LY THUYET HOA HOC PHO THONG

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

Trang 1

LÝ THUYẾT HÓA PHỔ THÔNG GV: NGUYỄN TRỌNG DANH 0908.720.831.

A HÓA ĐẠI CƯƠNG:

Vấn đề 1: Cấu tạo nguyên tử, hệ thống tuần hoàn, liên kết hóa học

1 Cấu tạo nguyên tử:

a. Cấu tạo nguyên tử gồm 2 phần: phần hạt nhân mang điện tích dương gồm proton và nơtron (nếu hạt nhânbền thì số lượng: số proton  số nơtron  1,5 số proton) và phần vỏ mang điện tích âm gồm electron

b. Nguyên tử trung hòa điện nên trong nguyên tử luôn có số proton = số electron

2 Số Advogaro và khối lượng mol nguyên tử, mol phân tử:

a. 1 mol nguyên tử hay phân tử hay ion đều chiếm 6,0221415.1023 nguyên tử hay phân tử hay ion

b. Khối lượng 1 mol nguyên tử (tính theo gam) = Khối lượng 1 nguyên tử (tính theo đvC)

a. Số khối A = số proton Z + số nơtron N

b. Số đơn vị điện tích hạt nhân Z và số khối A đặc trưng cho hạt nhân và cho nguyên tử

5 Đồng vị

a. Khái niệm: các đồng vị của cùng 1 nguyên tố hóa học là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó số khối A của chúng cũng khác nhau

b. Một cách gần đúng thì nguyên tử khối M  số khối A (khi không cần độ chính xác cao)

c. Một nguyên tố hóa học X tồn tại nhiều đồng vị trong tự nhiên nên nguyên tử khối (số khối) của nguyên

tố này là nguyên tử khối trung bình (số khối trung bình) Kí hiệu là M

M =

100

aA bB 

trong đó X có 2 đồng vị Z AX và Z BX; a & b lần lượt là % số nguyên tử của 2 đồng vị đó

6 Sự phân bố mức năng lượng trong nguyên tử và cấu hình electron nguyên tử:

a Sự phân bố mức năng lượng trong nguyên tử:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s trong đó e được điền tối đa từ trái sang phải.

b Cấu hình electron nguyên tử:

* Viết phân bố mức năng lượng của nguyên tử xong ta sắp xếp lại trật tự theo dãy sau:

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d

* Chú ý dạng đặc biệt ở phân lớp ngoài cùng như sau:

* (n-1)d4 ns2 thì phải sửa lại là (n-1)d5ns1

* (n-1)d9 ns2 thì phải sửa lại là (n-1)d10ns1

* [Ne] là cấu hình electron viết tắt của Ne (1s22s22p6)

* [Ar] là cấu hình electron viết tắt của Ar (1s22s22p63s23p6)

c Dựa vào cấu hình electron mà phán đoán vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn:

* ns a hay (n-1)d 0 ns a  nguyên tố s, chu kì n, nhóm aA.

* ns a np b hay (n-1)d 10 ns a np b nguyên tố p, chu kì n nhóm (a+b)A.

* (n-1)d x ns y (với x0) nguyên tố d, chu kì n:

* (x+y)  {3, 4, 5, 6, 7} nhóm (x+y)B. * (x+y) {8, 9, 10} nhóm VIIIB.

Trang 2

8 Định luật tuần hoàn:

a Định luật: Tính chất của các nguyên tố và đơn chất, cũng như thành phần và tính chất của các hợp

chất tạo nên từ từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử.

b Qui luật biến đổi các thông số:

* Trên cùng 1 chu kì, từ trái sang phải, và trên cùng 1 nhóm A, từ dưới lên trên các nguyên tố có bán

kính nguyên tử giảm dần ( dẫn đến tính khử giảm dần, tính kim loại giảm dần; , tính bazơ của các oxit và

hidroxit giảm dần), độ âm điện nói chung tăng ( dẫn đến tính oxi hóa tăng dần, tính phi kim tăng dần và

tính axit của các oxit và hidroxit tăng dần).

* Nếu các ion đều có cùng cấu hình electron thì bán kính nguyên tử ion giảm khi Z của nguyên tố tăng.

c Sự biến đổi hóa trị của các nguyên tố với oxi và hidro trong cùng 1 chu kì từ nhóm

9 Sự hình thành ion, cation, anion:

a. Ngtử trung hòa về điện, khi nó nhường hay nhận electron thì trở thành phần tử mang điện gọi là ion.

b. Để đạt cấu hình bền của khí hiếm (2e hoặc 8e ở lớp ngoài cùng), thì các kim loại có khuynh hướng

nhường đi 1, 2 hay 3 hạt electron để thành ion dương gọi là cation.

c. Để đạt cấu hình bền của khí hiếm (2e hoặc 8e ở lớp ngoài cùng), thì các phi kim có khuynh hướng nhận

thêm đi 1, 2 ,3 hay 4 hạt electron để thành ion âm gọi là anion.

d Ion đơn nguyên tử là các ion tạo nên từ 1 nguyên tử, ví dụ như: Cl-,S2-, Na+, Al3+,

e Ion đa nguyên tử là những nhóm nguyên tử mang điện tích dương hay âm,như: NH4 ,SO42-,

10 Sự tạo thành liên kết ion và tính chất chung của tinh thể ion:

a Liên kết ion là liên kết được tạo nên bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.

b Hợp chất ion thường được tạo bởi kim loại điển hình và phi kim điển hình như NaCl, K2O,KF hoặc

có trong phân tử muối của các gốc axit mạnh như NH4Cl, MgSO4, KNO3,

c Tính chất chung của hợp chất ion là các tinh thể ion đều khá rắn, khó bay hơi, khó nóng chảy, thường tan nhiều trong nước tạo dung dịch dẫn điện nhưng ở trạng thái rắn thì không dẫn điện.

11 Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị:

a. Liên kết cộng hóa trị hình thành cho sự góp chung electron hóa trị giữa 2 nguyên tử giống nhau còn gọi

là liên kết cộng hóa trị không phân cực vì cặp electron dùng chung không bị lệch về phía 1 nguyên tử, thường gặp ở đơn chất phi kim như N2,O2,Cl2,H2,

b. Liên kết cộng hóa trị hình thành cho sự góp chung electron hóa trị giữa 2 nguyên tử khác nhau thường

còn gọi là liên kết cộng hóa trị có cực vì cặp electron dùng chung bị lệch về phía 1 nguyên tử, thường gặp ởhợp chất giữa những nguyên tử phi kim khác nhau như HCl, H2O, NH3

c. Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo nên giữa 2 ngtử bằng 1 hay nhiều cặp electron dùng chung.

d. Hợp chất cộng hóa trị thường gặp ở những đơn chất phi kim như H2, O2, O3, N2, Cl2, hoặc ở những

hợp chất của những phi kim khác nhau như HCl, SO2, NO2, CO2, SO3, NH3, hay 1 số hợp chất của kim

loại trung bình yếu như Fe3C, CuS, Zn3N2, và hầu hết trong hợp chất hữu cơ.

e. Tính chất chung của hợp chất cộng hóa trị là những chất rắn, lỏng hoặc khí đều không dẫn điện ở

mọi trạng thái Các hợp chất cộng hóa trị có cực thường tan trong dung môi phân cực thường là nước,

còn các hợp chất cộng hóa trị không phân cực thường tan trong dung môi không phân cực như benzen,

CCl4 (cacbon tetraclorua),

f. Những phân tử cộng hóa trị không phân cực thường gặp là H2, O2, N2, Cl2, F2, CO2, C2H2, CH4

12 Quan hệ giữa lk cộng hóa trị không phân cực, lk cộng hóa trị có cực và lk ion:

a. Trong phân tử, nếu cặp electron dùng chung ở giữa 2 ngtử, ta có liên kết cộng hóa trị không phân cực.

b. Trong phân tử, nếu cặp e dùng chung bị lệch về 1 phía của một ngtử, ta có liên kết cộng hóa trị có cực.

c. Trong phân tử, nếu cặp electron dùng chung chuyển về một nguyên tử, ta có liên kết ion.

 liên kết ion có thể được coi là trường hợp đặc biệt của liên kết cộng hóa trị.

Trang 3

13 Dựa vào hiệu độ âm điện để phán đoán về mặt lí thuyết loại liên kết hóa học

Giả sử kí hiệu độ âm điện là  thì

a 0   < 0,4 thì tạo được liên kết cộng hóa trị không phân cực.

b 0,4  < 1,7 thì tạo được liên kết cộng hóa trị có cực.

c 1,7  thì tạo được liên kết cộng ion.

* Chú ý: dự đoán này còn phải được xác minh tính đúng đắn bởi nhiều phương pháp thực nghiệm khác

14 Liên kết phối trí (liên kết cho nhận)

* Liên kết phối trí được tạo bởi một cặp electron có sẵn của 1 nguyên tử này cho phép dùng chung với 1

nguyên tử khác mà không bắt buộc nguyên tử khác này phải bỏ ra electron để đóng góp tạo liên kết

* Vậy, liên kết phối trí cũng là 1 loại của liên kết cộng hóa trị.

15 Tinh thể ion thường gặp như NaCl, KCl, KI,

16 Tinh thể nguyên tử thường gặp như kim cương, than chì,

17 Tinh thể phân tử (kém bền nhất) thường gặp như I2, nước đá, naphtalen,

photpho trắng P4,

Vấn đề 2: Tính oxi hóa, tính khử, dãy điện hóa và pứ oxi hóa-khử

1 Hóa trị:

a Hóa trị trong hợp chất ion: trong hợp chất ion, hóa trị của một nguyên tố bằng điện tích của ion

và được gọi là điện hóa trị của nguyên tố đó.

b Hóa trị trong hợp chất cộng hóa trị: trong hợp chất cộng hóa trị, hóa trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết của nguyên tử ngtố đó trong ptử và được gọi là cộng hóa trị của ngtố đó.

2 Số oxi hóa:

a Khái niệm: số oxi hóa của nguyên tố là một số đại số được gán cho nguyên tử của nguyên tố đó vớiqui ước rằng lúc đó các hợp chất đều thuộc loại hợp chất ion

b Các qui tắc xác định số oxi hóa:

* Qui tắc 1: trong các đơn chất, số oxi hóa của nguyên tố bằng không.

* Qui tắc 2: trong một phân tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng không.

* Qui tắc 3: trong một ion đơn nguyên tử,số oxi hóa của nguyên tố bằng điện tích của ion đó và

trong ion đa nguyên tử, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng điện tích của ion đa

* Qui tắc 4: một số nguyên tố có số oxi hóa trong hợp chất cố định cần nhớ như sau

-Hidro (H) thường là +1, ít gặp -1 trong hợp chất hidrua như NaH, CaH2,

-Oxi (O) thường là -2, ít gặp +2 trong OF2 và -1 trong peoxit như H2O2, Na2O2,

-Kim loại kiềm (Li,Na,K,Rb,Cs) là +1, kim loại kiềm thổ (Be, Mg, Ca,Sr,Ba) là +2

-Nhôm (Al) là +3 Flo (F) là -1

3 Phân loại phản ứng trong hóa học vô cơ:

a Phản ứng hóa hợp: số oxi hóa của các nguyên tố có thể thay đổi hoặc không thay đổi.

vd: 2H2 + O2  2H2O ; CaO + CO2  CaCO3

b Phản ứng phân hủy: số oxi hóa có thể thay đổi hoặc không thay đổi.

vd: 2KClO3  2KCl + 3O2 ; 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O

c Phản ứng thế: số oxi hóa của các nguyên tố luôn thay đổi.

vd: Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag ; Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2

d Phản ứng trao đổi: số oxi hóa của các nguyên tố không thay đổi.

vd: 2NaOH + CuCl2  Cu(OH)2 + 2NaCl ; AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3

e Phản ứng hóa học mà có sự thay đổi số oxi hóa là phản ứng oxi hóa-khử, còn không có sự thay

đổi số oxi hóa thì không phải là phản ứng oxi hóa-khử.

4 Chất khử và quá trình oxi hóa, chất oxi hóa và quá trình khử:

a Chất khử và quá trình oxi hóa:

* Xét bán phản ứng: 0  n

 + ne

* Nhận xét:

-Số oxi hóa của M tăng hay nhường electron từ 0 đến +n nên 0 là chất khử (chất bị oxi hoá).

- Quá trình mà làm tăng số oxi hóa (hay nhường electron) hay tạo thành chất oxi hóa là quá

trình oxi hóa (còn gọi là sự oxi hóa).

Trang 4

b Chất oxi hóa và quá trình khử:

5 Phương pháp cân bằng oxi hóa khử:

a Phương pháp thăng bằng electron: Phương pháp này giúp ta biết được bản chất phản ứng

b Phương pháp đại số:

* Phương pháp này tuy không cần phải biết số oxi hóa của mỗi chất cũng như về bản chất phản ứngnhưng nếu giỏi về kỹ năng biến đổi đại số sơ cấp thì sẽ giải quyết nhanh chóng

6 Chất hay ion luôn thể hiện tính khử:

a. Tất cả các đơn chất kim loại.

b. Một số ion âm như N3-, P3-, C4-, Si4-, S2-, O2-, (I- > Br- > Cl- > I-)

c. Một số hợp chất khi tham gia phản ứng với chất khác:NH3, PH3, muối NH4 , muối cacbua C4-, silixua

Si4-, muối sunfua S2-, muối iotua KI, muối bromua KBr

d. Một số hidroxit kim loại như: Fe(OH)2, Cr(OH)2, Cr(OH)3,

7 Chất hay ion luôn thể hiện tính oxi hoá:

a. Một số đơn chất phi kim như: F2, O2, O3

b. Một số ion dương kim loại như: Ag+, Fe3+, Cu2+, Cr6+, và ion H+

c. Một số hợp chất khi tham gia phản ứng với chất khác: HNO3, SO3, H2SO4, CrO3,H2Cr2O7, H2CrO4,

K2Cr2O7, K2CrO4, KMnO4, HClO4, KClO4

8 Chất hay ion vừa thể hiện tính khử, vừa thể hiện tính oxi hoá:

a. Một số đơn chất phi kim như: C, Si, N2, P, S, Cl2, Br2, I2

b. Một số ion kim loại như: Fe2+, Cr2+, Cr3+,

c. Một số hợp chất:

* FeO, Fe3O4, CrO, CO, NO2, SO2,

* Một số dung dịch axit như: HCl, HBr, HI, H2S, H2SO3,

* Một số muối khi nhiệt phân như: muối NO3-, KClO3, KClO4, KMnO4, K2Cr2O7, (NH4)2Cr2O7,

* Một số dung dịch muối Fe2+, Cr2+, Cr3+,

9 Dãy điện hóa:

Quy tắc : chất khử mạnh + chất oxi hóa mạnh  chất oxi hóa yếu tương ứng + chất khử yếu tương ứng.

