ĐỒNG ĐỨC THIỆN SỔ TAY HÓA...

TRƯỜNG THPT SƠN ĐỘNG SỐ 3 TỔ KHOA HỌC TỰ NHIÊN

BỘ MÔN HÓA HỌC ......…..... .................

ĐỒNG ĐỨC THIỆN

SỔ TAY HÓA HỌC

TRUNG HỌC

S¬n §éng, Ngµy 01 th¸ng 08 n¨m 2007

MỤC LỤC

TRANG

Phần I: HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG

Chương 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 1

Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

I. Cấu tạo nguyên tử: 6

1. Hạt nhân 6

2. Phản ứng hạt nhân 6

3. Cấu tạo vỏ electron của nguyên tử 6

4. Cấu hình electron và sự phân bố

electron theo obitan 7

5. Năng lượng ion hoá, ái lực với

electron, độ âm điện. 8

II. Định luật tuần hoàn _ Bảng HTTH 8

1. Định luật tuần hoàn 8

2. Bảng hệ thống tuần hoàn 8

3. Chu kỳ 9

4. Nhóm và phân nhóm 9

5. Ý nghĩa của bảng HTTH 9

Chương 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC

1. Liên kết ion 11

2. Liên kết cộng hóa trị 11

3. Liên kết cho - nhận (liên kết phối trí) 11

4. Liên kết σ và liên kết π 12

5. Liên kết hiđro 12

6. Sự lai hoá các obitan 13

Chương 4: CÁC ĐỊNH LUẬT VỀ CHẤT KHÍ

I. Định luật Avôgađrô. 14

1. Nội dung 14

2. Hệ quả 14

II. Phương trình khí lý tưởng 14

III. Hỗn hợp khí

1. Áp suất riêng của chất khí trong hỗn hợp 14

2. Khối lượng mol trung bình của hỗn hợp khí 15

Chương 5: DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LI – ĐIỆN

PHÂN 16

I. Dung dịch 16

1. Định nghĩa 16

TRANG

2. Quá trình hoà tan 16

3. Độ tan của các chất 16

4. Tinh thể ngậm nước 16

5. Nồng độ dung dịch 16

II. Sự điện li 17


2. Sự điện li của axit, bazơ, muối trong

dung dịch nước 17

3. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu 18

4. Độ điện li α 19

5. Quan hệ giữa độ điện li α và hằng số điện li 19

6. Axit – bazơ 19

7. Sự điện li của nước 21

8. Sự thuỷ phân của muối 22

9. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li 22

III. Sự điện phân 23


2. Điện phân hợp chất nóng chảy 23

3. Điện phân dung dịch nước 24

4. Công thức Farađây 26

Chương 6: PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ

1. Số oxi hoá 27


3. Cân bằng phương trình phản ứng

oxi hoá - khử 27

4. Một số dạng phản ứng oxi hoá - khử đặc biệt 28

Phần II: HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ

Chương 1: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA 30

1. Cấu tạo nguyên tử 30

2. Tính chất vật lý 30

3. Tính chất hoá học 30

5. Trạng thái tự nhiên 31

4. Ứng dụng và điều chế clo 31

6. Hợp chất 31

Chương 2: OXI – LƯU HUỲNH 33

I. Oxi 33




4. Điều chế 33


II. Lưu huỳnh 34




4. Hợp chất 34

Chương 3: NITƠ – PHOTPHO 37

I. Nitơ 37




4. Điều chế và ứng dụng 37

5. Các hợp chất quan trọng của nitơ. 37

II. Phot pho 41


2. Tính chất vật lý và các dạng thù hình 41


4. Điều chế và ứng dụng 42

5. Hợp chất của photpho 42

6. Phân bón hoá học 43

Chương 4: CACBON – SILIC 45

I. Cacbon 45


2. Các dạng thù hình và tính chất vật lý 45


4. Các hợp chất quan trọng của cacbon 46

II. Silic 47




4. Ứng dụng và điều chế 48

5. Các hợp chất quan trọng của silic 48

Chương 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI 49

1. Vị trí và cấu tạo của kim loại 49



4. Dãy thế điện hoá của kim loại 51

5. Hợp kim 52

6. Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn 52

7. Điều chế kim loại 54

8. Hợp chất của kim loại 55

Chương 6: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IA 57




4. Hợp chất 57

5. Điều chế 59

6. Ứng dụng của kim loại kiềm 59


Chương 7: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IIA 60




4. Điều chế 61

5. Một số hợp chất quan trọng 61

6. Ứng dụng 62


8. Nước cứng 62

Chương 8: NHÔM – SẮT 64

I. Nhôm 64




4. Hợp chất của Al 65

5. Một số hợp kim quan trọng của nhôm 65

6. Ứng dụng của nhôm 66

7. Điều chế Al 66

8. Nhận biết ion Al3+ 66

9. Trạng thái tự nhiên của nhôm 66

II. Sắt 67




4. Hợp chất 67

5. Hợp kim của Fe 68

6. Luyện gang 69

7. Luyện thép 69

Chương 9: CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM B 71

I. Các nguyên tố nhóm IB (Cu, Ag, Au) 71



3. Hợp chất 71


II. Các nguyên tố nhóm IIB (Zn, Cd, Hg) 72


2. Kẽm 72

3. Thuỷ ngân 73

III. Một số nguyên tố quan trọng khác 73

1. Thiếc và chì (Sn, Pb) 73

2. Crom 74

3. Mangan 75

4. Coban và niken 76

Phần III: HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT HỮU CƠ

Chương 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ HÓA HỮU CƠ 78

1. Những đặc điểm chung của hợp chất hữu cơ 78

2. Phân loại các hợp chất hữu cơ 78

3. Thuyết cấu tạo hoá học 79

4. Các dạng công thức hoá học 79

5. Liên kết hoá học trong hợp chất hữu cơ 80

6. Hiện tượng đồng phân 81

7. Hiện tượng đồng đẳng 83

8. Cách gọi tên các hợp chất hữu cơ 84

9. Một số dạng phản ứng hoá học

trong hoá hữu cơ 85

10. Các hiệu ứng chuyển dịch electron 87

Chương 2: HIĐROCACBON 88

I. Hiđrocacbon no mạch hở _Ankan 88

1. Đồng đẳng – đồng phân – danh pháp 88



4. Điều chế 90

5. Ứng dụng 91

II. Anken (olefin) 91

1. Đồng đẳng – đồng phân – danh pháp 91



4. Điều chế 93

5. Ứng dụng 93

III. Ankin 93

1. Đồng đẳng, đồng phân, danh pháp 93



4. Điều chế 95

5. Ứng dụng của ankin 95

IV Ankađien (hay điolefin) 96

1. Cấu tạo 96


3 Tính chất hoá học 96

4. Điều chế 96

V. Hiđrocacbon thơm (Aren) 97

1. Benzen C6H6 và ankyl benzen 97

2. Giới thiệu một số hiđrocacbon thơm khác 100

VI. Dẫn xuất halogen 101

1. Dẫn xuất halogen của hiđrocacbon no 101

2. Dẫn xuất halogen của hiđrocacbon chưa no 102

VII. Nguồn hiđrocacbon trong thiên nhiên 102

1. Khí thiên nhiên 102

2. Dầu mỏ 103

3. Than đá 103

Chương 3: NHỮNG HỢP CHẤT HỮU CƠ CÓ

NHÓM CHỨC 105

I. Rượu (ancol) 105

1. Công thức - cấu tạo - cách gọi tên 105



4. Điều chế 106

5. Giới thiệu một số rượu đơn chức 107

6. Rượu đa chức 107

II. Phenol 108

1. Cấu tạo phân tử của phenol 108



4. Điều chế phenol 110

5. Ứng dụng của phenol 110

6. Sơ lược về rượu thơm 110

III. Amin 110

1. Công thức cấu tạo 110




5. Giới thiệu một số amin 112

IV. Andehit fomic và dãy đồng đẳng 112





5. Một số anđehit thường gặp 114

V. Xeton 115

1. Cấu tạo 115

2.Tính chất vật lý 115



VI. Axit axetic và dãy đồng đẳng 115


2. Tính chất vật lý của axit no, đơn

chức mạch hở (CnH2n+1 − COOH) 117



5. Giới thiệu một số axit 118

VII. Este – Chất béo 121

1. Cấu tạo và gọi tên 121




5. Giới thiệu một số este thường gặp 123

6. Lipit _Chất béo 123

7. Xà phòng và các chất tẩy rửa tổng hợp125

VIII. Gluxit 126

1. Monosaccarit 127

2. Đisaccarit 129

3. Polisaccarit 130

IX. Aminoaxit – protit 132

1. Aminoaxit 132

2. Protit 134

Chương 3: HỢP CHẤT CAO PHÂN TỬ

VÀ VẬT LIỆU POLIME 136

I. Định nghĩa polime 136

II. Cấu trúc và phân loại 136

1. Thành phần hoá học của mạch polime 136

2. Cấu tạo hình học của mạch polime 137

III. Tính chất của polime 137



IV. Điều chế polime 137

1. Phản ứng trùng hợp 137

2. Phản ứng trùng ngưng 138

V. Ứng dụng của polime 138

1. Chất dẻo 138

2. Cao su 139

3. Tơ tổng hợp 140

Phần Hóa Học Đại Cương

Đồng Đức Thiện Trường THPT Sơn Động số 3 1

Phần I HÓA HỌC ĐẠI CƯƠNG

Chương 1 CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN

1. Nguyên tử: Là hạt nhỏ nhất không thể phân chia về mặt hóa học, tham gia tạo thành phân tử.Nguyên tử luôn trung hòa về điện:

Gồm: - Hạt nhân (do p, n cấu tạo) mang điện tích dương, ở tâm nguyên tử, có kích thước rất nhỏ so với kích thước nguyên tử song lại chiếm phần lớn khối lượng nguyên tử.

- Các electron mang điện tích âm chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử 2. Nguyên tố hóa học: là những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân. 3. Đồng vị: Những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó

số khối A của chúng khác nhau gọi là các đồng vị của cùng một nguyên tố. 4. Phân tử: là hạt nhỏ nhất của một chất, có khả năng tồn tại độc lập và mang những

tính chất hóa học đặc trưng của chất đó. 5. . Đơn chất là chất tạo thành từ một nguyên tố hoá học. Ví dụ: O2, H2, Cl2, ... Một nguyên tố hoá học có thể tạo thành một số đơn chất khác nhau gọi là các dạng thù

hình của nguyên tố đó. Ví dụ: - Cacbon tồn tại ở 3 dạng thù hình là cacbon vô định hình, than chì và kim cương. - Oxi tồn tại ở 2 dạng thù hình là oxi (O2) và ozon (O3).

6. Hợp chất: là chất cấu tạo từ nhiều nguyên tố hoá học khác nhau. Ví dụ: H2O, NaOH, H2SO4,...

7. Nguyên tử khối (NTK) là khối lượng tương đối của nguyên tử. Nguyên tử khối của một nguyên tử cho biết khối lượng của nguyên tử đó nặng gấp bao nhiêu lần đơn vị khối lượng nguyên tử.

Chú ý: Khác với nguyên tử khối, khối lượng nguyên tử (KLNT) cũng là khối lượng của một nguyên tử nhưng biểu diễn bằng kg. Ví dụ: KLNT của hiđro bằng 1.67.10-27kg, của cacbon bằng 1,99.10-26.

8. Phân tử khối(PTK): là khối lượng của một phân tử biểu diễn bằng đơn vị cacbon (đ.v.C). Phân tử khối bằng tổng khối lượng các nguyên tử cấu tạo nên phân tử.

Ví dụ: PTK của H2O = 2 + 16 = 18 đ.v.C, của NaOH = 23 + 16 + 1 = 40 đ.v.C. Chú ý: Khối lượng phân tử cũng được biểu diễn bằng kg và bằng tổng khối lượng các

nguyên tử tạo thành phân tử. 9. Mol: là lượng chất chứa 6,02.1023 hạt đơn vị (nguyên tử, phân tử, ion, electron, ...) - Số 6,02.1023 được gọi là số Avôgađrô và ký hiệu là N (N = 6,02.1023). Như vậy: 1 mol nguyên tử Na chứa N nguyên tử Na. 1 mol phân tử H2SO4 chứa N phân tử H2SO4 1 mol ion OH- chứa N ion OH-. - Khối lượng của 1 mol chất tính ra gam được gọi là khối lượng mol của chất đó và ký

hiệu là M. Khi nói về mol và khối lượng mol cần chỉ rõ của loại hạt nào, nguyên tử, phân tử, ion,

electron... Ví dụ: - Khối lượng mol nguyên tử oxi (O) bằng 16g, nhưng khối lượng mol phân tử oxi (O2)

bằng 32g. - Khối lượng mol phân tử H2SO4 bằng 98g, nhưng khối lượng mol ion SO4

2- bằng 96g. Như vậy khái niệm nguyên tử gam, phân tử gam chỉ là những trường hợp cụ thể của khái

niệm khối lượng mol.



- Cách tính số mol chất: Số mol n của chất liên hệ với khối lượng m (tính ra gam) và khối lượng mol M của chất

đó bằng công thức:

Mmn = (mol)

+ Đối với hỗn hợp các chất, lúc đó n là tổng số mol các chất, m là tổng khối lượng hỗn hợp và M trở thành khối lượng mol trung bình M , (viết tắt là khối lượng mol trung bình).

hh

hhhh M

mn =

+ Đối với chất khí, n được tính bằng công thức:

4,22

0Vn =

Trong đó, V0 là thể tích của chất khí hay hỗn hợp khí đo ở đktc (00C, 1atm hay 760 mmHg).

Chú ý: Nếu V cho ở điều kiện t0C và p atm thì số mol chất khí được tính qua phương trình trạng thái:

RTpVn =

Trong đó: T = t0 + 273, R = 273

4,22 ≈0,082 là hằng số khí lý tưởng

10. Phản ứng hóa học:Là quá trình biến đổi các chất này thành các chất khác được. Trong phản ứng hoá học, tổng khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lượng các chất tạo thành sau phản ứng (Định luật bảo toàn khối lượng).

Các dạng phản ứng hoá học cơ bản: a) Phản ứng phân tích: là phản ứng trong đó một chất bị phân tích thành nhiều chất mới. Ví dụ: CaCO3 = CaO + CO2 ↑ b) Phản ứng kết hợp: là phản ứng trong đó hai hay nhiều chất kết hợp với nhau tạo thành

một chất mới. Ví dụ. BaO + H2O = Ba(OH)2 c) Phản ứng thế: là phản ứng trong đó nguyên tử của nguyên tố này (ở dạng đơn chất)

thay thế nguyên tử của nguyên tố khác trong hợp chất. Ví dụ. Zn + H2SO4 loãng = ZnSO4 + H2 ↑ d) Phản ứng trao đổi: là phản ứng trong đó các hợp chất trao đổi nguyên tử hay nhóm

nguyên tử với nhau. Ví dụ. BaCl2 + NaSO4 = BaSO4 + 2NaCl. e) Phản ứng oxi hoá - khử: là phản ứng hóa học trong đó có sự thay đổi số oxi hóa một

số nguyên tố. Ví dụ: Fe0 + Cu+2SO4 -> Fe+2SO4 + Cu0

11. Hiệu ứng nhiệt của phản ứng: a) Năng lượng liên kết: là năng lượng được giải phóng khi hình thành liên kết hoá học

từ các nguyên tố cô lập. Năng lượng liên kết được tính bằng kJ/mol và ký hiệu là E1k. Ví dụ năng lượng liên kết

của một số mối liên kết như sau. H - H Cl - Cl H - Cl



E1k = 436 242 432 b) Hiệu ứng nhiệt của phản ứng: là nhiệt toả ra hay hấp thụ trong một phản ứng hoá học.

Hiệu ứng nhiệt được tính bằng kJ/mol và ký hiệu là Q. Khi Q >0: phản ứng toả nhiệt. Khi Q<0: phản ứng thu nhiệt. Ví dụ: CaCO3 = CaO + CO2 ↑ Q = - 186,19kJ/mol. H2 + 1/2O2 = H2O Q = + 241kJ/mol Phản ứng đốt cháy, phản ứng trung hoà thuộc loại phản ứng toả nhiệt. Phản ứng nhiệt

phân thường là phản ứng thu nhiệt. - Muốn tính hiệu ứng nhiệt của các phản ứng tạo thành các hợp chất từ đơn chất hoặc

phân huỷ một hợp chất thành các đơn chất ta dựa vào năng lượng liên kết. Ví dụ: Tính năng lượng toả ra trong phản ứng. H2 + Cl2 = 2HCl. Dựa vào năng lượng liên kết (cho ở trên) ta tính được. Q = 2E1k (HCl) - [E1k(H2) + E1k(Cl2)] = 2 . 432 - (436 + 242) = 186kJ/mol. - Đối với phản ứng phức tạp, muốn tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng ta dựa vào nhiệt tạo

thành của các chất (từ đơn chất), do đó đơn chất trong phản ứng không tính đến (ở phản ứng trên, nhiệt tạo thành HCl là 186/2 = 93 kJ/mol

Ví dụ: Tính khối lượng hỗn hợp gồm Al và Fe3O4 cần phải lấy để khi phản ứng theo phương trình. :

3Fe3O4 + 8Al = 4Al2O3 + 9Fe toả ra 665,25kJ, biết nhiệt tạo thành của Fe3O4 là 1117 kJ/mol, của Al2O3 là 1670 kJ/mol.

Giải: Tính Q của phản ứng: 3Fe3O4 + 8Al = 4Al2O3 + 9Fe (1)

Theo (1), khối lượng hỗn hợp hai chất phản ứng với nhiệt lượng Q là : 3 . 232 + 8 . 27 = 912g Để tỏa ra lượng nhiệt 665,25 kJ thì khối lượng hỗn hợp cần lấy :

gx 25,1823329

25,665912=

12. Tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học: a) Định nghĩa: Tốc độ phản ứng là đại lượng biểu thị mức độ nhanh chậm của phản ứng.

Ký hiệu là Vp.ư.

tC

tCC Δ

=Vpu

−= 21 mol.l-1.s-1

Trong đó : C1 là nồng độ đầu của chất tham gia phản ứng (mol/l). C2 là nồng độ của chất đó sau t giây phản ứng (mol/l). b) Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng:

− Tốc độ phản ứng tỷ lệ thuận với nồng độ các chất tham gia phản ứng. Ví dụ, có phản ứng.

A + B = AB. Vp.ư = k . CA . CB. Trong đó, k là hằng số tốc độ đặc trưng cho mỗi phản ứng. - Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng



- Nhiệt độ càng cao thì tốc độ phản ứng càng lớn. - Tốc độ phản ứng còn phụ thuộc vào diện tích bề mặt chất tham gia phản ứng - Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng nhưng bản thân nó không bị thay đổi về số lượng

và bản chất hoá học sau phản ứng. c) Phản ứng thuận nghịch và trạng thái cân bằng hoá học − Phản ứng một chiều (không thuận nghịch) là phản ứng chỉ xảy ra một chiều và có thể

xảy ra đến mức hoàn toàn. Ví dụ: 2KClO3 = 2KCl + 3O2↑ − Phản ứng thuận nghịch là phản ứng đồng thời xảy ra theo hai chiều ngược nhau. Ví dụ: CH3COOH + CH3OH CH3COOCH3 + H2O − Trong hệ thuận nghịch, khi tốc độ phản ứng thuận (vt) bằng tốc độ phản ứng nghịch (vn)

thì hệ đạt tới trạng thái cân bằng. Nghĩa là trong hệ, phản ứng thuận và phản ứng nghịch vẫn xảy ra nhưng nồng độ các chất trong hệ không thay đổi. Vì vậy, trạng thái cân bằng của hệ là trạng thái cân bằng động. * Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Lơ – sa – tơ - lie: Khi một hệ đang tồn tại ở trạng thái cân bằng, nếu ta thay đổi một thuộc tính nào đó của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại sự thay đổi đó * Các yếu tố ảnh hưởng tới trạng thái cân bằng hoá học của hệ: - Nồng độ - Nhiệt độ - Áp suất (chất khí) - Chất xúc tác không làm thay đổi trạng thái cân bằng của một hệ mà chi làm tăng tốc độ phản ứng nhằm giúp hệ nhanh đạt tới trạng thái cân bằng. 13. Hiệu suất phản ứng:

Có phản ứng: A + B = C + D Tính hiệu suất phản ứng theo sản phẩm C hoặc D:

%100lt

t

qq

h =

Trong đó: qt là lượng thực tế tạo thành C hoặc D. qlt là lượng tính theo lý thuyết, nghĩa là lượng C hoặc D tính được với giả thiết hiệu suất

100%. Chú ý: − Khi tính hiệu suất phản ứng phải tính theo chất sản phẩm nào tạo thành từ chất đầu

thiếu, vì khi kết thúc phản ứng chất đầu đó phản ứng hết. − Có thể tính hiệu suất phản ứng theo chất phản ứng A hoặc B tuỳ thuộc vào chất nào

thiếu. − Cần phân biệt giữa % chất đã tham gia phản ứng và hiệu suất phản ứng. Ví dụ: Cho 0,5 mol H2 tác dụng với 0,45 mol Cl2, sau phản ứng thu được 0.6 mol HCl.

Tính hiệu suất phản ứng và % các chất đã tham gia phản ứng. Giải: Phương trình phản ứng: H2 + Cl2 = 2HCl Theo phương trình phản ứng và theo đầu bài, Cl2 là chất thiếu, nên tính hiệu suất phản

ứng theo Cl2:



%6,66%1002.45,0

6,0==h

Còn % Cl2 đã tham gia phản ứng = %6,66%1002.45,0

6,0=

% H2 đã tham gia phản ứng = %60%1002.5,0

6,0=

Như vậy % chất thiếu đã tham gia phản ứng bằng hiệu suất phản ứng. − Đối với trường hợp có nhiều phản ứng xảy ra song song, ví dụ phản ứng crackinh butan: C4H10 -> CH4 + C3H6 (1)

C4H10 -> C2H6 + C2H4 (2) C4H10 -> H2 + C4H8 (3)

Cần chú ý phân biệt: + Nếu nói "hiệu suất phản ứng crackinh", tức chỉ nói phản ứng (1) và (2) vì phản ứng (3)

không phải phản ứng crackinh. + Nếu nói % butan đã tham gia phản ứng", tức là nói đến cả 3 phản ứng. + Nếu nói % butan bị crackinh thành etilen" tức là chỉ nói phản ứng (2).



Chương 2 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

I. Cấu tạo nguyên tử: Nguyên tử gồm hạt nhân tích điện dương (Z+) ở tâm và có Z electron chuyển động xung

quanh hạt nhân. Bảng 1: Các hạt cơ bản trong nguyên tử

Đặc tính hạt Vỏ nguyên tử Hạt nhân Electron Proton Nơtron

Điện tích qn = - 1,602. 10-19C qn = 1-

qn = + 1,602. 10-19C qn = 1+ qn = 0

Khối lượng me = 9,1094. 10-31kg mp = 1,6726. 10-27kg mn = 1,6748. 10-27kg 1. Hạt nhân: Hạt nhân gồm:

− Proton: Điện tích 1+, khối lượng bằng 1 đ.v.C, ký hiệu − Nơtron: Không mang điện tích, khối lượng bằng 1 đ.v.C ký hiệu Như vậy, điện tích Z của hạt nhân bằng tổng số proton. * Khối lượng của hạt nhân coi như bằng khối lượng của nguyên tử (vì khối lượng của

electron nhỏ không đáng kể). Số khối A: là đại lượng có giá trị bằng tổng số proton (ký hiệu là Z) và số nơtron (ký hiệu

là N): Z + N ≈ A. 2. Phản ứng hạt nhân: Là quá trình làm biến đổi những hạt nhân của nguyên tố này thành hạt nhân của những nguyên tố khác.

Trong phản ứng hạt nhân, tổng số proton và tổng số khối luôn được bảo toàn. Ví dụ: nXHeBe 1

042

94 +→+

nXHeBe 10

126

42

94 +→+

Số khối của X = (9 + 4) – 1 = 12 Điện tích hạt nhân của X = (4 + 2) – 0 = 6 Suy ra: X12

6

Vậy X là C. Phương trình phản ứng hạt nhân.

3. Cấu tạo vỏ electron của nguyên tử: Nguyên tử là hệ trung hoà điện, tổng số electron chuyển động xung quanh hạt nhân bằng

số điện tích dương Z của hạt nhân. Các electron trong nguyên tử được chia thành các lớp, phân lớp, obitan. a) Các lớp electron. Kể từ phía gần hạt nhân trở ra được ký hiệu: Bằng số thứ tự n = 1 2 3 4 5 6 7 … Bằng chữ tương ứng: K L M N O P Q … Những electron thuộc cùng một lớp có năng lượng gần bằng nhau. Lớp electron càng gần

hạt nhân có mức năng lượng càng thấp, vì vậy lớp K có năng lượng thấp nhất. Số electron tối đa có trong lớp thứ n bằng 2n2. Cụ thể: Lớp : K L M N … Số electron tối đa: 2 8 18 32 … b) Các phân lớp electron. Các electron trong cùng một lớp lại được chia thành các phân

lớp.



Lớp thứ n có n phân lớp, các phân lớp được ký hiệu bằng chữ : s, p, d, f, … kể từ hạt nhân trở ra. Các electron trong cùng phân lớp có năng lượng bằng nhau.

Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s. Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s, 2p. Lớp M (n = 3) có 3 phân lớp :3s, 3p, 3d. Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s, 4p, 4d, 4f. * Thứ tự mức năng lượng của các phân lớp xếp theo chiều tăng dần như sau : 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s…

Số electron tối đa của các phân lớp như sau: Phân lớp : s p d f. Số electron tối đa: 2 6 10 14. Vậy số obitan trong một phân lớp lần lượt là những số lẻ: 1, 3, 5, 7. c) Obitan nguyên tử: là khu vực không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó xác suất có

mặt (xác suất tìm thấy) electron là lớn nhất (khu vực có mật độ đám mây electron lớn nhất). Số và dạng obitan phụ thuộc đặc điểm mỗi phân lớp electron. Phân lớp s có 1 obitan dạng hình cầu. Phân lớp p có 3 obitan dạng hình số 8 nổi. Phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan. Obitan d và f có dạng phức tạp hơn. Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron có spin ngược nhau. Mỗi obitan được ký hiệu bằng

1 ô vuông (còn gọi là ô lượng tử), trong đó nếu chỉ có 1 electron ta gọi đó là electron độc thân, nếu đủ 2 electron ta gọi các electron đã ghép đôi. Obitan không có electron gọi là obitan trống.

↑

↑↓

4. Cấu hình electron và sự phân bố electron theo obitan a) Các nguyên lý và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử: * Nguyên lý vững bền: Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt

những obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao. * Nguyên lý Pau – li: Trên một obitan chỉ có nhiều nhất hai e và hai e này chuyển động

tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi e (có spin ngược nhau). * Quy tắc Hun: Trong một phân lớp, các e sẽ phân bố trên các obitan sao cho số e độc

thân là tối đa và các e này phải có chiều tự quay giống nhau. b) Cấu hình electron nguyên tử: biểu diễn sự phân bố các e trên các phân lớp thuộc các

lớp khác nhau. * Cách viết cấu hình: - Xác định số e của nguyên tử - Biểu diễn các e theo thứ tự tắng dần các mức năng lượng các obitan nguyên tử (AO)

theo các nguyên lý và quy tắc phân bố các e trong nguyên tử. - Viết cấu hình e theo thứ tự các phân lớp trong một lớp và theo thứ tự của các lớp e từ

nhỏ tới lớn. Ví dụ: Viết cấu hình electron của Fe (Z = 26). Viết theo thứ tự các mức năng lượng : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d6 Cấu hình của Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 Trên cơ sở cấu hình electron của nguyên tố, ta dễ dàng viết cấu hình electron của cation

hoặc anion tạo ra từ nguyên tử của nguyên tố đó. Ví dụ: Cấu hình electron của



Fe2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 ; Fe3+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5. Đối với anion thì thêm vào lớp ngoài cùng số electron mà nguyên tố đã nhận. Ví dụ: S(Z = 16) : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. S2- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Cần hiểu rằng : electron lớp ngoài cùng theo cấu hình electron chứ không theo mức năng

lượng. 5. Năng lượng ion hoá, ái lực với electron, độ âm điện

a) Năng lượng ion hoá (I). Năng lượng ion hoá là năng lượng tối thiểu cần để tách 1e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Nguyên tử càng dễ nhường e (tính kim loại càng mạnh) thì I có trị số càng nhỏ. Đơn vị kJ/mol.

b) Ái lực với electron (E). Ái lực electron là năng lượng giải phóng hay hấp thụ khi một nguyênt tử trung hòa ở trạng thái khí nhận 1e để trở thành ion âm. Nguyên tử có khả năng thu e càng mạnh (tính phi kim càng mạnh) thì E có trị số càng lớn.

c) Độ âm điện (χ). Độ âm điện của một nguyên tử là đại lượng đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử nguyên tố đó khi tạo thành liên kết hóa học. Độ âm điện được tính từ I và E theo công thức:

2

EI +=χ

− Nguyên tố có χ càng lớn thì nguyên tử của nó có khả năng hút cặp e liên kết càng mạnh. − Độ âm điện χ thường dùng để tiên đoán mức độ phân cực của liên kết và xét các hiệu ứng dịch chuyển electron trong phân tử.

− Nếu hai nguyên tử có χ bằng nhau thì liên kết tạo thành sẽ là liên kết cộng hoá trị thuần tuý. Nếu độ âm điện khác nhau nhiều (Δχ > 1,7) liên kết tạo thành là liên kết ion. Nếu độ âm điện khác nhau không nhiều (0 < Δχ < 1,7) sẽ tạo thành liên kết cộng hoá trị có cực.

II. Định luật tuần hoàn _ Bảng HTTH 1. Định luật tuần hoàn

Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ những nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. 2. Bảng hệ thống tuần hoàn

Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng tuân hoàn: - Các nguyên tố được xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân nguyên tử - Các nguyên tố có cùng số lớp e trong nguyên tử được xếp thành một hàng - Các nguyên tố có cùng số e hóa trị (*) trong nguyên tử được xếp thành một cột (*) Electron hóa trị là những e có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học. Chúng

thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc cả ở phân lớp sát lớp ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa.

Có 2 dạng bảng thường gặp. a. Dạng bảng dài: Có 7 chu kỳ (mỗi chu kỳ là 1 hàng), 16 nhóm. Các nhóm được chia

thành 2 loại: Nhóm A (gồm các nguyên tố s và p) và nhóm B (gồm những nguyên tố d và f). Những nguyên tố ở nhóm B đều là kim loại.

b. Dạng bảng ngắn: Có 7 chu kỳ (chu kỳ 1, 2, 3 có 1 hàng, chu kỳ 4, 5, 6 có 2 hàng, chu kỳ 7 đang xây dựng mới có 1 hàng); 8 nhóm. Mỗi nhóm có 2 phân nhóm: Phân nhóm chính (gồm các nguyên tố s và p - ứng với nhóm A trong bảng dài) và phân nhóm phụ (gồm các



nguyên tố d và f - ứng với nhóm B trong bảng dài). Hai họ nguyên tố f (họ lantan và họ actini) được xếp thành 2 hàng riêng. 3. Chu kỳ

Chu kỳ gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron. Mỗi chu kỳ đều mở đầu bằng kim loại kiềm, kết thúc bằng khí hiếm. Trong một chu kỳ, đi từ trái sang phải theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. - Số electron ở lớp ngoài cùng tăng dần. - Lực hút giữa hạt nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính

nguyên tử giảm dần. Do đó: + Độ âm điện χ của các nguyên tố tăng dần. + Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần. + Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần. - Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV (nhóm

IV) đến I (nhóm VII). 4. Nhóm và phân nhóm

Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng điện tích hạt nhân.

- Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) nên lực hút giữa hạt nhân và các electron ở lớp ngoài cùng yếu dần, tức là khả năng nhường electron của nguyên tử tăng dần. Do đó:

+ Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. + Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần. - Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị dương) của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm

chứa nguyên tố đó. 5. Ý nghĩa của bảng HTTH

a. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo: Biêt vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hòan có thể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên

tố đó và ngược lại (mô tả bằng sơ đồ sau)

Vị trí trong bảng tuần hoàn

↔

Câu tạo nguyên tử Số thứ tự của nguyên tố Số p, số n, số e Số thứ tự của chu kỳ Số lớp e

Số thứ tự của nhóm Số e lớp ngoài cùng (số e hóa trị)

Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 25. Cấu hình e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2. - Có 4 lớp e → ở chu kỳ 4. Đang xây dựng e ở phân lớp 3d → thuộc phân nhóm phụ (nhóm B). Nguyên tố này là kim

loại, khi tham gia phản ứng nó có thể cho đi 2e ở 4s và 5e ở 3d, có hoá trị cao nhất 7+. Do đó, nó ở phân nhóm phụ nhóm VII (nhóm VIIB). Đó là Mn.

b. Quan hệ giữa vị trí và tính chất: Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra những tính chất hóa học

cơ bản của nó: - Tính kim loại, phi kim - Hóa trị cao nhất của nguyên tố đó với O, hóa trị với H - Công thức của oxit cao nhất và hiđroxit tương ứng - Công thức của hợp chất khí với H (nếu có) - Oxit hay hiđroxit có tính axit hay bazơ Ví dụ: S ở ô 16, nhóm VIA, chu kỳ 3. Suy ra: - S là phi kim



- Hóa trị cao nhất với O là 6, công thức oxit đó là SO3 - Hóa trị với H là 2, công thức của khí đó là H2S - SO3 là oxit axit còn H2SO4 là axit mạnh c. So sánh tính chất của nguyên tố này với các nguyên tố khác lân cận Dựa vào quy luật biến đổi các tính chất trong bảng tuần hòan theo chu kỳ và theo các

nhóm, chúng ta có thể so sánh được tính chất của một nguyên tố so với các nguyên tố lân cận.



Chương 3 LIÊN KẾT HÓA HỌC

Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững.

Liên kết hóa học được chia thành hai loại cơ bản: liên kết ion và liên kết cộng hóa trị 1. Liên kết ion

Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.

Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.( >Δχ 1,7). Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển hình) thu e của nguyên tử có độ âm điện nhỏ (các kim loại điển hình) tạo thành các ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử.

Ví dụ : 2.e

2Na + Cl2 = 2Na+ + 2Cl- = 2NaCl Đặc điểm của liên kết ion Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo

thành những mạng lưới ion (dạng tih thể) có tính bền vững, thường có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi khá cao, thường tan nhiều trong nước. Khi nóng chảy hoặc khi tan trong nước chúng tạo thành những dung dịch dẫn điện, còn ở trạng thái rắn chúng không dẫn điện. 2. Liên kết cộng hóa trị

Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp e chung.

* Đặc điểm: Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau hoặc

khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo thành các cặp e liên kết chuyển động trong cùng 1 obitan (xung quanh cả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân tử. Dựa vào vị trí của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành :

a. Liên kết cộng hoá trị không cực − Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ : H : H, Cl : Cl. .( χΔ = 0)

hoặc giữa các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau mà. χΔ <0,4. − Cặp e liên kết không bị lệch về phía nguyên tử nào. − Hoá trị của các nguyên tố được tính bằng số cặp e dùng chung. b. Liên kết cộng hoá trị có cực − Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều. Ví dụ : H : Cl.

(0,4 < χΔ <1,7 ) − Cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. − Hoá trị của các nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị có cực được tính bằng số cặp e

dùng chung. Nguyên tố có độ âm điện lớn có hoá trị âm, nguyên tố kia hoá trị dương. Ví dụ, trong HCl, clo hoá trị 1−, hiđro hoá trị 1+. 3. Liên kết cho - nhận (liên kết phối trí) Đó là loại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được

gọi là nguyên tố cho e; Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) được gọi là nguyên tố nhận e. Liên kết cho - nhận được ký hiệu bằng mũi tên (→) có chiều từ chất cho sang chất nhận.

Phần Hóa Học Đạ


i Cương Ví dụ quá trình hình thành ion NH4

+ (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho - nhận.: H + H N H

H Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta

có thể viết CTCT của NH+4 như sau:

H + H N H

H Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A → B là: nguyên tố A có đủ

8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống. 4. Liên kết σ và liên kết π

Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị. a) Liên kết σ : Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên kết) dọc

theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta có các loại liên kết σ kiểu s-s, s-p, p-p:

Obitan liên kết σ có tính đối xứng trục, với trục đối xứng là trục nối hai hạt nhân nguyên tử.

Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết σ . Khi đó, do tính đối xứng của obitan liên kết σ , hai nguyên tử có thể quay quanh trục liên kết.

b) Liên kết π: Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên kết. Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên kết σ (bền), còn lại là liên kết π (kém bền).

Liên kết π không có tính đối xứng trục nên 2 nguyên tử tham gia liên kết không có khả năng quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hiện tượng đồng phân cis-trans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi. 5. Liên kết hiđro

Liên kết hiđro là mối liên kết phụ (hay mối liên kết thứ 2) của nguyên tử H với nguyên tử có độ âm điện lớn (như F, O, N…). Tức là nguyên tử hiđro linh động bị hút bởi cặp e chưa liên kết của nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

Liên kết hiđro được ký hiệu bằng 3 dấu chấm ( … ) và không tính hoá trị cũng như số oxi hoá.

Liên kết hiđro được hình thành giữa các phân tử cùng loại. Ví dụ: Giữa các phân tử H2O, HF, rượu, axit… OH … OH …; H – F …H – F …

H H hoặc giữa các phân tử khác loại. Ví dụ: Giữa các phân tử rượu hay axit với H2O: OH … O – H …OH …

H R H hoặc trong một phân tử (liên kết hiđro nội phân tử). Ví dụ : CH2 – CH2

OH … OH Do có liên kết hiđro tạo thành trong dung dịch nên:



+ Tính axit của HF giảm đi nhiều (so với HBr, HCl). + Nhiệt độ sôi và độ tan trong nước của rượu và axit hữu cơ tăng lên rõ rệt so với các hợp

chất có khối lượng phân tử tương đương. 6. Sự lai hoá các obitan

− Để giải thích hiện tượng đa hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C…) và cấu trúc phân tử của một số hợp chất (đặc biệt là các phức chất), ta không thể căn cứ vào số e độc thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá obitan".

− Các kiểu lai hoá thường gặp: a) Lai hoá sp3: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai

hoá q định hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau những góc bằng 109o28'. Kiểu lai hoá sp3 được gặp trong các nguyên tử O, N, C nằm trong phân tử H2O, NH3, NH+

4, CH4,… b) Lai hoá sp2: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá

q định hướng từ tâm đến 3 đỉnh của tam giác đều. Lai hoá sp2 được gặp trong các phân tử BCl3, C2H4,… c) Lai hoá sp: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 1 obitan p tạo ra 2 obitan lai hoá q định hướng thẳng hàng với nhau. Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl2, C2H2,…

Ngoài các dạng lai hóa trên, các obitan còn có khả năng tạo thành nhiều kiểu lai hóa khác, như: lai hóa vuông phẳng dsp2, lai hóa bát diện d2sp3

, …



Chương 4 CÁC ĐỊNH LUẬT VỀ CHẤT KHÍ

I. Định luật Avôgađrô. 1. Nội dung: ở cùng một điều kiện (nhiệt độ và áp suất) những thể tích bằng nhau của mọi chất khí đều chứa số phân tử khí bằng nhau. 2. Hệ quả:

a) Thể tích mol phân tử. ở cùng điều kiện (T, P), 1 mol của mọi chất khí đều chiếm thể tích bằng nhau. Đặc biệt, ở điều kiện tiêu chuẩn (T = 273K, P = 1atm = 760 mmHg) 1 mol khí bất kỳ

chiếm thể tích 22,4 l. Thể tích này được gọi là thể tích mol ở đktc. Công thức liên hệ giữa số mol khí (n) và thể tích (Vo) ở đktc là.

4,22

0Vn = hay V0 = n. 22,4

Khi n = 1 mol → Vo = 22,4 Khối lượng mol: M = 22,4.D D là khối lượng riêng của chất khí đo ở đktc, tính bằng g/l. b) Tỷ khối hơi của chất khí: Tỷ khối của khí A so với khí B (ký hiệu là dA/B) là tỷ số khối lượng của 1 thể tích khí A so

với khối lượng của một thể tích tương đương khí B, khi đo ở cùng T và P.

dA/B = B

A

mm

mA, mB là khối lượng của cùng thể tích khí A và khí B. Với n mol khí thì:

mA = n. MA; mB = n. MB

dA/B = B

A

mm =

B

A

MnMn.. =

B

A

MM

-> MA = dA/B . MB II. Phương trình khí lý tưởng

− Phương trình

constTVP

TVP

=== .....

1

11

0

00

Công thức này thường được sử dụng để tính Vo (thể tích ở đktc), từ đó tính ra số mol khí n:

4,22

0Vn =

− Phương trình trên còn viết dưới dạng:

TnP

TT

VPPV

2734,22... 0

0

00 == hay PV = nRT với R = 110 ...082,0273

4,22. −−≈ KmolatmlitP

− Ta lại biết, số mol khí n = a / M (a là số gam khí). Do đó PV = Ma RT

III. Hỗn hợp khí 1. Áp suất riêng của chất khí trong hỗn hợp

Giả sử trong hỗn hợp có 3 khí A, B, C. Các phân tử khí gây ra áp suất tương ứng là PA, PB, PC. Người ta gọi PA, PB và PC là áp suất riêng của các chất khí A, B và C.

