LY THUYET HOA

Al là một kim loại có tính khử mạnh nên nó có thể phản ứng được với hầu hết các đơn chất và hợp chất có tính oxi hóa.. 1. Phản ứng với phi kim: Al phản ứng mạnh với hầu hết các phi kim. [r]

Phần một

LÝ THUYẾT HÓA ĐẠI CƯƠNG

Bài 1

CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - CẤU HÌNH ELECTRON VÀ BẢNG HTTH I Cấu tạo nguyên tử

Nguyên tử cấu tạo hạt nhân lớp vỏ electron:

Hạt nhân Vỏ electron

Proton Nơtron Gồm hạt electron Có khối lượng = 1đvc

Mạng điện tích dương

Có khối lượng = 1đvc

Khơng mang điện

Có khối lượng khơng đáng kể Mang điện tích âm

Trong nguyên tử:

- Số hạt P = số hạt e = số thứ tự nguyên tử = Z (điện tích hạt nhân) - Mối liên hệ giửa số Z N: 1 1.5

Z N

- Ký hiệu nguyên tử: XZA A số khối (A = N + Z)

Đối với chương trình hóa học sâu nghiên cứu cấu tạo lớp vỏ electron (vì chúng định tính chất hóa học chất hay nguyên tố)

II Cấu hình electron

- Bảng phân bố electron:

Phân lớp

STT s p d f

Số orbital

Số e tối đa 10 14 - Bảng phân mức lượng:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2…

- Theo trật tự phân mức lượng ta viết tất câu hình e có bảng HTTH cách đơn giản

- Các e phân bố theo mức lượng từ thấp đến cao (lấp đầy phân lớp mức lượng thấp bên trái đến mức cao bên phải

Ví dụ: Z = 19 có cấu hình e: 1s22s22p63s23p64s1

1 s

2 s p

3 s p d

Z = 23 có cấu hình e: 1s22s22p63s23p64s23d3 Z = 25 có cấu hình e: 1s22s22p63s23p64s23d5

Z = 28 có cấu hình e: 1s22s22p63s23p64s23d8

Z = 30 có cấu hình e: 1s22s22p63s23p64s23d10

- Lưu ý: Đối với trường hợp đặc biệt sau:

i) Bán bảo hòa: nS2(n-1)d4 khơng tồn mà chuyển thành ns1(n-1)d5có mức lượng thấp hơn

(bền hơn)

Ví dụ: Cr Z =24: có cấu hình e là: 1s22s22p63s23p64s13d5 (chứ khơng phải theo quy tắc chung

là: 1s22s22p63s23p64s23d4).

ii) Bảo hịa gấp: ns2(n-1)d9khơng tồn mà chuyển thành ns1(n-1)d10.

Ví dụ: Cu Z = 29: có cấu hình là: 1s22s22p63s23p64s13d10 (ko phải: 1s22s22p63s23p64s23d9) III Bảng hệ thống tuần hoàn

1 Cấu tạo bảng HTTH: gồm hàng, cột ơ

- Hàng (gồm có hàng ngang): số chu kỳ số lớp e Giúp xác định chu kỳ nguyên tố

- Cột(gồm 16 cột): số phân nhóm só e lớp ngồi Giúp xác định ngun tố thuộc phân nhóm hay phụ số thứ tự nhóm

- Ơ: só thứ tự ngun tố, sô Z, P, e nguyên tố

2 Định luật tuần hoàn:

+ Trong chu kỳ theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân (chiều từ trái qua phải): - Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần

- Độ âm điện tăng dần

- Bán kính nguyên tử giảm dần - Năng lượng ion hóa tăng dần

+ Trong phân nhóm theo chiều tăng điện tích hạt nhân (chiều từ xuống): - Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dân

- Độ âm điện giảm dần

- Bán kính nguyên tử tăng dần - Năng lượng ion hóa giảm dần

* Ghi chú: i) Độ âm điện đại lượng đặc trưng cho khả hút giữ điện tử (electron) nguyên tố hóa học

ii) Bán kính nguyên tử khoảng cách từ hạt nhân đến lớp vỏ electron

iii) Năng lượng ion hóa lượng cần thiết để chuyển nguyên tử thành ion dương

3 Chu kỳ, nhóm phân nhóm:

- Chu kỳ: số chu kỳ số lớp electron

- Nhóm: số thứ tự nhóm số electron lớp ngồi - Phân nhóm:

i) Phân nhóm (ký hiệu A): gốm ngun tố có electron lớp ngồi thuộc phân lớp s p

ii) Phân nhóm phụ (ký hiệu B): gồm nguyên tố có electron lớp thuộc phân lớp s phân lớp d kế bên

Ví dụ: Z = 17: 1s22s22p63s23p5 Chu kỳ 3, phân nhóm VII A

Z = 18: 1s22s22p63s23p6 3, VIII A

Z = 19: 1s22s22p63s23p64s1 4, I A

Z = 20: 1s22s22p63s23p64s2 4, II A

Z = 21: 1s22s22p63s23p64s23d1 4, III B

Z = 23: 1s22s22p63s23p64s23d3 4, V B

Z = 24: 1s22s22p63s23p64s13d5 4, VI B

Z = 26: 1s22s22p63s23p64s23d6 4, VIIIB

Z = 27: 1s22s22p63s23p64s23d7 4, VIII B

Z = 28: 1s22s22p63s23p64s23d8 4, VIII B

Z = 29: 1s22s22p63s23p64s13d10` 4, I B

Z = 30: 1s22s22p63s23p64s23d10 4, II B

Z = 31: 1s22s22p63s23p63d104s24p1 4, III A

Z = 32: 1s22s22p63s23p63d104s24p2 4, IV A Bài 2

OXY HÓA – KHỬ I Quy tắc xác định số oxy hóa

+ Các đơn chất có số oxy hóa

Ví dụ: N2, O2, Cl2, Ca, Cu, Fe… có số oxy hóa

+ Trong hợp chất tổng số oxy hóa ngun tơ Ví dụ:H Cl : số oxy hóa H +1, Cl -1 nên tổng = + (-1) = + Trong ion:

- Ion đơn nguyên tử có số oxy hóa điện tích ion Ví dụ: Fe2+ có số oxy hóa +2, Br- có số oxy hóa -1…

- Ion đa nguyên tử có số oxy hóa tổng số oxy hóa ngun tố ion Ví dụ:    

     2

4

O

S số oxy hóa S +6, O -2 nên tổng số là: + 4.(-2) = -2

+ Số oxy hóa số nguyên tố: thực tế để xác định số oxy hóa hợp chất phải nắm số oxy hóa số nguyên tố sau:

- Oxy có số oxy hóa -2 hầu hết hợp chất, ngoại trừ H2O2, Na2O2… Oxy có số oxy hóa

-1

- Hidro: Ln có số oxy hóa +1 hợp chất với phi kim, -1 hợp chất với kim loại - Flo ln có số oxy hóa -1 hợp chất

- Kim loại kiềm (Li, Na, K, Rb, Cs) ln có số oxy hóa +1 - Kim loại kiềm thổ (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) ln có số oxy hóa +2 - Al +3, Zn +2…

II Phản ứng oxy hóa – khử

1) Khái niệm:

- Khái niệm: phản ứng oxy hóa – khử phản ứng trao đổi electron (hay có cho nhận, thay đổi số oxy hóa)

- Đặc điểm: Trong phản ứng oxy hóa - khử ln xãy hai q trình: khử oxy hóa; + Q trình khử (sự khử): q trình chất oxy hóa nhận electron, số oxy hóa giảm + Q trình oxy hóa (sự oxy hóa): q trình chất khử nhường electron, số oxy hóa tăng

2) Cân phản ứng oxy hóa – khử chiều hướng phản ứng:

a) Các bước cân phản ứng oxy hóa - khử pp thăng electron:

B1 Xác định số oxy hóa chất phản ứng từ suy chất oxy hóa chất khử

B2 Viết q trình oxy hóa q trình khử, cân hệ số q trình oxy hóa – khử (sao

cho tổng electron nhường tổng electron nhận)

B3 Từ hệ số trình oxy hóa – khử B2 cân hệ số lại phản ứng

* Lưu ý: + Đối với phản ứng có axit mơi trường phản ứng hệ số axit H2O cân sau

+ Đối với phản ứng có nhiều q trình oxy hóa – khử ta phải cộng tất trình oxy hóa với nhau, khử với cân hệ số q trình oxy hóa – khủ

