoá trị cao nhất trong hợp chất với O tăng từ 1 → 7

Khi Z↑, số lớp e tăng, số e ngoài cùng bằng nhau, rnt ↑ ; ĐÂĐ↓ ; I1↓, tính KL↑, tính PK↓, tính axit của các oxit, hiđroxit↓, tính bazơ ↑

3 Định luật tuần hoàn

a) Nội dung định luật

Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử

Lưu ư :

– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp nhau ZB – ZA = 1

– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc :2 chu kì liên tiếp nhau

ZB – ZA = 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ)

ZB – ZA = 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn)

Hợp chất khí với

Hợp chất với oxi

(hoá trị cao nhất) R2O R O R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7

Chủ đề 2 LIÊN KẾT HOÁ HỌC

I KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC

1 Khái niệm về liên kết hoá học

Liên kết hoá học được hình thành giữa hai nguyên tử trong phân tử đơn chất hay hợp chất

II SO SÁNH LIÊN KẾT ION VÀ LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ

Là sự dùng chung các electron

Xảy ra giữa hai nguyên tốgiống nhau về bản chất hoá học (thường xảy ra với các nguyên tố phi kim nhóm 4, 5,

6, 7)

Lưu ý : Trên thực tế trong hầu hết các trường hợp, trạng thái liên kết vừa mang tính chất cộng hoá trị vừa

mang tính ion Để có thể biết được loại liên kết ta phải dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tửcủa một liên kết

2 Xác định loại liên kết dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử của một liên kết

Hiệu độ âm điện Loại liên kết

Δχ < 0,4 0,4 ≤ Δχ < 1,7

Δχ ≥ 1,7

Liên kết cộng hoá trị không cực Liên kết cộng hoá trị có cực Liên kết ion

3 Liên kết cho – nhận (còn gọi là liên kết phối trí)

Đó là loại liên kết cộng hoá trị đặc biệt mà cặp electron dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp được gọi

là nguyên tố cho electron Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có electron) được gọi là nguyên tốnhận electron Liên kết cho – nhận được kí hiệu bằng (→) có chiều từ chất cho e sang chất nhận e

Điều kiện để tạo thành liên kết cho – nhận giữa hai nguyên tố A → B là nguyên tố A có đủ 8 electron lớp ngoài, trong đó có những cặp electron tự do (chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống

4 Liên kết kim loại

1) Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể có

sự tham gia của các electron tự do

2) Tưương tác giữa các ion dưương kim loại ở nút mạng với electron tự do là nguyên nhân của liên kết kim loại

3) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nhưng khác với liên kết ion ở chỗ : Liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện ion – ion, còn liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion – electron

5 Sự xen phủ các obitan tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi và liên kết ba

a) Sự xen phủ trục – Liên kết σ (xích ma)

Sự xen phủ trong đó trục của obitan liên kết trung với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết gọi là sự xen phủ trục Sự xen phủ trục tạo liên kết σ (hình 1)

b) Sự xen phủ bên – Liên kết π (pi)

Sự xen phủ trong đó trục của các obitan liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của 2 nguyên tử liên kết được gọi là xen phủ bên Sự xen phủ bên tạo liên kết π (hình 2)

c) Liên kết đơn : Luôn luôn là liên kết xích ma σ, được tạo thành từ sự xen phủ trục và thường bền vững

d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π Các liên kết π thường kém bền hơn so với liên kết σ

Trong mụ̣t phân tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng 0

e) Liên kết ba : Gồm một liên kết σ và hai liên kết π kém bền

III TINH THỂ ION, TINH THỂ NGUYÊN TỬ, TINH THỂ PHÂN TỬ VÀ TINH THỂ KIM LOẠI

– Tinh thể được hnh thành từ các phân tử

– Lực liên kết là lực tưương tác phân tử

– Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp

4 Tinh thể kim loại

– Tinh thể dược hnh thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron tự do

– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện

– Ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, dẻo

IV HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ

1 Hoá trị trong hợp chất ion

của nguyên tố đó nhường hoặc thu để tạo thành ion

2 Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị

được với các nguyên tử khác trong phân tử ở trạng thái đang xét

3 Số oxi hoá

nếu giả định liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion

Quy tắc 1 : Trong các đơn chất, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng 0

Quy tắc 2 :

Quy tắc 3 : Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng điện tích của ion đó ; trong ion

đa nguyên tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng điện tích của ion

Quy tắc 4 : Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoỏ của hiđro bằng +1, của oxi bằng –2

Chủ đề 3 PHẢN ỨNG HOÁ HỌC

Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá, các phản ứng hoá học được chia làm hai loại :

„ Loại 1 : Phản ứng hoá học có sự thay đổi số oxi hoá : Tất cả các phản ứng hoá học thuộc loại phản ứng hoá học này

„ Loại 2 : Phản ứng hoá học không có sự thay đổi số oxi hoá : Các phản ứng trao đổi, một số phản ứng hoá hợp và một số phản ứng phân huỷ thuộc loại phản ứng hoá học này