Vậy áp suất riêng của một chất khí trong hỗn hợp là áp suất có được nếu một mình khí đó chiếm toàn bộ thể tích hỗn hợp ở nhiệt độ đã cho.

Áp suất chung: P = PA + PB +PC



PA, PB và PC tỉ lệ với số mol của các khí A, B, C trong hỗn hợp. 2. Khối lượng mol trung bình của hỗn hợp khí ( M ) là khối lượng của một thể tích hỗn hợp khí đó ở một điều kiện xác định:

Ví dụ: M của không khí bằng 29 gam. Cách tính M : + M = dhh/A. MA

+ Khối lượng mol trung bình M của hỗn hợp 3 khí.:

M = CBA

CCBBAA

CBA

CBA

nnnMnMnMn

nnnmmm

++++

=++++ ...

Nếu thay n = V/22,4 vào phương trình trên ta có:

M = CBA

CCBBAA

VVVMVMVMV

++++ ...

VA, VB, VC, là thể tích các khí A, B, C (đo ở cùng điều kiện) trước khi trộn tạo thành hỗn hợp.



Chương 5 DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LI – ĐIỆN PHÂN

1. ay nhiều chất mà tỷ lệ thành phần của chúng có thể

tha

n bố các phân tử hoặc ion chất tan. Thường gặp dung môi O.

2. quá trình.

ất tan nguyên ch

oặc bỏ dung dịch là lượng chất tan dư sẽ kết tinh khỏi dung dịch.

3. nh bằng lượng chất tan bão hoà trong một lượng dung môi xác định ở

điề

hay tan nhiều.

hực tế không tan. 4.

dung môi gọi là quá trì uá trình hiđrat hoá.

rat).

ở dạng tinh thể rong tinh thể gọi là nước kết tinh.

.10H O, CaSO .2H O. 5.

ng nhất định du

Nồng độ phần trăm được biểu thị bằng số gam chất tan có trong 100 g dung dịch.

I. Dung dịch Định nghĩa Dung dịch là hệ đồng thể gồm hai hy đổi trong một giới hạn khá rộng. Dung dịch gồm: các chất tan và dung môi. Dung môi là môi trường để phâ

lỏng và quan trọng nhất là H2Quá trình hoà tan Khi hoà tan một chất thường xảy ra 2 − Phá huỷ cấu trúc của các chất tan. − Tương tác của dung môi với các tiểu phân chất tan (quá trình solvat hóa). Ngoài ra còn xảy ra hiện tượng ion hoá hoặc liên hợp phân tử chất tan (liên kết hiđro). Ngược với quá trình hoà tan là quá trình kết tinh. Trong dung dịch, khi tốc độ hoà tan

bằng tốc độ kết tinh (chất tan trong dung dịch ở trạng thái cân bằng với chất), ta có dung dịch bão hoà. Lúc đó chất tan không tan thêm được nữa. Ở mỗi nhiệt độ xác định, dung dịch bão hòa chứa một lượng chất tan xác định ứng với độ

tan của chất đó. Tuy nhiên đối với một số chất người ta có thể điều chế được dung dịch quá bão hòa có chứa một lượng chất tan lớn hơn so với dung dịch bão hòa. Ví dụ, hòa tan muối natriaxetat vào nước đến bão hòa ở nhiệt độ cao rồi hạ từ từ nhiệt độ dung dịch xuống, phần chất tan còn dư chưa thể kết tinh (hiện tượng chậm kết tinh), khi đó ta được dung dịch quá bão hòa. Trạng thái quá bão hòa là trạng thái kém bền, chỉ cần một va chạm nhỏ hmột tinh thể chất tan vào Độ tan của các chất Độ tan được xác địu kiện cho trước. Nếu trong 100 g H2O hoà tan được: >10 g chất tan: chất dễ tan <1 g chất tan: chất tan ít. < 0,01 g chất tan: chất tTinh thể ngậm nước Quá trình liên kết các phân tử (hoặc ion) chất tan với các phân tử nh sonvat hoá. Nếu dung môi là H2O thì đó là qHợp chất tạo thành gọi là sonvat (hay hiđVí dụ: CuSO4.5H2O ; Na2SO4.10H2O. Các sonvat (hiđrat) khá bền vững. Khi làm bay hơi dung dịch thu được chúng, gọi là những tinh thể ngậm H2O. Nước tMột số tinh thể ngậm nước thường gặp: FeSO4.7H2O, Na2SO4 2 4 2Nồng độ dung dịch Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị lượng chất tan có trong một lượng dịch hoặc dung môi. Thường gặp các cách biểu diễn nồng độ sau đây: a) Nồng độ phần trăm (C%):

%100%ddm

C = ctm= %100

.DV mct

V là thể tích dung dịch (ml), D là khối lượng riêng của dung dịch (g/ml) Trong đó : mct, mdd là khối lượng của chất tan và của dung dịch.



b) Nồng độ mol (CM): Nồng độ mol được biểu thị bằng số mol chất tan trong 1 lít dung dịch. Ký hiệu là M.

CM = dd

ct

dd

ct

VMm

litVmoln 1.

)()(

=

c) Quan hệ giữa C% và CM:

C% = DCM Mct

.10

CM = %.10 CM

D

ct

Ví dụ : Tính nồng độ mol của dung dịch axit H2SO4 20%, có D = 1,143 g/ml Giải : Theo công thức trên ta có :

CM = M34.22098

143,1.10=

II. Sự điện li 1. Định nghĩa

− Sự điện li là quá trình phân li chất tan thành các ion (ion dương và ion âm) dưới tác dụng của các phân tử dung môi (thường là nước) hoặc khi nóng chảy.

Ion dương gọi là cation, ion âm gọi là anion. − Chất điện li là những chất tan trong nước và phân li ra ion, tạo thành dung dịch dẫn

điện. Ví dụ: Các chất muối axit, bazơ. − Chất không điện li là chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện. Ví dụ: Dung dịch đường, dung dịch rượu,… − Nếu chất tan cấu tạo từ các tinh thể ion (như NaCl, KOH,…) thì quá trình điện li là quá

trình điện li là quá trình tách các ion khỏi mạng lưới tinh thể rồi sau đó ion kết hợp với các phân tử nước tạo thành ion hiđrat.

− Nếu chất tan gồm các phân tử phân cực (như HCl, HBr, HNO3,…) thì đầu tiên xảy ra sự ion hoá phân tử và sau đó là sự hiđrat hoá các ion.

− Phân tử dung môi phân cực càng mạnh thì khả năng gây ra hiện tượng điện li đối với chất tan càng mạnh.

Trong một số trường hợp quá trình điện li liên quan với khả năng tạo liên kết hiđro của phân tử dung môi (như sự điện li của axit). 2. Sự điện li của axit, bazơ, muối trong dung dịch nước

a) Sự điện li của axit Axit điện li ra cation oxoni H3O+ (H+) và anion gốc axit. HCl + H2O = H3O+ + Cl- Để đơn giản, người ta chỉ viết HCl = H+ + Cl- Nếu axit nhiều lần axit thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước. H2CO3 HCO3

- + H+ HCO3

- CO2- + H+

b) Sự điện li của bazơ Bazơ điện li ra anion OH− và cation kim loại hoặc amoni. NaOH = Na+ + OH-

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Nếu bazơ nhiều lần bazơ thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước. Fe(OH)3 Fe(OH)2

+ + OH-



Fe(OH) Fe(OH)2+ + OH-

Fe(OH) Fe3+ + OH- c) Sự điện li của muối Muối điện li ra cation kim loại hay amoni và anion gốc axit, các muối trung hoà thường

chỉ điện li 1 nấc. K2SO4 = 2K+ + SO4

2-

Muối axit, muối bazơ điện li nhiều nấc : NaH2PO4 = Na+ + H2PO4

- H2PO4

- HPO4- + H+

HPO4- PO4

3- + H+ Muối bazơ : CaOHCl = CaOH+ + Cl- CaOH+ = Ca2+ + OH- d) Sự điện li của hiđroxit lưỡng tính Hiđroxit lưỡng tính có thể điện li theo 2 chiều ra cả ion H+ và OH−. 2H+ + ZnO2

2- Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH- H+ + AlO2

- + H2O Al(OH)3 Al3+ + 3OH-

3. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu a) Chất điện li mạnh Chất điện li mạnh là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành ion. Quá

trình điện li là quá trình một chiều, trong phương trình điện li dùng dấu “=” (hoặc dấu ). → Ví dụ: KCl = K+ + Cl-

Những chất điện li mạnh là những chất mà tinh thể ion hoặc phân tử có liên kết phân cực mạnh. Đó là: − Hầu hết các muối tan. − Các axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4,… − Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)2,… b) Chất điện li yếu Chất điện li yếu là những chất trong dung dịch nước chỉ có một phần nhỏ số phân tử điện

li thành ion, còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử. Quá trình điện li là thuận nghịch, trong phương trình điện li dùng dấu “ ”

Ví dụ: CH3COOH CH3COO- + H+

NH3 + H2O NH4+ + OH-

Những chất điện li yếu thường gặp là: − Các axit yếu: CH3COOH, H2CO3, H2S,… − Các bazơ yếu: NH3,… − Mỗi chất điện li yếu được đặc trưng bằng hằng số điện li (Kđl) - đó là hằng số cân bằng

của quá trình điện li. Ví dụ:

CH3COOH CH3COO- + H+ Kđl = ][

]].[[

3

3

COOHCHHCOOCH +−

Trong đó: [CH3COO−], [H+] và [CH3COOH] là nồng độ các ion và phân tử trong dung dịch lúc cân bằng. Kđl là hằng số, không phụ thuộc nồng độ. Chất điện li càng yếu thì Kđl càng nhỏ.

Với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số Kđl riêng. H2CO3 có 2 hằng số điện li:



H2CO3 HCO3- + H+ K1 =

][]].[[

32

3

COHHHCO +−

HCO3- CO2- + H+ K2 =

][]].[[

3

23

−

+−

HCOHCO

4. Độ điện li α Độ điện li α của chất điện li là tỷ số giữa số phân tử phân li thành ion Np và tổng số phân

tử chất điện li tan vào nước Nt.

t

p

NN

=α

Ví dụ: Cứ 100 phân tử chất tan trong nước có 25 phân tử điện li thì độ điện li α bằng:

25,0%2510025

===α

Tỷ số này cũng chính là tỷ số nồng độ mol chất tan phân li (Cp) và nồng độ mol chất tan vào trong dung dịch (Ct).

t

p

CC

=α

− Giá trị của α biến đổi trong khoảng 0 đến 1(hay từ 0% tới 100%) 0 ≤ α ≤ 1 Khi α = 1: chất tan phân li hoàn toàn thành ion. Khi α = 0: chất tan hoàn toàn không phân

li (chất không điện li). − Độ điện li α phụ thuộc các yếu tố : bản chất của chất tan, dung môi, nhiệt độ và nồng độ

dung dịch. 5. Quan hệ giữa độ điện li α và hằng số điện li

Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ban đầu Co, độ điện li của nó là α, ta có: MA M+ + A-

Nồng độ lúc cân bằng: 0)1( Cα− 0Cα 0Cα Hằng số điện li:

α

αααα

−=

−=

1)1(. 0

2

0

00 CCCC

K đl

Dựa vào biểu thức này, nếu biết α ứng với nồng độ dung dịch Co, ta tính được Kđl và ngược lại.

Ví dụ: Trong dung dịch axit HA 0,1M có α = 0,01. Tính hằng số điện li của axit đó (ký hiệu là Ka).

Giải: Trong dung dịch, axit HA phân li: HA H+ + A-

lmolHA

AHKa /1001,01

1,0.)01,0(][

]].[[ 52

−−+

=−

==

6. Axit - bazơ a) Định nghĩa Theo quan niệm cũ: - Axit là những chất khi tan trong nước điện li ra ion H+ (chính xác là H3O+). - Bazơ là những chất khi tan trong nước điện li ra ion OH−. − Đối với axit, ví dụ HCl, sự điện li thường được biểu diễn bằng phương trình: HCl = H+ + Cl-



Nhưng thực ra axit không tự phân li mà nhường proton cho nước theo phương trình. HCl + H2O = H3O+ + Cl-

Vì H2O trong H3O+ không tham gia phản ứng nên thường chỉ ghi là H+ − Đối với bazơ, ngoài những chất trong phân tử có sẵn nhóm OH− (như NaOH,

Ba(OH)2…) Còn có những bazơ trong phân tử không có nhóm OH (như NH3…) nhưng đã nhận proton của nước để tạo ra OH− H2O + NH3 NH4

+ + OH-

Do đó để nêu lên bản chất của axit và bazơ, vai trò của nước (dung môi), Bronxtet đã đưa ra định nghĩa mới về axit - bazơ như sau:

Axit là những chất có khả năng cho proton. Bazơ là những chất có khả năng nhận proton. b) Phản ứng axit - bazơ − Tác dụng của dung dịch axit và dung dịch bazơ. Cho dung dịch H2SO4 tác dụng với dung dịch NaOH, phản ứng hoá học xảy ra toả nhiệt

làm dung dịch nóng lên. Phương trình phân tử: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Phương trình ion:

2Na+ + 2OH- + 2H+ + SO42- = 2Na+ + SO4

2- + 2H2O 2OH- + 2H+ = 2H2O

Hoặc là: H3O+ + OH- = 2H2O H2SO4 cho proton (chuyển qua ion H3O+) và NaOH nhận proton (trực tiếp là ion OH−). Phản ứng của axit với bazơ gọi là phản ứng trung hoà và luôn toả nhiệt. − Tác dụng của dung dịch axit và bazơ không tan. Đổ dung dịch HNO3 vào Al(OH)3 ↓, chất này tan dần. Phản ứng hoá học xảy ra. Phương trình phân tử: 3HNO3 + Al(OH)3 = Al(NO3)3 + 3H2O Phương trình ion: 3H+ + 3NO3

- + Al(OH)3 = Al3+ + 3NO3- + 3H2O

3H+ + Al(OH)3 = Al3++ 3H2O Hoặc là: 3H3O+ + Al(OH)3 = Al3++ 6H2O HNO3 cho proton, Al(OH)3 nhận proton. − Tác dụng của dung dịch axit và oxit bazơ không tan. Đổ dung dịch axit HCl vào CuO, đun nóng, phản ứng hoá học xảy ra, CuO tan dần: Phương trình phân tử: 2HCl + CuO = CuCl2 + H2O Phương trình ion 2H+ + 2Cl- + CuO = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O 2H+ + CuO = Cu2+ + 2H2O Hoặc là 2H3O+ + CuO = Cu2+ + 3H2O HCl cho proton, CuO nhận proton, nó đóng vai trò như một bazơ.



− Kết luận: Vậy bản chất của phản ứng axit – bazơ chính là sự cho và nhận proton. c) Hiđroxit lưỡng tính Có một số hiđroxit không tan (như Zn(OH)2, Al(OH)3,…) tác dụng được cả với dung dịch

axit và cả với dung dịch bazơ được gọi là những hiđroxit lưỡng tính. Ví dụ: Zn(OH)2 tác đụng được với H2SO4 và NaOH. H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O 2H+ + SO4

2- + Zn(OH)2 = Zn2+ + SO42- + 2H2O

2H+ + Zn(OH)2 = Zn2+ + 2H2O Hoặc là: 2H3O+ + Zn(OH)2 = Zn2+ + 4H2O Kẽm hiđroxit nhận proton, nó là một bazơ. H2ZnO2 Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O ≡ H2ZnO2 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + ZnO2

2- + 2H2O

H2ZnO2 + 2OH- = ZnO22-

+ 2H2O Kẽm hiđroxit cho proton, nó là một axit. Vậy: Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit vừa có khả năng cho vừa có khả năng nhận proton,

nghĩa là vừa là axit, vừa là bazơ. 7. Sự điện li của nước

a) Nước là chất điện li yếu H2O H+

+ OH-

Tích số nồng độ ion H+ và OH− trong nước nguyên chất và trong dung dịch nước ở mỗi nhiệt độ là một hằng số OHK

2

Ở 200C thì = [H+].[OH-] = 10-14 OHK2

Môi trường trung tính : [H+] = [OH−] = 10−7 mol/l Môi trường axit: [H+] > [OH−] [H+] > 10−7 mol/l. Môi trường bazơ: [H+] < [OH−] [H+] < 10−7 mol/l b) Chỉ số hiđro của dung dịch - Độ pH − Khi biểu diễn nồng độ ion H+ (hay H3O+) của dung dịch dưới dạng: [H+] = 10-a (mol/l) thì hệ số a được gọi là pH của dung dịch Ví dụ: [H+] = 10−5 mol/l thì pH = 5, … − Cách xác định pH: Về mặt toán học thì pH = −lg[H+] Như vậy: Môi trường trung tính: pH = 7 Môi trường axit: pH < 7 Môi trường bazơ: pH > 7 pH càng nhỏ thì dung dịch có độ axit càng lớn (axit càng mạnh); pH càng lớn thì dung

dịch có độ bazơ càng lớn (bazơ càng mạnh). Ví dụ 1: Dung dịch HCl 0,02M, có [H+] = 0,02M. Do đó pH = −lg2.10−2 = 1,7. Ví dụ 2: Dung dịch NaOH 0,01M, có [OH−] = 0,01 = 10−2 mol/l. Do đó :

[H+] = 122

14

101010 −

−

−

= , pH = - lg10-12 = 12

c) Chất chỉ thị màu axit - bazơ



Chất chỉ thị màu axit - bazơ là chất có màu thay đổi theo nồng độ ion H+ của dung dịch. Mỗi chất chỉ thị chuyển màu trong một khoảng pH xác định.

Bảng 2: Một số chất chỉ thị màu axit - bazơ thường dùng

Chất chỉ thị màu Màu trong các mội trường Axit Trung tính Bazơ

Metyl da cam Đỏ pH < 3,1

Da cam 3,1 < pH < 4,4

Vàng pH > 4,4

Quỳ Đỏ pH < 5

Tím 5 < pH < 8

Xanh pH > 8

Phenolphtalein Không màu pH < 8

Hồng nhạt 8 < pH < 9,8

Hồng pH > 9,8

8. Sự thuỷ phân của muối Không phải dung dịch của tất cả các muối trung hoà đều có môi trường trung tính (pH =

7) mà có thể là môi trường axit hoặc bazơ. Nguyên nhân là do: Một số muối khi hòa tan vào nước đã tác dụng với nước làm thay đôi môi trường dung dịch. Ví dụ như: những muối của axit yếu - bazơ mạnh (như CH3COOHNa), của axit mạnh - bazơ yếu (như NH4Cl) khi hoà tan trong nước đã tác dụng với nước tạo ra axit yếu, bazơ yếu, vì vậy những muối này không tồn tại trong nước. Nó bị thuỷ phân, gây ra sự thay đổi tính chất của môi trường.

a) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit yếu -bazơ mạnh Ví dụ: CH3COONa, Na2CO3, K2S,… CH3COONa + H2O CH3COOH + Na+ + OH-

Trong dung dịch dư ion OH−, do vậy pH > 7 (môi trường bazơ). Vậy: muối của axit yếu - bazơ mạnh khi thuỷ phân cho môi trường bazơ. b) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit mạnh - bazơ yếu Ví dụ: NH4Cl, ZnCl2, Al2(SO4)3, … NH4Cl + H2O NH3 + H3O+ + Cl-

Trong dung dịch dư ion H3O+ hay (H+), do vậy pH < 7 (môi truờng axit). Vậy muối của axit mạnh - bazơ yếu khi thuỷ phân cho môi trường axit. c) Sự thuỷ phân của muối tạo thành từ axit yếu - bazơ yếu Ví dụ: Al2S3, Fe2(CO3)3,… Al2S3 + 6HOH 2Al(OH)3 + 3H2S↑ ↓ Fe2(CO3)2 + 6HOH 2Fe(OH)3 ↓ + 3CO2 ↑ + 3H2O

9. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li

Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện li chỉ xảy ra khi có sự tạo thành hoặc chất kết tủa, hoặc chất dễ bay hơi, hoặc chất ít điện li (điện li yếu).

a) Phản ứng tạo thành chất kết tủa Trộn dung dịch BaCl2 với dung dịch Na2SO4 thấy có kết tủa trắng tạo thành. Đã xảy ra

phản ứng. Phương trình phân tử: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl ↓Phương trình ion: Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO4

2- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl- Ba2+ + SO4

2- = BaSO4 ↓ ↓

b) Phản ứng tạo thành chất bay hơi Cho axit HCl tác dụng với Na2CO3 thấy có khí bay ra. Đã xảy ra phản ứng. Phương trình phân tử:



2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + CO2 ↑ + H2O Phương trình ion 2H+ + 2Cl- + 2Na+ + CO3

2- = 2Na+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O 2H+ + CO3

2- = CO2 + H2O ↑c) Phản ứng tạo thành chất ít điện li - Cho axit H2SO4 vào muối axetat. Phản ứng xảy ra tạo thành axit CH3COOH ít điện li Phương trình phân tử: H2SO4 + 2CH COONa = 2CH3COOH + Na2SO4 3Phương trình ion 2H+ + SO4

2- + 2CH3COO- + 2Na+ = 2CH3COOH + 2Na+ + SO42-

2H+ + 2CH3COO- = 2CH3COOH − Hoặc cho axit HNO3 tác dụng với Ba(OH)2. Phản ứng trung hoà xảy ra tạo thành chất ít

điện li là nước. Phương trình phân tử: 2HNO3 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + 2H2O Phương trình ion 2H+ + 2NO3

- + Ba2+ + 2OH- = Ba2+ + 2NO3- + 2H2O

H+ + 2OH- = 2H2O Chú ý: Khi biểu diễn phản ứng trao đổi trong dung dịch điện li, người ta thường viết

phương trình phản ứng dưới các dạng: phương trình phân tử và phương trình ion. Ở phương trình ion, những chất kết tủa, bay hơi, điện li yếu (ít điện li) được viết dưới dạng phân tử, các chất điện li mạnh viết dưới dạng ion (do chúng điện li ra). Cuối cùng thu gọn phương trình ion bằng cách lược bỏ những thành phần giống nhau ở 2 vế của phương trình.

III. Sự điện phân 1. Định nghĩa Điện phân là sự thực hiện các quá trình oxi hoá - khử trên bề mặt điện cực nhờ dòng điện

một chiều bên ngoài Quá trình điện phân được biểu diễn bằng sơ đồ điện phân. Ví dụ: Sơ đồ điện phân NaCl nóng chảy. NaCl Na+ + Cl- ⎯→⎯

0t

0t

0t

Catot (-) anot(+) 2Na+ + 2e -> 2Na 2Cl- - 2e -> Cl2 Ở catôt: xảy ra quá trình khử. 2Na+ + 2e -> 2Na Ở anôt: xảy ra quá trình oxi hoá. 2Cl- - 2e -> Cl2 Phương trình điện phân NaCl nóng chảy: 2NaCl 2Na + Cl2 ⎯→⎯

2. Điện phân hợp chất nóng chảy Ở trạng thái nóng chảy, các tinh thể chất điện phân bị phá vỡ thành các ion chuyển động

hỗn loạn. Khi có dòng điện một chiều chạy qua, ion dương chạy về catôt và bị khử ở đó, ion âm chạy về anôt và bị oxi hoá ở đó.

Ví dụ: Điện phân KOH nóng chảy. KOH K+ + OH- ⎯→⎯



Catot (-) anot(+) 2K+ + 2e -> 2K 2OH- - 2e -> 1/2O2 + H2O

hư phân

n ứng phụ giữa sản phẩm điệ phân (O , Cl ) và điện cực (anôt) thường làm bằng than chì.

n Al (có pha thêm criolit 3NaF.AlF3) ở 1000oC Al2O3 2Al3+ + 3O2-

6Al 3O2- - 6e -> 3/2O ương trì phân

2Al + 3/2O2 Phản ứng p

háp điện phân hợp chất nóng chảy được dùng để điều chế các kim loạ

g chảy. i clorua nóng chảy.

3 nóng chảy. 3. dịch nước

phụ thuộc vào so sánh tính oxi hoá - khử mạ trong bình điện phân.

càng mạnh và càng dễ bị khử ở catôt (tr

rong dãy thế điện hoá (trừ ion H+), tro ng dễ bị khử.

2+, Na+, …). Những ion này thực tế không bao giờ bị khử khi điện phân tro

oặc phân tử nào có tính khử mạnh thì càng dễ bị oxi hoá. Có thể áp dụng kin

dùng làm anôt. Trừ trường hợp anôt trơ (kh

ó oxi như NO3-, SO4

2-, … Thực tế các anion nà ịch.

i hì:

P ơng trình điện 2KOH ⎯⎯ →⎯dpnc 2K + 1/2O2 + H2O Điện phân nóng chảy xảy ra ở nhiệt độ cao nên có thể xảy ra phản 2 2 ... Ví dụ: điện phâ 2O3 nóng chảy

⎯→⎯0t

Catot (-) anot(+) 2Al3+ + 6e -> 2Ph nh điện Al2O3 ⎯⎯ →⎯dpnc

hụ: 2C + O2 ⎯→⎯

0t 2CO

(Than chì làm anôt bị mất dần, nên sau một thời gian phải bổ sung vào điện cực). Ứng dụng: Phương pi hoạt động mạnh: − Điều chế kim loại kiềm: Điện phân muối clorua hoặc hiđroxit nón− Điều chế kim loại kiềm thổ: Điện phân muố− Điều chế Al: Điện phân Al2OĐiện phân dung a) Nguyên tắc: Khi điện phân dung dịch, tham gia các quá trình oxi hoá - khử ở điện cực ngoài các ion

của chất điện phân còn có thể có các ion H+ và OH− của nước và bản thân kim loại làm điện cực. Khi đó quá trình oxi hoá - khử thực tế xảy ra

nh hay yếu của các chất b) Thứ tự khử ở catôt Kim loại càng yếu thì cation của nó có tính oxi hoáừ trường hợp ion H+). Có thể áp dụng quy tắc sau: − Dễ khử nhất là các cation kim loại đứng sau Al tng đó ion kim loại càng ở cưối dãy cà− Tiếp đến là ion H+ của dung dịch − Khó khử nhất là các ion kim loại mạnh, kể từ Al, về phía đầu dãy thế điện hoá. (Al3+, Mg2+, Cang dung dịch. c) Thứ tự oxi hoá ở anôt Nói chung ion hh nghiệm sau: − Dễ bị oxi hoá nhất là bản thân các kim loại ông bị ăn mòn làm bằng Pt, hay than chì (C). − Sau đó đến các ion gốc axit không có oxi: I−, Br−, Cl−, … − Rồi đến ion OH− của nước hoặc của kiềm tan trong dung dịch. − Khó bị oxi hoá nhất là các anion gốc axit cy không bị oxi hoá khi điện phân dung dd) Một số ví dụ áp dụng quy tắc trên Ví dụ 1: Đ ện phân dung dịch CuCl2 với điện cực than c



CuCl ⎯⎯ Cu2+ + 2Cl- → 2 HOH H+ + OH-

u 2Cl- - 2e -> Cl2 phân:

iken -

Catot (-) anot(+) Cu2+ + 2e -> CPhương trình điện CuCl2 ⎯⎯ →⎯dpdd Cu + Cl2 Ví dụ 2: Điện phân dung dịch NiCl2 với điện cực bằng n NiCl ⎯⎯ Ni2+ + 2Cl→2 HOH H+ + OH-

n Ni từ anôt sang catôt nhờ dòng điện. Ph

42-

Catot (-) anot(+) (Ni) Ni2+, H+ Cl-, OH-, Ni Ni2+ + 2e -> Ni Ni – 2e -> Ni2+

Thực chất quá trình điện phân là sự vận chuyểương pháp được ứng dụng để tinh chế kim loại. Ví dụ 3: Điện phân dung dịch Na2SO4 với điện cực Pt: Na SO 2Na+ + SO2 4 HOH

⎯→⎯H+ + OH-

2OH- – 2e -> 1/2O2 + H2O n phâ

chì: Na

Catot (-) anot(+) Na+, H+ SO4

2-, OH- 2H+ + 2e -> H2Phương trình điệ n: H2O ⎯→⎯dp H2 + 1/2O2 Ví dụ 4: Điện phân dung dịch NaCl với anôt bằng than NaCl + + Cl- ⎯→⎯ HOH H+ + OH-

2Cl- – 2e -> Cln:

tục điện li, do đó ở khu vực này giàu ion OH− tạo thành (cùng với Na+) dung dịch Na

ào dung dịch và một phần khuếch tán ng vớ aven:

cách dùng màng ng ào dung dịch.

Catot (-) anot(+) Na+, H+ Cl-, OH- 2H+ + 2e -> H2 2 Phương trình điện phâ 2NaCl + 2H2O ⎯⎯⎯ →⎯ mndpdd , 2NaOH + H2 + Cl2 Trong quá trình điện phân, dung dịch ở khu vực xung quanh catôt, ion H+ bị mất dần.,

H2O tiếp OH. Ở anôt, ion Cl− bị oxi hoá thành Cl2. Một phần hoà tan v sang catôt, tác dụ i NaOH tạo thành nước J Cl2 + 2NaOH ⎯→⎯ NaCl + NaClO + H2O Vì vậy muốn thu được NaOH phải tránh phản ứng tạo nước Javen bằng ăn bao bọc lấy khu vực anôt để ngăn khí Cl2 khuếch tán vVí dụ 5: Điện phân dung dịch KNO3 với anôt bằng Cu. KNO K+ + NO3

-3 ⎯→⎯

HOH H+ + OH-

Catot (-) anot(+) K+, H+ NO3

-, OH-, Cu



2H+ + 2e -> H2 Cu – 2e -> Cu2+

Khi điện phân, ở khu vực catôt, ion H+ mất dần, nồng độ OH− tăng dần, dung dịch ở đó có tín vào dung dịch.

)2 (màu xanh) iện ph

g nồng độ tăng dần.

ng sau Al trong dãy thế điện hoá.

iđroxit kim loại kiềm im loại khỏi hỗn hợp dung dịch.

4. Công thức Farađây

h kiềm tăng dần. ở anôt ion Cu2+ tanTrong dung dịch xảy ra phản ứng. Cu2+ + 2OH- -> Cu(OHPhương trình đ ân: Cu + H2O ⎯→⎯dp Cu(OH)2 + H2 Bản thân KNO3 không bị biến đổi nhưnỨng dụng của điện phân dung dịch: − Điều chế kim loại đứ− Tinh chế kim loại. − Mạ và đúc kim loại bằng điện. − Điều chế một số hoá chất thông dụng: H2, Cl2, O2,…, h− Tách riêng một số k

FnFnm .. == tIAQA .

ro đó: g khi điện phân (gam)

ử chất đó. g).

ulông.mol-1)

T ng m là khối lượng chất được giải phón A là khối lượng mol của chất đó. n là số e trao đổi khi tạo thành một nguyên tử hay phân t Q là điện lượng phóng qua bình điện phân (Culôn F là hằng số Farađây (F = 96500 C l là cường độ dòng điện (Ampe) t là thời gian điện phân (giây) Ví dụ: Tính khối lượng oxi được giải phóng ở anôt khi cho dòng điện 5 ampe qua bình

điệ đựng dung dịch Na2SO4 trong 1 giờ 20 phút 25 giây.

A = 16 , n = 2 , t = 4825 giây , I = 5;

n phânGiải: Áp dụng công thức Farađây:

gamm 296500

4825.5.2

16==



Chương 6 PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ

1. yên tố, người ta

đưết

(d àn về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

tử bằng 0.

K ủa một số nguyên tố có trị số không đổi:

ua k loại bằng − 1) luôn bằng − 2.

g điện tích của ion. Ví dụ á của H là +1, của O là −2 của S là +6.

ấu của số oxi hoá đặt trước giá trị, còn dấu của ion đặt sau giá trị.

a , ion Fe3+

2. Đyên tử hoặc

ion chất tham gia phản ứng, do đó làm thay đổi số oxi hoá của chúng. Ví dụ:

á).

− Quá trình kết hợp e vào chất oxi hoá được gọi là sự khử chất oxi hoá (quá trình khử)

tách e khỏi chất khử được gọi là sự oxi hoá chất khử (quá trình oxi hóa):

3. ải bằng tổng số e mà chất oxi

ho bảo toàn.

ơ đồ phản ứng, nếu chưa biết sản phẩm thì phải dựa vào điều kiện cho ở đề bài để su

á thay đổi. Đối với những nguyên tố ng cần quan tâm.

e

hản ứng. 6) Cân bằng phần không tham gia quá trình oxi hoá - khử.

Số oxi hoá Để thuận tiện khi xem xét phản ứng oxi hoá - khử và tính chất của các ngua ra khái niệm số oxi hoá (còn gọi là mức oxi hoá hay điện tích hoá trị). Số oxi hoá là điện tích quy ước mà nguyên tử có được nếu giả thuyết rằng cặp e liên k

o 2 nguyên tử góp chung) chuyển hoàn toSố oxi hoá được tính theo quy tắc sau : − Trong đơn chất, số oxi hoá của các nguyên Ví dụ: Trong Cl2, số oxi hoá của Cl bằng 0. − hi tham gia hợp chất, số oxi hoá c + Kim loại kiềm luôn bằng +1. + Kim loại kiềm thổ luôn bằng +2. + Oxi (trừ trong peoxit bằng − 1) luôn bằng − 2. + Hiđro (trừ trong hiđr im + Al thường bằng +3. − Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong phân tử trung hoà điện bằng 0. − Tổng đại số số oxi hoá của các nguyên tử trong một ion phức tạp bằn

trong ion HSO4-, số oxi ho

+ 1 + 6 + (−2. 4) = − 1. Chú ý: DVí dụ:

3+

Fe Số oxi hóịnh nghĩa

− Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng trong đó có sự trao đổi e giữa các ngu của các

0

2

2

2

20CuClZnClCuZn +→+

++

− Chất nhường e gọi là chất khử (hay chất bị oxi ho Chất thu e gọi là chất oxi hoá (hay chất bị khử).

022 CueCu →+

+

Quá trình

20

2+

→− ZneZn Cân bằng phương trình phản ứng oxi hoá - khử − Nguyên tắc khi cân bằng : Tổng số e mà chất khử cho phá nhận và số nguyên tử của mỗi nguyên tố được − Quá trình cân bằng tiến hành theo các bước: 1) Viết sy luận. 2) Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hocó số oxi hoá không thay đổi thì khô3) Viết các quá trình cho - nhận4) Cân bằng số e cho và nhận. 5) Đưa hệ số tìm được từ phương trình e vào phương trình p



Ví dụ: Cho miếng Al vào dung dịch axit HNO3 loãng thấy bay ra chất khí không màu, không mùi, không cháy, nhẹ hơn không khí, viết phương trình phản ứng và cân bằng.

Giải: Theo đầu bài, khí bay ra là N2. Phương trình phản ứng (bước 1): Al + HNO3 -> Al(NO3)3 + N2 + H2O Bước 2, 3, 4:

10 30

3+

→− AleAl

3 2

055.22 NeN →+

+

Bước 5: 10Al + 6HNO3 -> 10Al(NO3)3 + 3N2 + H2O Bước 6: Ngoài 6 HNO3 tham gia quá trình oxi hoá - khử còn 3.10 = 30HNO3 tạo thành

muối nitrat (10Al(NO3)3). Vậy tổng số phân tử HNO3 là 36 và tạo thành 18H2O. Phương trình cuối cùng: 10Al + 36HNO3 -> 10Al(NO3)3 + 3N2 + 18H2O Dạng ion: 10Al + 36H+ + 36NO3

- -> 10Al3+ + 30NO3- + 3N2 + 18H2O

10Al + 36H+ + 6NO3- -> 10Al3+ + 3N2 + 18H2O

Chú ý: Đối với những phản ứng tạo nhiều sản phẩm trong đó nguyên tố ở nhiều số oxi hoá khác nhau, ta có thể viết gộp hoặc viết riêng từng phản ứng đối với từng sản phẩm, sau đó nhân các phản ứng riêng với hệ số tỷ lệ theo điều kiện đầu bài. Cuối cùng cộng gộp các phản ứng lại.

Ví dụ: Cân bằng phản ứng: Al + HNO3 -> NO + N2O + ... Biết tỷ lệ: 1:3:

2=OHNO nn

Giải Các phản ứng riêng (đã cân bằng theo nguyên tắc trên): Al + 4HNO3 -> Al(NO3)3 + NO + 2H2O 8Al + 30HNO3 -> 8Al(NO3)3 + 3N2 + 15H2O Để có tỷ lệ mol trên, ta nhân phương trình (1) với 9 rồi cộng 2 phương trình lại: 17Al + 66HNO3 -> 17Al(NO3)3 + 9NO + 3N2O + 33H2O

4. Một số dạng phản ứng oxi hoá - khử đặc biệt a. Phản ứng oxi hoá − khử nội phân tử Chất oxi hoá và chất khử là những nguyên tử khác nhau nằm trong cùng một phân tử.

Ví dụ. OHNONHN 22

0

2

5

4

3+→

+−

2

b. Phản ứng tự oxi hoá - tự khử

01

3

25OClKOClK +→

−−+

Chất oxi hoá và chất khử cùng là một loại nguyên tử trong hợp chất. Ví dụ: Trong phản ứng.

2

0Cl + NaOH → + H2O OClNaClNa

11 +−

+

2

0Cl vừa là chất oxi hóa ( ) vừa là chất khử ( )

101

−

→+ CleCl10

1+

→− CleClc) Phản ứng có nhiều nguyên tố thay đổi số oxi hoá Ví dụ: Cân bằng phản ứng sau theo phương pháp cân bằng e KNO3 + FeS2 -> KNO2 + Fe2O3 + SO3

2 630

2 215++

+→− SFeeFeS

15 35

2++

→+ NeN



Vậy phương trình cân bằng là: 15KNO3 + 2FeS2 -> 15KNO2 + Fe2O3 + 4SO3 d) Phản ứng oxi hoá - khử có môi trường tham gia − Ở môi trường axit thường có ion H+ tham gia tạo thành H2O. Ví dụ: 2MnO4

- + 5SO32- + 6H+ -> 2Mn2+ + 5SO4

2- + 3H2O − Ở môi trường kiềm thường có ion OH− tham gia tạo thành H2O. Ví dụ: 2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH -> 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O − Ở môi trường trung tính có thể có H2O tham gia. Ví dụ: MnO4

- + SO32- + H2O -> MnO2 + SO4

2- + OH-

Hóa học các hợp chất vô cơ


Phần II HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT VÔ CƠ

Chương 1 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIA

Nhóm Halogen 1. Cấu tạo nguyên tử

− Cấu hình electron lớp ngoài cùng của X là ns2np5. Dễ dàng thực hiện quá trình : X2 + 2e -> 2X-

Thể hiện tính oxi hoá mạnh. − Số oxi hoá: Flo chỉ có số oxi hoá −1, các halogen khác có các số oxi hoá −1, +1, +3, +5

và +7. − Từ F2 → I2: tính oxi hóa giảm, tính khử tăng, độ âm điện giảm.

2. Tính chất vật lý F2, Cl2 là chất khí, Br2 là chất lỏng, I2 là chất rắn. Khí flo màu lục nhạt, khí clo màu vàng

lục, chất lỏng brom màu đỏ nâu, tinh thể iot màu tím đen. Các halogen đều rất độc. F2 không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh; Các halogen khác tan tương đối

ít trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như: C6H6, CCl4,…. 3. Tính chất hoá học Tính chất hóa học đặc trưng của các halogen là tính oxi hóa mạnh

a. Phản ứng với hiđro: Xảy ra với mức độ khác nhau: H2 + F2 -> 2HF phản ứng xảy ra ngay trong bóng tối, ở đk thường, nổ H2 + Cl2 -> 2Cl phản ứng xảy ra khi chiếu sáng hoặc có đốt nóng, nổ H2 + Br2 -> 2HBr phản ứng xảy ra khi đốt nóng H2 + I2 2HI phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao, thuận nghịch b. Phản ứng mạnh với kim loại

2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3 Phản ứng tạo thành hợp chất ở đó kim loại có số oxi hoá cao (nếu kim loại có nhiều số oxi

hoá như Fe, Sn…) c. Phản ứng với H2O: Khi cho halogen tan vào nước thì: − Flo phân huỷ nước:

F2 + H2O -> 2HF + 1/2O2 − Clo tạo thành hỗn hợp 2 axit: Cl2 + H2O HCl + HClO − Brom cho phản ứng tương tự nhưng tan kém clo. − Iot tan rất ít. d. Phản ứng với phi kim khác

2P + 3Cl2 -> 2PCl3 2P + 5Cl2 -> 2PCl5

Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với oxi. e. Phản ứng với dung dịch kiềm − Clo tác dụng với dung dịch kiềm loãng và nguội tạo thành nước Javen:

+ NaOH + H2O 2

0Cl → OClNaClNa

11 +−

+− Clo tác dụng với dung dịch kiềm đặc và nóng tạo thành muối clorat:

+ NaOH + H2O 2

0Cl ⎯→⎯

0t3

51OClNaClNa

+−

+

− Clo tác dụng với vôi tôi tạo thành clorua vôi:

+ Ca(OH)2 bột ẩm, huyền phù → + 2H2O 2

0Cl 2CaOCl



Nước Javen, clorua vôi là những chất oxi hoá mạnh do Cl+ trong phân tử gây ra. Chúng được dùng làm chất tẩy màu, sát trùng.

f. Halogen mạnh đẩy halogen yếu ra khỏi hợp chất: 2Cl2 + NaBr -> 2NaCl + Br2

g. Oxi hóa các hợp chất có tính khử: Cl2 + 2FeCl2 2FeCl3 → Br2 + SO2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 I2 + 2Na2S2O3 Na2S4O6 + 2NaI →

4. Ứng dụng và điều chế clo − Clo được dùng để: + Diệt trùng trong nước sinh hoạt ở các thành phố + Tẩy trắng vải sợi, giấy + Sản xuất nước Javen, clorua vôi, axit HCl + Sản xuất các hoá chất trong công nghiệp dược phẩm, công nghiệp dệt… − Trong phòng thí nghiệm, clo được điều chế từ axit HCl:

4HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2H2 O ⎯→⎯0t

16HCl + 2KMnO4 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2 O ⎯→⎯− Trong công nghiệp: clo được điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua kim

loại kiềm. Khi đó clo thoát ra ở anôt theo phương trình. 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 ⎯⎯⎯ →⎯ mndpdd ,

5. Trạng thái tự nhiên Trong lớp vỏ trái đất, clo đứng thứ 11 trong tất cả các nguyên tố hóa học và đứng thứ nhất trong các halogen. Clo tự nhiên tồn tại ở hai dạng đồng vị: (75,77%) và (24,23%). Do hoạt động hóa học mạnh, clo chỉ tồn tại trong tự nhiên ở dạng hợp chất, chủ yếu là muối clorua (trong nước biển, mỏ muối, khoáng vật: cacnalit KCl. MgCl2.6H2O và xinvinit NaCl. KCl).

