Chuyen de dien phan

- Một số khái niệm trong chương: cặp oxi hóa – khử, pin điện hóa, suất điện động chuẩn của pin điện hóa, thế điện cực chuẩn của kim loại, sự điện phân (các phản ứng hóa học xảy ra ở các[r]

Phương pháp giải tập điện phân I – NHẮC LẠI LÍ THUYẾT

1) Điện phân chất điện li nóng chảy: áp dụng MCln, M(OH)n Al2O3 (M kim loại nhóm IA IIA) 2) Điện phân dung dịch chất điện li nước:

- Vai trò nước: trước hết dung mơi hịa tan chất điện phân, sau tham gia trực tiếp vào q trình điện phân:

+ Tại catot (cực âm) H2O bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OH– + Tại anot (cực dương) H2O bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e - Tại catot (cực âm) xảy trình khử M+, H+ (axit), H

2O theo quy tắc: + Các cation nhóm IA, IIA, Al3+ khơng bị khử (khi H

2O bị khử)

+ Các ion H+ (axit) cation kim loại khác bị khử theo thứ tự dãy điện cực chuẩn (ion có tính oxi hóa mạnh bị khử trước): Mn+ + ne → M

+ Các ion H+ (axit) dễ bị khử ion H+ (H 2O)

+ Ví dụ điện phân dung dịch hỗn hợp chứa FeCl3, CuCl2 HCl thứ tự ion bị khử là: Fe3+ + 1e → Fe2+ ; Cu2+ + 2e → Cu ; 2H+ + 2e → H

2 ; Fe2+ + 2e → Fe

- Tại anot (cực dương) xảy q trình oxi hóa anion gốc axit, OH– (bazơ kiềm), H

2O theo quy tắc: + Các anion gốc axit có oxi NO3–, SO42–, PO43–, CO32–, ClO4–…khơng bị oxi hóa

+ Các trường hợp khác bị oxi hóa theo thứ tự: S2– > I– > Br– > Cl– > RCOO– > OH– > H 2O 3) Định luật Faraday

m = Trong đó:

+ m: khối lượng chất giải phóng điện cực (gam) + A: khối lượng mol chất thu điện cực + n: số electron trao đổi điện cực

+ I: cường độ dòng điện (A) + t: thời gian điện phân (s)

+ F: số Faraday điện tích mol electron hay điện lượng cần thiết để mol electron chuyển dời mạch catot anot (F = 1,602.10-19.6,022.1023 ≈ 96500 C.mol-1)

II – MỘT SỐ CƠ SỞ ĐỂ GIẢI BÀI TẬP VỀ ĐIỆN PHÂN

- Khối lượng catot tăng khối lượng kim loại tạo thành sau điện phân bám vào - m (dung dịch sau điện phân) = m (dung dịch trước điện phân) – (m kết tủa + m khí) - Độ giảm khối lượng dung dịch: Δm = (m kết tủa + m khí)

- Khi điện phân dung dịch:

+ Hiđroxit kim loại hoạt động hóa học mạnh (KOH, NaOH, Ba(OH)2,…) + Axit có oxi (HNO3, H2SO4, HClO4,…)

+ Muối tạo axit có oxi bazơ kiềm (KNO3, Na2SO4,…) → Thực tế điện phân H2O H2 (ở catot) O2 (ở anot)

- Khi điện phân dung dịch với anot kim loại khơng trơ (khơng phải Pt hay điện cực than chì) anot xảy q trình oxi hóa điện cực

- Có thể có phản ứng phụ xảy cặp: chất tạo thành điện cực, chất tan dung dịch, chất dùng làm điện cực Ví dụ:

chúng cháy oxi sinh

+ Điện phân dung dịch NaCl không màng ngăn tạo nước Gia–ven có khí H2 catot + Phản ứng axit dung dịch với kim loại bám catot

- Viết phản ứng (thu nhường electron) xảy điện cực theo thứ tự, khơng cần viết phương trình điện phân tổng quát

- Viết phương trình điện phân tổng qt (như phương trình hóa học thơng thường) để tính tốn cần thiết

- Từ cơng thức Faraday → số mol chất thu điện cực

- Nếu đề cho I t trước hết tính số mol electron trao đổi điện cực (ne) theo công thức: ne =

(*) (với F = 96500 t = giây F = 26,8 t = giờ) Sau dựa vào thứ tự điện phân, so sánh tổng số mol electron nhường nhận với ne để biết mức độ điện phân xảy Ví dụ để dự đốn xem cation kim loại có bị khử hết khơng hay nước có bị điện phân khơng H2O có bị điện phân điện cực nào… - Nếu đề cho lượng khí điện cực thay đổi khối lượng dung dịch, khối lượng điện cực, pH,…thì dựa vào bán phản ứng để tính số mol electron thu nhường điện cực thay vào cơng thức (*) để tính I t

- Nếu đề yêu cầu tính điên lượng cần cho trình điện phân áp dụng cơng thức: Q = I.t = ne.F - Có thể tính thời gian t’ cần điện phân hết lượng ion mà đề cho so sánh với thời gian t đề Nếu t’ < t lượng ion bị điện phân hết cịn t’ > t lượng ion chưa bị điện phân hết - Khi điện phân dung dịch bình điện phân mắc nối tiếp cường độ dòng điện thời gian điện phân bình → thu nhường electron điện cực tên phải chất sinh điện cực tên tỉ lệ mol với

- Trong nhiều trường hợp dùng định luật bảo tồn mol electron (số mol electron thu catot = số mol electron nhường anot) để giải cho nhanh

III – MỘT SỐ VÍ DỤ MINH HỌA

Ví dụ 1: Điện phân hịa tồn 2,22 gam muối clorua kim loại trạng thái nóng chảy thu 448 ml khí (ở đktc) anot Kim loại muối là:

A Na B Ca C K D Mg Hướng dẫn: nCl2 = 0,02

Tại catot: Mn+ + ne → M Theo đlbt khối lượng mM = m(muối) – m(Cl

2) = 2,22 – 0,02.71 = 0,8 gam Tại anot: 2Cl– → Cl

2 + 2e Theo đlbt mol electron ta có nM = → M = 20.n → n = M Ca (hoặc viết phương trình điện phân MCln M + n/2Cl2 để tính) → đáp án B

Ví dụ 2: Tiến hành điện phân (với điện cực Pt) 200 gam dung dịch NaOH 10 % đến dung dịch NaOH bình có nồng độ 25 % ngừng điện phân Thể tích khí (ở đktc) thoát anot catot là: A 149,3 lít 74,7 lít B 156,8 lít 78,4 lít

C 78,4 lít 156,8 lít D 74,7 lít 149,3 lít Hướng dẫn: mNaOH (trước điện phân) = 20 gam

Điện phân dung dịch NaOH thực chất điện phân nước: H2O → 1/2 O2 (anot) + H2 (catot) → NaOH không đổi → m (dung dịch sau điện phân) = 80 gam → m (H2O bị điện phân) = 200 – 80 = 120 gam → nH2O = 20/3 mol → VO = 74,7 lít VH = 149,3 lít → đáp án D

Ví dụ 3: Sau thời gian điện phân 200 ml dung dịch CuSO4 ( d = 1,25 g/ml) với điện cực graphit (than chì) thấy khối lượng dung dịch giảm gam Để làm kết tủa hết ion Cu2+ lại dung dịch sau điện phân cần dùng 100 ml dung dịch H2S 0,5 M Nồng độ phần trăm dung dịch CuSO4 ban đầu là: A 12,8 % B 9,6 % C 10,6 % D 11,8 % Hướng dẫn: nH2S = 0,05 mol

dịch giảm) = m Cu(catot) + m O2(anot) = 64x + 16x = → x = 0,1 mol - CuSO4 + H2S → CuS + H2SO4 (2) → nH2S = nCuSO4 = 0,05 mol

- Từ (1) (2) → nCuSO4 (ban đầu) = 0,1 + 0,05 = 0,15 (mol) → C% = → đáp án B

Ví dụ 4: Điện phân 100 ml dung dịch CuSO4 0,2 M với cường độ dịng điện 9,65A Tính khối lượng Cu bám vào catot thời gian điện phân t1 = 200 s t2 = 500 s Biết hiệu suất điện phân 100 %

A 0,32 gam 0,64 gam B 0,64 gam 1,28 gam C 0,64 gam 1,60 gam D 0,64 gam 1,32 gam Hướng dẫn: nCuSO4 = 0,02 = nCu2+

Thời gian cần thiết để điện phân hết Cu2+ t = s → t

1 < t < t2 → Tại t1 có 1/2 số mol Cu2+ bị điện phân → m

1 = 0,01.64 = 0,64 gam t2 Cu2+ bị điện phân hết → m2 = 1,28 gam → đáp án B

Ví dụ 5: Điện phân 200 ml dung dịch CuSO4 với điện cực trơ cường độ dòng điện 1A Khi thấy catot bắt đầu có bọt khí dừng điện phân Để trung hịa dung dịch thu sau điện phân cần dùng 100 ml dung dịch NaOH 0,1M Thời gian điện phân nồng độ mol dung dịch CuSO4 ban đầu là: A 965 s 0,025 M B 1930 s 0,05 M

C 965 s 0,05 M D 1930 s 0,025 M Hướng dẫn: nNaOH = 0,01 mol

- Khi catot bắt đầu có bọt khí (H2) chứng tỏ CuSO4 bị điện phân hết theo phương trình: CuSO4 + H2O → Cu + 1/2O2 + H2SO4

- nNaOH = nOH– = 0,01 mol → nH

2SO4 = 0,5.nH+ = 0,5.nOH– = 0,005 (mol) → nCu = nCuSO4 = 0,005 (mol) → = 0,005 → t = 965 s CM(CuSO ) = M (hoặc dựa vào phản ứng thu nhường electron điện cực để tính) → đáp án A

Ví dụ 6: Điện phân 200 ml dung dịch hỗn hợp AgNO3 0,1 M Cu(NO3)2 0,2 M với điện cực trơ cường độ dòng điện 5A Sau 19 phút 18 giây dừng điện phân, lấy catot sấy khô thấy tăng m gam Giá trị m là:

A 5,16 gam B 1,72 gam C 2,58 gam D 3,44 gam Hướng dẫn: nAg+ = 0,02 mol ; nCu2+ = 0,04 mol

- Ta có ne = mol

- Thứ tự ion bị khử catot:

Ag+ + 1e → Ag (1) → sau (1) 0,06 – 0,02 = 0,04 mol electron 0,02 0,02 0,02

Cu2+ + 2e → Cu (2) → sau (2) dư 0,02 mol Cu2+ 0,02 0,04 0,02

m (catot tăng) = m (kim loại bám vào) = 0,02.(108 + 64) = 3,44 gam → đáp án D

Ví dụ 7: Hòa tan 50 gam tinh thể CuSO4.5H2O vào 200 ml dung dịch HCl 0,6 M thu dung dịch X Đem điện phân dung dịch X (các điện cực trơ) với cường độ dòng điện 1,34A Khối lượng kim loại thoát catot thể tích khí anot (ở đktc) (Biết hiệu suất điện phân 100 %): A 6,4 gam 1,792 lít B 10,8 gam 1,344 lít

Hướng dẫn: nCuSO4.5H2O = nCuSO4 = 0,2 mol ; nHCl = 0,12 mol

- Ta có ne = mol

- Thứ tự điện phân catot anot là:

Tại catot: Cu2+ + 2e → Cu → Cu2+ chưa bị điện phân hết → m (kim loại catot) = 0,1.64 = 6,4 gam 0,1 0,2 0,1

Tại anot: 2Cl– → Cl

2 + 2e → ne (do Cl– nhường) = 0,12 < 0,2 mol → anot Cl– bị điện phân hết 0,12 0,06 0,12 đến nước bị điện phân → ne (do H2O nhường) = 0,2 – 0,12 = 0,08 mol 2H2O → O2 + 4H+ + 4e

0,02 0,08

V (khí anot) = (0,06 + 0,02).22,4 = 1,792 lít → đáp án A

Ví dụ 8: Có 200 ml dung dịch hỗn hợp Cu(NO3)2 AgNO3, để điện phân hết ion kim loại dung dịch cần dùng cường độ dòng điện 0,402A Sau điện phân xong thấy có 3,44 gam kim loại bám catot Nồng độ mol Cu(NO3)2 AgNO3 hỗn hợp đầu là:

A 0,2 M 0,1 M B 0,1 M 0,2 M C 0,2 M 0,2 M D 0,1 M 0,1 M Hướng dẫn:

- Ta có ne = mol

- Tại catot: Ag+ + 1e → Ag Ta có hệ phương trình:

x x (mol) Cu2+ + 2e → Cu → C

M Cu(NO3)2 = CM AgNO3 = 0,1 M → đáp án D y y (mol)

Ví dụ 9: Hịa tan 4,5 gam tinh thể MSO4.5H2O vào nước dung dịch X Điện phân dung dịch X với điện cực trơ cường độ dòng điện 1,93A Nếu thời gian điện phân t (s) thu kim loại M catot 156,8 ml khí anot Nếu thời gian điện phân 2t (s) thu 537,6 ml khí Biết thể tích khí đo đktc Kim loại M thời gian t là:

A Ni 1400 s B Cu 2800 s C Ni 2800 s D Cu 1400 s Hướng dẫn: Gọi nMSO4 = nM2+ = x mol

Ví dụ 10: Mắc nối tiếp hai bình điện phân: bình (1) chứa dung dịch MCl2 bình (2) chứa dung dịch AgNO3 Sau phút 13 giây catot bình (1) thu 1,6 gam kim loại cịn catot bình (2) thu 5,4 gam kim loại Cả hai bình khơng thấy khí catot Kim loại M là:

A Zn B Cu C Ni D Pb Hướng dẫn: - Do hai bình mắc nối tiếp nên ta có:

Ví dụ 11: Điện phân nóng chảy Al2O3 với anot than chì (hiệu suất điện phân 100 %) thu m kg Al catot 67,2 m3 (ở đktc) hỗn hợp khí X có tỉ khối so với hiđro 16 Lấy 2,24 lít (ở đktc) hỗn hợp khí X sục vào dung dịch nước vôi (dư) thu gam kết tủa Giá trị m là:

A 54,0 kg B 75,6 kg C 67,5 kg D 108,0 kg

Hướng dẫn: 2Al2O3 4Al + 3O2 (1) ; C + O2 CO2 (2) ; 2C + O2 2CO (3) - Do X = 32 → hỗn hợp X có CO2 ; CO (x mol) O2 dư (y mol)

- 2,24 lít X + Ca(OH)2 dư → 0,02 mol kết tủa = nCO2 → 67,2 m3 X có 0,6 CO2

- Ta có hệ phương trình: 0,6 + x + y = → x = 1,8 y = 0,6

Từ (1) ; (2) ; (3) → mAl = kg → đáp án B Phương pháp giải tập kim loại

I – BÀI TẬP VỀ XÁC ĐỊNH TÊN KIM LOẠI

1) Có thể tính khối lượng mol nguyên tử kim loại M theo cách sau:

- Từ khối lượng (m) số mol (n) kim loại → M = - Từ Mhợp chất → Mkim loại

- Từ công thức Faraday → M = (n số electron trao đổi điện cực)

- Từ a < m < b α < n < β → → tìm M thỏa mãn khoảng xác định - Lập hàm số M = f(n) n hóa trị kim loại M (n = 1, 2, 3), tốn tìm oxit kim loại MxOy n = → kim loại M

- Với hai kim loại chu kì phân nhóm → tìm → tên kim loại

2) Một số ý giải tập:

- Biết sử dụng số định luật bảo toàn bảo toàn khối lượng, bảo toàn nguyên tố, bảo tồn mol electron,… Biết viết phương trình ion thu gọn, phương pháp ion – electron …

- Khi đề khơng cho kim loại M có hóa trị khơng đổi kim loại M tác dụng với chất khác thể số oxi hóa khác → đặt kim loại M có hóa trị khác - Khi hỗn hợp đầu chia làm hai phần không phần gấp k lần phần tương ứng với số mol chất phần gấp k lần số mol chất phần

3) Một số ví dụ minh họa:

Ví dụ 1: Cho 3,024 gam kim loại M tan hết dung dịch HNO3 lỗng, thu 940,8 ml

khí NxOy (sản phẩm khử nhất, đktc) có tỉ khối H2 22 Khí NxOy kim loại M là:

Hướng dẫn: M(NxOy) = 44 → nN2O = 0,042 mol

M → Mn+ + ne 2NO

3- + 8e + 10H+ → N2O + 5H2O

Theo đlbt mol electron: ne cho = ne nhận → 3,024 → → No n =

và M = 27 → Al → đáp án C

Ví dụ 2: Hỗn hợp X gồm Mg kim loại M Hịa tan hồn tồn gam hỗn hợp X cần vừa đủ 200 gam dung dịch HCl 7,3 % Mặt khác cho gam hỗn hợp X tác dụng hồn tồn với khí Cl2 cần

dùng 5,6 lít Cl2 (ở đktc) tạo hai muối clorua Kim loại M phần trăm khối lượng

trong hỗn hợp X là:

A Al 75 % B Fe 25 % C Al 30 % D Fe 70 %

Hướng dẫn: nHCl = 0,4 mol ; nCl2 = 0,25 mol ; nMg = x mol ; nM = y mol 24x + My = (1)

- X tác dụng với dung dịch HCl (M thể hóa trị n) → 2x + ny = 0,4 (2) - X tác dụng với Cl2 (M thể hóa trị m) → 2x + my = 0,5 (3)

- Từ (2) ; (3) → y(m – n) = 0,1 → m > n → No m = n = → x = y = 0,1 mol - Từ (1) → M = 56 → Fe % M = 70 % → đáp án D

Ví dụ 3: Hỗn hợp X gồm hai muối cacbonat kim loại kiềm thổ hai chu kì liên tiếp Cho 7,65 gam X vào dung dịch HCl dư Kết thúc phản ứng, cô cạn dung dịch thu 8,75 gam muối khan Hai kim loại là:

A Mg Ca B Ca Sr C Be Mg D Sr Ba Hướng dẫn:

- Đặt công thức chung hai muối CO3 Phương trình phản ứng:

CO3 + 2HCl → Cl2 + CO2 + H2O

- Từ phương trình thấy: mol CO3 phản ứng khối lượng muối tăng: 71 – 60 = 11 gam

- Theo đề khối lượng muối tăng: 8,75 – 7,65 = 1,1 gam → có 0,1 mol CO3 tham gia phản

ứng

→ + 60 = 76,5 → = 16,5 → kim loại Be Mg → đáp án C

Ví dụ 4: Hịa tan hồn tồn gam hỗn hợp X gồm Fe kim loại M (hóa trị II) vào dung dịch HCl dư, thu 3,36 lít khí H2 (ở đktc) Nếu hịa tan 1,0 gam M dùng khơng đến 0,09 mol

HCl dung dịch Kim loại M là:

A Mg B Zn C Ca D Ni Hướng dẫn: nH2 = 0,15 mol

- nX = nH2 = 0,15 mol → X = 40

- Để hịa tan gam M dùng khơng đến 0,09 mol HCl → → 22,2 < M < 40 < 56 → M Mg → đáp án A

Ví dụ 5: Để hịa tan hồn tồn 6,834 gam oxit kim loại M cần dùng tối thiểu 201 ml dung dịch HCl 2M Kim loại M là:

Hướng dẫn: Gọi công thức oxit MxOy ; nHCl = nH+ = 0,402 mol

- Ta có nO2– (trong oxit) = mol → nM

xOy = mol → (Mx + 16y) = → Mx =

18y

→ M = → No M = 27 → Al → đáp án C

II – BÀI TOÁN VỀ KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI NƯỚC, KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH BAZƠ KIỀM

1) Một số ý giải tập:

- Chỉ có kim loại kiềm, Ca, Sr, Ba tan nước nhiệt độ thường

- Các kim loại mà hiđroxit chúng có tính lưỡng tính Al, Zn, Be, Sn, Pb…tác dụng với dung dịch kiềm (đặc)

- Nếu đề cho nhiều kim loại tác dụng với nước tạo dung dịch kiềm, sau lấy dung dịch kiềm tác dụng với dung dịch hỗn hợp axit thì:

+ Giải cách viết phương trình ion thu gọn + nOH– = 2nH

2

- Nếu đề cho hỗn hợp kim loại kiềm kiềm thổ kim loại M hóa trị n vào nước có hai khả năng:

+ M kim loại tan trực tiếp (như kim loại kiềm, Ca, Sr, Ba) + M kim loại có hiđroxit lưỡng tính (như Al, Zn)