Vấn đề 3: Tốc độ phản ứng, cân bằng hóa học, hằng số cân bằng

1 Khái niệm tốc độ phản ứng hóa học:

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

đơn vị thời gian.

* Ví dụ: Br2 + HCOOH  2HBr + CO2

Lúc đầu [Br2] = 0,012 mol/lít, sau 50 giây thì nồng độ [Br2] còn lại là 0,010 mol/lít

 tốc độ trung bình của phản ứng theo Br2 = 0,012 0,010

50



= 4.10-5 (mol/lít.s)

2 Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng:

a Ảnh hưởng của nồng độ: khi tăng nồng độ chất phản ứng thì tốc độ phản ứng tăng.

b Ảnh hưởng của áp suất:khi tăng áp suất thì nồng độ chất khí tăng nên tốc độ phản ứng tăng.

c Ảnh hưởng của nhiệt độ: khi tăng nhiệt độ thì tốc độ phản ứng tăng.

d Ảnh hưởng của diện tích bề mặt: khi tăng diện tích bề mặt chất phản ứng thì tốc độ pứ tăng.

e Ảnh hưởng của chất xúc tác: chất xúc tác làm tăng tốc độ pứ nhưng còn lại sau phản ứng.

3 Phản ứng một chiều, phản ứng thuận nghịch:

Trang 5

a Phản ứng 1 chiều: là phản ứng chỉ xảy ra 1 chiều từ trái sang phải.

b Phản ứng thuận nghịch (2 chiều): là phản ứng xảy ra theo 2 chiều trái ngược nhau

4 Cân bằng hóa học:

Xét phản ứng: aA + bB  cC + dD

Lúc đầu, tốc độ phản ứng thuận lớn và giảm dần còn khi đó tốc độ phản ứng nghịch lúc đầu bằng 0, rồi nhỏ

sau đó tăng dần Đến lúc tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch thì hệ đạt cân bằng, tuy nhiên lúc đó hệ không dừng phản ứng lại mà vẫn tiếp tục xảy ra nhưng với tốc độ 2 bên bằng nhau nên

nồng độ các chất xem như ổn định, do đó còn gọi là cân bằng động.

Vậy, cân bằng hóa học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch.

A B trong đó [A], [B], [C], [D] lần lượt là nồng độ của A,B,C,D lúc cân bằng.

Chú ý: * k cb chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất riêng của từng phản ứng.

* Nồng độ trong biểu thức kcb chỉ xét cho chất khí và chất lỏng không tính chất rắn và còn nếu phản ứng xảy ra trong môi trường dung dịch thì không xét nồng độ của H 2 O phản ứng.

6 Sự chuyển dịch cân bằng hóa học:

* Sự chuyển dịch cân bằng hóa học là sự di chuyển từ trạng thái cân bằng này sang trạng thái cân bằng

khác do tác động của các yếu tố từ bên ngoài lên cân bằng.

* Các yếu tố có thể gây nên sự chuyển dịch cân bằng là: nồng độ, nhiệt độ và áp suất.

7 Các yếu tố ảnh hưởng đến sự chuyển dịch cân bằng:

a Ảnh hưởng của nồng độ:

* Tăng nồng độ chất phản ứng hoặc giảm nồng độ chất sản phẩm theo chiều thuận.

* Giảm nồng độ chất phản ứng hoặc tăng nồng độ chất sản phẩm theo chiều nghịch.

b Ảnh hưởng của nhiệt độ: < 0 (phản ứng thuận tỏa nhiệt); > 0 (pứ thuận thu nhiệt).

* Tăng nhiệt độ  theo chiều thu nhiệt.

* Giảm nhiệt độ  theo chiều tỏa nhiệt.

c Ảnh hưởng của áp suất:

* Tăng áp suất  theo chiều giảm số mol khí (hay chiều tăng phân tử khối hỗn hợp khí).

* Giảm áp suất  theo chiều tăng số mol khí (hay chiều giảm phân tử khối hỗn hợp khí).

Chú ý:

* Chất xúc tác không ảnh hưởng đến sự chuyển dịch của mọi cân bằng hóa học.

* Áp suất sẽ không ảnh hưởng đến sự chuyển dịch cân bằng khi số mol khí trước và sau pứ bằng nhau.

Vấn đề 4: Sự điện li, pH dung dịch, pứ trao đổi ion, sự lưỡng tính,

1 Tính tan của các chất trong nước:

a Oxit kim loại: hầu hết không tan, trừ oxit (K2O, Na2O, ); (CaO, BaO ) và CrO3

b Oxit phi kim: hầu hết tan và có phản ứng với nước như CO2, SO2, SO3, NO2, P2O5, N2O5, trừ SiO2

c Hidroxit kim loại: hầu hết không tan trừ của kim loại kiềm và 1 số của kiềm thổ Ca(OH)2,Ba(OH)2

d Hidroxit phi kim (axit): hầu hết tan trừ H2SiO3 , 1 số dễ bay hơi H2S , H2CO3 , H2SO3 ,

e Muối:

* MXn , AgF tan hết (trừ AgCl , AgBr , AgI ); M2(SO4)n tan hết (trừ BaSO4 ); M(NO3)n tan hết

* M3(PO4)n hầu hết  trừ K3PO4, Na3PO4, (NH4)3PO4 tan

* M(CH3COO)n hầu hết tan trừ M(CH3COO)3 không bền

* M2S tan hết (trừ Ag2S ); MS hầu hết  (trừ CaS, BaS tan); M2S3 hầu hết không bền

* M2CO3 tan hết (trừ Ag2CO3 ); MCO3 hầu hết  ; M2(CO3)3 hầu hết không bền

* M2SO3 tan hết (trừ Ag2SO3 ); MSO3 hầu hết  ; M2(SO3)3 hầu hết không bền

* M2SiO3 tan hết (trừ Ag2CO3 không bền); MSiO3 hầu hết  ; M2(SiO3)3 hầu hết không bền

2 Sự điện li :

a. Quá trình phân li các chất trong nước ra ion gọi là sự điện li.

Trang 6

b. Những chất tan trong nước kèm theo sự phân li ra ion gọi là chất điện li như axit ,bazơ, muối.

c. Một số chất ở trạng thái nóng chảy cũng phân li ra ion như muối clorua, Al 2 O 3,

d. Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều phân li ra ion Những chất điện li

mạnh thường gặp như axit mạnh (HCl, HNO3, HClO4, H2SO4, ); bazơ mạnh (NaOH, KOH, Ba(OH)2, ) và

hầu hết các muối tan.

e. Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một số phân tử hòa tan bị phân li ra ion thường gặp là:

axit tan, bazơ tan trung bình, yếu H3PO4, CH3COOH, HClO, HF, H2S, H2CO3, H2SO3, H2O, NH4OH ;

bazơ  và muối 

f. Độ điện li  = (số phân tử phân li)/ (số phân tử hòa tan)

g. Quá trình phân li chất điện li yếu là quá trình thuận nghịch Cân bằng điện li là cân bằng động.

3 pH của dung dịch :

a. Tích số ion nước: [H + ].[OH - ] = 10 -14 là 1 hằng số trong mọi dung dịch loãng

b. pH = -log [H + ]  [H + ] = 10 -pH

c. pOH = -log [OH - ]  [OH - ] = 10 -pOH

d. pH + pOH = 14 là 1 hằng số trong mọi dung dịch loãng.

e. pH = 7 (mt trung tính); pH < 7 (mt axit); pH > 7 (mt bazơ).

4 Axit, Bazơ, Muối, Hidroxit lưỡng tính :

a Axit: là chất khi tan trong nước phân li ra cation H + (theo quan điểm A-rê-ni-ut)

b. Bazơ: là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH - (theo quan điểm A-rê-ni-ut)

c. Muối:là chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại(hoặc cation NH 4 )và anion gốc axit

d. Muối trung hòa là muối mà anion gốc axit không còn khả năng phân li H + như CaCO3, NaCl, MgSO4,

e. Muối axit là muối mà anion gốc axit có khả năng phân li ra H + như: KHSO4, NaHCO3, KH2PO4,K2HPO4,

f Hidroxit lưỡng tính khi tan trong nước vừa có thể phân li H + , vừa có thể phân li OH - : Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 Chúng đều ít tan trong nước đồng thời lực axit và lực bazơ đều yếu.

5 Nhóm chất có tính axit, tính bazơ, tính lưỡng tính :

a Nhóm chất có tính axit:

* Các axit mạnh, yếu như: HCl, HNO3, H2SO4, CH3COOH, H3PO4, H2S, H2CO3, H2SO3,

* Các muối axit HSO4- như KHSO4, NaHSO4,

* Các amino axit (H2N)x-R-(COOH)y với x < y

* Các muối amoni NH4 và ion kim loại TB yếu (Fe2+,Cu2+, Ag+Fe3+ ), muối ankyl amoni RNH3

b Nhóm chất có tính bazơ:

* Các bazơ mạnh, yếu như: NaOH, KOH, Ba(OH)2, NH4OH,

* Các amin: CH3NH2, C6H5NH2, CH3NHCH3, (CH3)3N,

* Các amino axit (H2N)x-R-(COOH)y với x > y

* Các muối ancolat natri, kali như C2H5ONa, CH3OK, C6H5ONa,

* Các muối natri, kali của axit hữu cơ như CH3COONa, HCOOK,

* Các muối natri, kali của các gốc axit yếu trung hòa như S2-, SO32-, CO32-, PO43- như Na2CO3, K3PO4,

c Nhóm chất có tính lưỡng tính:

* Các oxit lưỡng tính như Al2O3, Cr2O3, ZnO

* Các hidroxit lưỡng tính như Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2,

* Các amino axit (H2N)x-R-(COOH)y

* Các muối axit của gốc axit yếu như HS-, HSO3-, HCO3-, H2PO4-, HPO42-,

* Các muối amoni với gốc axit yếu trung hòa như (NH4)2S, (NH4)2CO3, (NH4)2SO3, CH3COONH4,

6 Phản ứng trao đổi ion :

chất (hay ion) + chất (hay ion)  chất điện li yếu (H2O, HF, HClO, H3PO4, RCOOH, chất khí, chất kết tủa)

 xảy ra phản ứng trao đổi ion

7 Một số phản ứng trao đổi ion thường gặp :

Trang 7

(dd axit mạnh) + MSiO 3 (dd muối silicat của kim loại M hóa trị 2)    M 2+ + H 2 SiO 3 .

* CO 2 + H 2 O + K 2 SiO 3 /Na 2 SiO 3    K 2 CO 3 /Na 2 CO 3 + H 2 SiO 3 .

* H +

(dd axit mạnh vừa đủ) + H 2 O + dd muối (AlO 2 - , ZnO 2 2- )    Al(OH) 3 , Zn(OH) 2  .

* CO 2 (dư) + H 2 O + dd muối (AlO 2 - , ZnO 2 2- )    Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 .

* nOH

-(dd bazơ mạnh) + M n+

(dd muối của M trừ K, Na, Ba, Ca, NH4)   M(OH) n

+ Với M n+ là: Mg 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , Fe 2+ , Fe 3+ , Cr 2+ , Cr 3+ , Cu 2+ , …

+ Nếu M n+ là Al 3+ , Zn 2+ , Cr 3+ thì kết tủa hình thành sẽ bị tan trong dd bazơ mạnh dư.

+ Nếu M n+ là Cu 2+ , Ag + , Zn 2+ thì kết tủa hình thành sẽ bị tan trong dd NH 3 dư do tạo phức.

* CO 3 2- (dd muối cacbonat) + M 2+

(dd muối của M hóa trị 2)    MCO 3

+ Nếu là Al 3+ , Fe 3+ thì tạo muối Al 2 (CO 3 ) 3 , Fe 2 (CO 3 ) 3 bị thủy phân thành hidroxit và CO 2 .

* SO 3 2- (dd muối sunfit) + M 2+

(dd muối của M hóa trị 2)    MSO 3

+ Nếu là Al 3+ , Fe 3+ thì tạo muối Al 2 (SO 3 ) 3 , Fe 2 (SO 3 ) 3 bị thủy phân thành hidroxit và SO 2 .

* S

2-(dd muối sunfua) + M 2+

(dd muối của M hóa trị 2)    MS

+ Nếu là Al 3+ , Fe 3+ thì tạo muối Al 2 S 3 , Fe 2 S 3 bị thủy phân thành hidroxit và H 2 S .

+ Nếu M n+ là dd muối (Pb 2+ , Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ ) thì có thêm phản ứng:

dd axit H 2 S + dd muối (Pb 2+ , Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ )    H + + (PbS , CuS , Ag 2 S , HgS )

* SiO 3 2- (dd muối silicat) + M 2+

(dd muối của M hóa trị 2)    MSiO 3

* HSO 4 - /HSO 3 - /HCO 3 - + dd Ba(OH) 2 /Ca(OH) 2   (BaSO 4 /BaSO 3 /BaCO 3 /CaSO 3 /CaCO 3 )

* nPO 4 3- (dd muối photphat) + 3M n+

(dd muối của M trừ K, Na, NH4)    M 3 (PO 4 ) n .

