C. TỔNG HỢP CÔNG THỨC HÓA HỌC THI THPT QUỐC GIA NỘI DUNG C. TỔNG HỢP CÔNG THỨC HÓA HỌC THI THPT QUỐC GIA 1 C.1. HÓA HỌC LỚP 11 6 CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI 6 I. DUNG DỊCH. 6 II. Sự điện li. 7 III. Axit, bazơ, muối. 9 IV. pH của dung dịch, chất chỉ thị màu. 11 V. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch chất điện li 14 VI. Cách biểu diễn phương trình dưới dạng phân tử và ion. 15 VII. Phản ứng thuỷ phân của muối; Môi trường của dung dịch muối. 16 CHƯƠNG II:NITƠPHOTPHO 17 A. Giới thiệu chung 17 I. Vị trí. 17 II. Tính chất chung các nguyên tố nhóm nitơ. 17 B. Nito 18 I. Cấu tạo phân tử. 18 II. Tính chất vật lý. 18 III. Tính chất hoá học. 18 IV. Trạng thái thiên nhiên và điều chế 19 V. Ứng dụng. 19 VI. Oxit của nitơ 20 C. Amoniac 20 I. Cấu tạo phân tử 20 II. Tính chất vật li. 20 III. Tính chất hoá học 21 IV. ĐIỀU CHẾ: 22 V. Muối Amoni 22 D.Axit nitric 23 I. Cấu tạo phân tử 23 II. Tính chất vật lí 23 III. Tính chất hoá học 24 D. Axit nitric 24 I. Cấu tạo phân tử 24 II. Tính chất vật lí 25 III – Tính chất hoác học 25 IV Điều chế 26 E. Muối nitrat 27 I Khái niệm muối nitrat 27 II Tính chất vật lý 27 III Tính chất hoá học 27 IV Nhận biết ion nitrat 27 V Ứng dụng của muối nitrat 27 F. Photpho 29 I Tính chất vật lí 29 II Tính chất hoá học 29 III Ứng dụng 30 IV Trạng thái tự nhiên và điều chế 30 G. AXIT PHOTPHORIC 30 I Cấu tạo phân tử: 30 II Tính chất vật lí 30 III Tính chất hoá học 31 IV Điều chế và ứng dụng 31 V Muối photphat 32 H. PHÂN BÓN HOÁ HỌC 33 I Phân đạm 33 II Phân Kali 33 III Phân lân 33 IV Một số loại phân khác 34 CHƯƠNG 3: CACBON SILIC 35 A.GIỚI THIỆU CHUNG 35 I Vị trí của nhóm cacbon trong bảng tuần hoàn 35 II Tính chất chung của các nguyên tố nhóm cacbon 35 B. CACBON 36 I Tính chất vật lí 36 II Tính chất hoá học 36 III Ứng dụng 37 IV Trạng thái tự nhiên 37 C. HỢP CHẤT CỦA CACBON 37 I. Cacbon monooxit 37 II Cacbon đioxit (CO2) và axit cacbonic (H2CO3) 39 III Muối cacbonat 39 D. SILIC 40 I Silic 40 II Hợp chất của silic 41 E Công nghiệp silicat 42 ITHUỶ TINH: 42 II. ĐỒ GỒM: 43 III XIMĂNG: 44 CHƯƠNG IV. HỢP CHẤT HỮU CƠ 44 A. CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 44 I – CÔNG THỨC HÓA HỌC: 44 II – MẠCH CACBON 45 III – ĐỒNG ĐẲNG – ĐỒNG PHÂN 45 B. NHẬN DẠNG CẤU TẠO CỦA HIDROCACBON 46 I – HIDROCACBON MẠCH HỞ: 46 II – HIDROCACBON MẠCH VÒNG 47 C. TÊN GỌI CỦA HIDROCDCBON 47 I – TÊN GỌI CỦA HIDROCACBON 47 II – TÊN DẪN XUẤT CỦA HIDROCACBON 49 D. TÍNH CHẤT CỦA MEETAN (CH4) VÀ DÃY ĐỒNG ĐẲNG 49 I – TÍNH CHẤT VẬT LÝ CỦA ANKAN 49 II – TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA METAN 49 III – ĐIỀU CHẾ MÊTAN 50 IV – DÃY ĐỒNG ĐẲNG CỦA MÊTAN (ANKAN HAY PARAFIN) 50 E. ÊTILEN VÀ DÃY ĐỒNG ĐẲNG 51 I – CẤU TẠO CỦA ETILEN (C2H4) 51 II – TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA ETLEN 51 III – ĐIỀU CHẾ ETILEN 52 IV – DÃY ĐỒNG ĐẲNG CỦA ETILEN 53 F. AXETILEN VÀ DÃY ĐỒNG ĐẲNG 53 I – CẤU TẠO CỦA AXETILEN (C2H2) 53 II – TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA AXETILEN 53 III – ĐIỀU CHẾ AXETILEN: 54 IV – DÃY ĐỒNG ĐẲNG CỦA AXETILEN (GỌI CHUNG LÀ ANKIN) 54 G. BENZEN VÀ DÃY ĐỒNG ĐẲNG 54 I – CẤU TẠO CỦA BENZEN (C6H6) 54 II – TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA BENZEN 54 III – ĐIỀU CHẾ BENZEN 55 IV – DÃY ĐỒNG ĐẲNG CỦA BENZEN 55 H. Rượu etylic và dãy đồng đẳng 55 I cấu tạo cùa rượu etylic 55 II Tính chất hóa học của Rượu etylic 56 III Điều chế rượu Etylic 56 IV Độ rượu: 56 V Dãy đồng đẳng của rượu Etylic 57 I. Axit axteic và dãy đồng đẳng 57 I Cấu tạo axit axetic 57 II Tính chất hóa học của CH3COOH 57 III Điều chế axit axetic 58 IV Dãy đồng đẳng của Axit Axetic 58 C.1 HÓA HỌC LỚP 12 59 Chương 1: ESTE – LIPIT 59 AESTE. 59 I KHÁI NIỆM, DANH PHÁP 59 II TÍNH CHẤT VẬT LÍ 59 III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC 60 IV. ĐIỀU CHẾ 60 V. ỨNG DỤNG 60 BLIPIT 61 I KHÁI NIỆM 61 II CHẤT BÉO 61 CKHÁI NIỆM VỀ XÀ PHÒNG VÀ CHẤT GIẶT RỬA TỔNG HỢP 62 IXÀ PHÒNG 62 II CHẤT GIẶT RỬA TỔNG HỢP 62 Chương 2: CACBONHIĐRAT 63 A. KHÁI NIỆM VỀ CACBONHIĐRAT 63 B. MONOSACCARIT 63 GLUCOZƠ. 63 I. Tính chất vật lí và trạng thái thiên nhiên: 63 II. Cấu trúc phân tử. 63 III. Tính chất hoá học. 64 FRUCTOZƠ ( đồng phân của glucozơ) 65 C ĐISACCARIT 66 I. Tính chất vật lý, trạng thái thiên nhiên: 66 II. Cấu trúc phân tử 66 III. Tính chất hóa học. 66 IV. Ứng dụng và sản xuất saccarozơ 66 V. Đồng phân của saccarozơ: mantozơ 67 D. POLISACCARIT 67 I. TINH BỘT 67 II. Xenlulozơ 69 Chương 3: AMIN, AMINOAXIT PROTEIN 70 A.AMIN 70 I Khái niệm, phân loại, danh pháp 70 II Tính chất vật lý 71 III Cấu tạo phân tử và tính chất hóa học 71 IV. Điều chế 73 B. AMINOAXIT 73 IKhái niệm 73 II Cấu tạo phân tử và tính chất hóa học 74 III. Ứng dụng 75 CPEPTIT PROTEIN 75 IPeptit 75 II Prôtein 76 3. Tính chất 76 III – Khái niệm về enzim và axit nucleic. 