M + (4 – n)OH– + (n – 2)H

2O → MO2n – + H2 (dựa vào số mol kim loại kiềm

kiềm thổ → số mol OH– biện luận xem kim loại M có tan hết khơng hay tan phần)

2) Một số ví dụ minh họa:

Ví dụ 1: Hỗn hợp X gồm Na, K, Ba hòa tan hết nước dư tạo dung dịch Y 5,6 lít khí (ở đktc) Tính V ml dung dịch H2SO4 2M tối thiểu để trung hòa Y

A 125 ml B 100 ml C 200 ml D 150 ml Hướng dẫn: nH2 = 0,25 mol

Ta có nOH– = 2nH

2 mà nOH– = nH+ → nH2SO4 = = nH2 = 0,25 mol → V = 0,125 lít

hay 125 ml → đáp án A

Ví dụ 2: Thực hai thí nghiệm sau:

• Thí nghiệm 1: Cho m gam hỗn hợp Ba Al vào nước dư, thu 0,896 lít khí (ở đktc) • Thí nghiệm 2: Cũng cho m gam hỗn hợp cho vào dung dịch NaOH dư thu 2,24 lít khí (ở đktc) Các phản ứng xảy hoàn toàn Giá trị m là:

A 2,85 gam B 2,99 gam C 2,72 gam D 2,80 gam Hướng dẫn: nH2 thí nghiệm = 0,04 < nH2 thí nghiệm = 0,1 mol → thí nghiệm Ba hết,

Al dư cịn thí nghiệm Ba Al hết

Ba + 2H2O → Ba2+ + 2OH– + H2

x → 2x x Al + OH– + H

2O → AlO2– + H2

2x→ 3x → nH2 = 4x = 0,04 → x = 0,01 mol

- Thí nghiệm 2: tương tự thí nghiệm ta có: x + = 0,1 → y = 0,06 mol → m = 0,01.137 + 0,06.27 = 2,99 gam → đáp án B

Ví dụ 3: Hịa tan hồn tồn 7,3 gam hỗn hợp X gồm kim loại Na kim loại M (hóa trị n không đổi) nước thu dung dịch Y 5,6 lít khí hiđro (ở đktc) Để trung hịa dung dịch Y cần dùng 100 ml dung dịch HCl 1M Phần trăm khối lượng kim loại M hỗn hợp X là: A 68,4 % B 36,9 % C 63,1 % D 31,6 % Hướng dẫn: nH2 = 0,25 mol ; nHCl = 0,1 mol

- Gọi nNa = x mol nM = y mol → 23x + My = 7,3 (1)

- Nếu M tác dụng trực tiếp với nước → nH2 = → nOH– = 0,5 > nHCl = 0,1 → loại

- Nếu M kim loại có hiđroxit lưỡng tính (n = 3):

M + (4 – n)OH– + (n – 2)H

2O → MO2n – + H2

y (4 – n)y ny/2

- Do OH– dư nên kim loại M tan hết nOH– dư = x – (4 – n)y mol → x – (4 – n)y = 0,1 (2) x +

ny = 0,5 (3) → y = 0,1 mol

- Thay n = vào (1) ; (2) ; (3) → có n = ; x = 0,2 ; M = 27 thỏa mãn → %M = 36,9 % → đáp án B

III – BÀI TOÁN VỀ KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH AXIT 1) Kim loại tác dụng với dung dịch axit:

a) Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng:

M + nH+ Mn+ + n/2H

(M đứng trước hiđro dãy điện cực chuẩn)

b) Đối với H2SO4 đặc, HNO3 (axit có tính oxi hóa mạnh):

- Kim loại thể nhiều số oxi hóa khác phản ứng với H2SO4 đặc, HNO3 đạt số oxi

hóa cao

- Hầu hết kim loại phản ứng với H2SO4 đặc nóng (trừ Pt, Au) H2SO4 đặc nguội (trừ

Pt, Au, Fe, Al, Cr…), S+6 H

2SO4 bị khử thành S+4 (SO2) ; So S-2 (H2S)

- Hầu hết kim loại phản ứng với HNO3 đặc nóng (trừ Pt, Au) HNO3 đặc nguội (trừ Pt,

Au, Fe, Al, Cr…), N+5 HNO

- Hầu hết kim loại phản ứng với HNO3 lỗng (trừ Pt, Au), N+5 HNO3 bị khử

thành N+2 (NO) ; N+1 (N

2O) ; No (N2) N-3 (NH4+)

c) Kim loại tan nước (Na, K, Ba, Ca,…) tác dụng với axit: có trường hợp - Nếu dung dịch axit dùng dư: có phản ứng kim loại với axit

- Nếu axit thiếu ngồi phản ứng kim loại với axit (xảy trước) cịn có phản ứng kim loại dư tác dụng với nước dung dịch

2) Một số ý giải tập:

- Kim loại tác dụng với hỗn hợp axit HCl, H2SO4 lỗng (H+ đóng vai trị chất oxi hóa) tạo

muối có số oxi hóa thấp giải phóng H2: M + nH+ → Mn+ + n/2H2 (nH+ = nHCl + 2nH2SO4)

- Kim loại tác dụng với hỗn hợp axit HCl, H2SO4 lỗng, HNO3 → viết phương trình phản ứng

dạng ion thu gọn (H+ đóng vai trị mơi trường, NO

3– đóng vai trị chất oxi hóa) so sánh tỉ

số số mol ban đầu hệ số tỉ lượng phương trình xem tỉ số nhỏ chất hết trước (để tính theo)

- Các kim loại tác dụng với ion NO3– môi trường axit H+ xem tác dụng với HNO3

- Các kim loại Zn, Al tác dụng với ion NO3– môi trường kiềm OH– giải phóng NH3

4Zn + NO3– + 7OH– → 4ZnO22– + NH3 + 2H2O

(4Zn + NO3– + 7OH– + 6H2O → 4[Zn(OH)4]2– + NH3)

8Al + 3NO3– + 5OH– + 2H2O → 8AlO2– + 3NH3

(8Al + 3NO3– + 5OH– + 18H2O → 8[Al(OH)4]– + 3NH3

- Khi hỗn hợp nhiều kim loại tác dụng với hỗn hợp axit dùng định luật bảo toàn mol electron phương pháp ion – electron để giải cho nhanh So sánh tổng số mol electron cho nhận để biện luận xem chất hết, chất dư

- Khi hỗn hợp kim loại có Fe tác dụng với H2SO4 đặc nóng HNO3 cần ý xem

kim loại có dư khơng Nếu kim loại (Mg → Cu) dư có phản ứng kim loại khử Fe3+ Fe2+ Ví

dụ: Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+ ; Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+

- Khi hịa tan hồn hồn hỗn hợp kim loại có Fe dung dịch HNO3 mà thể tích axit

cần dùng nhỏ → muối Fe2+

- Kim loại có tính khử mạnh ưu tiên phản ứng trước

- Nếu đề yêu cầu tính khối lượng muối dung dịch, ta áp dụng công thức sau: mmuối = mcation + maniontạo muối = mkim loại + manion tạo muối

(manion tạo muối = manion ban đầu – manion tạo khí)

- Cần nhớ số bán phản ứng sau:

2H+ + 2e → H2 NO

3- + e + 2H+ → NO2 + H2O

SO42– + 2e + 4H+ → SO2 + 2H2O NO3- + 3e + 4H+ → NO + 2H2O

SO42– + 6e + 8H+ → S + 4H2O 2NO3- + 8e + 10H+ N2O + 5H2O

SO42– + 8e + 10H+ → H2S + 4H2O 2NO3- + 10e + 12H+ → N2 + 6H2O

NO3- + 8e + 10H+ → NH4+ + 3H2O

- Cần nhớ số mol anion tạo muối số mol axit tham gia phản ứng:

nSO42–tạo muối = Σ nX (a số electron mà S+6 nhận để tạo sản phẩm khử X)

nH2SO4phản ứng = 2nSO2 + 4nS + 5nH2S

nNO3–tạo muối = Σ a.nX (a số electron mà N+5 nhận để tạo sản phẩm khử X)

nHNO3 phản ứng = 2nNO2 + 4nNO + 10nN2O + 12nN2

Ví dụ 1: Cho 3,68 gam hỗn hợp gồm Al Zn tác dụng với lượng vừa đủ dung dịch H2SO4

10 %, thu 2,24 lít khí H2 (ở đktc) Khối lượng dung dịch thu sau phản ứng là:

A 101,68 gam B 88,20 gam C 101,48 gam D 97,80 gam

Hướng dẫn: nH2 = nH2SO4 = 0,1 mol → m (dung dịch H2SO4) = 98 gam → m (dung dịch sau

phản ứng) = 3,68 + 98 - 0,2 = 101,48 gam → đáp án C

Ví dụ 2: Hồ tan hồn tồn 14,6 gam hỗn hợp X gồm Al Sn dung dịch HCl (dư), thu 5,6 lít khí H2 (ở đktc) Thể tích khí O2 (ở đktc) cần để phản ứng hồn toàn với 14,6 gam

hỗn hợp X là:

A 2,80 lít B 1,68 lít C 4,48 lít D 3,92 lít

Hướng dẫn: Gọi nAl = x mol ; nSn = y mol → 27x + 119y = 14,6 (1) ; nH2 = 0,25 mol

- Khi X tác dụng với dung dịch HCl:

Ví dụ 3: Cho 7,68 gam hỗn hợp X gồm Mg Al vào 400 ml dung dịch Y gồm HCl 1M H2SO4

0,5M Sau phản ứng xảy hồn tồn thu 8,512 lít khí (ở đktc) Biết dung dịch, axit phân li hoàn toàn thành ion Phần trăm khối lượng Al X là:

A 56,25 % B 49,22 % C 50,78 % D 43,75 % Hướng dẫn: Σ nH+ = 0,8 mol ; nH

2 = 0,38 mol → nH+phản ứng = 0,76 mol < 0,8 mol → axit dư, kim

loại hết

- Gọi nMg = x mol ; nAl = y mol → → % Al =

%

→ đáp án A

Ví dụ 4: Cho 0,10 mol Ba vào dung dịch chứa 0,10 mol CuSO4 0,12 mol HCl Sau

phản ứng xảy hoàn toàn, lọc lấy kết tủa nung nhiệt độ cao đến khối lượng không đổi thu m gam chất rắn Giá trị m là:

A 23,3 gam B 26,5 gam C 24,9 gam D 25,2 gam Hướng dẫn: Các phản ứng xảy là:

Ba + 2HCl → BaCl2 + H2 BaCl2 + CuSO4 → BaSO4 + CuCl2

0,06 ←0,12 → 0,06 0,06 → 0,06 0,06

0,04 → 0,04 0,04 → 0,04 0,04 0,04 Cu(OH)2 CuO + H2O

0,04 0,04

→ m (chất rắn) = mBaSO4 + mCuO = (0,06 + 0,04).233 + 0,04.80 = 26,5 gam → đáp án B

Ví dụ 5: Thể tích dung dịch HNO3 1M (lỗng) cần dùng để hồ tan hoàn toàn 18 gam hỗn

hợp gồm Fe Cu trộn theo tỉ lệ mol : là: (biết phản ứng tạo chất khử NO) A 1,0 lít B 0,6 lít C 0,8 lít D 1,2 lít Hướng dẫn: nFe = nCu = 0,15 mol

- Do thể tích dung dịch HNO3 cần dùng → muối Fe2+ → ∑ ne cho = 2.(0,15 + 0,15) = 0,6

mol

- Theo đlbt mol electron nH+ = nHNO

3 = mol → VHNO = 0,8 lít → đáp án C

Ví dụ 6: Hịa tan 9,6 gam Cu vào 180 ml dung dịch hỗn hợp HNO3 1M H2SO4 0,5M, kết thúc

phản ứng thu V lít (ở đktc) khí khơng màu ra, hóa nâu ngồi khơng khí Giá trị V là:

A 1,344 lít B 4,032 lít C 2,016 lít D 1,008 lít Hướng dẫn: nCu = 0,15 mol ; nNO3– = 0,18 mol ; Σ nH+ = 0,36 mol

3Cu + 8H+ + 2NO

3– → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O Do → H+ hết ;

Cu dư

0,36→ 0,09 → VNO = 0,09.22,4 = 2,016 lít → đáp án C

Ví dụ 7: Cho hỗn hợp gồm 1,12 gam Fe 1,92 gam Cu vào 400 ml dung dịch chứa hỗn hợp gồm H2SO4 0,5M NaNO3 0,2M Sau phản ứng xảy hoàn toàn, thu dung dịch X

và khí NO (sản phẩm khử nhất) Cho V ml dung dịch NaOH 1M vào dung dịch X lượng kết tủa thu lớn Giá trị tối thiểu V là:

A 360 ml B 240 ml C 400 ml D 120 ml

Hướng dẫn: nFe = 0,02 mol ; nCu = 0,03 mol → Σ ne cho = 0,02.3 + 0,03.2 = 0,12 mol ; nH+ = 0,4

mol ; nNO3– = 0,08 mol (Ion NO3– mơi trường H+ có tính oxi hóa mạnh HNO3)

- Bán phản ứng: NO3– + 3e + 4H+ → NO + 2H2O Do → kim loại kết

H+ dư

0,12→ 0,16

→ nH+ dư = 0,4 – 0,16 = 0,24 mol → Σ nOH– (tạo kết tủa max) = 0,24 + 0,02.3 + 0,03.2 = 0,36 →

V = 0,36 lít hay 360 ml → đáp án A

Ví dụ 8: Cho 24,3 gam bột Al vào 225 ml dung dịch hỗn hợp NaNO3 1M NaOH 3M khuấy

cho đến khí ngừng dừng lại thu V lít khí (ở đktc).Giá trị V là: A 11,76 lít B 9,072 lít C 13,44 lít D 15,12 lít

Hướng dẫn: nAl = 0,9 mol ; nNO3– = 0,225 mol ; nOH– = 0,675 mol

8Al + 3NO3– + 5OH– + 18H2O → 8[Al(OH)4]– + 3NH3 (1) Do →

Bđ: 0,9 0,225 0,675

Pư: 0,6 ← 0,225 → 0,375 0,225 Dư: 0,3 0,3

Al + OH– (dư) + H

2O → AlO2– + H2 (2)

0,3 0,3 0,45

Từ (1) ; (2) → V = (0,225 + 0,45).22,4 = 15,12 lít → đáp án D

Ví dụ 9: Hịa tan hồn tồn 100 gam hỗn hợp X gồm Fe, Cu , Ag dung dịch HNO3 (dư) Kết

thúc phản ứng thu 13,44 lít hỗn hợp khí Y gồm NO2, NO, N2O theo tỉ lệ số mol tương ứng

là : : dung dịch Z (không chứa muối NH4NO3) Cô cạn dung dịch Z thu m gam muối

khan Giá trị m số mol HNO3 phản ứng là:

A 205,4 gam 2,5 mol B 199,2 gam 2,4 mol

C 205,4 gam 2,4 mol D 199,2 gam 2,5 mol Hướng dẫn: nY = 0,6 mol → nNO2 = 0,3 mol ; nNO = 0,2 mol ; nN2O = 0,1 mol

- nNO –tạo muối = nNO + 3.nNO + 8.nN O = 0,3 + 3.0,2 + 8.0,1 = 1,7 mol → mZ = mKl + mNO – tạo muối =

100 + 1,7.62 = 205,4 gam (1)

- nHNO phản ứng = 2.nNO + 4.nNO + 10.nN O = 2.0,3 + 4.0,2 + 10.0,1 = 2,4 mol (2)

- Từ (1) ; (2) → đáp án C

Ví dụ 10: Cho 6,72 gam Fe vào 400 ml dung dịch HNO3 1M, đến phản ứng xảy hoàn toàn,

thu khí NO (sản phẩm khử nhất) dung dịch X Dung dịch X hồ tan tối đa m gam Cu Giá trị m là:

A 1,92 gam B 3,20 gam C 0,64 gam D 3,84 gam

Hướng dẫn: nFe = 0,12 mol → ne cho = 0,36 mol; nHNO3 = 0,4 mol → ne nhận = 0,3 mol

- Do ne cho > ne nhận → Fe dư → dung dịch X có Fe2+ Fe3+

- Các phản ứng xảy là:

Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

0,1 ← 0,4 → 0,1 Fe (dư) + 2Fe3+ → 3Fe2+

0,02 → 0,04

Cu + 2Fe3+ (dư) → Cu2+ + 2Fe2+

0,03 ← 0,06

→ mCu = 0,03.64 = 1,92 gam → đáp án A

Ví dụ 11: Hồ tan hồn tồn 12,42 gam Al dung dịch HNO3 loãng (dư), thu dung dịch

X 1,344 lít (ở đktc) hỗn hợp khí Y gồm hai khí N2O N2 Tỉ khối hỗn hợp khí Y so với

khí H2 18 Cô cạn dung dịch X, thu m gam chất rắn khan Giá trị m là:

A 38,34 gam B 34,08 gam C 106,38 gam D 97,98 gam

Hướng dẫn: nAl = 0,46 mol → ne cho = 1,38 mol ; nY = 0,06 mol ; Y = 36

- Dễ dàng tính nN2O = nN2 = 0,03 mol → Σ ne nhận = 0,03.(8 + 10) = 0,54 mol < ne cho →

- Vậy mX = mAl(NO ) + mNH NO = 0,46.213 + 0,105.80 = 106,38 gam → đáp án C

(Hoặc tính mX = mKl + mNO – tạo muối + mNH = 12,42 + (0,03.8 + 0,03.10 + 0,105.8 +

0,105).62 + 0,105.18 = 106,38 gam)

III – BÀI TẬP VỀ KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH MUỐI 1) Kim loại tác dụng với dung dịch muối:

- Điều kiện để kim loại M đẩy kim loại X khỏi dung dịch muối nó: xM (r) + nXx+ (dd) xMn+ (dd) + nX (r)

+ M đứng trước X dãy điện cực chuẩn

+ Cả M X không tác dụng với nước điều kiện thường + Muối tham gia phản ứng muối tạo thành phải muối tan - Khối lượng chất rắn tăng: ∆m↑ = mXtạo – mMtan

- Khối lượng chất rắn giảm: ∆m↓ = mMtan – mX tạo

- Khối lượng chất rắn tăng = khối lượng dung dịch giảm - Ngoại lệ:

+ Nếu M kim loại kiềm, kiềm thổ (Ca, Sr, Ba) M khử H+ H

2O thành H2

và tạo thành dung dịch bazơ kiềm Sau phản ứng trao đổi muối bazơ kiềm + Ở trạng thái nóng chảy có phản ứng: 3Na + AlCl3 (khan) → 3NaCl + Al

+ Với nhiều anion có tính oxi hóa mạnh NO3-, MnO4-,…thì kim loại M khử

các anion môi trường axit (hoặc bazơ)

- Hỗn hợp kim loại phản ứng với hỗn hợp dung dịch muối theo thứ tự ưu tiên: kim loại khử mạnh tác dụng với cation oxi hóa mạnh để tạo kim loại khử yếu cation oxi hóa yếu

- Thứ tự tăng dần giá trị khử chuẩn (Eo) số cặp oxi hóa – khử:

Mg2+/Mg < Al3+/Al < Zn2+/Zn < Cr3+/Cr < Fe2+/Fe < Ni2+/Ni < Sn2+/Sn < Pb2+/Pb < 2H+/H

2 < Cu2+/Cu <

Fe3+/Fe2+ < Ag+/Ag < Hg2+/Hg < Au3+/Au

2) Một số ý giải tập:

- Phản ứng kim loại với dung dịch muối phản ứng oxi hóa – khử nên thường sử dụng phương pháp bảo toàn mol electron để giải tập phức tạp, khó biện luận hỗn hợp nhiều kim loại tác dụng với dung dịch chứa hỗn hợp nhiều muối Các tập đơn giản kim loại tác dụng với dung dịch muối, hai kim loại tác dụng với dung dịch muối,…có thể tính tốn theo thứ tự phương trình phản ứng xảy

- Sử dụng phương pháp tăng giảm khối lượng để tính khối lượng kim loại sau phản ứng,… - Từ số mol ban đầu chất tham gia phản ứng → biện luận trường hợp xảy

- Nếu chưa biết số mol chất phản ứng dựa vào thành phần dung dịch sau phản ứng chất rắn thu → biện luận trường hợp xảy

- Kim loại khử anion muối môi trường axit (bazơ) nên viết phương trình dạng ion thu gọn

- Kim loại (Mg → Cu) đẩy Fe3+ Fe2+ Ví dụ: Fe + 2Fe3+ →3Fe2+ ; Cu + 2Fe3+ → Cu2+ +