Cl3517

Cl3717

6. Hợp chất a. Hiđro halogenua_ axit halogenhiđric (HX) − Đều là chất khí, tan nhiều trong H2O thành những axit mạnh (trừ HF là axit yếu vì giữa

các phân tử có tạo liên kết hiđro), điện li hoàn toàn trong dung dịch: HX + H2O -> H3O+ + X-

HCl là chất khí không màu, mùi xốc, nặng hơn không khí (d = 1,26). Trong không khí ẩm nó tạo thành các hạt nhỏ như sương mù. Nồng độ cho phép trong không khí là: 0,005mg/l.

− Axit halogenhiđric có đầy đủ các tính chất hóa học đặc trưng của một axit: + Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ + Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo thành muối và nước HCl + NaOH -> NaCl + H2O 2HCl + CuO -> CuCl2 + H2O + Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H2 2HCl + Zn -> ZnCl2 + H2 + Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới (muối mới phải ít tan hoặc axit

mới phải dễ bay hơi): 2HCl + CaCO3 -> CaCl2 + CO2 ↑ + H2O • Riêng HF có tính chất đặc biệt: nó có thể tác dụng được với SiO2 (thủy tinh) 4HF + SiO2 -> SìF4 + 2H2O 2HF + SìF4 -> H2[SìF6] Do vậy người ta không đựng dung dịch HF trong các lọ thủy tinh mà đựng trong các

lọ bằng chất dẻo.



- Ngoài tính axit, các HX do có chứa X-1 nên chúng còn thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hóa mạnh. Từ HF -> HI tính khử tăng dần Ví dụ:

16HCl + 2KMnO4 -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O − Phần lớn các muối clorua tan nhiều trong H2O, trừ một số ít tan như AgCl, PbCl2,

Hg2Cl2, Cu2Cl2,…Tính tan của các muối bromua và iođua tương tự muối clorua. - Điều chế các HX: + Tổng hợp trực tiếp: H2 + X2 -> 2HX + Dùng phương pháp trao đổi ion: NaClrắn + H2SO4 đặc HCl + NaHSO4 ⎯→⎯

0t

− Cách nhận biết ion Cl− (Br−, I−): Bằng phản ứng tạo muối clorua (bromua…) kết tủa với Ag+ (AgNO3)

AgNO3 + NaCl -> NaNO3 + AgCl↓

Trắng AgBr kết tủa màu vàng, AgI kết tủa màu vàng đậm

b. Axit hipoclorơ (HClO) − Là axit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch. − Axit HClO và muối của nó là hipoclorit (như NaClO) đều có tính oxi hoá mạnh vì có

chứa Cl+ : Cl+ + 2e -> Cl-1

c. Axit cloric (HClO3) − Là axit khá mạnh, tan nhiều trong H2O, chỉ tồn tại trong dung dịch nồng độ dưới 50%. − Axit HClO3 và muối clorat (KClO3) có tính oxi hoá mạnh.

156

−+

→+ CleCl - Muối clorat là nguyên liệu điều chế Oxi trong phòng thí nghiệm KClO3 KCl + 3/2O2 ⎯⎯⎯ →⎯

02 ,tMnO

d. Axit pecloric (HClO4) Là chất lỏng không màu, bốc khói trong không khí, là axit mạnh nhất trong các axit, tan

nhiều trong H2O, HClO4 có tính oxi hoá mạnh. Axit pecloric được điều chế bằng phản ứng: 2KClO4 + H2SO4 → 2HClO4 + K2SO4 Từ HClO -> HClO4 tính bền, tính axit tăng và khả năng oxi hóa giảm.



Chương 2 OXI – LƯU HUỲNH

I. Oxi 1. Cấu tạo nguyên tử

− Oxi (Z = 8) có cấu hình electron: 1s22s22p4

1s2 2s2 2p4

Có 6 e ở lớp ngoài cùng, dễ dàng thu 2e để bão hoà lớp ngoài cùng. Là chất oxi hoá mạnh:

O2 + 4e -> 2O-2

− Ở điều kiện bình thường, oxi tồn tại ở dạng phân tử 2 nguyên tử : O2 Dạng thù hình khác của oxi là ozon: O3 − Oxi có 3 đồng vị tồn tại trong tự nhiên:

(99,76%);17 (0,037%);18 (0,2%) O168 O8 O8

2. Tính chất vật lý − Oxi là chất khí không màu, không mùi, hơi nặng hơn không khí (d = 1,1), hoá lỏng ở

−183oC, hoá rắn ở −219oC, tan ít trong nước, duy trì sự cháy sự sống. Oxi lỏng và rắn có màu xanh da trời.

− Ozon là chất khí mùi xốc, màu xanh da trời. 3. Tính chất hoá học: Oxi là chất oxi hóa mạnh, thể hiện qua:

− Tác dụng với kim loại: Oxi phản ứng trực tiếp vói hầu hết các kim loại (trừ Au và Pt) để tạo thành oxit

Fe + O2 -> Fe3O4 − Đối với phi kim (trừ halogen) oxi tác dụng trực tiếp khi đốt nóng (riêng P trắng tác dụng

với O2 ở to thường) S + O2 SO2 ⎯→⎯

0t

C + O2 CO2 ⎯→⎯0t

− Ozon có tính oxi hoá mạnh hơn O2, do nó không bền, bị phân huỷ thành oxi tự do. O3 -> O2 + O

Điều này thể hiện ở phản ứng O3 đẩy được iot khỏi dung dịch KI (O2 không có phản ứng này).

2KI + O3 + H2O -> I2 + O2 + 2KOH 4. Điều chế

− Trong phòng thí nghiệm: nhiệt phân các muối giàu oxi. Ví dụ:

2

01

3

25 0

OClKOClK t +⎯→⎯−−+

hay

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 ⎯→⎯0t

− Trong công nghiệp: hoá lỏng không khí ở nhiệt độ rất thấp (−200oC), sau đó chưng phân đoạn lấy O2 (ở −183oC) 5. Trạng thái tự nhiên:

Oxi là nguyên tố phổ biến nhất trên trái đất, chiếm khoảng 20% thể tích không khí, khoảng 50% khối lượng vỏ trái đất, khoảng 60% khối lượng cơ thể người, 89% khối lượng nước.

Mỗi người một ngày cần 20 – 30m3 oxi để thở.

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑



II. Lưu huỳnh 1. Cấu tạo nguyên tử

− Lưu huỳnh (S) ở cùng nhóm VIA với oxi, có cấu hình e : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Lớp e ngoài cùng cũng có 6e, dễ dàng thực hiện quá trình.

S + 2e -> S-2 thể hiện tính oxi hoá nhưng yếu hơn oxi. − Ở trạng thái rắn, mỗi phân tử lưu huỳnh gồm 8 nguyên tử (S8) khép kín thành vòng: S S S S S S S S

2. Tính chất vật lý − Lưu huỳnh là chất rắn màu vàng nhạt, không tan trong H2O, tan trong một số dung môi

hữu cơ như: CCl4, C6H6, rượu…dẫn nhiệt, dẫn điện rất kém. − Lưu huỳnh nóng chảy ở 112,8oC nó trở nên sẫm và đặc lại, gọi là S dẻo. Srắn -> S lỏng, vàng - > S quánh, nhớt, nâu đỏ -> S sôi ->S hơi -> S bột vàng 1190C 1870C 4450C làm lạnh

3. Tính chất hoá học Lưu huỳnh vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử, thường gặp các mức oxi hóa sau: S-2, S+4,

S+6. − Ở to thường, S hoạt động kém so với oxi. Ở to cao, S phản ứng được với nhiều phi kim

và kim loại. S + O2 SO2 (S0 -> S+4) ⎯→⎯

0t

S + Fe FeS (S0 -> S-2) ⎯→⎯0t

S + H2 H2S (S0 -> S-2) ⎯→⎯0t

− Hoà tan trong axit oxi hoá: S + 2HNO3 H2SO4 + 2NO (S0 -> S+6) ⎯→⎯

0t

S + 2H2SO4 đặc 2H2O + 3SO2 (S0 -> S+4) ⎯→⎯0t

* 90% lượng S dùng để sản xuất H2SO4, 10% còn lại dùng để lưu hóa cao su, sản xuất diêm, chất dẻo ebonit,…. 4. Hợp chất

a) Hiđro sunfua (H2S−2) − Là chất khí không màu, mùi trứng thối, độc, nặng hơn không khí (d = 1,17), ít tan trong

H2O. H2S hóa lỏng ở -600C và hóa rắn ở - 860C. Dung dịch H2S là axit sunfuhiđric. − Có tính khử mạnh, cháy trong O2:

H2S + 3/2O2 SO2 + H2O ⎯→⎯0t

2H2S + SO2 3S + 2H2O ⎯→⎯0t

Khi gặp chất oxi hoá mạnh như Cl2, S-2 có thể bị oxi hoá đến S+6: H2S + 4Cl2 + 4H2O 8HCl + H2SO4 ⎯→⎯

0t

H2S là axit yếu. Khi có mặt oxi và nước, H2S có thể phản ứng với một số kim loại như: Ag, Cu: 2H2S + 4Ag + O2 2Ag2S + 2H2O Vì vậy một số đồ vật bằng bạc, đồng để trong

không khí ẩm bị hóa đen. ⎯→⎯

Muối sunfua trung tính (ví dụ ZnS) hầu hết ít tan trong H2O. Chỉ có sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ tan nhiều.



− Đ ùng muối chì, kết tủa PbS màu đen sẽ xuất hiệ

2 và axit sunfurơ H2SO kh g ùi hắc ông khí (d = 2,2), hóa lỏng ở -100C,

độ

ể nhận biết H2S hoặc muối sunfua (S2−) dn.

Pb(NO3)2 + Na2S -> PbS↓ + 2NaNO3

b) Lưu huỳnh đioxit SO4+

ôn3

− SO2 là chất khí màu, m , nặng hơn kh( S )

c, tác dụng với H2O: SO2 + H2O H2SO3 HSO3

- + H+

t khử và là một oxit axit.

là sunfit (ví dụ Na2SO3). rung gian, nên H2SO3 và muối sunfit vừa có tính oxi hoá vừa có

tín

ng, SO3 là chất lỏng không màu, dễ bay hơi, nhiệt độ nóng chảy là 16,80C tan vô hạn trong H O và trong axit H SO và

3 + H2O -> H2SO4 H = - 88KJ/mol

oả nh u n

D ột axit thông thường:

ành muối và nước

2O

O4 l -> FeSO4 + H2 ới (muối mới phải ít tan hoặc axit

mớCO -> CaSO4 + CO + H2O

g (trừ Au và Pt). i càng mạnh khử S+6 của H SO đặc về hợp chất có số oxi hoá càng thấp (SO2, S,

H2S). Ví d

O

- SO2 vừa là chất oxi hóa vừa là chấ SO2 + 1/2O2 ⎯→⎯

0t SO3 SO2 + 2H2S ⎯→⎯

0t 3S + 2H2O SO2 + NaOH -> NaHSO3 SO2 + 2NaOH -> Na2SO3 + H2O− H2SO3 là axit yếu (K1 = 2.10-2), không bền chỉ tồn tại trong dung dịch loãng. Muối của

axit sunfurơMức oxi hoá +4 là mức th khử. S+4 – 2e -> S+6: tính khử S+4 + 4e -> S0: tính oxi hóa c) Lưu huỳnh trioxit SO3 và axit sunfuric (H2SO4) − Ở điều kiện thườ

, nhiệt độ sôi là 44,70C. SO3 rất háo nước, 2 2 4 toả nhiều nhiệt.

SO Δ− SO3 không có ứng dụng thực tế, nó là sản phẩm trung gian trong quá trình sản xuất axit

H2SO4. − H2SO4 là chất lỏng sánh, tan vô hạn trong nước, H2SO4 đặc hút ẩm rất mạnh và tiề hiệt. − ung dịch H2SO4 loãng có đầy đủ các tính chất hóa học của m + Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa đỏ + Tác dụng với bazơ và oxit bazơ tạo th H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O

H2SO4 + CuO -> CuSO4 + H + Tác dụng với kim loại mạnh (trước H trong dãy điện hóa) giải phóng H2

Fe + H2S + Tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mi phải dễ bay hơi): H2SO4 + Ca 3

− Dung dịch H2SO4 đậm đặc là chất oxi hoá mạnh, hoà tan được hầu hết các kim loại khi đun nón

2 ↑

Kim loạ 2 4

ụ: 3H2SO4 đ, nóng + 4Na -> 2Na2SO4 + H2S + 2H23H2SO4 đ, nóng + 2Mg -> 2MgSO4 + S + 3H2O 2H2SO4 đ, nóng + Cu -> CuSO4 + SO2 + 2H2O Chú ý: Fe và Al bị thụ động hoá trong H2SO4 đặc nguội, do đó có thể dùng thùng

băng nhôm hoặc sắt để đựng axit sunfuric đặc nguội.



− Ngoài những tính , H2SO4 còn có t chất trên ính chất đặc biệt là tính háo nước. Nó có khả nă c củ ều muối hoặc của các hợp chất:

SO4. 5H2O CuSO4

+ 2H2O an là : BaSO4,

PbSO4hản ứng tạo thành muối sunfat kết tủa:

ắng) − Đ chế được điều chế từ lưu huỳnh và từ quặng

pirit Fe : 2O3 + 4SO2

SO

uan trọng có giá trị trong thực tế là: ng nghiệp sản xuất xi măng, để đúc tượng, làm bột

bó

CuSuẩn độ iot (chất chỉ thị là hồ tinh bột).

2Na2S2O3 + I2 -> 2NaI + Na2S4O6 hiosunfat còn dùng trong kỹ thuật điện ảnh

ng chiếm nướ a nhi kết tinh Cu ⎯⎯⎯ →⎯ đSOH 42

Xanh trắngHoặc: C12H22O11 trắng ⎯⎯⎯ →⎯ đSOH 42 C đen Một phần C tham gia phản ứng: C + 2H2SO4 -> CO2 + 2SO2− Phần lớn các muối sunfat tan nhiều trong nước. Chỉ có 1 số muối không t

, Ag2SO4 và CaSO4 ít tan. − Cách nhận biết ion SO4

2-. Bằng p Ba2+ + SO4

2- -> BaSO4 ↓ (tr

iều axit H2SO4. Axit sunfuric chủ yếuS2 theo các phản ứng 2FeS2 + 11O2 ⎯→⎯

0t Fe SO2 + 1/2O2 3 SO3 + H2O -> H2SO4

⎯→⎯0t

d) Các muối sunfat: Các muối sunfat qCaSO4 (thạch cao) được dùng trong cô chỗ xương gẫy. MgSO4 dùng làm thuốc nhuận tràng. Na2SO4 dùng trong công nghiệp thuỷ tinh.

O4 dùng để mạ điện, thuốc trừ nấm… Na2S2O3 (natri thiosunfat) dùng trong phép ch

T



Chương 3 NITƠ - PHOTPHO

I. 1. u tạo nguyên tử

có cấu hình electron

2s 2p

, do đó N có số oxi hoá dương trong hợp ch ác, nitơ có số oxi hoá âm.

ự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị và với tỷ lệ 272 : 1. Nitơ ch

ật lý và hoá rắn ở

nhiệt độ thườ ơ rất trơ, không phản ứng với các nguyên tố khác. à khi có chất xúc tác, nitơ phản ứng với nhiều nguyên tố kim loại

vàa) T ro

úc tác, áp s ất cao, N2 tác dụng với H2. Phản ứng phát nhiệt:

Nitơ Cấ− Nitơ 1s2 2 3

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓

Do có 3 e độc thân nên nitơ có khả năng tạo ra ba liên kết cộng hoá trị với nguyên tố khác.

− Độ âm điện của N là 3, chỉ nhỏ hơn của F và Ohất với 2 nguyên tố này. Còn trong các hợp chất k

Số oxi hoá của N : −3, 0, +1, +2, +3, +4 và +5. − Nitơ tồn tại bền ở dạng phân tử N2 (N ≡ N).

14 15− Nguyên tố nitơ t N7 N7

iếm 0,01% khối lượng vỏ Trái Đất. Dạng tồn tại tự do là những phân tử hai nguyên tử. 2. Tính chất v

Nitơ là chất khí, không màu, không mùi, không cháy, hoá lỏng ở −195,8oC−209,9oC.

Nitơ nhẹ hơn không khí (d = 1,2506g/lít ở đktc), hoà tan rất ít trong nước. 3. Tính chất hoá học

Vì có liên kết ba nên phân tử N2 rất bền, chỉ ở nhiệt độ rất cao mới phân li thành nguyên tử. Do vậy ở ng, nitỞ nhiệt độ cao, đặc biệt l phi kim.

ác dụng với hiđuỞ 400oC, có bột Fe x

N2 + 3H2 2NH3 b) T xi ác dụng với oỞ 3000oC hoặc có tia lửa điện, N2 tác dụng với O2. Phản ứng thu nhiệt:

N2 + O2 2NO hợp ngay với O2 của không khí tạo ra NO2 màu nâu:

/2O2

Ở nhiệt độ thường, NO hoá NO + 1 NO2 c) Tác dụng với kim loại: Al + 1/2N2 ⎯→⎯

0t AlN (nhôm nitrua)

ế và ứng dụng hân đoạn và thu N2 ở

-1ối amoni. Ví dụ:

4H2O c dùng để sản xuấ đạm, tạo môi trường lạnh.

5. a) Amoniac

Nitơ không phản ứng trực tiếp với halogen, lưu huỳnh. 4. Điều ch

a) Trong công nghiệp : Hoá lỏng không khí, sau đó chưng cất p96oC. b) Trong phòng thí nghiệm: Nhiệt phân 1 số mu NH4NO2 ⎯→⎯

0t N2 + 2H2O (NH4)2Cr2O7 ⎯→⎯

0t N2 +Cr2O3 +t amoniac, axit nitric, phân Nitơ chủ yếu đượ

Các hợp chất quan trọng của nitơ.



Công thức cấu tạo: N H H

H Phân tử NH3 tồn tại trong không gian dưới dạng tứ diện, góc liên kết là 107,80 (ba liên kết

tạo

3 là phân tử phân cực, ở N còn 1 cặp electron tự do làm cho NH3 tạo được liên kế

h nước có thể hoà tan 700 thể tích NH3 khí). NH3 hoá lỏng ở −33,4oC, hoá rắn

+ Tí1,8.10−3

thành muối amoni: Cl -> NH4Cl

NH3 (khí) và HCl (khí) thì tạo thành đám khói trắng - đó là nh

có khả năng kết tủa nhiều kim loại mà hiđroxit của chúng không tan:

c biệt: NH có thể tạo phức với một số ion kim loại như Ag+, Cu2+, Ni2+, Hg2+, Cd

của các kim loại trên thấy kế a vì tạo phức:

-> [Zn(NH ) ]2+ + 2OH-

ngọn g:

khó l 2NH3 + 3Cl2 kk N2 + 6HCl

ố oxit

+ B 3 có t phân thành N2, H2 ở khoảng 6000C – 8000C:

thành bởi 3 obitan lai hoá sp3 của N) Liên kết giữa N và 3H là liên kết cộng hoá trị có cực, cặp e dùng chung lệch về phía N.

Phân tử NHt hiđro. − Tính chất vật lý: NH3 là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan nhiều trong H2O (ở

20oC, một thể tíc ở −77,8oC. − Tính chất hoá học

nh bazơ: NH3 là một bazơ vì có khả năng nhận proton. NH3 + HOH -> NH4

+ + OH- Kbazơ = * NH3 tác dụng với axit tạo NH3 + H

Dạng ion: NH3 + H+ -> NH4

+

Nếu thực hiện phản ứng giữaững tinh thể rất nhỏ NH4Cl. * Dung dịch NH3 làm xanh quỳ tím, làm hồng phenolphtalein * Dung dịch NH3

Ví dụ như: 3NH3 + 3HOH + AlCl3 -> 3NH4Cl + Al(OH)3 ↓ + Đặ 3

2+,… Vì vậy, khi cho dung dịch NH3 tác dụng từ từ với dung dịch muối

t tủa (hiđroxit hoặc muối bazơ) sau đó kết tủa t n2NH3 + 2HOH + ZnCl2 -> 2NH4Cl + Zn(OH)2 ↓ Zn(OH)2 + 4NH3 3 4

+ Tính khử: NH3 cháy trong oxi cho lửa màu vàn 2NH3 + 3/2O2 kk ⎯→⎯

0t N2 + 3H2O NH3 cháy trong Cl2 tạo i trắng NH4C

⎯→⎯0t

và NH3 k + HClk = NH4Clrắn NH3 khử được một s kim loại: 2NH3 + 3CuO ⎯→⎯

0t 3Cu + N2 + 3H2O ản thân NH hể bị nhiệt 2NH3 N2 + 3H2

+ C i dễ b p

3, (NH4)2CO3 là bột nở, ở 60 C đã phân huỷ, được dùng trong công nghệ thực ph .

ác muối amon ị nhiệt hân: NH4Cl NH3 ↑ + HCl ⎯→⎯

0t

(NH4)2CO3 ⎯→⎯0t 2NH3 ↑ + CO2 ↑ + H2O

NH4HCO o

ẩm



+ M t bị n 2 cách:

NO3 N2 + 1/2O2 + 2H2O

Điề ựa trên

uối amoni nitra hiệt phân theo NH4NO3 2O + 2H2O ⎯→⎯

0t ⎯⎯ →⎯> C0200 NH4N

− Điều chế: u chế NH3 d phản ứng. N2 + 3H2 2NH3 + Q (tỏa nhiệt)

Muốn phản ứng đạt hiệu suất cao cần tiến hành ở áp suất cao (300 − 1000 atm), nhiệt độ vừ có bột sắt làm xúc tác.

H2 lấy từ khí tự nhiên, khí lò cốc hoặc từ sản phẩm của phản ứng giữa cacbon và H2

3, các muối amoni (NH4Cl, NH4NO3), điều chế xôđa…

Nitơ tạo vớ

hịu, hơi có vị ngọt. N2O không tác dụng với oxi. ở 500oC uỷ thà .

a phải (400oC – 5000C) và Khí N2 lấy từ không khí. Khí O. − Ứng dụng: NH3 dùng để điều chế axit HNOb) Các oxit của nitơ

i oxi 5 loại oxit: N2O, NO, N2O3, NO2 và N2O5.

Số oxi hoá: +1, +2, +3, +4, và +5. Chỉ có NO và NO2 điều chế trực tiếp được bằng các phản ứng hóa học. − N2O : khí không màu, mùi dễ c

bị phân h nh N2 và O2 N2O N2 + 1/2O2

− N ể trong không khí phản ứng với oxi tạo thành NO2 màu nâu. O: khí không màu, đ NO + 1/2O2 NO2

− NO : khí âu, rất đime hoá theo cân bằng. 22 NO2

màu n độc, bịN2O4

Ở điều kiện thường, tồn tại hỗn hợp NO và N O . Tỷ lệ số mol NO : N2O4 phụ thuộc và

NO với H2O cho hỗn hợp hai axit: + H O -> HNO + HNO2

và

Khi trat và muối nitrit.

Các oxi hoá khi tác dụng với chất khử mạnh:

Và nh như Cl2, Br2, O3, KMNO4… rozyl clorua )

+ O

xit yếu, kém bền, chỉ tồn tại trong dung dịch loãng. Khi đặc hoặc nóng dễ bị phân huỷ.

HN tính oxi hoá vừa có tính khử:

3)

2 2 4 2o nhiệt độ. Trên 100oC chỉ có NO2

2 là oxit axit hỗn hợp. Khi tác dụng 2NO2 2 3

3HNO2 -> HNO3 + 2NO + H2O tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm muối ni 2NO2 + 2NaOH -> NaNO3 + NaNO2 + H2O oxit NO và NO2 thể hiện tính NO2 + SO2 -> NO + SO3 NO + H2S -> 1/2N2 + S + H2O

thể hiện tính khử khi gặp chất oxi hoá mạNO + 1/2Cl2 -> NOCl (nit2NO2 + O3 -> N2O5 2

c) Axit nitrơ HNO2 Là a

3HNO2 -> HNO3 + 2NO + H2O O2 và muối nitrit vừa cóN+3 + 1e -> N+2 (NO) N+5 -2e -> N+5 (HNO

d) Axit nitric HNO3



Công thức cấu tạo:

NOH

O

O

Trong phân tử HNO3 có một liên kết cho - nhận và hoá trị của N là IV (4 cặp e dùng

ch của N là +5 (về hình thức N có hoá trị V).

ịch HNO3 đặc có mà màu.

nặng, làm vàng da, phá hỏng vải, giấy.

* Tí ân li hoàn toàn. O3 -> H+ + NO3

-

N+

NO3 đặc, nóng: Oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là NO2 m

+ 2H2O

càng mạnh thì N+5 (trong HN hử về số oxi hoá càng thấp (tính oxi hóa càng mạnh)

Ví d

mol HNO3 + 3mol HCl gọ ả Au và Pt.

Axi hi kim như C, Si, P, S:

NO + 3/2CO2 + H2O

n không. ản xuất 2:

2 2NO + 3H2O

O2 + H2O -> 2HNO3

bản để điều chế muối nitrat, phân bón, chất nổ, nhiên liệu tên lửa, cá amin.

ung), còn số oxi hoá − Tính chất vật lý: Axit nitric nguyên chất là chất lỏng không màu, sôi ở 86oC, hoá rắn ở −41oC. HNO3 dễ bị phân huỷ ngoài ánh sáng thành NO2, O2 và H2O nên dung du vàng (vì có lẫn NO2) và phải được bảo quản trong các bình tốiHNO3 đặc dễ gây bỏng− Tính chất hoá học:

nh axit: Là axit mạnh, ph HNHay HNO3 + H2O -> H3O+ + NO3

- * Tính oxi hoá: Do chứa N+5 (là mức oxi hóa cao nhất của N) HNO3 là chất oxi hoá manh.

Nó tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin) và khi đó N+5 có thể bị khử thành4, N+2, N+1, No và N-3 tuỳ thuộc vào nồng độ axit, nhiệt độ và độ hoạt động của kim loại. Đối với axit H

àu nâu. 4H NO3 đ,n + Mg -> Mg(NO3)2 + 2NO + 2H2O 2 ↑4H NO3 đ,n + Cu -> Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑

HNO3 đặc, nguội: thụ động với Fe và Al Đối với axit HNO3 loãng: Oxi hoá hầu được hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm khí là

NO, N2O, N2 hoặc NH3 (NH4NO3). Khi axit càng loãng, chất khửO3) bị kụ: 30HNO3 + 8Al -> 8Al(NO3)3 + 3N2O↑ + 15H2O

* Hỗn hợp dung dịch đậm đặc của HNO3 và HCl có tỷ lệ mol: 1i là nước cường thủy hay cường toan, hoà tan được c HNO3 + 3HCl + Au -> AuCl3 + NO + 2H2O

t HNO3 cũng oxi hoá được nhiều p 2HNO3 + S -> H2SO4 + 2NO 2HNO3 + 3/2C -> 2

− Điều chế axit HNO3: * Trong phòng thí nghiệm KNO3 + H2SO4 đ -> KHSO4 + HNO3 Để thu HNO3, người ta chưng cất dung dịch trong châ* Trong công nghiệp, s HNO3 từ NH3 và O

NH3 + 5/2O2 kk ⎯⎯850 ⎯⎯ →PtC ,0

NO + 1/2O2 -> NO2 2NO2 + 1/2

− Ứng dụng: HNO3 là nguyên liệu cơc hợp chất nitro, e) Muối nitrat



− Tính tan: Tất cả các muối nitrat đều dễ tan trong H2O, là những chất điện li mạnh. Cu(NO3)2 -> Cu2+ + 2NO3

-

− Khả năng bị nhiệt phân: Tất cả các muối nitrat đều không bền ở nhiệt độ cao. Tuỳ thuộc ion

phải giải phóng O2) uối n i h (đứng trước Mg trong dãy Bêkêtôp): -> Muối

NiK

O2 + O2

Cu(NO3) CuO + 2NO2 + 1/2O2 ối nitr ại + NO2 + O2

AgNO Ag + NO2 + 1/2O

huốc nổ có khói). Thành phần thuốc nổ đen : 75 . Khi hỗn hợp nổ, xảy ra phản ứng.

on NO - : Để g hỗn hợp Cu trong môi trường axit

(v3

- + 3Cu + 8H+ -> 3Cu2+ + 2NO + 4H2O ịch có màu xanh, có khí không màu bay ra, rồi hoá nâu trong

II1. n tử

n tử P có 3 electron ở phân lớp 3p ) nên 1e ở phân lớp 3s có thể nhảy lên 3d làm cho

P

và photpho đỏ.

nh sáng. đỏ thăng hoa. Gặp

hành P trắng.

hấ ố oxi hoá là -3, +3 và +5

So với nitơ oạt đ đặc biệt là P trắng. − Tác dụng với oxi: Photpho cháy trong không khí tạo ra điphotpho pentaoxit P2O5.

kim loại có trong muối, các nitrat bị phân huỷ tạo thành những loại hợp chất khác nhau (nhưng đều

* Nhiệt phân m itrat của kim loạ mạntrit + O2

KNO3 ⎯ NO2 + 1/2O2 ↑ →⎯0t

* Nhiệt phân muối nitrat của kim loại trung bình (Từ Mg → Cu): -> Oxit + N2 ⎯→⎯

0t ↑* Nhiệt phân mu at của kim loại yếu (sau Cu): -> kim lo

3 ⎯→⎯0t

2 ↑ − Ứng dụng của muối nitrat: dùng làm phân bón, thuốc nổ, cung cấp oxi trong phòng thí

nghiệm,... Kali nitrat dùng để chế tạo thuốc nổ đen (t% KNO3, 10% S, 15% C KNO3 + S + C -> K2S + SO2 + CO2

− Nhận biết i 3nhận biết ion NO3

- (HNO3, muối nitrat) có thể dùní dụ H2SO4)

2NO ↑Ta thấy Cu tan, dung d

không khí.

. Phot pho Cấu tạo nguyêPhotpho có điện tích hạt nhân +15 Cấu hình e: 1s22s22p63s23p3 Photpho ở phân nhóm chính nhóm V, chu kỳ 3. Nguyê

và phân lớp 3d còn trống (chưa có electroncó 5e độc thân và như vậy có thể có hoá trị V (khác N)

2. Tính chất vật lý và các dạng thù hình Đơn chất photpho có thể tồn tại dưới nhiều dạng thù hình khác nhau. Hai dạng thù hình

quan trọng là photpho trắng − Photpho trắng: là chất rắn màu trắng hoặc hơi vàng, rất độc. ở 280oC, photpho trắng

chuyển thành photpho đỏ. Photpho trắng tự bốc cháy trong không khí, phát sáng trong bóng tối (lân tinh). Người ta

bảo quản nó bằng cách ngâm trong nước, tránh á− Photpho đỏ: là chất rắn có màu đỏ, không độc. ở nhiệt độ cao, P

lạnh, hơi P đỏ ngưng tụ tP đỏ khá bền, khó nóng chảy, không tan trong bất kỳ dung môi nào.

3. Tính chất hoá học: t, P có sLớp ngoài cùng của nguyên tử P có 5e. Trong các hợp c

. Photpho thể hiện cả hai tính chất: tính khử và tính oxi hóa: , photpho h ộng hơn,



4P + 5O2 ⎯→⎯0t 2P2O5

P trắng bị oxi hoá chậm trong không khí thành P2O3, khi đó phản ứng không phát nhiệt mà

− Tá

− Tác dụng háy trong clo và nổ trong flo.

: P có thể gây nổ khi tác dụng với những muối có tính oxi hoá mạnh như KNO , K

ng oxi hoá).

PH3 c. Trê háy trong không khí:

ẫn điphotphin P2H4 thì tự bốc cháy hiện tượng "ma trơi")

4. nó tồn tại ở dạng hợp chất như các quặng photphorit

Ca

và keo dính. Để tăng độ cọ sát còn trộn thêm bột thuỷ tinh mịn vào cả 2 loại thuốc trê

− P đỏ dùn otphoric:

g nghiệp, người ta điều chế P bằng cách nung hỗn hợp canxiphotphat, SiO2 (cát) v

10 6CaSiO3 + 10CO + P4 5.

ất rắn, màu trắng, rất háo nước, tác dụng mãnh liệt với nước tạo thành axit photphoric:

O để làm khô nhiều chất.

ền hơn ở mức +5. Do vậy H PO và P O khó bị khử và không có tính oxi hoá như HN

g dịch điện li theo 3 nấc: trung bình ở n u và rất yếu ở các nấc thứ hai, thứ ba.

phát quang. c dụng với axit nitric: 3P + 5HNO , + 2H O -> 3H3PO4 + 5NO 3 đ n 2

với halogen: P bốc c 2P + 3Cl2 -> 2PCl3

− Tác dụng với muối 3

5KClO3 + 6P -> 5KCl + 3P2O5

ClO3, …

− Tác dụ với hiđro và kim loại (P thể hiện tính 2P + 3Ca -> Ca P (canxi photphua) 3 2Các muối photphua dễ bị thủy phân tạo thành PH3 (photphin)

là chất khí, rất độ n 150oC bị bốc c 2PH3 + 4O2 kk ⎯→⎯

0t P2O5 + 3H2O PH sinh ra do sự thối rữa xác động thực vật, nếu có l3

phát ra ánh sáng xanh (đó là Điều chế và ứng dụng − P khá hoạt động, trong tự nhiên3(PO4)2, apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2. − P được dùng để chế tạo diêm: Thuốc gắn ở đầu que diêm gồm một chất oxi hoá như

KClO3, KNO3.., một chất dễ cháy như S… và keo dính. Thuốc quét bên cạnh hộp diêm là bột P đỏ

n. g để sản xuất axit ph P -> P2O5-> H3PO4

− Trong cônà than:

⎯→⎯0t2Ca (PO ) + 6SiO +3 4 2 2 C

Hợp chất của photpho a) Điphotpho pentaoxit P2O5 P2O5 là ch

P O + 3HOH -> 2H3PO4 2 5

Chính vì vậy người ta dùng P2 5 b) Axit photphoric H3PO4. − H3PO4 là chất rắn, không màu, nóng chảy ở 42,5oC, tan vô hạn trong nước. Trong P2O5 và H3PO4, photpho có số oxi hoá +5. Khác với nitơ, photpho có độ âm điện

nhỏ nên b 3 4 2 5O3.

− H3PO4 là axit trung bình ở nấc 1, yếu và rất yếu ở nấc 2 và nấc 3; trong dunấc thứ nhất, yếH PO - + H+ H PO 3 4 2 4

H PO - HPO 2- + H+ 2 4 4HPO4

2- PO43- + H+

Dung dịch axit H3PO4 có những tính chất chung của axit: làm đỏ quỳ tím, tác dụng với bazơ, oxit bazơ tạo thành muối axit hoặc muối trung hoà như NaH2PO4, Na2HPO4, Na3PO4.



− H3PO4 có thể tác dụng với những kim loại đứng trước H trong dãy Bêkêtôp cho H2 thoát ra.

Ứng dụng ó dãy muối photphat: :

O4

.

uối axit của kim loại Na, K và amoni đều tan trong nước. Với cá iđro photphat là tan được, ngoài ra đều không tan hoặc tan ít tro

d) Đ

SO -> 3CaSO + 2H POoà tan vào H2O) hay từ P (hoà

ng làm phân bón phải là những hợp chất tan được trong dung dịch thấ c hại, không gây ô n

phân đạm, phân lân và phân kali.

ân đạm quan trọng:

lá") ất. Trong đất ure bị biến đổi dần thành amoni

caH ) CO

ạm gần vôi, kh

O , Ca(NO ) ,…thường bón cho các vùng đất chua mặn.

photphat với đolomit). − S à thạch cao, được điều chế theo

ph4)2

− Su hotphat, được điều chế theo phản ứng:

Ví dụ: 3Zn + 2H3PO4 -> Zn3(PO4)2 + 2H2

c) Muối photphat với 3 mức điện li của axit H3PO4 c

− Muối photphat trung hoàNa3PO4, Zn3(PO4)2, (NH4)3P

− Muối đihiđro photphat NaH2PO4, Ca(H2PO4)2,...− Muối hiđro photphat: Na2HPO4, CaHPO4,… Các muối trung hoà và mc kim loại khác chỉ muối đihng H2O.

iều chế và ứng dụng − Trong công nghiệp, điều chế H3PO4 từ quặng Ca3(PO4)2 và axit H2SO4:

Ca3(PO4)2 + 3H2 4 4 3 4

− Trong phòng thí nghiệm, H3PO4 được điều chế từ P2O5 (h↓

tan bằng HNO3 đặc). Axit photphoric chủ yếu được dùng để sản xuất phân bón.

6. Phân bón hoá học Phân bón hoá học là những hoá chất có chứa nguyên tố dinh dưỡng, dùng để bón cho cây

trồng nhằm nâng cao năng suất. Những hoá chất dùm trong đất để rễ cây hấp thụ được. Ngoài ra, hợp chất đó phải không độhiễm môi trường. Có ba loại phân bón hoá học cơ bản:a) Phân đạm là phân chứa nguyên tố nitơ. Cây chỉ hấp thụ đạm dưới dạng ion NO3

- và ion NH4

+. Các loại ph− Muối amoni: NH4Cl (25% N), (NH4)2SO4 (21% N), NH4NO3 (35% N, thường được gọi

là "đạm hai− Ure: CO(NH2)2 (46% N) giàu nitơ nhcbonat. CO(NH2)2 + 2H2O -> (N 4 2 3 Các muối amoni và ure bị kiềm phân huỷ, do đó không nên bảo quản phân đông bón cho các loại đất kiềm. − Muối nitrat: NaN 3 3 2b) Phân lân là phân chứa nguyên tố photpho. Cây hấp thụ lân dưới dạng ion PO4

3-. Các loại phân lân chính.

− Phân lân tự nhiên: Quặng photphat Ca3(PO4)2 thích hợp với đất chua ; phân nung chảy (nung quặng

upephotphat đơn: Hỗn hợp canxi đihiđro photphat vản ứng:

Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 -> 2CaSO4 + Ca(H2PO↓pe photphat kép: là muối canxi đihiđro p Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 -> 3CaSO4 ↓ + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 -> 3Ca(H2PO4)2



− Amophot: chứa cả đạm và lân, được điều chế bằng cách cho NH3 tác dụng với axit photphoric thu được hỗn hợp trong mono và điamophot NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4

c) Phân kali: chứa nguyên tố kali, cây hấp thụ kali dưới dạng ion K+. Phân kali chủ yếu là KC

phân chứa một số lượng rất nhỏ các nguyên tố như đồng, kẽm, mo

nước ta có một số nhà máy lớn sản xuất supephotphat (Lâm Thao - Phú Thọ), sản xuất ph đạm (Hà Bắc) và có một số địa phương sản xuất phân lân nung chảy…

l lấy từ quặng muối cacnalit (KCl.MgCl2.6H2O), sinvinit (KCl.NaCl). Ngoài ra người ta cũng dùng KNO3.K2SO4.

d) Phân vi lượng: là loại lipđen, mangan, coban, bo, iot… Chỉ cần bón một lượng rất nhỏ các nguyên tố này cũng

làm cho cây phát triển tốt. Ởân



Chương 4 CACBON - SILIC

I. nguyên tử

,982%) và (0,108%). NTK = 12

c

ầu hết các hợp chất. hoặc

gr2.

ng với 4 nguyên tử C xung quanh, tạo hình tứ diện đều. Sự đồng nhất và bền vững của liên kết này khiến kim cương có tính rất cứng, không bay hơi và trơ với nhiều chất hoá học.