Ví dụ: Cân phản ứng sau:

i) Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + N2O + H2O

B1 Xác định số oxy hóa: Zn0  Zn2 chất khử;

1

5 



N

N chất oxy hóa B2 Q trình oxy hóa q trình khử:

4 Zn – 2e  Zn+2 (q trình oxy hóa)

1 N+5 + 8e  N+1 (quá trình khử)

4 Zn + N+5  Zn+2 + N+1

B3 Cân hệ số lại phản ứng đầu:

4Zn + 10HNO3  4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

ii) Al + HNO3  Al(NO3)3 + NO + N2O + H2O

B1 Al0  Al+3 chất khử; N+5  N+2 N+1 chất oxy hóa

B2 Q trình oxy hóa – khử: N+5 + 3e  N+2 (quá trình khử)

2N+5 + 8e  2N+1 (quá trình khử)

3N+5 + 11e  N+2 + 2N+1 (quá trình khử)

11 Al0 - 3e  Al+3 (q trình oxy hóa)

9N+5 + 11Al0  3N+2 + 6N+1 + 11Al+3

B3 Cân hệ số lại:

11Al + 42HNO3  11Al(NO3)3 + 3NO + 3N2O + 21H2O

iii) FeS2 + Cu2S + HNO3  Fe2(SO4)3 + CuSO4 + NO + H2O

B1 Xác định chất oxy hóa chất khử:

Fe+2  Fe+3, S-1S-2 S+6, Cu+1  Cu+2 chất khử N+5  N+2là chất oxy hóa.

B2 Q trình oxy hóa q trình khử:

Fe+2– 1e  Fe+3 2Cu+1– 2e  2Cu+2

2S-1-14e  2S+6 S-2– 8e  S+6

2FeS2– 30e  2Fe+3 + 4S+6 Cu2S – 10e  2Cu+2 + S+6

2FeS2 + Cu2S – 40e  2Fe+3 + 2Cu+2 + 5S+6 (quá trình oxy hóa)

25 N+5 + 3e  N+2 (quá trình khử)

6FeS2 + 3Cu2S + 40N+5  6Fe+3 + 6Cu+2 + 15S+6 + 40N+2

B3 Cân phản ứng:

6FeS2 + 3Cu2S + 40HNO3  3Fe2(SO4)3 + 6CuSO4 + 40NO + 20H2O b) Chiều hướng phản ứng:

+ Nguyên tắc chung chất oxy hóa mạnh phản ứng với chất khử mạnh tạo thành chất oxy hóa chất khử yếu

+ Trong nguyên tố mức oxy hóa cao phản ứng với mức oxy hóa thấp cho sản phẩm mức oxy hóa trung gian

Ví dụ: Fe + 2Fe3+  3Fe2+

NH3 + HNO3  NO + H2O

+ Dựa vào điều cho phép dự đốn sản phẩm phản ứng oxy hóa khử: Đối với chất oxy hóa (thường mức oxy hóa cao) sản phẩm phải hợp chất ứng với mức oxy hóa thấp Cịn chất khư (O mức oxy hóa thấp) sản phẩm hợp chất ứng với mức oxy hóa cao

Ví dụ: HNO3 nitơ mức N+5 mức oxy hóa cao nên phản ứng tạo

những dạng ứng với mức oxy hóa thấp NO2, NO, N2O, N2, NH3 Tuy nhiên phải tùy vào

từng trường hợp cụ thể mà tìm sản phẩm xác: HNO3 đặc nóng

thường NO2 (dấu hiệu: khí màu nâu bay lên), cịn HNO3loảng phải dựa vào kiện đề

(khí khơng màu hóa nâu khơng khí NO, khơng thấy khí bay lên NH3vì tồn

Bài 3

CÂN BẰNG HÓA HỌC I Nguyên lý chuyển dịch cân bằng

1 Nội dung nguyên lý:

Trong phản ứng thuận nhịch trạng thái cân bằng, tác động từ bên vào hệ cân cân dịc chuyển theo chiều làm giảm tác động

2 Các yếu tố ảnh hưởng đến chuyển dịch cân bằng:

a) Nhiệt độ:

+ Đối với phản ứng thu nhiệt (H 0):

- Nếu tăng nhiệt độ cân dịch chuyển theo chiều thuận tức chiều thu nhiệt (làm giảm tác động tăng nhiệt)

- Nếu giảm nhiết độ cân dịch chuyển theo chiều nghịch tức chiều tỏa nhiêt ( nhiệt tỏa để chống lại giảm đó)

Ví dụ: Phản ứng ESTE

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O (H 0)

Đây phản ứng thu nhiệt nên ta tăng nhiệt độ cân chuyển dịch theo chiều thuận + Đối với phản ứng tỏa nhiệt:

- Nếu tăng nhiệt độ cân chuyển dịch theo chiều nghịch tức chiều thu nhiệt (để làm giảm tăng nhiệt độ đó)

- Nếu giảm nhiệt độ cân dịch chuyển theo chiều thuận tức chiều tỏa nhiệt

b) Ảnh hưởng nồng độ:

+ Nếu tăng nồng độ chất phản ứng giảm nồng độ sản phẩm cân dịch chuyển theo chiều thuận (chiều làm tăng nồng độ sản phẩm)

+ Nếu giảm nồng độ chất phản ứng tăng nồng độ sản phẩm cân se dịch chuyển theo chiều nghịch (chiều làm giảm nồng độ sản phẩm)

c) Ảnh hưởng áp suất:

+ Khi ta tắng áp suất cân dịch chuyển theo chiều tạo số mol khí (có tổng hệ số tỉ lượng nhỏ hơn)

+ Khi giảm áp suất cân dịch chuyển theo chiều tạo nhiều số mol khí

Lưu ý: Áp suất ảnh hưởng đến phản ứng hệ khí có số mol khí trước phản ưng sau phản ứng khác (tổng hệ hệ số tỉ lượng trước sau phản ứng khác nhau)

II Hằng số cân bằng.

1 Biểu thức số cân bằng.

Xét phản ứng: aA + bB cC + dD

       a b

d c CB CA DB

K 

Trong KCB số cân bằng; [A]a, [B]b, [C]c, [D]d nồng độ chất A, B, C, D thời

điểm cân

2 Một số dạng toán sử dụng số cân bằng.

Ví dụ 1: Cho phản ứng: N2 + O2 2NO Biết KCB= 35.10-4 lúc cân

[N2] = 5M, [O2] = 7M Tính [N2] [O2] ban đầu

Giải:

N2 + O2 2NO

Ban đầu x y

Phản ứng z z 2z

Cân x-z y-z 2z

Ta có:     2 10 35 ) (     z O N NO

KCB  (2z)2 = (35.10)-2  z = 0.175M

Nồng độ ban đầu N2và O2 là: [N2]o = 5.175M, [O2]o = 7.175M

Ví dụ 2:

Khi thực phản ứng Este hóa 1mol CH3COOH 1mol C2H5OH, lượng Este lớn thu

là 2/3 mol Để đạt hiệu suất cực đại 90% (tính theo lượng axit) tiến hành Este hóa 1mol CH3COOH lượng C2H5OH cần dùng (biết phản ứng Este hóa thực

nhiệt độ) Giải:

+ Giai đoạn 1:

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O

Ban đầu Phản ứng 2/3 2/3 2/3 2/3 Cân 1/3 1/3 2/3 2/3

  

  

3 3 5

3  

 OH H C COOH CH O H H COOC CH KCB

+ Giai đoạn 2:

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O

Ban đầu x Phản ứng 0,9 0,9 0,9 0,9 Cân 0,1 x – 0,9 0,9 0,9

  

   01,.( 0,9)

9 , , 5     x OH H C COOH CH O H H COOC CH

KCB  x2,925

Bài 4

DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY I.Khái niệm chất điện ly.

Chất điện ly chất có khả tan nước (hoặc nóng chảy) tạo thành dung dịch có khả dẫn điện

1 Chất điện ly mạnh.

Là nhũng chất tan gần hồn tồn nước Đó axit mạnh HCl, HNO3, H2SO4,

HClO4 …các bazơ mạnh NaOH, KOH, Ba(OH)2 hầu hết muối tan

2 Chất điện ly yếu:

Là chất tan phần nhỏ nước Đó axit yếu: H2CO3, H2SO3, H2S…,

bazơ yếu: NH4OH muối tan II Độ điện ly  - pH dung dịch.