2Fe2+

- Fe + 2Ag+ → Fe2+ + 2Ag Nếu Fe hết, Ag+ cịn dư thì: Fe2+ + Ag+ → Fe3+ + Ag

Ví dụ 1: Nhúng kim loại M hóa trị II nặng m gam vào dung dịch Fe(NO3)2 khối

lượng kim loại giảm % so với ban đầu Nếu nhúng kim loại vào dung dịch AgNO3 khối lượng kim loại tăng 25 % so với ban đầu Biết độ giảm số mol Fe(NO3)2

gấp đôi độ giảm số mol AgNO3 kim loại kết tủa bám hết lên kim loại M Kim loại M

là:

A Pb B Ni C Cd D Zn

Hướng dẫn: Gọi nFe2+

pư = 2x mol → nAg+pư = x mol

M + Fe2+ → M2+ + Fe

2x ← 2x → 2x

→ ∆m↓ = 2x.(M – 56) → %mKl giảm = (1)

M + 2Ag+ → M2+ + 2Ag

0,5x ← x → x

→ ∆m↑ = 0,5x.(216 – M) → %mKl tăng = (2)

- Từ (1) ; (2) → → M = 65 → Zn → đáp án D

Ví dụ 2: Cho m gam hỗn hợp bột kim loại Ni Cu vào dung dịch AgNO3 dư Khuấy kĩ cho

đến phản ứng kết thúc thu 54 gam kim loại Mặt khác cho m gam hỗn hợp bột kim loại vào dung dịch CuSO4 dư, khuấy kĩ phản ứng kết thúc, thu kim loại

có khối lượng (m + 0,5) gam Giá trị m là:

A 15,5 gam B 16 gam C 12,5 gam D 18,5 gam Hướng dẫn: Gọi nNi = x mol ; nCu = y mol có m gam hỗn hợp

Ni + 2Ag+ → Ni2+ + 2Ag (1)

Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag (2)

Ni + Cu2+ → Ni2+ + Cu (3)

- Từ (3) → (64 – 59).x = 0,5 → x = 0,1 mol (*)

- Từ (1) → nAg(1) = 0,2 mol → mAg(1) = 21,6 gam → mAg(2) = 54 – 21,6 = 32,4 gam → nAg(2) = 0,3

mol → y = 0,15 mol (**)

- Từ (*) ; (**) → m = 0,1.59 + 0,15.64 = 15,5 gam → đáp án A

Ví dụ 3: Hịa tan hỗn hợp bột kim loại gồm 8,4 gam Fe 6,4 gam Cu vào 350 ml dung dịch AgNO3 2M Sau phản ứng xảy hoàn toàn thu m gam chất rắn Giá trị m là:

A 70,2 gam B 54 gam C 75,6 gam D 64,8 gam

Hướng dẫn: nFe = 0,15 mol ; nCu = 0,1 ; nAg+ = 0,7 mol Fe + 2Ag+ → Fe2+ + 2Ag (1)

0,15→ 0,3 0,15 0,3 Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag

0,1 → 0,2 0,2 Fe2+ + Ag+ → Fe3+ + Ag (3)

0,15 → 0,15 0,15

Từ (1) ; (2) → m = (0,3 + 0,2 + 0,15).108 = 70,2 gam → Đáp án A

Ví dụ 4: Cho 2,24 gam bột sắt vào 200 ml dung dịch chứa hỗn hợp gồm AgNO3 0,1M

Cu(NO3)2 0,5M Sau phản ứng xảy hoàn toàn, thu dung dịch X m gam chất rắn

A 2,80 gam B 4,08 gam C 2,16 gam D 0,64 gam

Hướng dẫn: nFe = 0,04 mol ; nAg+ = 0,02 mol ; nCu2+ = 0,1 mol

Thứ tự phản ứng xảy là: (Fe2+/Fe < Cu2+/Cu < Fe3+ < Fe2+ < Ag+ < Ag)

Fe + 2Ag+ → Fe2+ + 2Ag (1)

0,01← 0,02 → 0,02 Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu (2) 0,03→ 0,03

Từ (1) ; (2) → mY = 0,02.108 + 0,03.64 = 4,08 gam → đáp án B

Ví dụ 5: Cho hỗn hợp gồm 1,2 mol Mg x mol Zn vào dung dịch chứa mol Cu2+ mol Ag+

đến phản ứng xảy hoàn toàn, thu dung dịch chứa ba ion kim loại Trong giá trị sau đây, giá trị x thoả mãn trường hợp trên:

A 1,8 B 1,5 C 1,2 D 2,0 Hướng dẫn:

- Dung dịch chứa ion kim loại → Mg2+, Zn2+, Cu2+

- Σ ne cho = (2,4 + 2x) mol Σ ne nhận = + 2.2 = mol

- Yêu cầu toán thỏa mãn Σ ne cho < Σ ne nhận hay (2,4 + 2x) < → x < 1,3 → x =1,2 →

đáp án C

Ví dụ 6: Cho m gam bột Fe vào 800 ml dung dịch hỗn hợp gồm Cu(NO3)2 0,2M H2SO4 0,25M

Sau phản ứng xảy hoàn toàn, thu 0,6m gam hỗn hợp bột kim loại V lít khí NO (sản phẩm khử nhất, đktc) Giá trị m V là:

A 17,8 4,48 B 17,8 2,24 C 10,8 4,48 D 10,8 2,24

Hướng dẫn: nCu2+ = 0,16 mol ; nNO

3– = 0,32 mol ; nH+ = 0,4 mol

- Các phản ứng xảy là: Fe + 4H+ + NO

3– → Fe3+ + NO + 2H2O (1)

0,1 ← 0,4 → 0,1 0,1 0,1 → VNO = 0,1.22,4 = 2,24 lít (*)

Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+ (2)

0,05 ← 0,1

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu (3)

0,16 ← 0,16

- Từ (1) ; (2) ; (3) → nFepư = 0,1 + 0,05 + 0,16 = 0,31 mol

- Hỗn hợp bột kim loại gồm Fe dư Cu → (m – 0,31.56) + 0,16.64 = 0,6m → m = 17,8 gam (**) - Từ (*) ; (**) → đáp án B

IV – BÀI TẬP VỀ KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI OXIT KIM LOẠI (PHẢN ỨNG NHIỆT NHÔM) 1) Một số ý giải tập:

- Phản ứng nhiệt nhôm: Al + oxit kim loại oxit nhôm + kim loại (Hỗn hợp X) (Hỗn hợp Y) - Thường gặp:

+ 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe

+ (6x – 4y)Al + 3xFe2O3 6FexOy + (3x – 2y)Al2O3

- Nếu phản ứng xảy hồn tồn, tùy theo tính chất hỗn hợp Y tạo thành để biện luận Ví dụ:

+ Hỗn hợp Y chứa kim loại → Al dư ; oxit kim loại hết

+ Hỗn hợp Y tác dụng với dung dịch bazơ kiềm (NaOH,…) giải phóng H2 → có Al dư

+ Hỗn hợp Y tác dụng với dung dịch axit có khí bay có khả hỗn hợp Y chứa (Al2O3 + Fe) (Al2O3 + Fe + Al dư) (Al2O3 + Fe + oxit kim loại dư)

- Nếu phản ứng xảy khơng hồn tồn, hỗn hợp Y gồm Al2O3, Fe, Al dư Fe2O3 dư

- Thường sử dụng:

+ Định luật bảo toàn khối lượng: mhhX = mhhY

+ Định luật bảo toàn nguyên tố (mol nguyên tử): nAl (X) = nAl (Y) ; nFe (X) = nFe (Y) ; nO (X) = nO (Y)

2) Một số ví dụ minh họa:

Ví dụ 1: Nung nóng m gam hỗn hợp Al Fe2O3 (trong điều kiện khơng có khơng khí) đến

phản ứng xảy hoàn toàn , thu hỗn hợp rắn Y Chia Y thành hai phần nhau: • Phần 1: tác dụng với dung dịch H2SO4 loãng (dư) sinh 3,08 lít khí H2 (ở đktc)

• Phần 2: tác dụng với dung dịch NaOH (dư) sinh 0,84 lít khí H2 (ở đktc) Giá trị m là:

A 22,75 gam B 21,40 gam C 29,40 gam D 29,43 gam

Hướng dẫn: nH2(1) = 0,1375 mol ; nH2(2) = 0,0375 mol

- Hỗn hợp rắn Y tác dụng với NaOH giải phóng H2 → Al dư phản ứng xảy hoàn toàn nên

thành phần hỗn hợp rắn Y gồm: Al2O3, Fe Al dư

- Gọi nFe = x mol ; nAl dư = y mol có 1/2 hỗn hợp Y

- Từ đề ta có hệ phương trình:

- Theo đlbt ngun tố O Fe: nAl2O3 = nFe2O3 = = 0,05 mol

- Theo đlbt khối lượng: m = (0,05.102 + 0,1.56 + 0,025.27).2 = 22,75 gam → đáp án A

Ví dụ 2: Nung nóng m gam hỗn hợp gồm Al Fe3O4 điều kiện khơng khí Sau

khi phản ứng xảy hoàn toàn, thu hỗn hợp rắn X Cho X tác dụng với dung dịch NaOH (dư) thu dung dịch Y, chất rắn Z 3,36 lít khí H2 (ở đktc) Sục khí CO2 (dư) vào dung dịch

Y, thu 39 gam kết tủa Giá trị m là:

A 45,6 gam B 57,0 gam C 48,3 gam D 36,7 gam

Hướng dẫn: nH2 = 0,15 mol ; nAl(OH)3 = 0,5 mol

- Từ đề suy thành phần hỗn hợp rắn X gồm: Fe, Al2O3 (x mol) Al dư (y mol)

- Các phản ứng xảy là:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

CO2 + Na[Al(OH)4] → Al(OH)3 + NaHCO3

- nH2 = 0,15 mol → y = 0,1 mol

- Theo đlbt nguyên tố Al: 2x + y = 0,5 → x = 0,2 mol

- Theo đlbt nguyên tố O: nO(Fe O ) = nO(Al O ) → nFe3O4 = mol

- Theo đlbt nguyên tố Fe: nFe = 3nF3O4 = 3.0,15 = 0,45 mol

Ví dụ 3: Thực phản ứng nhiệt nhôm hỗn hợp X gồm Al oxit sắt FexOy (trong điều kiện

khơng có khơng khí) thu 92,35 gam chất rắn Y Hòa tan Y dung dịch NaOH (dư) thấy có 8,4 lít khí H2 (ở đktc) cịn lại phần khơng tan Z Hịa tan 1/2 lượng Z dung

dịch H2SO4 đặc, nóng (dư) thấy có 13,44 lít khí SO2 (ở đktc) Biết phản ứng xảy

hoàn toàn Khối lượng Al2O3 Y công thức oxit sắt là:

A 40,8 gam Fe3O4 B 45,9 gam Fe2O3

C 40,8 gam Fe2O3 D 45,9 gam Fe3O4

Hướng dẫn: nH2 = 0,375 mol ; nSO2(cả Z) = 2.0,6 = 1,2 mol

- Từ đề suy thành phần chất rắn Y gồm: Fe, Al2O3, Al dư phần không tan Z Fe

- nH2 = 0,375 mol → nAl dư = 0,25 mol

- nSO2 = 1,2 mol → nFe = mol

- mAl2O3 = 92,35 – 0,8.56 – 0,25.27 = 40,8 gam (1) → nAl2O3 = 0,4 mol

- Theo đlbt nguyên tố O → nO(Fe O ) = 0,4.3 = 1,2 mol

- Ta có: → cơng thức oxit sắt Fe2O3 (2)

- Từ (1) ; (2) → đáp án C

Ví dụ 4: Trộn 5,4 gam bột Al với 17,4 gam bột Fe3O4 tiến hành phản ứng nhiệt nhơm (trong

điều kiện khơng có khơng khí) Giả sử xảy phản ứng khử Fe3O4 thành Fe Hịa tan hồn

tồn chất rắn sau phản ứng dung dịch H2SO4 loãng (dư) thu 5,376 lít khí H2 (ở đktc)

Hiệu suất phản ứng nhiệt nhôm số mol H2SO4 phản ứng là:

A 75 % 0,54 mol B 80 % 0,52 mol C 75 % 0,52 mol D 80 % 0,54 mol

Hướng dẫn: nAl = 0,2 mol ; nFe3O4 = 0,075 mol ; nH2 = 0,24 mol

- Phản ứng xảy khơng hồn tồn: 8Al + 3Fe3O4 4Al2O3 + 9Fe

x→ 0,5x (mol)

- Hỗn hợp chất rắn gồm:

- Ta có phương trình: + (0,2 – x).3 = 0,24.2 → x = 0,16 mol → Hphản ứng = %

(1) - nH+

phản ứng = 2.nFe + 3.nAl + 6.nAl2O3 + 8.nFe3O4 = 0,36 + 0,12 + 0,48 + 0,12 = 1,08 mol

→ nH2SO4phản ứng = mol (2)

1) Nội dung tổng quát:

M hỗn hợp rắn (M, MxOy) M+n + sản phẩm khử

m gam m1 gam (n số oxi hóa cao M)

(M kim loại Fe Cu dung dịch HNO3 (H2SO4 đặc nóng) lấy vừa đủ dư)

- Gọi: nM = x mol ; ne (2) nhận = y mol → ∑ ne nhường = x.n mol

- Theo đlbt khối lượng từ (1) → nO = mol

- ∑ ne nhận = ne(oxi) + ne (2) = + y = + y mol

- Theo đlbt mol electron: ∑ ne nhường = ∑ ne nhận → x.n = + y

- Nhân hai vế với M ta được: (M.x).n = + M.y → m.n = →

m = → m = (*)

- Thay M = 56 (Fe) ; n = vào (*) ta được: m = 0,7.m1 + 5,6.y (1)

- Thay M = 64 (Cu) ; n = vào (*) ta được: m = 0,8.m1 + 6,4.y (2)

(Khi biết đại lượng m, m1, y ta tính đại lượng cịn lại) 2)

Ví dụ minh họa:

Ví dụ 1: Cho 11,36 gam hỗn hợp gồm Fe, FeO, Fe2O3 Fe3O4 phản ứng hết với dung dịch

HNO3 lỗng (dư), thu 1,344 lít khí NO (sản phẩm khử nhất, đktc) dung dịch X Cô

cạn dung dịch X thu m gam muối khan Giá trị m là:

A 38,72 gam B 35,50 gam C 49,09 gam D 34,36 gam Hướng dẫn: nNO = 0,06 mol → y = 0,06.3 = 0,18 mol

Theo công thức (1) ta có: nFe = mol → nFe(NO3)3 = 0,16 mol

→ mmuối khan = 0,16.242 = 38,72 gam → đáp án A

Ví dụ 2: Để khử hồn toàn 3,04 gam hỗn hợp X gồm FeO, Fe3O4, Fe2O3 cần 0,05 mol H2 Mặt

khác, hịa tan hồn toàn 3,04 gam hỗn hợp X dung dịch H2SO4 đặc thu V ml khí SO2

(sản phẩm khử đktc) Giá trị V là:

A 112 ml B 224 ml C 336 ml D 448 ml Hướng dẫn: Thực chất phản ứng khử oxit là: H2 + O(oxit) → H2O Vì nO(oxit) = nH2 = 0,05

mol → mFe = 3,04 – 0,05.16 = 2,24 gam

Theo cơng thức (1) ta có: ne nhận (S+6 → S+4) = y = mol → nSO2 = 0,01

Ví dụ 3: Nung m gam bột Cu oxi thu 37,6 gam hỗn hợp rắn X gồm Cu, CuO Cu2O Hòa tan hồn tồn X

dung dịch H2SO4 đặc, nóng (dư) thấy 3,36 lít khí (ở

đktc) Giá trị m là:

A 25,6 gam B 32 gam C 19,2 gam D 22,4 gam

Hướng dẫn: nSO2 = 0,15 mol → y = 0,15.2 = 0,3 mol

Theo công thức (2) ta có: m = 0,8.37,6 + 6,4.0,3 = 32 gam → đáp án B

Điện phân

I – KHÁI NIỆM

Sự điện phân trình oxi hóa – khử xảy bề mặt điện cực có dịng điện chiều qua chất điện li nóng chảy dung dịch chất điện li

- Sự điện phân trình sử dụng điện để tạo biến đổi hóa học

- Trong trình điện phân, tác dụng điện trường cation chạy cực âm (catot) anion chạy điện cực dương (anot), xảy phản ứng điện cực (sự phóng điện)

- Tại catot xảy trình khử cation (Mn+ + ne → M) cịn anot xảy q trình oxi hóa anion

(Xn- → X + ne)

- Người ta phân biệt: điện phân chất điện li nóng chảy, điện phân dung dịch chất điện li nước, điện phân dùng điện cực dương tan

II – SỰ ĐIỆN PHÂN CÁC CHẤT ĐIỆN LI 1 Điện phân chất điện li nóng chảy

Trong thực tế, người ta thường tiến hành điện phân hợp chất (muối, bazơ, oxit) nóng chảy kim loại có tính khử mạnh Li, Na, K, Ba, Ca, Mg, Al

Ví dụ 1: Điện phân NaCl nóng chảy biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NaCl Anot ( + ) 2| Na+ + e → Na 2Cl- → Cl

2 + 2e

Phương trình điện phân là: 2NaCl 2Na + Cl2

Cần có màng ngăn không cho Cl2 tác dụng trở lại với Na trạng thái nóng chảy làm giảm hiệu

suất trình điện phân Một số chất phụ gia NaF, KCl giúp làm giảm nhiệt độ nóng chảy hệ…

Ví dụ 2: Điện phân NaOH nóng chảy biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NaOH Anot ( + ) 4| Na+ + 1e → Na 4OH- → O

2 + 2H2O + 4e

Phương trình điện phân là: 4NaOH 4Na + O2 + 2H2O

Catot ( – ) Al2O3 Anot ( + ) 4| Al3+ + 3e → Al 3| 2O2- → O

2 + 4e

Phương trình điện phân là: 2Al2O3 4Al + 3O2

Criolit (Na3AlF6) có vai trị quan trọng làm giảm nhiệt độ nóng

chảy Al2O3 từ 2050oC xuống khoảng 900oC, cịn làm

tăng độ dẫn điện hệ tạo lớp ngăn cách sản phẩm điện phân mơi trường ngồi Anot làm than chì điện cực bị ăn mịn dần chúng cháy oxi sinh: C + O2 CO2 2C

+ O2 2CO

2 Điện phân dung dịch chất điện li nước

Trong điện phân dung dịch, ion chất điện li phân li cịn có ion H+ OH

-của nước Do việc xác định sản phẩm -của điện phân phức tạp Tùy thuộc vào tính khử tính oxi hóa ion có bình điện phân mà ta thu sản phẩm khác

Ví dụ điện phân dung dịch NaCl, ion Na+, H+(H

2O) chạy catot ion Cl-, OH-(H2O)

chạy anod Ion số chúng phóng điện điện cực

Cơ sở để giải đề dựa vào giá trị oxi hóa – khử cặp Trong trình điện phân, catot diễn khử Vì có nhiều dạng oxi hóa trước hết dạng oxi hóa cặp lớn bị khử trước Ngược lại anot diễn oxi hóa dạng khử cặp oxi hóa – khử nhỏ trước

a) Khả phóng điện cation catot: Ở catot xảy trình khử sau đây: - Mn+ + ne → M

- 2H+(axit) + 2e → H

- Hoặc ion hiđro nước bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OH

-Dạng oxi hóa cặp lớn dễ bị khử Theo dãy oxi hóa – khử khả bị khử ion kim loại sau:

- Các cation từ Zn2+ đến cuối dãy Hg2+, Cu2+, Fe3+, Ag+…dễ bị khử thứ tự tăng dần

- Từ Al3+ đến ion đầu dãy Na+, Ca2+, K+…không bị khử dung dịch

- Các ion H+ axit dễ bị khử ion H

+ nước

b) Khả phóng điện anion anot: Ở anot xảy q trình oxi hóa anion gốc axit Cl-, S2-…hoặc ion OH- bazơ kiềm nước

- 2Cl- → Cl + 2e

- 4OH- → O

2 + 2H2O + 4e

- Hoặc ion OH- nước bị oxi hóa: 2H

2O → O2 + 4H+ + 4e

Dạng khử cặp oxi hóa – khử nhỏ dễ bị oxi hóa Theo dãy oxi hóa – khử khả bị oxi hóa anion sau:

- Các anion gốc axit khơng chứa oxi dễ bị oxi hóa theo thứ tự: RCOO- < Cl- < Br- < I- < S2-…

- Các anion gốc axit NO3-, SO42-, PO43-, CO32-, ClO4-…khơng bị oxi hóa

- Riêng ion OH- kiềm nước khó bị oxi hóa ion S2-, I-, Br-, Cl-…

c) Một số ví dụ:

- Điện phân dung dịch CuCl2 với anot trơ biểu diễn sơ đồ:

Catot ( – ) CuCl2 Anot ( + )

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

Phương trình điện phân là: CuCl2 Cu + Cl2

- Điện phân dung dịch K2SO4 với anot trơ biểu diễn sơ đồ:

Catot (–) K2SO4 Anot (+)

H2O, K+ (H2O) H2O, SO4

2-2| 2H2O + 2e H2 + 2OH- 2H2O O2 + 4H+ + 4e

Phương trình điện phân là: 2H2O 2H2 + O2

- Điện phân dung dịch NaCl bão hòa với điện cực trơ có màng ngăn biểu diễn

sơ đồ:

Catot ( – ) NaCl Anot ( + ) H2O, Na+ (H2O) Cl-, H2O

2H2O + 2e H2 + 2OH- 2Cl- Cl2 + 2e

Phương trình điện phân là: 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2

Nếu khơng có màng ngăn thì: Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O nên phương trình điện

phân là: NaCl + H2O NaClO + H2

- Điện phân dung dịch NiSO4 với anot trơ biểu diễn sơ đồ:

Catot ( – ) NiSO4 Anot ( + )

Ni2+, H

2O (H2O) H2O, SO4

2| Ni2+ + 2e Ni 2H

2O O2 + 4H+ + 4e

Phương trình điện phân là: 2NiSO4 + 2H2O 2Ni + 2H2SO4 + O2

- Điện phân dung dịch NiSO4 với anot Cu biểu diễn sơ đồ:

Catot ( – ) NiSO4 Cu ( + )

Ni2+, H

2O (H2O) H2O, SO4

Ni2+ + 2e Ni Cu Cu2+ + 2e

Phương trình điện phân là: NiSO4 + Cu CuSO4 + Ni

- Điện phân dung dịch CuSO4 với anot Cu (như hình vẽ sau đây):

Ở catot ( – ): Cu2+(dd) + 2e Cu làm giảm nồng độ ion Cu2+ bên nhánh trái ống chữ U

Ở anot ( + ): Cu(r) Cu2+(dd) + 2e làm tăng nồng độ ion Cu2+ bên nhánh trái ống chữ U

và anot bị hòa tan

- Điện phân dung dịch hỗn hợp chứa FeCl3, CuCl2 HCl với anot trơ biểu diễn bằng sơ đồ:

Catot ( – ) FeCl3, CuCl2, HCl Anot ( + )

Fe3+, Cu2+, H+

2| Fe3+ + 1e Fe2+

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

2H+ + 2e H

Fe2+ + 2e Fe

Quá trình điện phân xảy điện cực là: 2FeCl3 2FeCl2 + Cl2

CuCl2 Cu + Cl2

2HCl H2 + Cl2

FeCl2 Fe + Cl2

III – ĐỊNH LUẬT FARADAY

Khối lượng chất giải phóng điện cực tỉ lệ với điện lượng qua dung dịch đương lượng chất

m = Trong đó:

- m: khối lượng chất giải phóng điện cực (gam)

- A: khối lượng mol nguyên tử chất thu điện cực - n: số electron mà nguyên tử ion cho nhận - I: cường độ dòng điện (A)

- t: thời gian điện phân (s)

- F: số Faraday điện tích mol electron hay điện lượng cần thiết để mol electron chuyển dời mạch catot anot (F = 1,602.10-19.6,022.1023 ≈ 96500 C.mol-1)

- : đương lượng gam hóa học

Biểu thức liên hệ: Q = I.t = 96500.ne ne = (ne số mol electron trao đổi điện cực) Ví dụ: Điện phân 100 ml dung dịch NaCl với điện cực trơ có màng ngăn với cường độ dòng điện I = 1,93A Dung dịch thu sau điện phân có pH = 12 Biết thể tích dung dịch khơng đổi, clo khơng hịa tan nước hiệu suất điện phân 100% Thời gian tiến hành điện phân là:

A 50 s B 60 s C 100 s D 200 s

Giải:

pH = 12 [OH-] = 10-2 nOH- = 10-3 M

= 50 s

hoặc mH2 = 10-3 gam t = = 50 s Đáp án A

IV - ỨNG DỤNG CỦA ĐIỆN PHÂN

Sự điện phân có nhiều ứng dụng cơng nghiệp

1 Điều chế kim loại (xem điều chế kim loại) 2 Điều chế số phi kim H2, O2, F2, Cl2

3 Điều chế số hợp chất NaOH, H2O2, nước Gia – ven 4 Tinh chế số kim loại Cu, Pb, Zn Fe Ag, Au… 5 Mạ điện

Điện phân với anot tan dùng mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn tạo vẻ đẹp cho vật mạ Anot kim loại dùng để mạ (như hình vẽ vàng) cịn catot vật cần mạ (cái thìa) Lớp mạ thường mỏng, có độ dày từ 5.10-5 ÷ 1.10-3 cm

Dãy điện hóa kim loại

DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI

I – KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXI HÓA – KHỬ CỦA KIM LOẠI

Dạng oxi hóa dạng khử nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa – khử Một cặp oxi hóa – khử biểu diễn dạng oxi hóa/khử (Mn+/M)

Ví dụ: Cu2+ Cu tạo thành cặp oxi hóa – khử Cu2+/Cu

II – PIN ĐIỆN HÓA

1 Khái niệm pin điện hóa, suất điện động điện cực

a) Cấu tạo pin điện hóa:

Hai cốc thủy tinh, cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO4 1M, cốc chứa 50 ml dung dịch ZnSO4

1M Nhúng Cu vào dung dịch CuSO4, Zn vào dung dịch ZnSO4 Nối hai dung dịch

bằng hình chữ U đựng dung dịch Na2SO4 (hoặc KNO3) Ống gọi cầu muối Thiết

b) Suất điện động điện cực:

- Sự xuất dòng điện từ cực Cu sang cực Zn chứng tỏ có chênh lệch điện hai điện cực nói trên, tức điện cực xuất điện cực định

- Suất điện động pin (E) hiệu điện cực dương (E(+)) điện cực âm (E(-)) Điện cực

dương điện cực lớn suất điện động pin số dương E = E(+) – E(-)

- Suất điện động chuẩn pin (Eo) suất điện động nồng độ ion kim loại điện cực

bằng 1M (ở 25oC)

Eo = Eo

(+) – Eo(-) Eo = Eocatot – Eoanot

- Ví dụ Eo = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn gọi suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Cu

2 Cơ chế phát sinh dịng điện pin điện hóa

a) Quan sát thí nghiệm:

Chuẩn bị sẵn pin điện hóa Zn – Cu, nối hai điện cực Zn Cu dây dẫn, dây có mắc nối tiếp vơn kế:

- Xuất dịng điện chiều từ Cu (cực +) sang Zn (cực –) chiều di chuyển dịng electron mạch ngồi ngược lại, từ Zn (cực –) sang Cu (cực +) Suất điện động pin đo 1,10 V

- Điện cực Zn bị ăn mòn dần

- Điện cực Zn bị oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e (sự electron xảy bề mặt Zn Zn trở

thành nguồn electron nên đóng vai trị cực âm, electron theo dây dẫn đến cực Cu) Do cực Zn bị ăn mòn

- Trong cốc đựng dung dịch CuSO4, ion Cu2+ di chuyển đến Cu, chúng bị khử thành

Cu kim loại bám cực đồng: Cu2+ + 2e → Cu Nồng độ Cu2+ dung dịch giảm dần, khiến

cho màu xanh dung dịch nhạt dần

- Trong trình hoạt động pin điện hóa Zn – Cu, nồng độ ion Zn2+ cốc đựng dung dịch

ZnSO4 tăng dần, nồng độ ion Cu2+ cốc giảm dần Đến lúc đó, dịng electron

trong dây dẫn khơng cịn, dịng điện tự ngắt

- Để trì dịng điện q trình hoạt động pin điện hóa, người ta dùng cầu muối Vai trị cầu muối trung hịa điện tích dung dịch: ion dương Na+ K+ Zn2+ di

chuyển qua cầu muối đến cốc đựng dung dịch CuSO4 Ngược lại , ion âm SO42- NO3- di

chuyển qua cầu muối đến dung dịch ZnSO4

- Ở mạch ngồi (dây dẫn), dịng electron từ cực Zn sang cực Cu dòng điện từ cực Cu sang cực Zn Vì điện cực Zn gọi anot (nơi xảy oxi hóa), điện cực Cu gọi catot (nơi xảy khử) Vậy pin điện hóa, anot cực âm cịn catot cực dương

- Phương trình hóa học phản ứng xảy pin điện hóa Zn – Cu: quy tắc α

Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu c) Kết luận:

- Có biến đổi nồng độ ion Cu2+ Zn2+ trình hoạt động pin

- Năng lượng phản ứng oxi hóa – khử pin điện hóa sinh dịng điện chiều - Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động pin điện hóa như: nhiệt độ, nồng độ ion kim loại, chất kim loại làm điện cực

III – THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI 1 Điện cực hiđro chuẩn

Để so sánh điện cực hai cặp oxi hóa – khử, điều cần thiết trước hết điện cực chúng phải so sánh với tiêu chí Có nghĩa ta phải chọn cặp oxi hóa – khử để quy chiếu quy ước điện cực Cặp quy chiếu chọn cặp oxi

hóa – khử 2H+/H

Cấu tạo điện cực hiđro chuẩn: gồm platin (Pt) đặt dung dịch axit có nồng độ ion H+ 1M (pH = 0) Bề

mặt điện cực hấp thụ hiđro, thổi liên tục vào dung dịch áp suất atm Như bề mặt điện cực hiđro xảy cân oxi hóa – khử cặp oxi hóa – khử 2H+/H

2

Eo

2H+/H = 0,00 V

2 Thế điện cực chuẩn kim loại

Ta dùng điện cực hiđro chuẩn Eo

2H+/H2 để xác định điện cực chuẩn cho cặp oxi hóa –

khử khác Bằng cách nối cặp oxi hóa – khử Mn+/M chuẩn (cation Mn+ có nồng độ 1M, nhiệt độ

25oC) với cặp 2H+/H

2 chuẩn Thế điện cực chuẩn kim loại cần đo chấp nhận suất

điện động pin tạo điện cực hiđro chuẩn điện cực chuẩn kim loại cần đo Có trường hợp xảy với giá trị điện cực chuẩn:

- Thế điện cực chuẩn cặp Mn+/M số dương khả oxi hóa ion Mn+ nửa pin

Mn+/M mạnh ion H+ nửa pin 2H+/H

- Thế điện cực chuẩn cặp Mn+/M số âm khả oxi hóa ion Mn+ nửa pin

Mn+/M yếu ion H+ nửa pin 2H+/H

Ví dụ: Thế điện cực chuẩn cặp kim loại: Eo

Zn2+/Zn = – 0,76 V ; EoAg+/Ag = + 0,80 V

IV – DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI

Dãy điện cực chuẩn kim loại dãy xếp kim loại theo thứ tự tăng dần điện cực chuẩn

Dãy điện cực chuẩn kim loại gọi dãy oxi hóa – khử chuẩn kim loại, dãy khử chuẩn kim loại Tùy thuộc vào mục đích sử dụng, người ta dùng tên dãy cho phù hợp

V – Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI 1 So sánh tính oxi hóa – khử

Trong dung môi nước, điện cực chuẩn kim loại Eo

Mn+/M lớn tính oxi hóa cation

Mn+ mạnh tính khử kim loại M yếu ngược lại

2 Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử

Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử tìm hiểu phản ứng điều kiện tự nhiên có xảy hay khơng Có số phương pháp xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử:

a) Phương pháp (phương pháp định tính):

hóa – khử điện cực chuẩn lớn oxi hóa kim loại cặp điện cực chuẩn nhỏ hơn)

- Ví dụ: ion Pb2+ có oxi hóa Zn hay khơng phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) + Zn2+

(dd)

Nếu phản ứng hóa học xảy cặp oxi hóa – khử Pb2+/Pb Zn2+/Zn, ta viết cặp

oxi hóa – khử theo trình tự: cặp có giá trị Eo lớn bên phải, cặp có giá trị Eo

nhỏ bên trái Ta có:

Theo quy tắc α: ion Pb2+ oxi hóa Zn, sản phẩm chất oxi hóa (Zn2+) chất khử

(Pb) yếu Phản ứng có xảy

- Kim loại cặp oxi hóa – khử điện cực chuẩn âm khử ion hiđro dung dịch axit (nói cách khác, cation H+ cặp 2H+/H

2 oxi hóa kim loại cặp oxi hóa –

khử điện cực chuẩn âm)

b) Phương pháp (phương pháp định lượng):

Quay lại ví dụ ion Pb2+ có oxi hóa Zn hay khơng phản ứng: Pb2+(dd) + Zn(r) → Pb(r) +

Zn2+(dd) Phản ứng hóa học tạo nên từ hai nửa phản ứng:

- Nửa phản ứng oxi hóa: Zn → Zn2+ + 2e, ta có Eo

Zn2+/Zn = -0,76 V

- Nửa phản ứng khử: Pb2+ + 2e → Pb, ta có Eo

Pb2+/Pb = -0,13 V

Thế oxi hóa – khử phản ứng (Eo

pư) tính theo cơng thức: Eopư = EoPb2+/Pb – EoZn2+/Zn =

-0,13 – (– 0,76) = +0,63 V

Eo phản ứng oxi hóa – khử số dương (Eo

pư > 0), kết luận phản ứng có xảy

3 Xác định suất điện động chuẩn pin điện hóa Eo

pin = Eo(+) – Eo(-) Ví dụ: suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Cu là: Eo

pin = EoCu2+/Cu – EoZn2+/Zn = 0,34 – (–

0,76) = 1,10 V

Ví dụ: Biết suất điện động chuẩn pin điện hóa Zn – Ag 1,56 V điện cực chuẩn cặp oxi hóa – khử Ag+/Ag +0,80 V Hãy xác định điện cực chuẩn cặp Zn2+/Zn Ta có

Eo

pin = EoAg+/Ag – EoZn2+/Zn → EoZn2+/Zn = EoAg+/Ag – Eopin = +0,80 – 1,56 = –0,76 V

Điều chế kim loại

ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

I – NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

Trong tự nhiên có số kim loại trạng thái tự do, hầu hết kim loại tồn dạng ion hợp chất hóa học Muốn chuyển hóa ion thành kim loại ta thực trình khử ion kim loại:

Mn+ + ne → M

II – MỘT SỐ PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1 Phương pháp thủy luyện

- Phương pháp thủy luyện gọi phương pháp ướt, dùng để điều chế kim loại có độ hoạt động hóa học thấp Au, Ag, Hg, Cu…

- Cơ sở phương pháp dùng dung dịch thích hợp, dung dịch H2SO4, NaOH,

NaCN…để hòa tan kim loại hợp chất kim loại tách khỏi phần khơng tan có quặng Sau ion kim loại dung dịch khử kim loại có tính khử mạnh hơn, Fe, Zn…

Ví dụ 1:

Người ta điều chế Ag cách nghiền nhỏ quặng bạc sunfua Ag2S, xử lí dung dịch

NaCN, lọc để thu dung dịch muối phức bạc:

Ag2S + 4NaCN → 2Na[Ag(CN)2] + Na2S

Sau đó, ion Ag+ phức khử kim loại Zn:

Zn + 2Na[Ag(CN)2] → Na2[Zn(CN)4] + 2Ag

Ví dụ 2:

Vàng lẫn đất đá hịa tan dần dung dịch NaCN với oxi khơng khí, dung dịch muối phức vàng:

4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O → 4Na[Au(CN)2] + 4NaOH

Sau đó, ion Au3+ phức khử kim loại Zn:

Zn + 2Na[Au(CN)2] → Na2[Zn(CN)4] + 2Au

2 Phương pháp nhiệt luyện

- Phương pháp nhiệt luyện ứng dụng rộng rãi công nghiệp để điều chế kim loại có độ hoạt động hóa học trung bình Zn, Cr, Fe, Sn, Pb,…

các chất khử mạnh C, CO, H2 Al, kim loại kiềm kiềm thổ

Ví dụ:

PbO + C Pb + CO Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

WO3 + 3H2 W + 3H2O

TiCl4 + 4Na Ti + 4NaCl

V2O5 + 5Ca 2V + 5CaO

Các phản ứng dùng kim loại kiềm kim loại kiềm thổ làm chất khử phải thực mơi trường khí trơ chân không

- Trường hợp quặng sunfua kim loại Cu2S, ZnS, FeS2…thì phải chuyển sunfua kim loại

thành oxit kim loại Sau khử oxit kim loại chất khử thích hợp Ví dụ với ZnS: 2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2

ZnO + C Zn + CO

- Đối với kim loại khó nóng chảy Cr, người ta dùng Al làm chất khử (phản ứng nhiệt nhôm) Phản ứng nhiệt nhôm tỏa nhiệt mạnh, lượng nhiệt tạo sử dụng để đun nóng chảy Cr2O3,

nhờ giảm chi phí cho nhiên liệu:

Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3

- Đối với kim loại hoạt động Hg, Ag cần đốt cháy quặng thu kim loại mà không cần dùng chất khử

HgS + O2 Hg + SO2

3 Phương pháp điện phân

- Phương pháp điện phân phương pháp vạn năng, dùng để điều chế hầu hết kim loại, từ kim loại có độ hoạt động hóa học cao đến trung bình thấp

- Cơ sở phương pháp dùng dòng điện chiều để khử ion kim loại Tác nhân khử cực ( – ) mạnh nhiều lần tác nhân khử chất hóa học

- Điều chế kim loại có tính khử mạnh Li, Na, K, Al…bằng cách điện phân hợp chất (muối, bazơ, oxit) nóng chảy chúng

- Nguyên liệu NaCl tinh khiết

- Cực dương làm than chì, cực âm thép

- Điều chế kim loại có tính khử trung bình yếu Zn, Cu, cách điện phân dung dịch muối chúng (xem thêm điện phân)

Ví dụ: ZnBr2 Zn + Br2

2CuSO4 + 2H2O 2Cu + 2H2SO4 + O2

Sự ăn mòn kim loại

I – KHÁI NIỆM

Ăn mòn kim loại phá hủy kim loại hợp kim tác dụng chất môi trường M → Mn+ + ne

II – HAI DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI

Căn vào môi trường chế ăn mòn kim loại, người ta phân thành hai dạng chính: ăn mịn hóa học ăn mịn điện hóa

- Ăn mịn hóa học q trình oxi hóa – khử, kim loại phản ứng trực tiếp với chất oxi hóa mơi trường (các electron kim loại chuyển trực tiếp đến chất môi trường) khơng có xuất dịng điện

- Ăn mịn hóa học thường xảy phận thiết bị lò đốt thiết bị thường xuyên tiếp xúc với nước khí oxi…Ví dụ:

3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

3Fe + 2O2 Fe3O4

2 Ăn mịn điện hóa học

Ăn mịn điện hóa học loại ăn mịn kim loại phổ biến nghiêm trọng tự nhiên

a) Khái niệm ăn mịn điện hóa học: Rót dung dịch H2SO4 lỗng vào cốc thủy tinh cắm hai

thanh kim loại khác nhau, ví dụ Zn Cu vào cốc Nối hai kim loại dây dẫn có mắc nối tiếp với điện kế

Hiện tượng:

- Khi chưa nối dây dẫn, Zn bị hòa tan bọt Hiđro thoát bề mặt Zn

- Khi nối dây dẫn, Zn bị ăn mịn nhanh chóng dung dịch điện li, kim điện kế bị lệch, bọt khí H2 Cu

Giải thích:

- Khi chưa nối dây dẫn, Zn bị ăn mịn hóa học phản ứng: Zn + 2H+ → Zn2+ + H

2 nên bọt khí

H2 sinh bề mặt Zn

- Khi nối hai Cu Zn dây dẫn, pin điện hóa Zn – Cu hình thành (pin Vơn-ta), Zn đóng vai trị cực âm Các electron di chuyển từ cực âm (Zn) đến cực dương (Cu) tạo dòng điện chiều làm kim điện kế bị lệch làm tăng mật độ electron Cu Nhờ phần H+ đến nhận electron Cu bị khử thành H

2 làm sủi bọt

khí Cu: 2H+ + 2e → H

- Phản ứng điện hóa chung xảy pin: Zn + 2H+ → Zn2+ + H

Vậy ăn mịn điện hóa học q trình oxi hóa – khử, kim loại bị ăn mòn tác dụng dung dịch chất điện li có xuất dịng điện

b) Điều kiện xảy ăn mịn điện hóa học: đồng thời điều kiện sau:

- Các điện cực phải khác chất Có thể cặp hai kim loại khác nhau, kim loại – phi kim hay kim loại – hợp chất Kim loại điện cực chuẩn nhỏ cực âm

- Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp với qua dây dẫn - Các điện cực tiếp xúc với dung dịch chất điện li

c) Ăn mịn điện hóa học hợp kim sắt (gang, thép) khơng khí ẩm

- Gang, thép hợp kim Fe – C gồm tinh thể Fe tiếp xúc trực tiếp với tinh thể C (graphit) - Khơng khí ẩm có chứa H2O, CO2, O2…tạo lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang,

- Ở cực âm xảy oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e

- Ở cực dương xảy khử: 2H+ + 2e → H

2 O2 + 2H2O + 4e → 4OH

Tiếp theo: Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)

4Fe(OH)2 + O2(kk) + 2H2O → 4Fe(OH)3

- Theo thời gian Fe(OH)3 bị nước tạo gỉ sắt có thành phần chủ yếu Fe2O3.xH2O

III – CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI 1 Phương pháp bảo vệ bề mặt

Phương pháp bảo vệ bề mặt phủ lên bề mặt kim loại lớp sơn, dầu mỡ, chất dẻo tráng, mạ kim loại khác Nếu lớp bảo vệ bị hư, kim loại bị ăn mịn

Ví dụ: Sắt tây sắt tráng thiếc dùng làm hộp đựng thực phẩm thiếc kim loại khó bị oxi hóa nhiệt độ thường, màng oxit thiếc mỏng mịn có tác dụng bảo vệ thiếc thiếc oxit không độc lại có màu trắng bạc đẹp Thiếc kim loại mềm, dễ bị sây sát Nếu vết sây sát sâu tới lớp sắt bên xảy ăn mịn điện hóa học, kết sắt bị ăn mịn nhanh

Phương pháp điện hóa

Phương pháp bảo vệ điện hóa dùng kim loại có tính khử mạnh làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu kim loại Vật hi sinh kim loại cần bảo vệ hình thành pin điện, vật hi sinh đóng vai trị cực âm bị ăn mịn

Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển thép, người ta gắn chặt kẽm vào phần vỏ tàu ngâm nước biển Vì gắn miếng Zn lên vỏ tàu thép hình thành pin điện, phần vỏ tàu thép cực dương, Zn cực âm bị ăn mòn theo chế:

- Ở anot (cực âm): Zn → Zn2+ + 2e

- Ở catot (cực dương): 2H2O + O2 + 4e → 4OH

-Kết vỏ tàu bảo vệ, Zn vật hi sinh, bị ăn mòn Đại cương kim loại

MỤC TIÊU CỦA CHƯƠNG 1 Kiến thức

Biết:

- Vị trí nguyên tố kim loại bảng tuần hồn - Tính chất ứng dụng hợp kim

- Một số khái niệm chương: cặp oxi hóa – khử, pin điện hóa, suất điện động chuẩn pin điện hóa, điện cực chuẩn kim loại, điện phân (các phản ứng hóa học xảy điện cực)

- Giải thích tính chất vật lí, tính chất hóa học chung kim loại Dẫn ví dụ minh họa viết PTHH

- Ý nghĩa dãy điện hóa chuẩn kim loại:

+ Xác định chiều phản ứng chất oxi hóa chất khử hai cặp oxi hóa – khử + Xác định xuất điện động chuẩn pin điện hóa

- Các phản ứng hóa học xảy điện cực pin điện hóa hoạt động q trình điện phân chất điện li

- Điều kiện, chất ăn mịn điện hóa biện pháp phòng, chống ăn mòn kim loại - Hiểu phương pháp điều chế kim loại cụ thể (kim loại có tính khử mạnh, trung bình, yếu)

2 Kĩ năng

- Biết vận dụng dãy điện hóa chuẩn kim loại để:

+ Xét chiều phản ứng hóa học chất oxi hóa chất khử hai cặp oxi hóa – khử kim loại

+ So sánh tính khử, tính oxi hóa cặp oxi – khử + Tính suất điện động chuẩn pin điện hóa

- Biết tính tốn khối lượng, lượng chất liên quan với q trình điện phân (tính tốn theo phương trình điện phân tính tốn theo vận dụng định luật Faraday)

- Thực thí nghiệm chứng minh tính chất kim loại, thí nghiệm pin điện hóa điện phân, thí nghiệm ăn mịn kim loại chống ăn mòn kim loại

KIM LOẠI VÀ HỢP KIM

A – KIM LOẠI

I – VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HỒN

- Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA: kim loại nguyên tố s

- Nhóm IIIA (trừ B), phần nhóm IVA, VA, VIA: kim loại nguyên tố p - Các nhóm B (từ IB đến VIIIB): kim loại chuyển tiếp, chúng nguyên tố d

- Họ lantan actini (xếp riêng thành hai hàng cuối bảng): kim loại thuộc hai họ nguyên tố f

II – CẤU TẠO VÀ LIÊN KẾT TRONG TINH THỂ KIM LOẠI 1 Cấu tạo nguyên tử kim loại

- Hầu hết nguyên tử kim loại có 1, electron lớp

- Bán kính nguyên tử nguyên tố kim loại (ở phía dưới, bên trái bảng tuần hồn) nhìn chung lớn bán kính nguyên tử nguyên tố phi kim (ở phía trên, bên phải bảng tuần hồn)

2 Cấu tạo mạng tinh thể kim loại (SGK lớp 10 trang 91)

Có ba kiểu mạng tinh thể kim loại đặc trưng lập phương tâm khối, lập phương tâm diện lục phương

3 Liên kết kim loại

Là liên kết hóa học hình thành lực hút tĩnh điện ion dương kim loại nằm nút mạng tinh thể electron tự di chuyển toàn mạng lưới tinh thể kim loại

Ion dương kim loại

Hút

III – TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI 1 Tính chất chung

Kim loại có tính chất vật lí chung là: tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt ánh kim

b) Tính dẫn điện: nhờ electron tự chuyển dời thành dịng có hướng tác dụng điện trường Nói chung nhiệt độ kim loại cao tính dẫn điện kim loại giảm Kim loại dẫn điện tốt Ag, tiếp sau Cu, Au, Al, Fe…

c) Tính dẫn nhiệt: nhờ chuyển động electron tự mang lượng (động năng) từ vùng có nhiệt độ cao đến vùng có nhiệt độ thấp kim loại Nói chung kim loại dẫn điện tốt dẫn nhiệt tốt

d) Ánh kim: nhờ electron tự có khả phản xạ tốt ánh sáng khả kiến (ánh sáng nhìn thấy)

Tóm lại: tính chất vật lí chung kim loại chủ yếu electron tự trong kim loại gây ra

2 Tính chất riêng

a) Khối lượng riêng: phụ thuộc vào khối lượng nguyên tử, bán kính nguyên tử kiểu cấu trúc mạng tinh thể Li kim loại có khối lượng riêng nhỏ (d = 0,5 g/cm3) osimi (Os) có khối

lượng riêng lớn (d = 22,6 g/cm3) Các kim loại có khối lượng riêng nhỏ g/cm3 gọi

là kim loại nhẹ (như Na, K, Mg, Al…) lớn g/cm3 gọi kim loại nặng (như Fe, Zn,

Pb, Cu, Ag, Au…)

b) Nhiệt độ nóng chảy: phụ thuộc chủ yếu vào độ bền liên kết kim loại Kim loại có nhiệt độ nóng chảy thấp Hg (–39oC, điều kiện thường tồn trạng thái lỏng) kim loại có nhiệt độ

nóng chảy cao W (vonfam, 3410oC)

c) Tính cứng: phụ thuộc chủ yếu vào độ bền liên kết kim loại Kim loại mềm nhóm kim loại kiềm (như Na, K…do bán kính lớn, cấu trúc rỗng nên liên kết kim loại bền) có kim loại cứng dũa (như W, Cr…)

IV – TÍNH CHẤT HĨA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI

Tính chất đặc trưng kim loại tính khử (nguyên tử kim loại dễ bị oxi hóa thành ion dương): M → Mn+ + ne

1 Tác dụng với phi kim

Hầu hết kim loại khử phi kim điển hình thành ion âm Ví dụ: 4Al + 3O2 2Al2O3

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

Hg + S → HgS

a) Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng:

M + nH+ → Mn+ + n/2H

(M đứng trước hiđro dãy điện cực chuẩn) b) Đối với H2SO4 đặc, HNO3 (axit có tính oxi hóa mạnh):

- Kim loại thể nhiều số oxi hóa khác phản ứng với H2SO4 đặc, HNO3 đạt số oxi

hóa cao

- Hầu hết kim loại phản ứng với H2SO4 đặc nóng (trừ Pt, Au) H2SO4 đặc nguội (trừ

Pt, Au, Fe, Al, Cr…), S+6 H

2SO4 bị khử thành S+4 (SO2) ; So S-2 (H2S)

- Hầu hết kim loại phản ứng với HNO3 đặc nóng (trừ Pt, Au) HNO3 đặc nguội (trừ Pt,

Au, Fe, Al, Cr…), N+5 HNO

3 bị khử thành N+4 (NO2)

- Hầu hết kim loại phản ứng với HNO3 loãng (trừ Pt, Au), N+5 HNO3 bị khử

thành N+2 (NO) ; N+1 (N

2O) ; No (N2) N-3 (NH4+)

- Các kim loại có tính khử mạnh thường cho sản phẩm khử có số oxi hóa thấp Các kim loại Na, K…sẽ gây nổ tiếp xúc với dung dịch axit

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

4Mg + 5H2SO4 (đặc) 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Cu + 4HNO3 (đặc) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3Cu + 8HNO3 (loãng) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

3 Tác dụng với dung dịch muối

- Điều kiện để kim loại M đẩy kim loại X khỏi dung dịch muối nó: + M đứng trước X dãy điện cực chuẩn

+ Cả M X không tác dụng với nước điều kiện thường

+ Muối tham gia phản ứng muối tạo thành phải muối tan: xM (r) + nXx+ (dd) → xMn+ (dd) +

nX (r)

- Khối lượng chất rắn tăng: ∆m↑ = mX tạo – mM tan

- Khối lượng chất rắn giảm: ∆m↓ = mM tan – mX tạo

- Hỗn hợp kim loại phản ứng với hỗn hợp dung dịch muối theo thứ tự ưu tiên: kim loại khử mạnh tác dụng với cation oxi hóa mạnh để tạo kim loại khử yếu cation oxi hóa yếu

- Với nhiều anion có tính oxi hóa mạnh NO3-, MnO4-,…thì kim loại M khử anion

môi trường axit (hoặc bazơ)

Ví dụ: - Khi cho Zn vào dung dịch CuSO4 ta thấy lớp bề mặt kẽm dần chuyển qua màu đỏ

và màu xanh dung dịch bị nhạt dần phản ứng: Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu↓

- Khi cho kim loại kiềm Na vào dung dịch CuSO4 ta thấy có sủi bọt khí khơng màu xuất

kết tủa keo xanh phản ứng: Na + H2O → NaOH + 1/2H2 CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓

+ Na2SO4

- Khi cho bột Cu vào dung dịch Cu(NO3)2 có vài giọt HCl ta thấy có khí khơng màu hóa

nâu khơng khí phản ứng: 3Cu + Cu(NO3)2 + 8HCl → 4CuCl2 + 2NO + 4H2O

4 Tác dụng với nước

- Các kim loại mạnh Li, Na, K, Ca, Sr, Ba…khử nước dễ dàng nhiệt độ thường theo phản ứng: M + nH2O → M(OH)n + n/2H2 Kim loại Mg tan chậm Al tan dạng hỗn hống

(hợp kim Al Hg)

- Các kim loại trung bình Mg, Al, Zn, Fe…phản ứng với nước nhiệt độ cao tạo oxit kim loại hiđro

3Fe + 4H2O(h) Fe3O4 + 4H2

Fe + H2O(h) FeO + H2

- Các kim loại có tính khử yếu Cu, Ag, Hg…không khử nước dù nhiệt độ cao

5 Tác dụng với dung dịch kiềm

Các kim loại mà hiđroxit chúng có tính lưỡng tính Al, Zn, Be, Sn, Pb…tác dụng với dung dịch kiềm (đặc) Trong phản ứng này, kim loại đóng vai trị chất khử, H2O chất oxi

hóa bazơ làm mơi trường cho phản ứng

Ví dụ: phản ứng Al với dung dịch NaOH hiểu phản ứng Al với nước môi trường kiềm gồm hai trình: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Cộng hai phương trình ta phương trình: 2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

6 Tác dụng với oxit kim loại

Các kim loại mạnh khử oxit kim loại yếu nhiệt độ cao thành kim loại Ví dụ: 2Al + Fe2O3 2Fe + Al2O3

B – HỢP KIM

I – ĐỊNH NGHĨA, CẤU TẠO TINH THỂ CỦA HỢP KIM 1 Định nghĩa

Hợp kim vật liệu kim loại có chứa kim loại số kim loại phi kim khác Ví dụ: Thép hợp kim sắt với cacbon số nguyên tố khác Đuyra hợp kim nhôm với đồng, magie, mangan, silic

2 Cấu tạo tinh thể hợp kim

Hợp kim có cấu tạo tinh thể Có loại tinh thể sau: tinh thể hỗn hợp, tinh thể dung dịch rắn tinh thể hợp chất hóa học

a) Tinh thể hỗn hợp:

- Có nguồn gốc từ hỗn hợp đơn chất hợp kim trạng thái lỏng Ở trạng thái này, đơn chất không tan vào khơng tác dụng hóa học với

- Các đơn chất tham gia hợp kim có tính chất hóa học kiểu mạng tinh thể khơng khác nhiều, kích thước ion khác

Ví dụ: hợp kim Cd – Bi, hợp kim Sn – Pb… - Kiểu liên kết hóa học chủ yếu liên kết kim loại - Thường có nhiệt độ nóng chảy thấp

b) Tinh thể dung dịch rắn:

- Có nguồn gốc từ hỗn hợp đơn chất hợp kim trạng thái lỏng Ớ trạng thái này, đơn chất hỗn hợp tan vào không theo tỉ lệ định, ta có dung dịch lỏng Ở nhiệt độ thấp hơn, dung dịch lỏng chuyển thành dung dịch rắn

- Các đơn chất tham gia hợp kim có kiểu mạng tinh thể giống nhau, tính chất hóa học tương tự kích thước ion khơng khác nhiều

Ví dụ: hợp kim Au – Ag, hợp kim Fe – Mn… - Kiểu liên kết hóa học chủ yếu liên kết kim loại

- Có nguồn gốc từ hợp kim trạng thái lỏng Ở trạng thái này, đơn chất tham gia hợp kim có kiểu mạng tinh thể khác , tính chất hóa học khác kích thước ion khác rõ rệt đơn chất tạo hợp chất hóa học

- Khi hợp kim chuyển sang trạng thái rắn, ta có tinh thể hợp chất hóa học Ví dụ tinh thể hợp chất hóa học Mg2Pb, AuZn, AuZn3, AuZn5, Al4C3…

- Kiểu liên kết hóa học liên kết cộng hóa trị

II – TÍNH CHẤT CỦA HỢP KIM 1 Tính chất hóa học

Có tính chất hóa học tương tự đơn chất tham gia tạo thành hợp kim

- Tính chất vật lí tính chất học hợp kim khác nhiều so với tính chất đơn chất - Có tính dẫn điện, dẫn nhiệt, tính dẻo ánh kim hợp kim có electron tự

- Tính dẫn điện, dẫn nhiệt hợp kim giảm so với kim loại thành phần mật độ electron tự hợp kim giảm rõ rệt

- Có độ cứng cao so với kim loại thành phần có thay đổi cấu tạo mạng tinh thể, thay đổi thành phần ion mạng tinh thể

- Có nhiều hợp kim khác chế tạo có hóa tính, tính lí tính ưu không gỉ, độ cứng cao, chịu nhiệt tốt, chịu ma sát tốt…

Ví dụ:

- Hơp kim khơng bị ăn mịn: Fe–Cr–Mn (thép inoc)… - Hợp kim siêu cứng: W–Co, Co–Cr–W–Fe,…

- Hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn – Pb (thiếc hàn nóng chảy 210oC),…

- Hợp kim nhẹ, cứng bền: Al–Si, Al–Cu–Mn–Mg

III - ỨNG DỤNG CỦA HỢP KIM

- Do có tính chất hóa học, vật lí, học quý nên hợp kim sử dụng rộng rãi ngành kinh tế quốc dân

- Có hợp kim trơ với axit, bazơ hóa chất khác dùng chế tạo máy móc, thiết bị dùng nhà máy sản xuất hóa chất

Huu Co

Polime vật liệu polime

POLIETILEN (PE)

ĐẠI CƯƠNG VỀ POLIME

I – KHÁI NIỆM, PHÂN LOẠI VÀ DANH PHÁP 1 Khái niệm

Polime hợp chất có phân tử khối lớn nhiều đơn vị nhỏ (gọi mắt xích) liên kết với nhau.Ví dụ:

2 Phân loại a) Theo nguồn gốc:

b) Theo cách tổng hợp:

c) Theo cấu trúc: (xem phần II) 3 Danh pháp

- Poli + tên monone (nếu tên monome gồm từ trở lên từ hai monome tạo nên polime tên monome phải để ngoặc đơn)

- Một số polime có tên riêng (tên thơng thường) Ví dụ: … II – CẤU TRÚC

1 Các dạng cấu trúc mạch polime

a) Mạch khơng phân nhánh Ví dụ: polietilen, amilozơ… b) Mạch phân nhánh Ví dụ: amilopectin, glicogen… c) Mạch mạng lưới Ví dụ: cao su lưu hóa, nhựa bakelit… 2 Cấu tạo điều hịa khơng điều hịa

a) Cấu tạo điều hịa: mắt xích nối theo trật tự định (chẳng han theo kiểu đầu nối đi) Ví dụ:

III – TÍNH CHẤT VẬT LÍ

Hầu hết polime chất rắn, khơng bay hơi, khơng có nhiệt độ nóng chảy xác định, số tan dung môi hữu Đa số polime có tính dẻo, số polime có tính đàn hồi, số có tính dai, bền, kéo thành sợi

IV – TÍNH CHẤT HÓA HỌC

1 Phản ứng giữ nguyên mạch polime

a) Poli(vinyl axetat) (PVA) tác dụng với dung dịch NaOH:

b) Cao su thiên nhiên tác dụng với HCl:

Cao su hiđroclo hóa

c) Poli(vinyl clorua) (PVC) tác dụng với Cl2: (giả sử mắt xích nguyên tử clo)

Tơ clorin 2 Phản ứng phân cắt mạch polime

a) Phản ứng thủy phân polieste:

b) Phản ứng thủy phân polipeptit poliamit:

Nilon –

c) Phản ứng thủy phân tinh bột, xenlulozơ d) Phản ứng nhiệt phân polistiren

a) Sự lưu hóa cao su:

Khi hấp nóng cao su thơ với lưu huỳnh thu cao su lưu hóa Ở cao su lưu hóa, mạch polime nối với cầu –S–S– (cầu đisunfua)

b) Nhựa rezit (nhựa bakelit):

Khi đun nóng nhựa rezol thu nhựa rezit, mạch polime khâu với nhóm –CH2– (nhóm metylen)

Polime khâu mạch có cấu trúc mạng khơng gian trở nên khó nóng chảy, khó tan bền so với polime chưa khâu mạch

V – ĐIỀU CHẾ

Có thể điều chế polime phản ứng trùng hợp trùng ngưng 1 Phản ứng trùng hợp

a) Khái niệm:

- Trùng hợp trình kết hợp nhiều phân tử nhỏ (monome), giống hay tương tự thành phân tử lớn (polime)

- Điều kiện cần cấu tạo monome tham gia phản ứng trùng hợp phải có là: + Liên kết bội Ví dụ: CH2 = CH2, CH2 = CH–C6H5

+ Hoặc vịng bền: Ví dụ:

b) Phân loại:

- Trùng hợp mở vịng Ví dụ:

Nilon – (tơ capron) - Trùng hợp từ hai hay nhiều loại monome (gọi đồng trùng hợp) tạo copolime Ví dụ:

Poli(butađien – stiren) (cao su buna – S)

2 Phản ứng trùng ngưng a) Khái niệm:

- Trùng ngưng trình kết hợp nhiều phân tử nhỏ (monome) thành phân tử lớn (polime) đồng thời giải phóng phân tử nhỏ khác (như H2O)

- Điều kiện cần để có phản ứng trùng ngưng là: monome tham gia phản ứng trùng ngưng phải có hai nhóm chức có khả phản ứng để tạo liên kết với

b) Một số phản ứng trùng ngưng:

axit ε-aminocaproic Nilon – (tơ capron)