II PHẢN ỨNG TOẢ NHIỆT VÀ PHẢN ỨNG THU NHIỆT

1 Phản ứng toả nhiệt là phản ứng hoá học giải phóng năng lượng dưới dạng nhiệt

2 Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hoá học hấp thụ năng lượng dưới dạng nhiệt

3 Để biểu diễn một phản ứng hoá học thu nhiệt hay toả nhiệt, người ta dùng phương trình nhiệt hoá học Nhiệt của phản ứng hoá học được kí hiệu là ΔH

Phương trình phản ứng có ghi thêm giá trị ΔH và trạng thái của các chất được gọi là phương trình nhiệt hoá học

Quy ước : phản ứng thu nhiệt thì ΔH > 0, toả nhiệt thì ΔH < 0

<=>1 mol HCl tạo thành từ khí H2 và khí Cl2 toả ra 185,7kJ

CaCO3đ → CaO(r) + CO2(k) ; ΔH = + 572lkJ/mol

<=>1mol CaCO3 rắn phân huỷ tạo thành 1mol CaO rắn và 1 mol khí CO2, hấp thụ một lượng nhiệt là 572kJ

III PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ

„ Chất khử (hay chất bị oxi hoá) : là chất nhường electron, do đó có số oxi hoá tăng sau phản ứng

„ Chất oxi hoá (hay chất bị khứ) : là chất nhận electron, do đó có số oxi hoá giảm sau phản ứng

„ Sự oxi hoá một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm tăng số oxi hoá của chất đó

„ Sự khử một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi hoá của chất đó

→ Sự khử và sự oxi hoá là hai mặt của một phản ứng oxi hoá khử, chúng phải xảy ra đồng thời

2 Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử

a) Phương pháp đại số

Phương pháp này áp dụng cho tất cả các loại phản ứng oxi hoá – khử cũng như phản ứng không oxi hoá – khử

−+ → ↑ (không viết N+5, N+2!)

Chú ý : Để cân bằng các bán phản ứng có thể dùng các quy tắc sau :

Ngoài các chất (nguyên tử, phân tử, ion v.v…) cho – nhận electron và các sản phẩm của chúng nếu đã cân

bằng (cả về số nguyên tử của các nguyên tố, cả về điện tích của 2 vế, Thí dụ : Cuo → Cu2+ + 2e) thì coi là

bán phản ứng đã viết xong ; nếu chưa cân bằng, Thí dụ : NO3−+3e→NO↑ thì cân bằng như sau :

b) Phương pháp thăng bằng electron

Đây là phương pháp quan trọng để cân bằng nhanh các phản ứng oxi hoá – khử trong thi trắc nghiệm

Nguyên tắc của của phương pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là tổng số electron chất khử cho bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận

phẩm, nhưng nhất thiết phải viết các chất tham gia cho – nhận electron và các sản phẩm của chúng

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O

nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi và viết các phương trình cho nhận electron

Cuo → Cu+2 + 2e

N+5 + 3e → N+2

nhân chéo số electron cho và nhận

×3 Cuo → Cu+2 + 2e

Chú ý : Để không nhầm lẫn nên tính tổng số electron cho – nhận trong toàn bộ phân tử

3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + H2O

phản ứng trên ta cần thêm 6 phân tử HNO3 để tạo ra 3 phân tử Cu(NO3)2, cuối cùng cân bằng số phân từ

H2O (hoặc các chất làm môi trường v.v…)

3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

c) Phương pháp ion – electron hay phương pháp bán phản ứng

Theo phương pháp bán phản ứng thì bước 1, bước 2 giống như phương pháp trên, từ bước 3 trở đi thì khác Đáng lẽ viết các phương trình cho – nhận electron và sản phẩm của chúng nếu thuộc diện điện li mạnh (axit mạnh, bazơ mạnh, muối tan) thì viết dưới dạng ion (như vậy phương pháp bán phản ứng chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch) Đối với trường hợp hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 ở trên ta viết như sau :

Cuo → Cu2+ + 2e (Cu2+ chứ không phải là Cu+2!)

3

– Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường axit vế trái thêm H+ vàvế phải thêm H2O, Thí

– Nếu trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành OH– Thí dụ :

MnO−+3e 2H O+ →MnO +4OH−

– Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường trung tính vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành

H+ Thí dụ :SO2 + 2H2O → 2

4

SO −+4H++2e – Nếu trong môi trường bazơ thì vế trái thêm OH– và vế phải thêm H2O, Thí dụ :

2

2 3

3Cu 8H+ ++2NO− →3Cu ++2NO↑ +4H O

Muốn chuyển phương trình dạng ion thành phương trình dạng phân tử ta cần cộng vào 2 vế những lượng như nhau các cation hoặc anion hoặc cả hai để bù trừ điện tích Trường hợp trên cần cộng 6NO3− vào 2 vế,

ta có :

3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

3 Phân loại phản ứng oxi hoá - khử

Số phản ứng oxi hoá – khử cực kì nhiều nhưng có thể phân thành 3 nhóm lớn sau đây :