1 Độ điện ly  :

Độ điện ly  chất tỉ số phân tử phân li (n) tổng số phân tử hòa tan (no)

n n 

 (0 1)

Lưu ý: Chất điện ly mạnh  0.3

Chất điện ly trung bình 0.03    0.3 Chất điện ly yếu   0.03

Độ tan S số gam tối đa (của chất tan) tan 100g dung môi (thường nước) để dung dịch bảo hịa nhiệt xác định

O H ct m m S 100 

Một chất có độ tan S nhiệt độ xác định dung dịch bảo hịa có nồng độ phần trăm là:

% 100 100 % S S C  

3 Nồng độ dung dịch:

% 100 % 100 % 100 % D C M V D m m m C M dd ct dd

ct  



dd ct dd

M MV

m V n C  

Vdd: thể tích dung dịch (lit)

D: khối lượng riêng dd (g/lit)

4 pH dung dịch:

pH số dùng để nồng độ ion H+ có dung dịch, cho công thưc sau: pH = - lg[H+] [H+] nồng độ CM H+ở thời điểm cân

[H+].[OH-] = 10-14

Bài 5

TÍNH CHẤT CHUNG CỦA

KIM LOẠI – PHI KIM – OXIT - AXIT – BAZƠ – MUỐI I Kim loại

1 Tính chất vật lý:

KL có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo có ánh kim: tất tính chất kim loại nhờ electron tự

2 Tính chất hóa học:

Tính chất hóa học đặc trưng KL tính khử: M - ne  Mn+ nên KL phản ứng được

với hầu hết đơn chất hợp chất thể tính oxi hóa:

a) Phản ứng với phi kim:

3Fe + 2O2  Fe3O4

2Fe + 3Cl2  2FeCl3 b) Phản ứng với axit:

+ Các axit thông thường HCl, H2SO4 (loảng), CH3COOH …KL phản ứng với axit tạo

muối giải phóng H2 nên có kim loại đứng trước H dãy điện hóa phản ứng

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

Cu + HCl  khơng xãy

+ Các axit có tính oxi hóa mạnh HNO3, H2SO4 (đặc): Hầu hết KL phản ứng trừ Au Pt

Al + 4HNO3  Al(NO3)3 + NO + 2H2O

Lưu ý: HNO3, H2SO4 đặc nguội không phản ứng với Al Fe c) Phản ứng với dung dịch muối:

KL (khơng tan nước) có tính khử mạnh (KL đứng trước dãy điện hóa) phản ứng với muối kim loại có tính khử yếu tạo muối KL

Fe + CuCl2  FeCl2 + Cu

Fe + 2FeCl3  3FeCl2 d) Phản ứng với H2O:

+ Các kim loại kiềm kiềm thổ tan nước trừ Mg 2Na + 2H2O  2NaOH + H2

e) Phản ứng với dung dịch kiềm:

Chỉ KL có oxit hidro xit lưỡng tính Al, Zn, Cr phản ứng với dd kiềm 2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2

II Phi kim

Tính chất hóa học đặc trưng PK tính oxi hóa: nên PK phản ứng với hầu hết đơn chất hợp chất thể tính khử:

1 Phản ứng với đơn chất:

a) Kim loại:

Cu + Cl2  CuCl2 b) Phi kim:

C + O2  CO2

2 Phản ứng với hợp chất:

a) H2O:

Cl2 + H2O  HClO + HCl

2F2 + 2H2O  4HF + 2O2 b) Dung dịch kiềm:

Cl2 + KOH  KClO + KCl (nhiệt độ thường)

Cl2 + KOH  KClO3 + KCl (100oC) c) Một số hợp chất khác:

4NH3 + 7O2  6H2O + 4NO2

H2S + Cl2  2HCl + S III Oxit

1 Oxit axit (oxit phi kim):

a) Tan nước tạo thành dd axit:

SO3 + H2O  H2SO4

4NO2 + O2 + 2H2O  4HNO3 b) Phản ứng với bazơ:

CO2 + NaOH  NaHCO3

SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O

c) Một số oxit có tính khử phản ứng với chất có tính oxi hóa:

2CO + O2  2CO2

2SO2 + O2  2SO3

2 Oxit bazơ (oxit kim loại):

a) Tan nước tạo thành bazơ: Chỉ có oxit kim loại kiềm kiềm thổ (trừ MgO) tan nước

Na2O + H2O  2NaOH

b) Phản ứng với axit tạo thành muối nước:

Fe3O4 + 8HCl  FeCl2 2FeCl3 + 4H2O c) Phản ứng với chất oxi hóa chất khử khác:

4FeO + O2  2Fe2O3

CuO + CO  Cu + CO2

3 Oxit lưỡng tính: Al2O3, ZnO, Cr2O3:

a) Phản ứng với axit:

ZnO + HCl  ZnCl2 + H2O b) Phản ứng với bazơ:

IV Axit

1 Phản ứng với bazơ: tạo thành muối nước:

KOH + H2SO4  K2SO4 + H2O

2 Phản ứng với kim loại:

a) Các axit thông thường HCl, H2SO4 loảng phản ứng vói KL đứng trước H dãy điện hóa tạo thành muối giải phóng H2

2K + 2HCl  KCl + H2

b) Các axit có tính oxi hóa mạnh HNO3 H2SO4 đặc:phản ứng với hầu hết KL đưa KL lên hóa trị cao

Fe + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

3 Phản ứng với muối: tạo thành muối axit (axit tạo thành phải yếu hơn, dễ bay hoi muối tạo thành phải không tan axit sinh ra)

CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O

4 Phản ứng với oxit:tạo thành muối nước: FeO + HCl  FeCl2 + H2O

3FeO + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

5 Phản ứng với chất khử khác:

3H2S + 8HNO3  3H2SO4 + 8NO + 4H2O

6 Phản ứng với chất oxi hóa khác:

MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

7 Làm quỳ tím hóa đỏ:

V Bazơ

1 Phản ứng với axit: tạo thành muối nước: KOH + HNO3  KNO3 + H2O

Cu(OH)2 + H2SO4  CuSO4 + 2H2O

2 Phản ứng với oxit axit:tạo thành muối nước: 2NaOH + SO3  Na2SO4 + H2O

3 Phản ứng với muối: tạo thành muối bazơ mới:

Lưu ý: hai chất tham gia phải tan, sản phẩm tạo thành phải có mốt chất kết tủa dễ bay hay chất điện ly yếu

NaOH + CuSO4  NaCl + Cu(OH)2 (Cu(OH)2 kết tủa màu xanh)

NaOH + NH4CL  NaCl + NH3 + H2O

4 Nhiệt phân:tạo thành oxit nước: Fe(OH)3  Fe2O3 + H2O

Lưu ý: Chỉ bazơ không tan nước bị nhiệt phân

5 Làm quỳ tím hóa đỏ, phenolphtalein chuyển hồng:

VI Muối

1 Phản ứng với axit:tạo muối axit

Lưu ý: axit sinh phải yếu axit ban đầu (dễ bay hơi, điện ly yếu) muối phải không tan axit

C6H5ONa + HCl  C6H5OH + NaCl

NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O

2 Phản ứng với bazơ: Tạo muối bazơ mới:

Lưu ý: chất tham gia phản ứng phải tan; sản phẩm tạo thành phải có chất kết tủa, bay hay chất điện ly yếu

KOH + (NH4)2CO3  K2CO3 + NH3 + H2O

3 Phản ứng với muối:tạo hai muối mới:

Lưu ý: Các chất tham gia phản ứng phải tan, sản phẩm tạo thành phải có chất kết tủa NaCl + AgNO3  NaNO3 + AgCl (AgCl kết tủa màu trắng)

K2SO4 + BaCl2  2KCl + BaSO4 (BaSO4 kết tủa trắng) 4 Phản ứng nhiệt phân:

Tùy theo muối cụ thể mà bị nhiệt phân tạo nhiều muối khác có số muối không bị nhiệt phân:

a) Muối nitrat (NO3):

+ Các muối KL kiềm, kiềm thổ (trừ Mg): nhiệt phân tạo thành muối nitrit O2:

2NaNO3  2NaNO2 + O2

+ Các muối kim loại từ Mg  Cu: nhiệt phân tạo thành oxit KL tương ứng + NO2 + O2:

4Al(NO3)3  2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2

+ Các kim loại yếu từ Ag trở sau: nhiệt phân tạo thành KL + NO2 + O2

2AgNO3  2Ag + 2NO2 + O2 b) Muối amoni (NH4+):

+ Muối amoni axit khơng có tính oxi hóa nhiệt phân tạo NH3:

NH4Cl  NH3 + HCl

(NH4)2CO3  2NH3 + CO2 + H2O

+ Muối axit có tính oxi hóa mạnh nhiệt phân tạo thành N2 N2O:

NH4NO3  N2O + 2H2O

NH4NO2  N2 + 2H2O c) Một số muối khác:

2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O

CaCO3  CaO + CO2

Lưu ý:

+ Muối axit mạnh bazơ mạnh trưng tính (khơng làm đổi màu quỳ tím) + Muối axit mạnh bazơ yếu mang tính axit (làm quỳ tím chuyển đỏ) + Muối axit yếu bazơ mạnh mang tính bazơ (làm quỳ tím chuyển xanh) + Muối axit yếu bazơ yếu lưỡng tính

Phần hai

HĨA VƠ CƠ CHƯƠNG I

KIM LOẠI

Bài 1

ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI I Vị trí tính chất vật lý KL

1 Vị trí KL bảng HTTH:

Thuộc phân nhóm IA, IIA, IIIA, chu kỳ lớn phân nhóm IVA, VA tất phân nhóm phụ

đều KL (các KL phân nhóm phụ cịn gọi KL chuyển tiếp)

2 Tính chất vật lý: (phần trên):

II Tính chất hóa học kim loại (phần trên) III Ăn mịn kim loại

Trong tự nhiên có hai dạng ăn mòn KL ăn mòn điện hóa ăn mịn hóa học:

1 Ăn mịn hóa học:

Là q trình oxi hóa khử mà KL nhường trực tiếp electron cho chất oxi hóa mơi trường xung quanh Các chất oxi hóa phi kim, axit, muối…

2 Ăn mịn điện hóa:

Là q trình oxi hóa KL tác dụng môi trường chất điện ly có hình thành dịng điện Điều kiện để xãy ăn mịn điện hóa: hai KL phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp qua dây dẫn mơi trường chất điện ly

Ví dụ: Nhúng sắt vào dd H2SO4 sau nhỏ thêm vài giọt CuSO4

Hiện tượng: sau nhỏ CuSO4vào thấy sắt tan nhanh

Giải thích tượng: lúc đầu nhúng sắt vào axit xãy q trình ăn mịn hóa học; Fe + H2SO4  FeSO4 + H2

Nhung sau nhỏ CuSO4 vào Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu, Cu vủa tạo bám vào

sắt nên xảy q trình ăn mịn điện hóa Hai q trình ăn mịn diễn song song nên sắt tan nhanh

IV Điều chế kim loai

1 Phương pháp nhiệt luyện:

+ Là phương pháp sử dụng chất khử mạnh Al, CO, H2….để khử oxit KL nhiết độ cao

thành KL

+ Phương pháp sử dụng để điều chế KL trung bình yếu (từ Zn trở sau) ZnO + CO  Zn + CO2

Cuo + H2  Cu + H2O

2 Phương pháp thủy luyện:

+ Là phương pháp sử dụng KL có tính khử mạnh (KL có tính khủ mạnh phải khơng tan nước) để khử ion KL yếu dung dịch muối

+ Phương pháp sử dụng để điều chế KL trung bình yếu Al + FeCl3  AlCl3 + Fe

Zn + CuCl2  ZnCl2 + Cu

3 Phương pháp điện phân:

+ Là phương pháp khử ion KL từ dung dịch muối tác dụng dòng điện + Phương pháp sử dụng để điều chế KL từ Zn trở sau

+ Q trình oxi hóa khử xãy bề mặt hai điện cực:

- Trên bề mặt Catod (cực âm): có cation KL H2O, nên điễn trình khử ion KL

Zn2+, Fe2+, Cu2+, Ag+…(Mn+ + ne  M) Nếu ion KL khơng bị khử H

2O bị điện phân:

2H2O + 2e  H2 + 2OH

- Trên bề mặt Anod (cực dương): có anion gốc axit, nên điễn trình oxi hóa anion gốc axit Cl, I, Br (2X  X

2) Nếu anion không bi oxi hóa H2O bị oxi hóa:

H2O - 2e  2H+ +

1

O2

Lưu ý: - KL đứng sau dãy điện hóa ion KL bị điện phân trước (Ag+ bị điện

phân trước Cu2+, Cu2+thì trước Fe2+ )

- Các anion chứa oxi 

NO , 2

SO , 2

CO khịng bị oxi hóa - Các cation KL mạnh từ Al trở trước không bị khử

Ví dụ: + Điện phân dung dịch CuCl2:

CuCl2  dpdd Cu + Cl2

+ Điện phân dung dịch CuSO4:

CuSO4 + H2O  dpdd Cu +

1

O2 + H2SO4

+ Điện phân dung dịch Na2SO4:

Na2SO4 + H2O  dpdd Na2SO4 + H2 +

1

O2

2 Điện phân nóng chảy:

Được sử dụng để điều chế KL mạnh (từ Al trở trước) 2NaCl  dpnc 2Na + Cl

2 Bài 2

KIM LOẠI KIỀM

CuCl2

Catod (-) Anod (+)

Cu2+, H

2O Cl-, H2O

Cu2+ + 2e Cu 2Cl- - 2e Cl

2

CuSO4

Catod (-) Anod (+)

Cu2+, H2O SO42-, H2O

Cu2++ 2e Cu H2O - 2e O2+ 2H+

2

Na2SO4

Catod (-) Anod (+)

Na+, H2O SO42-, H2O

Li, Na K, Rb, Cs I Vị trí – tính chất vật lý

1 Vị trí:

Thuộc nhóm IA, có cấu hình electron lớp ngồi là: nS1

2 Tính chất vật lý:

Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo, ánh kim so với KL khác

II Tính chất hóa học

Là KL có tính khử mạnh nhất: M - 1e  M+

1 Phản ứng với phi kim:

4M + O2  2M2O

2 Phản ứng với H2O:

M + H2O  MOH + H2

3 Phản ứng với axit:

2M + 2HCl  2MCl + H2

4 Phản ứng với dung dịch muối:

2K + CuCl2 + 2H2O  2KCl + Cu(OH)2 + H2

5 Điều chế:

KL kiềm diều chế phương pháp điện phân nóng chảy muối nó: 2NaCl dpnc  2Na + Cl

2

III Một số hợp chất kim loại kiềm

1 Natri hidroxit: NaOH

Là bazơ mạnh nên thể đầy đủ tính chất bazơ (xem phần tính chất bazơ)

2 Natri hidro cacbonat NaHCO3: Là muối chứa H nên lưỡng tính:

a) Phản ứng với axit:

NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O b) Phản ứng với bazơ:

NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O c) Phản ứng nhiệt phân:

2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O

3 Natri cacbonat (soda) Na2CO3:

Là muối bazơ mạnh với axit yếu nên thể tính bazơ:

a) Làm quỳ tím chuyển xanh: b) Phản ứng với axit:

Na2CO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O c) Phản ứng với muối:

Na2CO3 + CaCl2  CaCO3 + 2NaCl Bài 2

KIM LOẠI KIỀM THỔ Be, Mg, Ca, Sr, Ba I Vị trí – Tính chất vật lý

1 Vị trí:

Kim loại kiềm thổ thuộc phân nhóm IIA, có cấu hình electron lớp ngồi là: nS2

2 Tính chất vật lý:

II Tính chất hóa học

KL kiềm thổ có tính khử mạnh KL kiềm

1 Phản ứng với phi kim:

2Mg + O2  2MgO

2 Phản ứng với nước:

Ở điều kiện thường KL kiềm thổ dều tan nước trừ Mg Be Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2

3 Phản ứng với axit:

Ở điều kiện thường KL kiềm thổ tan mạnh dung dịch axit: Ba + 2HCl  BaCl2 + H2

4 Phản ứng với dung dịch muối:

Mg + FeCl2  MgCl2 + Fe

Ca + FeCl2 + 2H2O  CaCl2 + Fe(OH)2 + H2

5 Điều chế:

KL kiềm thổ điều chế phương pháp điện phân nóng chảy: CaCl2 dpnc  Ca + Cl2

II Một số hợp chất kim loại kiềm thổ

1 Canxi hidroxit Ca(OH)2:

Ở nhiệt độ thường Ca(OH)2 tan nước, (0.12g/ 100g H2O) Dung dịch Ca(OH)2 (nước vôi

trong) bazơ mạnh nên thể đầy đủ tính chất bazơ: (xem phần tính chất bazơ)

2 Canxi cacbonat (đá vôi) CaCO3: Là chất rắn màu trắng không tan nước

a) Phản ứng với axit:

CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2

CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O

CaCO3 + 2CH3COOH  (CH3COO)2Ca + CO2 + H2O b) Phản ứng nhiệt phân:

CaCO3  CaO + CO2 III Nước cứng

1 Khái niệm:

Nước cúng nước có chứa nhiều cation Ca2+, Mg2+ Nước chứa không chứa ion trên

được gọi nước mềm

2 Phân loại nước cứng:

Có loại nước cứng:

a) Nước cứng tạm thời: Nước cứng tạm thời nước có chứa muối: Ca(HCO3)2

Mg(HCO3)2

b) Nước cứng vĩnh cửu: Là nước có chứa muối CaCl2, CaSO4, MgCl2, MgSO4 c) Nước cứng tồn phần: Là nước có chứa hai loại muối

3 Các biện pháp làm mềm nước:

a) Phương pháp kết tủa:

+ Đối với nước cứng tạm thời: Ta làm mềm nước cách đun sôi nước: Ca(HCO3)2  CaCO3  + CO2 + H2O

Mg(HCO3)2  MgCO3  + CO2 + H2O

(CaCO3 MgCO3đều kết tủa nên sau lọc bỏ kết tủa ta thu nước mềm)

+ Đối với nước cứng vĩnh cửu: Ta sử dụng chất sau để mềm nước: Na2CO3, Ca(OH)2,

3CaCl2 + 2Na3PO4  Ca3(PO4)2 + 6NaCl

b) Phương pháp trao đổi ion: Phương pháp dùng phổ biến: dụa trao đổi ion hạt zeolit

Bài 3

NHƠM (Al) I Vị trí – Tính chất vật lý

1 Vị trí: Al thuộc phân nhóm IIIA, vị trí thứ 13 bảng HTTH, số khối 27

Cấu hính electron: 1S2 2S2 2P6 3S2 3P1.

2 Tính chất vật lý:

Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo có ánh kim

II Tính chất hóa học

Al kim loại có tính khử mạnh nên phản ứng với hầu hết đơn chất hợp chất có tính oxi hóa

1 Phản ứng với phi kim:Al phản ứng mạnh với hầu hết phi kim 4Al + 3O2  2Al2O3

2Al + 3H2  2AlH3

2 Tác dụng với axit:

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2

2Al + 6H2SO4 (đặc, nóng)  Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

3 Tác dụng với dung dịch kiềm:

2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2

(Al + NaOH + 4H2O  NaAl(OH)4 +

2 3H

2)

Thực tế là: 2Al + 6H2O  2Al(OH)3  + 3H2 sau Al(OH)3 bị hòa tan NaOH:

Al(OH)3 + NaOH  NaAl(OH)4

4 Tác dụng với chất oxi hóa khác:

Al + Fe2O3 

0

t Al

2O3 + Fe

Al + 3CO2 

0

t Al

2O3 + 3CO

5 Sản xuất Al:

Trong công nghiệp người ta sản xuất Al cách điện phân nóng chảy Al2O3 (thực tế người ta trộn

Al2O3với criolit, để hạ nhiệt độ nóng chảy xuống 900oC, Al2O3 nóng chảy 2050oC)

2Al2O3 dpnc  4Al + 3O2

Lưu ý: + Al chất lưỡng tính (chỉ Al2O3, Al(OH)3 lưỡng tính) III Một số hợp chât Al

1 Nhôm oxit Al2O3:

Al2O3 hợp chất bền, cứng, nóng chảy 2050oC

Là oxit lưỡng tính nên phản ứng với dd axit dd kiềm: Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O  2NaAl(OH)4 2 Nhôm hidroxit Al(OH)3:

a) Là hidroxit lưỡng tính:

Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH  NaAl(OH)4 b) Al(OH)3 không bền nhiệt:

2Al(OH)3 

t Al

Bài 4

CROM – SẮT – ĐỒNG – KẼM I Crom

1 Cấu tạo tính chất crom:

a) Cấu tạo: Cr thuộc phân nhóm VIB, chu kỳ 4, vị trí thứ 24 bảng HTTH, có cấu hình electron

là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1, nguyên tử khối = 52 g/mol Do Cr có mức oxi hóa từ

+1 đến +6

b) Tính chất:

+ Tính chất vật lý: Cr có màu trắng ánh bạc, cứng tất KL + Tính chất hóa học:

- Tác dụng với phi kim: 4Cr + 3O2 

0

t 2Cr

2O3

2Cr + 3Cl2 

0

t 2CrCl

3

- Tác dụng với axit:

Cr + 2HCl t0

CrCl2 + H2

Cr không tác dung với HNO3 H2SO4 đặc nguội

2 Hợp chất crom (II):

Tât hợp chất Cr(II) thể tính khử mạnh, dễ dàng bị oxi hóa lên mức cao

a) Crom (II) oxit CrO:

+ Phản ứng với axit:

CrO + 2HCl  CrCl2 + H2O

+ Phản ứng với chất oxi hóa: 4CrO + O2  2Cr2O3

+ Phản ứng với chất khử:

CrO + CO  Cr + CO2 b) Crom (II) hidroxit Cr(OH)2:

+ Là chất rắn, màu vàng Trong khơng khí dễ bị oxi hóa thành Cr3+:

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O  4Cr(OH)3

+ Phản ứng với axit:

Cr(OH)2 + H2SO4  CrSO4 + 2H2O

+ Bị nhiệt phân:

Cr(OH)2 

0

t CrO + H

2O

3 Hợp chất Cr (III):

a) Crom (III) oxit Cr2O3:

Là oxit lưỡng tính, tan axit kiềm: Cr2O3 + 6HCl  2CrCl3 + 3H2O

Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O  2NaCr(OH)4

(Cr2O3 + 2NaOH  2NaCrO2 + H2O) b) Crom (III) hidroxit Cr(OH)3:

+Là hidroxit lưỡng tính nên tan dd axit dd kiềm Cr(OH)3 + HCl  CrCl3 + H2O

Cr(OH)3 + NaOH  NaCr(OH)4 (hoặc NaCrO2 + 2H2O)

+ Cr(OH)3 không tan nước nên bị nhiệt phân:

Cr(OH)3  Cr2O3 + H2O c) Muối Cr3+:

Ở mức oxi hóa trung gian nên Cr3+ vừa thể tính khử vừa thể tính oxi hóa.

+ Tính khử: Cr3+ + Br

2 + 16 OH-  2CrO42 + 6Br + H2O

4 Hợp chất Cr(VI):

a) Crom (VI) oxit CrO3:

+ Là chất rắn màu đỏ thẩm có tính oxi hóa mạnh: số chất vô hữu S, P, C, NH3,

C2H5OH… bốc cháy tiếp xuc với CrO3

2CrO3 + 2NH3  Cr2O3 + N2 + 3H2O

+ CrO3 oxit axit nên phản ứng với H2O tạo thành axit cromic dicromic:

CrO3 + H2O  H2CrO4 (axit cromic)

2CrO3 + H2O  H2Cr2O7

Hai axit tồn dung dịch, tách khỏi dung dịch bị phân hủy thành CrO3 b) Muối cromat dicromat:

+ Hai muối có chuyển đổi qua lại: 2

4

CrO + 2H+  2 2O

Cr + H2O

Vàng cam

+ Muối cromat có tính oxi hóa mạnh đặc biệt mơi trường axit:

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

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4  Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7H2O II SẮT Fe

1 Vị trí – Tính chất sắt:

a) Vị trí:

Fe thuộc phân nhóm VIIIB, chu kỳ 4, đứng vị trí thứ 26 bảng HTTH, có cấu hình electron là:

1s2 2s22p6 3s23p63d6 4s2, nguyên tử khối = 56 g/mol Do Fe có mức oxi hóa +2 (cấu hình

la: [Ar]3d6) +3 (cấu hình là: [Ar]3d5)

b) Tính chất vật lý:

Ngồi tính chất vật lý chung KL như: dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo có ánh kim sắt cịn có tính nhiễm từ

c) Tính chất hóa học

Sắt KL có tính khử trung bình, có hai mức oxi hóa +2 +3 i) Tác dụng với phi kim:

Fe + S t0

FeS 3Fe + 2O2 

0

t Fe

3O4

2Fe + 3Cl2 

0

t 2FeCl

3

ii) Tác dụng với axit:

+ Các axit thông thường HCl, H2SO4 (loảng), HCOOH, H3PO4… phản ứng với Fe tạo muối sắt(II)

và giải phóng H2

Fe + H2SO4  FeSO4 + H2

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

+ Các axit có tính oxi hóa mạnh HNO3, H2SO4 phản ứng với Fe tạo muối sắt(III) giải phóng

sản phẩm khử N+5 hay S+6.