Nhựa rezol

VẬT LIỆU POLIME

I – CHẤT DẺO 1 Khái niệm

- Chất dẻo vật liệu polime có tính dẻo

- Tính dẻo tính bị biến dạng chịu tác dụng nhiệt, áp lực bên giữ ngun biến dạng thơi tác dụng

- Có số chất dẻo chứa polime song đa số chất dẻo có chứa thành phần khác polime bao gồm chất độn (như muội than, cao lanh, mùn cưa, bột amiăng, sợi thủy tinh…làm tăng số tính cần thiết chất dẻo hạ giá thành sản phẩm) chất dẻo hóa (làm tăng tính dẻo dễ gia cơng hơn)

2 Một số polime dùng làm chất dẻo a) Polietilen (PE)

b) Poli(vinyl clorua) (PVC)

PVC chất dẻo cứng, cách điện tốt, bền với axit, dùng làm vật liệu điện, ống dẫn nước, da giả…

c) Poli(metyl metacrylat) (thủy tinh hữu PEXIGLAS)

Poli(metyl metacrylat) chất dẻo cứng, suốt, không vỡ…nên gọi thủy tinh hữu Dùng để chế tạo kính máy bay, tơ, kính bảo hiểm, dùng làm giả…

d) Poli(phenol – fomanđehit) (PPF) (xem thêm đại cương polime)

PPF có ba dạng: nhựa novolac, nhựa rezol, nhựa rezit Nhựa novolac:

- Đun nóng hỗn hợp fomanđehit phenol lấy dư với xúc tác axit nhựa novolac mạch khơng phân nhánh (cầu nối metylen –CH2– vị trí ortho para)

- Nhựa nhiệt dẻo, dễ nóng chảy, tan số dung mơi hữu cơ, dùng để sản xuất vecni, sơn… Nhựa rezol:

- Đun nóng hỗn hợp phenol fomanđehit theo tỉ lệ mol : 1,2 có xúc tác kiềm Nhựa rezol khơng phân nhánh, số nhân phenol có gắn nhóm –CH2OH vị trí số

- Nhựa nhiệt rắn, dễ nóng chảy, tan nhiều dung môi hữu dùng để sản xuất sơn, keo, nhựa rezit Nhựa rezit (nhựa bakelit):

- Đun nóng nhựa rezol 150oC nhựa rezit (hay nhựa bakelit) có cấu trúc mạng lưới khơng gian - Khơng nóng chảy, khơng tan nhiều dung mơi hữu cơ, dùng sản xuất đồ điện, vỏ máy… 3 Khái niệm vật liệu compozit

Khi trộn polime với chất độn thích hợp thu vật liệu có độ bền, độ chịu nhiệt…tăng lên so với polime thành phẩm Đó vật liệu compozit

- Chất (polime): dùng nhựa nhiệt dẻo hay nhựa nhiệt rắn

- Chất độn: phân tán (nhưng không tan) vào polime Chất độn là: sợi (bơng, đay, amiăng, sợi thủy tinh…) chất bột (silicat, bột nhẹ (CaCO3), bột tan (3MgO.4SiO2.2H2O))…

II – TƠ 1 Khái niệm

Một số loại tơ tổng hợp thường gặp a) Tơ poliamit (có nhiều nhóm amit –CO–NH–)

b) Tơ polieste (có nhiều nhóm este)

c) Tơ vinylic (có nhiều nhóm polivinyl)

- Cao su vật liệu polime có tính đàn hồi

- Tính đàn hồi tính biến dạng chịu lực tác dụng bên trở lại dạng ban đầu lực thơi tác dụng

- Có hai loại cao su: cao su thiên nhiên cao su tổng hợp 2 Cao su thiên nhiên (polime isopren)

a) Cấu trúc:

- Công thức cấu tạo: n = 1500 – 15000 - Tất mắt xích isopren có cấu hình cis sau:

b) Tính chất ứng dụng:

- Cao su thiên nhiên lấy từ mủ cao su, đàn hồi tốt (nhờ cấu trúc cis điều hịa), khơng dẫn nhiệt điện, khơng thấm khí nước, khơng tan nước, etanol…nhưng tan xăng benzen

- Cao su thiên nhiên cho phản ứng cộng H2, Cl2, HCl,… đặc biệt cộng lưu huỳnh tạo cao su lưu hoá có tính đàn hồi, chịu nhiệt, lâu mịn, khó tan dung mơi cao su khơng lưu hóa

3 Cao su tổng hợp

a) Cao su buna, cao su buna –S cao su buna –N :

- Cao su buna có tính đàn hồi độ bền cao su thiên nhiên Khi dùng buta-1,3-đien 10oC, polime sinh chứa 77% đơn vị trans-1,4 7% đơn vị cis-1,4 (còn lại sản phẩm trùng hợp 1,2) Còn 100oC sinh polime chứa 56% đơn vị trans-1,4 25% đơn vị cis-1,4 (còn lại sản phẩm trùng hợp 1,2)

Cao su buna – S - Cao su buna –S có tính đàn hồi cao

Cao su buna –N - Cao su buna – N có tính chống dầu tốt

b) Cao su isopren

- Ngồi người ta cịn sản xuất policloropren polifloropren Các polime có đặc tính đàn hồi nên gọi cao su cloropren cao su floropren Chúng bền với dầu mỡ cao su isopren

IV – KEO DÁN 1 Khái niệm

Keo dán vật liệu polime có khả kết dính hai mảnh vật liệu giống khác mà không làm biến đổi chất vật liệu kết dính

2 Phân loại

a) Theo chất hóa hoc: - Keo vơ (thủy tinh lỏng)

- Keo hữu (hồ tinh bột, keo epoxi)

b) Dạng keo:

- Keo lỏng (hồ tinh bột) - Keo nhựa dẻo (matit)

- Keo dán dạng bột hay mỏng

3 Một số loại keo dán tổng hợp thông dụng a) Keo dán epoxi: gồm hợp phần:

- Polime làm keo có chứa hai nhóm epoxi hai đầu

- Chất đóng rắn thường triamin H2NCH2CH2NHCH2CH2NH2 b) Keo dán ure – fomanđehit

Poli(ure – fomanđehit)

4 Một số loại keo dán tự nhiên a) Nhựa vá săm: dung dịch dạng keo cao su thiên nhiên dung môi hữu toluen… b) Keo hồ tinh bột: dung dịch hồ tinh bột nước nóng, dùng làm keo dán giấy

AMIN

I – KHÁI NIỆM, PHÂN LOẠI, DANH PHÁP VÀ ĐỒNG PHÂN 1 Khái niệm

Amin hợp chất hữu tạo nhiều nguyên tử hiđro phân tử amoniac nhiều gốc hiđrocacbon Ví dụ:

2 Phân loại Amin phân loại theo hai cách thông dụng nhất:

b) Theo bậc amin: Bậc amin: số nguyên tử H phân tử NH3 bị thay gốc hiđrocacbon Theo đó, amin phân loại thành: amin bậc 1, bậc 2, bậc Ví dụ:

3 Danh pháp

a) Cách gọi tên theo danh pháp gốc – chức : ank + yl + amin b) Cách gọi tên theo danh pháp thay : ankan + vị trí + amin c) Tên thông thường áp dụng với số amin

Hợp chất Tên gốc – chức Tên thay Tên thường

CH3–NH2 metylamin metanamin

CH3–CH(NH2)–CH3 isopropylamin propan-2-amin

CH3–NH–C2H5 etylmetylamin N-metyletanamin

CH3–CH(CH3)–CH2–NH2 isobutylamin 2-metylpropan-1-amin

CH3–CH2–CH(NH2)–CH3 sec-butylamin butan-2-amin

(CH3)3C–NH2 tert-butylamin 2-metylpropan-2-amin

CH3–NH–CH2–CH2–CH3 metylpropylamin N-metylpropan-1-amin

CH3–NH–CH(CH3)2 isopropylmetylamin N-metylpropan-2-amin

C2H5–NH–C2H5 đietylamin N-etyletanamin

(CH3)2N–C2H5 etylđimetylamin N,N-đimetyletanamin

C6H5–NH2 phenylamin benzenamin

anilin Chú ý:

- Tên nhóm ankyl đọc theo thứ tự chữ a, b, c…

- Với amin bậc 3, chọn mạch dài chứa N làm mạch chính, N có số vị trí nhỏ Đặt nguyên tử N trước nhóm amin - Khi nhóm –NH2 đóng vai trị nhóm

thì gọi nhóm amino Ví dụ: CH3CH(NH2)COOH (axit 2-aminopropanoic)

4 Đồng phân Amin có loại đồng phân:

- Đồng phân mạch cacbon: - Đồng phân vị trí nhóm chức - Đồng phân bậc amin

II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ

- Metyl–, đimetyl–, trimetyl– etylamin chất khí có mùi khai khó chịu, độc, dễ tan nước, amin đồng đẳng cao chất lỏng rắn

- Anilin chất lỏng, nhiệt độ sơi 184oC, khơng màu, độc, tan nước, tan ancol

và benzen

Cấu tạo phân tử amoniac amin

Trên nguyên tử nitơ có cặp electron tự nên amoniac amin dễ dàng nhận proton Vì amoniac amin có tính bazơ

3 Đặc điểm cấu tạo phân tử anilin

- Do gốc phenyl (C6H5–) hút cặp electron tự nitơ phía mình, chuyển dịch electron

theo hiệu ứng liên hợp p – p (chiều mũi tên cong) làm cho mật độ electron nguyên tử nitơ giảm đi, khả nhận proton giảm Kết làm cho tính bazơ anilin yếu (khơng làm xanh quỳ tím, khơng làm hồng phenolphtalein)

- Nhóm amino (NH2) làm tăng khả Br vào gốc phenyl (do ảnh hưởng hiệu ứng +C)

Phản ứng xảy vị trí ortho para nhóm NH2 đẩy electron vào làm mật độ electron

ở vị trí tăng lên

4 So sánh lực bazơ

a) Các yếu tố ảnh hưởng đến lực bazơ amin:

- Mật độ electron nguyên tử N: mật độ cao, lực bazơ mạnh ngược lại - Hiệu ứng không gian: gốc R cồng kềnh nhiều gốc R làm cho tính bazơ giảm đi, phụ thuộc vào gốc hiđrocacbon Ví dụ tính bazơ (CH3)2NH > CH3NH2 > (CH3)3N ;

(C2H5)2NH > (C2H5)3N > C2H5NH2 b) Phương pháp

Gốc đẩy electron làm tăng tính bazơ, gốc hút electron làm giảm tính bazơ Ví dụ: p-NO2-C6H4NH2

< C6H5NH2 < NH3 < CH3NH2 < C2H5NH2 < C3H7NH2

IV – TÍNH CHẤT HĨA HỌC 1 Tính chất chức amin

a) Tính bazơ: tác dụng lên giấy quỳ tím ẩm phenolphtalein tác dụng với axit

- Dung dịch metylamin nhiều đồng đẳng có khả làm xanh giấy quỳ tím làm hồng phenolphtalein kết hợp với proton mạnh amoniac

b) Phản ứng với axit nitrơ:

- Amin no bậc + HNO2 → ROH + N2 + H2O Ví dụ: C2H5NH2 + HONO → C2H5OH + N2 + H2O

- Amin thơm bậc tác dụng với HNO2 nhiệt độ thấp tạo thành muối điazoni

Ví dụ: C6H5NH2 + HONO + HCl C6H5N2+ Cl- + 2H2O

benzenđiazoni clorua

c) Phản ứng ankyl hóa: amin bậc bậc tác dụng với ankyl halogenua (CH3I, ….)

Phản ứng dùng để điều chế amin bậc cao từ amin bậc thấp Ví dụ: C2H5NH2 + CH3I → C2H5NHCH3 + HI

d) Phản ứng amin tan nước với dung dịch muối kim loại có hiđroxit kết tủa

3CH3NH2 + FeCl3 + 3H2O → Fe(OH)3 + 3CH3NH3Cl

2 Phản ứng nhân thơm anilin

V - ỨNG DỤNG VÀ ĐIỀU CHẾ

1 Ứng dụng (SGK hóa học nâng cao lớp 12 trang 60) 2 Điều chế

a) Thay nguyên tử H phân tử amoniac

b) Khử hợp chất nitro

Anilin amin thơm thường điều chế cách khử nitrobenzen (hoặc dẫn xuất nitro tương ứng) hiđro sinh nhờ tác dụng kim loại (như Fe, Zn…) với axit HCl Ví dụ:

Hoặc viết gọn là:

Ngồi ra, amin cịn điều chế nhiều cách khác

AMINO AXIT I – ĐỊNH NGHĨA, CẤU TẠO, PHÂN LOẠI VÀ DANH PHÁP 1 Định nghĩa

- Amino axit loại hợp chất hữu tạp chức mà phân tử chứa đồng thời nhóm amino (NH2)

nhóm cacboxyl (COOH) - Cơng thức chung: (H2N)x – R – (COOH)y

2 Cấu tạo phân tử

- Trong phân tử amino axit, nhóm NH2 nhóm COOH tương tác với tạo ion lưỡng cực Vì

vậy amino axit kết tinh tồn dạng ion lưỡng cực

- Trong dung dịch, dạng ion lưỡng cực chuyển phần nhỏ thành dạng phân tử

3 Phân loại

Dựa vào cấu tạo gốc R để phân 20 amino axit thành nhóm Một cách phân loại 20 amino axit phân thành nhóm sau:

b) Nhóm 2: amino axit có gốc R nhân thơm, thuộc nhóm có amino axit: Phe (F), Tyr (Y), Trp (W)

c) Nhóm 3: amino axit có gốc R bazơ, tích điện dương, thuộc nhóm có amino axit: Lys (K), Arg (R), His (H)

e) Nhóm 5: amino axit có gốc R axit, tích điện âm, thuộc nhóm có amino axit: Asp (D), Glu (E)

4 Danh pháp

a) Tên thay thế: axit + vị trí + amino + tên axit cacboxylic tương ứng Ví dụ:

H2N–CH2–COOH: axit aminoetanoic ; HOOC–[CH2]2–CH(NH2)–COOH: axit 2-aminopentanđioic

b) Tên bán hệ thống: axit + vị trí chữ Hi Lạp (α, β, γ, δ, ε, ω) + amino + tên thông thường axit cacboxylic tương ứng Ví dụ:

CH3–CH(NH2)–COOH : axit α-aminopropionic

H2N–[CH2]5–COOH : axit ε-aminocaproic

H2N–[CH2]6–COOH: axit ω-aminoenantoic

II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ

Các amino axit chất rắn khơng màu, vị ngọt, dễ tan nước chúng tồn dạng ion lưỡng cực (muối nội phân tử), nhiệt độ nóng chảy cao (vì hợp chất ion)

III – TÍNH CHẤT HĨA HỌC

1 Tính chất axit – bazơ dung dịch amino axit

a) Tác dụng lên thuốc thử màu: (H2N)x – R – (COOH)y Khi:

- x = y amino axit trung tính, quỳ tím khơng đổi màu - x > y amino axit có tính bazơ, quỳ tím hóa xanh - x < y amino axit có tính axit, quỳ tím hóa đỏ

b) Tính chất lưỡng tính:

- Tác dụng với dung dịch bazơ (do có nhóm COOH) H2N–CH2–COOH + NaOH → H2N–CH2–COONa + H2O

hoặc: H3N+–CH2–COO– + NaOH → H2N–CH2–COONa + H2O

- Tác dụng với dung dịch axit (do có nhóm NH2)

H2N–CH2–COOH + HCl → ClH3N–CH2–COOH

hoặc: H3N+–CH2–COO– + HCl → ClH3N–CH2–COOH

2 Phản ứng este hóa nhóm COOH

3 Phản ứng nhóm NH2 với HNO2

H2N–CH2–COOH + HNO2 → HO–CH2 –COOH + N2 + H2O

axit hiđroxiaxetic

4 Phản ứng trùng ngưng

- Do có nhóm NH2 COOH nên amino axit tham gia phản ứng trùng ngưng tạo thành polime

thuộc loại poliamit

- Trong phản ứng này, OH nhóm COOH phân tử axit kết hợp với H nhóm NH2

phân tử axit tạo thành nước sinh polime - Ví dụ:

- Amino axit thiên nhiên (hầu hết α-amino axit) sở để kiến tạo nên loại protein thể sống

- Muối mononatri axit glutamic dùng làm mì (hay bột ngọt)

- Axit ε-aminocaproic axit ω-aminoenantoic nguyên liệu sản xuất tơ tổng hợp (nilon – nilon – 7)

- Axit glutamic thuốc hỗ trợ thần kinh, methionin (CH3–S–CH2–CH2–CH(NH2)–COOH) thuốc

bổ gan

PEPTIT VÀ PROTEIN A – PEPTIT

I – KHÁI NIỆM VÀ PHÂN LOẠI 1 Khái niệm

Liên kết nhóm CO với nhóm NH hai đơn vị α-amino axit loại liên kết peptit

Peptit hợp chất chứa từ đến 50 gốc α-amino axit liên kết với liên kết petit

2 Phân loại

Các peptit phân thành hai loại:

a) Oligopeptit: gồm peptit có từ đến 10 gốc α-amino axit gọi tương ứng đipeptit, tripeptit…

b) Polipeptit: gồm peptit có từ 11 đến 50 gốc α-amino axit Polipeptit sở tạo nên protein

II – CẤU TẠO, ĐỒNG PHÂN VÀ DANH PHÁP 1 Cấu tạo đồng nhân

- Nếu phân tử peptit chứa n gốc α-amino axit khác số đồng phân loại peptit n! - Nếu phân tử peptit có i cặp gốc α-amino axit giống số đồng phân

2 Danh pháp

Tên peptit hình thành cách ghép tên gốc axyl α-amino axit đầu N, kết thúc tên axit đầu C (được giữ nguyên) Ví dụ:

III – TÍNH CHẤT 1 Tính chất vật lí

Các peptit thường thể rắn, có nhiệt độ nóng chảy cao dễ tan nước

2 Tính chất hóa học

a) Phản ứng màu biure:

- Dựa vào phản ứng mẫu biure: H2N–CO–NH–CO–NH2 + Cu(OH)2 → phức chất màu tím đặc

trưng

- Amino axit đipeptit không cho phản ứng Các tripeptit trở lên tác dụng với Cu(OH)2 tạo

phức chất màu tím

b) Phản ứng thủy phân:

- Điều kiện thủy phân: xúc tác axit kiềm đun nóng - Sản phẩm: α-amino axit

B – PROTEIN

Protein polipeptit cao phân tử có phân tử khối từ vài chục nghìn đến vài triệu Protein phân thành loại:

- Protein đơn giản: tạo thành từ α-amino axit

- Protein phức tạp: tạo thành từ protein đơn giản kết hợp với phân tử protein (phi protein) axit nucleic, lipit, cacbohiđrat…

II – TÍNH CHẤT CỦA PROTEIN 1 Tính chất vật lí

a) Hình dạng:

- Dạng sợi: keratin (trong tóc), miozin (trong cơ), fibroin (trong tơ tằm) - Dạng cầu: anbumin (trong lòng trắng trứng), hemoglobin (trong máu)

b) Tính tan nước:

Protein hình sợi khơng tan, protein hình cầu tan

c) Sự đơng tụ:

Là đông lại protein tách khỏi dung dịch đun nóng thêm axit, bazơ, muối

2 Tính chất hóa học

a) Phản ứng thủy phân:

- Điều kiện thủy phân: xúc tác axit kiềm đun nóng xúc tác enzim - Sản phẩm: α-amino axit

b) Phản ứng màu:

III – KHÁI NIỆM VỀ ENZIM VÀ AXIT NUCLEIC 1 Enzim

Hầu hết có chất protein, xúc tác cho trình hóa học đặc biệt thể sinh vật Enzim gọi chất xúc tác sinh học có đặc điểm:

- Tính chọn lọc (đặc hiệu) cao: enzim xúc tác cho phản ứng định

- Hoạt tính cao: tốc độ phản ứng nhờ xúc tác enzim cao, gấp 109 – 1011 chất xúc tác hóa học

2 Axit nucleic

+ Nếu pentozơ đeoxiribozơ, axit nucleic kí hiệu ADN

+ Phân tử khối ADN từ – triệu, thường tồn dạng xoắn kép + Phân tử khối ARN nhỏ ADN, thường tồn dạng xoắn đơn