„ Phản ứng giữa các nguyên tử, phân tử, ion : nghĩa là những phản ứng trong đó có sự chuyển dời electron từ chất này sang chất khác

Các thí dụ điển hình :

a) Giữa các nguyên tử : Zn + S ⎯→ ZnS to

b) Giữa nguyên tử – phân tử : 2Al + Fe2O3 ⎯→ 2Fe + Alto 2O3

c) Giữa phân tử – phân tử : FeO + CO ⎯→ Fe + COto 2

d) Giữa nguyên tử ion : 3Cu + 2NO2

3 − + 8H+ ⎯→ 3Cuto 2+ + 2NO↑ + 4H2O e) Giữa ion – ion :

2MnO4− + SO2

2MnO −+SO −+H OTrong loại phản ứng này một chất đóng vai trò chất oxi hoá (nhận electron) và chất kia (cho electron) đóng vai trò chất khử

„ Phản ứng nội phân tử : là phản ứng trong đó quá trình cho – nhận electron xảy ra trong một phân

5 2

Chú ý : phản ứng đồng hợp là trường hợp đặc biệt của phản ứng giữa các phân tử, trong đó các nguyên tử

của cùng một nguyên tố ở các mức oxi hoá khác nhau tác dụng với nhau thành một chất có cùng mức oxi hoá

(chất oxi hoá) (chất khử)

Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản phẩm trong một đơn

ở thời điểm t1, nồng độ chất A (chất phản ứng) là C1 mol/l ở thời điểm t2, nồng độ chất A là C2 mol/l (C2

< C1 vì trong quá trình diễn ra phản ứng nồng độ chất A giảm dần)

Tốc độ của phản ứng tính theo chất A trong khoảng thời gian từ t1 đến t2 được xác định như sau :

Nếu tốc độ được tính theo sản phẩm B thì :

Ở thời điểm t1, nồng độ chất B là C1 mol/l ở thời điểm t2 nồng độ chất B là C2 mol/l (C2 > C1 vì nồng độchất B tăng theo thời gian diễn ra phản ứng) Ta có :

Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng

(Khi tăng áp suất lên bao nhiêu lần đồng nghĩa với tăng nồng độ các chất phản ứng lên bấy nhiêu lần)

vt2 cao hơn ban đầu

γ : là hệ số nhiệt độ của tốc độ (cho biết tốc độ phản ứng tăng lên cao nhiêu lần khi tăng a (0C)

d) Diện tích bề mặt

Khi tăng diện tích bề mặt chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng

e) Chất xúc tác : là chất làm tăng tốc độ phản ứng, nhưng còn lại sau khi phản ứng kết thúc

(Chất làm giảm tốc độ phản ứng được gọi là chất ức chế phản ứng)

II CÂN BẰNG HOÁ HỌC

1 Phản ứng thuận nghịch là phản ứng trong cùng điều kiện phản ứng đồng thời xảy ra theo 2 chiều ngược nhau

2 Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độphản ứng nghịch

3 Hằng số cân bằng : chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ

[A] ; [B] ; [C] ; [D] là nồng độ mol của các chất A, B, C, D lúc cân bằng

4 Sự chuyển dịch cân bằng, các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học

a) Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng, có thể chuyển sang trạng thái cân bằng khác do

sự thay đổi điều kiện của môi trường gọi là sự chuyển dịch cân bằng

Khi giảm nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng toả nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới

Ba yếu tố làm chuyển dịch cân bằng được tóm tắt trong nguyên lí Lơ Satơliê

α =

(trong đó C là nồng độ ion ; C0 là nồng độ chất tan ban đầu)

– Phân loại các chất điện li :

+) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước có α = 1 (ví dụ : các axit mạnh, bazo mạnh, hầu hết các muối tan như HCl ; HNO3 ; H2SO4 ; HClO3 ; NaOH ; KOH ; Ba(OH)2 ; NaCl ; KNO3 ; Ba(NO3)2 )

I AXIT – BAZƠ, MUỐI, pH

1 Axit – bazơ theo A–rê–ni–ut

– Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+

2 Axit – bazơ theo Bron–stêt

– Axit là chất nhường proton (Ngoài những axit thông thường, một số ion cũng thể hiện tính axit trong dung dịch như : NH4+ ; HSO4– ; Al3+ ; Fe3+ ; Cu2+ ; Mg2+ )

HNO2 + H2O 3O+ + NO2–

– Bazơ là chất nhận proton (Ngoài những bazơ thông thường, một số ion cũng thể hiện tính bazơ trong dung dịch như các anion gốc axit của axit yếu : NO2– ; CO32– ; SO32– ; HPO32– ; S2– ; CH3COO– ; SiO32– ; AlO2– ; ZnO22– ; C6H5O– ; PO42– )

– Chất vừa có khả năng nhường proton vừa có khả năng nhận proton là chất lưỡng tính (Ngoài những chất lưỡng tính thông thường một số ion cũng thể hiện tính lưỡng tính trong dung dịch như : H2O ; HSO3– ; HCO3– ; HS– ; H2PO3– )