77 Chương 4: POLIME VÀ VẬT LIỆU POLIME 78 A. POLIME 78 IKHÁI NIỆM: 78 II. ĐẶC ĐIỂM CẤU TRÚC 79 III. TÍNH CHẤT VẬT LÝ 79 IV. TÍNH CHẤT HÓA HỌC 79 VPHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ 80 VI ỨNG DỤNG: 80 AVẬT LIỆU POLIME 80 ICHẤT DẺO 80 IITƠ 81 IIICAO SU 82 IVKEO DÁN TỔNG HỢP 83 Chương 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI 83 A. Giới thiệu chung 83 I. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN 83 II. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI 83 III. Tính chất vật lý của kim loại. 84 IV. Tính chất hóa học chung của kim loại 86 V. Dãy điện hóa của kim loại 87 EHợp kim 91 IKHÁI NIỆM : 91 IITÍNH CHẤT 91 IIIỨNG DỤNG 92 FSự ăn mòn kim loại 92 IKHÁI NIỆM: 92 IICÁC DẠNG ĂN MÒN 92 IIICHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI 93 GĐiều chế kim loại 94 INGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 94 IIPHƯƠNG PHÁP 94 C.1. HÓA HỌC LỚP 11 CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI I. DUNG DỊCH. 1. Khái niệm a. Thí dụ: Hoà tan HCl vào nước thu được dung dịch axit HCl Hoà tan NaCl vào nước thu được dung dịch NaCl Hoà tan đường vào nước thu được dung dịch nước đường. Hoà tan nóng chảy Ag vào Au thu được dung dịch rắn Ag Au Không khí là dung dịch gồm có N2, O2 ,CO2, các khí hiếm ... b. Khái niệm: Dung dịch là hỗn hợp đồng nhất của hai hay nhiều cầu tử (thành phần). 2. Biểu diễn thành phần dung dịch – nồng độ. a. Nồng độ phần trăm: Khối lượng chất tan trong 100gam dung dịch . C% = trong đó mct : khối lượng chất tan mdd: khối lượng dung dịch mct = n.M và mdd = D.V = mct + mdung môi b. Nồng độ mollit: Số mol chất tan trong 1 lít dung dịch . ( n số mol chất tan ,V thể tích dung dịch lít) c. Nồng độ molan: Số mol chất tan có trong 1kg dung môi. ( n số mol chất tan, mdm khối lượng dung môi kg) d. Độ tan : Số gam chất tan có thể tan tối đa trong 100g dung môi. (m khối lượng chất tan, mdm khối lượng dm g) 3. Tích số tan: Xét cân bằng AnBm ⇌ nAm+ + mBn () Ta có tích số tan T = Am+n . Bnm Nếu tích nồng độ các ion < tích số tan thì trong dung dịch không xuất hiện kết tủa. Nếu tích nồng độ các ion = tích số tan thì thu dung dịch bão hoà.. Nếu tích nồng độ các ion > tích số tan thì trong dung dịch bắt đầu xuất hiện kết tủa. Mối liên hệ giữa tích số tan và độ tan xét cân bằng () T = nn.mm.Sn+m II. Sự điện li. 1. Chất điện li. a. Thí nghiệm: Tính dẫn điện của các nước nguyên chất, dung dịch NaCl, dung dịch nước đường dung dịch ancol etylic. giải thích tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ, muối. vai trò của dung môi nước. b. Khái niệm: + Chất khi tan trong nước tạo dung dịch dẫn điện được gọi là chất điện li. Thí dụ : các axit, bazơ, muối là các chất điện li. + Chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện được gọi là chất không điện li, Thí dụ: đường, rượu, ete... c. Sự điện li Quá trình phân li thành các ion khi chất điện li tan trong nước hoặc nóng chảy được gọi là sự điện li. Sự điện li được biểu diễn bằng phương trình điện li. Trong phương trình điện li tổng điện tích các cation = tổng diện tích các anion Tổng quát: Axit ⟶ H + anion gốc axit. Bazơ ⟶ Cation kim loại ( hoặc NH_4+) + OH Muối ⟶ Cation kim loại ( hoặc NH_4+) + anion gốc axit Thí dụ: HCI⟶ H+ + Cl HCOOH ⇌ H+ + HCOO NaOH → Na+ + OH NaCl → Na+ + Cl CH3COONa ⇌ Na+ + CH3COO 2. Độ điện li, phân loại chất điện li, hằng số điện li a. Độ điện li: Độ điện li α ( anpha) của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li thành ion và tổng số phân tử ban đầu. Biểu thức : ( n’ số mol bị phân li thành ion, n0 số mol ban đầu C’ nồng độ moll bị phân li, Co nồng độ moll ban đầu) Giá trị hoặc có thể tính theo đơn vị % (100) Độ điện li phụ thuộc vào các yếu tố : nồng độ chất tan : tỉ lệ nghịch nhiệt độ của dung dịch b. Phân loại chất điện li: Dựa theo độ điện li ta phân thành 2 loại chất điện li + Chất điện li mạnh : Là chất khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion. α =1 và ptđl biểu diễn bằng mũi tên một chiều ⟶ + Chất điện li yếu : Là chất khi tan trong nước phân li một phần thành ion. 0 < α < 1 và phđl được biểu diễn mũi tên 2 chiều ⇌ + Thí dụ : NaNO3 ⟶ Na+ + NO3 HCOONa ⇌ Na+ + HCOO c. Cân bằng điện li Hằng số điện li. Đối với các chất điện li yếu trong dung dịch xuất hiện cân bằng hoá học được gọi là cân bằng điện li đây là cân bằng động Thí dụ: AX ⇌ A+ + X () khi tốc độ thuận bằng tốc độ nghịch trong dung dịch xuất hiện cân bằng điện li. Hằng số điện li xét đối với cân bằng () được xác định. Thí dụ : Đối với axit axetic CH3COOH. CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO Ta có: (ở 25℃) hằng số điện li chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, không phụ thuộc vào nồng độ. Mối liên hệ giữa hằng số điện li và độ điện li α Xét cân bằng (), giả sử nồng độ ban đầu là Co và độ điện li AX ⇌ A+ + X () Ban đầu C0 Phân li αC0 αC0 αC0 Cân bằng (1 α)C0 αC0 αC0 Ta có: Như vậy khi biết K và Co ta có thể xác định được độ điện li và ngược lại. Đối với trường hợp chất điện li quá yếu có thể xem 1 α = 1. do đó công thức (7) có thể viết lại thành hoặc ion = ( cách tính gần đúng ) Thí dụ : Tính nồng độ ion H+ trong dung dịch CH3COOH 0,2M biết hằng số điện li của axit đó là 2.105 (đáp số: 0,2.2.105=4.106) III. Axit, bazơ, muối. 1. Định nghĩa theo Arêniut a. Axit: Là chất khử tan trong nước phân li cho ion H+ Thí dụ: HCI → H+ + Cl HCOOH ⇌ H+ + HCOO b. Bazơ: Là chất khi tan trong nước phân li cho ion OH Thí dụ: NaOH → Na+ + OH c. Hiđrô xit lưỡng tính: Là những hiđrôxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit vừa có thể phân li như bazơ. Thí dụ : Zn(OH)2 Phân li theo kiểu bazơ: Zn(OH)2 ⇌ Zn 2+ + 2OH Phân li theo kiểu axit: Zn(OH)2 ⇌ 2H+ + ZnO2 Các chất Al(OH)3, Zn(OH)2 ; Pb(OH)2 ; Sn(OH)2 Cr(OH)3 ; Cu(OH)2 d. Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc Axit nhiều nấc: Những axit khi tan trong nước phân li nhiều nấc cho ion H+. Thí dụ : H3PO4, H2S ( viết p.t.đ.l ) Bazơ nhiều nấc: Những bazơ khi tan trong nước phân li nhiều nhấc cho ion OH Thí dụ : Mg(OH)2; Al(OH)3 ( viết pt.dl) 2. Định nghĩa theo Brônxtet a. Axit là chất nhường prôtôn (H+); bazơ là chất nhận proton biểu diễn: Axit → Bazơ + H+ Thí dụ 1: CH3COOH + H2O ⇌ H3O+ + CH3COO (1) axit bazo axit bazo Thí dụ 2: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH (2) bazơ axit axit bazo Thí dụ 3: HCO_3 + H2O ⇌ H3O+ + CO_3(2) (3) axit bazo axit bazo HCO_3 + H2O ⇌ H2CO3 + OH (4) bazo axit axit bazo theo (3) và (4) HCO_3 , H2O vừa có khả năng cho và nhận prôtôn nên chúng được gọi là chất lưỡng tính Những chất không cho hoặc không nhận prôtôn được gọi là chất trung tính. 3. Muối, muối trung hoà , muối axit a. Muối: Là hợp chất khi tan trong nước phân li cho cation kim loại ( hoặc NH_4+) và anion gốc axit. Thí dụ : NaCl → Na+ + Cl CH3COONa ⇌ Na+ + CH3COO b. Muối axit, muối trung hoà. Muối có anion gốc axit không còn khả năng phân li cho ion H+ được gọi là muối trung hoà. Thí dụ : NaCl, (NH4)2SO4, Na2CO3 ... Muối có anion gốc axit còn khả năng phân li cho ion H+ được gọi là muối axit . Thí dụ : NaHCO3 NaH2PO4; NaHSO4... Muối có nhóm –OH có thể thay thế bằng gốc axit được gọi là muối bazơ . Thí dụ : Mg(OH)Cl; Fe(OH)2Cl... Ngoài ra còn kể đến một số muối kép như : HCI.NaCI; KCl.MgCl.6H2O; K2SO4.Al2(SO4)3.... Muối phức: Ag(NH3)2Cl; Cu(NH3)4SO4... sự điện li của muối : Hầu hết các muối (kể cả muối kép) khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành cation kim loại (NH) và anion gốc axit . Thí dụ: K2SO4 → 2K+ + SO_4( 2) NaCl.Ka → K+ + Na+ + 2Cl NaHSO3 → Na+ + HSO3 HSO3 ⇌ H+ + SO32 Ag(NH3)2 Cl → Ag(NH3)2+ + Cl Ag(NH3)2+ ⇌ Ag+ + 2NH3 4. Hằng số axit, hằng số bazơ a. Hằng số axit: Sự điện li của các axit yếu trong nước là quá trình thuận nghịch. Thí dụ : CH3COOH ⇌ H+ +CH3COO (1) CH3COOH + H2O ⇌ H3O+ + CH3COO (2) Vì nồng độ của nước được coi như hằng số nên ta có thể bỏ qua nồng độ của nước trong biểu thức xác định hằng số (Ka hằng số phân li axit ) Đối với axit nhiều nấc sẽ có nhiều hằng số phân li ở các nấc khác nhau. Hằng số phân li axit chỉ phụ thuộc vào bản chất axit và nhiệt độ. Nếu giá trị Ka càng nhỏ thì lực axit của nó càng yếu ( hay tính axit càng yếu ) Thí dụ : ở 25°C CH3COOH Ka =1,75.105 ; HClO Ka = 5.108 b. Hằng số bazơ: Sự điện li của các bazơ yếu trong nước là quá trình thuận nghịch. Thí dụ : NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH (3) ( hằng số phân li bazơ ) CH3COO + H2O ⇌ CH3COOH + OH (4) (hằng số phân li bazơ) Vì nồng độ của nước được coi như hằng số nên ta có thể bỏ qua nồng độ của nước trong biểu thức xác định hằng số phân li axit, hay bazơ. Đối với bazơ nhiều nấc sẽ có nhiều hằng số phân li ở các nấc khác nhau. Hằng số phân li bazơ chỉ phụ thuộc vào bản chất bazơ và nhiệt độ. Nếu giá trị Kb càng nhỏ thì lực bazơ của nó càng yếu ( hay tính bazơ càng yếu ) Mối liên hệ giữa hằng số Ka và Kb và ngược lại hay Ka.Kb = 1014 IV. pH của dung dịch, chất chỉ thị màu. 1. Sự điện li và tích số ion của nước, ý nghĩa tích số ion của nước. Nước là chất điện li rất yếu, ở nhiệt độ thường cứ 555 triệu phân tử nước có 1 phân tử bị phân li thành ion. H2O ⇌ H+ + OH (1) Từ (1) ta có Tích số ion của nước. Ở 25°C ta có = 1014. Tuy nhiên có thể sử dụng ở khoảng nhiệt độ khác. Hay có thể coi giá trị tích số ion của nước là hằng số trong dung dịch loãng của các chất khác nhau. Theo (1) ta có : H+ = OH= =107 M Môi trường trung tính là môi trường có H+ = OH= =107 M ý nghĩa của tích số ion của nước để xác định môi trường của dung dịch Môi trường trung tính : H+ = 107 M Môi trường axit: H+ > 107 M Môi trường bazơ: H+ < 107 M 2. Khái niệm về độ pH, độ pH trong các môi trường. Để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm người ta dùng đại lượng độ pH. Nếu H+ =10a ⟶ pH = a hay H+ = 10pH hoặc pH= lgH+ Thí dụ: H+ = 101M ⟶ pH=1 Môi trường axit.