+ Nếu H 3 PO 4 + AgNO 3 thì pứ xong không tạo Ag 3 PO 4 vì kết tủa này bị tan trong HNO 3

* SO 4 2- /CrO 4 2- (dd muối sunfat/cromat hoặc dd axit) + Ba 2+

(dd muối hoặc hidroxit của Ba)    BaSO 4 /BaCrO 4 .

* Cl - /Br - /I

(dd muối hoặc axit của clo, brom, iot) + Ag +

(dd muối bạc nitrat)    AgCl / AgBr / AgI .

d Phản ứng tạo chất kết tủa và chất khí:

* dd (NH 4 ) 2 CO 3 /NH 4 HCO 3 + dd Ba(OH) 2 /Ca(OH) 2    BaCO 3 /CaCO 3 + NH 3 + H 2 O.

* dd (NH 4 ) 2 SO 4 /NH 4 HSO 4 + dd Ba(OH) 2    BaSO 4 + NH 3 + H 2 O.

* dd H 2 SO 4 +dd muối Ba 2+ của (S 2- ,HS - ,SO 3 2- ,HSO 3 - ,CO 3 2- ,HCO 3 - )   BaSO 4 +(H 2 S/SO 2 /CO 2 ) +H 2 O.

B HÓA VÔ CƠ PHI KIM:

1 Sơ lược các nguyên tố thuộc một số nhóm quan trọng:

Trang 8

a Nhóm VIIA (halogen):

* Dãy các nguyên tố từ trên xuống dưới gồm: F (19); Cl (35,5); Br (80); I (127); At (phóng xạ)

* Màu sắc và trạng thái: F2 (khí, lục nhạt); Cl2 (khí, vàng lục); Br2 (lỏng, nâu đỏ); I2 (rắn, đen tím)

* Bán kính nguyên tử, nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy tăng dần từ trên xuống dưới (không xét At)

* Độ âm điện giảm dần từ trên xuống dưới (không xét At)

* Dãy các nguyên tố p, cấu hình e ngoài cùng đều có dạng ns2np5

* Số oxi hóa trong hợp chất: -1, +3, +5, +7 trừ F chỉ có -1

* Ở trạng thái đơn chất đều có liên kết cộng hóa trị không phân cực

* Tính axit tăng dần từ HF < HCl < HBr < HI

b Nhóm VIA (oxi-lưu huỳnh):

* Dãy các nguyên tố từ trên xuống dưới gồm: O (16); S (32); Se (79); Te (128); Po (kim loại phóng xạ)

* Màu sắc và trạng thái: O2 (khí không màu); S (rắn vàng); Se (rắn, bán dẫn, nâu đỏ); Te (rắn, xám, hiếm)

* Bán kính nguyên tử, nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy tăng dần từ trên xuống dưới (không xét Po)

* Độ âm điện giảm dần từ trên xuống dưới (không xét Po)

* Số oxi hóa trong hợp chất: -2, -1, +4, +6, riêng O có số oxi hóa +2 trong hợp chất OF2

* Tính axit tăng dần từ H2O < H2S < H2Se < H2Te

c Nhóm VA (nitơ-photpho):

* Dãy các nguyên tố từ trên xuống dưới gồm: N (7); P (31); As (75); Sb (kim loại, 122); Bi (phóng xạ)

* Màu sắc và trạng thái: N2 (khí không màu); P (trắng/vàng, đỏ);…

* Bán kính nguyên tử, nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy tăng dần từ trên xuống dưới (không xét Bi)

* Độ âm điện giảm dần từ trên xuống dưới (không xét Bi)

* Số oxi hóa trong hợp chất: -3, +3, +5, riêng N có thêm số oxi hóa +1, +2, +4

* Độ bền trong hợp chất hiđrua giảm dần từ NH3 > PH3 > AsH3 > SbH3

d Nhóm IVA (cacbon-silic):

* Dãy các nguyên tố từ trên xuống dưới gồm: C (12); Si (28); Ge (kl, 73); Sn (kl, 119); Pb (kl, 207)

* Màu sắc và trạng thái: C (rắn); P (rắn);…

* Bán kính nguyên tử, nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy tăng dần từ trên xuống dưới

* Độ âm điện giảm dần từ trên xuống dưới

* Số oxi hóa trong hợp chất: -4, -2, +2, +4 riêng C có thêm số oxi hóa -3, -1 trong hợp chất hữu cơ

* Độ bền nhiệt trong hợp chất hiđrua giảm dần từ CH4 > SiH4 > GeH4 > SnH4 > PbH4

2 Tính chất vật lí của một số nguyên tố phi kim quan trọng:

a Nhóm VIIA (halogen):

* Cl2: khí vàng lục, mùi xốc, độc, tan vừa trong nước nhưng tan nhiều trong dung môi hữu cơ như hexan, cacbon tetraclorua, benzene, etanol, Trong tự nhiên chỉ ở dạng hợp chất như cacnalit KCl.MgCl2.6H2O, nước biển (Cl chiếm 2% khối lượng), muối mỏ, Cl có 2 đồng vị bền 35Cl (76%) và 37Cl (24%)

* F2: khí màu lục nhạt, rất độc Trong tự nhiên chỉ ở dạng hợp chất như CaF2, Na3AlF6 (criolit), men răng, lámột số loài cây,…

* Br2: lỏng màu đỏ nâu, dễ bay hơi, độc, rơi vào da gây bỏng nặng Br2 tan trong nước gọi là nước brom, nhưng tan nhiều hơn trong dung môi hữu cơ như: etanol, xăng, benzen,…Trong tự nhiên tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất nhưng ít hơn so với flo và clo

* I2: tinh thể rắn màu đen tím, có sự thăng hoa (từ rắn sang khí khi đun nóng) I2 ít tan trong nước nhưng tan nhiều trong dung môi hữu cơ như etanol, xăng, benzen,…Trong tự nhiên tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất

b Nhóm VIA (oxi-lưu huỳnh):

* O2: khí không màu, không mùi, không vị, nặng hơn không khí, ít tan trong nước Trong không khí O2

chiếm khoảng 20% thể tích O2 duy trì sự cháy và sự hô hấp

* O3: là một dạng thù hình của O2, là chất khí màu xanh nhạt, mùi đặc trưng, được tạo thành trong khí quyển nhờ sự phóng điện (tia chớp, sét) hoặc nhờ tia tử ngoại của ánh sáng mặt trởi chuyển O2 thành O3 Trên mặt đất O3 sinh ra từ sự oxi hóa một số chất hữu cơ Khí O3 tập trung chủ yếu ở lớp khí quyển trên cao

và hấp thụ tia tử ngoại để bảo vệ con người và các sinh vật trên mặt đất

* S là chất rắn màu vàng ở nhiệt độ thấp hơn 113oC, tồn tại 2 dạng thù hình: Sα (tà phương) và Sβ (đơn tà)

Ở nhiệt độ 119oC, là chất lỏng màu vàng; ở 187oC là chất lỏng quánh nhớt màu nâu đỏ, ở 445oC, lưu huỳnh sôi, bay hơi, ở 1400oC là những phân tử hơi S2, ở 1700oC là những nguyên tử hơi S Ở điều kiện thường, là những phân tử S8 khép vòng nhưng để dễ viết thì là S

Trang 9

LÝ THUYẾT HĨA PHỔ THƠNG GV: NGUYỄN TRỌNG DANH 0908.720.831.

c Nhĩm VA (nitơ-photpho):

* N2 là chất khí khơng màu, khơng mùi, khơng vị, nhẹ hơn khơng khí, tan rất ít trong nước Trong khơng khí

N2 chiếm khoảng 20% thể tích khơng khí

* P là chất rắn tồn tại 2 dạng thù hình P trắng (tinh thể phân tử P4, trong suốt, màu trắng hoặc vàng, mềm, khơng tan trong nước, tan trong một số dung mơi hữu cơ như benzen, cacbon đisunfua, độc, gây bỏng da, phát quang màu lục nhạt trong bĩng tối, ở 250oC, P trắng chuyển dần thành P đỏ); P đỏ (polime Pn, màu đỏ,

dễ hút ẩm và chảy rửa, khơng tan trong nước và một số dung mơi hữu cơ thơng thường, khĩ nĩng chảy và khĩ bay hơi, khơng phát quang, khơng độc, chỉ bốc cháy ở nhiệt độ trên 250oC)

d Nhĩm IVA (cacbon-silic):

* C là chất rắn, tồn tại nhiều dạng thù hình khác nhau như:

+ Kim cương: tinh thể trong suốt khơng màu, khơng dẫn điện và dẫn nhiệt kém, cứng nhất

+ Than chì: tinh thể màu xám đen, mềm cĩ thể vạch lên giấy

+ Fuleren: cấu trúc C60, C70, cấu trúc rỗng,

+ Cacbon vơ định hình như: than gỗ, than xương, than muội, Than gỗ, than xương cĩ cấu tạo xốp nên cĩ khả năng hấp phụ chất khí và chất tan trong dung dịch

Trong tự nhiên, kim cương và than chì là cacbon tự do gần như tinh khiết Ngồi ra, cacbon cịn cĩ trong các khống vật như: canxit (đá vơi, đá hoa, đá phấn đều chứa CaCO3), magiezit (MgCO3), đolomit

(CaCO3.MgCO3), và là thành phần chính các loại than mỏ (than antraxit, than mỡ, than nâu, than bùn, ), dầu mỏ và khí thiên nhiên

* Si là chất rắn màu xám, ánh kim, cĩ cấu trúc giống kim cương nhưng mềm hơn, cĩ tính bán dẫn Si cĩ 2 dạng thù hình là silic tinh thể và silic vơ định hình

Si là nguyên tố phổ biến, đứng hàng thứ 2 chỉ sau O, Si khơng nằm ở dạng tự do mà chỉ gặp ở dạng hợp chất như: silic oxit, khống vật silicat, cao lanh, mica, fenspat, đá xà vân, thạch anh,…

3 Điều chế của một số nguyên tố phi kim quan trọng và hợp chất của chúng:

+ Trong cơng nghiệp:

* NaCl + H2O      đpdd co ùmàng ngăn ½ H2 + NaOH + ½ Cl2

* Điều chế O3:

+ Trong tự nhiên: 3O2    tia tử ngoại 2O3

* Điều chế S:

Trang 10

+ Trong tự nhiên S có nhiều ở những mỏ lớn, sản xuất bằng cách nung chảy mỏ rồi dung máy nén nước siêu nóng đẩy lên mặt đất, sau đó làm sạch S

+ Trong công nghiệp: nung quặng photphoric (hay apatit), cát và than cốc ở 1200oC trong lò điện:

* 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2

  3CaSO4 + 2H3PO4 (pp này tạo axit không tinh khiết)

* P2O5 + 3H2O    2H3PO4 (pp này tạo axit tinh khiết với P2O5 có từ sự đốt P với oxi)

* Điều chế C:

+ Kim cương nhân tạo được điều chế từ nung than chì ở 2000oC, áp suất 50-100 atm, xúc tác Fe.+ Than chì nhân tạo được điều chế từ nung than cốc ở 2500-3000oC trong lò điện, không có kkhí.+ Than cốc được điều chế từ nung than mỡ ở 1000oC trong lò cốc, không có kkhí

+ Than mỏ được khai thác trực tiếp từ các vỉa than nằm ở những độ sâu khác nhau dưới mặt đất

Trang 11

+ Than gỗ được tạo nên khi đốt gỗ trong điều kiện thiếu không khí

+ Than muội được tạo từ: CH4

4 Tính chất của các đơn chất phi kim quan trọng:

a F2: chỉ thể hiện tính oxi hoá

* F2 + tất cả các kim loại và một số phi kim như: H2, S, nhưng không phản ứng trực tiếp với O2

* F2 + H2O  2HF + 0,5O2

b Cl2: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá

* Cl2 + hầu hết các kim loại Ag, Pt, Au, một số phi kim như H2 và cũng không phản ứng trực tiếp với O2

* Cl2 + 2NaOH (nhiệt độ thường)  NaCl + NaClO + H2O (nước Gia-ven).