Cacbon 1. Cấu tạo

− Cacbon thiên nhiên là hỗn hợp hai đồng vị bền: C126 (98 C13

6

,0115. − Cấu hình e nguyên tử ủa cacbon ở trạng thái cơ bản: 1s2 2s2 2p2

Do đó cacbon có thể có hoá trị II (liên kết cộng hoá trị)

↑↓ ↑ ↑ ↑↓

− Ở trạng thái kích thích, có 1e ở phân lớp 2s nhảy lên phân lớp 2p tạo thành 4e độc thân đồng nhất, vì thế cacbon có hoá trị IV trong h

− Ở trạng thái rắn, các nguyên tử cacbon liên kết với nhau theo kiểu kim cươngaphit. Các dạng thù hình và tính chất vật lý Cacbon có 3 dạng thù hình: kim cương, than chì (graphit) và cacbon vô định hình. a) Kim cương Kim cương có cấu trúc mạng tinh thể nguyên tử, mỗi nguyên tử C liên kết cộng hoá trị

bền vữ

b) Than chì Tinh thể than chì (graphit) có cấu trúc lớp. Trên mỗi lớp, mỗi nguyên tử C liên kết với 3

nguyên tử C khác bằng liên kết cộng hoá trị. Liên kết giữa những nguyên tử C trong 1 lớp rất

uy có tính chất vật lý rất khác nhau nhưng tính chất hoá họ ả kim cương và than chì đều tạo thành kh

oxi

C + O2 CO2 + Q

bền vững, liên kết giữa các lớp rất yếu, do vậy các lớp trong tinh thể có thể trượt lên nhau. Cấu trúc này làm than chì mềm, trơn, dùng làm bút chì, bôi trơn các ổ bi.

c) Cacbon vô định hình Cacbon vô định hình (than cốc, than gỗ, bồ hóng,…) gồm những tinh thể rất nhỏ, có cấu

trúc không trật tự. Tính chất của cacbon vô định hình tuỳ thuộc vào nguyên liệu và phương pháp điều chế

chúng. Than gỗ và than xương có cấu tạo xốp nên chúng có khả năng hấp phụ mạnh các chất khí

và chất tan trong dung dịch. 3. Tính chất hoá học

Các dạng thù hình của cacbon tc của chúng căn bản giống nhau: cháy trong oxi, cí CO2. a) Phản ứng với Khi cháy trong oxi, phản ứng toả nhiều nhiệt:

⎯⎯ →⎯ C0350



Vì vậy cacbon được dùng chủ yế để làm nhiên liệu trong đời sống, trong công nghiệp.

iều ox m dụ: O2 + 4Fe

it phi kim Cacbon ph xit c i kim tạo thành các hợp chất có liên kết cộng hoá

trị+ 2CO

O2, tạo ra CO

Phản ứng với hơi nước C cbon tác ơi n ệt độ cao tạo ra khí thanh (một hỗn hợp gồm CO và

H2

+ H2

ới halogen: CF4, CCl4, CF2Cl2,… Trong đó CCl4 được dùng làm là một trong các ch ủng" tầng ozon.

f) Tron c chất vớ h ro và kim loại, cacbon có số oxi hoá âm. Ví dụ:

+ CO 4. cacbon

tạo: C ≡ O oC và

hoá rắn ở -20O2 cho ngọn lửa màu xanh:

O2

> COCl2 − CO có tí c oxit kim loại hoạt động vừa và yếu.

Cu + CO2

n tử O nằ

lần. C ợc 0,88 thể tích CO2). Dưới

áp hí CO2 hoá rắn, gọi là nước đá khô. − CO2 có t oxit ax h oxi hoá yếu. + Tác dụng với H2O:

b) Phản ứng với các oxit kim loại Cacbon khử được nh it ki loại. Ví 3C + 2Fe2O3 ⎯→⎯

0t 3C C + 2CuO ⎯→⎯

0t CO2 + 2Cu c) Phản ứng với ox

ản ứng với o ủa một số ph và rất rắn. Ví dụ:

SiO2 + 3C SiC ⎯→⎯0t

Đốt nóng cacbon trong khí CC + CO2 ⎯→⎯

0t 2CO d)

a dụng với h ước ở nhi)

C + H2O ⎯→⎯0t CO

Khí than là nhiên liệu quan trọng trong công nghiệp. e) Hợp chất với các halogen Cacbon tạo nhiều hợp chất v dung môi, CF2Cl2 (freon) là chất làm lạnh trong các máy lạnh và nó ất gây "th

g ác hợp i iđ

C + H2 ⎯→⎯ C H4 0 1−

4+0t

CaO + 3C ⎯⎯2000⎯→C 2CCaCác hợp chất quan trọng của a) Cacbon monooxit CO − Công thức cấu − CO là khí không màu, không mùi, rất độc (gây chết người), CO hoá lỏng ở -191,5

5oC. − Ở to thường, CO rất trơ; ở to cao, CO bị cháy thành C

CO + 1/2O2 ⎯→⎯0t C

− Với clo tạo thành photgen là một chất độc hoá học: CO + Cl2 -

nh khử mạnh, nó khử được cáVí dụ:

0

CO + CuO ⎯⎯→t

CO được dùng làm chất khử trong công nghiệp luyện kim. b) Cacbon đioxit CO2 − Công thức cấu tạo: O = C = O. Phân tử đối xứng, nguyên tử C và hai nguyêm trên một đường thẳng, do đó phân tử không phân cực. − CO2 là khí không màu, không mùi, nặng hơn không khí 1,5

đưO2 ít tan trong nước (ở 20oC, một thể tích nước hoà tan suất thường, ở -78oC, k

ính chất của it và có tín



CO2 + H2O CO + H2 H2CO3 là axit yếu (K = 4,5.10-7, K2 = 4,7.10-11), kém bền, khi bị đun nóng nó phân huỷ

ch+ Tác dụng

H2O NaHCO3

số kim hử mạnh ở nhiệt độ cao: C

o thàn CO (NH2)2CO

+ Nun : + CO

aCl2 + H2O + CO

ủa CO2:

hực phẩm, sản xuất xôđa, ure,…

, CaCO3, … - Muối hiđ

i kiềm, kiềm thổ (tr

ại kiềm không bị phân huỷ, cacbonat của các kim loại khác phân hu

bền, bị phân huỷ ở > 100oC. Một vài muối (ví dụ Ca(HCO3)2) chỉ tồn dịch.

- Mu 2 : aCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO

1. − Silic là nguyên n th g tự oxi, gồm ba loại đồng vị :

5%) goài cùng của silic : 3s 3p .

2. 423oC. Silic dạng đơn

nên dùng trong kỹ thuật radio, pin mặt trời. 3.

− Silic tinh hình khá hoạt động: S

Si + C SiC

1o CO2 bay ra.

với kiềm: CO2 + 2NaOH -> Na2CO3 +CO2 + NaOH ->

+ Tác dụng với kim loại: CO2 có thể oxi hoá một loại có tính k CO2 + 2Mg ⎯→⎯

0t 2MgO ++ Tác dụng với NH3 : Tạ h ure.

2 ⎯→⎯0t 2NH3 +

− Điều chế CO2: g đá vôiCaCO3 ⎯⎯ →⎯ C01200 CaO 2 ↑

+ Trong phòng thí nghiệm: CaCO3 + 2HCl -> C

2 ↑

- Ứng dụng cChữa cháy. Trong công nghiệp tc) Muối cacbonat Tồn tại 2 loại muối cacbonat. - Muối cacbonat trung hoà : Na2CO3

rocacbonat (muối axit): Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2,...

Muối cacbonat của kim loại kiềm, amoni và hiđrocacbonat của kim loạừ NaHCO3) tan được trong nước, các muối cacbonat còn lại không tan. - Ở to cao : muối cacbonat kim lo

ỷ, tạo ra oxit kim loại. CaCO3 ⎯→⎯

0t CaO + CO2 ↑

- Muối hiđrocacbonat kém tại trong dung Mg(HCO3)2 ⎯→⎯

0t MgO + 2CO2 ↑ + H2O ối cacbonat tác dụng với nhiều axit, giải phóng CO C 2 ↑

II. Silic Cấu tạo nguyên tử

tố phổ biế ứ hai tron nhiên sauSi28

14 (92,27%); Si2814 (4,68%); Si28

14 (3,02 2− Cấu hình e lớp n

Tính chất vật lý − Silic là chất rắn, màu xám, dẫn điện, dẫn nhiệt. Nóng chảy ở 1

tinh thể là chất bán dẫn Tính chất hoá học

thể trơ, silic vô địnhSi + O2 iO2 ⎯→⎯

0t ⎯⎯ →⎯ C02000



− Silic hoá ới o thường :

điều kiện thường, silic không tác dụng với axit, chỉ tác dụng với hỗn hợp HNO3 + HF:

− Silic tác muố hó g H2:

ủa silic là nó có thể tạo thành các silan kiểu ankan với hiđro l

4. au:

Trong phò c điều chế bằng phản ứng: 2 2MgO + Si

Trong công + Si

5. rọng của silic

hất rắn, không màu, nóng chảy ở 1700oC. Thạch anh, phalê, ametit là SiO ng

t axit, ở to cao nó tác dụng được với oxit bazơ, kiềm, cacbonat kim loại kiềm, tạo ra silicat :

Ca

− SiO2 có t tan được trong dung dịch axit HF: F -> SiF4 + 2H2O

Kh

xây dựng, sản xuất thuỷ tinh, đá mài,…

ít tan trong nước. Điều chế H

NaCl + H SiO

SiO và K SiO trông giống thuỷ tinh, tan được trong nước nên được gọi là thuỷ tinh tan

Nguyên liệ ỷ tin , đa:

học của thuỷ tinh này được biểu diễn gần đúng bằng công thức các oxit: a2O.CaO.6SiO2.

hợp được v flo ở tSi + 2F2 ⎯→⎯ SiF4

− Ở

3Si + 4HNO3 + 18HF ⎯→⎯ 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O dụng với kiềm tạo ra i silicat và giải p nSi + 2NaOH + H2O ⎯→⎯ Na2SiO3 + 2H2 ↑

− Tính chất hoá học đặc biệt cvà halogen : SinH2n+2 ; SinC 2n+2 Ứng dụng và điều chế Silic được ứng dụng chủ yếu trong các lĩnh vực chính s− Chế tạo hợp kim đặc biệt có tính cứng và chịu axit. − Chế tạo chất bán dẫn trong kỹ thuật vô tuyến điện, pin mặt trời.

ng thí nghiệm, silic vô định hình đượ ⎯⎯ →⎯ C09002Mg + SiO

nghiệp: 2C + SiO2 ⎯⎯ →⎯ C01800 2CO↑

Các hợp chất quan ta) Silic đioxit SiO2 − SiO2 là c 2uyên chất. − SiO2 là oxi

CaO + SiO2 ⎯→⎯

0t SiO3 2NaOH + SiO2 Na2SiO3 + H2O ⎯→⎯

0t

K2CO3 + SiO2 ⎯→⎯0t K2SiO3 + CO2

ính chất hoá học đặc trưng là SiO2 + 4Hi dư HF: SiF4 + 2HF dư -> H2[SiF6] tan

Vì vậy người ta dùng HF để khắc chữ, khắc hình trên thuỷ tinh. − SiO2 được dùng rộng rãi trongb) Axit silicic và muối silicat H2SiO3 là axit yếu,

2SiO3: Na SiO3 + 2HCl -> 22 2 3 ↓

Muối của axit silicic là silicat. Na2 3 2 3. Thuỷ tinh tan dùng chế tạo xi măng, bêtông chịu axit.

u để sản xuất thu h là cát thạch anh đá vôi và xôNa2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO ↑⎯→⎯

0t2

CaCO3 + SiO2 ⎯→⎯0t CaSiO3 + CO2 ↑

Thành phần hoá N



ƯƠNG VỀ KIM LOẠI 1. cấu tạo của kim loại

)

i bảng).

người ta biết khoảng 109 nguyên tố hoá học, trong đó có trên 85 nguyên tố là kim

hía dưới của bảng, tính kim loại càng mạnh.

ố electron ở lớp ngoài cùng nhỏ ( ≤ 4 ), dễ dàng cho đi trong cá

guyên tử có bán kính lớn là i, bên trái của bảng tuần hoàn.

tron" mà các nguyên tử

i kim loại do các e tự do gắn các ion dương kim loại lại vớ

i do tương tác tĩnh điện giữa các ion dương và các e tự do. 2.

oại đều ở trạng thái rắn (tinh thể), trừ Hg là chất lỏng. Nh

i ta phân biệt : Các kim loại đen (gồm Fe, Mn, Cr) và kim loại màu (các kim loại cò

ất đó của kim lo ể được giải thích bởi những đặc điểm cấu tạo của ch

rường, cá

dạng nhiệt) được truyền ra dẫn nhiệt của kim loại.

toàn, do ó mạng lưới tinh thể vẫn bền vững, mặc dù hình dạng thanh kim loại bị thay đổi.

Chương 5 ĐẠI C

Vị trí và a. Vị trí Trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học, kim loại ở những vị trí:− Phân nhóm chính nhóm I, II, III (trừ bo) (nhóm IA, IIA, IIIA− Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VIII (nhóm IB -> VIIIB) − Họ lantan và họ actini (những nguyên tố xếp riêng ở dướ− Một phần của các phân nhóm chính nhóm IV, V, VI. Hiện nay loại.

Các nguyên tố càng nằm ở bên trái, pb. Cấu tạo của nguyên tử kim loại − Nguyên tử kim loại có sc phản ứng hoá học. − Trong cùng 1 chu kì, nguyên tử của các nguyên tố kim loại có bán kính lớn hơn và có

điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tố phi kim. Những nnhững nguyên tử nằm ở góc dước. Cấu tạo tinh thể kim loại − Các nguyên tử kim loại sắp xếp theo một trật tự xác định làm thành mạng lưới tinh thể

kim loại. Nút của mạng lưới là các ion dương hoặc các nguyên tử trung hoà. Khoảng không gian giữa các nút lưới không thuộc nguyên tử nào, làm thành "khí elec

kim loại ở nút lưới liên kết với nhau tạo thành mạng lưới bền vững. Liên kết sinh ra trong mạng lưới nhau gọi là liên kết kim loại. Đặc điểm của liên kết kim loại: − Do tất cả các e tự do trong kim loại tham gia. − Liên kết kim loạTính chất vật lý − Ở điều kiện thường, các kim liệt độ nóng chảy rất khác nhau. − Ngườn lại). − Kim loại có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, có tính dẻo, có ánh kim. Những tính ch ại có thúng. a) Tính dẫn điện và dẫn nhiệt − Khi nối 2 đầu thanh kim loại với 2 cực của nguồn điện. Dưới tác dụng của điện tc e tự do chuyển động theo 1 hướng xác định làm thành dòng điện trong kim loại. − Khi đun nóng kim loại tại 1 điểm nào đó, các nút lưới (nguyên tử, ion) ở điểm đó nhận

thêm năng lượng, dao động mạnh lên và truyền năng lượng cho các e tự do. Các e tự do lại truyền năng lượng cho các nút xa hơn. Và cứ như thế năng lượng (

khắp thanh kim loại. Đó là bản chất tính b) Tính dẻo (dễ kéo sợi, dát mỏng): Khi tác dụng lực cơ học lên thanh kim loại, một số nút mạng lưới kim loại có thể bị xê

dịch, nhưng mối liên kết giữa các lớp nút trong mạng nhờ các e tự do vẫn được bảođ



3.

ững đặc điểm cấu tạo trên, các nguyên tử kim loại dễ dàng cho e hoá trị, thể hiện tính k

ủa kim loại : Đi từ đầu đến cuối "dãy thế điện hóa" của các kim loại thì tín

, Ag, Hg, Au. ng của kim loại:

hản ứng với O2 của không khí tạo thành lớp bảo vệ cho kim

ng nóng, phần lớn kim loại cháy trong oxi. Ví dụ

Na

oại khác phản ứn hải đ Hợp chất tạo thành ở đó kim loại có hoá trị cao:

− Với phi kim khác (yếu hải đun nóng : nS

và kiềm thổ phản ứng tạo hợp chất hiđrua kim loại dạng muối, ở đó số oxi hoá của H là

aH

giải phóng H2. Một số kim loại yếu hơn tạo thành lớp bảo vệ hiđroxit hoặc tạo

đỏ, những kim loại đứng trước hiđro trong dãy thế điện hoá phản ứng

với hơ

oxi hóa thể hiện ở ion H+): HCl, H2SO4 loãng, …

− Muố

t, còn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO3 (đặc hoặc loãng), H2SO4 (đ

(Kh O2 m

Cu + 4HNO3 đ, n Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Tính chất hoá học * Do có được nh

hử: M – ne -> Mn+

So sánh tính khử ch khử giảm dần. K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu

* Các phản ứng đặc trưa) Phản ứng với oxi : − Ở to thường, phần lớn kim loại p loại không bị oxi hoá tiếp tục.

− Khi nu:

4Na + O2 -> 2 2O 3Fe + 2O2 ⎯→⎯

0t Fe3O4 b) Phản ứng với halogen và các phi kim khác − Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở to thường. Các kim l

g yếu hơn, p un nóng. 2Fe + 3Cl2 ⎯→⎯

0t 2FeCl3

hơn) pZn + S ⎯→⎯

0t Zc) Phản ứng với hiđro: Kim loại kiềm

-1 2Na + H2 -> 2N

d) Phản ứng với nước: − Ở to thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng được với nước tạo thành dung

dịch kiềm vàthành axit.

Na + H2O -> NaOH + 1/2H2 − Ở nhiệt độ nóng

i nước. Ví dụ: Fe + H2O ⎯⎯ →⎯> C0570 FeO + H2 ↑

e) Với axit thông thường (tínhPhản ứng xảy ra dễ dàng khi: − Kim loại đứng trước H2.

i tạo thành phải tan Mg + 2HCl -> MgCl2 + H2 ↑

g) Với axit HNO3, H2SO4 đặc nóng: Trừ Au và Pặc, nóng), − Với HNO3 đặc:

í duy nhất bay ra là N àu nâu). Mg + 4HNO3 đ, n Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O ⎯→⎯

0t

⎯→⎯0t



− Với HNO3 loãng: Tuỳ theo độ mạnh của kim loại và độ loãng của axit, sản phẩm khí bay ra có thể là N2,

N2 i với kim loại mạnh và axit rất loãng, sản phẩm là NH4NO3. Ví d

n O Cu(NO3)2 + NO + 4H2O

mạnh của kim loại mà sản phẩm của sự khử S+6 (trong H2SO4) có thể là H2S, S

ạnh thì S+6 bị khử về số oxi hoá càng thấp. Ví d

O n

. Do đó, trong thực tế người ta ắt để chuyên chở các axit trên.

loại đứng trước H2 và hiđroxit của nó có tính lưỡng tính có thể phản ứng với kiề

Ví d

hỏi hợp chất: − Đ ối. Ví dụ:

thì trước hết phản ứng với H2O và không có phản ứng đẩy kim loại yêu hơn ra

Xảy oả nhi g chảy kim loại:

ư Cr, Mn, kỹ thuật hàn kim loại (đường ray xe lửa,...).

4.

Giữa kim l on kim Mn+ tồn tại một cân bằng:

O, NO. Đốụ: 8Na + 10HNO3 đ, n 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O ⎯→⎯

0t 4Mg + 10HNO3 đ, 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2 ⎯→⎯

0t

3Cu + 8HNO3 đ, n ⎯→⎯0t 3

− Với axit H2SO4 đặc nóng. Kim loại + H2SO4 đ.n → muối + (H2S, S, SO2) + H2O. Tuỳ theo độ

hay SO2. Kim loại càng m

ụ: 8Na + 5H2SO4 đ, n 4Na2SO4 + H2S + 5H2⎯→⎯

0t 2Mg + 3H2SO4 đ, 2MgSO4 + S+ 3H2O ⎯→⎯

0t

Cu + 2H2SO4 đ, n ⎯→⎯0t CuSO4 + SO2 + 2H2O

Chú ý: Al và Fe bị thụ động hoá trong H2SO4 đặc, nguội và HNO3 đặc, nguội. Nguyên nhân là do khi 2 kim loại này tiếp xúc với các axit đặc, nguội thì trên bề mặt chúng có tạo lớp màng mỏng, đặc xít bảo vệ kim loại không bị axit tác dụng

thường dùng các xitec bằng sh) Phản ứng với kiềm: Một số kimm mạnh.

ụ như Be, Zn, Al: Al + NaOH + H2O -> NaAlO2 + 3/2H2 ↑

k) Phản ứng kim loại mạnh đẩy kim loại yếu ra kẩy kim loại yếu khỏi dung dịch mu Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu↓

Chú ý: Những kim loại tác dụng mạnh với H2O như kim loại kiềm, kiềm thổ, khi gặp dung dịch nước

khỏi muối. − Đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại).

ra ở to cao, t ều nhiệt làm nón Al + Fe2O3 Al2O3 + Fe +Q ⎯→⎯

0t

2Al + 3NiO ⎯→⎯0t Al2O3 + 3Ni

Phương pháp này thường được dùng để điều chế các kim loại khó nóng chảy nhFe… và được ứng dụng nhiều trong

Dãy thế điện hoá của kim loại a. Cặp oxi hoá - khử của kim loại

oại M và i loại M+n + ne M0

Trong những điều kiện nhất định, cân bằng đó có thể xảy ra theo 1 chiều xác định. Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oxh/kh) của ng ó. uyên tố đ

Ví dụ:



Các cặp oxi hoá - khử : Fe2+/Fe, Cu2+/Cu, Al3+/Al. b. Điện thế oxi hoá - khử: Để đặc trưng cho khả năng oxi hoá - khử của một cặp oxi hoá - khử, người ta dùng đại

lưồng độ dạng khử bằng 1mol/l ([oxh] = [kh] = 1mol/l), ta có

thể xi oá - ử chu Tính oxi hóa của kim loại tăng dần:

g Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Ag Pt Au

ần

t sẽ tác dụng với dạng khử mạnh nh nh dạng oxi hóa yêu hơn và dạng khử yếu hơn:

à Fe2+/Fe phản ứng:

phản ứng:

g kim loại đứng trước H đẩy được hiđro ra khỏi dung dịch axit.

Fe + H2SO4 -> FeSO4 + H5.

khi nung chảy một hỗn hợp nhiều kim loại khác nhau ho kim.

h thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu, khi nó

tinh thể được tạo thành sau khi nung nóng chảy các đơ

a những hợp chất hoá học được tạo ra sau khi nu ợp.

i. Trong loại hợp kim có tinh thể là hợp ch n kết cộng hoá trị.

các chất trong hỗn hợp ban đầ ất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều.

hế tạo ôtô, máy bay, các loại máy móc…

6. g ăn mòn

ợng gọi là điện thế oxi hoá - khử và ký hiệu Eoxh/kh. Khi nồng độ dạng oxi hoá và n o h kh ẩn E0

oxh/kh. Dạng oxi hóa: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg2

2+ Ag+ Pt2+ Au3+

Dạng khử: K Na M Tính khử của kim loại giảm dc. Ý nghĩa của dãy thế điện hoá của kim loại - Dự đoán chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh: Khi cho 2 cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxi hóa mạnh nhấất tạo thà Ví dụ:

Có 2 cặp oxh - kh : Zn2+/Zn v Zn + Fe2+ -> Zn2+ + Fe0

Có 2 cặp oxh - kh: Zn2+/Zn và Cu2+/Cu Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu0

- NhữnVí dụ: 2 ↑

Hợp kim a. Định nghĩa: Hợp kim là chất rắn thu được sauặc hỗn hợp kim loại và phi b. Cấu tạo của hợp kim: Hợp kim thường được cấu tạo bằng các loại tinh thể: + Tinh thể hỗn hợp: Gồm những tinng chảy chúng không tan vào nhau. + Tinh thể dung dịch rắn: Là nhữngn chất trong hỗn hợp tan vào nhau + Tinh thể hợp chất hoá học: Là tinh thể củng nóng chảy các đơn chất trong hỗn hc. Liên kết hoá học trong hợp kim: Liên kết trong hợp kim chủ yếu là liên kết kim loạất hoá học, kiểu liên kết là liêd. Tính chất của hợp kim: Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất củau, nhưng tính che. Ứng dụng: Hợp kim được dùng nhiều trong: − Công nghiệp chế tạo máy: c− Công nghiệp xây dựng… Ăn mòn kim loại và chốna. Sự ăn mòn kim loại:



Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hoá học của môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại.

n mCăn cứ vào cơ chế của sự ă òn, ăn mòn kim loại được chia thành 2 loại chính: ăn mòn ho

im loại do kim loại phản ứng hoá học với chất khí hoặc hơ

ăn mòn càng nhanh.

ết của động cơ đốt trong. N tiếp xúc v c ở ệt độ cao.

Ví d

Bản chất c học là quá trình oxi hoá - khử, trong đó các electron của kim loạ môi trường tác dụng:

: uỷ kim loại do kim loại tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo

nê

p chất (kim loại kh

c biển, …) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hoá.

Sắt có lẫn đồng tiếp xúc với môi trường điện li tạo thành 1 pin, trong đó Fe là kim loại hoạt động hơn là cực âm, Cu là cực dương.

á học và ăn mòn điện hoá. * Ăn mòn hoá học: Ăn mòn hoá học là sự phá huỷ ki nước ở nhiệt độ cao. Đặc điểm của ăn mòn hoá học: − Không phát sinh dòng điện. − Nhiệt độ càng cao thì tốc độSự ăn mòn hoá học thường xảy ra ở: − Những thiết bị của lò đốt. − Những chi ti− hững thiết bị ới hơi nướ nhi

ụ: 0

3Fe + 4H2O ⎯→⎯t Fe3O4 + 4H2 ↑

Cu + Cl2 ⎯→⎯0t CuCl2

ủa ăn mòn hoá i chuyển trực tiếp sang

M0 – ne -> M+n

* Ăn mòn điện hoáĂn mòn điện hoá là sự phá hn dòng điện. Cơ chế ăn mòn điện hoá: Những kim loại dùng trong đời sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạác hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường điện li (như hơi nước có hoà lẫn các khí

CO2, NO2, SO2,…hoặc nướXét cơ chế ăn mòn sắt có lẫn đồng trong không khí ẩm có hoà tan H+, O2, CO2, NO2,…tạo

thành môi trường điện li.

Η2

H+

Fe – 2e -> Fe2+

Fe2+

Fe C u - +

− Ở cực âm: Fe bị oxi hoá và bị ăn mòn. Fe – 2e -> Fe2+

Ion Fe2+ tan vào môi trường điện li, trên sắt dư e. Các e dư này chạy sang Cu (để giảm bớt sự

− Ở cực dư trình khử ion H và O2. Ion H+ và O li đến miếng Cu thu e:

chênh lệch điện tích âm giữa thanh sắt và đồng). +ơng: Xảy ra quá

2 trong môi trường điện 2H+ +2e -> H2 O2 + H2O + 4e -> 4OH-



Sau ó xảy

-> 4Fe(OH)3

ột quá trình oxi hó oxi hóa kim loại, ở cực

hác nhau, cặp kim loại - tính khử

òn. ới nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn). i một dung dịch điện li.

ác loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime. ken, đồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần

bả

ôi trường không khí, môi tr ng hoá chất. Nh

ng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm)

c hàng trăm chấ ống ăn mòn khác nhau, chúng được dù

thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1 tấm kẽm. Khi bị ăn mòn dần, vỏ tàu được bảo vệ. Sau một thời gian người ta thay

tấm7.

a. Nguyêni.

pháp thủy luyện: ạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối.

Ví dụ:

Dùng các c CO kim loại để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Phương sử dụ t kim loại trong công nghiệp:

đ ra quá trình tạo thành gỉ sắt: Fe2+ + 2OH- -> Fe(OH)2

4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O

Các hiđroxit sắt này có thể bị mất H2O tạo thành gỉ sắt, có thành phần xác định: xFeO. yFe2O3. mH2O Bản chất của sự ăn mòn điện hóa: Bản chất của ăn mòn điện hoá là ma khử xảy ra trên bề mặt các điện cực. Ở cực âm xảy ra quá trình

dương xảy ra quá trình khử các ion H+ (nếu dùng dung dịch điện li là axit). Các điều kiện cần và đủ để xảy ra hiện tượng ăn mòn điện hóa:

- Các điện cực phải khác chất nhau : có thể là cặp kim loại kphi kim (C), cặp kim loại - hợp chất hóa học (xêmentit Fe3C). Trong đó kim loại có mạnh sẽ là cực âm. Như vậy, kim loại nguyên chất khó bị ăn m

- Các điện cực phải tiếp xúc v- Các điện cực cùng tiếp xúc vớ

b. Cách chống ăn mòn kim loại: + Cách li kim loại với môi trường: Dùng những chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại. Đó là: − C − Mạ một số kim loại bền như crom, nio vệ. + Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox):

ườChế tạo những hợp kim không gỉ trong mững hợp kim không gỉ thường đắt tiền, vì vậy sử dụng chúng còn hạn chế. + DùChất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên thụ động (trơ) đối với môi trường ăn

mòn. t chNgày nay người ta đã chế tạo đượ

ng rộng rãi trong các ngành công nghiệp hoá chất. + Dùng phương pháp điện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với 1 tấm kim loại khác có tính khử mạnh hơn. Ví dụ, để bảo vệ

vỏ tàu biển bằngtàu hoạt động, tấm kẽm

kẽm khác. Điều chế kim loại

tắc: Khử ion kim loại thành kim loạ

Mn+ + ne -> M b. Các phương pháp điều chế * PhươngDùng kim loại tự do có tính khử m

− Điều chế đồng kim loại: Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu

− Điều chế bạc kim loại: Fe + Ag+ -> Fe2+ + Ag

* Phương pháp nhiệt luyện: hất khử như , H2, C hoặc

pháp này được ng để sản xuấ



CuO + H ⎯→⎯0t C2 2

Fe2O3 + 3CO ⎯→⎯0t 2Fe + 3CO2

u + H O

chiều trên catôt (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất. Bằng ph ại một cách rất tinh khiết.

iện phân hợp chất nóng chảy (mu

u chế Na bằng cách điện phân NaCl nóng chảy.

Đ hân dung dịch muối của chúng trong n

ch điện phân dung dịch CuSO4. Cu + H2SO4 + 1/2O2

+ Đều + Tác t số oxit kim loại mạnh (ví dụ kim loại kiềm, kiềm

thổ i H2O.

kim loại mạnh phản ứng được.

ẩm kết hợp oxit và H2O. Hiđroxit có thể có tính baz

2On + nH2O

ng tính (như Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH O4).

số hiđroxit của kim loại có nhiều số oxi ho roxit của kim loại yếu.

2O -> 4Fe(OH)3

* Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện 1ương pháp này, người ta có thể điều chế được hầu hết các kim lo− Điều chế kim loại có tính khử mạnh (từ Na đến Al). Đối, kiềm,

Ví dụ: Điề

oxit).

NaCl ⎯⎯ →⎯ Na + Cl2

− iều chế kim loại có tính khử trung bình và yếu: Điện p

dpnc

ước. Ví dụ:

u bằng cá Điều chế C CuSO4. + H2O ⎯

n⎯⎯ →dpdd

Bằng phương pháp điệ phân có thể điều chế được kim loại có độ tinh khiết cao. 8. Hợp chất của kim loại

a. Oxit MxOy .là tinh thể

gdụn với H2O. Chỉ có mộ) và một số anhiđrit axit có số oxi hoá cao mới phản ứng trực tiếp vớ

Na2O + H2O -> 2NaOH CrO3 + H2O -> H2CrO4

O4 Mn2O7 + H2O -> 2HMn + Tác dụng với axit: Phần lớn các oxit bazơ phản ứng với axit.

CuO + 2HCl -> CuCl2 + H2O Tác d ớ + ụng v i oxit axit. Chỉ có oxit của các

aO + CO2 -> CaCO3 C + Tác dụng với kiềm: Các oxit axit và các oxit lưỡng tính phản ứng được.

Al2O3 + 2NaOH -> 2NaAlO2 + H2O Mn2O7 + 2KOH -> 2KMnO4 + H2O

b. Hiđroxit Hiđroxit là hợp chất tương ứng với sản ph

oặc axit.ơ h + Hiđroxit của một số kim loại (trừ của kim loại kiềm, kiềm thổ) bị nhiệt phân khi

nung nóng tạo thành oxit: 0t M 2M(OH)n ⎯→⎯

+ Tính tan trong H2O: Phần lớn ít tan, chỉ có hiđroxit của kim loại kiềm, Ba(OH)2 và một số hiđroxit trong đó kim loại có số oxi hoá cao là tan được trong H2O. Ví dụ: H2CrO4, H2Cr2O7, H2MnO4, HMnO4.

+ Tính axit - bazơ: Phần lớn có tính bazơ, một số có tính lưỡ

)2 , r,…), một số là axit (H2CrO4 H2C 2O7, HMn+ Tính oxi hoá - khử: Thể hiện rõ đối với một

á hoặc hiđ 4Fe(OH)2 + O2 + 2H

2Ni(OH) + 6HC 3 l -> 2NiCl2 + Cl2 + 6H2O



c. Muối *Tính tan của muối: − Muối nitrat của các kim loại: đều dễ tan trong nước.

các kim loại: phần lớn dễ tan, trừ AgCl, PbCl2, CuCl, Hg2Cl2, … − Muối cacbonat của các kim loại: phần lớn khó tan, trừ cacbonat của kim loại kiềm

và (trừ cacbonat

axit của kim l

− Một thấp của kim loại kém bền, có tính khử. FeCl2 + 3/2Cl2 -> FeCl3

− Một số muối của kim loại yếu, hoặc có số oxi hoá cao của kim loại thì kém bền, có tính oxi hoá hoặc dễ bị phân huỷ:

AgCl -> Ag + 1/2Cl2

− Muối sunfat của các kim loại: phần lớn dễ tan, trừ CaSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4. − Muối clorua của amoni. − Muối cacbonat axit: nói chung tan tốt hơn muối cacbonat trung tính

oại kiềm). *Tính oxi hoá - khử của muối:

số muối có số oxi hoá



1.

n tử lớn, điện tích hạt nhân nhỏ (so với các nguyên tố cùng chu kì). Vì vậ n tính khử mạnh.

t lý ẹ, trắng như bạc.

óng chảy và nhiệt độ sôi thấp. Đi từ Li → Cs, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi giảm dần.

− à dẫn điện tốt. − ất khi ch gọ đ a : tím

Rb : ản c n n tố nhóm IA

Chương 6 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IA

Cấu tạo nguyên tử − Có 1 e hoá trị ở lớp ngoài cùng. − Bán kính nguyêy kim loại kiềm rất dễ nhường 1e hoá trị - thể hiệ M – 1e -> M+

Đi từ Li → Fr tính khử tăng dần (Fr là nguyên tố phóng xạ ít được nghiên cứu). 2. Tính chất vậ

− Là những kim loại mềm, nh− Dễ tạo hợp kim với Hg gọi là hỗn hống. − Nhiệt độ n

Dẫn nhiệt v Đơn chất và hợp ch áy cho n n lửa đặc trưng: Li : ỏ tía ; N : vàng; Kđỏ huyết.

B g 3: Cá guyêNguyên tố Li Na K Rb Cs

Cấu hình electron (He) 2s1 ) 3s1 ) 4s1 ) 5s1 ) 6s1 (Ne (Ar (Kr (XeNăng lượng ion hóa, kJ/mol 520 500 420 400 380

Bán kính nguyên tử, nm 0.15 1.19 0.24 0.25 0.27

Nhiệt độ nóng chảy oC 180 98 64 39 29

Nhiệt độ sôi, C o 760 688 690 1330 892

Khối lượng riêng, g/cm3 0.86 1.53 1.90 0.53 0.97Độ cứng (lấy kim cương = 0.6 0.4 0.5 0.3 0.2 10)

Kiểu mạng tinh thể Lập phương tâm khối 3. Tính chất hoá học

y. − Khi đun cháy mãnh liệt tạo thành oxit (Li2O) hay peoxit Na2O2,

K2b) Với các hác: − Phản ứng ới h o thường, hoặc khi đun nhẹ:

2K + S K2S

ới nước: Phản ứng mạnh ngay ở nhiệt độ thường tạo thành dung dịch kiề

a) Phản ứng với oxi: − Ở to thường : Li, Na, K + O2 → lớp oxit trên mặt ; Rb, Cs bốc chá

nóng : Li, Na, K bốc O2.

phi kim k mãnh liệt v alogen ở t2Na + Br2 -> 2NaBr

− Khi đốt nóng phản ứng với S, H2, P, … 0t⎯→⎯

2Na + H ⎯→⎯0t 2NaH 2

NaH là chất rắn, khi gặp nước, bị thuỷ phân: c) Phản ứng vm.



Nan

+ H2O -> NạOH + 1/2H2d) Phả ứ oxi hoá: phản ứng xảy ra mãnh liệt.

4. Hợp chất a. Oxit M mạnh với nước, với axit và oxit axit.

H2S -> Li2S + H2O

− Là chất ước và toả nhiệt do tạo thành hiđrat. Dễ nóng chảy (32

h, điện li hoàn toàn trong dung dịch nước. − Phản ứng

g dịch. Nhưng khi nung nóng tinh thể bị phân tích thành cacbonat, ví dụ Na p

ền, nóng chảy ở khoảng 800oC, không bị phân tích. n tro

iđroxit kim loại kiềm:

im loại ki đều tan nhiều trong nước (trừ KClO4), một số muối tồn Cl.KCl (xinvinit), KC

muối mỏ. Nó được dùng nhiều trong công nghiệp thực p

Muố t rắn màu trắng, ít tan trong ớc, bền ở nhiệt độ

2O ng bền, tác dụng được với axit mạnh:

-> Na2CO3 + H2O

ng với axit thường và axit

2 Ví dụ:

O là chất rắn, phản ứng

Na2O + HOH -> 2NaOH Li2O + K2O + CO2 -> K2CO3

b. Hiđroxit MOH nrắn, hút ẩm mạnh, tan nhiều trong

20C).. − Là bazơ mạn

trung hoà với axit, oxit axit. Ví dụNa2O + H2SO4 -> Na2SO4 + H2O K2O + CO2 -> K2CO3

Khi dư CO2: CO2 + K2CO3 + HOH -> 2KHCO3

Cacbonat axit của kim loại kiềm khá bền, có thể tách khỏi dung dịch dưới dạng tinh thể khi đun cạn dun

HCO3 bị hân tích ở 160oC. Muối cacbonat kim loại kiềm rất b- Các dung dịch MOH có thể kết tủa các ion kim loại mà hiđroxit của chúng không tang kiềm dư:

2NaOH + CuCl2 -> 2NaCl + Cu(OH)2 ↓ Điều chế h− Điện phân dung dịch muối clorua loãng, nguội có màng ngăn (xem phần điện phân). − Bằng phản ứng trao đổi:

Na2CO3 + Ca(OH)2 -> CaCO3 ↓ + 2NaOH c. Muối

ềm Hầu hết các muối của k tại trong thiên nhiên : NaCl, Na2SO4.10H2O, Na2AlF6, KCl, Nal.MgCl2.H2O (cacnalit), KCl.MgSO4.3H2O. (cainit).

Một số muối kim loại quan trọng: − Natri clorua NaCl: NaCl là chất rắn, không màu, dễ tan trong nước, nóng chảy ở 800oC. NaCl được khai thác từ nước biển, từ

hẩm, để sản xuất clo, axit clohiđric, nước Javen,…− Natri hiđrocacbonat:

nưi natri hiđrocacbonat NaHCO3 là chấ thường, bị phân huỷ ở nhiệt độ cao.

2NaHCO3 ⎯→⎯0t Na2CO3 + CO2 ↑ + H

NaHCO3 là muối của axit yếu, khô NaHCO3 + HCl -> NaCl + H2O

Mặt khác, NaHCO3 là muối axit, tác dụng được với kiềm: NaHCO3 + NạOH

− Muối natri cacbonat Na2CO3:



Na2CO3 là chất rắn màu trắng, dễ tan trong nước. ở nhiệt độ thường nó tồn tại ở dạng muối ngậm nước Na CO .10H O. ở nhiệt độ cao, mất nước tạo thành muối khan Na2CO3 có nh

2 3 2iệt độ nóng chảy ở 850oC. Na2CO3 bị thuỷ phân trong dung dịch cho môi trường kiềm mạnh:

Na2CO3 + HOH NaOH + NaHCO3 OH- +CO3

2- + HOH HCO3-

để sản xuất thuỷ tinh, xà phòng và nhiều muối kh

t kim loại kiềm và hợp chất của chúng.

màu đỏ.

ất dễ hành ion dương, do vậy trong tự nhiên kim loại kiềm chỉ guyên tắc điều chế là khử các ion kim loại kiềm :

ọng nhất điều chế kim loại úng ở dạng nóng chảy.

atri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong các lò phản ứng hạt nhân.

ế tạo chất ch ổ cho xăng… 7. Trạng thái tự nhiên

Natri thường gặp dưới dạng NaCl (muối ăn), Na2SO4.10H2O, Na2CO3 (xôđa), NaNO3 (diêm tiêu).

Kali thường gặp ở dạng : KCl.NaCl (xinvinit), KCl.MgCl2.6H2O (cacnanit)

Na2CO3 là nguyên liệu hoá học quan trọng ác. d. Nhận biếDựa vào màu ngọn lửa: dùng dây Pt sạch nhúng vào các hợp chất của các kim loại kiềm

đem đốt trên ngọn lửa đèn cồn: +Hợp chất của Li : ngọn lửa+Hợp chất của Na : ngọn lửa màu vàng.

Hợp chất của K+: ngọn lửa màu tím. 5. Điều c ế h

Kim loại kiềm r bị oxi hóa t tại ở dạng tổ chất (muối). Ntồn ng hợp

M+ + e = M Tuy nhiên sự khử các ion là rất khó khăn. Phương pháp quan trkiềm là điện phân muối halogenua hoặc hiđroxit của ch

Ví dụ: NaCl ⎯⎯ →⎯đpnc Na + 1/2Cl2

6. Ứng dụng của kim loại kiềm

Kim loại kiềm có nhiều ứng dụng quan trọng : - Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. - Các kim loại kali và n - Kim loại Cs dùng chế tạo tế bào quang điện. - Kim loại kiềm được dùng để điều chế một số kim loại hiếm bằng phương pháp nhiệt kim loại.