MỘT SỐ CHÚ Ý KHI GIẢI BÀI TẬP 1 Một số dạng tập hay hỏi:

a) So sánh lực bazơ amin

b) Đếm đồng phân amin, amino axit, peptit…

c) Xác định công thức phân tử amin, amino axit theo phản ứng cháy

d) Xác định công thức phân tử amin theo phản ứng với dung dịch axit hay dung dịch muối e) Xác định công thức phân tử amino axit theo phản ứng axit – bazơ

f) Xác định công thức cấu tạo hợp chất g) Phân biệt – tách chất

2 Một số công thức hay dùng:

a) Công thức phân tử amin: - Amin đơn chức: CxHyN (y ≤ 2x + 3)

- Amin đơn chức no: CnH2n + 1NH2 hay CnH2n + 3N

- Amin đa chức: CxHyNt (y ≤ 2x + + t)

- Amin đa chức no: CnH2n + – z(NH2)z hay CnH2n + + zNz

- Amin thơm (đồng đẳng anilin): CnH2n – 5N (n ≥ 6)

b) Công thức phân tử CxHyO2N có đồng phân cấu tạo mạch hở thường gặp:

- Amino axit H2N–R–COOH

- Muối amoni axit ankanoic RCOONH4 RCOOH3NR’

- Hợp chất nitro R–NO2 c) Công thức hay dùng:

- Cơng thức độ bất bão hịa (số liên kết π + v) CxHyNt: ∆ =

- Cơng thức độ bất bão hịa (số liên kết π + v) CxHyOzNt: ∆ =

Công thức giả thiết tất liên kết liên kết cộng hóa trị, hợp chất ion cơng thức khơng cịn Ví dụ CH3COONH4 có ∆ =

trong phân tử CH3COONH4 liên kết π

- Nếu phân tử peptit chứa n gốc α-amino axit khác số đồng phân loại peptit n! - Nếu phân tử peptit có i cặp gốc α-amino axit giống số đồng phân cịn

3 Một số phản ứng cần lưu ý

3CnH2n + 3N + FeCl3 + 3H2O → Fe(OH)3 + 3CnH2n + 4NCl

(H2N)x– R–(COOH)y + xHCl → (ClH3N)x– R–(COOH)y

(ClH3N)x– R–(COOH)y + (x + y)NaOH → (H2N)x– R–(COONa)y + xNaCl + (x + y)H2O

(H2N)x– R–(COOH)y + yNaOH → (H2N)x– R–(COONa)y + yH2O

(H2N)x– R–(COONa)y + (x + y)HCl → (ClH3N)x– R–(COOH)y + yNaCl

2(H2N)x– R–(COOH)y + xH2SO4 → [(H3N)x– R–(COOH)y]2(SO4)n

2(H2N)x– R–(COOH)y + yBa(OH)2 → [(H2N)x– R–(COO)y]2Bay + 2yH2O

CACBOHIĐRAT

• Cacbohiđrat (gluxit, saccarit) hợp chất hữu tạp chức, thường có cơng thức chung Cn(H2O)m • Cacbohiđrat phân thành ba nhóm sau đây:

- Monosaccarit: nhóm cacbohiđrat đơn giản nhất, khơng thể thủy phân Ví dụ: glucozơ, fructozơ (C6H12O6)

- Đisaccarit: nhóm cacbohiđrat mà thủy phân sinh phân tử monosaccarit Ví dụ: saccarozơ, mantozơ (C12H22O11)

GLUCOZƠ

I – TÍNH CHẤT VẬT LÍ VÀ TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN

- Glucozơ chất kết tinh, khơng màu, nóng chảy 146oC (dạng α) 150oC (dạng β), dễ tan nước - Có vị ngọt, có hầu hết phận (lá, hoa, rễ…) đặc biệt chín (cịn gọi đường nho)

- Trong máu người có lượng nhỏ glucozơ, khơng đổi (khoảng 0,1 %) II – CẤU TRÚC PHÂN TỬ

Glucozơ có cơng thức phân tử C6H12O6, tồn dạng mạch hở dạng mạch vòng 1 Dạng mạch hở

2 Dạng mạch vòng

- Nhóm – OH C5 cộng vào nhóm C = O tạo hai dạng vòng cạnh α β

α – glucozơ (≈ 36 %) dạng mạch hở (0,003 %) β – glucozơ (≈ 64 %)

- Nếu nhóm – OH đính với C1 nằm mặt phẳng vịng cạnh α -, ngược lại nằm mặt phẳng vòng cạnh β –

- Nhóm – OH vị trí C số gọi OH – hemiaxetal III – TÍNH CHẤT HĨA HỌC

Glucozơ có tính chất anđehit (do có nhóm chức anđehit – CHO) ancol đa chức (do có nhóm OH vị trí liền kề)

1 Tính chất ancol đa chức (poliancol hay poliol) a) Tác dụng với Cu(OH)2 nhiệt độ thường:

Dung dịch glucozơ hòa tan Cu(OH)2 cho dung dịch phức đồng – glucozơ có màu xanh lam 2C6H12O6 + Cu(OH) (C6H11O6)2Cu + 2H2O

b) Phản ứng tạo este:

C6H7O(OH)5 + 5(CH3CO)2O C6H7O(OOCCH3)5 + 5CH3COOH 2 Tính chất anđehit

- Với dung dịch AgNO3 NH3, đun nóng (thuốc thử Tollens) cho phản ứng tráng bạc

CH2OH[CHOH]4CHO + 2[Ag(NH3)2]OH CH2OH[CHOH]4COONH4 + 2Ag + 3NH3 + H2O (amoni gluconat)

- Với dung dịch Cu(OH)2 NaOH, đun nóng (thuốc thử Felinh)

CH2OH[CHOH]4CHO + 2Cu(OH)2 + NaOH CH2OH[CHOH]4COONa + Cu2O + 2H2O (natri gluconat) (đỏ gạch) - Với dung dịch nước brom:

CH2OH[CHOH]4CHO + Br2 + H2O CH2OH[CHOH]4COOH + 2HBr b) Khử glucozơ:

CH2OH[CHOH]4CHO + H2 CH2OH[CHOH]4CH2OH (sobitol) 3 Phản ứng lên men

4 Tính chất riêng dạng mạch vịng

- Riêng nhóm OH C1 (OH – hemiaxetal) dạng vịng tác dụng với metanol có HCl xúc tác, tạo metyl glicozit

- Khi nhóm OH C1 chuyển thành nhóm OCH3, dạng vịng khơng thể chuyển sang dạng mạch hở

IV – ĐIỀU CHẾ VÀ ỨNG DỤNG 1 Điều chế (trong công nghiệp)

(C6H10O5)n + nH2O nC6H12O6 2 Ứng dụng

- Trong y học: dùng làm thuốc tăng lực cho người bệnh (dễ hấp thu cung cấp nhiều lượng) - Trong công nghiệp: dùng để tráng gương, tráng ruốt phích (thay cho anđehit anđehit độc) V – ĐỒNG PHÂN CỦA GLUCOZƠ : FRUCTOZƠ

1 Cấu tạo a) Dạng mạch hở:

Fructozơ (C6H12O6) dạng mạch hở polihiđroxi xeton, có cơng thức cấu tạo thu gọn là:

Hoặc viết gọn là: CH2OH[CHOH]3COCH2OH b) Dạng mạch vòng:

- Tồn dạng mạch vòng cạnh cạnh

- Dạng mạch vịng cạnh có dạng α – fructozơ β – fructozơ + Trong dung dịch, fructozơ tồn chủ yếu dạng β vịng cạnh

2 Tính chất vật lí trạng thái tự nhiên

- Là chất rắn kết tinh, dễ tan nước, có vị gấp rưỡi đường mía gấp 2,5 lần glucozơ - Vị mật ong chủ yếu fructozơ (chiếm tới 40 %)

3 Tính chất hóa học

- Fructozơ có tính chất poliol OH – hemiaxetal tương tự glucozơ

- Trong mơi trường trung tính axit, fructozơ khơng thể tính khử anđehit, mơi trường kiềm, fructozơ lại có tính chất có chuyển hóa glucozơ fructozơ qua trung gian enđiol

glucozơ enđiol fructozơ ( Chú ý: Fructozơ không phản ứng với dung dịch nước brom khơng có phản ứng lên men)

I – TÍNH CHẤT VẬT LÍ VÀ TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN

- Saccarozơ chất kết tinh, không màu, dễ tan nước, glucozơ, nóng chảy nhiệt độ 185oC - Có nhiều mía (nên saccarozơ cịn gọi đường mía), củ cải đường, nốt…

- Có nhiều dạng sản phẩm: đường phèn, đường kính, đường cát… II – CẤU TRÚC PHÂN TỬ

- Công thức phân tử: C12H22O11

- Trong phân tử saccaozơ gốc α – glucozơ gốc β – fructozơ liên kết với qua nguyên tử oxi C1 glucozơ C2 fructozơ (C1 – O – C2)

- Công thức cấu tạo cách đánh số vòng:

gốc α – glucozơ gốc β – fructozơ

- Nhóm OH – hemiaxetal khơng cịn nên saccarozơ khơng thể mở vịng tạo nhóm – CHO III – TÍNH CHẤT HĨA HỌC

1 Tính chất ancol đa chức

Dung dịch saccarozơ hòa tan kết tủa Cu(OH)2 thành dung dịch phức đồng – saccarozơ màu xanh lam 2C12H22O11 + Cu(OH)2 (C12H21O11)2Cu + 2H2O

2 Phản ứng đisaccarit (thủy phân)

Saccarozơ bị thủy phân thành glucozơ fructozơ khi: + Đun nóng với dung dịch axit

+ Có xúc tác enzim hệ tiêu hóa người IV - ỨNG DỤNG VÀ SẢN XUẤT ĐƯỜNG SACCAROZƠ 1 Ứng dụng

2 Sản xuất đường saccarozơ

Các giai đoạn sản xuất saccarozơ từ mía: (1) Ép mía để lấy nước mía (12 – 15 % đường) (2) Đun nước mía với vơi sữa 60oC

+ Các axit béo protit có nước mía chuyển thành kết tủa lọc bỏ + Saccarozơ chuyển thành muối tan canxi saccarat

C12H22O11 + Ca(OH)2 + H2O C12H22O11.CaO.2H2O

(3) Sục CO2 vào dung dịch lọc bỏ kết tủa CaCO3 thu dung dịch saccarozơ có màu vàng C12H22O11.CaO.2H2O + CO2 C12H22O11 + CaCO3 + 2H2O

(4) Tẩy màu nước đường khí SO2

(5) Cô đặc dung dịch nước đường (không màu suốt) áp suất thấp Làm lạnh dùng máy li tâm tách đường kết tinh

V – ĐỒNG PHÂN CỦA SACCAROZƠ : MANTOZƠ

Mantozơ gọi đường mạch nha Công thức phân tử C12H22O11 1 Cấu trúc

- Ở trạng thái tinh thể, phân tử mantozơ gồm gốc glucozơ liên kết với C1 gốc α – glucozơ với C4 gốc α – glucozơ qua nguyên tử oxi

- Liên kết α – C1 – O – C4 gọi liên kết α – 1,4 – glicozit

Liên kết α – 1,4 – glicozit

2 Tính chất hóa học

a) Tính chất ancol đa chức: giống saccarozơ b) Phản ứng đisaccarit (thủy phân):

Mantozơ bị thủy phân thành phân tử glucozơ khi: - Đun nóng với dung dịch axit

- Hoặc có xúc tác enzim mantaza Glucozơ

c) Tính khử anđehit:

Mantozơ có nhóm anđehit nên cho phản ứng tráng bạc, phản ứng khử Cu(OH)2 phản ứng với dung dịch nước brom

3 Điều chế

Thủy phân tinh bột nhờ xúc tác enzim amilaza (có mầm lúa)

2(C6H10O5)n + nH2O nC12H22O11

Tinh bột Mantozơ

TINH BỘT

I – TÍNH CHẤT VẬT LÍ VÀ TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN

- Tinh bột chất rắn vô định hình, màu trắng, khơng tan nước nguội

- Trong nước nóng từ 65oC trở lên, tinh bột chuyển thành dung dịch keo (hồ tinh bột) - Tinh bột có nhiều loại ngũ cốc, củ (khoai, sắn), (táo, chuối)… II – CẤU TRÚC PHÂN TỬ

Tinh bột hỗn hợp hai loại polisaccarit : amilozơ amilopectin, amilozơ chiếm 20 – 30 % khối lượng tinh bột

a) Phân tử amilozơ

b) Phân tử amilopectin

- Các gốc α – glucozơ liên kết với loại liên kết:

+ Liên kết α – 1,4 – glicozit để tạo thành chuỗi dài (20 – 30 mắt xích α – glucozơ) + Liên kết α – 1,6 – glicozit để tạo nhánh

2 Đặc điểm

a) Phân tử khối tinh bột không xác định n biến thiên khoảng rộng

b) Tinh bột thuộc loại polime nên khơng có hai tính chất sau: hịa tan Cu(OH)2 (dù có nhiều nhóm –OH liền

kề) tính khử anđehit (dù tận phân tử có nhóm OH –hemiaxetal) Các nhóm – OH tinh bột có khả tạo este glucozơ.

III – TÍNH CHẤT HĨA HỌC

1 Phản ứng polisaccarit (thủy phân)

a) Thủy phân nhờ xúc tác axit vô cơ: dung dịch thu sau phản ứng có khả tráng bạc

(C6H10O5)n + nH2O nC6H12O6 b) Thủy phân nhờ enzim:

- Quá trình làm bánh mì trình đextrin hóa men nhiệt Cơm cháy tượng đextrin hóa nhiệt

- Ăn bánh mì, cơm cháy dễ tiêu có vị phân tử tinh bột phân cắt nhỏ thành đisaccarit monosaccarit

2 Phản ứng màu với dung dịch iot (đặc trưng)

- Hồ tinh bột + dung dịch I2 hợp chất màu xanh tím

- Đun nóng thấy màu, để nguội màu xanh tím lại xuất

Giải thích: Mạch phân tử amilozơ khơng phân nhánh xoắn thành dạng hình trụ Các phân tử iot len vào, nằm phía ống trụ tạo thành hợp chất bọc có màu xanh tím Liên kết iot amilozơ hợp chất bọc liên kết yếu Ngồi ra, amilopectin cịn có khả hấp thụ iot bề mặt mạch nhánh Hợp chất bọc không bền nhiệt độ cao, đun nóng màu xanh tím bị để nguội màu xanh tím xuất trở lại

XENLULOZƠ

I – TÍNH CHẤT VẬT LÍ VÀ TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN

- Xenlulozơ chất rắn hình sợi, màu trắng, khơng mùi, không vị, không tan nước dung môi hữu thông thường benzen, ete

- Xenlulozơ thành phần tạo lớp màng tế bào thực vật, khung cối

- Xenlulozơ có nhiều trong bơng (95 – 98 %), đay, gai, tre, nứa (50 – 80 %), gỗ (40 – 50 %) II – CẤU TRÚC PHÂN TỬ

1 Cấu trúc

- Công thức phân tử: (C6H10O5)n

- Xenlulozơ polime hợp thành từ mắt xích β – glucozơ liên kết β – 1,4 – glicozit

2 Đặc điểm

- Mạch phân tử khơng nhánh, khơng xoắn, có độ bền hóa học học cao - Có khối lượng phân tử lớn (khoảng 1.000.000 – 2.400.000)

- Xenlulozơ thuộc loại polime nên khơng có hai tính chất sau: hịa tan Cu(OH)2 (dù có nhiều nhóm –OH liền kề) tính khử anđehit (dù tận phân tử có nhóm OH –hemiaxetal)

- Trong mắt xích C6H10O5 có nhóm – OH tự do, cơng thức xenlulozơ viết [C6H7O2(OH)3]n

1 Phản ứng polisaccarit (thủy phân)

- Xảy đun nóng xenlulozơ với dung dịch axit vô

(C6H10O5)n + nH2O nC6H12O6

- Phản ứng xảy nhờ enzim xenlulaza (trong dày trâu, bò…) Cơ thể người khơng đồng hóa xenlulozơ

2 Phản ứng ancol đa chức

a) Với HNO3/H2SO4 đặc (phản ứng este hóa):

[C6H7O2(OH)3]n + nHNO3 (đặc) [C6H7O2(OH)2ONO2]n + nH2O Xenlulozơ mononitrat

[C6H7O2(OH)3]n + 2nHNO3 (đặc) [C6H7O2(OH)(ONO2)2]n + 2nH2O Xenlulozơ đinitrat

[C6H7O2(OH)3]n + 3nHNO3 (đặc) [C6H7O2(ONO2)3]n + 3nH2O Xenlulozơ trinitrat

- Hỗn hợp xenlulozơ mononitrat, xenlulozơ đinitrat gọi coloxilin Coloxilin dùng để chế tạo chất dẻo xenluloit dùng để làm bóng bàn, đồ chơi…

- Hỗn hợp chứa chủ yếu xenlulozơ trinitrat gọi piroxilin (làm chất nổ), dùng để chế tạo thuốc súng khơng khói Phản ứng nổ xảy sau:

2[C6H7O2(ONO2)3]n 6nCO2 + 6nCO + 4nH2O + 3nN2 + 3nH2 b) Với anhiđrit axetic (có H2SO4 đặc)

[C6H7O2(OH)3]n + 3n(CH3CO)2O [C6H7O2(OCOCH3)3]n + 3nCH3COOH Xenlulozơ triaxetat loại chất dẻo, dễ kéo thành tơ sợi

c) Với CS2 NaOH

[C6H7O2(OH)3]n + nNaOH [C6H7O2(OH)2ONa]n + nH2O [C6H7O2(OH)2ONa]n + nCS2 [C6H7O2(OH)2OCS–SNa]n Xenlulozơ xantogenat Xenlulozơ xantogenat dùng để điều chế tơ visco

d) Xenlulozơ không phản ứng với Cu(OH)2, tan dung dịch [Cu(NH3)4](OH)2 (nước Svayde)

Xenlulozơ có nhiều ứng dụng quan trọng sản xuất đời sống sản xuất giấy, tơ, sợi, ancol etylic…

MỘT SỐ DẠNG BÀI TẬP VỀ CACBOHIĐRAT

Bài 1: Lên men a gam glucozơ với hiệu suất 90 %, lượng CO2 sinh cho hấp thụ hết vào dung dịch nước vôi thu 10,0 gam kết tủa khối lượng dung dịch giảm 3,40 gam Vậy giá trị a là:

A 20,0 gam B 15,0 gam C 30,0 gam D 13,5 gam Gợi ý:

mCO2 = m kết tủa – m dung dịch giảm = 10 – 3,4 = 6,6 gam nCO2 = 0,15 a = = 15 gam

Bài 2: Lên men tinh bột chứa % tạp chất trơ thành ancol etylic, hiệu suất trình lên men 85 % Nếu đem pha lỗng ancol thành rượu 40o (khối lượng riêng ancol etylic nguyên chất 0,8 g/cm3) thể tích dung dịch rượu thu là:

A 1218,1 lít B 1812,1 lít C 1225,1 lít D 1852,1 lít Gợi ý:

(C6H10O5)n + nH2O nC6H12O6 2nC2H5OH + 2nCO2

m(C2H5OH) = = 389793,21 gam V(C2H5OH nc) =

ml V(dung dịch rượu) = = 1218,1 lít

Bài 3: Hịa tan m gam hỗn hợp saccarozơ mantozơ vào nước thu dung dịch X Chia X thành hai phần nhau:

• Phần 1: Cho tác dụng với lượng dư dung dịch AgNO3 NH3 thu 10,8 gam kết tủa

• Phần 2: Thủy phân hồn hồn dung dịch Y Cho Y phản ứng vừa hết với 40 gam Br2 dung dịch Giả thiết phản ứng xảy hoàn toàn Giá trị m là:

A 273,6 gam B 102,6 gam C 136,8 gam D 205,2 gam Gợi ý: nAg = 0,1 mol ; nBr2 = 0,25 mol

- n(mantozơ) = 0,05 mol thủy phân cho 0,1 mol glucozơ mà Σ nBr2 pư = 0,25 n(glucozơ saccarozơ) Thủy phân = 0,25 – 0,1 = 0,15 mol n(saccarozơ) = 0,15 mol

Vậy giá trị m = 2.(0,05 + 0,15).342 = 136,8 gam

Bài 4: Khí cacbonic chiếm tỉ lệ 0,03 % thể tích khơng khí Cần lít khơng khí (ở đktc) để cung cấp CO2 cho phản ứng quang hợp tạo 50 gam tinh bột:

A 112554,3 lít B 136628,7 lít C 125541,3 lít D 138266,7 lít Gơi ý:

V(CO2 cần) = lít V(khơng khí cần) = = 138266,7 lít Bài 5: Phản ứng tổng hợp glucozơ xanh sau:

6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2 (∆H = 2813 kJ)