C TỔNG HỢP CƠNG THỨC HĨA HỌC THI THPT QUỐC GIA NỘI DUNG C.1 HÓA HỌC LỚP 11 CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI I DUNG DỊCH Khái niệm a Thí dụ: Hồ tan HCl vào nước thu dung dịch axit HCl Hoà tan NaCl vào nước thu dung dịch NaCl Hoà tan đường vào nước thu dung dịch nước đường Hồ tan nóng chảy Ag vào Au thu dung dịch rắn Ag- Au Khơng khí dung dịch gồm có N2, O2 ,CO2, khí b Khái niệm: Dung dịch hỗn hợp đồng hai hay nhiều cầu tử (thành phần) Biểu diễn thành phần dung dịch – nồng độ a Nồng độ phần trăm: Khối lượng chất tan 100gam dung dịch C% = mct : khối lượng chất tan mdd: khối lượng dung dịch mct = n.M mdd = D.V = mct + mdung môi b Nồng độ mol/lit: Số mol chất tan lít dung dịch ( n số mol chất tan ,V thể tích dung dịch- lít) c Nồng độ molan: Số mol chất tan có 1kg dung mơi ( n số mol chất tan, mdm khối lượng dung môi -kg) d Độ tan : Số gam chất tan tan tối đa 100g dung mơi (m khối lượng chất tan, mdm khối lượng dm -g) Tích số tan: Xét cân An B m nAm+ + mBn- (*) Ta có tích số tan T = [Am+]n [Bn-]m Nếu tích nồng độ ion < tích số tan dung dịch khơng xuất kết tủa Nếu tích nồng độ ion = tích số tan thu dung dịch bão hồ Nếu tích nồng độ ion > tích số tan dung dịch bắt đầu xuất kết tủa - Mối liên hệ tích số tan độ tan xét cân (*) T = nn.mm.Sn+m II Sự điện li Chất điện li a Thí nghiệm: Tính dẫn điện nước nguyên chất, dung dịch NaCl, dung dịch nước đường dung dịch ancol etylic * giải thích tính dẫn điện dung dịch axit, bazơ, muối * vai trị dung mơi nước b Khái niệm: + Chất tan nước tạo dung dịch dẫn điện gọi chất điện li Thí dụ : axit, bazơ, muối chất điện li + Chất tan nước tạo thành dung dịch không dẫn điện gọi chất khơng điện li, Thí dụ: đường, rượu, ete c Sự điện li * Quá trình phân li thành ion chất điện li tan nước nóng chảy gọi điện li * Sự điện li biểu diễn phương trình điện li * Trong phương trình điện li tổng điện tích cation = tổng diện tích anion * Tổng quát: Axit H + anion gốc axit Bazơ Cation kim loại ( N) + O Muối Cation kim loại ( N) + anion gốc axit Thí dụ: HCIH+ + Cl- HCOOH H+ + HCOONaOH → Na+ + OHNaCl → Na+ + ClCH3COONa Na+ + CH3COO2 Độ điện li, phân loại chất điện li, số điện li a Độ điện li: Độ điện li ( anpha) chất điện li tỉ số số phân tử phân li thành ion tổng số phân tử ban đầu Biểu thức : ( n’ số mol bị phân li thành ion, n0 số mol ban đầu C’ nồng độ mol/l bị phân li, Co nồng độ mol/l ban đầu) Giá trị tính theo đơn vị % (100) Độ điện li phụ thuộc vào yếu tố : - nồng độ chất tan : tỉ lệ nghịch - nhiệt độ dung dịch b Phân loại chất điện li: Dựa theo độ điện li ta phân thành loại chất điện li + Chất điện li mạnh : Là chất tan nước phân li hoàn toàn thành ion =1 ptđl biểu diễn mũi tên chiều + Chất điện li yếu : Là chất tan nước phân li phần thành ion < < phđl biểu diễn mũi tên chiều + Thí dụ : NaNO3 Na+ + NO3HCOONa Na+ + HCOOc Cân điện li - Hằng số điện li Đối với chất điện li yếu dung dịch xuất cân hoá học gọi cân điện li cân động Thí dụ: AX A+ + X- (*) tốc độ thuận tốc độ nghịch dung dịch xuất cân điện li Hằng số điện li xét cân (*) xác định Thí dụ : Đối với axit axetic CH3COOH CH3COOH H+ + CH3COO Ta có: (ở 25) số điện li phụ thuộc vào nhiệt độ, không phụ thuộc vào nồng độ Mối liên hệ số điện li độ điện li Xét cân (*), giả sử nồng độ ban đầu Co độ điện li A+ AX Ban đầu C0 Phân li C0 Cân (1C0 X- (*) + C0 C0 C0 C0 Ta có: Như biết K Co ta xác định độ điện li ngược lại Đối với trường hợp chất điện li yếu xem 1- = cơng thức (7) viết lại thành [ ion ] = ( cách tính gần ) Thí dụ : Tính nồng độ ion H+ dung dịch CH3COOH 0,2M biết số điện li axit 2.10-5 (đáp số: 0,2.2.10-5=4.10-6) III Axit, bazơ, muối Định nghĩa theo Arêniut a Axit: Là chất khử tan nước phân li cho ion H+ Thí dụ: HCI → H+ + Cl- HCOOH H+ + HCOOb Bazơ: Là chất tan nước phân li cho ion OHThí dụ: NaOH → Na+ + OH- c Hiđrơ xit lưỡng tính: Là hiđrơxit tan nước vừa phân li axit vừa phân li bazơ Thí dụ : Zn(OH)2 Phân li theo kiểu bazơ: Zn(OH)2 Zn 2+ + 2OH- Phân li theo kiểu axit: Zn(OH)2 2H+ + ZnO2Các chất Al(OH)3, Zn(OH)2 ; Pb(OH)2 ; Sn(OH)2 Cr(OH)3 ; Cu(OH)2 d Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc Axit nhiều nấc: Những axit tan nước phân li nhiều nấc cho ion H+ Thí dụ : H3PO4, H2S ( viết p.t.đ.l ) Bazơ nhiều nấc: Những bazơ tan nước phân li nhiều nhấc cho ion OH Thí dụ : Mg(OH)2; Al(OH)3 ( viết pt.dl) Định nghĩa theo Brônxtet a Axit chất nhường prôtôn (H+); bazơ chất nhận proton biểu diễn: Axit → Bazơ + H+ Thí dụ 1: CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- (1) axit bazo axit bazo NH4+ + Thí dụ 2: NH3 + H2O bazơ axit axit OH- (2) bazo Thí dụ 3: HC + H2O H3O+ + C axit bazo bazo H2CO3 + OH- HC + H2O bazo axit axit (3) axit (4) bazo theo (3) (4) HC , H2O vừa có khả cho nhận prôtôn nên chúng gọi chất lưỡng tính Những chất khơng cho khơng nhận prơtơn gọi chất trung tính Muối, muối trung hoà , muối axit a Muối: Là hợp chất tan nước phân li cho cation kim loại ( N) anion gốc axit Thí dụ : NaCl → Na+ + Cl- CH3COONa Na+ + CH3COOb Muối axit, muối trung hồ -Muối có anion gốc axit khơng cịn khả phân li cho ion H+ gọi muối trung hồ Thí dụ : NaCl, (NH4)2SO4, Na2CO3 -Muối có anion gốc axit