* Cl2 + 6KOH (nhiệt độ cao)  5KCl + KClO3 + 3H2O

* Cl2 + Ca(OH)2 (nhiệt độ thường)  CaOCl2 (clorua vôi) + H2O

* Cl2 + H2O  HCl + HClO (trong đó HClO có tính oxi hoá và tẩy màu mạnh do phân huỷ ra ntử O)

* 3Cl2 + 2NH3  N2 + 6HCl và Cl2 + H2S  S + 2HCl

c Br2/I2: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá nhưng yếu hơn Cl2 về tính oxh *

* Br2/I2: có hóa tính tương tự như Cl2 là phản ứng với kim loại, H2, dd NaOH/KOH/Ca(OH)2 nhưng kém mãnh liệt hơn Cl2

* Br2 có phản ứng với nước tương tự như Cl2 nhưng cần đun nóng còn I2 hầu như không pứ với nước

* Br2 + 2NaI (dd)  2NaBr + I2

* I2 + hồ tinh bột tạo chất có màu xanh tím đặc trưng

d S: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá

* S + kim loại  muối sunfua kim loại ( Hg + S (ở nhiệt độ thường)  HgS) và S + H2  H2S

* S + O2  SO2 * S + 3F2  SF6

* S + 4HNO3 (đặc nóng)  SO2 + 4NO2 + 2H2O

* S + 6HNO3 (đặc nóng, dư)  H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

* S + 2H2SO4 (đặc nóng)  3SO2 + 2H2O

e O2: chỉ thể hiện tính oxi hoá

* O2 + hầu hết kim loại trừ Ag, Pt, Au và một số phi kim như S, P, C, Si trừ halogen

* O2 + O   hv O3

* O2 + tất cả các hợp chất hữu cơ (phản ứng cháy) và một số hợp chất vô cơ có tính khử

f O3: chỉ thể hiện tính oxi hoá

* O3 + (hầu hết kim loại trừ Pt, Au và một số phi kim như S, P, C, Si, ) đều tạo O2 và oxit kim loại

* O3 + 2KI + H2O  I2 + O2 + 2KOH (phản ứng này nhận biết O 3 vì tạo ra chất rắn màu đen tím I 2 ).

g N2: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá

* N2 + Ca, Mg, Al, tạo muối nitrua kim loại

Trang 12

h P: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá

* P + Ca, Mg, Al, Zn, tạo muối photphua kim loại

* 4P + 3O2 (thiếu)  2P2O3 * 4P + 5O2 (dư)  2P2O5

* 2P + 3Cl2 (thiếu)  2PCl3 * 2P + 5Cl2 (dư)  2PCl5

* Tính phi kim của P kém hơn N2 nhưng N2 có liên kết ba bền vững nên P hoạt động hơn N2

* P (trắng), độc và phản ứng hoá học mãnh liệt hơn P (đỏ), không độc

i C: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá

* C + Al, Ca, tạo muối cacbua Al4C3, CaC2, và C + H2 tạo metan CH4

* C + O2  CO2 và C + CO2  2CO

* C phản ứng với một số hợp chất có tính oxi hoá như M2On (M sau Al), HNO3, H2SO4 đ, KClO3,

j Si: vừa thể hiện tính khử và tính oxi hoá

* Si + Ca, Mg, Fe, tạo muối silixua Ca2Si, Mg2Si, và Si + H2 tạo silan SiH4

* Si + O2  SiO2 và Si + 2F2  SiF4

* Si + NaOH + H2O  Na2SiO3 + H2

5 Tính chất của các oxit phi kim:

a Tác dụng với nước ở nhiệt độ thường tạo axit:

* SO2, SO3, NO2, N2O5, P2O5, CO2 và đặc biệt CrO3

* (n+1)SO3 + H2O  H2SO4.nSO3 (oleum)

* Pha loãng oleum bằng nước được H2SO4 đặc: H2SO4.nSO3 + nH2O  (n + 1)H2SO4

* 2NO2 + H2O  HNO3 + HNO2 * 2NO2 + ½ O2 + H2O  2HNO3

b Tác dụng với dd kiềm (NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2) ở nhiệt độ thường tạo muối:

* SO2, SO3, NO2, N2O5, P2O5, CO2 và đặc biệt CrO3

* 2NO2 + 2NaOH  NaNO3 + NaNO2 + H2O * 2NO2 + ½ O2 + 2NaOH  2NaNO3 + H2O

c Tác dụng với dd NaOH đặc nóng tạo muối:

* SO2, SO3, NO2, N2O5, P2O5, CO2, SiO 2 và đặc biệt CrO3, Cr 2 O 3

* SO2 + Br2/Cl2 + 2H2O  H2SO4 + 2HBr/2HCl (phản ứng nhạt màu nước brom).

* 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O  K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4 (phản ứng nhạt màu dung dịch thuốc tím).

* NO + ½ O2  NO2 (khí NO không màu nhưng dễ hóa nâu trong không khí).

6 Tính chất của các hidro phi kim:

a. Tính axit tăng dần: HF < HCl < HBr < HI.

b. Dung dịch HF, HCl, HBr có tính axit, tính oxi hoá và có tính khử mà HI thể hiện tính khử rõ nét nhất:

* tính axit: oxit kim loại, hidroxit kim loại, muối S2- (trừ Pb, Cu, Ag, Hg), CO32-, HCO3- + HX  muối

* tính oxi hoá: M (đứng trước H) + nHX  MXn + 0,5nH2 ( với X thường là Cl, Br)

c H2S vừa thể hiện tính axit yếu và tính khử

* H2S làm quì tím ẩm hoá đỏ H2S có mùi trứng thối đặc trưng

* H2S + dd muối (Pb2+, Cu2+, Ag+, Hg2+)  PbS , CuS , Ag2S , HgS

* H2S + dd kiềm (NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2) tạo muối sunfua S2- hay muối hidrosunfua HS-

* H2S + một số chất oxi hoá như: O2, O3, Cl2, F2, SO2, dd H2SO4 đ, dd HNO3, dd KMnO4, dd K2Cr2O7,

dd KClO3, dd nước Cl 2 /nước Br 2 (bị oxi hoá lên đến S +6 ), CrO3,

Trang 13

d NH3 vừa thể hiện tính bazơ yếu và tính khử:

* NH3 làm quì tím ẩm hố xanh NH3 cĩ mùi khai đặc trưng, tan tốt trong nước tạo dd ammoniac

* dd NH3 phản ứng được với dd axit như: HCl, H2SO4, HNO3, CH3COOH, H2CO3 (CO2 + H2O), H2S,

* dd NH3 (đặc) + dd HCl (đặc)  NH 4 Cl (khĩi trắng).

* dd NH3 cĩ thể tạo kết tủa hidroxit với một số dd muối Mg2+, Al3+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Cr2+, Cr3+, Cu2+, Ag+,

* dd NH3 cĩ thể hồ tan kết tủa oxit, hidroxit, muối kết tủa của Cu 2+ , Ag + , Zn 2+ vì tạo phức.

7 Tính chất của các hidroxit phi kim (axit):

a HClO4: là một axit rất mạnh, thể hiện đầy đủ tính chất của một axit, đồng thời cĩ tính oxi hĩa mạnh nhưng

cĩ một điều cần lưu ý là:

* tính axit tăng dần theo: HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4

* tính oxi hĩa giảm dần theo: HClO > HClO2 > HClO3 > HClO4

b HNO3:

* HNO3 thể hiện tính axit và oxi hĩa (tính chất của H+ và NO3- (N+5)): cĩ thể phản ứng với:

+ hầu hết kim loại trừ Au, Pt Nếu HNO3 (đặc nguội) cĩ thêm Cr, Al, Fe khơng phản ứng

+ tất cả các oxit kim loại trừ CrO3, hidroxit kim loại

+ một số chất khử như: FeO, Fe3O4, Fe(OH)2, muối Fe2+, muối sunfua S2-, C, P, S,

c H2SO4:

* H 2 SO 4 lỗng thể hiện đầy đủ tính chất của một dd axit mạnh bình thường (tính chất của H+)

* H 2 SO 4 đặc thể hiện tính axit và oxi hĩa (tính chất của H+ và SO42- (S+6)): cĩ thể phản ứng với:

+ hầu hết kim loại trừ Au, Pt Nếu H2SO4 (đặc nguội) cĩ thêm Cr, Al, Fe khơng phản ứng

+ tất cả các oxit kim loại trừ CrO3, hidroxit kim loại

+ một số chất khử như: FeO, Fe3O4, Fe(OH)2, muối Fe2+, muối sunfua S2-, C, P, S,

+ với muối (SO32-, CO32-, HSO3-, HCO3-) thì chỉ cĩ phản ứng trao đổi tạo ra SO2, CO2

* H 2 SO 4 đặc cịn cĩ khả năng hút ẩm mạnh Khi đổ H2SO4 đặc vào một số chất hữu cơ như saccarozơ, tinh bột, thì bị cháy thành than (C) do H2SO4 hút nước, rồi sau đĩ C bị oxi hĩa thành CO2

* H 2 SO 4 lỗng hay đặc đều tác dụng được với dung dịch muối Ba2+ hay Ba(OH)2 tạo BaSO4 trắng

d H3PO4:

* Chỉ thể hiện tính chất của một axit thơng thường (H+) ở mức trung bình, khơng là chất điện li mạnh

* Là một axit cĩ khả năng phân li ra 3 nấc.

* Cĩ thể tạo kết tủa với hầu hết các ion dương (trừ K+, Na+, NH4 ) như Ag 3 PO 4 (kết tủa vàng).

e H2CO3:

* Là một axit yếu nên dễ phân hủy thành CO2 và H2O

* Chỉ phản ứng được với dung dịch bazơ mạnh * CO2 cĩ thể hịa tan CaCO3 , BaCO3 , trong nước

* CO2 cĩ thể pứ với một số dd muối cĩ tính axit yếu như: C6H5ONa, Na2SiO3, Na2CO3, NaClO, NaAlO2,

f H2SiO3:

* Là một axit rất yếu nên khơng tan trong nước.

* Khi bị mất nước thì tạo lớp chất rắn xốp cĩ khả năng hấp phụ mạnh gọi là sicagen.

8 Tính chất của một số hợp chất khác của phi kim quan trọng:

a Muối của halogenua:

* AgF (tan), AgCl (trắng, khơng tan trong dd HNO 3 ), AgBr (vàng nhạt), AgI (vàng đậm).

* 2AgBr ánh áng

  s  2Ag (bột màu đen) + Br2 (dùng trong tráng phim ảnh)

* 2NaBr + Cl2  2NaCl + Br2 và 2NaI + Cl2  2NaCl + I2 và 2NaI + Br2  2NaBr + I2

* NaX + AgNO3  NaNO3 + AgX (với X là Cl, Br, I)

* NaCl + H2O      đpdd co ùmàng ngăn ½ H2 + NaOH + ½ Cl2 (sản xuất Cl 2 , NaOH trong cơng nghiệp).

* NaClO + CO2 + H2O  NaHCO3 + HClO * 2CaOCl2 + CO2 + H2O  CaCO3 + CaCl2 + 2HClO

b Nước oxi già H2O2 (hidro peoxit):

Trang 14

* BaSO4 là chất rắn màu trắng, bền trong môi trường kiềm, axit mạnh và bền với nhiệt

* Để nhận biết ion SO42- trong dung dịch ta cho phản ứng với dd Ba2+: SO42- + Ba2+  BaSO4 (trắng).

e Muối amoni NH4 +:

* dd muối NH4 phản ứng với dd kiềm tạo khí NH3 : NH4 + OH-  NH3 + H2O

* Sự nhiệt phân muối NH4 :

* Đều tan tốt trong nước và phân li hoàn toàn trong nước (là những chất điện li mạnh).

* Sự nhiệt phân muối NO3-:

* Để nhận biết ion NO3- trong dung dịch ta dùng vụn Cu và dd H2SO4 loãng:

+ 3Cu + 8H+ + 2NO3-  3Cu2+ (dd màu xanh) + 2NO (không màu hóa nâu trong kk) + 4H2O

g Muối phophat PO4 3-:

* Muối PO43-, HPO4- đều không tan trong nước trừ đi với K+, Na+, NH4

* Muối H2PO4- đều tan trong nước

* Để nhận biết ion PO43- ta dùng dd AgNO3 phản ứng với dd muối R3PO4 (với R là K, Na, NH4)

+ PO43- + 3Ag+  Ag3PO4 (màu vàng và tan được trong dd HNO 3 )

h Muối cacbonat CO3 2-, hidrocacbonat HCO3 -:

* Muối CO32- của K+, Na+, NH4 tan, của M2+ kết tủa và của Al3+, Fe3+ bị thủy phân thành CO2 và 

* Muối HCO3- đều tan

* ion CO32- có tính bazơ mạnh (kiềm) nên khi cho từ từ ion H+ của axit HCl/H2SO4 loãng thì có 2 giai đoạn:

-+ giai đoạn 2: dd thoát khí từ từ cho đến hết: H+ + HCO3-  CO2 + H2O

* ion HCO3- có tính lưỡng tính (vừa có tính axit và vừa có tính bazơ):

+ tính bazơ (yếu hơn của ion CO32-): H+ + HCO3-  CO2 + H2O

* Sự nhiệt phân của muối CO32-:

+ A2CO3 không bị nhiệt phân (với A là kim loại kiềm như K, Na, )

+ BCO3 (r) t cao o

   BO (r) + CO2 (với B là Ba, Ca, Mg, Fe, Zn, Cu, )

* Sự nhiệt phân của muối HCO3-:

Trang 15

i Muối silicat SiO3 2-:

* Muối SiO32- của K+, Na+, NH4 tan, cịn lại đều khơng tan hoặc bị thủy phân trong nước

* Na2SiO3 + CO2 + H2O  Na2CO3 + H2SiO3 * Na2SiO3 + 2HCl  2NaCl + H2SiO3

* Dung dịch đậm đặc Na2SiO3 và K2SiO3 được gọi là thủy tinh lỏng.

9 Tổng hợp phản ứng điều chế ra các đơn chất:

a Tạo đơn chất H2:

* M (đứng trước H) + nH+ (dd HCl/H2SO4 lỗng)  Mn+ + ½n H2

* Kim loại kiềm A và B (Ca, Sr, Ba) + H2O  AOH/B(OH)2 + H2

* H2O    điện phân H2 + ½ O2 * NaCl + H2O      đpdd co ùmàng ngăn ½ H2 + NaOH + ½ Cl2

   (C6H10O5)n+ 6nO2 * Sự nhiệt phân muối NO3-

* CuSO4 + H2O      đpdd co ùmàng ngăn Cu + H2SO4 + ½ O2

* 2AgNO3 + H2O      đpdd co ùmàng ngăn 2Ag + 2HNO3 + ½ O2

* 2NaBr + Cl 2  2NaCl + Br 2 và 2NaI + Cl 2  2NaCl + I 2 và 2NaI + Br2  2NaBr + I2

* NaX + H2O      đpdd co ùmàng ngăn ½ H2 + NaOH + ½ X2 (với X là Br, I)

* NaX   đpnc  Na + ½ X2 (với X là Br, I)

* NaCl + H 2 O      đpdd co ùmàng ngăn ½ H 2 + NaOH + ½ Cl 2 .

* NaCl   đpnc  Na + ½ Cl2 (cĩ thể thay Na bởi K, Mg, Ca hay Ba)

* Dùng Mg/Al/Zn + HNO3 (lỗng), ví dụ như: 5Mg + 12HNO3  5Mg(NO3)2 + N2 + 6H2O

* Đốt cháy hồn tồn amin: CxHyNt + (x + y/4) O2

i Tạo đơn chất P: Nung quặng photphoric (hay apatit) Ca3 (PO 4 ) 2 , cát và than cốc trong lị điện 1200 o C:

+ 2Ca 3 (PO 4 ) 2 + 10C + 6SiO 2

o

1200 ,

    lò điện 6CaSiO 3 + 10CO + P 4

j Tạo đơn chất C:

Trang 16

k Tạo đơn chất Si:

* Phân đạm cung cấp nitơ dưới dạng ion nitrat NO 3 - và ion amoni NH 4

* Độ dinh dưỡng của phân đạm được tính theo % khối lượng của N.