Fe + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

2Fe + 6H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

iii) Tác dụng với dung dịch muối:

Fe phản ứng với tất dd muối KL đứng sau Fe dãy điện hóa Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu

Fe + 3AgNO3  Fe(NO3)3 + 3Ag

iiii) Tác dụng với H2O:

3Fe + 4H2O tC

o o 570

Fe3O4 + 4H2

Fe + H2O t C

o o 570

2 Một số hợp chất sắt:

a) Hợp chất sắt (II):

Fe+2 mức oxi hóa trung gian nên vửa thể tính khử vừa thể tính oxi hóa:

+ Tính khử:

4FeO + O2 

0

t 2Fe

2O3

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3

2FeCl2 + Cl2  2FeCl3

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

+ Tính oxi hóa:

FeCl2 + Zn  ZnCl2 + Fe

FeO + CO  Fe + CO2

+ Một số phản ứng khác:

Fe(OH)2 + 2HCl  FeCl2 + 2H2O

FeO + H2SO4  FeSO4 + H2O

Fe(OH)2 

0

t FeO + H

2O

2Fe(NO3)2 

0

t 2FeO + 4NO

2 + O2

Fe2+ + OH-  Fe(OH)

2 (màu trắng) b) Hợp chất sắt (III):

+ Fe+3 mức oxi hóa cao Fe nên tính oxi hóa.

Fe2O3 + Al 

0

t Al

2O3 + Fe

2FeCl3 + Fe  3FeCl2

2FeCl3 + Cu  2FeCl2 + CuCl2

+ Một số phản ứng khác: 3Fe(OH)3 

0

t Fe

2O3 + 3H2O

4Fe(NO3)3 t0 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O

Fe3+ + 3OH-  Fe(OH)

3  (nâu đỏ) III ĐỒNG Cu

1 Vị trí – Tính chất đồng:

a) Vị trí:

Cu thuộc phân nhóm IB, chu kỳ 4, vị trí thứ 29 bảng HTTH, có cấu hình electron là: 1s2 2s2

2p6 3s2 3p6 3d10 4s1, nguyên tử khối = 64 g/mol Cu có hai mức oxi hóa là: +1 [Ar]3d10 +2

[Ar]3d9.

b) Tính chất vật lý:

Đồng có tính deo, ánh kim; đặc biệt tính dẫn điện dẫn nhiệt Cu tốt (chỉ Ag)

c) Tính chất hóa học:

Cu KL có tính khử yếu i) tác dụng với phi kim:

2Cu + O2 

0

t 2CuO (màu đen)

CuO + Cu t0

Cu2O (màu đỏ gạch)

Cu + S t0

CuS ii) Tác dụng với axit:

Cu tác dụng với HNO3 H2SO4 đặc

Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4 đ  CuSO4 + SO2 + 2H2O

iii) Tác dụng với dung dịch muối:

2 Một số hợp chất đồng:

a) Đồng (II) oxit CuO:

+ Là oxit bazơ: nên tan dd axit tạo thành muối nước CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O

+ Cu+2 nên tính oxi hóa.

CuO + CO t0 Cu + CO

2

3CuO + 2NH3 

0

t N

2 + 3Cu + 3H2O b) Đông (II) hidroxit Cu(OH)2:

+ Là bazơ không tan, có màu xanh

Cu(OH)2 + H2SO4  CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 

0

t CuO + H

2O

+ Có phản ứng tạo phức màu xanh lam với NH3

Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2 c) Muối đồng (II), Cu2+:

Cu2+ + 2OH-  Cu(OH)

2Cu(NO3)2 

0

t 2CuO + 4NO

2 + O2

Riêng CuSO4 dạng khan có màu trắng hút ẩm CuSO4.5H2O có màu xanh IV KẼM Zn

1 Vị trí – Tính chất Zn:

a) Vị trí:

Zn thuộc phân nhóm IIB, chu kỳ 4, vị trí thứ 30 bảng HTTH, ngun tử khối = 65 g/mol, có

cấu hình eletron là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 Do nên Zn có mức oxi hóa +2 [Ar]3d10 là

phổ biến

b) Tính chất vật lý:

Dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo, ánh kim

c) Tính chất hóa học:

Zn KL có tính khử trung bình i) Phản ứng với phi kim:

2Zn + O2 

0

t 2ZnO

ii) Phản ứng với axit:

Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2

4Zn + 10HNO3  4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O

iii) Phản ứng với dung dịch muối:

Zn + FeCl2  ZnCl2 + Fe

iiii) Phản ứng với dung dịch kiềm:

Zn + NaOH + 2H2O  NaZn(OH)3 + H2

(Zn + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2)

Lưu ý: Zn khơng lưỡng tính, ZnO Zn(OH)2 lưỡng tính

Chương II

PHI KIM

Bài 1

HALOGEN I Vị trí – Tính chất chung halogen

Các nguyên tố halogen thuộc phân nhóm VIIA, cột thứ ngồi phía bên phải bảng

HTTH, cấu hình electron lớp ngồi là: nS2nP5.

2 Tính chất chung halogen:

Halogen phi kim điển hình, có tính oxi hóa mạnh (mạnh tất phi kim)



  e X X

Tính oxi hóa halogen giảm dần từ F tới I Vì nên tính chất halogen có nhiều điểm khác nhau, để hiểu rõ ta phải nghiên cứu cụ thể chất

Bài 2

CLO – HỢP CHẤT CỦA CLO I Clo

1 Vị trí - Tính chất vật lý:

a) Vị trí: Clo thuộc phân nhóm VIIA, chu kỳ 3, vị trí thứ 17 bảng HTTH, nguyên tử khối =

35.5 g/mol, có cấu hình electron là: 1s2 2s22p6 3s23p5

b) Tính chất vật lý:Ở điều kiện thường Cl2 chất khí màu vàng lục, tan nước

2 Tính chất hóa học:

Clo thể tính oxi hóa mạnh, phản ứng với hầu hết chất khử:

a) Phản ứng với kim loại:Cl2 õi hóa hầu hết kim loại

3Cl2 + 2Fe  2FeCl3

b) Tác dụng với H2: Khi có ánh sáng, to Cl2phản ứng với H2 co thể gây nổ

Cl2 + H2  2HCl

c) Tác dụng với nước với dung dịch kiềm:

+ Tác dụng với H2O: tan nươc phần Cl2 tác dụng với H2O theo phản ứng sau:

Cl2 + H2O  HCl + HClO

+ Tác dụng với kiềm: Cl2 phản ứng dễ dàng

Cl2 + 2KOH  tthuong

o

KCl + KClO + H2O

3Cl2 + 6KOH  C

0

100 5KCl + KClO

3 + 3H2O d) Tác dụng với muối halogen khác:

Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2

Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2 e) Tác dụng với chất khử khác:

2FeCl2 + Cl2  2FeCl3

Cl2 + SO2 + 2H2O  2HCl + H2SO4

3 Điều chế clo:

a) Trong phịng thí nghiệm: Sử dụng chất oxi hóa mạnh MnO2, KMnO4, KClO3,

K2Cr2O7… để oxi hóa Cl thành Cl2

MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

KClO3 + 6HCl  KCl + 3Cl2 + 3H2O

K2Cr2O7 + 14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

b) Trong công nghiệp:Clo điều chế bắng cách điện phân dung dịch muối NaCl có màng ngăn xốp