cịn khả phân li cho ion H+ gọi muối axit Thí dụ : NaHCO3 NaH2PO4; NaHSO4 -Muối có nhóm –OH thay gốc axit gọi muối bazơ Thí dụ : Mg(OH)Cl; Fe(OH)2Cl -Ngồi kể đến số muối kép : HCI.NaCI; KCl.MgCl.6H2O; K2SO4.Al2(SO4)3 -Muối phức: [Ag(NH3)2]Cl; [Cu(NH3)4]SO4 * điện li muối : Hầu hết muối (kể muối kép) tan nước phân li hoàn toàn thành cation kim loại (NH) anion gốc axit Thí dụ: K2SO4 → 2K+ + S NaCl.Ka → K+ + Na+ + 2ClNaHSO3 → Na+ + HSO3HSO3- H+ + SO32[Ag(NH3)2 ]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 Hằng số axit, số bazơ a Hằng số axit: Sự điện li axit yếu nước q trình thuận nghịch Thí dụ : CH3COOH H+ +CH3COO- (1) CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- (2) Vì nồng độ nước coi số nên ta bỏ qua nồng độ nước biểu thức xác định số (Ka số phân li axit ) Đối với axit nhiều nấc có nhiều số phân li nấc khác Hằng số phân li axit phụ thuộc vào chất axit nhiệt độ Nếu giá trị Ka nhỏ lực axit yếu ( hay tính axit yếu ) Thí dụ : 25°C CH3COOH Ka =1,75.10-5 ; HClO Ka = 5.10-8 b Hằng số bazơ: Sự điện li bazơ yếu nước q trình thuận nghịch Thí dụ : NH3 + H2O NH4+ + OH- (3) ( số phân li bazơ ) CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- (4) (hằng số phân li bazơ) Vì nồng độ nước coi số nên ta bỏ qua nồng độ nước biểu thức xác định số phân li axit, hay bazơ Đối với bazơ nhiều nấc có nhiều số phân li nấc khác Hằng số phân li bazơ phụ thuộc vào chất bazơ nhiệt độ Nếu giá trị Kb nhỏ lực bazơ yếu ( hay tính bazơ yếu ) Mối liên hệ số Ka Kb ngược lại hay Ka.Kb = 10-14 IV pH dung dịch, chất thị màu Sự điện li tích số ion nước, ý nghĩa tích số ion nước Nước chất điện li yếu, nhiệt độ thường 555 triệu phân tử nước có phân tử bị phân li thành ion H2O H+ + OH- (1) Từ (1) ta có Tích số ion nước Ở 25°C ta có = 10-14 Tuy nhiên sử dụng khoảng nhiệt độ khác Hay coi giá trị tích số ion nước số dung dịch loãng chất khác Theo (1) ta có : [H+] = [OH-]= =10-7 M - Mơi trường trung tính mơi trường có [H+] = [OH-]= =10-7 M - ý nghĩa tích số ion nước để xác định mơi trường dung dịch Mơi trường trung tính : [H+] = 10-7 M Môi trường axit: [H+] > 10-7 M Môi trường bazơ: [H+] < 10-7 M Khái niệm độ pH, độ pH môi trường Để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm người ta dùng đại lượng độ pH Nếu [H+] =10-a pH = a hay [H+] = 10-pH pH= -lg[H+] Thí dụ: [H+] = 10-1M pH=1 Môi trường axit [H+] = 10-7M pH=7 Mơi trường trung tính PVC chất rắn vơ định hình, cách điện tốt, bền với axit, dùng làm vật liệu cách điện, ống dẫn nước, vật che mưa,… c Poli (metyl metacylat): Là chất rắn suốt cho ánh sáng truyền qua tối (gần 90%) nên dùng chế tạo thủy tinh hữu glexiglas d.Poli (phenol fomanđehit) (PFF) Có dạng: Nhựa novolac, nhựa rezol nhựa rezit - Sơ đồ điều chế nhựa novolac: - Điều chế nhựa rezol: Đun nóng hỗn hợp phenol fomanđehit theo tỉ lệ mol 1:1,2 (xúc tác kiềm), thu nhựa rezol - Điều chế nhựa rezit: II-TƠ 1.Khái niệm - Tơ polime hình sợi dài mảnh với độ bền định - Trong tơ, phân tử polime có mạch khơng phân nhánh, xếp song song với 2.Phân loại a Tơ thiên nhiên ( sẵn có tự nhiên bơng, len, tơ tằm) b.Tơ hóa học( chế tạo phương pháp hóa học) -Tơ tổng hợp ( chế tạo từ polime tổng hợp): tơ poliamit( nilon, capron), tơ vinylic ( vinilon, nitron,…) -Tơ bán tổng hợp hay tơ nhân tạo( xuất phát từ polime thiên nhiên chế biến thêm đường hóa học): tơ visco, tơ xenlulozơ axetat,… Một số loại tơ tổng hợp thường gặp a.Tơ nilon-6,6 -Tính chất: Tơ nilon-6,6 dai, bền, mềm mịn, óng mượt, thấm nước, giặt mau khơ bền với nhiệt, với axit kiềm -Ứng dụng: Dệt vải may mặc, vải lót săm lốp xe, dệt bít tất, bện làm dây cáp, dây dù, dân lưới,… b.Tơ nitron (hay olon) -Tính chất: Dai , bền với nhiệt giữ nhiệt tốt -Ứng dụng: Dệt vải, may quần áo, bện len đan áo rét c.Tơ enang nN(C [(Cn III-CAO SU 1.Khái niệm: Cao su vật liệu có tính đàn hồi 2.Phân loại: Có hai loại cao su: Cao su thiên nhiên cao su tổng hợp a.Cao su thiên nhiên Cấu tạo: Cao su thiên nhiên isopren Cao su thiên nhiên polime isopren: Tính chất ứng dụng - Cao su thiên nhiên có tính đàn hồi, khơng dẫn điện nhiệt, khơng thấm khí nước, khơng tan nước, etanol, axeton,… tan xăng, benzen - Cao su thiên nhiên tham gia phản ứng cộng (, HCL,C,…) phân tử có chứa liên kết đơi Tác dụng với lưu huỳnh cho cao su lưu hóa có tính đàn hồi, chịu nhiệt , lâu mịn, khó hịa tan dung môi so với cao su thường - Bản chất q trình lưu hóa cao su( đun nóng 15 hỗn hợp cao su lưu huỳnh với tỉ lệ khoảng 97:3 khối lượng ) tạo cầu nối –S – S mạch cao su tạo thành mạng lưới không gian b.Cao su tổng hợp: Là vật liệu polime tương tự cao su thiên nhiên thường điều chế từ ankadien phản ứng trùng hợp Cao su buna Cao su buna có tính đàn hồi độ bền cao su thiên nhiên Cao su buna-S buna-N IV-KEO DÁN TỔNG HỢP 1.Khái niệm: Keo dán vật liệu có khả kết dính hai mảnh vật liệu rắn giống khác mà không làm biến đổi chất vật liệu kết dính 2.Một số loại keo dán tổng hợp thông dụng a Nhựa Săm: dung dịch đặc cao su dung môi