* Có 3 loại phân đạm thường gặp là:

+ Phân đạm amoni:

-thành phần chính là các muối amoni như NH4NO3 (đạm 2 lá), NH4Cl/(NH4)2SO4 (đạm 1 lá)-được tạo từ NH3 tác dụng với axit tương ứng

+ Phân đạm nitrat:

-thành phần chính là các muối nitrat như NaNO3, Ca(NO3)2,

-được tạo từ HNO3 và muối cacbonat CO32-

* Phân lân cung cấp photpho dưới dạng ion photphat PO 4 3-

* Độ dinh dưỡng của phân lân được tính theo % khối lượng P 2 O 5

* Có 3 loại phân lân thường gặp là:

+ Phân Supephotphat đơn:

-thành phần chính gồm 2 muối là Ca(H 2 PO 4 ) 2 và CaSO 4

-hàm lượng % P2O5 khoảng từ 14%-20%

+ Phân Supephotphat kép:

-thành phần chính chỉ là Ca(H 2 PO 4 ) 2

+ Phân lân nung chảy:

-thành phần chính là hỗn hợp muối phophat và silicat của Ca và Mg.

c Phân kali:

* Phân kali cung cấp kali dưới dạng ion K +

* Độ dinh dưỡng của phân kali được tính theo % khối lượng của K 2 O.

* Hai loại muối KCl và K 2 SO 4 thường được sử dụng nhiều nhất làm phân kali.

* Tro thực vật chứa K 2 CO 3 cũng là một loại phân kali

d Phân hỗn hợp:

* Là loại phân từ quá trình trộn lẫn các loại phân đơn theo tỉ lệ N:P:K khác nhau, gọi chung là phân NPK.

* Nitrophotka là hỗn hợp của (NH 4 ) 2 HPO 4 và KNO 3

e Phân phức hợp:

* Là loại phân tạo thành nhiều sản phẩm khác nhau từ quá trình tương tác hóa học.

* Amophot là hỗn hợp (NH 4 ) 2 HPO 4 và NH 4 H 2 PO 4 từ phản ứng hóa học của NH3 và axit H3PO4

f Phân vi lượng:

* Là loại phân cung cấp các nguyên tố như B, Zn, Mn, Cu, Mo,

C HÓA VÔ CƠ KIM LOẠI:

Vấn đề 1: Cấu tạo kloại, lí-hóa tính,sự ăn mòn,điều chế,điện phân

1 Cấu tạo mạng tinh thể kim loại:

Trang 17

* Kim loại ở trạng thái rắn ở điều kiện thường trừ Hg ở thể lỏng

* Mạng tinh thể kim loại gồm nguyên tử kim loại, ion dương kim loại gắn kết với dòng electron tự do

* Liên kết trong mạng kim loại là liên kết kim loại (liên kết tạo bởi kim loại, ion kim loại với electron tự do)

* Có 3 kiểu mạng tinh thể kim loại phổ biến là: lục phương, lập phương tâm diện và lập phương tâm khối

2 Tính chất vật lí của kim loại:

a Có 4 tính chất vật lí chung của kim loại là:

* tính dẻo (dẻo nhất là Au, có thể dát mỏng đến mức ánh sáng có thể xuyên qua)

* tính dẫn điện và tính dẫn nhiệt:

* thứ tự dẫn điện giảm dần: Ag > Cu > Au > Al > Fe

* kim loại dẫn điện tốt thì dẫn nhiệt tốt

* khi tăng nhiệt độ thì tính dẫn điện giảm

* có ánh kim

 nguyên nhân chủ yếu là do dòng electron tự do trong mạng tinh thể.

b Có 3 tính chất vật lí riêng là:

* tỉ khối: nhẹ nhất là Li và nặng nhất là Os

* tính cứng: mềm nhất (K, Rb, Cs có thể bị cắt bằng dao); cứng nhất Cr (có thể rạch thủy tinh)

* nhiệt độ nóng chảy: thấp nhất Hg và cao nhất W (dùng làm dây tóc bóng đèn)

3 Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử hay tính bị oxi hóa hay tính

nhường electron:

a Tác dụng với phi kim O2, Cl2, S:

* Fe, Cr, Sn + O2  Fe3O4, Cr2O3, SnO2 (Chú ý: Ag, Pt, Au không phản ứng với O 2)

* Fe, Cr + Cl2  FeCl3, CrCl3

* Fe, Cr + S  FeS, Cr2S3 Riêng thủy ngân Hg + S ngay ở nhiệt độ thường.

b Tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường tạo bazơ + H2:

* Tất cả kim loại kiềm như Li, Na, K, Rb, Cs

* Một số kim loại kiềm thổ như Ca, Sr, Ba

* Oxit của kim loại kiềm và của Ca, Sr, Ba + H2O  bazơ

c Tác dụng với dung dịch HCl hay H2SO4 (loãng) tạo muối và H2 :

* Kim loại phải đứng trước H trong dãy điện hóa (nghĩa là trừ 5 kim loại sau H: Cu, Hg, Ag, Pt, Au)

* Fe, Cr, Sn + dd HCl hay H2SO4 (loãng) đều tạo muối Fe2+, Cr2+, Sn2+

* Oxit của kim loại đều + HCl hay H2SO4 (loãng) tạo muối và H2O

d Tác dụng với H2SO4 đặc hay HNO3 tạo muối + sản phẩm khử (SO2, NO2, ) + H2O:

* Au, Pt không tác dụng với H2SO4 đặc và với HNO3

* Au, Pt, Cr, Al, Fe không tác dụng với H2SO4 đặc nguội và với HNO3 đặc nguội

* Kim loại tác dụng với HNO3 đặc thì tạo khí NO2 (màu nâu, mùi hắc)

* Kim loaị tác dụng với HNO3 loãng thường tạo khí NO (không màu, dễ hóa nâu trong không khí)

* Kim loại tác dụng với H2SO4 đặc thường tạo khí SO2 (không màu, mùi hắc)

* Fe tác dụng với H2SO4 đặc dư và với HNO3 dư đều tạo muối Fe3+

* Fe (dư) tác dụng với H2SO4 đặc và với HNO3 đều tạo muối Fe2+

* Các oxit kim loại (trừ FeO, Fe3O4) + H2SO4 đặc và + HNO3 đều tạo muối + H2O

* Các oxit FeO, Fe3O4 + H2SO4 đặc và + HNO3 đều tạo muối Fe3+ + sản phẩm khử (SO2, NO2, NO) + H2O

e Tác dụng với dd muối của kim loại (đứng sau) tạo muối mới và kim loại mới:

* (Fe, Ni, Sn, Pb, Cu) + dd muối Fe3+  (Fe2+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Cu2+) + Fe2+

* (Mg, Al, Zn) + dd muối Fe3+ (dư)  (Mg2+, Al3+, Zn2+) + Fe2+

* (Mg, Al, Zn) (dư) + dd muối Fe3  (Mg2+, Al3+, Zn2+) + Fe

* Fe (dư) + dd AgNO3  Fe(NO3)2 + Ag

* Fe + dd AgNO3 (dư)  Fe(NO3)3 + Ag

* Zn + dd muối Cr3+  Zn2+ + Cr2+

* (K, Na, Ba, Ca) + dd muối Mn+ thì chỉ tạo M(OH)n + H2 (do phản ứng với H2O trước)

f Tác dụng với dung dịch kiềm NaOH, KOH, Ba(OH)2…tạo muối và H2 :

* Chỉ có Al, Zn + dd kiềm tạo muối (aluminat AlO2-, zincat ZnO22-) và H2

* Nhóm kim loại tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường (như K, Na, Ba, Ca) cũng tan trong dd kiềm tạo H2

4 Dãy điện hóa:

Trang 18

a. Kim loại M có tính khử và khi M  Mn+ + ne nghĩa là M bị oxi hóa hay sự (quá trình) oxi hóa M

b. Ion Mn+ có tính oxi hóa và khi Mn+ + ne  M nghĩa là ion Mn+ bị khử hay sự (quá trình) khử ion Mn+

c. Ion Fe2+, Cr2+, Cr3+ vừa có tính oxi hóa và vừa có tính khử vì có số oxi hóa trung gian

d. Quy tắc : chất khử mạnh + chất oxi hóa mạnh  chất oxi hóa yếu tương ứng + chất khử yếu tương ứng

e. Giả sử có phản ứng: Cu + 2Ag+  Cu2+ + 2Ag thì những phát biểu đúng là:

 Cu có tính khử mạnh hơn Ag và Ag+ có tính oxi hóa mạnh hơn Cu2+

 Cu bị oxi hóa và Ag+ bị khử

 Cu có khả năng khử Ag+ và Ag+ có khả năng oxi hóa Cu

 Xảy ra sự (hay quá trình) oxi hóa Cu và sự (hay quá trình) khử Ag+

 Cu bị Ag+ oxi hóa lên thành Cu2+ và Ag+ bị Cu khử xuống thành Ag

 Cu có thể đẩy Ag ra khỏi dung dịch muối

5 Sự ăn mòn kim loại:

a. Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hay hợp kim dưới tác dụng của các chất trong môi trường

b. Sự ăn mòn kim loại là quá trình oxi hóa khử, là quá trình hóa học hay điện hóa mà ở đó xảy ra quá trình biến

đổi đơn chất thành hợp chất

c Sự ăn mòn kim loại có 2 dạng:

* Sự ăn mòn hóa học là electron của kim loại chuyển trực tiếp vào các chất trong môi trường, không có xuất

hiện dòng điện

* Sự ăn mòn điện hóa là electron của kim loại chuyển từ cực âm (anot) sang cực dương (catot), có xuất hiện

dòng điện

d Điều kiện ăn mòn điện hóa:

* Phải có 2 kim loại khác nhau A và B hay 1 kim loại A và 1 phi kim X (phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián

tiếp qua dây dẫn)

* 2 điện cực phải ngập trong dung dịch điện li (là dung dịch hay môi trường ở điện cực có khả năng oxi hóa

ít nhất một kim loại trong đó, thường thấy là không khí ẩm, dung dịch axit, dung dịch muối, )

e Kết quả ăn mòn:

TH1: 2 kim loại khác nhau A-B (giả sử A đứng trước B) thì những ý đúng là:

 A là cực âm (anot) xảy ra sự (quá trình) oxi hóa A  A bị ăn mòn trước

 B là cực dương (catot) xảy ra sự (quá trình) khử ion dương thường là H+  B không bị ăn mòn

TH2: 1 kim loại A và 1 phi kim X: A-X thì những ý đúng là:

 A là cực âm (anot) xảy ra sự (quá trình) oxi hóa A  A bị ăn mòn trước

 X là cực dương (catot) xảy ra sự (quá trình) khử ion dương thường là H+  X không bị ăn mòn

f Các biện pháp chống ăn mòn:

* Phương pháp bảo vệ bề mặt: phủ lên bề mặt kim loại một lớp hóa chất bền với môi trường

* Phương pháp điện hóa: chọn một kim loại “hi sinh” A đứng trước kim loại B cần bảo vệ  A bị ăn mòn

còn B được bảo vệ

* Để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép ta phủ một lớp Zn vì: Zn đứng trước Fe & C và Zn bị ăn mòn nhưng rất

chậm nên bảo vệ trong thời gian dài

6 Điều chế kim loại:

a Nguyên tắc chung: Mn+ + ne  M  khử ion kl thành kim loại hay sự biến hợp chất thành đơn chất

b Điều chế kim loại nhóm IA, IIA, Al:

* Điều chế kim loại IA từ muối halogen hay hidroxit hay oxit bằng phương pháp điện phân nóng chảy:

* 2NaCl   ñpnc Na + Cl2; 2NaOH   ñpnc 2Na + H2O + ½ O2; K2O   ñpnc 2K + ½ O2

* Điều chế kim loại IIA từ muối halogen bằng phương pháp điện phân nóng chảy:

Trang 19

lỏng nổi lên làm ngăn Al sinh ra không bị oxi hóa với không khí 2Al2O3   ñpnc 4Al + 3O2

c Điều chế kim loại có tính khử yếu như Cu, Hg, Ag, Pt, Au:

* Dùng phương pháp thủy luyện hay còn gọi là phương pháp ướt (chủ yếu): dùng kim loại có tính khử

mạnh hơn và khó tan trong nước như Mg, Zn,… đẩy kim loại yếu ra khỏi dung dịch muối

* Dùng phương pháp nhiệt luyện: dùng các tác nhân khử như H2, CO, C, Al hoặc dùng nhiệt trực tiếp hayđốt với oxi (đối với Ag, Hg)

* Dùng phương pháp điện phân dung dịch từ những muối tan:

Ví dụ 1: CuSO4 + H2O   ñpdd Cu + H2SO4 + ½ O2; 2AgNO3 + H2O   ñpdd 2Ag + 2HNO3 + ½ O2

d Điều chế kim loại có tính khử trung bình như Zn, Cr, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb:

* Dùng phương pháp nhiệt luyện (chủ yếu): dùng các tác nhân khử như H2, CO, C, Al

  Fe + CO2; ZnO + C t o

  Zn + CO; Cr2O3 +2Al t o

  Al2O3 + 2Cr

* Dùng phương pháp thủy luyện hay còn gọi là phương pháp ướt : dùng kim loại có tính khử mạnh hơn

và khó tan trong nước như Mg, Al,… đẩy kim loại yếu ra khỏi dung dịch muối

* Dùng phương pháp điện phân dung dịch từ những muối tan:

Ví dụ: ZnSO4 + H2O   ñpdd Zn + H2SO4 + ½ O2

7 Điện phân dung dịch muối:

a Thứ tự ưu tiên bị khử của các ion dương kim loại, H+ và H2O ở cực âm (catot):

* K+, Na+, Ba2+, Ca2+, Mg2+, Al3+< H 2 O < Zn2+<Fe2+<Ni2+<Sn2+<Pb2+ < H+ <Cu2+<Fe3+<Ag+,

* Một số trật tự bán phản ứng (quá trình khử) cần nhớ ở cực âm (catot):

Vấn đề 2: Kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm, nước cứng

A KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT

I Sơ lược về kim loại kiềm:

Li * Cấu trúc mạng tinh thể: lập phương tâm khối

Trang 20

Na * Bán kính nguyên tử tăng, năng lượng ion hóa I1 giảm, độ âm điện giảm

K * Cấu hình e ở lớp ngoài cùng: ns 1  nguyên tố s, thuộc nhóm IA, số oxi hóa +1 trong hợp chất.