HCO3– + OH– → CO32–+ H3O+ (HCO3– đóng vai trò axit )

3 Hằng số phân li axit và bazơ

Sự phân li của axit và bazơ yếu trong nước là các quá trình thuận nghịch :

Giá trị Ka, Kb càng nhỏ, lực axit hoặc bazơ tưương ứng càng nhỏ

– Mối liên hệ giữa hằng số phân li axit – bazơ của cặp axit–bazơ liên hợp :

Kb + Ka–1 Kw ở đây Kw = [H+] [OH–] (Kw gọi là tích số ion của nước)

4 Muối

Muối là hợp chất, khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4+) và anion gốc axit

NH4Cl → NH4+ + Cl–

KNO3 → K+ + NO3–

– Muối trung hoà là muối không có khả năng phân li ra ion H+ (proton)

Thí dụ : NaCl, NH4NO3, Na2CO3, Na2HPO3, Na2HBO3.

– Muối axit là muối có khả năng phân li ra ion H+ Thí dụ : NaHCO3 NaH2PO4, NaHSO4

– Ngoài ra còn có một số muối phức tạp, như muối kép NaCl.KCl ; KAl(SO4)2.12H2O,… hay phức chất [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4… ; muối bazơ như Mg(OH)Cl ; Fe(OH)Cl2

5 Khái niệm về pH, chất chỉ thị axit – bazơ

– Để đánh giá độ axit – bazơ của dung dịch, ngoài biểu diễn bằng nồng độ [H+], ta còn có thể biểu diễn dưới dạng pH theo quy ước : pH = –lg[H+] hay [H+] = 10–pH

– Sự điện li của nước

H2O + + OH– hay H2O + H2O 3O+ + OH–

KH2O = K [H2O] = [H+] [OH–]

– Môi trường trung tính : [H+] = 10–7 mol/l =[OH–] hay pH = 7

– Môi trường axit : [H+] > 10–7 mol/l >[OH–] hay pH < 7

– Môi trường bazơ : [H+] < 10–7 mol/l <[OH–] hay pH > 7

Chất chỉ thị axit – bazơ là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung dịch

III PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI

1 Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li

Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch xảy ra khi thoả mãn một trong các điều kiện sau :

– Phản ứng tạo thành chất kết tủa

Ba2+ + SO42– → BaSO4↓ – Phản ứng tạo thành chất điện li yếu

H+ + OH– 2O – Phản ứng tạo thành chất khí

2H+ + CO32– → H2O + CO2↑

2 Phản ứng thủy phân của muối

Khi hoà tan trong nước, muối phân li ra các cation và anion

Nếu cation là cation của các bazơ yếu thì sẽ bị thủy phân cho môi trường axit :

Rn+ + H2O (n–1)++ H+

Nếu anion là anion của axit yếu thì anion sẽ bị thủy phân cho môi trường bazơ :

Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan và anion là gốc của axit mạnh có môi trường trung tính

Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan (M+) và anion là gốc của axit yếu có môi trường bazơ

Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ không tan và anion là gốc của axit mạnh có môi trường axit

Chủ đề

H2 + F2 – Clo: điện phân dung dịch NaCl với điện cực trơ có màng ngăn

2NaCl + 2H2O→ 2NaOH + H2+ Cl2.

– Brom: Sau khi tách lấy NaCl từ nớc biển → phần còn lại chứa NaBr

Cl2 + 2NaBr → 2 NaCl + Br2– Iot: lấy rong biển khô đem đốt lấy tro, hòa tan tro vào nớc đợc dung dịch NaI

Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2

4 Tính chất hoá học

– Đều có tính oxi hoá mạnh: X2 + 2e → 2X–

– Từ flo đến iot: Tính chất oxi hoá giảm dần, tính khử tăng dần

Đơn chất Flo(F 2 ) Clo (Cl 2 ) Brom (Br 2 ) Iot(I 2 )

Tác dụng hầu hết với các kim loại;

toả nhiệt ít hơn clo2Na + Br2

Tác dụng với nhiều kim loại ởnhiệt độ cao (có xúc tác)

1 Khái quát về nhóm halozen

– Nhóm VIIA gồm: Flo, clo, brom, iot, atatin (9F; 17Cl; 35Br; 53I; 85At)

(Trong đó, atatin là nguyên tố phóng xạ)

b Trong công nghiệp

– Flo: điện phân hỗn hợp lỏng gồm KF và HF

2HF ⎯⎯→dp

2Na + F2 → 2NaF 2Na + Cl2 →

2Na+Cl–

→2Na+Br– 2Na + I2 ⎯to

2Na+I– 2Al + 3I2

cháy

Cl2 + H2O ⇔HCl +HClO

– kém hơn Clo

Br2+H2O ⇔ HBr + HBrO

– Ít tan trong nớc, phản ứng rất yếu

I2 + H2O⇔ HI +HIO

⎯to5NaCl+NaClO3 +

3H2O

3Br2 + 6NaOH →5NaBr+NaBrO3

Cl02+2NaBr

→2NaCl– + Br02

Cl2 + 2FeCl2 →2FeCl3

– Tác dụng với dung dịch muối

Br02 + 2NaI→2NaBr+I20

I02 + 2HCl+5O3→ 2HI+5O3 + Cl2

Lu ý: Clo, brom, iot không phản ứng trực tiếp với oxi, nitơ, cacbon

5 Các hologenua và axit halogen hiđric (HX: HF, HCl, HBr, HI)

AgF: tan; AgCl: màu trắng; AgBr: màu vàng nhạt; AgI : màu vàng

6 Hợp chất chứa oxi của halogen

a) Trong hợp chất với oxi, flo có số oxi hoá âm (OF2), còn các halogen khác có số oxi hoá dương (+1, +3, +5, +7)