Kim loại kiềm được dùng làm chất xúc tác trong nhiều phản ứng hữu cơ và ch- ống n

−

−



Chương 7 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IIA

nguyên tố tro mạnh (nhưng kém kim loại kiềm), dễ

2. Tính chất vật lý n, có ánh b iện, d t tốt.

ón n (c m l a Ba là 710oC.

ưng của đ ất và h ất: : đỏ son; nh lục.

Bảng c nguy nhóm IIA tố Be

1. Cấu tạo nguyên tử − Có 2 electrong hoá trị ở lớp ngoài cùng. − Bán kính nguyên tử khá lớn, điện tích t nhân tương đối nhỏ (so với các hạng cùng chu kỳ). Vì vậy các nguyên tố đều có tính khử nhường 2e. M – 2e -> M2+

− Là nh− Nhiệt độ sôi v

ững chất rắ ạc đg chảy tươ

, dẫn ẫn nhiệg đối thấp

ao hơn kià nhiệt độ n

Ví dụ : của Mg là 650oC, củoại kiềm)

− Màu ngọn lửa đặc tr ơn ch ợp chCa: đỏ da cam; Sr, Ra Ba: xa

4: Cá ên tố

Nguyên Mg Ca Sr Ba (He) 2s2 (Ne) 2 (Ar) (Kr) 2 (Xe) 2 Cấu hình electron 3s 4s2 5s 6s - 1800 1450 1150 1060 970 Năng lượng ion hóa, kJ/mol M 2e = M2+

Bán kính nguyên tử, nm 0.1 6 1 0.1 0.2 0.21 0.22 Nhiệt độ nóng chảy, Co 1280 650 838 768 714

Nhiệt độ sôi, C 2770 1110 1440 1380 1640 o

Khối lượng riêng, g/cm3 1.85 1.74 1.55 2.6 3.5

Độ cứng (lấy kim cương =10) 2.0 1.5 1.8 Kiểu mạng tinh thể Lục giác đều Lập phương tâm diện Lập phương

tâm khối 3.

ng nguyên tố nhóm s, nguyên tử có 2 electron hóa trị (s2), có bá ó, chúng dễ dàng nhường 2e tạo thành ion dương, thể h khử mạnh, trong các hợp chất chúng có số oxi hóa là +2. Tính khử của những kim loại này t hoá học sau :

ị O2 không khí oxi hoá tạo thành lớp oxi

Ví dụ: 2

b. Phản ứn c ác. g dễ dà ở ngay nhiệt độ thường

Tính chất hoá học Kim loại nhóm IIA là nhữ

n kính nguyên tử tương đối lớn. Do đ hiện tín

hể hiện qua các phản ứnga. Phản ứng với oxi − Ở nhiệt độ thường, các kim loại phân nhóm chính nhóm II b

t trên bề mặt. − Khi đốt nóng bốc cháy mãnh liệt.

2Ca + O2 ⎯→⎯ CaO 0t

phi kg với cá im khng− Với halogen: phản ứn

Ca + Cl2 -> CaCl2



− Với các phi kim kém hoạt động: phải đun nóng Ca + 2C ⎯→⎯

0t CaC2

3Mg + 2N2 ⎯→⎯0t Mg3N2

0tCa + H2 ⎯→⎯ CaH2c. Phản ứng với H O

it bảo vệ m do phản ứng với nước.

2

á) − B

2 4Ca 3 + 5H2O e. Phản ứn ịch ki ng chảy

hản ứng:

2 + H2

4. Phương pháp ph ọng nhất là điện phân muối halogenua nóng chảy:

5. a. Oxit MO ền nhiệt, nóng chảy ở nhiệt độ rất cao (ví dụ

Caứng mãnh liệt với nước:

-> Ca(OH)2

ác oxit đều tan dễ dàng trong axit. với kiề

BeO2 + H2O Qua O được gọi là vôi sống, tác dụng với nước

cho Ca(OH)2 g dựng. b. Hiđroxit− Tính tan và tính bazơ tăng dần:

Ba(OH)2

a trắng, là bazơ yếu, tan trong axit. − Ca(OH)2 ít tan trong nước, là bazơ khá mạnh. − Ba(OH)2 tan khá nhiều trong nước tạo thành dung dịch kiềm mạnh.

2− Be không phản ứng vì có lớp ox− M gg không tan tron nước lạnh, khi đun nóng tạo tan chậ

g. − Ca, Sr, Ba phản ứng mạnh với nước ở nhiệt độ thườna(OH) + H Ca + 2H2O -> C

d. P2 ↑

hản ứng với axit (axit thường và axit oxi hoễ dàne, Mg phản ứng d g.

− Ca, Sr, Ba phản ứng mãnh liệt Mg + 2HCl -> MgCl + H2 ↑

+ 10HNO3 -> 4Ca(NO3)2 + NH4NOg với dung d ềm và kiềm nó

Chỉ có Be p Be + NaOH + H2O -> Na2[Be(OH)4] + H2 ↑

Be + 2Na →0

Na2BeOOH ⎯⎯f. Phản ứng đẩy kim loại yếu

t

hơn khỏi oxit hoặc muối khan khi đun nóng 2Mg + TiO2 ⎯→⎯

0t 2MgO + Ti 2Ca + TiCl4 ⎯→⎯

0t 2CaCl2 + Ti Điều chế

ổ biến nhất và quan tr CaCl2 ⎯⎯ →⎯đpnc Ca + Cl2 Một số hợp chất quan trọng

: Đều là chất rắn, màu trắng, rất bO nóng chảy ở 2585oC). MgO phản ứng chậm với H2O ; CaO ; SrO ; BaO phản

CaO + H2O

CBeO tác dụng dung dịch m

BeO + NaOH -> Na2n trọng nhất trong số các oxit là CaO. Ca

ọi là vôi tôi, dùng làm vật liệu xây M(OH)2

H)2 Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(O

− Be(OH)2 có tính lưỡng tính Be(OH)2 + 2HCl -> BeCl2 + H2O

Be(OH) + H -> K BeO +2 2KO 2 2 H2O

− Mg(OH)2 kết tủ



− Khi đun nóng, Be(OH)2 và Mg(OH)2 bị mất nước biến thành oxit: Mg(OH) MgO + H2O

Chú ý: Khi cho khí clo tác dụng với Ca(OH)2 hoặc CaO ta thu được clorua vôi CaOCl2 có công th

2 ⎯→⎯0t

ức cấu tạo:

CaCl

O

-

Cl +

H2O tẩy trắng. Các phản ứng quan

trọ rua vôi là:

iều trong nước.

c) Mu t: từ SO4 độ tan giảm dần. BeSO4, MgSO4 tan nhiều, Sr

cacbonat: − M CO : ít tan trong nước, khi nung nóng bị phân tích. Ví dụ:

Ca(OH)2 (bột ẩm, huyền phù) + Cl2 -> CaOCl2 + Clorua vôi là chất oxi hoá mạnh, dùng để sát trùng và

ng của cloCaOCl ⎯→⎯

0t CaCl + 1/2O ↑2 2 2

CaOCl + 2HCl -> CaCl + Cl ↑ + H2O 2 2 2

2CaOCl2 + CO2 -> CaCl2 + CaCO3 ↓ + Cl2 ↑ c. Muối a) Muối nitrat: tan nh b) Muối clorua: tan nhiều trong nước

ối sunfa BeSO4 → BaSO4, BaSO4 không tan. d) Muối

uối cacbonat trung tính M 3

MCO ⎯→⎯0t MO + CO3 2

− Muối cacbonat axit Me(HCO3)2 tan nhiều trong nước, chỉ tồn tại trong dung dịch vì có cân bằng sau;

MCO3 + CO2 + H2O M(HCO3)2 , cân bằng chuyển dịch sang phải.

nh thạch nhũ trong các hang động và sự tạo thành lớp cặn đá vôi trong

hẹ và bền, dùng chế tạo máy

ặp ở dạng MgCO3 (manhezit), CaCO3.MgCO3 (đolomit), KC cacnalit), Cl.MgS .6H O (cainit).

đ

8.

2+ có trong nước nhiều hay ít mà người ta chia nước thiên nhiên thành 2 loại:

Khi dư CO2Khi đun nóng, cân bằng chuyển dịch sang trái. Phản ứng xảy ra theo chiều thuận nghịch

giải thích sự tạo thàấm đun nước, phích đựng nước nóng. 6. Ứng dụng Kim loại beri tạo ra những hợp kim cứng, đàn hồi, không bị ăn mòn, dùng chế tạo máy bay, vỏ tầu biển… Kim loại magie tạo ra được những hợp kim có đặc tính nbay, tên lửa, ôtô…

Kim loại canxi dùng làm chất khử để tách một số kim loại khỏi hợp chất; tách oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép..

Các kim loại kiềm thổ còn lại ít có ứng dụng trong thực tế 7. Trạng thái tự nhiên

− Mg thường gl.MgCl .6H O (2 2 K O4 2

− Ca thường gặp ở dạng CaCO3 ( á vôi, đá phấn, đá hoa), CaCO3.MgCO3 (đolomit), CaO .2H O (thạch cao), C4 2 a3(PO4)2 (photphorit), 3Ca3(PO4)2.CaF2 (apatit).

Nước cứng a. Định nghĩa − Tuỳ theo lượng ion Ca2+ và Mg



+ Nước mềm: Có ít ion Ca2+, Mg2+ hoà tan (tổng nồng độ 2 ion này < 0,002 mol/l). + Nước cứng: Có hoà tan nhiều ion Ca2+, Mg2+ (tổng nồng độ 2 ion này > 0,002 mol/l). − Đ nước

tạo ra muối, cacbonat kết tủa:

do muối clorua, sunfat của Ca2+ và Mg2+. Khi đun sôi, độ vĩn

oàn phần: là tổng của hai độ cứng trên.

ng dịch cần pha, dẫn tới sai số trong nhiều phép ph iên cứu,…

− G à ì xà phòng biến thành muối củ t

a + C + -> (C17H35COO)2Ca + 2Na+

c

− Đ− D

3

+ 2O H2O

+ 2NaHCO

Na3PO4) đã kết tủa Ca2+ và Mg2+:

Na2CO3 + Ca2+ -> CaCO3 + 2Na+

− Dùng nhựa trao đổi ion (gọi là các ionit): cho nước chảy qua cột chứa nhựa trao đổi n, các ion Ca2+, Mg2+ sẽ bị giữ lại trên cột.

ộ cứng của gồm 2 loại: + Độ cứng tạm thời: Do muối cacbonat axit của canxi và magie gây ra, khi đun sôi nước,

các muối này bị phân huỷM(HCO3)2 ⎯→⎯

0t MCO3 + CO2 + H2O

+ Độ cứng vĩnh cửu: gây rah cửu không bị mất. + Độ cứng tb. Tác hại của nước cứng − Đóng cặn vào thành nồi hơi làm giảm độ dẫn nhiệt nên làm tốn nhiên liệu và có thể gây

ra nổ nồi hơi. − Dùng nước cứng cho nấu ăn làm thực phẩm lâu chín, giảm mùi vị − Nước cứng cũng làm hỏng nhiều duân tích, ngh

iặt xà phòng trong nước cứng sẽ khó sạch, tốn x phòng vrên vải.a Ca2+, Mg2+ ít tan, vón cục

Ví dụ: a22C17H35COON ↓

. Cách làm mềm nước. * Khử độ cứng tạm thời :

un sôi nước. ùng các phương pháp vôi, xút và xôđa.

+ Phương pháp vôi: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 -> 2CaCO ↓ + H2O Ca(OH)2 + Mg(HCO3)2 -> CaCO3 + Mg(OH)2 ↓ + H2O↓

+ Phương pháp xút: 2NaOH + Ca(HCO3)2 -> CaCO3 ↓ Na2CO3 + 2H 2NaOH + Mg(HCO3)2 -> MgCO3 + Na2CO3 + 2 ↓

+ Phương pháp xôđa: Na2CO3 + Mg(HCO3)2 -> MgCO3 ↓ + 2NaHCO3 Na2CO + Ca(HCO3) -> CaCO3 2 3 3

* Khử độ cứng toàn phần: − Dùng phản ứng trao đổi (với Na2CO3 hay

↓

↓

io



Chương 8

I. 1.

e : 1s2 2s2 2p6 3s2 31). ng đối lớn.

ân Z tương đối nhỏ.

2.

ạng lập phương tâm diện, mật độ electron tự do tương đối lớn. Do

iều kim loại khác. 3. Tính ất nhôm đứng liền sau các kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ, nên nh

a. Phản ứn

uỷ ngân để tạo thành hỗn hống trên bề mặt Al, khi để ra kh

b. Phản ứn hi kim − Với Cl2, ản ứn ở nhiệt độ thường, tạo thành AlCl3, AlBr3. − Khi đun nóng, Al phản ứ 2, S. ở nhiệt độ cao, Al phản ứng được với N2, C.

2AlI3 (bốc cháy tỏa nhiều nhiệt)

c. Phản ứn

đá ới H O ở nhiệt độ thường.

l( )3 ↓ bảo vệ không cho Al tiếp xúc với H2O.

ước H):

ứng với axit oxi hoá − Với HNO : động hoá.

loãng, axit đặc, nóng) phản ứng xảy ra dễ dàng:

NHÔM – SẮT Nhôm Cấu tạo nguyên tử − Nguyên tử Al có 3 electron hoá trị ở lớp ngoài cùng (cấu hình− Bán kính nguyên tử tươ− Điện tích hạt nh Vì thế Al có tính khử mạnh (kém Mg), dễ nhường 3e hoá trị: Al – 3e -> Al3+

Tính chất vật lý − Al là kim loại nhẹ (d = 2,7 g/cm3), trắng như bạc, nhiệt độ nóng chảy là 6000C. − Al rất dẻo, dễ kéo dài, dát mỏng tới 0,01mm. − Nhôm có cấu tạo m

vậy nhôm có khả năng dẫn điện và nhiệt tốt. Độ dẫn điện bằng 2/3 đồng, nhưng nhôm nhẹ hơn đồng 3 lần. Độ dẫn nhiệt của nhôm hơn sắt 3 lần. Tạo hợp kim với nh

ch hoá học Trong dãy điện hoá, ôm là kim loại có tính khử mạnh, nó bị oxi hóa dễ dàng thành ion Al3+ Al – 3e -> Al3+

g với oxi − Ở nhiệt độ thường: do lớp oxit mỏng bảo vệ nên Al không phản ứng với oxi. Nếu làm

sạch lớp Al O thì nhôm sẽ phản ứng mạnh với oxi.2 3 4Al + 3O -> 2Al O3 2 2

Ví dụ, sau khi nhúng Al vào thông khí sẽ xảy ra hiện tượng "Al mọc lông tơ". Ở dạng bột, khi đun nóng, Al cháy mạnh toả nhiều nhiệt.

g với các pBr2 : Al ph g ngay

ng với I2Al + 3I2 ⎯ ⎯⎯⎯ →OH 2

2Al + 3S ⎯→⎯0t Al2S3

2Al + N2 ⎯→⎯0t 2AlN

g với H2O − Ở nhiệt độ thường, Al không phản ứng với H2O vì có lớp oxit bền vững bảo vệ. Nếu nh bỏ lớp oxit đi, Al phản ứng v 2

2Al + 6H2O -> 2Al(OH)3 + 3H2 ↑

Phản ứng td. Phản ứng với axit thường

rên nhanh chóng dừng lại vì A OH

Với dung dịch HCl và H2SO4(l), nhôm phản ứng dễ dàng (Al đứng tr Al + 3HCl -> AlCl3 + 3/2H2

e. Phản3 đặc, nguội và H2SO4 đặc, nguội Al bị thụ

− Trong các trường hợp khác (axit Ví dụ:



Al + 4HNO3 l-> Al(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O

) ↓ lưỡng tính, tan được trong kiềm. + 3/2H

− Với dung

hôm: Đẩy kim loại yếu khỏi oxit khi nung nóng. Al O + 2Fe

sắt. 4.

ệt, khó nóng chảy (nhiệt độ nóng chảy > 2000 C) − Không tá− Al2O3 là dịch axit mạnh và dung dịch kiềm. Dễ phản

Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2O

ết trong các ngành kĩ thuật chính xác, như chân kính đồng hồ, máy ph m vật liệu mài (đá mài, bột giấy ráp

)3 − Al(OH)3 nước. − Là hiđro g dung dịch kiềm, đặc biệt không tan

và

− AH) Al2O3+ 3H2O

t, sunfat, halogenua của nhôm đều tan nhiều trong nước.

ể làm trong nước, dùng trong kỹ nghệ thuộc d

− M ịch kiềm (ví dụ NaAlO2). Trong môi Ví dụ:

chất quý, nhưng có nhược điểm là quá mềm và kém dai (dễ gãy đứt).

a. Hợp kim đuyra

f. Phản ứng với dung dịch kiềm Phản ứng mạnh vì Al(OH 3

Al + NaOH +H2O -> NaAlO2 2 g. Phản ứng đẩy kim loại yếu hơn khỏi hợp chất

dịch muối: 2Al + 3Cu2+ -> 2Al3+ + 3Cu

− Phản ứng nhiệt n2Al + Fe2O3 2 3

Phản ứng nhiệt nhôm được dùng để điều chế Mn, Cr, V, W và các hợp kim của ⎯→⎯

0t

Hợp chất của Al a. Nhôm oxit Al2O3 − Màu trắng, rất bền với nhi o

c dụng với nước, không tan trong nước. oxit lưỡng tính, tác dụng với dung

ứng với kiềm nóng chảy. Al2O3 + 2NaOH ⎯→⎯

0t 2NaAlO2 + H2O

Tinh thể nhôm oxit không màu hoặc có màu, một phần dùng làm đồ nữ trang, một phần dùng chế tạo các chi ti

át laze.. Nhôm oxit lẫn tạp chất có độ rắn cao, được dùng là, bột đánh bóng…) b. Nhôm hiđroxit Al(OH

là chất kết tủa dạng keo, ít tan trongxit lưỡng tính, dễ tan trong axit và tron

o dung dịch NH3 loãng. Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2OAl(OH)3 + NaOH -> NaAlO2 + 2H2O

l(OH)3 nung nóng bị mất nước. 0

2Al(O 3 ⎯→⎯t

− Điều chế Al(OH)3 bằng phản ứng trao đổi với dung dịch NH4OH: Al3+ + 3NH3 + 3H2O -> Al(OH)3 + 3NH4

+

c. Muối nhôm − Các muối nitra− Một loại muối Al phổ biến là phèn chua. Đó là muối kép Al - K có công thức:

K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, phèn chua được dùng đa và giấy. uối aluminat: Có ion AlO2

-, chỉ bền trong dung dtrường axit yếu tạo thành Al(OH)3 kết tủa.

NaAlO2 + CO2 + 2H2O -> NaHCO3 + Al(OH)3 ↓

AlO2-+ CO2 + 2H2O -> HCO3

- + Al(OH)3 ↓ 5. Một số hợp kim quan trọng của nhôm Nhôm có nhiều tính Hợp kim nhôm có những tính chất vật lí hóa học hơn hẳn nhôm. Dưới đây là một số hợp kim quan trọng của nhôm:



Hợp kim quan trọng nhất của nhôm là đuyra. Thành phần có 94% Al; 4%Cu; còn lại là các nguyên tố Mn, Mg, Si… Hợp kim này có độ bền hơn nhôm 4 lần (gần bằng độ bền của

2,75 g/cm3. Đuyra được dùng nhiều trong công nghiệp chế tạo máy

im silumin là Al và Si (10 đến 14% Si). Hợp kim này có ưu t ăn khuôn (thể tích dãn nở khi nhiệt độ giảm). Silumin được dùng để

đúc

còn lại là Mg, Si, Fe. Hợp kim này có ưu ai và bền hơn nhôm. Almelec dùng để chế tạo dây cáp dẫn điện cao

với nhôm), rất bền về mặt cơ học (bền hơn thép) chịu được sự va chạm và sự thay đổi ớn và đột ngột. Electron dùng để chế tạo tàu vũ trụ, vệ tinh nhân

ợc sử dụng rộng rãi (sau sắt) trong nhiều ngành kinh tế quốc dân và

ệu chế tạo áy ba

rao đổi nhiệt, các dụng cụ đun nấu, vừa có ẻ đẹp

tecmit là hỗn hợp gồm bột nhôm và bột oxi sắt từ (Fe3O4), khi cháy tạo ra nhiệt độ

từ

ệp, sản xuất nhôm chủ yếu bằng phương pháp điệ ảy Al ặt criolit Na3Al nhiệt độ nóng chảy của Al2O3.

O -2

Điện phân ế 4 - 5 von.

2 CO

ng tạo kết tủa keo Al(OH) tan trong kiềm dư nhưng

thép), có tỉ khối xấp xỉbay, ô tô, xe lửa.... b. Hợp kim silumin Thành phần chính của hợp kđiểm là nhẹ, bền, và rấ

một số bộ phận máy móc. c. Hợp kim almelec

Hợp kim almelec có chứa 98,5% nhôm ; điểm là điện trở nhỏ, dthế thay cho đồng là kim loại quý hiếm và nặng. d. Hợp kim eletron Thành phần chính của hợp kim electron là magie (83,3%) nhôm(10,5%), còn lại là kẽm và mangan. Electron có những ưu điểm là nhẹ (có khối lượng riêng 1,75g/cm3), bằng 0,65 lần so nhiệt độ trong giới hạn ltạo… 6. Ứng dụng của nhôm Nhôm là kim loại đưđời sống thường ngày. Những ứng dụng của nhôm có liên quan chặt chẽ với tính chất vật lí và hóa học của nhôm. - Tính nhẹ và bền đối với không khí và nước, được ứng dụng làm vật lim y, ôtô, tên lửa, tầu vũ trụ. - Màu trắng bạc, đẹp được dùng xây dựng nhà cửa và trang trí nội thất. - Nhôm dẫn điện và nhiệt tốt, được dùng làm dây cáp dẫn điện cao thế thay cho đồng và kim loại đắt tiền. Nhôm dùng chế tạo thiết bị tv vừa bền, tiết kiệm năng lượng. Giấy nhôm dùng bao gói thực phẩm, các loại bánh kẹo, không gây độc hại cho sức khoẻ con người. - Nhôm là kim loại có tính khử khá mạnh, bột nhôm dùng chế tạo hỗn hợp (hỗn hợp tecmit

2300 - 2700oC) để hàn kim loại, điều chế một số kim loại trong phòng thí nghiệm. 7. Điều chế Al

n phân nóng chTrong công nghi2O3 có m F6 để làm giảmKhi nóng chảy: Al2 ⎯→⎯

0t 2Al3+ + 3O3 Catot: 4. Al3+ + 3e -> Al Anot: 3. 2O-2 + 4e -> O2 Pt diện phân Al2O3 ⎯→⎯đp 2Al + 3/2O2

ở 950oC, điện thCác điện cực làm bằng than graphit, do đó anôt bị ăn mòn bởi phản ứng.

C + O -> 2 Vì vậy, khi điện phân phải thường xuyên bổ sung than ở anôt. Al2O3 lấy từ quặng boxit.

8. Nhận biết ion Al3+ Nhận biết ion Al3+ bằng phản ứ 3

không tan trong NH3.



9. Trạng thái tự nhiên của nhôm Nhôm thường gặp dưới dạng : boxit (Al2O3.nH2O), cao lanh (Al2O3.2SiO2.2H2O),…

II. S1.

g có 14 electron, đang xây dựng dở dang nên kém bền. Vì vậy Fe ể nh +2

n tử sắt có thể nhường 2e ở phân lớp 4s hoặc nh tron ở phân lớp 3d chưa bão hoà (thường là 1e). Tính chất hóa học cơ c Fe3+, tuỳ thu

ạo thành lớp oxit bề mặt (Fe3O4). ị ăn mòn điện hoá).

⎯→b. Phản ứn

ới hầu hết các phi kim, ví dụ: 0

c. Pơi nước:

3O4 + 4H2

bởi H ội. ng), Fe dễ dàng phản ứng.

+ 2H2O ↑ + 2H2O

f. Với dunc dụng v ịch kiềm

m loại yếu khỏi hợp chất:

4.

ắt Cấu tạo nguyên tử Sắt nằm ở nhóm VIIIB, thuộc nhóm các nguyên tố họ d.Cấu hình electron:

[Ne] 3s23p63d64s2

có thLớp sắt ngoài cùnường 2 electron lớp ngoài cùng và một số electron ở lớp sát ngoài cùng để có số oxi hoá, +3 và +6. Sắt là kim loại hoạt động trung bình, số oxi hoá thường gặp là +2 và +3.

2. Tính chất vật lý − Sắt nguyên chất có ánh bạc, dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, nóng chảy ở 1539oC. − Dưới 800oC sắt có tính nhiễm từ, bị nam châm hút và trở thành nam châm (tạm thời).

3. Tính chất hoá học Khi tham gia phản ứng hóa học, nguyêường thêm một số elec bản của sắt là tính khử và nguyên tử sắt có thể bị oxi hóa thành ion Fe2+ hoặộc vào chất oxi hóa đã tác dụng với sắt. a. Phản ứng với O2: − Ở nhiệt đ ong không khí khô, tộ thường, tr

(do b− Trong không khí ẩm, sắt bị gỉ− Khi nóng đỏ, cháy với oxi:

0t3Fe + 2O2 ⎯ Fe3O4 g với các phi kim:

ứng vKhi bị đốt nóng, Fe phảnt2Fe + 3Cl2 ⎯→⎯ 2FeCl3

0tFe + S ⎯ hản ứng với nư

⎯→ FeSc: ớ

hiệt độ nóng đỏ, F ng mạ với hỞ n e phản ứ nh Fe > C0570 + H2O ⎯⎯ →⎯ FeO + H2

e 3Fe + 4H2O ⎯⎯ →⎯< C0570 Fd. Phản ứng với axit thông thường:

Fe + H2SO4 -> FeSO4 + H2 e. Phản ứng với axit oxi hoá: − Fe bị thụ động hoá NO đặc, ngu i và H SO3 ộ 2 4 đặc, ngu

hác (H2SO4 đặc, nóng; HNO3 loã− Trong các trường hợp k0t Fe + 2H2SO4 đ ⎯→⎯ FeSO4 + SO2 ↑

NO Fe + 4HNO3 l ⎯→⎯0t Fe(NO3)3 +

g dịch kiềm: Fe không tá ới dung dg. Đẩy ki

Fe + CuSO4 -> Cu + FeSO4 Hợp chất a. Oxit Có 3 loại: FeO, Fe2O3, Fe3O4 (FeO.Fe2O3).



− Cả 3 đều là ch với Hứa s

ất rắn, không tác dụng 2O và không tan trong H2O Với chất khử (như CO, H2 ở nhiệt độ cao) : Oxit ch ắt có số oxi hoá cao bị khử

thà Fe FeO Fe

− V ó số oxi hoá thấp biến thành oxit có số oxi hoá cao:

trong kiềm.

H SO -> FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 3H2O oá thì tạo thành muối Fe3+:

Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

Fe(O− C y đều í

oxit: Fe H2O

Nếu Fe2O3, vì: O

− Fe í thành Fe(OH)3:

Fe(OH)2 + 2HCl -> FeCl2 + 2H2O Fe(OH) + 3HCl -> FeCl + 3H O

ì có tính axit và rất

sunfat của Fe đều tan nhiều trong nước. +) M 10F 4 SO4 + 2MnSO4 + 18H2O

oxi hoá /2I2

ách nhận biết

ằng phản ứng tạo kết tủa Fe(OH)2 màu trắng, rồi bị oxi hoá dần thành Fe(OH)3 màu nâ

mất màu KMnO4 (xem phản ứng 3b

p chất của Fe trong tự nhiên ồn tại chủ yếu trong các khoáng chất sau :

O), xeđerit (FeCO ), pirit (F

−nh oxit có số oxi hoá thấp rồi thành kim loại:

0

2O3 ⎯⎯ →⎯0,tCO Fe3O4 ⎯⎯⎯ ,tCO → ⎯⎯ →⎯

0,tCO

ới chất oxi hoá: Oxit chứa sắt c

2FeO + 1/2O2 -> Fe2O3 − Cả 3 đều là oxit bazơ, hoà tan trong axit, không hoà tan

FeO + 2HCl -> FeCl2 + H2O

Fe3O4 + 3 2 4Nếu hoà tan trong axit oxi h

3 3FeO + 10HNO3 -> b. Hiđroxit Fe(OH)2 ↓ có màu trắng.

H)3 ↓ có màu nâu. ả 2 hiđroxit nà t tan trong nước.

− Khi nung nóng (không có không khí), bị mất nước tạo thành (OH)2 ⎯→⎯

0t FeO + 2Fe(OH)3 ⎯→⎯

0t Fe2O3 + 3H2O nung trong khí quyển có oxi thì đều tạo thành

2Fe(OH)2 + 1/2O2 ⎯→⎯0t Fe2O3 + 2H2

) (OH)2 dễ bị oxi hoá (ngay trong không kh 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O -> 4Fe(OH)3

− Cả 2 hiđroxit đều là bazơ yếu, tan trong axit: 3 3 2

− Fe(OH)3 không tan trong kiềm dư, nhưng tan một ít trong kiềm đặc v yếu. c. Muối +) Các muối nitrat, halogenua,

uối Fe2+ có tính khử mạnh. eSO4 + 2KMnO4 + 18H2SO -> 5Fe2(SO4)3 + K2

+) Muối Fe3+ có tínhFeCl3+ KI -> FeCl2 + KCl + 1Fe2(SO4)3 + 3Na2S -> 2FeS↓ + 3Na2SO4 + S↓

d. C+) Nhận biết hợp chất của Fe2+ − Bu. − Bằng phản ứng thể hiện tính khử của Fe2+. Ví dụ làm .) +) Nhận biết hợp chất của Fe3+ Bằng phản ứng tạo thành kết tủa Fe(OH)3 màu nâu đỏ. e. HợTrong tự nhiên, sắt tOxit sắt từ (Fe3O4), hêmatit (Fe2O3), hêmatit nâu (Fe2O3 . H2 3eS2)



5. . Sắt non: là hợp kim của sắt có chứa dưới 0,01% cacbon.

ột ít Mn, Si, P, S. Ng

ám: Chế tạo ở nhiệt độ cao, có chứa nhiều cacbon (3,5 - 6%) và ít Si hơn.

ắng: Rất cứng nhưng rất dòn, dùng để luyện sắt hoặc thép.

thường hay thép cacbon: có chứa ít C, Si, Mn và rất ít P, S. Độ cứng của thép ph

ép đặc biệt có những tính chất cơ học và vật lý rất quý.

hép W - Mo - Cr: Rất cứng ngay ở nhiệt độ cao. Dùng để chế tạo dụng cụ cắt gọt kim

ẻo, đàn hồi tốt. Dùng chế lò xo, díp ôtô. ng

ray6.

a. NguyênDùng CO đ uặng FeCO3 thì nung trước để biến thành sắt oxit).

2 2

O + CO Fe + CO2

ra tương tác giữa Fe và C tạo thành sắt cacbua Fe3C hoà tan trong gang. M

m chứa nhiều than chì. 7.

n và hầu hết P, S.

− O2 của k ỏng. 2

iO2 + Mn -> Fe + MnO

2 SiO2 và M áy:

Hợp kim của Fe ab. Gang: là hợp kim của sắt chứa 2 - 6% cacbon, ngoài ra còn có mười ta phân biệt: − Gang x − Gang tr− Gang đặc biệt: Có chứa nhiều Mn, Si, Cr, W. Dùng để trộn vào gang thường để luyện

thép quý. c. Thép: là hợp kim của sắt có từ 0,01 - 2% cacbon và một số nguyên tố khác. Người ta

phân biệt: +) Thép ụ thuộc vào hàm lượng cacbon. +) Thép đặc biệt: có chứa những lượng đáng kể các nguyên tố khác như Mn, Si, Cr, Ni,

W. ThVí du: − Thép Ni - Cr: Rất cứng, ít dòn. Dùng để chế tạo vòng bi, vỏ xe bọc thép. − T

loại. − Thép Si: Rất d− Thép Mn: Rất bền, chịu được va đập mạnh. Dùng để chế máy nghiền đá, thanh đườ.

Luyện gang tắc ể khử sắt oxit (nếu là q

b. Các phản ứng trong lò cao: − Ở phía trên nồi lò:

C + O ⎯→⎯0t CO2

CO + C ⎯⎯0t O2 C

bốc lên gặp it:→

− Khí CO sắt ox 3Fe2O3 + CO ⎯→⎯

0t 2Fe3O4 + CO2 0tFe3O4 + CO ⎯→⎯ 3FeO + CO2

0tFe ⎯→⎯− Đồng thời xảyột phần cacbon trong gang ở dạng than chì (graphit). Gang trắng chứa nhiều Fe3C, gang xáLuyện thép a. Nguyên tắc Tách bớt khỏi gang một phần lớn C, Cr, Si, Mb. Phản ứn g xảy ra khi luyện thép.

hông khí oxi hoá một phần Fe trong gang lFe + O2 ⎯→⎯

0t 2FeO − FeO oxi hoá các tạp chất như Si, Mn, C:

2FeO + Si -> 2Fe + SFeOFeO + CO -> Fe + COnO bị loại cùng xỉ lò, CO ch



CO + 1/2O2 -> CO2 − Loại P, S:

FeO + P -> Fe + P2O5 P2O5 + 3CaO -> Ca3(PO4FeS + CaO -> CaS + FeO

)2

Ca3(PO4)2, ỉ−

FeO + SiO2 -> FeSiO3 FeO + Mn -> Fe + MnO MnO + SiO2 -> MnSiO3

FeSiO3, MnSiO3 được loại cùng xỉ.

CaO và CaS được loại cùng với x . Khử FeO còn sót lại trong thép



ương 9

I.

hiệt độ nóng chảy cao (Cu: 10830C, A 80C, Au: 10630C). ất trong các kim loại

2. y thế điện hoá. Các số oxi hoá chủ

yếCu : +1, +2 ; Ag : +1 ; Au : +1, +3.

mỏng bảo vệ).

Cả 3 g trực l, AuCl3. Khi nung nóng, Cu phản ứng vớ

HN ếp với Cu và Ag: 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

SO4 + SO2 + 2H2O trong nước cường toan:

3. có số oxi hoá +1

c.

hông ền, bị phân tích ngay khi vừa tạo thành

> NaNO + AgOH O

Ag+: AgNO tan n u, AgCl và Ag2SO4 không tan Trong dung dịch NH3 tạo

g(NH ) ]+ + Cl-

Hợp chất có số oxi hoá +2 Chỉ đặc trư

Ch

CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM B Các nguyên tố nhóm IB (Cu, Ag, Au)

1. Tính chất vật lý − Đều là kim loại màu, nặng, cứng, quý. − N g: 960,

ẫn điện, dẫn nhiệt tốt. Ag dẫn điện tốt nh− DTính chất hoá học Đều là kim loại hoạt động yếu, đứng sau H trong dãu:

Một số phản ứng quan trọng: a. Phản ứng với oxi Chỉ có Cu phản ứng trực tiếp khi đun nóng.

2Cu + O ⎯→⎯0t

2 2CuO(ở nhiệt độ thường, trong khí quyển trên mặt đồng tạo thành lớp oxit rấtb. Phản ứng với halogen

kim loại phản ứn tiếp tạo thành CuCl2, AgCi S tạo thành Cu2S.

c. Phản ứng với axit oxi hoá O3 (đặc, loãng), H2SO4 (đặc) chỉ phản ứng trực ti

⎯→⎯0t 3Cu +

2Ag + 2H2SO4 đ, n ⎯→⎯0t Ag2

Au chỉ tan Au + HNO + 3HCl -> AuCl + NO + 2H O 3 3 2

Hợp chất 3.1. Hợp chất a) Oxit: − Cu O: màu đỏ gạch, không tan và không tác dụng với nướ2

− Ag O: màu nâu, chỉ tan một lượng nhỏ tro2 ng nước. b) Hiđroxit: Hiđroxit k b AgO AgNO + NaOH -3 3 H 2c) Muối − Muối của 3 hiề thành phức chất tan. AgCl + 2NH -> [A3 3 2

− Muối Cu+ và Au+ : không bền, dễ bị oxi hoá hoặc tự biến đổi thành hợp chất có số oxi hoá bền hơn.

3.2. ng đối với Cu.



a) Oxit CuO chất rắn màu đen, không tác dụng với nước, không tan trong nước. b) Hiđroxit Cu(OH)2 Kết tủa xanh da trời, khi nung nóng bị phân tích thành CuO và

H2O.

halogenua đều tan nhiều. Có khuynh hướng tạo phức ch

ềm và axit.

4. FeS (cancopirit), CuCO3.Cu(OH)2

it). muối sunfua bạc lẫn trong các quặng muối sunfua kim loại khác.

II1.

, Hg là những kim loại trắng bạc. ắn tương đối dễ nóng chảy.

loại khác gọi là hỗn hống. − Zn và Cd g đứ sau H trong dãy thế điện hoá.

2. 2.1. Tính c ọc củZn là kim l oạt độ

2

Z

− K ơi nước: ZnO

it xi hoá.

NO3 + 5H2O dị

OH + H O -> Na ZnO + H

+ 2H O -> [Zn(NH ) ](OH)2 + H

Cu(OH) ⎯→⎯0t CuO + H2O 2

c) Muối: Các muối nitrat, sunfat,ất.

Cu2+ + 2OH- -> Cu(OH) ↓2 Cu(OH) + 4NH -> [Cu(NH ) ]2+ + 2OH-

2 3 3 43.3. Hợp chất có số oxi hoá +3 Chỉ đặc trưng với Au. a) Au2O3 : Rắn, màu đen, không tan trong nước. b) Au(OH)3: Kết tủa, lưỡng tính, tan trong dung dịch kic) Muối: Các muối nitrat, clorua, sunfat đều dễ tan. Trạng thái tự nhiên − Cu thường gặp ở dạng Cu2S (pirit đồng), CuS.

(malakit), 2CuCO .Cu(OH)2 (azurit), Cu2O (cupr3− Ag: Thường gặp

− Au: gặp ở dạng đơn chất.

. Các nguyên tố nhóm IIB (Zn, Cd, Hg) Tính chất vật lý Zn, Cd− Hg là chất lỏng, Zn, Cd là chất r

ều kim− Hg rất dễ tạo hợp kim với nhi đứng trước H, H ng

Kẽm hất hoá h a Zn oại khá h ng:

+ Zn – 2e -> Zna) Phản ứng với nhiều phi kim:

Zn + Cl2 ⎯→⎯0t ZnCl2

Zn + O2 ⎯→⎯ nO 0t b) Phản ứng với H2O: − Ở nhiệt độ thường tạo thành lớp Zn(OH)2 bảo vệ.

hi nung nóng Zn phản ứng với hZn + H2O ⎯→⎯

0t + H2 c) Phản ứng với axit và kiềm: − Zn phản ứng dễ dàng với axit thường và ax o

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2

4Zn + 10HNO oãng ⎯→⎯0t 4Zn(NO3)2 + NH43 l

− Zn phản ứng với dung ch kiềm: Zn + 2Na 2 2 2 2 ↑

d) Zn tan được trong dung dịch NH3 (khác Al) Zn + 4NH 2 ↑ 3 2 3 4

2.2. Hợp chất của Zn a) Oxit ZnO:



Là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước, nhưng tan trong dung dịch axit và dung dịch ki

ất kết tủa trắ lưỡng tính (tan trong axit và kiềm). O4 -> ZnSO4 + 2H2O

Dễ tạo phứ [Zn(N )4](OH)2

ước. ZnS kết tủa

nh oxit, sau đó: CO

Sphalerit(Z ay ( ZnO và ZnO. A 3, Zn2SiO4. H2O 3.

i Cl và S nga ở nhiệt độ thường.

5H2O c) Phản ứn uối H h Hg+:

3.2. Hợp c

a) Oxit HgO: chất rắn, màu đỏ hoặc vàng, không tan và không tác dụ ới nước. Tan và O2.

2Hg + O2 , bị phân tích ngay khi vừa tạo thành:

gCl2 đều tan nhiều trong nước.