Rb * Là những kim loại màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện tốt

Cs * Do bán kính nguyên tử lớn, cấu trúc tương đối rỗng, lực liên kết kim loại yếu

Fr (nguyên tố phóng xạ)  nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, độ cứng thấp, là những kim loại nhẹ

II Ứng dụng và điều chế kim loại kiềm:

1 Ứng dụng của kim loại kiềm:

* Dùng để chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp như hợp kim Na – K dùng làm chất trao đổi nhiệt trong một số lò phản ứng hạt nhân.

* Hợp kim Li – Al siêu nhẹ, dùng trong kỹ thuật hàng không.

* Cs được dùng làm tế bào quang điện.

2 Điều chế: dựa nguyên tắc là khử cation M + thành kim loại M qua sự điện phân nóng chảy.

*Điện phân nóng chảy muối halogenua hay hidroxit của kim loại kiềm.

 ñ  2Na + Cl2

 Na + bị khử thành Na bám lên cực (–) (catot)

 Cl – bị oxi hóa thành Cl 2 thoát ở cực (+) (anot)

III Tính chất hóa học của kim loại kiềm:

* Thể hiện tính khử rất mạnh (dễ nhường electron hoặc dễ bị oxi hóa).

* Rất khó bảo quản nên để bảo quản phải ngâm trong dầu hỏa.

* Đốt Na hay Na + (màu vàng); K hay K + (màu tím); Li hay Li + (màu đỏ tía).

1 Phản ứng với phi kim:

a) Với O2:

* 2Na + 1

2O2 (thiếu) 

2 2

2 Phản ứng với H2O: độ mãnh liệt tăng dần từ Li đến Cs: Li phản ứng ôn hòa với nước, Na nóng chảy

và nổi trên mặt nước, K tự bùng cháy, Rb và Cs bùng cháy mãnh liệt có thể gây nổ

4 Phản ứng với một số dung dịch muối: xảy ra 2 giai đoạn

Trang 21

1 Oxit Na2O: * Na2O + H2O  2NaOH * Na2O + 2HCl  2NaCl + H2O

2 Hidroxit NaOH: (xút ăn da)

* NaOH + HCl/H2SO4/HNO3  NaCl/Na2SO4/NaNO3 + H2O

* dd NaOH cĩ thể hịa tan Al, Zn, Al 2 O 3 , ZnO, Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 , Cr(OH) 3

* dd NaOH + một số dd muối như: (NH 4 : tạo khí NH 3 ); (HSO 4 - , HCO 3 - , HS - : đều tạo H 2 O).

* dd NaOH + dd muối (Mg 2+ , Cr 2+ , Fe 2+ , Fe 3+ , Cu 2+ , Ag + ) kết tủa khơng tan khi NaOH dùng dư.

* dd NaOH + dd muối (Al 3+ , Zn 2+ , Cr 3+ )  kết tủa và tan dần khi NaOH dùng dư.

3 Muối NaCl:

* NaCl + AgNO3  NaNO3 + AgCl

* NaCl + H2O    co ùvách ngănđpdd  1

2H2 + NaOH +

1

2Cl2 (phương pháp sản xuất NaOH trong cơng nghiệp)

(ở cực âm (catot) xảy ra sự khử H 2 O thành H 2 và ở cực dương (anot) xảy ra sự oxi hĩa ion Cl - thành Cl 2 )

* Nếu điện phân dd NaCl khơng cĩ màng ngăn sẽ tạo nước Javel: Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O

4 Muối NaHCO3: lưỡng tính,dung dịch cĩ tính kiềm yếu, làm quì tím hĩa xanh

* NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O : tính axit. * NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O : tính bazơ.

o

t

  Na2CO3 + CO2 + H2O : tính kém bền với nhiệt.

* dd NaHCO3 + dd Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 kết tủa BaCO 3, CaCO 3.

5 Muối Na2CO3: dung dịch cĩ tính kiềm, làm quỳ tím hĩa xanh

* Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + CO2 + H2O

(cho từ từ đến dư dd HCl vào dd Na 2 CO 3 thì một lát sau mới thốt khí).

* Na 2 CO 3 ; K 2 CO 3 khơng cho phản ứng nhiệt phân (cĩ tính bền với nhiệt).

* Na2CO3 + dd muối (Mg 2+ , Ca 2+ , Ba 2+ , Fe 2+ , Zn 2+ )  kết tủa cacbonat.

* Na2CO3 + dd muối (Al 3+ , Fe 3+ )  dd muối Na+ + kết tủa hidroxit và khí CO 2

  N2+ 3CO2 + K2S : phản ứng cháy của thuốc súng.

V Ứng dụng của 1 số hợp chất kim loại kiềm:

1 NaOH: là hĩa chất quan trọng, đứng hàng thứ hai sau H2SO4.Được dùng làm để nấu xà phịng, chế phẩmnhuộm,tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhơm trong cơng nghiệp luyện nhơm và dùng trong cơng nghiệp chế biến dầumỏ,

2 NaHCO3: dùng trong cơng nghiệp dược phẩm (chế thuốc đau dạ dày, ) và trong cơng nghiệp thực phẩm(làm bột nở, nước giải khát, )

3 Na2CO3: là hĩa chất quan trọng trong cơng nghiệp thủy tinh, bột giặt, phẩm nhuộm, giấy sợi,

4 KNO3: được dùng làm phân bĩn (phân đạm, phân kali) và được dùng để chế tạo thuốc nổ Thuốc nổ thơngthường (thuốc súng) là hỗn hợp gồm: 68% KNO3 , 15% S và 17% than (C)

B KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT, NƯỚC CỨNG

(nhưng cao hơn kim loại kiềm) nhưng khơng tuân theo quy luật  cĩ cấu tạo mạng tinh Ca

Trang 22

thể không giống nhau như: Be và Mg (lục phương); Ca và Sr (lập phương tâm diện);

Ba (lập phương tâm khối)

Sr

chiều từ Be  Ba (chiều tăng của điện tích hạt nhân)  tính khử tăng

Ra (nguyên tố phóng xạ) * Các kim loại kiềm thổ đều nhẹ hơn Al (trừ Ba)

II Điều chế kim loại kiềm thổ:

* MX2  ñpnc M( )  + ( )

2

X  với X : halogen (điện phân nóng chảy muối halogenua kim loại).

Ví dụ: CaCl2  ñpnc Ca + Cl2

 Ca2+ (là chất oxi hoá) nên bị khử thành kim loại Ca bám lên cực âm (catot).

 Cl- (là chất khử) nên bị oxi hoá thành khí Cl2 thoát ra ở cực dương (anot).

III Hóa tính của kim loại kiềm thổ:

* Có tính khử mạnh (dễ bị oxi hóa, dễ nhường electron).

2 Phản ứng với nước:

* Be không phản ứng với H2O ở t o thường hoặc t o cao.

* Mg phản ứng chậm với H2O ở t o thường nhưng nhanh ở t o cao.

* Ca, Sr, Ba phản ứng mạnh với H 2 O ở t o thường.

Ví dụ: Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2

3 Phản ứng với dung dịch axit:

a) Với dung dịch HCl; H2SO4 loãng  muối + H2:

* Ca + 2HCl  CaCl2 + H2 * Mg + H2SO4 loãng  MgSO4 + H2

b) Với H2SO4 đặc  muối + (SO2, S, H2S) + H2O:

Ví dụ: * 4Mg + 5H2SO4 đặc  4MgSO4 + H2S + 4H2O

c) Với HNO3  muối + (NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3) + H2O:

Ví dụ: * 4Mg + 10HNO3 loãng  4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

4 Phản ứng với dung dịch muối:

a) Đối với Mg: Mg + dd muối của KL đứng sau  dd muối Mg2+ + KL

b) Đối với Ca, Sr, Ba: tác dụng với dung dịch muối của KL đứng sau diễn ra 2 giai đoạn như KL kiềm

IV Một số hợp chất quan trọng của kim loại kiềm thổ:

1 Oxit MO: điển hình là CaO (chất rắn màu trắng, dễ tan trong nước còn gọi là vôi sống)

* (CaO, SrO, BaO) + H2O  [Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2]

* Là oxit bazơ nên: oxit + dung dịch axit  muối + H2O

Ví dụ: MgO + 2HCl  MgCl2 + H2O

2 Hidroxit M(OH)2: điển hình là Ca(OH)2(chất rắn dễ tan trong nước còn gọi là vôi tôi)

* M(OH)2 + dung dịch axit  muối + H2O

* [Be(OH)2; Mg(OH)2] còn lại [Ca(OH)2; Sr(OH)2; Ba(OH)2] tan

Trang 23

* Mg(OH)2

o

t

* CO2 + Ca(OH)2(dư)  CaCO3 + H2O

* 2CO2(dư) + Ca(OH)2  Ca(HCO3)2

 sục CO 2 từ từ đến dư vào dd Ca(OH) 2 thì xuất hiện kết tủa trắng, sau đó tan dần đến trong suốt.

* Ca(OH) 2 là một bazơ mạnh, rẻ tiền, dùng để sản xuất NH 3 ; CaOCl 2 (clorua vôi), dùng để khử chua đất,

3 Muối CO 2- 3: MCO3 đều không tan trong nước

* CaCO 3 trong tự nhiên ở dạng: đá vôi, đá hoa, đá phấn.

* CaCO3

o

1000 C

   CaO + CO2 : quá trình nung vôi.

* CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2 (tan): sự xâm thực của nước mưa.

* MCO3 + 2HCl  MCl2 + CO2 + H2O

* Đá vôi dùng làm vật liệu xây dựng

* Đá hoa dùng trong tạc tượng, trang trí.

* Đá phấn dùng làm phụ gia thuốc đánh răng.

* Đôlômit có thành phần chính là CaCO 3 MgCO 3 Khi nung thì: CaCO3.MgCO3

  CaCO3 + CO2 + H2O : sự tạo thành thạch nhũ trong hang động.

* Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  2CaCO3 + 2H2O: trộn dd Ca(HCO 3 ) 2 với dd Ca(OH) 2 thì có kết tủa.

* Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2  CaCO3 + BaCO3 + 2H2O

* Ca(HCO3)2 + 2NaOH (dư)  CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O

* Ca(HCO3)2 (dư) + NaOH  CaCO3 + NaHCO3 + H2O

* M(HCO3)2 + 2HCl  MCl2 + 2CO2 + 2H2O

* Muối M(HCO 3 ) 2 có tính chất lưỡng tính.

5 Muối SO4 2- : (BeSO4, MgSO4) tan; CaSO4 ít tan; (BaSO4 , SrSO4 )

* CaSO4.2H2O: thạch cao sống; CaSO4.H2O: thạch cao nung; CaSO4: thạch cao khan.

* CaSO4.2H2O 160 C o

   CaSO4.H2O + H2O

* CaSO4.2H2O 350 C o

   CaSO4 + 2H2O

* Thạch cao nung khi trộn với H2O thì có khả năng đông cứng nhanh

 dùng để nặn tượng, đúc khuôn và bó bột khi gãy xương.

6 Muối Cl- , NO3 - : MCl2, M(NO3)2 đều tan trong nước

* Nước cứng là nước chứa nhiều ion Ca 2+ và Mg 2+

* Nước mềm là nước chứa ít hoặc không chứa Ca 2+ , Mg 2+

b) Phân loại:

* Nước cứng tạm thời chứa:

Ca2+; Mg2+; HCO3

Trang 24

* Nước cứng vĩnh cửu chứa:

* Đun sôi nước lâu ngày trong nồi hơi sẽ tạo một lớp cặn

 giảm sự truyền nhiệt của lò  tốn nhiên liệu và có thể gây nổ.

* Ống dẫn nước bị đóng cặn  giảm lưu lượng nước hay làm tắc ống dẫn hơi nước.

* Giặt quần áo  tốn xà phòng, mau hư vải.

* Nấu ăn hoặc pha nước  thực phẩm lâu chín và giảm mùi vị.

3 Cách làm mềm nước:

* Nguyên tắc làm mềm là làm giảm hoặc mất đi nồng độ Ca2+, Mg2+

a) Đối với nước cứng tạm thời:

* Đun sôi lắng bỏ kết tủa thu được nước mềm:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  2CaCO3 + 2H2O

Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2  CaCO3 + MgCO3 + 2H2O

* Dùng NaOH hay KOH dư:

Ca(HCO3)2 + 2NaOH  CaCO3 + Na2CO3 + 2H2O

Mg(HCO3)2 + 2NaOH (dư)  Mg(OH)2 + 2NaHCO3

* Dùng Na 2 CO 3 hay K 3 PO 4 dư:

3M2+ + 2PO43-  M3(PO4)2 (M là Ca, Mg)

* Dùng nhựa ionit để trao đổi ion

b) Đối với nước cứng vĩnh cửu hay toàn phần:

Dùng Na 2 CO 3 hay Na 3 PO 4 hoặc nhựa ionit để trao đổi ion.