2NaCl + 2H2O  dpdd 2NaOH + H2 + Cl2 II Các hợp chất clo

1 Axit clohidric – muối clorua:

- Tính axit:

+ Làm quỳ tím hóa đỏ

+ Tác dụng với bazơ: tác dụng với hầu hết bazơ HCl + KOH  KCl + H2O

2HCl + Cu(OH)2  CuCl2 + 2H2O

+ Tác dụng với oxit bazơ: Tác dụng với hầu hết oxit bazơ CaO + 2HCl  CaCl2 + H2O

CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O

+ Tác dụng với kim loại: HCl phản ứng với kim loại đứng trươc H dãy điện hóa tạo muối giải phóng H2

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

+ Tác dụng với muối: tạo muối axit Axit sinh phai yếu dễ muối sinh phải không tan axit

2HCl + CaCO3  CaCl2 + CO2 + H2O

HCl + AgNO3  HNO3 + AgCl

HCl + (NH4)2CO3  NH4Cl + CO2 + H2O

- Tính khử: HCl phản ứng với chất oxi hóa mạnh MnO2, KMnO4…

2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O b) Muối clorua: muối clorua tan nước (trừ AgCl)

Các dung dịch muối clorua thể đầy đủ tính chất muối (xem thêm phần tính chất hóa học muối)

2 Các hợp chất chứa oxi clo:

a) Các axit có oxi clo:

+ HClO (axit hipoclorơ), HClO2 (axit clorơ), HClO3 (axit cloric), HClO4 (axit pecloric)

+ Tính oxi hóa giảm dần từ HClO  HClO4, ngược lại tính axit tăng dần: HClO chất oxi hóa

mạnh nên thường sử dụng làm chất tẩy rữa HClO4 axit mạnh, tính axit cịn mạnh

hơn HCl

b) Nước javen, clorua vôi:

+ Nước javen: điều chế cách cho Cl2 sục qua dung dịch NaOH

2NaOH + Cl2  NaCl + NaClO + H2O

+ Clorua vôi: điều chế cách cho Cl2 sục qua dd Ca(OH)2

Cl2 + Ca(OH)2  CaOCl2 + H2O

c) Muối clorat: điều chế cách cho Cl2 tác dụng với dung dịch kiềm nóng

3Cl2 + 6KOH  C

0

100 5KCl + KClO

3 + 3H2O

+ Muối clorat chất rắn màu trắng, tan nhiều nước nóng, it tan nước lạnh + Khi nung nóng đến 500oC bị nhiệt phân, nêu có MnO

2 xúc tác xảy dễ dàng giải

phóng toàn oxi

2KClO3  

0 2,t

MnO 2KCl + 3O

2 Bài 3

FLO – BROM - IOT I Flo

1 Vị trí:

Thuộc phân nhóm VIIA, chu kỳ II, vị trí thứ bảng HTTH, nguyên tử khối = 19 g/mol, có

cấu hình electron là: 1s2 2s22p5

2 Tính chất:

a) Phản ứng với H2O: H2O bóc cháy đun nóng với F

2F2 + 2H2O  4HF + O2

b) Phản ứng với H2: phản ứng gây nổ mạnh nhiệt độ thấp (-2520C) F2 + H2  2HF

c) Phản ứng vơi dung dịch kiềm:

2F2 + 2NaOH  2NaF + OF2 + H2O

3 axit flo hidric:

Là axit yếu lại có khả ăn mòn thủy tinh: HF + SiO2  SiF4 + H2O

II Brom

1 Vị trí – Tính chất:

a) Vị trí: Brom thuộc phân nhóm VIIA, chu kỳ 4, vị trí thứ 35 bảng HTTH, ngun tử khối =

80 g/mol, có cấu hình electron: 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p5. b) Tính chất brom:

Brom chất lỏng màu đỏ nâu, độc, thể tính oxi hóa mạnh (nhưng clo) tính khử gặp chất oxi hóa mạnh

- Tính oxi hóa:

+ Phản ứng với kim loại: Brom phản ứng với hầub hết kim loại Br2 + 2Na  2NaBr

+ Tác dụng với nước: Brom có tác dụng với nước khó khăn so với clo Br2 + H2O  HBr + HBrO

+ Phản ứng với số chất khử khác:

Br2 + 2H2O + SO2  2HBr + H2SO4

- Tính khử:

Br2 + 5Cl2 + 6H2O  2HBrO3 + 10HCl 2 Một số hợp chất brom:

a) Axit bromhidric, HBr: vừa thể tính axit vừa thể tính khử - Tính axit:

Là axit mạnh (mạnh HCl) nên thể đầy đủ tính chất axit (xem thêm phần tính chất axit)

- Tính khử: tính khử mạnh HCl

HBr + H2SO4 (đăc)  Br2 + SO2 + H2O b) Muối bromua:

+ Các dung dịch muối bromua thể đầy đủ tính chất muối: (xem thêm tính chất muối)

+ Muối bromua cịn thể tính khử: 2NaBr + Cl2  2NaCl + Br2

+ Để nhận biết có mặt anion Br có dung dịch ta sử dụng dd AgNO

NaBr + AgNO3  NaNO3 + AgBr (trắng ngà) III Iot, I2

1 Vị trí – tính chất Iot:

a) Vị trí:

Iot thuộc phân nhóm VIIA, chu kỳ 5, vị trí thứ 53 bảng HTTH, nguyên tử khối = 127 g/mol, có

cấu hình electron là: 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p64d10 5s25p5

b) Tính chất:

+ I2thể tính oxi hóa tuong đối mạnh Br2 Iot oxi hóa nhiều kim

loại phải đun nóng

3I2 + 2Al  xt,t0 2AlI3

2 Một số hợp chất Iot:

a) Axit iot hidric, HI: Vừa thể tính axit vừa thể tính khử

+ Là axit mạnh, tính axit mạnh HCl HBr (xem thêm phần tính chất axit) + Tính khử: HI thể tính khử mạnh HBr HCl

8HI + H2SO4 (đặc)  4I2 + H2S + 4H2O

2HI + 2FeCl3  2FeCl2 + I2 + 2HCl

b) Muối iotua, I: thể tính khử mạnh muối clorua bromua.

2NaI + Br2  2NaBr + I2

2NaI + Cl2  2NaCl + I2

+ Để nhận biết anion I có dung dịch ta sử dụng dung dịch AgNO 3:

NaI + AgNO3  NaNO3 + AgI (màu vàng) Bài 4

LƯU HUỲNH – CÁC HỢP CHẤT CỦA LƯU HUỲNH I Lưu huỳnh

1 Vị trí – Tính chất vật lý:

a) Vị trí:

Lưu huỳnh thuộc phân nhóm VIA, chu kỳ 3, vi trí thứ 16 bảng HTTH, nguyên tử khối 32

g/mol, có cấu hình electron: 1s2 2s22p6 3s23p4.

b) Tính chất vật lý: Lưu huỳnh chất rắn màu vàng, khơng tan nước

2 Tính chất hóa học:

Lưu huỳnh vừa thể tính oxi hóa vừa thể tính khử

a) Tính oxi hóa:

Lưu huỳnh oxi hóa nhiều kim loại H2ở nhiệt độ cao

2Al + 3S t0

Al2S3

H2 + S 

0

t H

2S b) Tính khử:

S thể tính khử tác dụng với chất oxi hóa mạnh O2, F2, HNO3, H2SO4 đặc

S + O2 t0 SO2

S + 3F2 

0

t SF

6

S + 2H2SO4 (đặc) 

0

t 3SO

2 + 2H2O II Hợp chất lưu huỳnh

1 Hidro sunfua – Muối sunfua:

a) Hidro sunfua, H2S:Là chất khí khơng màu, độc, tan nước, thể tính axit yếu tính khử mạnh

+ Tính axit yếu: H2S không làm đổi màu giấy quỳ, phản ứng với dung dịch kiềm

H2S + NaOH  NaHS + H2O

NaHS + NaOH  Na2S + H2O

+ Tính khử mạnh: H2S, S2 mức oxi hóa thấp S nên thể tính khử mạnh, có

thể phản ứng dễ dàng với chất oxi hóa Tùy theo chất oxi hóa mạnh hay yếu điều kiện mà đưa S lên mức 0, +4, +6