b) Các axit chứa oxi của clo: HClO; HClO2; HClO3; HClO4

– Từ HClO đến HClO4 : Độ bền tăng dần, tính axit tăng dần; tính oxi hoá giảm dần

– Các muối tương ứng dễ bị nhiệt phân

c) Một số hợp chất có ứng dụng quan trọng do có tính oxi hoá mạnh

– Nớc Giaven: (NaCl, NaClO, H2O)

– Clorua vôi: (CaOCl2)

– Kali clorat (KClO3)

II NHÓM OXI

1 Khái quát về nhóm oxi

– Vị trí: Nhóm VIA gồm: Oxi (O); lu huỳnh (S), selen (Se), telu (Te), poloni (Po: là nguyên tố phóng xạ) – Cấu hình electron: ns2np4 (n = 2 → 6)

– Đơn chất : O2 (khí không màu), S (rắn, màu vàng), Se (chất bán dẫn, rắn, màu nâu đỏ), Te (chất rắn, màu xám)

2 Tính chất hoá học

– Có tính oxi hoá nhng yếu hơn so với halogen cùng chu kì

– Từ O đến Po : tính phi kim giảm, tính kim loại tăng dần ⇒ O, S là phi kim

a) Oxi (O 2 ) có tính oxi hoá mạnh

– Tác dụng mạnh với nhiều đơn chất nh các kim loại (trừ Au, Pt), H2 , nhiều phi kim (trừ halogen)

b) Ozon (O 3 ) có tính oxi hoá rất mạnh (mạnh hơn O 2 )

– Tác dụng hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) kể cả bạc:

Ag + O3 → Ag2O+ O2

– Oxi hoá đợc ion I– trong dung dịch

2KI + O30 + H2O→ I20 + 2KOH–2 + O20

c) Lu huỳnh (S): vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử

– Tính oxi hoá : Tác dụng với H2 và nhiều kim loại ở t0 cao

+6HNO3đ/c + S0 → H SO2 64 2H O 6NO2 2

– Tính axit yếu của dung dịch H2S (yếu hơn H2CO3)

SO2 + H2O 2SO3 (axit yếu, nhng mạnh hơn axit H2S)

– Tác dụng với oxit bazơ, dung dịch kiềm tạo 2 loại muối nh: NaHSO3 , Na2SO3

– Tính khử (kém H2, HI, H2S)

2SO2 + O2

6 3

Trong công nghiệp: S + O2 ⎯→ SOto 2

4FeS2 + 11O2 ⎯→ Feto 2O3 + 8SO2↑

d) Axit sunfuric (H 2 SO 4 )

– H2SO4 loãng là một axit mạnh có đầy đủ tính chất của một axit

– H2SO4 đặc có tính oxi hoá mạnh, rất háo nớc

– Tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt)

2R + 2nH2SO4 đặc nóng → R2(SO4)n + 2nH2O + nSO2 (H2S)

(n là hoá trị cao nhất của kim loại R)

Ví dụ: 2Fe + 6H2SO4 đặc nóng → Fe2(SO4)3 + 6H2O + 2SO2

– Tác dụng với nhiều phi kim (C, S, P…)

2Fe3O4 + 10H2SO4 đặc nóng → 3Fe2(SO4)3 + 10H2O + SO2

Trong các phản ứng trên, S+6 nhận electron, là chất oxi hoá nên sản phẩm không tạo thành khí H2 mà tạo thành các sản phẩm ứng với các số oxi hoá thấp của S nh SO2; H2S ; S

– Tính háo nớc: H2SO4 chiếm nớc của nhiều chất vô cơ và hữu cơ

C12(H2O)11 ⎯ ⎯ →H2SO⎯4d 12C + 11H2O

– Sản xuất H2SO4

FeS2 → SO2 → SO3→ H2SO4 nSO3(oleum) → H2SO4

– Nhận biết SO4–2 bằng dung dịch chứa Ba2+ (Ba(OH)2; BaCl2, Ba(NO3)2 )

do tạo BaSO4 kết tủa trắng không tan trong axit

1 Khái quát về nhóm nitơ

– Nhóm VA gồm: Nitơ, photpho, asen, antimon, bimut (N, P, As, Sb, Bi)

– Cấu hình electron: ns2np3 (n = 2 → 6)