Chú ý:

 Đun sôi hay dùng Na2CO3, Na3PO4; NaOH; KOH; Ca(OH)2 là phương pháp kết tủa.

 Dùng nhựa ionit là phương pháp trao đổi ion là phương pháp hiện đại.

C KIM LOẠI NHÔM VÀ HỢP CHẤT

I Vị trí cấu tạo, tính chất vật lý:

1 Al ở ô 13, chu kì 3, nhóm IIIA.

2 Cấu hình electron: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1  nguyên tố p, số oxi hóa +3 trong hợp chất.

3 Mạng tinh thể lập phương tâm diện.

4 Là kim loại nhẹ, mềm; có màu trắng bạc, dễ kéo sợi và dát mỏng

5 Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt (gấp 3 lần Fe nhưng chỉ bằng 2/3 lần Cu).

II Trạng thái thiên nhiên và hợp kim của nhôm:

Trang 25

* Al là nguyên tố phổ biến đứng hàng thứ 3 sau Oxi và Silic.

1 Một số quặng như: đất sét (Al2O3.2SiO2.2H2O); mica (K2O.Al2O3.6SiO2.2H2O); boxit (Al 2 O 3 2H 2 O);

criolit (Na 3 AlF 6 hay 3NaF.AlF 3 ).

2 Một số hợp kim của nhơm như: Đuyra; Silumin; Almelec và Electron.

III Ứng dụng của nhơm:

1 Dùng làm vật liệu chế tạo máy bay, ơ tơ, tên lửa, …

2 Dùng làm khung cửa và tráng trí nội thất

3 Dùng dây dẫn điện thay cho Cu Chế tạo các thiết bị trao đổi nhiệt, các dụng cụ nấu trong gia đình

4 Bột nhơm với bột sắt oxit (cịn gọi là hỗn hợp Tecmit) được dùng để hàn gắn đường ray.

IV Điều chế nhơm: từ nguyên liệu là quặng boxit

1 2Al2O3     đpnc với Criolit 4Al + 3O2 (điện phân nĩng chảy Al2 O 3 (quặng boxit) với quặng criolit).

2 Al 3+ bị khử thành Al ở catot (cực âm) và O 2– bị oxi hĩa thành O2 ở anot (cực dương).

3 Vì 2 cực làm bằng than chì nên ở cực dương O 2 đốt C thành CO 2 ; CO một thời gian phải thay cực dương.

4 Criolit cĩ tác dụng: hạ nhiệt độ nĩng chảy, tiết kiệm năng lượng, tạo chất lỏng dẫn điện tốt hơn Al 2 O 3 và bảo vệ Al sinh ra khơng bị oxi hĩa.

V Tính chất hĩa học của nhơm:

* Al cĩ tính khử mạnh; chỉ sau kim loại kiềm và kiềm thổ  dễ bị oxi hĩa thành ion (+): Al  Al3+ + 3e

a) Al tự bốc cháy khi tiếp xúc với Cl2:

* Nhưng vì khĩ phá vỡ lớp oxit dù ở to cao nên Al khơng phản ứng với nước vì lớp oxit đã phủ kín trên bề

mặt Al khơng cho nước và khí thấm qua.

3 Phản ứng với dung dịch axit: lớp oxit bị phá vỡ bởi ion H+.

* Al + 3HCl  AlCl 3 + 3

2H 2.

* 2Al + 3H 2 SO 4 lỗng Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2.

* Al + HNO 3  Al(NO 3 ) 3 + (NO 2 , NO, N 2 O, N 2 , NH 4 NO 3 ) + H 2 O.

* Al bị thụ động trong HNO3 đặc nguội hoặc H2SO4 đặc nguội.

4 Phản ứng với một số dung dịch muối:

Ví dụ:

2Al 3Fe (SO ) Al (SO ) 6FeSO

Trang 26

* Al + NaOH + H2O  NaAlO2 (natri aluminat) + 3

* Phản ứng nhiệt nhôm tỏa ra nhiệt lượng rất lớn.

VI Một số hợp chất quan trọng của nhôm:

1 Oxit Al2O3: là oxit lưỡng tính

* Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O (Al 2 O 3 + 6H + 2Al 3+ + 3H 2 O)  tính bazơ.

* Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O (Al 2 O 3 + 2OH –

 2AlO2 

+ H 2 O)  tính axit.

* Tinh thể Al 2 O 3 gồm: Corinđon (dùng tạo đá mài, giấy nhám); Hồng ngọc (Al3+ được thay Cr3+ dùng làm đồ

trang sức, kỹ thuật laze); Saphia ( có lẫn tạp chất Fe2+, Fe3+ và Ti4+ dùng làm đồ trang sức)

2 Hidroxit Al(OH)3: là hidroxit lưỡng tính

* Al(OH) 3 là chất không tan trong nước, không tan trong dung dịch axit yếu (như H2CO3 hay CO2 và H2O);

không tan trong dung dịch bazơ yếu (như dung dịch NH3 ) và có phản ứng nhiệt phân:

2Al(OH) 3

o

t

  Al 2 O 3 + 3H 2 O (kém bền với nhiệt).

3 Muối Al2(SO4)3; Al(NO3)3:

* Nhiệt phân: 2Al(NO3)3

o

t

  Al2O3 + 6NO2 + 3

2O2.

* Phèn chua: K 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) 3 24H 2 O hay KAl(SO 4 ) 2 12H 2 O.

* Phèn nhôm: có công thức tương tự như phèn chua; chỉ khác là thay K + bởi Li + ; Na + hay NH4

 phèn chua dùng trong thuộc da, công nghiệp giấy, chất cầm màu và làm trong nước

4 Muối Al3+ : AlCl3; Al2(SO4)3; Al(NO3)3.

a) Muối Al3+ phản ứng với dung dịch NH3 từ từ đến dư  1 giai đoạn (tạo tủa không tan).

5 Muối AlO2 -: NaAlO2.

a) Muối AlO2 - phản ứng với CO2 từ từ đến dư  1 giai đoạn (tạo tủa không tan).

Trang 27

I Vị trí trong bảng tuần hoàn Cấu hình electron nguyên tử:

* Cấu hình electron của Fe: [Ar]3d 6 4s 2  nguyên tố d

 cấu hình electron của Fe2+ : [Ar]3d 6 và cấu hình electron của Fe 3+ : [Ar]3d 5 (nhớ: Fe 3+ bền hơn Fe 2+ )

* Fe ở ô 26, chu kì 4; nhóm VIIIB trong bảng tuần hoàn.

II Cấu tạo mạng tinh thể Tính chất vật lý:

* Cấu tạo mạng tinh thể của Fe chủ yếu ở 2 dạng là Fe à Feαv β, khác nhau chủ yếu dựa vào nhiệt độ.

* Fe là kim loại trắng hơi xám; khối lượng riêng lớn và nhiệt độ nóng chảy khá cao Fe dẫn điện, dẫn nhiệt tốt.

* Fe có tính nhiễm từ.

III Trạng thái tự nhiên:

* Phổ biến đứng hàng thứ 2 trong kim loại (sau Al)

* Fe bị gỉ chủ yếu thành Fe 2 O 3 nH 2 O.

* Trong các mảnh thiên thạch chủ yếu là ở dạng sắt tự do.

* Các quặng sắt quan trọng:

- Manhetit: Fe3O4 (hiếm có trong tự nhiên và có hàm lượng Fe chiếm cao nhất)

IV Tính chất hóa học của Fe: tính khử trung bình

* Fe gặp S; dd HCl; dd H2SO4 loãng; dd muối của Ni2+; Sn2+; Pb2+; Cu2+; Fe3+ và H2O (to > 570oC)  tạo Fe2+

* Fe gặp O2 (không khí); H2O (to < 570oC)  tạo Fe2+ và Fe3+ (hay là Fe8 nằm trong hợp chất Fe3O4)

* Fe gặp Cl2  tạo Fe3+

* Fe không phản ứng với HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội

Chú ý:  Fe (dư) + dung dịch (HNO3; H2SO4 đặc và AgNO3) tạo Fe2+

 Fe + dung dịch (HNO3; H2SO4 đặc và AgNO3) (dư) tạo Fe3+

 Fe + dung dịch (HNO3; H2SO4 đặc và AgNO3) (vừa đủ) tạo Fe2+ hay Fe3+ hay (Fe2+ và Fe3+)

1 Các phản ứng thường gặp tạo Fe2+ :

a) Fe + S t o

     FeO + H2.c) Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu d) Fe + 2FeCl3  3FeCl2

e) Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 f f) Fe + H2SO4 loãng  FeSO4 + H2

c) 2Fe + 6H2SO4 đặc, dư

o

t

  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Trang 28

     Fe3O4 + 4H2

V Hợp chất của sắt:

1 FeO: là chất rắn màu đen không có trong tự nhiên

a) Gặp O2; HNO3; H2SO4 đặc bị oxi hóa thành Fe3+ :

c) Gặp HCl; H2SO4 loãng  phản ứng trao đổi bình thường

* FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O * FeO + H2SO4 (loãng)  FeSO4 + H2O

2 Fe(OH)2: rắn màu trắng xanh, hoá nâu trong không khí, không tan trong H2O.

a) Gặp O2 (không khí); HNO3; H2SO4 đặc bị oxi hóa thành Fe : 3+

* 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3 (nâu đỏ)

      khoâng co ùkhoâng khí FeO + H2O

c) Gặp HCl; H2SO4 loãng  phản ứng trao đổi bình thường

* Fe(OH)2 + 2HCl  FeCl2 + 2H2O * Fe(OH)2 + H2SO4 (loãng)  FeSO4 + 2H2O

d) Điều chế Fe(OH)2: cho dung dịch muối Fe2+ phản ứng với dung dịch kiềm OH- không có không khí

 Phương trình tổng quát: Fe2+ + 2OH–  Fe(OH)2

3 Muối Fe2+ : muối kết tinh FeSO4.7H2O; FeCl2.4H2O

a) Muối FeS; FeS2 (không tan trong H2O)

Trang 29

2

2 2

* FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S * FeS + H2SO4 (loãng)  FeSO4 + H2S

b) Muối FeCO3 (không tan trong H2O)

      khoâng co ùkhoâng khí FeO + CO2

c) Muối Fe(NO3)2 (tan trong H2O): bị khử thành Fe khi gặp Mg, Al, Zn hoặc có thể đpdd

* Fe(NO3)2 + 2NaOH  Fe(OH)2 + 2NaNO3

d) Muối FeSO4 (tan trong H2O): bị khử thành Fe khi gặp Mg, Al, Zn hoặc có thể đpdd

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

* 6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4  3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

* FeSO4 + dd Ba2+  BaSO4 + dd Fe2+

* FeSO4 + 2NaOH  Fe(OH)2 + Na2SO4

e) Muối FeCl2 (tan trong H2O): bị khử thành Fe khi gặp Mg, Al, Zn hoặc có thể đpdd

* FeCl2 + 1

2Cl2  FeCl3.

Trang 30

* FeCl2 + 2NaOH  Fe(OH)2 + 2NaCl

* Tóm lại: dung dịch Fe 2+ khi gặp AgNO 3 ; HNO 3 ; H 2 SO 4 đặc; Cl 2 ; KMnO 4 ; K 2 Cr 2 O 7 bị oxi hóa thành Fe 3+ :

1 Fe2O3: rắn màu nâu đỏ, không tan trong nước

* Fe2O3 + (HCl; H2SO4 loãng; H2SO4 đặc; HNO3)  muối Fe3+ + H2O

* Fe2O3 2

H ;CO t



    Fe3O4 2

H ;CO t

2 Fe(OH)3: rắn màu nâu đỏ, không tan trong H2O.

* Fe(OH)3 + (HCl; H2SO4 loãng; H2SO4 đặc; HNO3)  muối Fe3+ + H2O

* 2Fe(OH)3

o

t

  Fe2O3 + 3H2O

3 Muối Fe3 (dd Fe3+ có màu vàng nhạt): kết tinh Fe2(SO4)3.9H2O; Fe(NO3)3.9H2O; FeCl3.6H2O

* Phản ứng với dung dịch kiềm tạo kết tủa nâu đỏ: Fe3+ + 3OH–  Fe(OH)3 nâu đỏ

* Mg ,Al hay Zn + dung dịch Fe3+ : có thể diễn ra 2 giai đoạn:

Ví dụ: Mg + dd FeCl3:

* Mg + 2FeCl3  MgCl2 + 2FeCl2

* Khi hết FeCl3 mà còn Mg thì: Mg + FeCl2  MgCl2 + Fe

* (Fe, Ni, Sn, Pb, Cu) + dung dịch Fe3+ : chỉ diễn ra 1 giai đoạn:

Ví dụ 1 : Fe + 2Fe3+ (vàng nhạt)  3Fe2+ (xanh nhạt)

Ví dụ 2 : Cu + 2Fe3+ (vàng nhạt)  Cu2+ (xanh lam) + 2Fe2+ (xanh nhạt)

* điện phân dung dịch muối Fe3+ sẽ bị khử từ từ xuống thành Fe2+ rồi thành Fe nếu điều kiện hợp lí

* dung dịch muối Fe3+ gặp dung dịch I- thì bị khử thành Fe2+: 2Fe3+ +2 I-  2Fe2+ + I2

* dung dịch muối Fe3+ gặp dung dịch S2- thì bị khử thành Fe2+: 2Fe3+ +S2-  2Fe2+ + S

+H ; CO; Al t

     FeO 2

o

+H ; CO; Al t

Trang 31

* Là gang chứa ít cacbon hơn và chủ yếu ở dạng Xementit (Fe 3 C).