2H2S + O2  2S + 2H2O

2H2S + 3O2 

0

t 2SO

H2S + Cl2  2HCl + S

H2S + 3H2SO4 (đặc)  4SO2 + 4H2O

H2S + 4Cl2 + 4H2O  8HCl + H2SO4 b) Muối sunfua:

+ Phản ứng với axit: Na2S + 2HCl  2NaCl + H2S

+ Phản ứng với muối: Na2S + CuCl2  2NaCl + CuS (màu đen)

- Các muối sun fua kim loại kiềm tan

- CuS, PbS, HgS… không tan H2O, HCl H2SO4

- Các muối lại FeS, ZnS… không tan H2O tan axit

Các muối sunfua kết tủa có màu đặc trưng: CdS màu vàng; CuS, PbS, AgS có màu đen + Phản ứng với số chất oxi hóa:

5K2S + 8KMnO4 + 12H2SO4  9K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

3K2S + 8HNO3  3K2SO4 + 8NO + 4H2O

2 Axit sunfuric – Muối sunfat:

a) Axit sunfuric, H2SO4:

+ Là axit mạnh, thể đầy đủ tính chất axit (xem thêm phần tính chất axit) + H2SO4đặc thể tính oxi hóa mạnh, oxi hóa hầu hết chất khử:

- Phản ứng với kim loại: Oxi hóa hầu hết kim loại (trừ Au Pt) đưa kim loại lên mức oxi hóa cao

2Fe + 6H2SO4 (đặc, nóng)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Lưu ý: H2SO4 đặc nguội không phản ứng với Al, Fe, Cr

- Với chất khử khác:

2FeSO4 + 2H2SO4  Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O

2FeO + 4H2SO4 (dặc)  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O b) Muối sunfat, 2

4

SO :

+ Các muối BaSO4, CaSO4, PbSO4 không tan nước, dung dịch muối khác tan

(xem thêm phần tính chất hóa học muối)

Bài 5

NITƠ – CÁC HỢP CHẤT CỦA NITƠ I Nitơ

1 Vị trí – tính chất vật lý:

a) Vị trí:

Nitơ thuộc phân nhóm VA, chu kỳ 2, vị trí thứ bảng HTTH, nguyên tử khối = 14, cấu hình

electron là: 1s2 2s22p3. b) Tính chất vật lý:

N2 chất khí khơng màu, khơng mùi, khơng vị, khơng tan nước

2 Tính chất hóa học:

N2 chất khí trơ điều kiện thường, hoạt động nhiệt độ cao vừa thể tính oxi hóa

vừa thể tính khử

a) Tính oxi hóa:

+ Phản ứng với kim loại 6Li + N2  2Li3N

6K + N2 

0

t 2K

3N

(Chỉ có Li phản ứng với N2ở điều kiện thường)

+ Phản ứng với H2:

3H2 + N2 

0

t 2NH

3

N2 + 2O2 

0

t 2NO

2 (to = 3000oC có tia lửa điện) II Hợp chất nitơ

1 Amoniac – muối amoni:

a) Amoniac, NH3:

NH3 chất khí khơng màu, có mùi khai, tan nươc: Thể tính bazơ yếu tính khử

mạnh

+ Tính bazơ yếu: NH3 thể tính bazơ yếu nhờ cặp điện tử (electron) tự nguyên tử N

Tuy tính bazơ NH3 yếu làm quỳ tím chuyển màu xanh

- Phản ứng với axit:

NH3 + HCl  NH4Cl

- Phản ứng với oxit axit:

NH3 + H2O + CO2  NH4HCO3

- Phản ứng với muối:

3NH3 + 3H2O + AlCl3  3NH4Cl + Al(OH)3

+ Tính khử: NH3 phản ứng với hầu hết chất oxi hóa

2NH3 + O2 

0

t N

2 + 3H2O

2NH3 + 3Cl2 

0

t N

2 + 6HCl

5NH3 + 3HNO3 

0

t 9N

2 + 9H2O b) Muối amoni, NH4+:

- Tính axit yếu + Phản ứng với bazơ:

NH4Cl + NaOH  NaCl + NH3 + H2O

+ Phản ứng với muối:

NH4Cl + AgNO3  NH4NO3 + AgCl

- Phản ứng nhiệt phân:

NH4Cl t0 NH3 + HCl

(NH4)2CO3 

0

t 2NH

3 + CO2 + H2O

NH4NO3 

0

t N

2O + 2H2O

NH4NO2 

0

t N

2 + 2H2O

2 Axit nitơric – muối nitơrat:

a) Axit nitơric, HNO3:

Thể tính oxi hóa mạnh: + Phản ứng với bazơ:

Fe(OH)3 + 3HNO3  Fe(NO3)3 + H2O

3Fe(OH)2 + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O

+ Phản ứng với oxit bazơ:

CuO + 2HNO3  Cu(NO3)2 + H2O

3Fe3O4 + 28HNO3  9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O

Fe2O3 + 6HNO3  2Fe(NO3)3 + 3H2O

+ Phản ứng với kim loại: HNO3 oxi hóa hầu hết kim loại đưa kim loại lên mức oxi hóa

cao

Fe + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

8Al + 30HNO3  8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O

Lưu ý: HNO3 đặc nguội không phản ứng với Al, Fe, Cr

+ Phản ứng với muối:

2HNO3 + CaCO3  Ca(NO3)2 + CO2 + H2O

+ Phản ứng với phi kim: HNO3 oxi hóa số phi kim đun nóng như: P, C, S…

C + 4HNO3 

0

t 4NO

2 + CO2 + 2H2O

P + 5HNO3 

0

t 5NO

2 + H3PO4 + H2O

+ Phản ứng với số chất khử khác:

3H2S + 2HNO3  2NO + 3S + 4H2O

NH3 + 7HNO3 t0 8NO2 + 5H2O b) Muối nitơrat:

Tất muối NO tan nước.

+ Dung dịch muối NOcó thể phản ứng với bazơ, muối…(xem thêm phần tính chất muối).

+ Phản ứng nhiệt phân: hầu hết muối NO bị nhiệt phân.

- Muối nitơrat kim loại mạnh nhiệt phân tạo thành muối nitơrit + O2

KNO3 

0

t KNO

2 + O2

- Muối kim loại từ Mg đến Cu nhiết phân tạo thành oxit kim loại + NO2 + O2

2Mg(NO3)2 

0

t 2MgO + 4NO

2 + O2

Cu(NO3)2 

0

t CuO + NO

2 + O2

- Muối kim loại yếu từ Ag trở sau nhiệt phân tạo kim loại + NO2 + O2

2AgNO3 

0

t 2Ag + 2NO

2 + O2

Lưu ý: muối nitơrat môi trường axit đóng vai trị giống axit nitơric 3Cu + 8NaNO3 + 8HCl  3Cu(NO3)2 + 2NO + 8NaCl + 4H2O

Fe + KNO3 + H2SO4  Fe(NO3)3 + NO + K2SO4 Bảng nhận biết cation thường gặp

Tuy nhiên cần lưu ý bảng có giá trị chung chung thơi (nó áp dụng cho trường hợp, với cation có bảng) có nhiều trường hợp khác tiến hành theo phương pháp khác nhanh hiệu

Bảng nhận biết anion thường gặp

Cation

Thuốc thử Ba

2+ Ca2+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Cu2+ Fe3+ Ag+ NH

4+



OH trắng

keo trắng sau tan keo trắng sau tan trắng chuyển nâu đỏ kk

xanh đỏnâu xámtrắng mùi khai



CO trắng trắng trắng



SO trắng trắng

) , (  

 Br I

Cl trăng

(vàng)



PO trắng  trắng trắng trắng trắng trắng trắng trắng trắng

Anion Thuốc thử



CO 2

4

SO Cl(Br,I) 3

PO OH 2

3

SO S2

Cu2+

Fe2+ Al3+, Zn2+

……… trắng …… ……… ……… ……… ……… ……… ………

NH4+ ………

……… …… ……… ………trắng trắng, sau tan rakhí mùi khai ……… ………đen

Ca2+, Ba2+ trắng trắng trắng trắng

Ag+ trắng trắng trắng (vàng) trắng trắng đen

Fe3+ trắng nâu đỏ đen