hữu b Keo dán epoxy: Làm từ polime có chứa nhóm epoxy c Keo dán ure-fomandehit Chương 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI A Giới thiệu chung I VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HỒN - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA (trừ B) phần nhóm IVA, VA, VIA - Các nhóm B ( từ IB đến VIIIB) - Họ lantan actini II CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI Cấu tạo nguyên tử - Nguyên tử hầu hết nguyên tố kim loại có electron lớp ngồi (1,2 3e) Thí dụ: - Na: [Ne]3 Mg: [Ne]3 Al: [Ne]33 Trong chu kì, nguyên tử nguyên tố có bán kính ngun tử lớn diện tích hạt nhân nhỏ so với nguyên tử nguyên tố phi kim Thí dụ: Na 12Mg 0,15 0,13 Cấu tạo tinh thể 11 - Al 0,12 13 Si 0,11 14 P 0,11 15 S 0,10 16 Cl 0,09 17 Ở nhiệt độ thường, trừ Hg thể lỏng, kim loại khác thể rắn có cấu tạo tinh thể - Trong tinh thể kim loại, nguyên tử ion kim loại nằm nút mạng tinh thể Các electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử chuyển động tự mạng tinh thể a Mạng tinh thể lục phương - Các nguyên tử, ion kim loại nằm đỉnh tâm mặt hình tam giác đứng ba nguyên tử, ion nằm phía hình lục giác - Trong tinh thể, thể tích nguyên tử ion kim loại chiếm 74% cịn lại 26% khơng gian trống Ví dụ: Be, Mg, Zn,… b Mạng tinh thể lập phương tâm diện - Các nguyên tử, ion kim loại nằm đỉnh tâm mặt hình lập phương - Trong tinh thể, thể tích nguyên tử ion kim loại chiếm 74% cịn lại 26% khơng gian trống Ví dụ: Cu, Ag, Au ,Al,… c Mạng tinh thể lập phương tâm khối - Các nguyên tử, ion kim loại nằm đỉnh tâm hình lập phương - Trong tinh thể, thể tích nguyên tử ion kim loại chiếm 68%, lại 32% khơng gian trống Ví dụ: Li, Na, K, V, Mo,… Liên kết kim loại Liên kết kim loại liên kết hình thành nguyên tử ion kim loại mạng tinh thể có tham gia electron tự III Tính chất vật lý kim loại Tính chất chung: Ở điều kiện thường, kim loại trạng thái rắn (trừ Hg), có tính dẻo, dẫn điện có ánh kim Giải thích a Tính dẻo Kim loại có tính dẻo ion dương mạng tinh thể kim loại trượt lên nahu dễ dàng mà không tách rời nhờ electron tự chuyển động dính kết chúng với b Tính dẫn điện - Khi đặt hiệu điện vào hai đầu dây kim loại , electron chuyển động tự kim loại chuyển động thành dịng có hướng từ cực âm đến cực dương, tạo thành dòng điện - Ở nhiệt độ cao tính dẫn điện kim loại giảm nhiệt độ cao, ion dương dao động mạnh cản trở dịng electron chuyển động c Tính dẫn nhiệt - Các electron vùng nhiệt độ cao có động lớn, chuyển động hỗn loạn nhanh chóng sang vùng có nhiệt độ thấp hơn, truyền lượng cho ion dương vùng nên nhiệt độ lan truyền từ vùng đến vùng khác khối kim loại - Thường kim loại dẫn điện tốt dẫn nhiệt tốt d Ánh kim Các electron tự tinh thể kim loại phản xạ hầu hết tia sáng nhìn thấy kim loại có vè sáng lấp lánh gọi ánh kim Kết luận : Tính chất vật lý chung kim loại gây nên có mặt electron tự mạng tinh thể kim loại Không eletron tự tinh thể kim loại, mà đặc điểm cấu trúc mạng tinh thể kim loại, bán kính nguyên tử,… ảnh hưởng đến tính chất vật lý kim loại Ngồi số tính chất vật lý chung kim loại, kim loại có số tính chất vật lý khơng giống - Khối lượng riêng: Nhỏ nhất:Li (0,534g/cm3), lớn Os(22,6g/cm3) -Nhiệt độ nóng chảy: Thấp nhất: Hg(-39oC), cao W(3410oC) -Tính cứng: Kim loại mềm K, Rb,Cs(dùng dao cắt được) cứng Cr(có thể cắt kính) IV Tính chất hóa học chung kim loại - Trong chu kì: Bán kính ngun tử nguyên tố kim loại< bán kính nguyên tử nguyên tố phi kim - Số electron hóa trị ít, lực liên kết với hạt nhân tương đối yếu nên chúng dễ tách khỏi ngun tử Tính chất hóa học chung kim loại tính khử M Ma+ + ae Tác dụng với phi kim a Tác dụng với clo +3 -1 0 b Tác dụng với oxi 0 +3 -2 0 +8/3 +2 c Tác dụng với lưu huỳnh Với Hg xảy nhiệt độ+2thường, kim loại cần đun nóng -2 0 0 +2 -2 2.Tác dụng với dung dịch axit a.Dung dịch HCL,+1loãng 0 +2 b.Dung dịch HN, đặc: hầu hết+2với kim loại (trừ Au, Pt) +5 Phản ứng +2 0 +2 +4 3.Tác dụng với nước - Các kim loại có tính khử mạnh: kim loại nhóm IA IIA (trừ Be, Mg) khử O dễ dàng nhiệt độ thường - Các kim loại có tính khử trung bình khử nước nhiệt độ cao( Fe, Zn,…) Các kim loại cịn lại khơng khử O Tác dụng với dung dịch muối: Kim loại mạnh khử ion kim loại yếu dung dịch muối thành kim loại tự V Dãy điện hóa kim loại Cặp oxi hóa – khử kim loại [O] [K] Dạng oxi hóa dạng khử nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử kim loại Thí dụ: Cặp oxi hóa – khử Ag+/Ag, Cu2+/Cu, Fe2+/Fe So sánh tính chất cặp oxi hóa – khử Thí dụ: So sánh tính chất hai cặp oxi hóa – khử Cu2+/Cu, Ag+/Ag Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag Kết luận: Tính khử: Cu > Ag Tính oxi hóa : Ag+ > Cu2+ Dãy điện hóa kim loại Ý nghĩa dãy điện hóa kim loại Dự đốn chiều phản ứng oxi hóa – khử theo quy tắc : phản ứng giữa hai cặp oxi hóa – khử xảy theo chiều chất oxi hóa mạnh oxi hóa chất khử mạnh hơn, sinh chất oxi hóa yếu chất khử yếu Thí dụ: Phản ứng hai cặp Fe2+/Fe Cu2+/Cu xảy theo chiều ion Cu2+ oxi hóa Fe tạo ion Fe2+ Cu Tổng quát: Giả sử có cặp oxi hóa – khử XX+/X YY+/Y ( cặp XX+/X đứng trước cặp YY+/Y) Phương trình phản ứng: YY+ + X XX+ + Y Pin điện hóa a.Cấu tạo: + Mơ tả cấu tạo pin điện hóa: Là thiết bị gồm: kim loại, nhúng vào dd muối có chứa cation kim loại đó; dd nối với cầu muối (dd điện li trơ: NN, KN) + Suất điện động pin điện hóa (vd:Zn-Cu) Epin = 1,10 V Đ/v pin điện hóa Zn-Cu hình 5.3 ta có: Eopin = Eo(Cu2+/Cu) - Eo(Zn2+/Zn) b.Giải thích *Điện cực Zn (cực âm) nguồn cung cấp e, Zn bị oxi hóa thành Zn 2+ tan vào dung dịch: Zn Zn2+ + Zn *Điện cực Cu (cực dương) e đến cực Cu, ion Cu2+ bị khử thành kim loại Cu bám bề mặt đồng Cu2+ + 2e Cu *Vai trò muối : trung hịa điện tích hai dd - Cation NH4+ ( K+) Zn2+ di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4 - Ngược lại: anion NO3- SO42- di chuyển sang cốc đựng dung dịch ZnSO4 Sự di chuyển ion làm cho dung dịch muối ln trung hịa điện *Phương trình ion rút gọn biểu diễn q trình oxi hóa – khử diễn bề mặt điện cực pin điện hóa: Cu2+ + Zn Cu Oxh Kh + Kh.yếu Zn2+ Oxh yếu 6.Nhận xét: -Có biến đổi nồng độ ion Cu2+ Zn2+ trình hoạt động pin Cu2+ giảm Zn2+ tăng -Năng lượng phản ứng Oxi hóa – khử pin điện hóa sinh dòng điện chiều -Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động pin điện hóa như: + Nhiệt độ + nồng độ ion kim loại + Bản chất kim loại làm điện cực -Trong pin điện hóa : + Cực âm (anot) : xảy qt oxi hóa + cực dương ( catot) : xảy qt khử 7.Cấu tạo điện cực hiđro chuẩn -Điện cực Platin -Điện cực nhúng vào dd axit H+ 1M -Cho dịng khí H2 có p= atm liên tục qua dd axit để bề mặt Pt hấp thụ khí H2 Trên bề mặt điện cực hidro xảy cân oxi hóa – khử cặp oxi hóa – khử H+/H2 H2 2H+ + 2e -Người ta chấp nhận cách quy ước điện cực hidro chuẩn 0,00 V nhiệt độ : Eo2H+/H2 = 0,00V 8.Thế điện cực chuẩn kim loại -Thiết lập pin điện hóa gồm: điện cực chuẩn kim loại bên phải, điện cực hidro chuẩn bên trái vôn kế hiệu điện lớn hai điện cực chuẩn Suất điện động pin -Thế điện cực chuẩn kim loại cần đo chấp nhận suất điện động pin tạo điện cực hidro chuẩn điện cực chuẩn kim loại cần đo Trong pin điện hóa: điện cực kim loại cực âm điện cực chuẩn của kim loại có giá trị âm, điện cực kim loại lad cực dương điện cực chuẩn của kim loại có giá trị dương *Xác định điện cực chuẩn cặp Ag+/Ag : Các phản ứng xảy ra: -Ag cực dương (catot) : Ag+ + e Ag -Hidro cực âm (anot) : H2 2H+ + 2e Phản ứng xảy pin: 2Ag+ + H2 2Ag + 2H+ -Dãy điện cực chuẩn kim loại dãy xếp theo chiều tăng dần điện cực chuẩn kim loại 9.Ý nghĩa điện cực chuẩn kim loại - Trong dung môi nước điện cực chuẩn kim loại EoMM+/M lớn tính oxi hóa cation MM+ mạnh tính khử kim loại M yếu Ngược lại, điện cực chuẩn kim loại nhỏ tính oxi hóa cation yếu tính khử kim loại mạnh Học sinh phân tích phản ứng cặp oxi hóa – khử: Cu2+/Cu (Eo = +0,34V) Ag+/Ag (Eo= +0,80V) thấy : -Ion Cu2+ có tính oxi hóa yếu ion Ag+ -Kim loại Cu có tính khử mạnh Ag -Cặp oxi hóa – khử Cu2+/Cu điện cực chuẩn nhỏ cảu cặp oxi hóa – khử Ag+/Ag 10.Kết luận: + Kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn nhỏ có khử cation kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn lớn (hoặc: Cation kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn lớn oxi hóa kim loại cặp điện cực chuẩn nhỏ hơn) Hoặc theo quy tắc :Chất oxi hóa mạnh oxi hóa chất khử mạnh hơn, sinh chất oxi hóa yếu chất khử yếu 2Ag+ + Cu Cu2+ + 2Ag Mg + 2H+ Mg2+ + H2 + Kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn nhỏ 0,00V đẩy Hidro khỏi dd axit HCL, H2SO4 loãng.(Hoặc: cation H+ cặp 2H+/H2 oxi hóa kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn nhỏ (thế điện cực chuẩn âm ) -Suất điện động chuẩn pin điện hóa (Eopin) điện cực chuẩn cực chuẩn cực dương trừ điện cực chuẩn cực âm Suất điện động pin điện hóa ln số dương Ta xác định điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử biết suất điện động chuẩn pin điện hóa ( Eopin) điện chuẩn cặp oxi hóa – khử cịn lại Thí dụ: với pin (Ni-Cu) ta có: EoNi2+/Ni = EoCa2+/Ca - Eopin E-Hợp kim I-KHÁI NIỆM : Hợp kim vật liệu kim loại có chứa số kim loại số kim loại phi kim khác Thí dụ: - Thép hợp kim Fe với C số nguyên tố khác - Đuyra hợp kim nhơm với đồng, mangan, magie, silic II-TÍNH CHẤT Tính chất hợp kim phụ thuộc vào thành phần đơn chất tham gia cấu tạo mạng tinh thể hợp kim Tính chất hóa học: Tương tự tính chất đơn chất tham gia vào hợp kim Thí dụ: Hợp kim Cu- Zn -Tác dụng với dung dịch NaOH; có Zn phản ứng Zn + 2NaOH Na2ZnO2 + H2 -Tác dụng với dd H2SO4 đặc, nóng : hai phản ứng Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O Zn + 2H2SO4 ZnSO4 + SO2 + 2H2O Tính chất vật lý, tính chất học: khác nhiều so với tính chất đơn chất Thí dụ: -Hợp kim khơng bị ăn mịn: Fe- Cr-Ni(thép inoc), -Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe, -Hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn-Pb(thiết hàn,tnc=210oC, ) -Hợp kim nhẹ, cứng , bền: Al-Si,Al-Cu-Mn-Mg III-ỨNG DỤNG - Những hợp kim nhẹ, bền chịu nhiệt độ cao áp suất cao dùng để chế tạo tên lửa, tàu vũ trụ, máy bay, oto, - Những hợp kim có tính bền hóa học học cao dùng để chế tạo thiết bị ngành dầu mỏ cơng nghiệp hóa chất - Những hợp kim không gỉ dùng để chế tạo dụng cụ y tế , dụng cụ làm bếp, - Hợp kim vàng với Ag, Cu đẹp cứng dùng để chế tạo đồ trang sức trước số nước dùng để đúc tiền F-Sự ăn mòn kim loại I-KHÁI NIỆM: ăn mòn kim loại phá hủy kim loại hợp kim tác dụng chất môi trường xung quanh Hệ quả: Kim loại bị oxi hóa thành ion dương: M MM+ + me II-CÁC DẠNG ĂN MỊN 1.