IIvà chì (Sn, Pb)

há thấp. 1.2. Tính c ọc Là những ạ oạt độ ng bình. Trong các hợp chất tồn tại ở 2 số oxi hoá: +2

và +4.

oxit bảo vệ. Khi nung nóng phản ứng mạnh với oxi tạo th và PbO

0t S

ềm ZnO + H2SO4 -> ZnSO4 + H2O

ZnO + 2NaOH -> Na2ZnO2 + H2O b) Hiđroxit Zn(OH)2: Là ch ng, có tính Zn(OH)2 + H2S

Zn(OH)2 + 2NaOH -> Na2ZnO2 + 2H2O c chất với dung dịch NH3:

H3 Zn(OH)2 + 4NH3 ->c) Muối Zn: Zn(NO3)2, ZnSO4, ZnCl2, ZnBr2 đều tan nhiều trong n

trắng. 2.3. Điều chế Zn Nung quặng (ZnS hay ZnCO3) tạo thà

ZnO + C Zn + ⎯→⎯0t

2.4. Trạng thái tự nhiên l2OnS), ganm ZnCO3),

Thuỷ ngân 3.1. c: Tính chất hoá họ a) Phản ứng với oxi: Khi đun nóng

Hg + O2 ⎯→⎯0t HgO

y Hg phản ứng vớ 2

Hg + Cl2 ⎯→⎯ HgCl2 b) Phản ứng với axit oxi hóa:

3Hg + 10HNO3 loãng ⎯→⎯ 3Hg(NO3)2 + 2NO +g với m g2+ tạo thàn

Hg2+ + Hg -> Hg22+

hất Hợp chất của thuỷ ngân tồn tại ở 2 số oxi hoá : +2, +1.

ng vtrong axit, khi nung nóng bị phân tích thành Hg

2HgO ⎯→⎯0t

b) Hiđroxit: không bềnHg(OH)2 -> HgO + H2O

c) Muối: Các muối Hg(NO3)2, Hg2SO4, H

I. Một số nguyên tố quan trọng khác 1. Thiếc

1.1. Tính chất vật lý − Sn là kim loại màu trắng, Pb là kim loại màu xám. − Đều có nhiệt độ nóng chảy k

hất hoá hkim lo i h ng tru

a) Phản ứng với oxi: Ở nhiệt độ thường, trên bề mặt tạo thành lớp

ành SnO2 . Sn + O2 ⎯→⎯ nO2



Pb + 2

O2 ⎯→⎯ PbO

b) Pả

1 t0

hản ứng với halogen Ph bX :

Ở nhiệt độ roxit bảo vệ. Khi có mặt oxi, Pb phản ứng được với H2O.

Oà H SO loãng).

− Sn− Pb g tan bảo v .

e) P

2 + 2NO + 5H2O b 2 + 3H2O

− Sn n + tuỳ từng trường hợp: S 2 + 4H2O

2 +NH4NO3 + 5H2O

2 H

O

i ki

PbOO4 + 3PbSO4 + 2H2O

2 2 b(OH)4 đều là những chất không tan trong nư

2+

SnCl2 + HgCl2 -> SnCl4 + Hg (đen)

n ứng tạo thành halogenua SnX4, P 2

Sn + 2Cl ⎯→⎯0t SnCl4 2

Pb + 2Cl ⎯2 ⎯→ PbCl4 c) Phản ứng với nước

0t

thường tạo thành lớp hiđ

Pb + 1/2O + H O -> Pb(2 2 H)2 d) Phản ứng với axit thường (HCl v 2 4

phản ứng chậm. hầu như không phản ứng vì t o thành muối khônạ ệ

Sn + 2HCl -> SnCl + H2 ↑2

Pb + 2HCl -> PbCl ↓ + H2 2 ↑

hản ứng với axit oxi hoá − Pb phản ứng tạo thành muối Pb

3Pb(NO3)2+

3Pb + 10HNO3 -> Pb + 3H SO đ, n -2 4 > P SO4 + 2SO

ố 2+ S 4↓

phản ứng tạo thành mu i Sn và O4)2 + 2 O Sn + 4H2SO4 đ, n -> Sn(S

4Sn + 10HNO3 -> 4Sn(NO3) Sn + 4HNO3 -> H2SnO3 + 4NO2 + H2O

f) Phản ứng với dung dịch kiềm Cả 2 kim loại đều tan:

Sn + 2NạOH -> Na2SnO2 + HPbO +

2 ↑

Pb + 2NạOH -> Na21.3. Hợp chất của Sn và Pb.

2 ↑

xit: SnO , PbO , SnO, PbOa) 2 2

Các oxit đều là chất rắn, không tác dụng với nước. Tác dụng với axit rất khó khăn (ngay cả khi đun nóng).

Tác dụng vớ ềm nóng chảy CaO + PbO -> CaPbO2 3

thể hiện tính oxi hoá:2 0t3PbO2 + 2MnO2 + 3H2SO4 ⎯→⎯ 2HMn

it: Sn(OH) , Pb(OH) , Sn(OH)4, Pb) Hiđroxớc và là những hiđrưxit lưỡng tính. Ví dụ:

Sn(OH)4 + 4HCl -> SnCl4 + 4H2O Na2[Sn(OH)6] Sn(OH)4 + 2NaOH ->

Pb(OH + 2HCl -> Pb)2 Cl2 + 2H2O P OH)2 + 2NaOH -> Na2PbO2 + 2H2O b(

c) Muối − Muối Pb4+ : kém bền, dễ chuyển thành muối Pb .

PbCl -> PbCl + Cl4 2 2 − Muối halogenua và sunfat Pb2+ : ít tan. − Muố Sn2+ có tính khử: i

↓



2. Crom 2.1. Tính c

khó nóng chảy, rất cứng. nhiệt độ thường.

3Cl2 2CrCl3

3HCl -> CrCl3+ 3/2H

àng tác dụng với chất oxi hoá trong môi trường kiềm.

2.2.m tồn tại ở 2 số oxi hoá iển hình : +3 và +6.

Là chất rắ g với nước, không tác dụng với dung dịch kiềm và axit.

với kiềm nóng chảy tạo thành mu 2

đroxit Cr(OH)3 ong nước, màu xanh lá cây, lưỡng tính.

3HCl -> CrCl3 + 3H2O H -> NaCrO + 2H O

iều trong nước tạo thành dung dịch màu xanh lá câ

h

dịch do: bền trong môi trường kiềm

rong môi trường axit

hất − Crom (Cr = 52) là kim loại sáng trắng,− Crom bề í ởn đối với nước và không khKhi nung nóng, ở trạng thái bột, crom dễ bị oxi hoá bởi các phi kim. Ví dụ:

0

4Cr + 3O2 ⎯→⎯t 2Cr2O3 0t2Cr + ⎯→⎯

− Crom dễ dàng tan trong axit thường. Cr + 2 ↑

− Crom bị thụ động hoá trong HNO3 đặc, nguội và trong H2SO4 đặc, nguội − Crom dễ d

Cr + 3NaNO3 + 2NaOH -> Na2CrO4 + 3NaNO2 + H2O Hợp chất:

đTrong các hợp chất, croa) Oxit Cr2O3

n, màu xanh lá cây, không tác dụn

Cr2O3 tác dụng ối cromit MeCrO Cr2O3 + 2NaOH ⎯→⎯

0t 2NaCrO2 + H2O b) HiLà chất không tan tr

Cr(OH) + 3Cr(OH) + NaO3 2 2

c) Muối Cr3+ Cr(NO3) , CrCl , Cr (SO ) đều tan nh3 3 2 4 3y. d) Hợp c ất Cr+6 H2CrO4: axit cromic H2Cr2O7: axit đicromic. Giữa hai ion CrO4

2- và ion Cr2O72- có cân bằng trong dung

CrO42-

Cr2O72- bền t

2CrO42- + 2H+ Cr2O7

2- + H2O − Hợp chất Cr6+ có tính oxi hoá:

7H2O 3.

h chất i trắn ng dòn, khó nóng chảy,khá hoạt động (kém Al nhưng

mạại ở n ức oxi hoá +2, +3, +4, +6 và +7. Nhưng bền nhất

và ph ức ; +6 và +7.

an (II).

K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 -> K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + 4H2O K2Cr2O7 + 14HBr -> 2KBr + 2CrBr3 + 3Br2 +Mangan 3.1. Tín− Mangan là kim loạ g bạc, cứnh hơn Zn). − Mangan có thể tồn t hững mổ biến n m 4 hất là các : +2 ; +

− Phản ứng với oxi: ở nhiệt độ thường tạo lớp oxit MnO2 bảo vệ, ở dạng bột bị oxi hoá dễ dàng.

Mn + O2 MnO2 ⎯→⎯0t

− Phản ứng với các phi kim khác: tạo thành những hợp chất mang



hiệt độ cao phản ứng nhanh hơ

Mn(OH)2 + H

2+

O(OH)4 màu nâu.

H O ều trong nước.

u đen, không tan trong nước, phản ứng với axit tạo thành mu

O2:

4

Là ch trong nước, kém bền trong dung dịch, dễ bị chuyển thành KM

2 MnO2 + 4KOH 4

ng nước, có tính oxi hoá mạnh, tuỳ theo môi trư 7+ ử

4Ví d2KMnO4 2 3 + 3 2 4 2 4 2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O

O3 + H2O - > 2KOH + 2MnO2 + 3Na2SO4 O3 + 2KOH -> 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

p nên thường dùng ặng, nhiệt độ nóng chảy cao.

Mn + Cl ⎯→⎯0t MnCl2 2

Mn + S ⎯→⎯0t MnS

ớ phản ứng chậm, ở n− Phản ứng v i nước: ở nhiệt độ thườngn.

⎯→⎯0t

2 ↑ Mn + H2O − Phản ứng với axit thường và axit oxi hoá tạo thành muối Mn2+.

Mn + HCl -> MnCl2 + H2 Mn+ H2SO4 loãng -> MnSO4 + H2 3Mn + 8HNO3 -> 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O

− Mn bị HNO3 đặc, nguội thụ động hoá. 3.2. Hợp chất a) Hợp chất Mn

xit MnO là chất rắn, tan trong axit, bị oxi hoá th− O ành Mn 2. − Hiđroxit Mn(OH) là chất kết tủa trắng, dễ chuyển thành Mn2

Mn(OH) + 1/2O + -> Mn(OH)2 2 2 4 − Muốn Mn2+ muối nitrat, clorua,sunfat, axetat tan nhib) Oxit MnO là chất rắn mà2ối Mn2+.

MnO2 + 4HCl ⎯→⎯ MnCl2 + Cl2 + H2O i hông khí oxi hoá được Mn

0t

− Trong kiềm nóng chảy, ox k 2MnO2 + O2 + 4KOH ⎯→⎯

0t 2K2MnO4 + 2H2O Muối Mn4+ kém bền, dễ bị chuyển thành muối Mn2+.c) Kali manganat K2MnO

ất tinh thể màu xanh, tan nO4:

3K MnO4 + 2H2O -> 2KMnO4 + MnO d) Kali pemanganat K

Là chất tinh thể màu tím, tan nhiều trobị kh : ờng Mn

− Môi trường axit: +7 e 2+Mn + 5 -> Mn

− Môi trường trung tính: +7 +4Mn + 3e-> Mn (MnO2)

− Môi trường kiềm: Mn+7 + 1e-> Mn+6 (MnO 2-)

ụ: + 5Na SO H SO -> K SO + 5Na

2KMnO4 + 3Na2S2KMnO4 + Na2S2KMnO4 + 16HCl -> 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2+ 8H2O − KMnO4 bị nhiệt phân giải phóng oxi:

2KMnO4 ⎯→⎯t K2MnO4 + MnO2 + O2

4.

0

Coban và niken 4.1. Tính chất

àu trắng bạc, đặc biệt Ni có vẻ sáng đẹ− Coban và niken đều là kim loại mđể mạ kim loại. Cả 2 đều cứng, n



− Coban và niken đều đứng trước H trong dãy thế điện hoá, nhưng hoạt động kém Fe. − Khi đun nóng, coban và niken có khả năng tham gia phản ứng với một số phi kim như:

O2, C4.2.

coban, niken có số oxi hoá +2 đặc trưng hơn +3 (khác Fe).

g không tác dụn

ây. (O 3.

+ N ường.

những chất kết tủa, Co(OH)3 màu xanh thẫm, Ni(OH)3 mầu nâu đen. t tạo thành muối có số oxi hoá +2.

2Ni(OH)3 + 6HCl -> 2NiCl2 + Cl + H2O c) Muối: Chỉ có muối với oxi hoá +2 là bền. − Muối Co2+: muối khan màu xanh lam, khi bị hiđrat hoá và tan trong dung dịch có màu

hồng. − Muối Ni2+: có màu xanh lá cây. − Các muối nitrat, sunfat, halogenua tan nhiều trong nước.

l2, S, P,… Hợp chất của coban và niken

Hợp chất của a) Oxit CoO, NiO, Co2O3, Ni2O3. Các oxit này đều là chất rắn, không tác dụng với nước. Tác dụng với axit nhưn

g với kiềm: CoO + 2HCl -> CoCl2 + H2O Ni2O + 6HCl -> 2NiCl3 + 3H2O 3

b) Hiđroxit − M(OH)2 : đều là chất kết tủa, Co(OH)2 màu hồng, Ni(OH)2 màu xanh lá c

H)+ Dưới tác dụng của chất oxi hoá mạnh (ví dụ NaClO) chuyển thành Me 2Co(OH)2 + NaClO + H2O -> 2Co(OH)3 + NaCl i(OH)2 không bị oxi hoá bởi oxi ở nhiệt độ th

+ Me(OH)2 là những bazơ yếu, tan trong axit. − M(OH)3: + Là + Đều là bazơ yếu, hoà tan trong axi

4Co(OH)3 + 4H2SO4 -> 4CoSO4 + O2 ↑ + 10H2O 2 ↑

Hóa học các hợp chất hữu cơ


Phần III HÓA HỌC CÁC HỢP CHẤT HỮU CƠ

Chương 1 ĐẠI CƯƠNG VỀ HÓA HỮU CƠ

Hoá học hữu cơ là một ngành khoa học nghiên cứu về thành phần, cấu tạo, tính chất, ứng dụng của các hợp chất hữu cơ và các quá trình biến đổi (phản ứng) của chúng. Hợp chất hữu cơ là các hợp chất của cacbon trừ CO, CO2, axit cacbonic và các muối cacbonat.

Hiện nay, con người đã biết đến khoảng dưới 1 triệu hợp chất vô cơ và khoảng 7 triệu hợp chất hữu cơ. 1. Những đặc điểm chung của hợp chất hữu cơ Mặc dù không có danh giới thật rõ rệt giữa chất hữu cơ và chất vô cơ, các hợp chất hữu cơ có một số đặc điểm chung sau đây : 1. Trong thành phần hợp chất hữu cơ có thể gặp hầu hết các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn, song số lượng các nguyên tố thường xuyên tạo nên chất hữu cơ thường không nhiều : nhất thiết phải có C, thường có H, hay gặp O, N, sau đó đến halogen, S, P,... 2. Liên kết hóa học chủ yếu trong hợp chất hữu cơ là liên kết cộng hóa trị. 3. Các hợp chất hữu cơ thường dễ bay hơi, kém bền đối với nhiệt và dễ cháy hơn hợp chất vô cơ. 4. Các phản ứng của hợp chất hữu cơ thường chậm và không hoàn toàn theo một hướng nhất định nên tạo thành hỗn hợp sản phẩm. 2. Phân loại các hợp chất hữu cơ

a. Dựa vào mạch C: Chia thành 3 nhóm lớn: − Các hợp chất mạch hở gồm + Loại no: Mạch C chỉ chứa liên kết đơn. Ví dụ dãy đồng đẳng ankan CnH2n+2,… + Loại chưa no: Mạch C ngoài liên kết đơn còn chứa liên kết đôi và liên kết ba.

Ví dụ anken CnH2n ; các ankin, ankađien CnH2n − 2 ;… − Các hợp chất mạch vòng gồm: + Vòng no Ví dụ: H2C - CH2

CH2

+ Vòng không no Ví dụ: HC = CH CH2

+ Hợp chất thơm: có nhân benzen

− Hợp chất dị vòng: Ngoài C còn có các nguyên tố khác tham gia tạo vòng. b. Dựa vào nhóm chức Nhóm chức là nhóm nguyên tử gây ra những phản ứng hóa học đặc trưng cho phân tử

hợp chất hữu cơ. Một số nhóm chức quan trọng. − Nhóm hyđroxyl: − OH − Nhóm nitro: − NO2 − Nhóm amin: − NH2 Hợp chất đơn chức: Trong phân tử có 1 nhóm chức. Hợp chất đa chức: Trong phân tử có nhiều nhóm chức giống nhau. Ví dụ:

HOOC − R − COOH : Điaxit



Hợp chất tạp chức: Trong phân tử có nhiều nhóm chức khác nhau. Ví dụ: các aminoaxit H2N − R − COOH, HO − CH2 − CH2 − CHO,…

3. Thuyết cấu tạo hoá học Thuyết cấu tạo hoá học do nhà bác học Nga Butlêrôp đề ra năm 1861 gồm các luận điểm

chính. 1. Trong phân tử chất hữu cơ, các nguyên tử liên kết với nhau theo đúng hoá trị và theo một thứ tự nhất định. Thứ tự liên kết đó được gọi là cấu tạo hóa học. Sự thay đổi thứ tự liên kết đó sẽ tạo ra chất mới. Thí dụ: rượu etylic và ete metylic đều có công thức phân tử C2H6O, nhưng chúng có cấu tạo hóa học khác nhau: CH3 – CH2 – OH (rượu etylic - chất lỏng, tan vô hạn trong nước, tác dụng với Na). CH3 – O – CH3 (ete metylic- chất khí, gần như không tan trong nước, không tác dụng với Na 2. Trong phân tử chất hữu cơ, cacbon có hóa trị 4. Những nguyên tử cacbon có thể kết hợp không những với những nguyên tử của các nguyên tố khác mà còn kết hợp trực tiếp với nhau thành những mạch cacbon khác nhau (mạch không nhánh, có nhánh và mạch vòng).

Ví dụ: Mạch không nhánh (mạch thẳng) CH3 – CH2 – CH2 – CH3 Mạch nhánh: CH3 – CH - CH2 – CH3 CH3 Mạch vòng:

3. Tính chất của các chất phụ thuộc vào thành phần phân tử (bản chất và số lượng các nguyên tử) và cấu tạo hóa học (thứ tự liên kết các nguyên tử). Thí dụ: - Phụ thuộc vào bản chất các nguyên tử: CH4 là chất khí dễ cháy, còn CCl4 là chất lỏng không cháy. - Phụ thuộc vào số lượng các nguyên tử: C4H10 là chất khí, còn C5H12 là chất lỏng. - Phụ thuộc vào thứ tự liên kết các nguyên tử: trường hợp CH3 - CH2 - OH và

CH3 - O - CH3 (đã nêu ở trên).

4. Các dạng công thức hoá học Các hợp chất hữu cơ có thể được biểu diễn bằng các dạng công thức sau:

a. Công thức tổng quát (CTTQ): Cho biết thành phần định tính của hợp chất hữu cơ (thành phần nguyên tố cấu tạo nên

hợp chất) Thí dụ : CxHyOz (x, y, z là những số nguyên chưa biết) chỉ cho biết trong phân tử có 3

nguyên tố : C, H và O. b. Công thức thực nghiệm (CTTN): Chỉ cho biết tỷ lệ số lượng các nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử.



Ví dụ: CTTN của etilen (CH2)n, của glucozơ (CH2O)n (n là số nguyên dương, chưa xác định).

c. Công thức đơn giản nhất (CTĐGN): Chỉ cho biết tỷ lệ số lượng các nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử

Ví dụ: CTĐGN của etilen CH2, của glucozơ CH2O d. Công thức phân tử (CTPT): Cho biết số lượng nguyên tử của từng nguyên tố trong phân tử hợp chất hữu cơ, tức là

cho biết giá trị của n. Ví dụ: CTPT của etilen C2H4, của glucozơ C6H12O6, của benzen C6H6, … Liên hệ với CTĐGN ở trên, hệ số n đối với etilen : n = 2, với glucozơ: n = 6,… e. Công thức cấu tạo (CTCT): Nếu như công thức phân tử chỉ cho biết số lượng nguyên tử của mỗi nguyên tố trong

phân tử thì công thức cấu tạo còn cho biết cả thứ tự kết hợp và cách liên kết các nguyên tử đó

Có thể viết CTCT dưới dạng đầy đủ và rút gọn. Ví dụ: CTCT của axit axetic.

O

OH

CH3

Dạng rút gọn: CH3 – COOH

5. Liên kết hoá học trong hợp chất hữu cơ Liên kết cộng hóa trị là loại liên kết chủ yếu và phổ biến nhất trong hóa học hữu cơ Có hai loại điển hình: a. Liên kết đơn do một cặp electron tạo nên và được biểu diễn bằng một gạch nối giữa

hai nguyên tử. Ta gọi đó là liên kết σ. b. Liên kết đôi do 2 cặp electron tạo nên, được biểu diễn bằng 2 gạch nối song song

giữa hai nguyên tử : một gạch tượng trưng cho liên kết σ bền vững và một gạch tượng trưng cho liên kết linh động hơn gọi là liên kết π.

c. Liên kết ba do 3 cặp electron tạo nên, được biểu diễn bằng ba gạch nối song song giữa hai nguyên tử : một gạch tượng trưng cho liên kết σ và hai gạch tượng trưng cho hai liên kết π.

Liên kết π kém bền so với liên kết σ . Trong các phản ứng hoá học, nó thường bị đứt ra để phân tử liên kết với 2 nguyên tử (hay nhóm nguyên tử) của các nguyên tố khác (phân tử tham gia phản ứng cộng).

Liên kết đơn có bản chất liên kết σ Liên kết đôi gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π. Liên kết ba gồm 1 liên kết σ và 2 liên kết π. − Khi nguyên tử cacbon chỉ tham gia liên kết đơn, các obitan nguyên tử lai hoá kiểu sp3

định hướng theo phương từ tâm (hạt nhân) đến 4 đỉnh hình tứ diện đều và đó là hướng của 4 mối liên kết đơn (σ ).

Ví dụ các liên kết trong phân tử metan



− Khi nguyên tử cacbon tham gia liên kết đôi, các obitan nguyên tử lai hoá kiểu sp2 nằm trong một mặt phẳng định hướng theo phương từ trọng tâm tam giác đều (hạt nhân) đến 3 đỉnh và đó là hướng của 3 liên kết đơn (liên kết σ ). Obitan p còn lại xen phủ với một obitan p của nguyên tử khác bên cạnh tạo thành liên kết π theo hướng vuông góc với mặt phẳng của tam giác.

Ví dụ trong phân tử etilen: σ CH2 = CH2 π

− Khi nguyên tử cacbon tham gia liên kết ba, các obitan nguyên tử hoá trị lai hoá kiểu sp tạo ra 2 obitan và tạo liên kết σ . Còn 2 liên kết π do 2 obitan p còn lại tham gia, vuông góc với nhau và vuông góc với trục liên kếtσ .

Ví dụ trong phân tử CH ≡ CH: σ CH ≡ CH π π

6. Hiện tượng đồng phân a. Định nghĩa: Đồng phân là hiện tượng các chất có cùng một công thức phân tử, nhưng

có cấu tạo khác nhau nên có tính chất khác nhau. Các chất đó được gọi là những chất đồng phân.

Ví dụ: C5H12 có 3 đồng phân. CH3 − CH2 − CH2 − CH2 − CH3 (1) CH3 – CH - CH2 – CH3 (2) CH3 CH3 CH3 – C - CH3 (3)

CH3 b. Bậc của nguyên tử cacbon Bậc của nguyên tử cacbon trong một phân tử được xác định bằng số nguyên tử cacbon

khác liên kết với nó. Bậc của cacbon được ký hiệu bằng chữ số La mã (I, II, III,…) Ví dụ: I III II I CH3 – CH - CH2 – CH3 I CH3 c. Các trường hợp đồng phân * Đồng phân cấu tạo. Là hiện tượng đồng phân do thứ tự liên kết khác nhau của các

nguyên tử hay nhóm nguyên tử trong phân tử gây ra. Nhóm đồng phân này được chia thành 3 loại: 1) Đồng phân mạch cacbon: thay đổi thứ tự liên kết của các nguyên tử cacbon với nhau

(mạch thẳng, mạch nhánh, mạch vòng), các nhóm thế, nhóm chức không thay đổi. Ví dụ: Butan C4H10 có 2 đồng phân. CH3 − CH2 − CH2 − CH3 : n - butan CH3 – CH - CH3 iso – butan CH3 2) Đồng phân vị trí của nối đôi, nối ba, nhóm thế, nhóm chức Nhóm đồng phân này do: Sự khác nhau vị trí của nối đôi, nối ba Ví dụ:



CH2 = CH − CH2 − CH3 CH3 − CH = CH − CH3 buten -1 buten - 2 Khác nhau vị trí của nhóm thế Ví dụ: CH3– CH2 – CH2

Cl

CH3 – CH – CH3

Cl 1 – clo propan (propyl clorua) 2 – clo propan (isopropyl clorua) Khác nhau vị trí của nhóm chức Ví dụ: CH3 − CH2 − CH2 − CH2 − OH : butanol -1 CH3 – CH – CH2 – CH3 Rượu iso – butylic (butanol - 2) OH 3) Đồng phân nhóm chức Các đồng phân của nhóm này khác nhau về nhóm chức, do đó tính chất hoá học hoàn

toàn khác nhau. Những đồng phân nhóm chức quan trọng là: + Anken - xicloankan Ví dụ C3H6 có thể là CH2 = CH – CH3 (Propen) H2C – CH2 (xiclo propan)

CH2 + Ankađien - ankin - xicloanken Ví dụ C4H6 có những đồng phân sau: CH2 = CH − CH = CH2 CH2 = C = CH − CH3 butađien -1,3 butađien -1,2 CH ≡ C − CH2 − CH3 CH3 − C ≡ C − CH3. butin -1 butin - 2 CH = CH CH2– CH2 xiclobuten

HC = CH

CH – CH3 3 – metyl xiclopren - 1

HC = C – CH3

CH2 1 – metyl xiclopren – 1

H2C - C = CH2

CH2 1 – metylen xiclopran

+ Rượu - ete Ví dụ C3H8O có những đồng phân. CH3 − CH2 − CH2 − OH : propanol - 1 CH3 – CH – CH3 propanol - 2

OH CH3 − CH2 − O − CH3 : etyl metylete + Anđehit – xeton Ví dụ C3H6O có 2 đồng phân CH3 − CH2 − CHO : propanal



CH3 − CO − CH3 : đimetylxeton (axeton hoặc propanon). + Axit - este Ví dụ C3H6O2 có 3 đồng phân CH3 − CH2 − COOH : axit propionic CH3 − COO − CH3 : metyl axetat H − COO − C2H5 : etyl fomiat + Nitro - aminoaxit Ví dụ C2H5NO2 có hai đồng phân H2N − CH2 − COOH : axit aminoaxetic và CH3 − CH2 − NO2 : nitroetan. * Nhóm đồng phân hình học: Đây là loại đồng phân mà thứ tự liên kết của các nguyên tử trong phân tử hoàn toàn giống

nhau, nhưng khác nhau ở sự phân bố các nguyên tử hoặc nhóm nguyên tử trong không gian. Để có loại đồng phân này. Điều kiện cần là trong phân tử phải có nối đôi. Điều kiện đủ là mỗi nguyên tử cacbon ở nối đôi phải liên kết với hai nguyên tử hoặc

nhóm nguyên tử khác nhau: a b C = C với a ≠ b và c ≠ d

c d Tùy theo vị trí của các nguyên tử hay nhóm nguyên tử mà người ta phân biệt hai loại

đồng phân: đồng phân dạng cis hoặc đồng phân dạng trans. − Cách xác định dạng cis, dạng trans: + Khi hai nhóm thể lớn nằm cùng phía so với mặt phẳng chứa lk đôi thì ta có dạng cis - + Khi hai nhóm thể lớn nằm khác phía so với mặt phẳng chứa lk đôi thì ta có dạng trans Ví dụ1: buten - 2 (CH3 − CH = CH − CH3) CH3 CH3 C = C

cis – buten - 2 H H

CH3 H C = C

CH3 H trans – buten - 2

• Vậy để viết nhanh và đầy đủ đồng phân của một chất bất kỳ thì chúng ta cần: Bước 1: Xác định xem chất đó thuộc loại hợp chất gì, no hay không no. Bước 2: Viết đồng phân mạch cacbon. Bước 3: Viết đồng phân vị trí của liên kết kép và của nhóm chức. Bước 4: Viết đồng phân nhóm chức. Bước 5: Kiểm tra xem trong các đồng phân vừa viết đồng phân nào có dạng đồng phân cis-trans không

7. Hiện tượng đồng đẳng Đồng đẳng là hiện tượng các chất có cấu tạo và tính chất tương tự nhau, nhưng về thành phần phân tử khác nhau một hay nhiều nhóm CH2. Những chất đó được gọi là những chất đồng đẳng với nhau, chúng hợp thành một dãy gọi là dãy đồng đẳng

Ví dụ: − Dãy đồng đẳng ankan: CH4, C2H6, C3H8,…(CTPT chung CnH2n+2). − Dãy đồng đẳng anken: C2H4, C3H6, C4H8,…(CTPT chung CnH2n).



Chú ý: Không phải tất cả các chất có cùng công thức chung đều là đồng đẳng của nhau. Ví dụ: không phải tất cả các rượu no đơn chức có công thức chung CnH2n+1OH là đồng đẳng.

Chẳng hạn CH3 − CH2 − OH rượu bậc 1 CH3 – CH – CH3 Rượu bậc 2 OH Hơn kém nhau 1 nhóm CH2 nhưng có tính chất hoá học không hoàn toàn giống nhau -

không phải là đồng đẳng của nhau. Hai chất đồng đẳng liên tiếp (kề nhau) có số nguyên tử cacbon Cn và Cn+1 hoặc Cn-1. Sự biến đổi tính chất vật lý của các chất trong dãy đồng đẳng thường tuân theo một quy

luật chung. Ví dụ mạch cacbon càng dài thì nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng dần, độ tan trong nước giảm dần. 8. Cách gọi tên các hợp chất hữu cơ

a. Tên gọi thông thường: Không tuân theo quy tắc khoa học nào, thường xuất hiện từ xưa và bắt nguồn từ nguyên

liệu hoặc tên nhà bác học tìm ra, hoặc một địa điểm tìm ra hợp chất đó,... Ví dụ: Axitfomic (axit kiến); olefin (khí dầu); axit axetic (axit giấm),… b. Danh pháp quốc tế (danh pháp IUPAC): Để gọi tên một hợp chất hữu cơ theo danh pháp quốc tế, chúng ta cần tiến hành theo

các bước sau: − Bước 1: Chọn mạch C chính là mạch C dài nhất có chứa nối đôi, nối ba, nhóm thế,

nhóm chức, … − Bước 2 : Đánh số thứ tự các nguyên tử C trên mạch chính (bằng chữ số ả rập) xuất phát

từ phía gần nhóm chức, nối đôi, nối ba, nhóm thế, mạch nhánh. Quy tắc đánh số. Ưu tiên đánh số lần lượt theo thứ tự. Nhóm chức → nối đôi → nối ba → mạch nhánh. Đối với hợp chất tạp chức thì ưu tiền lần lượt: Axit → anđehit → rượu. − Bước 3: Gọi tên.: Tên = vị trí nhóm thế + tên nhóm thế + tên mạch chính (có đuôi phù hợp với từng loại

chất) + vị trí lk bội. + Nếu có nhiều nhóm thế giống nhau thì gộp chúng lại và thêm các tiếp đầu ngữ: đi (2),

tri (3), tetra (4), penta (5),… + Ngăn cách giữa số và chữ là dấu “–’’ Chú ý: Hiện nay cũng tồn tại một số cách gọi khác tùy trường hợp và điều kiện nghiên

cứu mà chúng ta nên sử dụng cách gọi tên cho phù hợp. * Tên mạch chính: xuất phát từ các hiđrocacbon no mạch thẳng. Các hợp chất cùng loại

(cùng dãy đồng đẳng), cùng nhóm chức thì có đuôi giống nhau. Cụ thể: Hiđrocacbon no (ankan) có đuôi an:

CH3 − CH2 − CH3 : propan Hiđrocacbon có nối đôi (anken) có đuôi en:

CH2 = CH − CH3 : propen Hiđrocacbon có nối ba (ankin) có đuôi in:

CH ≡ C − CH3 : propin Hợp chất anđehit có đuôi al:

CH3 − CH2 − CHO : propanal Hợp chất rượu có đuôi ol:



CH3 − CH2 − CH2 − OH : propanol Hợp chất axit hữu cơ có đuôi oic:

CH3 − CH2 − COOH : propanoic. Hợp chất xeton có đuôi on: CH3 – C – CH3 propanon (axeton)

O − Để chỉ số nguyên tử C có trong mạch chính, người ta dùng các phần nền (phần đầu) sau:

Bảng 5: Phần nền để gọi tên các hợp chất hữu cơ Số nguyên

tử C 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Phần nền Met Et Prop But Pen Hex Hep Oct Non dec * Tên của nhóm thế: Trong hoá hữu cơ, tất cả những nguyên tử khác hiđro (như Cl, Br,

…) hoặc nhóm nguyên tử (như − NO2, − NH2,…, các gốc hiđrocacbon CH3 −, C2H5 −,…) đều được coi là nhóm thế.

− Νhóm thế là các nguyên tử thì tên gọi là tên nguyên tố. − Tên gốc hiđrocacbon đều xuất phát từ tên hiđrocacbon tương ứng với phần đuôi khác

nhau. + Gốc hiđrocacbon no hoá trị 1 gọi theo tên của ankan tương ứng bằng cách thay

đuôi −an bằng đuôi −yl và được gọi chung là gốc ankyl. Ví dụ: CH3 − : metyl, C2H5 − : etyl,… + Gốc hiđrocacbon chưa no hoá trị 1 có đuôi −enyl đối với anken, đuôi −nyl đối với

ankin và đuôi -đienyl đối với đien. Ví dụ:

CH2 = CH −: etilenyl (thường gọi là gốc vinyl) CH ≡ C −: axetilenyl hay etinyl.

+ Gốc hoá trị 2 tạo thành khi tách 2 nguyên tử H khỏi 1 nguyên tử C hoặc tách nguyên tử O khỏi anđehit hay xeton. Gốc hoá trị 2 có đuôi từ -yliđen. Ví dụ:

CH3 −CH2 −CH = : propyliđen. 9. Một số dạng phản ứng hoá học trong hoá hữu cơ

a. Phản ứng thế: Là phản ứng trong đó nguyên tử (hay nhóm nguyên tử) bị thay thế bởi nguyên tử (hay nhóm nguyên tử) khác.

Ví dụ: CH4 + Cl – Cl -> CH3Cl + HCl b. Phản ứng cộng hợp: Là phản ứng trong đó phân tử của một chất cộng hợp vào liên kết

đôi hoặc liên kết ba trong phân tử của chất khác. Ví dụ: CH3

– CH = CH2 + Br2-> CH3 – CH = CH2

Br Br CH3

– CH = CH2 + Br2-> CH3 – CH – CH3 sản phẩm chính

Br CH3

– CH2 – CH2 sản phẩm phụ

Br Trong trường hợp phản ứng cộng hợp bất đối xứng, hướng cộng chủ yếu được xác định

theo quy tắc cộng Maccopnhicop (hay quy tắc cộng hợp bất đối xứng):



Theo quy tắc Maccopnhicop, trong phản cộng HX vào liên kết bội bất đối xứng, nguyên tử H (hay là phần mang điện tích dương) cộng vào nguyên tử cacbon có nhiều H hơn, còn nguyên tử X (hay là phần mang điện tích âm) cộng vào nguyên tử cacbon có ít H hơn. Vì vậy sản phẩm chính trong phản ứng trên là iso-propyl clorua.

Quy tắc cộng được hiểu rộng ra với các tác nhân là những phân tử bất đối xứng chung chứ không riêng HX.

Sản phẩm thu được theo quy tắc này là sản phẩm chính chiếm phần lớn, còn sản phẩm thu được ngược quy tắc này là sản phẩm phụ, chiếm một tỷ lệ rất thấp.

Chú ý: Khi phản ứng cộng hợp tác nhân bất đối có xúc tác là các peoxit thì sản phẩm tạo thành theo hướng ngược quy tắc cộng trên là sản phẩm chính (sản phẩm Hopman)

c. Phản ứng tách HX (HCl, HBr, H2O,…): Là phản ứng tách một hay nhiều phân tử HX khỏi các phân tử hợp chất hữu cơ. Trong những phản ứng đó, X được tách ra với một H ở C bên cạnh C liên kết trực tiếp với X:

Ví dụ: CH3

– CH – CH3 ⎯⎯⎯⎯ →⎯0,, tROHKOH CH3

– CH = CH2 + HBr

Br Trong những trường hợp phức tạp, có nhiều H có thể tách ra cùng X liên kết với các

nguyên tử C có bậc khác nhau, sản phẩm tách chính sẽ được xác định theo quy tắc tách Zaixep:

“Trong phản ứng tách HX khỏi phân tử hợp chất hữu cơ, nguyên tử X sẽ được ưu tiên tách ra cùng nguyên tử H ở C bậc cao hơn”.

CH3 – CH – CH2 – CH3 ⎯⎯⎯⎯ →⎯

0,, tROHKOH CH3 – CH = CH – CH3 + HBr sản phẩm chính

Br CH2 = CH – CH2 – CH2 + HBr sản phẩm phụ d. Phản ứng trùng hợp: Là phản ứng cộng hợp liên tiếp nhiều phân tử nhỏ (monome)

giống nhau hay tương tự nhau thành phân tử lớn hay cao phân tử (polime) Phản ứng trùng hợp có thể xảy ra giữa hai loại monome khác nhau, khi đó gọi là phản

ứng đồng trùng hợp. Điều kiện để các monome tham gia phản ứng trùng hợp là: phân tử phải có liên kết kép

hoặc có vòng không bền. Ví dụ: nCH2 = CH2 ⎯⎯ →⎯ ptxt ,, 0

(- CH2 – CH2- )n e. Phản ứng trùng ngưng: Là phản ứng kết hợp nhiều phân tử nhỏ (monome) tạo thành

phân tử lớn polime, đồng thời tách ra nhiều phân tử nhỏ đơn giản như H2O, NH3, HCl,… Điều kiện để các monome tham gia phản ứng trùng ngưng là: phân tử phải có ít nhất 2

nhóm chức hoặc 2 nguyên tử linh động có thể tách khỏi phân tử. Phản ứng trùng ngưng có thể xảy ra giữa hai loại monome khác nhau. Ví dụ: nHOOC – (CH2)5 – NH ⎯⎯ →⎯ ptxt ,, 0 (- CO – (CH2)5 – NH -)n + nH2O f. Phản ứng oxi hoá + Phản ứng cháy (oxi hóa hoàn toàn): tạo thành CO2, H2O và một số sản phẩm khác. Ví dụ:

CH3OH + 3/2O2 -> CO2 + 2H2O + Phản ứng oxi hoá nhóm chức hoặc oxi hoá liên kết kép (oxi hoá không hoàn toàn). Ví dụ + Oxi hoá : rượu → anđehit → axit.



R – CH2OH -> R – CHO -> RCOOH g. Phản ứng khử hợp chất hữu cơ: Khử các nhóm chức để biến loại chất này thành loại

chất khác. Ví dụ: R – CHO -> R – CH2OH h. Phản ứng este hóa: Là phản ứng giữa axit và rượu tạo thành este. Ví dụ:

CH3COOH + C2H5OH ⎯⎯⎯ →⎯ đSOH 42 CH3COOC2H5 + H2O Muốn phản ứng este hoá xảy ra hoàn toàn, phải dùng chất hút nước (thường hay dùng

H2SO4 đ, Al2O3,…) i. Phản ứng thuỷ phân: Là phản ứng giữa hợp chất hữu cơ và nước tạo thành hai hay

nhiều hợp chất mới. Ví dụ: CH3COONa + H2O -> CH3COOH + Na+ + OH-

CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH j. Phản ứng crackinh: Là quá trình bẻ gãy mạch cacbon của phân tử hiđrocacbon thành

các phân tử nhỏ hơn dưới tác dụng của nhiệt hoặc chất xúc tác. C3H6 ⎯→⎯crk CH4+ C2H4 k. Phản ứng refominh: Là quá trình dùng nhiệt và chất xúc tác biến đổi cấu trúc mạch

các hiđrocacbon: từ mạch hở thành mạch vòng, từ mạch ngắn thành mạch dài,… 10. Các hiệu ứng chuyển dịch electron

a. Hiệu ứng cảm ứng + Định nghĩa: Hiệu ứng cảm ứng (ký hiệu là I) là sự dịch chuyển mây e dọc theo mạch C

dưới tác dụng hút hoặc đẩy của các nguyên tử hay nhóm nguyên tử.. Ví dụ: CH3 → CH2 → CH2 → Cl + Phân loại Quy ước: Trong liên kết σ (C − H) nguyên tử H có I = 0 - Nhóm thế có độ âm điện lớn hơn H sẽ hút e gây ra hiệu ứng cảm ứng âm (−I). Hiệu

ứng −I tăng theo chiều tăng của độ âm điện của nhóm thế. − F > −Cl > −Br. − F > −OH > −NH2

- Nhóm thế có độ âm điện nhỏ hơn H, có +I. Hiệu ứng +I tăng theo bậc của ankyl − C(CH3)3 > −CH(CH)3 > −C2H5 > −CH3

- Hiệu ứng cảm ứng I giảm nhanh khi tăng chiều dài mạch các liên kết σ và sự án ngữ không gian.

+ Ứng dụng: Hiệu ứng cảm ứng I dùng để giải thích tính axit - bazơ của hợp chất hữu cơ: − Nhóm thế gây hiệu ứng −I càng mạnh, làm tính axit của hợp chất càng tăng. − Nhóm thế gây hiệu ứng +I càng mạnh làm tính bazơ của hợp chất càng tăng.

b. Hiệu ứng liên hợp + Định nghĩa: Hiệu ứng liên hợp (ký hiệu là C) là hiệu ứng dịch chuyển mây electron π

trong hệ liên hợp dưới tác dụng hút hoặc đẩy e của các nguyên tử nhóm thế. + Phân loại: − Nhóm thế hút electron π gây ra hiệu ứng -C. Đó là các nhóm thế không no. Ví dụ:

CH2 = CH – CH = O



Hiệu ứng này giải thích sự thay đổi tính axit - bazơ của hợp chất hữu cơ có nhóm thế: Nhóm thế −C làm tăng độ phân cực của liên kết O − H, do đó làm tăng tính axit.