* Gang trắng có màu sáng hơn gang xám được dùng để luyện thép

3 Sản xuất gang

a Nguyên tắc: là khử quặng sắt oxit bằng than cốc trong lò cao.

b Nguyên liệu:

* Quặng sắt oxit (thường là Hematit đỏ Fe2O3), than cốc và chất chảy (CaCO3 hay SiO2)

c Các phản ứng hóa học xảy ra trong lò:

b Thép đặc biệt: đưa thêm vào thép thường 1 số nguyên tố làm cho thép có tính chất đặc biệt như:

* Thép chứa 13% Mn rất cứng, dùng để làm máy nghiền đá

* Thép chứa khoảng 20% Cr và 10% Ni rất cứng và không gỉ, dùng làm vật gia dụng, y tế

* Thép chứa khoảng 18% W và 5% Cr rất cứng dùng tạo máy cắt gọt như máy phay,

3 Sản xuất thép:

a Nguyên tắc:

Là giảm hàm lượng C, Si, S, Mn, có trong gang bằng cách oxi hóa các tạp chất thành oxit rồi biến

thành xỉ và tách ra khỏi thép

b Các phương pháp luyện thép: (giảm tải)

* Phương pháp Bet-xơ-me (phương pháp lò thổi oxi):

* Ưu: thời gian luyện thép nhanh, thiết bị đơn giản, không cần tốn nhiều nhiên liệu

Trang 32

* Nhược: khơng luyện được những loại thép cĩ thành phần mong muốn và khơng luyệnđược thép từ gang cĩ chứa nhiều hàm lượng photpho

* Phương pháp Mac-tanh (phương pháp lị bằng):

* Ưu: tận dụng được phế liệu,luyện được những loại thép cĩ thành phần mong muốn

* Nhược: tốn hao nhiên liệu, thời gian luyện thép lâu

* Phương pháp lị điện (phương pháp hồ quang điện):

* Ưu: luyện được những loại thép đặc biệt

* Nhược: dung dích nhỏ, lượng thép được tạo ra trên 1 mẻ ít

 là nguyên tố d và cĩ 6 electron độc thân ngồi cùng

 Cĩ số oxi hĩa thay đổi từ +1 đến +6 với số oxi hĩa phổ biến (+2; +4; +6)

* Cấu tạo mạng tinh thể hình lập phương tâm khối.

* Cr đứng sau Zn nhưng trước Fe trong dãy điện hĩa

II Tính chất vật lý:

* Cr là kim loại cĩ màu trắng ánh bạc

* Rất cứng (chỉ thua kim cương  dùng rạch thủy tinh).

V Điều chế Crơm:Từ quặng Cromit: FeO.Cr 2 O 3 (FeCr 2 O 4 ).Crom khơng tồn tại dạng tự do trong tự nhiên

* FeO.Cr2O3 + 4C   lò luyện 2Cr + Fe + 4CO

 tạo hợp kim Ferocrơm (>60% Cr)

2 3 7 2 2 o

 tạo được Crơm tinh khiết

IV Ứng dụng của Crơm:

* Dùng để mạ lên bề mặt các kim loại kém bền hơn để bảo vệ

* Dùng để chế tạo những loại thép hay hợp kim cĩ những đặc tính quý như:

Trang 33

Cr 2

0

Cr Cr 3

* Cr là chất khử tốt, mạnh hơn Fe nhưng yếu hơn Zn

* Ở dạng bột, Cr nhanh chóng bị oxi hóa nhưng ở dạng khối thì giống như Al; Cr được 1 lớp màng oxit trong

suốt bảo vệ  chống ăn mòn tốt, không bị oxi hóa trong không khí ngay cả không khí ẩm.

1 Tác dụng với phi kim:

o

t

 

3 32CrCl

* 4Cr + 6S t o

 

3

2 32Cr S * 2Cr + N2

* Nhưng thật sự vì luôn có lớp màng bảo vệ  Cr không phản ứng với H 2 O.

3 Tác dụng với dung dịch axit:

a) Với dung dịch HCl; H2SO4 loãng:

* Nếu những axit này để nguội thì Cr không tan ngay liền được nhưng nếu đun nóng thì lớp màng bị phá

vỡ  Cr bị tan ngay lập tức.

o

2 t

b) Với dung dịch HNO3; H2SO4 đặc:

* Tương tự như Al và Fe thì Cr cũng bị thụ động hóa khi gặp HNO 3 đặc nguội hay H 2 SO 4 đặc nguội

4 Tác dụng với dung dịch muối của kim loại yếu hơn:

* Phức tạp! Nên trong chương trình phổ thông ta không quan tâm

VI Hợp chất của Crôm:

Cr2O3

rắn ,màu lục thẫm,

là oxit lưỡng tính

Trang 34

Cr0 (dd muối Cr3+, muối Cromit)

III Muối Cr : vừa thể hiện tính khử, vừa thể hiện tính oxi hóa3+

* dung dịch muối Cr3+ 3OH 

(4 )

(2 )

(5 )

Cr(OH)3

rắn, màu lục xám,

là hidroxit lưỡng tính

(1 )

(3 )

Trang 35

1 Tính oxit axit khi tan trong nước, trong dung dịch kiềm:

+ CrO 3 + H 2 O  H 2 CrO 4 (axit cromic) và 2CrO 3 + H 2 O  H 2 Cr 2 O 7 (axit đicromic)

 2 axit này khơng tách ra được ở dạng tự do mà chỉ tồn tại trong dung dịch cùng nhau.

+ CrO3 + BaO  BaCrO4 (màu vàng tươi)

+ CrO3 + 2NaOH  Na2CrO4 + H2O

2 Tính oxi hĩa mạnh dưới tác dụng nhiệt:

3 Tính oxi hĩa mạnh khi tác dụng với chất khử trong dung dịch:

+ K 2 Cr 2 O 7 + 6FeSO 4 + 7H 2 SO 4  Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O.

(vàng) + 2H + PHẦN 3: ĐỒNG VÀ HỢP CHẤT

I Vị trí, cấu tạo:

* Cu cĩ Z = 29; chu kì 4; nhĩm IB.

* Cấu hình electron của Cu: [Ar]3d 10 4s 1

* Cấu hình electron của Cu + : [Ar]3d 10

* Cấu hình electron của Cu 2+ : [Ar]3d 9

 Cu co ùsố oxi hóa pho åbiến là +1;+2

Cu là nguyên tố d (kim loại chuyển tiếp)







* Cu cĩ cấu tạo mạng lập phương tâm diện.

* So với kim loại nhĩm IA thì Cu cĩ bán kính nguyên tử nhỏ hơn và ion Cu cĩ điện tích lớn hơn

 liên kết trong đơn chất Cu bền vững hơn

* Khối lượng riêng 8,98 g/cm3  Cu là kim loại nặng

* Độ dẫn điện và dẫn nhiệt rất cao (chỉ kém Ag)

* Độ dẫn điện của Cu giảm nhanh nếu cĩ lẫn tạp chất  dây dẫn điện bằng Cu cĩ độ tinh khiết tới 99,99%

III Ứng dụng của đồng:

* Đồng thau (hợp kim 55% Cu + 45% Zn): cĩ tính cứng và bền hơn Cu

 dùng chế tạo các chi tiết máy, các thiết bị dùng trong cơng nghiệp đĩng tàu

Trang 36

* Đồng bạch (còn gọi là hợp kim Mayso 75% Cu và 25% Ni) bền, đẹp, không bị ăn mòn trong nước biển

 dùng trong công nghiệp tàu thủy, đúc tiền, …

* Đồng thanh (còn gọi là Bronơ hay đồng đen với 90% Cu và 10% Sn)  dùng để chế tạo máy, thiết bị.

* Hợp kim (2

3Cu + 1 3Au) còn gọi là vàng 9 cara  dùng để đúc đồng tiền vàng, vật trang trí,

* Ngoài ra, Cu còn được mạ lên một số kim loại dùng trong mỹ nghệ và trang sức,

IV Điều chế đồng:

1 Thủy luyện: Cho (Mg; Zn) + dd muối Cu2+  dd muối (Mg2+, Zn2+) + Cu

2 Điện phân dung dịch:

a) Từ Cancopirit hay pirit đồng:

* 2CuFeS2 13 O2 to 2CuO Fe O2 3 4SO2

2

* CuO Fe O 2SiO  2 3 2 2C  to Cu 2FeSiO 2CO  3

* Hay tổng quát: CuFeS 2O2 2  SiO2  to Cu FeSiO  2  2SO2

b) Từ Cancozin (Cu2S) hay đồng sunfua (CuS):

d) Từ Manlachit Cu(OH)2.CuCO3:

* Cu(OH) CuCO2 3 to 2CuO CO  2 H O2

E   0,34V và đứng sau cặp 2H+/H2  Cu là kim loại có tính khử yếu và kém hoạt động.

 tùy điều kiện mà

1 0

Trang 37

 lớp muối này được hình thành chậm và sau lâu ngày Cu sẽ bị ăn mịn và lớp muối này gọi là “gỉ đồng”

* Khi đốt nĩng với O2 (khơng khí) thì tùy vào lượng O2 và nhiệt độ mà Cu bị phản ứng theo:

2 Với dung dịch axit:

* 3Cu 8HNO (l)  3  3Cu(NO ) 2NO3 2   4H O2

3 Với dung dịch amoniac: * Cu bị tan trong dung dịch amoniac khi cĩ mặt O2:

* CuO + 4NH + H O [Cu(NH ) ](OH) (phức đồng màu xanh)

4 Với dung dịch muối Fe3+ , Ag+ ; Hg+ ; Hg2+ :

* Cu + 2FeCl3  CuCl2 + 2FeCl2 * Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag

* Cu + Hg2(NO3)2  Cu(NO3)2 + Hg2 * Cu + Hg(NO3)2  Cu(NO3)2 + Hg

  CuCl2 + Cu * 4CuCl + O2 + 4HCl 4CuCl2 + 2H2O

* CuCl + 2NH3  [Cu(NH3)2]Cl : phức đồng (I) tan

Trang 38

(5) dd Cu2+ + 6NH3 (dư) + 2H2O  Cu(NH3)4(OH)2 + 2NH4

(6)

4 vừa đủ

4NH Cl 4HCl

CuCl 2HCl

   CuSO 4 5H 2 O (xanh) nên dùng CuSO 4 khan để dị tìm các vết nước trong chất hữu cơ.

PHẦN 4: SƠ LƯỢC VỀ MỢT SỚ KIM LOẠI KHÁC

* Ag là kim loại màu trắng

* Là kim loại mềm; dẻo  dễ kéo sợi và dát mỏng

* Dẫn điện; dẫn nhiệt tốt nhất trong các kim loại Là kim loại nặng (d = 10,5 g/cm3; to

)

(6 )

(2

)

(8 ) (5 )

Trang 39

III Tính chất hóa học:

* Ag có tính khử yếu nhưng ion Ag+ có tính oxi hóa mạnh

* Ag không bị oxi hóa bởi không khí nhưng sẽ bị hóa đen khi tiếp xúc với không khí ẩm có mặt H2S:

 4Ag + 2H2S + O2  2Ag2S(đen) + 2H2O

+ Ag không tan trong HCl; H2SO4 loãng nhưng bị tan trong HNO3; H2SO4 đặc, to:

* Ô 79; chu kỳ 6; nhóm IB.

* Cấu hình electron: [Xe]4f 14 5d 10 6s 1

* Số oxi hóa phổ biến là +3 Ngoài ra còn có +1 Là kim loại chuyển tiếp.

II Tính chất vật lí:

* Au là kim loại màu vàng

* Là kim loại mềm; dẻo  dễ kéo sợi và dát mỏng

* Dẫn điện; dẫn nhiệt tốt nhưng kém Cu và Ag

* Là kim loại nặng (d = 19,3 g/cm3; to

nc = 1063oC)

* Au có tính khử rất yếu nên khá trơ trong môi trường không khí và các dd axit: HCl; H2SO4 loãng, đặc; HNO3

* Nhưng Au bị tan trong nước cường toan (là hỗn hợp 1 thể tích HNO 3 đặc và 3 thể tích HCl đặc):

Au + HNO3 + 3HCl  AuCl3 + NO + 2H2O

* Au + có thể tạo phức với NaCN: Au+ + 2NaCN  Au(CN)2 + 2Na+

IV Ứng dụng: Phần lớn làm đồ trang sức và tạo ra những hợp kim: Au – Cu; Au – Ag; Au – Ni;

C NIKEN:

I Vị trí cấu tạo:

* Ô 28; chu kỳ 4; nhóm VIIIB.

* Cấu hình electron: [Ar]3d 8 4s 2

* Số oxi hóa phổ biến là +2 Ngoài ra có +3 Là kim loại chuyển tiếp.

Trang 40

* Ô 30; chu kỳ 4; nhóm IIB.

* Cấu hình electron: [Ar]3d 10 4s 2

* Số oxi hóa +2 Là kim loại chuyển tiếp.

II Tính chất vật lí:

* Zn là kim loại có màu lam nhạt

* Giòn ở nhiệt độ phòng, dẻo ở to = 100o – 150oC và giòn trở lại ở nhiệt độ trên 200oC

* Là kim loại nặng (d = 7,13 g/cm3; to

nc = 419,5oC; to

s = 906oC)

+ Zn là kim loại có tính khử mạnh hơn Fe

+ Zn bền trong môi trường không khí và nước do bề mặt Zn có lớp màng oxit hoặc cacbonat bazơ bảo vệ.

+ Zn tác dụng 1 số phi kim ở nhiệt độ cao; dd axit; dd kiềm và dd muối của kim loại đứng sau:

3Zn 8HNO 3Zn(NO ) 2NO 4H O

Zn FeCl ZnCl Fe ; Zn CuSO ZnSO Cu

* Phần lớn Zn dùng để bảo vệ bề mặt các vật sắt thép chống ăn mòn như: dây thép, tấm lợp và thép lá

* Chế tạo hợp kim như: đồng thau (Cu – Zn); Cu – Zn – Ni; Cu – Al – Zn; … có tính bền cao, chống ăn mòn

* Chế tạo pin điện hóa Zn – Mn; pin không khí – Zn; …

* Một số hợp chất của Zn dùng trong y học, thuốc diệt chuột

Định dạng
Số trang	96
Dung lượng	3,64 MB
File đính kèm	LY THUYET HOA HOC PHO THONG.rar (688 KB)