– Số oxi hoá: thấp nhất : –3, cao nhất : +5

– Dạng đơn chất: N2, P, As, Sb, Bi

2 Tính chất hoá học

Vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử

– Tính oxi hoá yếu hơn so với nguyên tố VIIA, nhóm VIA cùng chu kì

– Từ N đến Bi:

Tính phi kim giảm, tính oxi hoá giảm dần ⇒ chỉ có N và P là các phi kim

Tính kim loại tăng dần, tính khử tăng dần

a Nitơ (N 2 : N≡N)

– Tính chất hoá học : là chất bền ở điều kiện thờng, hoạt động hơn ở nhiệt độ cao và chất xúc

tác

– Vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử

+) Tính oxi hoá : Tác dụng với H2 và một số kim loại Ca, Mg, Al ở nhiệt độ cao:

(NO là chất khí không màu, hoá nâu ngoài không khí do dễ phản ứng với O2 ở ngay đk thờng:

2NO + O2 → 2NO2 màu nâu đỏ)

– P có cấu tạo phức tạp gồm 2 dạng thù hình phổ biến là photpho trắng và photpho đỏ

– Tính chất hoá học: vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử

– Tính oxi hoá: tác dụng với một số kim loại:

– Điều chế: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C ⎯→ 3CaSiOto 3 + 5CO + 2P

3 Hợp chất của nitơ và photpho

Cu(OH)2 + 4NH3 → [ Cu(NH3)4] 2+ + 2OH–

(phức đồng amoniac có màu xanh thẫm) AgCl + 2NH3 → [ Ag(NH3)2] + + Cl–

(phức bạc amoniac không màu) – Tính khử: NH3 khử nhiều phi kim, hợp chất

– Muối amoni: các muối amoni đều điện li mạnh khi tan trong nớc

– Dung dịch muối amoni tham gia phản ứng trao đổi ion với các chất điện li khác

– Các muối amoni kém bền nhiệt dễ bị nhiệt phân:

NH4NO2 ⎯→ Nto 2 + 2H2O

NH4NO3 ⎯→ Nto 2O + 2H2O

NH4Cl ⎯→ NHto 3 + HCl

b Axit nitric : HNO 3

– Tính chất vật lí: chất lỏng không màu, tan vô hạn trong nớc, dung dịch đậm đặc nhất có nồng độ 68%, thông thờng dung dịch HNO3 đặc có màu vàng (do phân huỷ ra NO2 )

R + 2nHNO3 đặc→ R(NO3)n + nH2O + nNO2

(n là hoá trị cao nhất của kim loại R)

Ví dụ : 2Fe + 6HNO3 đặc nóng → Fe(NO3)3 + 3H2O + 3NO2

4Zn + 10HNO3 đặc→ 4Zn(NO3)2 + 5H2O + N2O

5Mg + 12HNO3 đặc→ 5Mg(NO3)2 + 4H2O + NH4NO3

Tác dụng với nhiều phi kim (C, S, P) và oxi hoá chúng lên mức oxi hoá cao nhất

C + 4HNO3 đặc nóng → CO2 + 2H2O + 4NO2

Tác dụng với nhiều hợp chất :

Fe3O4 + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + 5H2O + NO

FeS2 + 18HNO3đặc, nóng→ Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 7H2O + 15NO2

HI + 2HNO3 → HIO3 + 2NO + 2H2O

Trong các phản ứng trên, N+5 nhận electron, là chất oxi hoá nên sản phẩm không tạo thành khí H2 mà tạo thành các sản phẩm ứng với các số oxi hoá thấp của N nh NO2; N2 ; NO; N2O ; NH4NO3

+) Các muối nitrat R(NO3)n dễ bị nhiệt phân huỷ:

R( Na,K, Ca, Ba ) : R(NO3)n → R(NO2)n + O2

R( Mg Cu ) : 4R(NO3)n → 2R2O n + nO2 + 4nNO2

R( Ag,Hg ) : 2R(NO3)n → 2R + nO2 + 2nNO2

+) Nhận biết ion NO3– : đun nóng với Cu và H2SO4 loãng Nếu thấy có khí nâu đỏ thoát ra và hoá nâu ngoài không khí thì chất ban đầu có NO3– , vì :

2NO3– + 8H+ +3Cu → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O

c Axit photphoric (H 3 PO 4 )

– Tính chất hoá học:

+) là một tri axit có độ mạnh trung bình

+) Không có tính oxi hoá mạnh nh HNO3

+) Không bền với nhiệt:

H3PO4 ⎯⎯⎯→ Ht , H Oo− 2 4P2O7 ⎯⎯⎯→ HPOt , H Oo − 2 3

– Nhận biết ion PO43– : thuốc thử là dung dịch AgNO3 vì :

3Ag+ + PO43– → Ag3PO4 ↓ vàng

d Phân bón hoá học

– Phân đạm: NH4Cl, NH4NO3 , (NH4)2SO4 , Ca(NO3)2 , NaNO3 , (NH2)CO

– Phân lân: Ca3(PO4)2 (phân lân nung chảy), Ca (H2PO4)2 CaSO4 (supe photphat đơn), Ca (H2PO4)2 (supe photphat kép)