- Nhóm thế +C (nhóm thế đẩy electron π) làm tăng tính bazơ (tức khả năng kết hợp proton nhờ cặp electron p không phân chia) và làm giảm tính axit.

Ví dụ các nguyên tử H ở vị trí ortho và para trong phân tử phenol dễ bị thế do hiệu ứng +C gây ra bởi oxi của nhóm OH làm mật độ e ở các vị trí này cao hơn.

OH

Chương 2 HIĐROCACBON

Hiđrocacbon là những hợp chất hữu cơ mà phân tử chỉ chứa các nguyên tử cacbon và hiđro. Dựa vào cấu tạo mạch cacbon và bản chất liên kết giữa các nguyên tử cacbon, người ta thường phân ra ba loại lớn:

− Hiđrocacbon no (bão hoà, trong phân tử chỉ có liên kết đơn - liên kết σ ). − Hiđrocacbon không no (chưa bão hoà, trong phân tử ngoài liên kết đơn, còn có liên kết

đôi và liên kết ba - nghĩa là có cả liên kết σ và π). − Hiđrocacbon thơm − Đối với hiđrocacbon no mạch hở, ta thấy số liên kết giữa các nguyên tử C bằng số

nguyên tử cacbon trừ đi 1. Vì mỗi nguyên tử C có 4e hoá trị (C có hoá trị IV) mà mỗi liên kết cần 2e hoá trị, nên nếu phân tử có n nguyên tử C thì số e hoá trị còn để liên kết với H là 4n − 2 (n − 1) = 2n + 2. Do vậy công thức chung của hiđrocacbon no mạch hở là CnH2n+2.

− Đối với hiđrocacbon không no mạch hở có một liên kết đôi (ví dụ anken), ngoài liên kết σ còn cần 2e hoá trị để tạo thành liên kết π giữa 2 nguyên tử C.

Do số e hoá trị cần để liên kết với H giảm đi 2 đơn vị. Do đó công thức của anken là CnH2n. Nếu anken có a liên kết đôi thì công thức chung sẽ là CnH2n+2−2a.

− Đối với hiđrocacbon mạch hở có một liên kết ba (ankin, ví dụ CH3 − C ≡ CH) thì ngoài liên kết σ còn 2 liên kết π dùng hết 4e hoá trị. Do đó số nguyên tử H liên kết cũng giảm đi 4 đơn vị (so với hiđrocacbon no). Công thức chung của ankin sẽ là CnH2n+2−4 = CnH2n−2.

− Đối với hiđrocacbon vòng no: Khi tạo thành vòng đã dùng mất 2e hoá trị nên số e hoá trị để liên kết với H giảm nên số e hoá trị để liên kết với H giảm 2 đơn vị (so với hiđrocacbon no mạch hở). Do đó, công thức hiđrocacbon vòng no (xicloankan) là CnH2n (đồng phân của anken).

Vậy công thức chung của mọi hiđrocacbon là: CnH2n+2−2a. n: Số nguyên tử C trong phân tử. a = Số liên kết π + số vòng

I. Hiđrocacbon no mạch hở _Ankan 1. Đồng đẳng – đồng phân – danh pháp

a. Đồng đẳng: Công thức chung của dãy là CnH2n+2 với n ≥ 1.Tên gọi chung là ankan hay parafin Chất đơn giản nhất là metan CH4 (metan). Tất cả các hợp chất có cùng công thức chung

hợp thành một dãy đồng đẳng của metan CH4. b. Đồng phân: Từ C1- C3: không có hiện tượng đồng phân Từ C4: có đồng phân mạch cacbon: không nhánh (thẳng) và có nhánh. Ví dụ:



C4H10: có hai đồng phân: CH3 – CH2 – CH2 – CH3 và CH3 – CH(CH3) – CH3 c. Danh pháp: + Danh pháp thường: Tất cả các ankan đều tận cùng bằng đuôi “an”. Bốn ankan đầu dãy có tên gọi xuất phát từ nguồn gốc lịch sử. Các ankan khác có tên

gọi xuất phát từ các số đếm. Tên gọi của một số ankan đầu dãy được giới thiệu trong bảng sau:

Bảng 5: Tên gọi một số ankan đầu dãy Công thức Tên gọi Công thức Tên gọi

CH4 Metan C6H14 Hexan C2H6 Etan C7H16 Heptan C3H8 Propan C8H18 Octan C4H10 Butan C9H20 Nonan C5H12 Pentan C10H22 Decan

• Với ankan mạch nhánh: Tên gọi của một số ankan mạch nhánh được gọi theo quy ước sau: + Để phân biệt với trường hợp mạch C có nhánh, người ta thêm vào trước tên gọi của ankan mạch thẳng tiếp đầu ngữ : n – (normal nghĩa là bình thường). + Nếu ở nguyên tử C thứ 2 có 1 nhánh – CH3 thì thêm trước tên gọi tiếp đầu ngữ: iso + Nếu ở nguyên tử C thứ 2 có 2 nhánh – CH3 thì thêm trước tên gọi tiếp đầu ngữ: neo Ví dụ: C5H12: có ba đồng phân: 1, CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 n - pentan 2, CH3 – CH(CH3) – CH2 – CH3 iso - pentan 3, CH3 – C(CH3)2 – CH3 neo – pentan + Danh pháp quốc tế (danh pháp IUPAC): Để gọi tên ankan theo danh pháp quốc tê, chúng ta tiến hành qua các bước sau:

- Bước 1: Chọn mạch C dài nhất làm mạch chính - Bước 2: Đánh số thứ tự các nguyên tử C của mạch chính từ phía nào gần nhánh - Bước 3: Gọi tên: Tên ankan = số chỉ vị trí nhánh + tên nhánh + tên mạch chính

Ví dụ: 1CH3 – 2CH2 – 3CH – 4CH – 5CH2 – 6CH3

Cl CH3 3 – Clo – 4 – metyl hexan 2. Tính chất vật lý

− Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng dần khi tăng số nguyên tử C trong phân tử. Bốn chất đầu là khí, các chất có n từ 5 → 17 là chất lỏng, khi n ≥ 18 là chất rắn.

− Đều không tan trong nước nhưng dễ tan trong các dung môi hữu cơ 3. Tính chất hoá học

* Đặc điểm cấu tạo: Phân tử CH4: H

C

H H H



Cấu trúc phân tử:

hoặc .− Trong phân tử chỉ có liên kết đơn (liên kết σ ) tạo thành từ 4 obitan lai hoá sp3 của

nguyên tử C, định hướng kiểu tứ diện đều. Do đó mạch C có dạng gấp khúc. Các nguyên tử có thể quay tương đối tự do xung quanh các liên kết đơn.

− Hiện tượng đồng phân do các mạch C khác nhau (có nhánh khác nhau hoặc không có nhánh).

Phản ứng đặc trưng là phản ứng thế. a. Phản ứng thế + Thế clo và brom: Khi chiếu sáng hoặc đun nóng hỗn hợp ankan và clo (hoặc

Brom), phản ứng diễn ra và tạo thành hỗn hợp sản phẩm CH4 + Cl2 ⎯→⎯askt CH3Cl CH3Cl + Cl2 ⎯→⎯askt CH2Cl2 + HCl CH2Cl2 + Cl2 ⎯→⎯askt CHCl3 + HCl CHCl3 + Cl2 ⎯→⎯askt CCl4 + HCl CH4 + Br2 ⎯⎯ →⎯> C0100 CH3Br + HBr Iot không có phản ứng thế với ankan. Flo phân huỷ ankan kèm theo nổ. Những ankan có phân tử lớn tham gia phản ứng thế êm dịu hơn và ưu tiên thế những

nguyên tử H của nguyên tử C bậc cao. Ví dụ: CH3 – CH2 – CH3 + Cl2 ⎯→⎯askt CH3 – CHCl – CH3 + HCl + Thế với HNO3 (hơi HNO3 ở 200oC − 400oC).

C2H6 + HO – NO2 ⎯⎯⎯ →⎯ đSOH 42 C2H5 – NO2 + H2O b. Tác dụng của nhiệt độ: + Phản ứng phân hủy -> C + H2 Ví dụ nhiệt phân metan:

CH4 ⎯⎯ →⎯ C01000 C + 2H2

+ Phản ứng tách hiđro -> anken + H2: (ở 400 − 900oC, xúc tác Cr2O3 + Al2O3)

CH3 – CH2 – CH2 – CH3 ⎯⎯⎯ →⎯0

32 ,tOAl

⎩⎨⎧

+−−=+−=−

)()(

2322

233

sppHCHCHCHCHspcHCHCHCHCH

+ Phản ứng crackinh -> ankan + anken (mạch nhỏ hơn)

C4H10 ⎯→⎯0t

⎩⎨⎧

++

634

4262

HCCHHCHC

c. Phản ứng oxi hoá: + Phản ứng cháy: sản phẩm cháy là CO2 và H2O.

CH4 + 2O2 ⎯→⎯0t CO2 + 2H2O

+ Oxi hoá không hoàn toàn: CH4 + O2 -> C + 2H2O CH4 + 2Cl2 ⎯→⎯

0t C + 4HCl CH4 + O2 ⎯⎯⎯ →⎯ CNO 0700, HCHO + H2O CH4 + 1/2O2 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ atmCCu 100,250, 0

CH3OH

http://vi.wikipedia.org/wiki/H%C3%ACnh:Ch4-hybridisation.png�

http://vi.wikipedia.org/wiki/H%C3%ACnh:Ch4-structure.png�

http://vi.wikipedia.org/wiki/H%C3%ACnh:Ch4-hybridisation.png�

http://vi.wikipedia.org/wiki/H%C3%ACnh:Ch4-structure.png�



4. Điều chế a. Điều chế metan: + Lấy từ các nguồn thiên nhiên: khí thiên nhiên, khí hồ ao, khí dầu mỏ, khí chưng

than đá. + Tổng hợp

C + 2H2 ⎯⎯⎯ →⎯ CNi 0500, CH4

CO + 3H2 ⎯⎯ →⎯0,txt CH4 + H2O

CH3COONa + NaOH ⎯⎯ →⎯0,tCaO CH4 + Na2CO3

Al4C3 + 12H2O -> 4Al(OH)3 + 3CH4 b. Điều chế các ankan khác + Lấy từ các nguồn thiên nhiên: khí dầu mỏ, khí thiên nhiên, sản phẩm crackinh. + Tổng hợp từ các dẫn xuất halogen:

R - Cl + 2Na + Cl - R' → R - R' + 2NaCl Ví dụ:

CH3 – Cl + 2Na + C2H5 –Cl ⎯→⎯0t CH3 – CH2 – CH3 + 2NaCl

CH3 – Cl + 2Na + Cl – CH3 ⎯→⎯0t CH3 – CH3 + 2NaCl

+ Từ các muối axit hữu cơ R – COONa + NaOH ⎯⎯ →⎯

0,tCaO R - H + Na2CO3 5. Ứng dụng

− Dùng làm nhiên liệu (CH4 dùng trong đèn xì để hàn, cắt kim loại). − Dùng làm dầu bôi trơn. − Dùng làm dung môi. − Để tổng hợp nhiều chất hữu cơ khác: CH3Cl, CH2Cl2, CCl4, CF2Cl2,… − Đặc biệt từ CH4 điều chế được nhiều chất khác nhau: hỗn hợp CO + H2, amoniac, CH ≡ CH, rượu metylic, anđehit fomic

II. Anken (olefin) 1. Đồng đẳng – đồng phân – danh pháp

a. Đồng đẳng: Công thức chung của dãy là CnH2n với n ≥ 2.Tên gọi chung là anken hay olefin Chất đơn giản nhất là etilen C2H4. Tất cả các hợp chất có cùng công thức chung hợp

thành một dãy đồng đẳng của etilen C2H4. b. Đồng phân: Từ C2- C3: không có hiện tượng đồng phân Từ C4: có đồng phân về: + Mạch cacbon: không nhánh (thẳng), có nhánh và mạch vòng (xicloankan). + Đồng phân về vị trí của liên kết đôi + Có thể có đồng phân hình học (đồng phân cis, trans) Ví dụ: C4H8: có các đồng phân: 1, CH2 = CH – CH2 – CH3

2, CH3 – CH = CH – CH3

3, CH2 = C(CH3) – CH3 Buten - 2 (CH3 − CH = CH − CH3) có đồng phân hình học: CH3 CH3 C = C

cis – buten - 2

H H CH3 H



C = C

H CH3

c. Danh pháp: + Danh pháp thường: Tên gọi của các anken xuất phát từ tên ankan tương ứng, chỉ đổi đuôi “an” thành đuôi

“ilen”:

Công thức Tên gọi Công thức Tên gọi C6H12 Hexilen

C2H4 Etilen C7H14 Heptilen C3H6 Propilen C8H16 Octilen C4H8 Butilen C9H18 Nonilen C5H10 Pentilen C10H20 Decilen

+ Danh pháp quốc tế (danh pháp IUPAC): Để gọi tên anken theo danh pháp quốc tê, chúng ta tiến hành qua các bước sau:

- Bước 1: Chọn mạch C dài nhất chứa liên kết đôi làm mạch chính - Bước 2: Đánh số thứ tự các nguyên tử C của mạch chính từ phía nào gần lk đôi - Bước 3: Gọi tên: Tên anken = số chỉ vị trí nhánh + tên nhánh + tên mạch chính

(đổi đuôi an -> en) + vị trí lk đôi Ví dụ: 1CH3 – 2CH = 3C – 4 CH – 5CH2 – 6CH3

Cl CH3 3 – Clo – 4 – metyl hexen - 2 2. Tính chất vật lý

− Theo chiều tăng của n (trong công thức CnH2n), nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy tăng. n = 2 − 4 : chất khí n = 5 − 18 : chất lỏng. n ≥ 19 : chất rắn. − Đều ít tan trong nước, tan được trong một số dung môi hữu cơ (rượu, ete,…)

3. Tính chất hoá học * Đặc điểm cấu tạo: − Mạch C hở, có thể phân nhánh hoặc không phân nhánh. − Trong phân tử có 1 liên kết đôi: gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π. Nguyên tử C ở liên

kết đôi tham gia 3 liên kết σ nhờ 3 obitan lai hoá sp2, còn liên kết π nhờ obitan p không lai hoá.

− Đặc biệt phân tử CH2 = CH2 có cấu trúc phẳng.

− Do có liên kết π nên khoảng cách giữa 2 nguyên tử C = C ngắn lại và hai nguyên tử C

này không thể quay quanh liên kết đôi vì khi quay như vậy liên kết π bị phá vỡ. Do liên kết π trong liên kết đôi kém bền nên các anken có phản ứng cộng đặc trưng, dễ

bị oxi hoá ở chỗ nối đôi và có phản ứng trùng hợp. a. Phản ứng cộng hợp + Cộng hợp H2:

CH2 = CH2 + H2 ⎯⎯ →⎯0,tNi CH3 – CH3

+ Cộng hợp halogen: Làm mất màu nước brom ở nhiệt độ thường. CH2 = CH2 + Cl2 ⎯⎯ →⎯

0,tNi CH2 – CH2

http://vi.wikipedia.org/wiki/H%C3%ACnh:Ethene.png�

http://vi.wikipedia.org/wiki/H%C3%ACnh:Ethene.png�



Cl Cl (Theo dãy Cl2, Br2, I2 phản ứng khó dần.) + Cộng hợp hiđrohalogenua HX (sản phẩm theo quy tắc cộng Maccopnhicop)

CH3 – CH = CH2 + HCl ⎯⎯ →⎯ OH2 CH3 – CH – CH2 (spc)

Cl H (Theo dãy HCl, HBr, HI phản ứng dễ dần) + Cộng hợp H2O (đun nóng, có axit loãng xúc tác): Cũng tuân theo quy tắc Maccôpnhicôp: Nhóm - OH đính vào C bậc cao CH3 – CH = CH2 + H – OH ⎯⎯ →⎯

+ 0,tH CH3 – CH – CH2 (spc)

OH H b. Phản ứng trùng hợp: Có xúc tác, áp suất cao, đun nóng nCH2 = CH2 ⎯⎯ →⎯

0,, txtp (- CH2 – CH2 -) n etilen poli etilen (PE) c. Phản ứng oxi hoá + Phản ứng cháy (phản ứng oxi hóa hoàn toàn)

CnH2n + 23n O2 ⎯→⎯

0t nCO2 + nH2O

+ Phản ứng oxi hoá không hoàn toàn: Tạo thành rượu 2 lần rượu hoặc đứt mạch C chỗ nối đôi tạo thành anđehit hoặc axit.

R – CH = CH2 + [O] + H2O -> R – CH – CH2

KMnO4 OH OH 4. Điều chế

a. Điều chế etilen: − Tách nước khỏi rượu etylic

CH3 – CH2 – OH ⎯⎯⎯⎯ →⎯ CđSOH 042 170, CH2 = CH2 + H2O

− Tách H2 khỏi etan: CH3 – CH3 ⎯⎯ →⎯

0,tFe CH2 = CH2 + H2

− Crackinh ankan mạch lớn hơn: CH3 – CH2 – CH3 ⎯→⎯Crk CH4 + CH2 = CH2

− Cộng hợp H2 vào axetilen CH ≡ CH + H2 ⎯⎯ →⎯

0,tPd CH2 = CH2 b. Điều chế các anken khác: − Thu từ nguồn khí chế biến dầu mỏ. − Tách H2 khỏi ankan: CnH2n + 2 ⎯⎯ →⎯

0,tFe CnH2n + H2

− Tách nước khỏi rượu R – CH2 – CH2 – OH ⎯⎯⎯⎯ →⎯ CđSOH 0

42 170, R – CH = CH2 + H2O − Tách HX khỏi dẫn xuất halogen: R – CH2 – CH2 – X + KOH ⎯⎯⎯ →⎯ − 0,tOHR R – CH = CH2 + KX + H2O Hoặc: R – CH2 – CH2 – X ⎯⎯⎯⎯ →⎯ − 0,, tOHRKOH R – CH = CH2 + HX − Tách X2 từ dẫn xuất đihalogen: R – CHX – CH2X + Zn ⎯→⎯

0t R – CH = CH2 + ZnX2 (Phản ứng trong dung dịch rượu với bột kẽm xúc tác).

5. Ứng dụng



− Dùng để sản xuất rượu, các dẫn xuất halogen và các chất khác. − Để trùng hợp polime: polietilen, poliprpilen. − Etilen còn được dùng làm quả mau chín.

III. Ankin 1. Đồng đẳng, đồng phân, danh pháp

a. Đồng đẳng: Công thức chung CnH2n−2 (n ≥ 2) Chất đơn giản nhất là axetilen CH ≡ CH. Các chất có cùng công thức chung như trên và

có cấu tạo tương tự axetilen hợp thành dãy đồng đẳng của axetilen. b. Đồng phân: − Hiện tượng đồng phân là do mạch C khác nhau và do vị trí nối ba khác nhau. − Ngoài ra còn đồng phân với ankađien và hiđrocacbon vòng.

c. Danh pháp: Tương tự như cách gọi tên anken nhưng có đuôi in. Ví dụ: HC ≡ C − CH – CH2 – CH3

CH3 3 – metyl pentin - 1 2. Tính chất vật lý

− Khi n tăng, nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy tăng dần. n = 2 − 4 : chất khí n = 5 −16 : chất lỏng. n ≥ 17 : chất rắn. − Đều ít tan trong nước, tan được trong một số dung môi hữu cơ. Ví dụ axetilen tan khá

nhiều trong axeton. 3. Tính chất hoá học

* Đặc điểm cấu tạo: − Trong phân tử có một liên kết ba (gồm 1 liên kết σ và 2 liên kết π). − Đặc biệt phân tử axetilen có cấu hình đường thẳng ( H − C ≡ C − H : 4 nguyên tử nằm

trên một đường thẳng). − Trong phân tử có 2 liên kết π làm độ dài liên kết C ≡ C giảm so với liên kết C = C và C − C. Các nguyên tử C không thể quay tự do quanh liên kết ba. Do đó, các ankin có những tính chất đặc trưng của liên kết π như: phản ứng cộng, trùng hợp; ngoài ra do nguyên tử H ở liên kết ba tương đối linh động nên các ankin có H liên kết với C ở liên kết ba (ankin -1) còn có phản ứng thế ion kim loại đặc trưng.

a. Phản ứng cộng: Có thể xảy ra theo 2 nấc. + Cộng H2 (to, xúc tác):

HC ≡ CH + H2 ⎯⎯ →⎯0,tPd CH2 = CH2

CH2 = CH2 + H2 ⎯⎯ →⎯0,tNi CH3 – CH3

+ Cộng halogen (làm mất màu nước brom) HC ≡ CH + Br2 ⎯⎯ →⎯ OH2 BrHC = CHBr BrHC = CHBr + Br2 ⎯⎯ →⎯ OH2 Br2HC – CHBr2

+ Cộng hiđrohalogenua HX (HCl, HCN, CH3COOH,…): ở 120oC − 180oC với HgCl2 xúc tác

HC ≡ CH + HCl ⎯⎯⎯ →⎯0

2 ,tHgCl CH2 = CHCl (vinyl clorua) Vinyl clorua được dùng để trùng hợp thành nhựa P.V.C: nCH2 = CHCl ⎯⎯ →⎯

0,, tpxt (- CH2 – CH - )n (PVC)



Cl Phản ứng cộng HX có thể xảy ra đến cùng: HC ≡ CH + 2HCl ⎯⎯⎯ →⎯

02 ,tHgCl CH3 – CHCl2 (1,1 – diclo etan)

HC ≡ CH + CH3 – COOH ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯0

23 ,)( tZnCOOCH CH3 – COO – CH = CH2 (vinyl axetat) HC ≡ CH + HCN ⎯⎯⎯ →⎯ 32 ,NHCuCl CH2 = CHCN (vinyl xianua) Đối với các đồng đẳng của axetilen, phản ứng cộng tuân theo quy tắc Maccôpnhicôp. Ví dụ: HC ≡ C – CH3 + HCl -> CH2 = CCl – CH3 + Cộng H2O: Cũng tuân theo quy tắc Maccôpnhicôp: HC ≡ CH + H2O ⎯⎯⎯ →⎯

+ CHg 02 80, CH2 = CH – OH -> CH3 – CHO (andehit axetic) CH3 – C ≡ CH + H2O ⎯⎯⎯ →⎯

+ 02 ,tHg CH3 – C = CH2 -> CH3 – C – CH3

OH O b. Phản ứng trùng hợp 2HC ≡ CH ⎯⎯⎯⎯ →⎯ ClNHCuCl 4, HC ≡ C – CH = CH2

3HC ≡ CH ⎯⎯⎯ →⎯ CC 0600, C6H6 c. Phản ứng thế ion kim loại: Chỉ xảy ra đối với axetilen và các ankin khác có nối ba ở

cacbon đầu mạnh R − C ≡ CH: 2R − C ≡ CH + Ag2O ⎯⎯ →⎯ duNH3 2R − C ≡ CAg↓ (màu vàng nhạt) + H2O HC ≡ CH + Ag2O ⎯⎯ →⎯ duNH3 AgC ≡ CAg↓ + H2O Hay có thể viết là: R − C ≡ CH + AgNO3 + NH3 ⎯→⎯ R − C ≡ CAg↓ + NH4NO3 HC ≡ CH + 2CuOH ⎯⎯ →⎯

0_ ,tOH Cu - C ≡ C – Cu ↓ (đỏ nâu)+ 2H2O Khi cho sản phẩm thế tác dụng với axit lại giải phóng ankin: AgC ≡ CAg + 2HNO3 -> HC ≡ CH + 2AgNO3 d. hản ứng oxi hoá ankin + Phản ứng cháy

CnH2n -2 + O2 ⎯→⎯0t nCO2 + (n - 1)H2O

Phản ứng toả nhiệt + Oxi hoá không hoàn toàn (làm mất màu dung dịch KMnO4) tạo thành nhiều sản phẩm

khác nhau. Ví dụ: HC ≡ CH + [O] + H2O -> HOOC – COOH axit oxalic dd KMnO4 Khi oxi hoá ankin bằng dung dịch KMnO4 trong môi trường H2SO4, có thể gây ra đứt

mạch C ở chỗ nối ba để tạo thành anđehit hoặc axit. 4. Điều chế

a. Điều chế axetilen: + Tổng hợp trực tiếp

2C + H2 ⎯⎯ →⎯ C03000 C2H2 + Từ metan

2CH4 ⎯⎯⎯ →⎯ ln,15000 lC C2H2 + 3H2 + Thuỷ phân canxi cacbua

CaC2 + 2H2O -> Ca(OH)2 + C2H2 + Tách hiđro của etan

CH3 – CH3 ⎯⎯ →⎯0,tFe C2H2 + 2H2



b. Điều chế các ankin khác: + Tách hiđrohalogenua khỏi dẫn xuất đihalogen (tách kiềm rượu)

CH2– CH – R + 2KOH ⎯⎯⎯ →⎯ − 0,tOHR C2H2 + 2KCl + 2H2O

Cl Cl + Phản ứng giữa axetilenua với dẫn xuất halogen CH3 – I + Ag – C ≡ C – Ag + I – CH3 -> CH3– C ≡ C – CH3 + 2AgI↓

5. Ứng dụng của ankin Chỉ có axetilen có nhiều ứng dụng quan trọng. − Để thắp sáng (khí đất đèn). − Dùng trong đèn xì để hàn, cắt kim loại. − Dùng để tổng hợp nhiều chất hữu cơ khác nhau: anđehit axetic, cao su tổng hợp

(policlopren), các chất dẻo và các dung môi,…

IV Ankađien (hay điolefin) Công thức chung là : CnH2n−2 (n ≥ 3). Chất tiêu biểu là: butadien – 1, 3 và isopren

(2 – metyl butađien – 1, 3) 1. Cấu tạo

Có 2 liên kết đôi trong phân tử. Các nối đôi có thể: − Ở vị trí liền nhau: − C = C = C − − Ở vị trí cách biệt: − C = C − C − C = C − − Hệ liên hợp: − C = C − C = C − Quan trọng nhất là các ankađien thuộc hệ liên hợp. Ta xét 2 chất tiêu biểu là: Butađien : CH2 = CH − CH = CH2 và

CH2 = C – CH = CH2 isopren

CH3 2. Tính chất vật lý

Butađien là chất khí, isopren là chất lỏng (nhiệt độ sôi = 34oC). Cả 2 chất đều không tan trong nước, nhưng tan trong một số dung môi hữu cơ như: rượu, ete. 3 Tính chất hoá học

Phân tử Ankadien có 2 liên kết π , do đó nó có những tính chất hóa học đặc trưng của loại liên kết này: phản ứng cộng, phản ứng trùng hợp,… Nhưng quan trọng nhất là 2 phản ứng sau:

a. Phản ứng cộng: + Cộng halogen làm mất màu nước brom

CH2 = CH – CH = CH2 + Br2 -> ⎩⎨⎧

=−−−=−

%)20(%)80(

22

22

CHCHCHBrBrCHBrCHCHCHBrCH

Đủ brom, các nối đôi sẽ bị bão hoà. + Cộng H2

CH2 = CH – CH = CH2 + H2 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ − ColePd 012,tan, ⎩⎨⎧

=−−−=−

223

33

CHCHCHCHCHCHCHCH

+ Cộng hiđrohalogenua

CH2 = CH – CH = CH2 + H - Br -> ⎩⎨⎧

=−−−=−

%)20(%)80(

23

23

CHCHCHBrCHBrCHCHCHCH

b. Phản ứng trùng hợp n CH2 = CH – CH = CH2 ⎯⎯ →⎯

0,, tpNa (- CH2 – CH = CH – CH2 -)n cao su Buna



nCH2 = C – CH = CH2 ⎯⎯ →⎯0,, tpxt (- CH2 – C = CH – CH2 -)n cao su isopren

CH3 CH3 4. Điều chế

a. Tách hiđro khỏi hiđrocacbon no: Phản ứng xảy ra ở 600oC, xúc tác Cr2O3 + Al2O3, áp suất thấp. CH3 – CH2 – CH2 – CH3 ⎯→⎯ CH2 = CH – CH = CH2 + 2H2

CH3 – CH2 – CH2 – CH3 ⎯→⎯ CH2 = C – CH = CH2 + 2H2

CH3 CH3 b. Điều chế từ rượu etylic hoặc axetilen: 2CH3CH2OH ⎯⎯⎯⎯ →⎯

0,, tMgOZnO CH2 = CH – CH = CH2 + H2 + 2H2O (hoặc khi xt: Al2O3, 5000C)

2HC ≡ CH ⎯⎯⎯⎯ →⎯ ClNHCuCl 4, HC ≡ C – CH = CH2

HC ≡ C – CH = CH2 + H2 ⎯⎯ →⎯0,tPd CH2 = CH – CH = CH2

V. Hiđrocacbon thơm (Aren) − Các hiđrocacbon thơm quen thuộc như benzen (C6H6), toluen (C6H5 − CH3), etylbenzen

(C6H5 − C2H5) và các đồng đẳng của nó có công thức chung CnH2n-6 với n ≥ 6. Ngoài ra, có các aren mạch nhánh không no như stiren C6H5 − CH = CH2, phenylaxetilen C6H5 − C ≡ CH,…hoặc có nhiều nhân benzen như naphtalen, antraxen.

− Hiđrocacbon thơm điển hình là benzen. 1. Benzen C6H6 và ankyl benzen

a. Cấu tạo - đồng phân - tên gọi + Cấu tạo − Phân tử benzen có cấu tạo vòng 6 cạnh đều.

Mỗi nguyên tử C trong phân tử benzen tham gia 3 liên kết σ với 2C bên cạnh và H nhờ

3 obitan lai hoá sp2 nên tất cả các nguyên tử C và H đều nằm trên cùng mặt phẳng. Còn mối liên kết thứ 4 (liên kết π) được tạo nên nhờ obitan 2p có trục vuông góc với mặt phẳng phân tử. Khoảng cách giữa các nguyên tử C trong phân tử là bằng nhau nên mây electron p của nguyên tử C xen phủ đều với 2 mây electron 2p của 2 nguyên tử C bên cạnh, do đó trong phân tử benzen không hình thành 3 liên kết π riêng biệt mà là một hệ liên kết π thống nhất gọi là hệ liên hợp thơm, quyết định những tính chất thơm đặc trưng của nhân benzen: vừa thể hiện tính chất no, vừa thể hiện tính chất chưa no.

Vì thế CTCT của benzen thường được biểu diễn bằng mấy cách sau:

− Gốc hiđrocacbon thơm



Khi tách bớt 1H khỏi phân tử benzen ta được gốc phenyl C6H5 − Khi tách bớt 1H khỏi nguyên tử C trên nhân benzen của 1 phân tử hiđrocacbon thơm ta

được gốc aryl. Nếu tách 2H thì được gốc phenylen và arylen + Đồng phân Vì các liên kết C − C trong nhân benzen đồng nhất nên benzen chỉ có 3 đồng phân vị trí. − Nếu hai nhóm thế ở hai C lân cận ta có đồng phân ortho (viết tắt là o−) hoặc đánh số 1,

2. − Nếu hai nhóm thế cách nhau một nguyên tử C (một đỉnh lục giác) gọi là đồng phân

meta (viết tắt là m−) hoặc 1, 3. − Nếu hai nhóm thế ở hai nguyên tử C đối đỉnh gọi là đồng phân para (viết tắt là p−)

hoặc 1, 4. + Tên gọi: Tên = số chỉ vị trí nhánh + tên nhánh + benzen Ví dụ: Các đồng phân của điclobenzen C6H4Cl2.

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl Ortho – điclobenzen meta - điclobenzen para – điclobenzen 1, 2 – điclobenzen 1, 3 – điclobenzen 1, 4 – điclobenzen b. Tính chất vật lý − Benzen là chất lỏng không màu, rất linh động, có mùi đặc trưng, t0

s = 80oC. − Benzen nhẹ hơn nước, không tan trong nước, nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu

cơ như rượu, ete, axeton. − Benzen là dung môi tốt để hoà tan nhiều chất như Cl2, Br2, I2, S, P,…chất béo, cao su. − Những chất đơn giản nhất trong dãy đồng đẳng của benzen là chất lỏng, những đồng

đẳng cao hơn là chất rắn. − Benzen được dùng làm nguyên liệu đầu để điều chế thuốc nhuộm, thuốc chữa bệnh, sợi

tổng hợp, chất dẻo, phenol, nitrobenzen, anilin. Benzen là một trong những dung môi hữu cơ tốt nhất.

c. Tính chất hoá học của benzen Do có đặc điểm cấu tạo đặc biệt như trên, benzen có cả tính chất của hợp chât no cả tính

chất của hợp chất chưa no. Benzen tương đối dễ tham gia phản ứng thế, tương đối khó tham gia phản ứng cộng và phản ứng oxi hóa. Tính chất đó gọi là tính thơm.

Các đồng đẳng của benzen cũng có tính thơm; ngoài ra chúng còn có tính chất của nhánh ankyl.

+ Phản ứng thế: − Với halogen nguyên chất (Cl2, Br2) phản ứng xảy ra ở nhiệt độ thường có vỏ bào

sắt xúc tác: C6H6 + Br2 ⎯→⎯Fe C6H5Br + HBr

(brombenzen)

Chú ý: Bình thường benzen không làm mất màu nước brom.



Toluen tham gia phản ứng thế dễ dàng hơn so với benzen và tạo ra hai đồng phân o- và p-

Nếu không có bột sắt và hỗn hợp được chiếu sáng thì phản ứng sẽ xảy ra ở nhánh ankyl

− Phản ứng nitro hoá: Với HNO3 bốc khói, có mặt H2SO4 đặc, đun nóng nhẹ.

C6H6 + HO – NO2 đ ⎯⎯⎯ →⎯0

42 ,tđSOH C6H5 – NO2 + H2O

Nitrobenzen lại phản ứng với HNO3 tạo thành m – đinitrobenzen :

Toluen tham gia phản ứng thế nitro dễ dàng hơn benzen và tạo thành hỗn hợp sản phẩm

* Quy luật thế nhân benzen: • Khi trên nhân benzen đã có sẵn nhóm thế đẩy electron (nhóm chỉ chứa các lk

đơn_Nhóm thế loại 1) như: − NH2, − NR, − OH, − OCH3, gốc ankyl − R, … (+C, +H làm mật độ electron ở các vị trí ortho và para tăng), thì phản ứng thế xảy ra dễ dàng hơn so với benzen và sản phẩm phản ứng định hướng thế vào vị trí o −, p−

• Khi trên nhân benzen có sẵn nhóm thế hút electron (nhóm thế loại 2) như − NO2, − SO3H, − COOH, − CHO… (− C làm tăng mật độ electron ở vị trí meta), thì phản ứng thế xảy ra khó khăn hơn so với benzen và định hướng thế vào vị trí m −.

Khi có nhóm thế loại 1 khi có nhóm thế loại 2 − Phản ứng với H2SO4 đặc



C6H6+ HO – HSO3 ⎯⎯⎯ →⎯ − C0180170 C6H5 – HSO3 + H2O − Phản ứng với dẫn xuất halogen

C6H6 + CH3 – Cl ⎯⎯⎯⎯ →⎯0

3 ,tkhanAlCl C6H5 – CH3 + HCl + Phản ứng cộng: Khó xảy ra hơn hiđrocacbon chưa no, mạch hở. − Cộng hợp hiđro

C6H6 + 3H2 ⎯⎯⎯ →⎯ CNi 0180, C6H12 (xiclo hexan) − Cộng hợp clo và brom

C6H6 + 3Cl2 ⎯→⎯askt C6H6Cl6 (hexaclo xiclohexan hay 666) + Phản ứng oxi hoá: Benzen không bị oxi hóa bởi các chất oxi hoá mạnh như: KMnO4. Các chất oxi hoá mạnh (như KMnO4) oxi hoá nguyên tử C của mạch nhánh đính trực tiếp

với nhân benzen:

C6H5 – CH2 – CH3 + [O] -> C6H5 – COOH + CO2 + H2O C6H5 – CH2 – CH2 – CH3 + [O] -> C6H5 – COOH + CH3 – COOH d. Điều chế * Điều chế benzen − Chưng cất nhựa than đá. − Từ axetilen:

3HC ≡ CH ⎯⎯⎯ →⎯ CC 0600, C6H6

− Từ xiclohexan. C6H12 ⎯⎯⎯ →⎯ CFe 0600, C6H6 + 3H2

− Từ n - hexan. C6H14 ⎯⎯ →⎯

0,, tpxt C6H6 + 4H2 * Điều chế các hiđrocacbon thơm khác

C6H6 + CH3 – Cl ⎯⎯⎯⎯ →⎯

03 ,tkhanAlCl C6H5 – CH3 + HCl

C6H5 – Cl + 2Na + CH3 – Cl ⎯→⎯0t C6H5 – CH3 + 2NaCl

2. Giới thiệu một số hiđrocacbon thơm khác a) Tuloen C6H5 − CH3: là chất lỏng (nhiệt độ sôi = 111oC), có mùi giống benzen, không

tan trong nước, tan trong một số dung môi hữu cơ. b) Etylbenzen C6H5 − CH2 − CH3 là chất lỏng không màu, có mùi giống benzen (nhiệt độ

sôi = 136oC), ít tan trong nước. Ngoài các tính chất của hiđrocacbon thơm còn có phản ứng tách H2:

C6H5 – CH2 – CH3 ⎯⎯⎯ →⎯ CFe 0600, C6H5 – CH = CH2 + H2



c) Stiren C6H5 − CH = CH2 là chất lỏng (nhiệt độ sôi = 145oC). Ít tan trong nước, tan nhiều trong rượu, ete, xeton.

Dễ tham gia phản ứng cộng ở nối đôi của mạch nhánh. C6H5 − CH = CH2 + Br2 -> C6H5 − CHBr - CH2Br

Phản ứng trùng hợp xảy ra rất dễ dàng khi có mặt chất xúc tác: C6H5 − CH = CH2 ⎯⎯ →⎯

0,, tpxt (- CH – CH2 - ) n

C6H5 Polistiren là chất rắn trong suốt, dễ gia công nhiệt, dùng làm vật liệu điện, dụng cụ gia

đình. Stiren đồng trùng hợp với butađien tạo thành cao su butađien − stiren.(cao su Buna - S) d) Xilen C6H4(CH)3 : có 3 dạng.

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3

CH3 O – xilen m – xilen p – xilen e) Hiđrocacbon thơm có nhiều vòng benzen − Điphenyl C6H5 − C6H5 : chất rắn, tan trong rượu, ete. − Naphtalen C10H8:

Chất rắn − Antraxen C14H10

VI. Dẫn xuất halogen 1. Dẫn xuất halogen của hiđrocacbon no

a. Cấu tạo − Do độ âm điện của nguyên tử halogen (X) lớn nên mối liên kết C-X bị phân cực đáng

kể và nguyên tử X linh động dễ tham gia phản ứng. Theo chiều từ Cl -> Br -> I độ linh động của nguyên tử X trong phân tử dẫn xuất tăng lên.

-Cách gọi tên: Theo danh pháp thế. Ví dụ 1CH3 – 2CH2 – 3CH – 4CH – 5CH2 – 6CH3 Cl CH3 3 – Clo – 4 – metyl hexan b. Tính chất vật lý - Ba chất CH3Cl, CH3Br, C2H5Cl là chất khí. Các chất khác là chất lỏng, rắn, không màu. - Không tan trong nước, dễ tan trong các dung môi hữu cơ. c. Tính chất hoá học + Phản ứng thuỷ phân trong môi trường kiềm:



R – X + H2O ⎯⎯⎯ →⎯0,tNaOH R – OH + HX

Hoặc

R – X + NaOH ⎯⎯ →⎯0

2 ,tOH R – OH + NaX

CH2 – CH2 + 2NaOH ⎯⎯ →⎯0

2 ,tOH CH2 – CH2

Cl Cl OH OH OH

CH3 – C(Cl)3 + 3NaOH ⎯⎯ →⎯0

2 ,tOH CH3 – C – OH + 3NaCl OH + Phản ứng tách HX:

R – CH2 – CH2 – X + KOH ⎯⎯⎯ →⎯ − 0,tOHR R – CH = CH2 + KX + H2O Hoặc: R – CH2 – CH2 – X ⎯⎯⎯⎯ →⎯ − 0,, tOHRKOH R – CH = CH2 + HX + Phản ứng tách X2 từ dẫn xuất đihalogen:

R – CHX – CH2X + Zn ⎯→⎯0t R – CH = CH2 + ZnX2

+ Tác dụng với NH3

R – Cl + NH3 -> R – NH2 + HCl + Tác dụng với Na

R – X + 2Na + X – R’ ⎯→⎯0t R – R’ + 2NaX

d. Điều chế - Phản ứng thế của halogen vào hiđrocacbon no.

CnH2n + 2 + aX2 ⎯⎯ →⎯0/ taskt CnH2n + 2 – aXa + aHX

- Phản ứng cộng HX vào hiđrocacbon chưa no.