Nếu phút, cm2 bề mặt trái đất nhận khoảng 2,09 J lượng mặt trời cần bao nhiêu thời gian để 10 xanh với diện tích 10 cm2 tạo 1,8 gam glucozơ Biết lượng mặt trời sử dụng 10 % vào phản ứng tổng hợp glucozơ:

A 18 B 22 26 phút C 26 18 phút D 20 Gợi ý: Trong phút, lượng mặt trời 10 sử dụng cho tổng hợp glucozơ là:

J

Năng lượng cần để tạo 1,8 gam glucozơ là: kJ = 28130 J Thời gian cần là: 28130 : 20,9 =1346 phút hay 22 26 phút

Bài 6: Để sản xuất xenlulozơ trinitrat cần a kg xenlulozơ b kg axit nitric Biết hao hụt sản xuất 12 % Giá trị a b là:

A 619,8 kg 723 kg B 719,8 kg 823 kg C 719,8 kg 723 kg D 619,8 kg 823 kg Gợi ý:

[C6H7O2(OH)3] + 3nHNO3 [C6H7O2(ONO2)3]n + 3nH2O Do hao hụt 12% H = 88 %

Bài 7: Cho xenlulozơ phản ứng với anhiđrit axetic (có H2SO4 đặc làm xúc tác) thu 11,1 gam hỗn hợp X gồm xenlulozơ triaxetat, xenlulozơ điaxetat 6,6 gam axit axetic Phần trăm theo khối lượng xenlulozơ điaxetat hỗn hợp X là:

A 77,8 % B 72,5 % C 22,2 % D 27,5 % Gợi ý:

[C6H7O2(OH)3]n + 3n(CH3CO)2O [C6H7O2(OCOCH3)3]n + 3nCH3COOH x x 3x [C6H7O2(OH)3]n + 2n(CH3CO)2O [C6H7O2(OH)(OCOCH3)2]n + 2nCH3COOH y y 2y

Từ đề có hệ phương trình: % (khối lượng xenlulozơ

điaxetat) = %

Danh pháp hóa học hữu cơ

Sau cách gọi tên este theo yêu cầu số học sinh

Tên este gồm: Tên gốc hiđrocacbon R’ + tên anion gốc axit (thay ic thành at) Ví dụ:

- HCOOC2H5 : etyl fomat (hay etyl metanoat) - CH3COOCH=CH2 : vinyl axetat

- CH2=CHCOOCH3 : metyl acrylat - CH2=C(CH3)COOCH3: metyl metacrylat - CH3COOCH2CH2CH(CH3)2 : isoamyl axetat

- CH3COOCH2CH=CHCH2CH2CH3 : hex-2-en-1-yl axetat - C6H5COOCH=CH2 : vinyl benzoat

- CH3COOC6H5 : phenyl axetat - CH3COOCH2C6H5 : benzyl axetat

- C2H5OOC[CH2]4COOCH(CH3)2 : etyl isopropyl ađipat - (CH3COO)2C2H4 : etylenglicol điaxetat

- (CH3[CH2]7CH=CH[CH2]7COO)3C3H5 : glixeryl trioleat (hay triolein hay trioleoylglixerol)

- : glixeryl panmitostearooleat (hay

panmitoylstearoyloleoylglixerol)

- CH3[CH2]14COO[CH2]15CH3 : miricyl panmitat (hay sáp ong)

Sau số quy tắc danh pháp IUPAC Danh pháp hội hóa học bản ứng dụng quốc tế (the International Union of Pure anh Applied Chemistry) thông qua năm 1957.

I – CẤU TẠO CỦA HỢP CHẤT HỮU CƠ VÀ CẤU TẠO CỦA TÊN GỌI

Theo IUPAC, cấu tạo hợp chất hữu gồm mạch có nhánh, nhóm nhóm chức gắn vào

* Ví dụ 1:

Nhánh

Mạch

Nhánh Nhóm chức

Do tên hợp chất hữu phải phản ánh hợp phần cấu tạo nói Tên theo danh pháp IUPAC gồm phần: đầu, thân đuôi:

- Các nhánh, nhóm nhóm chức phụ tạo nên phần đầu - Mạch hay vịng tạo nên phần thân

- Tên nhóm chức tạo nên phần

Trong ví dụ trên: 5,5 – đimetyl heptan – on Đầu Thân Đuôi - Đầu: hai mạch nhánh metyl C số 5, đọc 5,5 – đimetyl

- Thân: mạch có 7C (đánh số từ đến 7) khơng có liên kết bội, đọc heptan - Đi: nhóm chức xeton C số 2, đọc – on

* Ví dụ 2:

Nhánh

Vịng Nhóm

2 – amino – – metyl benzen Đầu Thân Vì hợp chất có tên là: – amino – – metyl benzen

* Ví dụ 3:

Nhóm chức

Vịng Nhóm

chức phụ

2 – hiđroxi benzen - cacboxylic Vì hợp chất có tên là: – hiđroxi benzen – – cacboxylic

II – CÁCH CHỌN MẠCH CHÍNH VÀ ĐÁNH SỐ 1 Với hiđrocacbon no

Mạch

Mạch nhánh – metyl butan

- Khi mạch chứa hai nhánh vị trí cân đối số đầu gần nhánh đơn giản * Ví dụ 5:

Mạch

Các mạch nhánh – etyl – – metyl hexan

- Khi mạch có nhiều nhánh số đánh theo quy tắc số nhỏ nhất, nghĩa phải đánh số cho tổng chúng tên gọi nhỏ

* Ví dụ 6:

Mạch

Các mạch nhánh – etyl – 2,3 – đimetyl heptan (tổng = + + = 10)

- Nếu đánh số ngược lại, hợp chất có tên là: – etyl – 5,6 – đimetyl heptan có tổng = 14 Theo thứ tự chữ etyl phải đọc trước metyl

2 Với hiđrocacbon không no

Mạch

Mạch nhánh – metyl hexa – 1,4 – đien

- Khi có liên kết đơi liên kết ba mạch số đầu gần liên kết đơi * Ví dụ 8:

Pen – – en – – in 3 Với hợp chất mạch vòng

- Mạch mạch vịng, số dành cho C mạch mang nhánh đơn giản nhất, số đánh theo quy tắc số nhỏ

Ví dụ Ví dụ 10 Ví dụ 11

3 – etyl – – metyl xyclohexan – metyl – –propyl benzen – etyl – – metyl naphtalen - Khi hợp chất có nhiều vịng rời rạc mạch mạch thẳng

* Ví dụ 12:

- Khi có nhóm nhóm chức gắn với vòng, số đặt C mạch vòng gắn trực tiếp với nguyên tử nhánh nhóm chức có khối lượng nguyên tử nhỏ Các số đánh theo qui tắc số nhỏ

* Ví dụ 13:

4 – amino – 1,2 – đimetyl benzen

Trong công thức trên, số dành cho C gắn với –CH3 mà khơng phải C gắn với –NH2 khối lượng nguyên tử C nhỏ N

- Đối với mạch nhiều vòng ghép, nhiều cầu * Ví dụ 14:

Spiro [2,3] hexan

Trong đó: hexan tên gọi mạch 6C khơng có liên kết bội, xếp thành vịng có số C theo thứ tự tăng dần đặt ngoặc vuông [ ] cách dấu phẩy Hai vịng có chung ngun tử C nên có tiếp đầu ngữ spiro

* Ví dụ 15:

1,7,7 – trimetyl bixiclo [2.2.1] heptan – – on

số nguyên tử C cầu viết theo thứ tự nhỏ dần, đặt ngoặc vuông [ ] cách dấu chấm Thêm tiếp đầu ngữ bixiclo có chung cầu nối

4 Với hợp chất có nhóm thế, nhóm chức

- Khi mạch có nhóm thế, nhóm chức số đặt đầu gần nhóm chức * Ví dụ 16:

Mạch Nhóm

chức

Nhóm – clo pentan – – ol

- Khi hợp chất hữu có từ hai nhóm chức trở lên có nhóm chức (có độ cấp cao nhất) nhóm chức phụ Mức độ cấp nhóm chức sau: –COOH > –CHO > >C=O > –OH > –NH2 Số đặt đầu gần nhóm chức

* Ví dụ 17:

Nhóm chức

Nhóm chức phụ 2,3 – đihiđroxi butanđioic

* Ví dụ 18:

Nhóm chức

Nhóm chức phụ Axit – oxopentanoic

Nhóm chức

Nhóm chức phụ

Axit formylbutanđioic * Ví dụ 20:

Axit – hiđroxi xiclohexan cacboxylic Este - Lipit - Chất giặt rửa

A ESTE

I – KHÁI NIỆM VỀ ESTE VÀ DẪN XUẤT KHÁC CỦA AXIT CACBOXYLIC 1 Cấu tạo phân tử este

- Este dẫn xuất axit cacboxylic Khi thay nhóm hiđroxyl (–OH) nhóm cacboxyl (–COOH) axit cacboxylic nhóm –OR’ este Este đơn giản có cơng thức cấu tạo: RCOOR’ với R, R’ gốc hiđrocacbon no, không no thơm (trừ trường hợp este axit fomic có R H)

- Một vài dẫn xuất khác axit cacboxylic có cơng thức cấu tạo sau:

Este Anhiđrit axit Halogenua axit Amit 2 Cách gọi tên este

Tên gốc hiđrocacbon R’ + tên anion gốc axit (thay đuôi ic = at) 3 Tính chất vật lí este

- Giữa phân tử este khơng có liên kết hiđro este có nhiệt độ sơi thấp so với axit ancol có số nguyên tử C Ví dụ HCOOCH3 (ts = 30oC); CH3CH2OH (ts = 78oC); CH3COOH (ts =

upload.123doc.netoC)

II – TÍNH CHẤT HĨA HỌC CỦA ESTE 1 Phản ứng nhóm chức

a) Phản ứng thủy phân:

- Este bị thủy phân môi trường axit bazơ Phản ứng thủy phân môi trường axit phản ứng nghịch phản ứng este hóa:

-Phản ứng thủy phân mơi trường kiềm phản ứng chiều cịn gọi phản ứng xà phịng hóa:

b) Phản ứng khử:

- Este bị khử liti nhơm hiđrua LiAlH4, nhóm R – CO – (gọi nhóm axyl) trở thành ancol bậc I:

2 Phản ứng gốc hiđrocacbon không no a) Phản ứng cộng:

b) Phản ứng trùng hợp:

III – ĐIỀU CHẾ VÀ ỨNG DỤNG 1 Điều chế

a) Phản ứng axit ancol (Este ancol):

- Để nâng cao hiệu suất phản ứng lấy dư hai chất đầu làm giảm nồng độ sản phẩm Axit sunfuric đặc vừa làm xúc tác vừa có tác dụng hút nước

b) Phản ứng anhiđrit axit ancol:

c) Phản ứng axit ankin:

d) Phản ứng phenol anhiđrit axit clorua axit ( Este phenol):

Anhiđrit axetic Phenyl axetat 2 Ứng dụng

- Làm dung môi (butyl amyl axetat dùng để pha sơn tổng hợp)

- Poli(metyl acrylat), poli(metyl metacrylat) dùng làm thủy tinh hữu cơ, poli(vinyl axetat) dùng làm chất dẻo thủy phân thành poli(vinyl ancol) dùng làm keo dán

- Một số este có mùi thơm hoa dùng công nghiệp thực phẩm (bánh kẹo, nước giải khát) mỹ phẩm (xà phòng, nước hoa…)

IV – MỘT SỐ LƯU Ý KHI GIẢI BÀI TẬP

- Công thức tổng quát este: CnH2n + – 2k – 2xO2x ( k số liên kết π + v gốc hiđrocacbon x số nhóm chức)

- Este no đơn chức: CnH2nO2 (n ≥ 2) đốt cháy cho nCO2 = nH2O - Este tạo axit đơn chức ancol đơn chức: RCOOR’ - Este tạo axit đơn chức ancol đa chức: (RCOO)nR’ (n ≥ 2) - Este tạo axit đa chức ancol đơn chức: R(COOR’)n (n ≥ 2)

- Este tạo axit đa chức ancol đa chức: Rn(COO)mnR’m ; m = n thành R(COO)nR’ este vòng - Este nội phân tử: R(COO)n (n ≥ 1) ; thủy phân cho sản phẩm

- Khi R H este có khả tham gia phản ứng tráng bạc có nhóm chức anđehit - Sử dụng cơng thức trung bình: R’, RCOO , COO …

- Sử dụng phương pháp tăng giảm khối lượng:

+ mol RCOOH mol RCOOC2H5 ∆m = 29 – = 28 gam + mol C2H5OH mol RCOOC2H5 ∆m = (R + 27) gam

+ mol RCOOR’ mol RCOONa ∆m = |R’ – 23| gam + mol RCOOR’ mol R’OH ∆m = (R + 27) gam - Bài tập phản ứng xà phịng hóa cần ý:

+ Nếu nNaOH = neste este đơn chức + Nếu nNaOH = x.neste este x chức

+ Nếu este đơn chức có dạng RCOOC6H5 phản ứng với NaOH theo tỉ lệ : 2 muối nước + Xà phịng hóa este muối ancol có số mol = = n este nNaOH = 2n este CT este R(COO)2R’

- Một số phản ứng cần lưu ý:

+ RCOOCH=CHR–R’ + NaOH RCOONa + R’CH2CHO

+ RCOOC6H5 + 2NaOH RCOONa + C6H5ONa + H2O + RCOOCH2CH2Cl + 2NaOH RCOONa + NaCl + C2H4(OH)2 B LIPIT

I – PHÂN LOẠI, KHÁI NIỆM VÀ TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN 1 Phân loại lipit

- Lipit hợp chất hữu có tế bào sống, khơng hịa tan nước tan dung môi hữu không phân cực êt, clorofom, xăng dầu…

- Lipit chia làm hai loại: lipit đơn giản lipit phức tạp + Lipit đơn giản: sáp, triglixerit steroit

+ Lipit phức tạp: photpholipit

Sáp: - Este monoancol phân tử khối lớn với axit béo phân tử khối lớn - Là chất rắn điều kiện thường (sáp ong…)

Steroit: - Este axit béo có phân tử khối lớn với monoancol đa vịng có phân tử khối lớn (gọi chung sterol)

- Là chất rắn không màu, không tan nước

Photpholipit : - Este hỗn tạp glixerol với axit béo có phân tử khối cao axit photphoric - Ví dụ: lexithin (trong lịng đỏ trứng gà)…

2 Khái niệm chất béo

- Chất béo trieste glyxerol với axit monocacboxylic có số chẵn nguyên tử C (thường từ 12C đến 24C) không phân nhánh, gọi chung triglixerit

- Khi thủy phân chất béo thu glyxerol axit béo (hoặc muối) - Chất béo có cơng thức chung là:

(R1, R2, R3 gốc hiđrocacbon no không no, khơng phân nhánh, giống khác nhau)

- Axit béo no thường gặp là: C15H31COOH (axit panmitic, tnc = 63oC); C17H35COOH (axit stearic, tnc = 70oC) - Axit béo không no thường gặp là: C17H33COOH (axit oleic hay axit cis-octađeca-9-enoic, tnc = 13oC); C17H31COOH (axit linoleic hay axit cis,cis-octađeca-9,12-đienoic, tnc = 5oC)

- Tristearin (glixeryl tristearat) có tnc = 71,5oC; tripanmitin (glixeryl panmitat) có tnc = 65,5oC; triolein (glixeryl trioleat) có tnc = - 5,5oC

3 Trạng thái tự nhiên (SGK hóa học nâng cao lớp 12 trang 10) II – TÍNH CHẤT CỦA CHẤT BÉO

1 Tính chất vật lí (SGK hóa học nâng cao lớp 12 trang 10)

2 Tính chất hóa học

a) Phản ứng thủy phân môi trường axit:

Triglixerit Glixerol Axit béo

b) Phản ứng xà phịng hóa:

Triglixerit Glixerol Xà phịng

- Khi đun nóng chất béo với dung dịch kiềm tạo glixerol hỗn hợp muối axit béo Muối natri (hoặc kali) axit béo xà phịng

- Phản ứng xà phịng hóa xảy nhanh phản ứng thủy phân môi trường axit không thuận nghịch

- Để xác định chất lượng chất béo người ta thường dựa vào số số sau:

+ Chỉ số axit: số miligam KOH để trung hịa hồn tồn axit tự có gam chất béo

+ Chỉ số xà phòng hóa: tổng số miligam KOH để xà phịng hóa chất béo axit tự có gam chất béo

+ Chỉ số este: hiệu số xà phịng hóa số axit

+ Chỉ số iot: số gam iot cộng vào liên kết bội mạch cacbon 100 gam chất béo

c) Phản ứng hiđro hóa:

Triolein (lỏng) Tristearin (rắn) Phản ứng hiđro hóa chất béo làm tăng nhiệt độ nóng chảy chất béo

d) Phản ứng oxi hóa:

Nối đôi C=C gốc axit không no chất béo bị ox hóa chậm oxi khơng khí tạo thành peoxit, chất bị phân hủy thành anđehit có mùi khó chịu Đó nguyên nhân tượng dầu mỡ bị thiu

II – VAI TRỊ CỦA CHẤT BÉO (SGK hóa học nâng cao lớp 12 trang 11) 1 Sự chuyển hóa chất béo thể

2 Ứng dụng công nghiệp C CHẤT GIẶT RỬA

- Là chất dùng với nước có tác dụng làm chất bẩn bám vật rắn mà khơng gây phản ứng hóa học với chất

- Các chất giặt rửa lấy trực tiếp từ thiên nhiên bồ kết, bồ hòn,…và chất giặt rửa tổng hợp 2 Tính chất giặt rửa

a) Một số khái niệm liên quan:

- Chất tẩy màu làm vết bẩn nhờ phản ứng hóa học nước Gia-ven, nước clo… - Chất ưu nước chất tan tốt nước etanol, axit axetic, …

- Chất kị nước chất không tan nước hiđrocacbon, dẫn xuất halogen Chất kị nước ưa dầu mỡ, tức tan tốt vào dầu mỡ Chất ưu nước thường kị dầu mỡ

b) Đặc điểm cấu trúc phân tử muối natri axit béo:

(Công thức cấu tạo gọn phân tử muối natri stearat) - Gồm đầu ưa nước nhóm COO – Na+ nối với kị nước, ưa dầu mỡ nhóm – C

xHy (thường x ≥ 15)

- Cấu trúc hóa học gồm đầu ưa nước gắn với đuôi dài ưa dầu mỡ hình mẫu chung cho phân tử chất giặt rửa

c) Cơ chế hoạt động chất giặt rửa:

Lấy trường hợp natri stearat làm ví dụ, ưa dầu mỡ CH3[CH2]16– thâm nhập vào vết bẩn, cịn nhóm COO – Na+ ưa nước lại có xu hướng kéo phía phân tử nước Kết vết bẩn bị chia thành hạt nhỏ giữ chặt phân tử natri stearat, không bám vào vật rắn mà phân tán vào nước bị rửa trôi

II – XÀ PHÒNG VÀ CHẤT GIẶT RỬA TỔNG HỢP

Xà phòng Chất giặt rửa tổng hợp

Giống nhau

Cùng kiểu cấu trúc, đuôi dài không phân cực ưa dầu mỡ kết hợp với đầu phân cực ưa nước

Đuôi dài không phân cực ưa dầu mỡ

Đầu phân cực ưa nước

C17H35 COO – Na+

Natri stearat C17H35COONa (trong xà phòng)

C12H25 OSO3 – Na+

Natri lauryl sunfat C12H25OSO3Na (trong chất giặt rửa)

Khác nhau

- Đuôi gốc hiđrocacbon axit béo, đầu anion

cacboxylat

- Khi gặp Ca2+, Mg2+ nước

cứng natri stearat cho kết tủa làm giảm chất lượng xà phịng

- Đi gốc hiđrocacbon dài nào, đầu anion cacboxylat, sunfat

- Natri lauryl sunfat tượng nên có ưu điểm dùng với nước cứng

Phương pháp sản

xuất

- Đun dầu thực vật mỡ động vật với xút KOH nhiệt độ áp xuất cao

- Oxi hóa parafin dầu mỏ nhờ oxi khơng khí, có xúc tác, rồi trung hòa axit sinh

Oxi hóa parafin axit cacboxylic, hiđro hóa axit thu ancol, cho ancol phản ứng với H2SO4 trung hịa

NaOH:

Thành phần chính

- Các muối natri (hoặc kali) axit béo, thường natri stearat (C17H35COONa), natri panmitat

(C15H31COONa), natri oleat

(C17H33COONa)…

- Các phụ gia thường chất màu, chất thơm…

-Ngoài chất giặt rửa tổng hợp, chất thơm, chất màu, cịn có chất tẩy trắng natri