Đang tải... (xem toàn văn)
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]
(1)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
(2)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
(3)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
(4)+ 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 Zn2 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
(5)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
(6)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 x2,925
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
(7)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
(8)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:
(9)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
(10)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
(11)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:
(12)+ 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
(13)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:
(14)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,
(15)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
(16)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.
(17)+ 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 tC
o o 570
Fe3O4 + 4H2
Fe + H2O t C
o o 570
(18)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:
(19)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
(20)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:
(21)- 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:
(22)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:
(23)+ 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
(24)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
(25)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
(26)+ 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 NOcó 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 đỏnâu xámtrắng 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 …… ……… ……… ……… ……… ……… ………
(27)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