+) Năng lợng ion hoá giảm dần

+) Tính phi kim giảm, tính kim loại tăng => C,Si là các phi kim, Ge là á kim, Sn, Pb hoàn toàn là các kim loại

+) Trong PTN: SiO2 + Mg ⎯→ Si + 2MgO to

+) Trong công nghiệp : SiO2 + 2C ⎯→ Si + 2CO to

– Hợp chất của Si : H2SiO3 (axit silixic) là axit yếu hơn H2CO3

Muối silicat có nhiều ứng dụng chủ yếu nh Thuỷ tinh thờng(hỗn hợp muối natri silicat, canxi silicat và silic oxit : Na2O.CaO.6SiO2), thuỷ tinh thạch anh, phalê; đồ gốm; xi măng

Chủ đề 7 ĐẠI CƯƯƠNG VỀ KIM LOẠI

I ĐẶC ĐIỂM CẤU TẠO KIM LOẠI VÀ HỢP KIM

1 Cấu tạo nguyên tử kim loại

Nguyên tử kim loại có cấu tạo khác với nguyên tử khi kim:

– Lớp vỏ electron ngoài cùng của kim loại thờng 1 đến 3 electron, ít hơn các phi kim (5 đến 7 electron) – Trong một chu kì, điện tích hạt nhân kim loại nhỏ hơn các phi kim, bán kính nguyên tử kim loại lớn hơn các phi kim nên thế ion hoá, độ âm điện của kim loại nhỏ hơn các phi kim

Do các đặc điểm trên nên nguyên tử kim loại luôn có xu hớng nhờng đi lớp electron hoá trị để trở thành ion dương

2 Cấu tạo đơn chất kim loại

– Ở trạng thái rắn, các kim loại tồn tại ở trạng thái tinh thể có cấu tạo kiểu mạng tinh thể

– Mạng tinh thể kim loại gồm : các ion dương kim loại dao động xung quanh vị trí cân bằng ở các nút mạng, các electron hoá trị chuyển động hỗn loạn xung quanh các nút mạng Nhờ có các electron này mà các ion dương kim loại liên kết đợc với nhau, mối liên kết hoá học trong mạng tinh thể kim loại là liên kết kim loại

– Có 3 dạng tinh thể kim loại chính là lập phương tâm diện, lập phương tâm khối và lục phương

II TÍNH CHẤT VẬT LÍ CHUNG CỦA KIM LOẠI

Các kim loại đều có tính dẻo, tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, ở dạng khối kim loại có ánh kim Các tính chất này đều gây ra bởi các electron tự do trong kim loại

III TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI

Tính chất hoá học Nguyên tử kim loại có thế ion hoá nhỏ, các electron hoá

trị dễ bứt ra khỏi nguyên tử nên kim loại luôn có tính khử:

Fe + Cl2 → FeCl3

Zn + S → ZnS

2 Tác dụng với axit a Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng

Kim loại hoạt động (trớc H) có khả năng khử ion H+ trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng thành H2

Fe + H2SO4loãng → FeSO4 + H2

Fe + 2H+ → Fe2+ + H2 – Khi phản ứng với ion H+ , kim loại đa hoá trị chỉ đạt

hoá trị thấp

b Đối với dung dịch H2SO4 đặc, HNO3

Đa số kim loại (trừ Au, Pt) khử đợc N+5 trong HNO3 và

S+6 trong H2SO4 đặc, kim loại đa hóa trị luôn bị oxi hoá lên mức oxi hoá cao

– H2SO4 đặc:

2R + 2nH2SO4 đặc → R2(SO4)n + nSO2 + 2nH2O

R hoạt động mạnh còn có thể cho S; H2S – HNO3 đặc:

R + 2nHNO3 đặc → R(NO3)n + nNO2 + nH2O – HNO3 loãng:

3R + 4nHNO3→ 3R(NO3)n + nNO + 2nH2O

R hoạt động mạnh còn có thể cho N2, N2O, NH4NO3

c Một số kim loại nh Al, Fe, Ni, Cr thụ động hoá trong

H2SO4 đặc nguội, HNO3 đặc nguội

4 Tác dụng với nớc – Những kim loại có tính khử mạnh (Na, K, Ca ) khử

đ-ợc nớc ngay ở nhiệt độ thờng 2R + 2H2O → 2R(OH)n + nH2

Vì thế khi các kim loại này tác dụng với dung dịch muối, ban đầu xảy ra phản ứng của kim loại với H2O, hiđroxit tạo thành mới tác dụng với muối

Ví dụ: Cho Na kim loại vào dung dịch CuSO4, xảy ra các phản ứng:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ 2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2↓

– Một số kim loại có tính khử yếu hơn các kim loại trên

nh Fe, Zn khử đợc H2O ở nhiệt độ cao thành các oxit 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2

– Kim loại có tính khử yếu nh Cu, Ag không khử đợc

H2O kể cả nhiệt độ cao

t0

IV THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI – DÃY ĐIỆN HOÁ KIM LOẠI