Ăn mịn hóa học: Thí dụ: -Thanh sắt nhà máy sản xuất khí Cl2 -Các thiết bị lị đốt, chi tiết động đốt Ăn mịn hóa học trình oxi hóa – khử, electron kim loại được chuyển trực tiếp đến chất mơi trường 2.Ăn mịn điện hóa a.Khái niệm Thí nghiệm: (SGK) Hiện tượng -Kim điện kế quay chứng tỏ có dịng điện chạy qua -Thanh Zn bị mịn dần -Bọt khí H2 Cu Giải thích: -Điện cực âm(anot); Zn bị ăn mòn theo phản ứng: Zn Zn2+ + 2e Ion Zn2+ vào dung dịch, electron theo dây dẫn sang điện cực Cu -Điện cực dương ( catot): ion H+ dung dịch H2SO4 nhận electron biến thành nguyên tử H thành phân tử H2 thoát 2H+ + 2e H2 Ăn mịn điện hóa q trình oxi hóa – khử, kim loại bị ăn mòn tác dụng dung dịch chất điện li tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương b.Ăn mịn điện hóa học hợp kim sắt khơng khí ẩm Thí dụ : ăn mịn gang khơng khí ẩm -Trong khơng khí ẩm, bề mặt gang ln có lớp nước mỏng hịa tan O2 khí CO2 tạo thành dung dịch chất điện li -Gang có thành phần Fe C tiếp xúc với dung dịch tạo nên vơ số pin nhỏ mà sắt anot cacbon catot Tại anot: Fe Fe2+ + 2e Các electron giải phóng chuyển dịch đến catot Tại catot: O2 + 2H2O +4e 4OHIon Fe tan vào dung dịch chất điện li có hịa tan khí O2 Tại đây, ion Fe2+ tiếp tục bị oxi hóa tác dụng ion OH- tạo gỉ sắt có thành phần chủ yếu Fe2O3.nH2O c.Điều kiện xảy ăn mịn điện hóa học Các điện cực phải khác chất Cặp KL- KL; KL- PK; KL- hợp chất hóa học Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp qua dây dẫn Các điện cực tiếp xúc với dung dịch chất điện li III-CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI 1.Phương pháp bảo vệ bề mặt Dùng chất bền vững với mơi trường để phủ mặt ngồi đồ vật kim loại bôi dầu mỡ, sơn, mạ,tráng men, Thí dụ: Sắt tây sắt tráng thiếc, tôn sắt trắng kẽm Các đồ vật làm sắt mạ niken hay crom 2.Phương pháp điện hóa Nối kim loại cần bảo vệ với kim loại hoạt động để tạo thành pin điện hóa kim loại hoạt động bị ăn mịn, kim loại bảo vệ Thí dụ: Bảo vệ vỏ tàu biển làm thép cách gán vào mặt vỏ tàu ( phần chìm nước ) khối Zn, kết Zn bị nước biển ăn mòn thay cho thép G-Điều chế kim loại I-NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI Khử ion kim loại thành nguyên tử : MM+ + me M II-PHƯƠNG PHÁP Phương pháp nhiệt luyện Nguyên tắc: Khử ion kim loại hợp chất nhiệt độ cao chất khử C, CO, H2 kim loại hoạt động Phạm vi áp dụng: Sản xuất kim loại có tính khử trung bình( Zn, Fe, Sn, Pb, ) cơng nghiệp Thí dụ: PbO + H2 Pb + H2O Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2 Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3 2.Phương pháp thủy luyện Nguyên tắc: Dùng dung dịch thích hợp như: H2SO4, NaOH, NaCN, để hịa tan kim loại hợp chất kim loại tách khỏi phần khơng tan có quặng Sau khử ion kim loại dung dịch kim loại có tính khử mạnh Fe, Zn Thí dụ : Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu Fe + Cu2+ Fe 2+ + Cu Phạm vi áp dụng: Thường sử dụng để điều chế kim loại có tính khử yếu 3.Phương pháp điện phân a.Điện phân hợp chất nóng chảy Nguyên tắc: Khử ion kim loại dòng điện cách điện phân nóng chảy hợp chất kim loại Phạm vi áp dụng: Điều chế kim loại hoạt động hóa học mạnh K, Na, Ca, Mg, Al Thí dụ 1: Điện phân Al2O3 nóng chảy để điều chế Al Thí dụ 2: Điện phân MgCl2 nóng chảy để điều chế Mg b.Điện phân dung dịch Nguyên tắc: Điện phân dung dịch muối kim loại Phạm vi áp dụng: Điều chế kim loại có độ hoạt động hóa học trung bình yếu Thí dụ: Điện phân dd CuCl2 để điều chế kim loại Cu , ) , c.Tính lượng chất thu điện cực Dựa vào công thức Faraday :m =, đó: m: khối lượng chất thu điện cực (g) A: khối lượng mol nguyên tử chất thu điện cực n : số electron mà nguyên tử ion cho nhận I: cường độ dòng điện (Ampe) t: thời gian điện phân (giây) F: Hằng số Faraday (F= 96.500) (C/mol) ... CHƯƠNG IV HỢP CHẤT HỮU CƠ A CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN I – CÔNG THỨC HĨA HỌC: Khi nói đến cơng thức hóa học hợp chất hữu phải nói công thức phân tử (CTPT) công thức cấu tạo (CTCT) 1) CTPT: CTPT hợp chất... có = 946 kJ/mol, nhiệt độ thường nitơ trơ mặt hóa học nhiệt độ cao hoạt động - Nitơ thể tính oxi hóa tính khử , tính oxi hóa đặc trưng 1.Tính oxi hóa : a Tác dụng với hiđro : Ở nhiệt độ cao (400°C),... Hỗn hợp NaNO2 NH4Cl) : NH4NO2 N2 + 2H2O V Ứng dụng - Là thành phần dinh dưỡng thực vật - Trong cơng nghiệp dùng để tổng hợp NH3, từ sản xuất phân đạm , a xít nitric Nhiều nghành công nghiệp luyện