1 Cặp oxi hoá-khử kim loại – Pin điện hoá

a Cặp oxi hoá - khử kim loại

R → Rn+ + ne Chất khử Chất oxi hoá Chất oxi hoá và chất khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên một cặp oxi hoá - khử Ví dụ : Fe2+/Fe;

Mg2+/Mg

b Pin điện hoá

Ví dụ: Pin điện hoá Zn–Cu

– Sơ đồ pin điện hoá:

4

– Các quá trình xảy ra trên bề mặt các điện cực :

+) Điện cực Zn (cực âm): xảy ra quá trình oxi hoá Zn

Zn → Zn2+ + 2e

Tan dần Di chuyển vào dung dịch Di chuyển sang lá đồng

+) Điện cực Cu (cực dương): xảy ra quá trình khử Cu2+

Cu2+ + 2e → Cu

Trong dung dịch CuSO4 Từ cực Zn chuyển đến qua dây dẫn bám trên lá đồng

– Phản ứng oxi hoá khử xảy ra trong pin điện hoá:

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Nhận xét:

– Electron đợc chuyển từ lá Zn tới lá Cu qua dây dẫn đã sinh ra dòng điện một chiều, suất điện động của pin đợc đo bằng vôn kế

– Trong pin điện hoá Zn – Cu đã xảy ra phản ứng giữa các cặp oxi hoá khử Zn2+/Zn và Cu2+/Cu Trong đó

Zn khử mạnh hơn Cu đã khử Cu2+ thành kim loại, ion Cu2+ oxi hoá mạnh hơn Zn2+ đã oxi hoá Zn thành

Zn2+ Nh vậy chiều phản ứng oxi hoá khử xảy ra trong pin điện hoá là:

(quy tắc α)

2 Thế điện cực chuẩn– Suất điện động của pin điện hoá

– Thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị âm thì phản ứng oxi hoá khử xảy ra trong pin điện hóa sẽ là:

2R + 2nH+ → 2Rn+ + n H2

Thế điện cực càng nhỏ thì kim loại có tính khử càng mạnh

– Thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị dương thì phản ứng oxi hoá khử xảy ra trong pin điện hóa sẽlà:

2 Rn+ + n H2 →2R + 2nH+

Thế điện cực càng lớn thì ion kim loại có tính oxi hoá càng mạnh

b Suất điện động của pin điện hóa: E 0 pđh (V)

Suất điện động chuẩn của pin điện hoá (E0pđh) bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực âm

Ví dụ : Pin điện hoá Zn – Cu có điện cực dương là Cu, điện cực âm là Zn

E0(Cu2+ /Cu) = 0,34 V; E0(Zn2+ /Zn) = –0,76 V

Suất điện động của pin điện hoá luôn là số dương

3 Dãy thế điện hoá kim loại

– Dãy thế điện hoá kim loại: Khi sắp xếp các cặp oxi hoá khử theo chiều tăng dần thế điện cực chuẩn của các kim loại ta đợc dãy thế điện cực chuẩn (Dãy thế điện hoá kim loại) Theo cách sắp xếp đó thì tính khửcủa kim loại sẽ giảm dần, tính oxi hoá của ion kim loại sẽ tăng dần

– Chiều của phản ứng oxi hoá khử: Nếu có E 0 (A n+ /A) < E 0 (B m+ /B) thì phản ứng oxi hoá khử sẽ xảy ra

Chú ý: Khi kim loại phản ứng hoá học với các dung dịch cần đặc biệt chú ý tới dãy thế điện hoá để xác

định đúng các phản ứng oxi hoá khử xảy ra

Kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn 0 tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng và các axit tương tự, bản chất là:

2R + 2nH+ → 2Rn+ + H2Kim loại tác dụng với dung dịch muối : nếu có đồng thời nhiều chất khử hoặc đồng thời có nhiều chất oxi

hoá (E 0 (A n+ /A) < E 0 (B m+ /B)< E 0 (C k+ /C)) thứ tự của phản ứng oxi hoá khử sẽ là:

a) Điện phân nóng chảy

Ví dụ: Điện phân NaCl nóng chảy:

–Phương trình điện phân: Khi nóng chảy, NaCl điện li theo phương trình:

NaCl → Na+ + Cl– –Sơ đồ điện phân

Catôt(–) NaCl Anot(+)

Na+ (n/c) Cl–

2Na+ + 1e → Na 2Cl– → Cl2 + 2e

(sự oxi hoá) (Sự khử)

– Phương trình điện phân: 2NaCl → 2Na + Cl2

b) Điện phân dung dịch

Ví dụ: Điện phân dung dịch CuSO4

– Phương trình điện li : Khi tan trong nớc, CuSO4 điện li theo phương trình:

CuSO4 → Cu2+ SO42–

– Sơ đồ điện phân:

Catot (–) CuSO4 Anot (+)

Cu2+ , H2O SO42–, H2O

Cu2+ + 2e → Cu 2H2O → O2 + 4H+

(Sự khử) (Sự oxi hoá)