CnH2n + X2 ⎯⎯ →⎯ 4CCl CnH2nX2

- Phản ứng giữa HX và rượu (có H2SO4 đ) R – OH + HX -> R – X + H2O

e. Giới thiệu một số chất + CH2Cl - CH2Cl (đicloetan) là chất lỏng, dùng để hoà tan nhựa, chất béo. + CHCl3 (clorofom) là chất lỏng, dùng làm dung môi, gây mê. + CCl4 (tetraclorua cacbon) là chất lỏng, dùng làm dung môi hoà tan cao su, chất béo,

dầu mỡ. + Freon - 12 (CCl2F2) là chất khí, không màu, không mùi, không cháy, không độc. Dùng

làm chất sinh hàn trong máy lạnh. Tuy vậy, nó có nhược điểm lớn là phá huỷ tầng ozon bảo vệ Trái Đất, cho nên người ta đang tìm cách hạn chế sản xuất và sử dụng nó. 2. Dẫn xuất halogen của hiđrocacbon chưa no

a. Cấu tạo phân tử − Nguyên tử X (halogen) có thể đính vào C ở nối đôi hoặc ở nguyên tử C khác.



Ví dụ, ứng với CTPT C3H5Cl có 3 chất. ClCH = CH – CH3 Hoặc CH2 = CH − CH2 − Cl hoặc CH2 = C – CH3

Cl − Có liên kết bội (đôi hoặc ba) trong phân tử. b. Tính chất hoá học Phản ứng cộng và phản ứng trùng hợp: CH2 = CH − CH2 − Cl + Cl2 -> CH2 – CH – CH2

Cl Cl Cl nCH2 = CH − CH2 − Cl ⎯⎯ →⎯

0,, tpxt (- CH2 – CH - )n

CH2Cl c. Phản ứng thủy phân Nguyên tử X linh động và dễ tham gia phản ứng trao đổi - dễ bị thuỷ phân khi có mặt

kiềm. CH2 = CH − CH2 − Cl + H2O ⎯⎯ →⎯

− 0,tOH CH2 = CH − CH2 − OH + HCl

VII. Nguồn hiđrocacbon trong thiên nhiên 1. Khí thiên nhiên

− Thành phần chủ yếu của khí thiên nhiên là metan (90 - 98%), còn lại là eta, propan, butan và một số đồng đẳng cao hơn, ngoài ra còn một lượng nhỏ H2S, N2,…

− Ứng dụng: * Dùng làm nhiên liệu * Dùng làm nguyên liệu hoá học để điều chế hiđro, axetilen, cao su nhân tạo, chất dẻo,

nhiều chất tổng hợp khác. Ví dụ:

2CH4 ⎯⎯ →⎯ C01500 C2H2 + 3H2 Từ axetilen có thể tổng hợp nhiều chất khác.

2. Dầu mỏ a. Thành phần của dầu mỏ − Dầu mỏ là chất lỏng đặc sánh, màu nâu sẫm, có mùi đặc trưng, nhẹ hơn nước. Dầu mỏ

nằm trong những túi dầu sâu ở dưới đất. − Dầu mỏ là hỗn hợp hiđrocacbon có thể thuộc các loại: no mạch hở, vòng no, thơm.

Ngoài ra, còn chứa những lượng nhỏ các chất hữu cơ khác trong phân tử có O, N, S… − Trong dầu mỏ thành phần hiđrocacbon lỏng là chủ yếu, có hoà tan hiđrocacbon khí và

rắn. b. Các sản phẩm chưng cất dầu mỏ + Sản phẩm nhẹ của dầu mỏ gồm: − Khi chưng cất phân đoạn dầu mỏ thu được các sản phẩm nhẹ ghi ở bảng sau:

Tên phân đoạn

Nhiệt độ sôi, oC

Số C trong phân tử Ứng dụng

Khí < 40 C1 - C4 Nhiên liệu, nguyên liệu THHC.Xăng nhẹ 40 - 200 C5 - C11 Nhiên liệu, dung môi Ligorin 120 - 240 C8 - C11 Nhiên liệu, dung môi Dầu thắp 150 - 310 C12 - C18 Nhiên liệu , thắp sáng Dầu nặng 300 - 450 C15 → Nhiên liệu, động cơ điezen



− Phần còn lại của dầu mỏ sau khi chưng cất sản phẩm nhẹ gọi là mazut. Chưng phân đoạn mazut thu được:

+ Dầu nhờn: để bôi trơn. + Vazơlin: để bôi máy. + Parafin: để làm nến thắp sáng. + Cuối cùng là hắc ín dùng để làm nhựa rải đường. * Crackinh dầu mỏ Crackinh là quá trình "bẻ gãy" phân tử hiđrocacbon mạch dài (bằng nhiệt và bằng xúc

tác) thành các hiđrocacbon mạch ngắn hơn. Ví dụ:

C8 H18 ⎯→⎯crk C4H10 + C4H8 Octan butan buten C16H34 ⎯→⎯crk C8H18 + C8H16

Có 2 phương pháp crackinh − Crackinh bằng nhiệt: Thực hiện ở 500 - 600oC, áp suất vài chục atm. Xăng thu được

theo phương pháp này chứa nhiều anken. − Crackinh bằng xúc tác: Thực hiện ở nhiệt độ thấp hơn, chất xúc tác thường dùng là

nhôm silicat. Xăng thu được bằng phương pháp crackinh này có chất lượng cao vì chứa nhiều ankan

mạch nhánh, xicloanken và aren. 3. Than đá

Khi nung nóng than đá lên khoảng 1000o C trong điều kiện không có không khí, các hợp chất hữu cơ lẫn trong than bay ra, còn lại than cốc.

Hơi bay ra khi chưng than đá được ngưng tụ và phân tách thành: 1. Khí lò cốc: H2, CH4, oxit cacbon, NH3, N2, C2H4,… 2. Nhựa than đá: là chất lỏng nhớt, màu thẫm, khi chưng phân đoạn thu được. − Dầu nhẹ (nhiệt độ sôi < 170oC) chứa hiđrocacbon thơm. − Dầu trung (nhiệt độ sôi = 170 - 230oC) chứa phenol, naphtalen, piriđin − Dầu nặng (nhiệt độ sôi = 230 - 270oC) chứa naphtalen và các đồng đẳng của nó, cresol, − Dầu antraxen (nhiệt độ sôi = 270 - 360oC) chứa antraxen, phenantren. − Còn lại (khoảng 60%) là nhựa than đá, dùng để rải đường, làm vật liệu xây dựng. 3. Nước amoniac Hoà tan NH3 và các muối amoni như (NH4)2CO3, NH4Cl, …



Chương 3 NHỮNG HỢP CHẤT HỮU CƠ CÓ NHÓM CHỨC

I. Rượu (ancol) 1. Công thức - cấu tạo - cách gọi tên

a. Công thức tổng quát R(OH)n với n ≥ 1.

R là gốc hiđrocacbon Đặc biệt rượu no, đơn chức, mạch thẳng có CTPT : CnH2n+1OH. b. Cấu tạo − Nhóm hiđroxyl OH với mối liên kết O - H phân cực đáng kể. − Gốc R có thể là mạch hở no hay chưa no hoặc mạch vòng. Ví dụ: CH3 − OH, CH2 = CH − CH2 − OH, C6H5 − CH2 − OH. − Nhóm OH có thể đính vào nguyên tử C bậc 1, bậc 2, bậc 3 tạo thành các rượu tương

ứng bậc 1, bậc 2, bậc 3. Ví dụ: CH3 CH3 – CH2 – OH CH3 – CH – CH3 CH3 – C – CH3

OH OH Rượu bậc 1 Rựou bậc 2 Rượu bậc 3 − Rượu không bền khi: + Nhiều nhóm OH cùng đính vào 1 nguyên tử C. + Nhóm OH đính vào nguyên tử C có nối đôi. Ví dụ: R – CH – OH -> R – CH = O + H2O

OH OH R – C – OH -> R - COOH CH2 = CH – OH -> CH3 – CHO

OH CH3 – C = CH2 -> CH3 – C – CH3

OH O



* Hiện tượng đồng phân: rượu có thể có các loại đồng phân: + Mạch C khác nhau. + Vị trí của các nhóm OH khác nhau. + Ngoài ra rượu đơn chức còn đồng phân là ete oxit R − O − R'. Ví dụ: Chất đơn giản C3H8O có 3 đồng phân. CH3 – CH2 – CH2 – OH; CH3 – CH(OH) – CH3; CH3 – CH2 – O – CH3 c. Cách gọi tên + Danh pháp thường Tên rượu = Tên gốc hiđrocacbon tương ứng + ic. Ví dụ: CH3 − CH2 − OH rượu etylic + Danh pháp quốc tế (IUPAC) Tên rượu = tên hiđrocacbon tương ứng + ol + vị trí nhóm – OH CH3 – CH2 – CH2 – OH Propanol - 1 CH3 – CH(OH) – CH3 propanol - 2

2. Tính chất vật lý − Đối với rượu no, đơn chức, mạch hở CnH2n+1OH : Khi n = 1 → 12 ; rượu là chất lỏng, n > 12 là chất rắn, nhiệt độ sôi của rượu cao hơn của

hiđrocacbon no hay dẫn xuất halogen có KLPT xấp xỉ vì trong rượu có hiện tượng liên hợp phân tử nhờ liên kết H, do đó sự bay hơi khó khăn.

… O – H … O – H …

R R − Tất cả các rượu đơn chức đều nhẹ hơn nước. − Ba chất đầu (metanol, etanol, propanol) tan vô hạn trong nước là do khi hoà tan rượu

vào nước, giữa các phân tử rượu và các phân tử nước hình thành liên kết hiđro: … O – H … O – H …

H R Sau đó độ tan giảm nhanh khi n tăng.

3. Tính chất hoá học a. Tác dụng với kim loại kiềm. C2H5 – OH + Na -> C2H5 – ONa + 1/2H2 ↑

Các ancolat là chất rắn, tan nhiều trong rượu tương ứng, bị thuỷ phân hoàn toàn. C2H5 – ONa + H2O -> C2H5OH + NaOH b. Phản ứng este hoá với axit hữu cơ và vô cơ (xt: H2SO4 đặc) C2H5 – OH + H – Cl C2H5Cl + H2O C2H5 – OH + H – OCOCH3 CH3COOC2H5 + H2O − Các phản ứng este hoá đều thuận nghịch, không hoàn toàn. Muốn phản ứng xảy ra hoàn

toàn theo chiều thuận phải dùng H2SO4 đặc để hút nước. − Phân biệt: Rượu bậc 1: phản ứng chậm, không hoàn toàn. Rượu bậc 2: phản ứng rất chậm. Rượu bậc 3: gần như không xảy ra phản ứng. c. Phản ứng tách nước − Tạo ete:

2C2H5OH ⎯⎯⎯⎯ →⎯ CđSOH 042 140, C2H5OC2H5 + H2O

− Tạo olefin: C2H5OH ⎯⎯⎯⎯ →⎯ CđSOH 0

42 140, CH2 = CH2 + H2O



Trong phản ứng tách nước của rượu tạo anken, sản phẩm chính của phản ứng tuân theo quy tắc tách Zaixep.

d. Phản ứng tách hiđro: Cho hơi rượu qua bột Cu hay bột Fe nung nóng. Rượu bậc 1 → anđehit. Rượu bậc 2 → xeton.

R-CH2OH + CuO ⎯→⎯0t RCHO + Cu + H2O

Hay R-CH2OH + 1/2O2 ⎯⎯ →⎯

0,tCuO RCHO + H2O e. Phản ứng oxi hoá không hoàn toàn (êm dịu): R-CH2OH + 1/2O2 -> RCOOH +H2O C2H5ỌH + 1/2O2

men giÊm CH3COOH + H2O 4. Điều chế

a. Thuỷ phân este và dẫn xuất halogen RCOOR’ + H2O NaOH RCOONa + R’OH

b. Cộng H2O vào anken CnH2n + HOH ⎯→⎯

0t CnH2n + 1OH c. Khử anđehit và xeton RCHO + H2 ⎯⎯ →⎯

0,tNi R-CH2OH d. Cho glucozơ lên men được rượu etylic C6H12O6

men r- î u, 320C 2C2H5OH + 2CO2

5. Giới thiệu một số rượu đơn chức a. Rượu metylic CH3OH − Là chất lỏng, không màu, nhẹ hơn nước, tan vô hạn trong nước, có mùi đặc trưng, nhiệt

độ sôi = 65oC. − Rất độc: uống phải dễ mù, uống nhiều dễ chết. − Dùng để điều chế anđehit fomic, tổng hợp chất dẻo, làm dung môi. − Điều chế: + Tổng hợp trực tiếp:

CH4 + 1/2O2 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ atmCCu 100,250, 0

CH3OH + Bằng cách chưng gỗ b. Rượu etylic CH3 − CH2 − OH − Là chất lỏng, nhẹ hơn nước, tan vô hạn trong nước, có mùi thơm, nhiệt độ sôi = 78,3oC. − Có ứng dụng rất lớn trong thực tế: Để chế tạo cao su và một số chất hữu cơ tổng hợp

khác như este, axit axetic, ete… Để làm dung môi hoà tan vecni, dược phẩm, nước hoa. c. Rượu butylic C4H9OH Có 4 đồng phân là những chất lỏng, ít tan trong nước hơn 3 chất đầu dãy đồng đẳng. Có

mùi đặc trưng. d. Rượu anlylic CH2 = CH − CH2OH − Là chất lỏng không màu, mùi xốc, nhiệt độ sôi = 97oC − Được dùng để sản xuất chất dẻo. − Khi oxi hoá ở chỗ nối đôi tạo thành glixerin: CH2 = CH − CH2OH + [O] -> CH2OH – CHOH – CH2OH − Điều chế đi từ propilen CH2 = CH − CH2OH + Cl2 ⎯⎯ →⎯ C0500 CH2 = CH − CH2Cl + HCl CH2 = CH − CH2Cl + NaOH ⎯→⎯

0t CH2 = CH − CH2OH + NaCl 6. Rượu đa chức



CH2 – CH2 CH2 – CH – CH2

OH OH OH OH OH Etylenglicol Glixerol a. Phản ứng đặc trưng Do có nhiều nhóm OH trong phân tử nên độ phân cực của các nhóm O - H tăng, nguyên

tử H ở đây linh động hơn so với ở rượu đơn chức. Do vậy ngoài những tính chất chung của rượu, chúng còn có những tính chất riêng của rượu đa chức: Điển hình là phản ứng hoà tan Cu(OH)2 tạo thành dung dịch màu xanh lam.

CH2 – OH CH2 – O O – CH2 2 + Cu(OH)2 -> Cu + 2H2O

CH2 – OH CH2 – O O – CH2

H H Đồng etylenglicolat b. Giới thiệu một số rượu đa chức: + Etylenglicol CH2OH − CH2OH − Là chất lỏng dạng xiro, không màu, không mùi, có vị ngọt, độc, tan nhiều trong nước,

nhiệt độ sôi = 197oC. − Điều chế: + Đi từ etilen CH2 = CH2 + [O] -> CH2OH – CH2OH CH2Cl – CH2Cl + 2NaOH -> CH2OH – CH2OH + 2NaCl − Etylenglicol có thể trùng ngưng với điaxit tạo thành polime dùng làm sợi tổng hợp + Glixerol CH2OH − CHOH − CH2OH − Là chất lỏng dạng xiro, không màu, không mùi, có vị ngọt, tan nhiều trong nước, nhiệt

độ sôi = 290oC (khi sôi đồng thời phân hủy) − Phản ứng este hoá với HNO3 (khi có mặt H2SO4đ): CH2 – OH CH2ONO2

CH – OH + 3HO – NO2 ⎯⎯⎯ →⎯ đSOH 42 CHONO2 + 3H2O CH2 – OH CH2ONO2 Nitroglixerin (glixerintrinitrat) Nitroglixerin là chất lỏng như dầu, rất độc, kém bền, khi va chạm mạnh gây nổ. Dùng làm thuốc nổ điamit (75% nitroglixerin, 25% đất trùng bùn là vỏ silic của một loài

rong đã chết) 4C3H5(ONO2)3 -> 12CO2 + 6N2 + O2 + 10H2O − Điều chế: + Xà phòng hoá chất béo. + Lên men glucozơ khi có mặt NaHSO3

C6H12O6 ⎯⎯⎯ →⎯ 3NaHSO C3H5(OH)3 + CH3CHO + CO2 + Tổng hợp từ propilen CH2 = CH – CH3 ⎯⎯⎯ →⎯+ CCl 0

2 500, CH2 = CH – CH2Cl ⎯⎯ →⎯+ 2Cl CH2Cl – CHCl – CH2Cl ⎯⎯⎯ →⎯

0,tNaOH glixerin − Ứng dụng: + Dùng để sản xuất thuốc nổ nitroglixerin. + Trong sản xuất thực phẩm, dược phẩm, hương liệu, thuộc da, vải, mực, kem đánh răng.



II. Phenol 1. Cấu tạo phân tử của phenol

Phenol là dẫn xuất của hiđrocacbon thơm trong đó một hay nhiều nguyên tử H của nhân benzen được thay thế bằng nhóm OH.

Ví dụ:

OH

CH3

OH

OH

CH3

OH

CH3

Phenol o – crezol m – crezol p - crezol Ở đây chỉ xét một chất tiêu biểu là C6H5 − OH. Trong phân tử phenol có hiệu ứng liên hợp (+C) : Mây electron của cặp e không tham gia liên kết trong nguyên tử O bị dịch chuyển về phía

nhân benzen: kết quả làm tăng độ phân cực của liên kết O − H. Nguyên tử H linh động, dễ tách ra làm phenol có tính axit. Mặt khác, do hiệu ứng liên hợp dương (+C) của nhóm OH làm mật độ e ở các vị trí ortho và para trên nhân benzen tăng lên, do đó phản ứng thế vào các vị trí này dễ hơn ở benzen.

O H

2. Tính chất vật lý

− Phenol là chất tinh thể không màu, nhiệt độ nóng chảy = 42oC. − Ở nhiệt độ thường, phenol ít tan trong nước, khi đun nóng độ tan tăng lên. ở to > 70oC

tan vô hạn vào nước. Phenol tan nhiều trong rượu, ete, clorofom,… − Phenol độc, có tính sát trùng, làm bỏng da.

3. Tính chất hoá học Trong phân tử nhóm phenol có nhóm – OH nên phenol cũng có phản ứng thế nguyên

tử hiđro của nhóm – OH. Mặt khác do có vòng benzen nên phenol còn cho phản ứng thế brom vào vòng benzen. a. Phản ứng với kim loại kiềm

Tương tự như rượu, khi cho kim loại kiềm (Na, K…) vào phenol nóng chảy, thấy phản ứng xảy ra mãnh liệt, khí hiđro thoát ra nhanh : 2C6H5OH + 2Na -> 2C6H5 – ONa + H2 Natri phenolat b. Phản ứng với bazơ

Khác với rượu, phenol dễ phản ứng với bazơ. Khi cho phenol ở dạng rắn hoặc nóng chảy vào dung dịch natri hiđroxit, phenol tan dần, dung dịch trở thành trong suốt : C6H5OH + NaOH -> C6H5ONa + H2O Natri phenolat (tan trong nước)

Như vậy phenol phản ứng được cả với kim loại kiềm và bazơ. Điều đó chứng tỏ phenol có tính axit, do đó phenol còn được gọi là axit phenic.



Tuy vậy tính axit của phenol rất yếu. Phenol không đổi được màu quỳ tím thành đỏ. Phenol bị axit cacbonic đẩy ra khỏi natri phenolat : C6H5ONa + CO2 + H2O -> C6H5OH + NaHCO3 Tính axit của phenol mạnh hơn của rượu. Đó là do ảnh hưởng của gốc phenyl C6H5 – đến nhóm – OH. Thực tế rượu không phản ứng được với dung dịch bazơ. c. Phản ứng với brom Nhỏ nước brom vào dung dịch phenol, thấy kết tủa trắng xuất hiện tức thời :

OH

Br

Br

Br

OH

+ 3Br2 + 3HBr

2, 4, 6 – tribromphenol (Trắng) d. Phản ứng với dung dịch HNO3

OH

NO2

NO2

NO2

OH

+ 3HNO3 + 3H2O

2, 4, 6 – trinitrophenol (axit picric) Axit picric có nhiều ứng dụng trong y học: dùng để phát hiện nước tiểu, là tác nhân làm

thuốc hãm màu, làm dược phẩm trị bệnh sốt rét, giun móc, đậu mùa,… axit khan và muối của nó đặc biệt nguy hiểm bởi khả năng dễ gây nổ khi bị va chạm nhẹ, nó được sủ dụng làm thuốc nổ trong lựu đạn, bom,…

Qua phản ứng trên ta thấy, các nguyên tử hiđro trong gốc phenyl của phenol dễ tham gia phản ứng thế hơn các nguyên tử hidro trong phân tử benzen. Đó là do ảnh hưởng của nhóm – OH đến gốc phenyl

Ảnh hưởng của gốc phenyl đến nhóm hiđroxyl và ảnh hưởng của nhóm hiđroxyl đến gốc phenyl được gọi là ảnh hưởng qua lại giữa các nguyên tử trong phân tử. 4. Điều chế phenol

a. Tách từ nhựa chưng than đá. b. Đi từ benzen.

C6H6 ⎯⎯⎯ →⎯+ FeCl ,2 C6H5Cl ⎯⎯⎯ →⎯0,tddNaOH C6H5ONa ⎯⎯ →⎯

+ 0,tH C6H5OH NaOHrăn, t0

5. Ứng dụng của phenol Phenol được dùng trong nhiều lĩnh vực khác nhau :

- Công nghiệp chất dẻo : phenol là nguyên liệu để điều chế nhựa phenolfomađehit, nhựa bakelit - Công nghiệp tơ hóa học : Từ phenol tổng hợp ra tơ poliamit. - Nông dược : Từ phenol điều chế được chất diệt cỏ dại và kích thích tố thực vật 2,4 - D ( là muối natri của axit 2,4 điclophenoxiaxetic). - Phenol cũng là nguyên liệu để điều chế một số phẩm nhuộm, thuốc nổ (axit picric). - Do có tính diệt khuẩn nên phenol được dùng để trực tiếp làm chất sát trùng, tẩy uế, hoặc để điều chế các chất diệt nấm mốc (ortho - và para - nitrophenol…)



6. Sơ lược về rượu thơm Công thức: C6H5 − R − OH. Trong đó R là gốc hiđrocacbon mạch hở. C6H5 − CH2OH C6H5 − CH2 − CH2OH (rượu benzylic) (rượu phenyletylic) Cả hai đều là chất lỏng, ít tan trong nước, tan được trong một số dung môi hữu cơ như

rượu etylic, ete, axeton,… Cả 2 đều tham gia phản ứng như rượu no, mạch hở, bậc nhất một lần rượu.

III. Amin 1. Công thức cấu tạo

Amin là dẫn xuất của NH3 khi thay thế một hay nhiều nguyên tử H bằng gốc hiđrocacbon.

Cũng có thể xem amin như dẫn xuất của hiđrocacbon khi thay thế nguyên tử H bằng nhóm NH2.

− Phân loại: bậc của amin: Tùy theo số nhóm nguyên tử H trong phân tử NH3 được thay thế ta có các amin có bậc

khác nhau: Ví dụ:

CH3 – NH2 metyl amin (amin bậc 1) (CH3)2NH đimetyl amin (amin bậc 2) (CH3)3N trimetyl amin (amin bậc 3)

− Trong phân tử amin (giống trong phân tử NH3), nguyên tử N có 1 cặp electron chưa tham gia liên kết. Do đó, amin có khả năng kết hợp proton (H+), thể hiện tính bazơ.

Nếu R là gốc no mạch hở, có khuynh hướng đẩy electron, làm tăng điện tích âm ở N, làm tăng khả năng kết hợp H+, nghĩa là làm tăng tính bazơ. Amin bậc cao có tính bazơ mạnh hơn amin bậc thấp.

Nếu R là nhân benzen, có khuynh hướng hút electron, ngược lại làm giảm tính bazơ của amin (tính bazơ yếu hơn NH3) 2. Tính chất vật lý

a) Các amin mạch hở: Những chất đơn giản nhất (CH3 − NH2, C2H5 − NH2) là những chất khí, tan nhiều trong nước, có mùi đặc trưng giống NH3.

Khi khối lượng phân tử tăng dần, các amin chuyển dần sang lỏng và rắn, độ tan trong nước cũng giảm dần.

Ví dụ. Chất : CH3CH2, (CH3)2NH, C2H5NH2, C2H4(NH2)2 Nhiệt độ sôi −6,3oC +6,9oC +16,6oC +116,5oC b) Các amin thơm: là những chất lỏng hoặc chất tinh thể, có nhiệt độ sôi cao, mùi đặc

trưng, ít tan trong nước. 3. Tính chất hoá học

Trong các phân tử amin, nguyên tử N còn một đôi e chưa tham gia liên kết, amin có khae năng nhận proton (H+) thể hiện tính bazơ. Nói chung amin là những bazơ yếu, có phản ứng tương tự NH3.

a) Tính bazơ − Các amin mạch hở tan được trong nước cho dung dịch có tính bazơ, làm quỳ tím

chuyển màu xanh. CH3NH2 + HOH CH3NH4

+ + OH-

− Anilin (C6H5 − NH2) và các amin thơm khác do tan ít trong nước, không làm xanh giấy quỳ.



− Phản ứng với axit tạo thành muối. RCH2NH2 + HCl -> RCH2NH3Cl

Các muối của amin là chất tinh thể, tan nhiều trong nước. Khi cho các muối này tác dụng với kiềm mạnh lại giải phóng amin.

RCH2NH3Cl + NaOH -> RCH2NH2 + NaCl + H2O b) Các điamin: Các điamin có thể tham gia phản ứng trùng ngưng với các điaxit tạo

thành polime (xem phần điaxit) c) Amin thơm: − Nhóm NH2 có ảnh hưởng hoạt hoá nhân thơm và định hướng thế vào vị trí o-, p-. Ví dụ:

NH2

Br

NH2

Br

Br

+ 3Br2 + 3HBr

− Do ảnh hưởng của nhóm NH2, tính bền của nhân benzen giảm xuống, dễ bị oxi hoá (ví

dụ bằng hỗn hợp K2Cr2O7 + H2SO4) cho nhiều sản phẩm khác nhau. Ví dụ:

NH2 O

+ NH3

O

+[2O]

(K2Cr2O7 + H2SO4)

4. Điều chế

a) Khử hợp chất nitro bằng hiđro mới sinh: RNO2 + 3Zn + 6HCl -> RNH2 + 3ZnCl2 + 2H2O

b) Phản ứng giữa NH3 với R − X (X = Cl, Br, I) RX + 2NH3 ⎯⎯⎯ →⎯ OHHC 52 RNH2 + NH4X Phản ứng có thể tiếp tục cho amin bậc cao:

RNH2 + RX + NH3 ⎯⎯⎯ →⎯ OHHC 52 R2NH + NH4X c) Phương pháp Sabatie

C2H5OH + NH3 ⎯⎯ →⎯− C0350 C2H5NH2+ H2O

5. Giới thiệu một số amin a) Metylamin CH3 − NH2 Là chất khí, có mùi giống NH3, tan nhiều trong nước, trong rượu và ete. b) Etylamin C2H5 − NH2 Là chất khí (nhiệt độ sôi = 16,6oC), tan vô hạn trong nước, tan được trong rượu, ete. c) Hecxametylđiamin H2N − (CH2)6 − NH2: Là chất tinh thể, nhiệt độ sôi = 42oC. Được dùng để chế nhựa tổng hợp poliamit, sợi tổng hợp. d) Anilin C6H5 − NH2: Là chất lỏng như dầu, nhiệt độ sôi = 184,4oC. Độc, có mùi đặc trưng. ít tan trong nước

nhưng tan tốt trong axit do tạo thành muối. Để trong không khí bị oxi hoá có màu vàng rồi màu nâu. Dùng để sản xuất thuốc nhuộm (đen anilin), sản xuất thuốc chữa bệnh.

e) Toluđin CH3 − C6H4 − NH2 Dạng ortho và meta là chất lỏng. Dạng para là chất kết tinh. Điều chế bằng cách khử nitrotoluen.



IV. Andehit fomic và dãy đồng đẳng 1. Công thức - cấu tạo - cách gọi tên

a. Công thức tổng quát: R(CHO)m, m ≥ 1. R có thể là H hoặc gốc hiđrocacbon và đặc biệt R có thể không có hợp chất OHC − CHO

trong đó m = 2. − Anđehit fomic và các chất đồng đẳng CH3 - CH = O, C2H5 - CH = O, C3H7 - CH = O…

họp thành một dãy đồng đẳng, có công thức chung: CnH2n+1CH = O (n ≥ 0) và còn được gọi là dãy đồng đẳng của anđehit no đơn chức.

b. Cấu tạo phân tử Trong phân tử có nhóm –CHO liên kết với gốc R (no hoặc chưa no). Cấu tạo của nhóm

- CHO có thể mô tả:

C

O

H − Hiện tượng đồng phân xuất hiện do: + Mạch C khác nhau. + Vị trí các nhóm chức. + Đồng phân với xeton và rượu chưa no. Ví dụ: Anđehit C3H7 − CHO có các đồng phân 1, CH3 – CH2 – CH2 – CHO 2, CH3 – CH(CH3) – CHO 3, CH3 – CO – CH2 – CH3

4, CH2 = CH – CH2 – CH2OH 5, CH3 - CH = CH – CH2OH 6, CH2 = C(CH3) – CH2OH c. Cách gọi tên + Danh pháp thường: Tên = anđehit + tên axit tương ứng. Ví dụ.

H − CHO : anđehit fomic. CH3 − CHO : anđehit axetic.

+ Danh pháp quốc tế: Thêm đuôi al vào tên hiđrocacbon no tương ứng (về số C). Ví dụ.

H − CHO : metanal CH3 − CHO : etanal. CH2 = CH − CH2 − CHO : butenal.

2. Tính chất vật lý - Anđehit fomic ở thể khí, các đồng đẳng tiếp theo ở thể lỏng.

− Nhiệt độ sôi của anđehit thấp hơn của rượu tương ứng vì giữa các phân tử anđehit không có liên kết hiđro. Ví dụ: etanal sôi ở 210C còn rượu etylic sôi ở 78,30C.

− Độ tan trong nước giảm dần khi tăng số nguyên tử C trong phân tử. 3. Tính chất hoá học Phản ứng hóa học của anđehit xảy ra chủ yếu ở nhóm chức anđehit.

a. Phản ứng oxi hoá: + Phản ứng tráng gương: Tác dụng với AgNO3 trong NH3.

RCHO + 2AgNO3 + 3NH3 + H2O -> RCOONH4 + 2Ag ↓ + 2NH4NO3 (andehit

Ag

nn

=2 : 1)

Có thể viết dạng đơn giản: RCHO + Ag2O ⎯⎯ →⎯ 3NH RCOOH +2Ag↓



Nếu R là H :

HCHO + 4AgNO3 + 6NH3 + 2H2O -> (NH4)2CO3 + 4Ag ↓ + 4NH4NO3 (andehit

Ag

nn

= 4: 1)

+ Phản ứng với Cu(OH)2: RCHO + 2Cu(OH)2 ⎯⎯⎯ →⎯

0,tNaOH RCOOH + Cu2O↓ + 2H2O (màu đỏ gạch) Các phản ứng này là các phản ứng đặc trưng để nhận biết anđehit. + Với oxi không khí có muối Mn2+ xúc tác:

RCHO + 21 O2 kk ⎯⎯⎯ →⎯

+ 02 ,tMn RCOOH

b. Phản ứng khử anđehit: Khử anđehit bằng H2 chúng ta thu được rượu bậc nhất. RCHO + H2 ⎯⎯ →⎯

0,tNi RCH2OH c. Cộng hợp HX:

R CH

O+ HCN

R C

h

CN

OH

d. Phản ứng trùng hợp anđehit: Có nhiều dạng. * Tạo polime:

3HCHOH2SO4

CH2

O O

CH2 CH2

O nHCHO ⎯→⎯ 3BF (- CH2 – O)n

6HCHO ⎯⎯⎯ →⎯ 2)(OHCa C6H12O6 e Phản ứng trùng ngưng: Giữa anđehit fomic và phenol tạo thành polime

phenolfomanđehit.

OH

+ (n + 1)CH2 = O(n + 2)

O

OH OH

CH2 CH2

OH

+ (n + 1)H2O

n Ngoài những tính chất trên (tính chất của nhóm chức andehit), các andehit còn có tính

chất của gốc hiđrocacbon như: gốc no có phản ứng thê, gốc chưa no có phản ứng cộng,... Ví dụ

CH2 = CH – CHO + HBr -> CH2Br – CH2 – CHO (Phản ứng cộng ở đây trái với quy tắc Maccopnhicop).

4. Điều chế − Tách H2 khỏi rượu bậc nhất. − Oxi hoá êm dịu rượu bậc nhất. − Hợp nước vào axetilen được anđehit axetic.

C2H2 + HOH ⎯⎯⎯ →⎯+ CHg 02 80, CH3CHO

− Thuỷ phân dẫn xuất thế 2 lần halogen: RCHCl2 + OH- -> RCH(OH)2 -> RCHO + H2O



5. Một số anđehit thường gặp a. Fomanđehit HCHO (andehit fomic) − Là chất khí, có mùi xốc, tan nhiều trong nước. − Dung dịch 37 − 40% gọi là fomon (hay fomalin)dùng nhiều trong y học. − Điều chế: + Trực tiếp từ CH4.

CH4 + O2 ⎯⎯⎯⎯ →⎯ − NOC ,800600 09

HCHO + H2O + Oxi hóa rượu metylic nhờ oxi không khí ở nhiệt độ 500 – 7000C, có xúc tác Cu

hoặc Pt hoặc Ag. −Anđehit fomic có nhiều ứng dụng quan trọng trong công nghiệp đời sống :

+ Sản xuất chất dẻo phenolfomanđehit, keo urefomanđehit. + Do có tác dụng diệt vi khuẩn, đặc biệt vi khuẩn gây thối rữa, nên dung dịch formanđehit được dùng để ngâm xác động vật, thuộc da, tẩy uế...

b. Anđehit axetic CH3 − CHO − Là chất lỏng, tan nhiều trong nước, nhiệt độ sôi = 52,4oC, bị oxi hoá thành axit acrilic,

bị khử thành rượu anlylic. − Điều chế bằng cách cho axetilen tác dụng với nước:

C2H2 + HOH ⎯⎯⎯ →⎯+ CHg 02 80, CH3CHO

V. Xeton 1. Cấu tạo

Công thức tổng quảt của xeton có dạng: R – C – R’ O Trong đó R, R' là những gốc hiđrocacbon có thể giống hoặc khác nhau. Ví dụ. CH3 – C – CH3 CH3 – C – C2H5

O O Axeton etyl metylxeton

2.Tính chất vật lý − Axeton là chất lỏng, các xeton khác là chất rắn, thường có mùi thơm. − Axeton tan vô hạn trong nước, các xeton khác có độ tan giảm dần khi mạch C tăng. − Axeton dùng làm dung môi và nguyên liệu dầu để tổng hợp một số chất hữu cơ.

3. Tính chất hoá học Khả năng phản ứng kém anđehit a. Khó bị oxi hoá. Không có phản ứng tráng gương và không có phản ứng với Cu(OH)2.

Khi oxi hoá mạnh thì đứt mạch cacbon. Tạo thành axit cacboxylic. CH3 – C – C2H5 + [O] -> CH3COOH + C2H5COOH

O etyl metylxeton b. Phản ứng cộng − Khử bằng H2 thành rượu bậc 2. CH3 – C – C2H5 + H2 -> CH3 – CH(OH) – C2H5

O



etyl metylxeton 4. Điều chế

− Tách H2 khỏi rượu bậc 2: − Oxi hoá rượu bậc 2. − Thủy phân dẫn xuất thế 2 lần halogen:

R – CHCl2 – R’ + HOH -> R – CH(OH)2 – R’ -> R – CO – R’ +H2O − Cộng nước vào đồng đẳng của axetilen

R – C ≡ CH + HOH -> R – CO – CH3

VI. Axit axetic và dãy đồng đẳng 1. Công thức - cấu tạo - cách gọi tên

a. Công thức. Axit hữu cơ (còn gọi là axit cacboxylic) là những hợp chất hữu cơ mà phân tử có một

hay nhiều nhóm cacboxyl (−COOH) liên kết với gốc hiđrocacbon. Công thức tổng quát: R(COOH)n R có thể là H hay gốc hiđrocacbon. + R = 0, n = 2 → axit oxalic:

HOOC − COOH + Nếu R là gốc hiđrocacbon chưa no, ta có axit chưa no. + Nếu R có nhóm chức khác chứa axit, ta có axit tạp chức. Axit no, đơn chức có công thức tổng quát: CnH2n + 1COOH (n ≥ 0) b. Cấu tạo: Trong nhóm:

C

H

O

O Do nguyên tử O hút mạnh cặp electron liên kết của liên kết đôi C = O đã làm tăng độ

phân cực của liên kết O − H. Nguyên tử H trở nên linh động, dễ tách ra. Do vậy tính axit ở đây thể hiện mạnh hơn nhiều so với phenol.

C

H

O

O *Ảnh hưởng của gốc R đến nhóm - COOH: + Khi R là gốc ankyl có hiệu ứng cảm ứng +I (đẩy electron) thì làm giảm tính axit. Gốc R

càng lớn hay bậc càng cao. +I càng lớn, thì tính axit càng yếu. Ví dụ: Tính axit giảm dần trong dãy sau. CH3COOH > C2H5COOH > (CH3)2CHCOOH + Khi trong gốc R có nhóm thế gây hiệu ứng cảm ứng −I (như F > Cl > Br > I hay NO2 >

F > Cl > OH) thì làm tăng tính axit. Ví dụ: Tính axit tăng theo dãy sau. CH3COOH < CH2Br – COOH < ClCH2 - COOH + Khi trong gốc R có liên kết bội: gây hiêuc ứng –I làm tăng tính axit: Ví dụ: CH2 = CH – COOH > CH3 – CH2 - COOH + Khi có 2 nhóm −COOH trong 1 phân tử, do ảnh hưởng lẫn nhau nên cũng làm tăng tính

axit. * Ảnh hưởng của nhóm −COOH đến gốc R:



Nhóm −COOH hút electron gây ra hiệu ứng −I làm cho H đính ở C vị trí α trở nên linh động, dễ bị thế.

Ví dụ: CH3 – CH2 – COOH + Cl2 -> CH3 – CHCl - COOH c. Cách gọi tên + Tên thông thường: Thường bắt nguồn từ tên nguồn nguyên liệu đầu tiên đã dùng để tách được axit. Ví dụ Axit fomic (axit kiến), axit axetic (axit giấm) + Danh pháp quốc tế: Tên axit = Tên hiđrocacbon tương ứng(cả nguyên tử C của nhóm chức) + oic.

CH3 − CH2 − COOH : propanoic CH2 = CH − CH2 − COOH : butenoic.

Bảng 6: Tên gọi của một số axit no đơn chức Công thức Tên thông thường Tên quốc tế H - COOH Axit fomic Axit metanoic

CH3 - COOH Axit axetic Axit etanoic

CH3 - CH2 - COOH Axit propionic Axit propanoic

CH3 - CH2 - CH2 - COOH Axit n - butiric Axit butanoic

(CH3)2CH - COOH Axit iso - butiric Axit 2 - metylpropanoic

2. Tính chất vật lý của axit no, đơn chức mạch hở (CnH2n+1 − COOH)

− Ba chất đầu dãy đồng đẳng là chất lỏng, có vị chua, tan vô hạn trong nước, điện li yếu trong dung dịch.

− Những chất sau là chất lỏng, rồi chất rắn, độ tan giảm dần. Nhiệt độ sôi tăng dần theo n. − Giữa các phân tử axit cũng xảy ra hiện tượng liên hợp phân tử do liên kết hiđro.

C

H

O

O

H O

O

...

...C

Do đó, axit có nhiệt độ sôi cao hơn anđehit và rượu tương ứng Thí dụ : Nhiệt độ sôi của axit axetic là 1180C, của rượu etylic là 78,30C.

3. Tính chất hoá học Phản ứng hóa học của axit cacboxylic xảy ra chủ yếu ở nhóm cacboxyl. Đó là phản ứng

thế nguyên tử hiđro của nhóm –COOH (tính axit), phản ứng thế cả nhóm hiđroxyl của nhóm –COOH (phản ứng este hóa).

a. Tính axit Các axit trong dãy đồng đẳng của axit axetic có đầy đủ tính chất của axit yếu + Trong dung dịch nước điện li ra ion H+ (H3O), làm đỏ giấy quỳ (axit yếu). RCOOH + HOH RCOO- + H3O+

R càng nhiều C, axit điện li càng yếu. + Phản ứng trung hoà

RCOOH + NaOH -> RCOONa + H2O + Hoà tan kim loại đứng trước H trong dãy hoạt động:

2CH3COOH + Zn -> (CH3COO)2Zn + H2 + Đẩy mạnh axit yếu hơn ra khỏi muối:

2CH3COOH + CaCO3 -> (CH3COO)2Ca + CO2 + H2O



b. Phản ứng do nhóm OH của − COOH + Phản ứng este hoá với rượu: có H2SO4 đặc làm xúc tác

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O Đặc điểm của phản ứng este hóa là thuận nghịch. Muốn cân bằng chuyển dịch sang

phía tạo thành etyl axetat cần cho dư một trong hai chất đầu (rượu etylic hoặc axit axetic), đồng thời chưng cất lấy ngay etyl axetat ra khỏi hỗn hợp phản ứng. Ngoài vai trò xúc tác, axit sunfuric đặc còn có tác dụng hút nước sinh ra để chuyển dịch cân bằng sang phía tạo thành este.

+ Phản ứng tạo thành halogenua axit: RCOOH + PCl5 -> RCOCl + PCl3 + HCl

+ Phản ứng hợp H2 tạo thành anđehit RCOOH + H2 ⎯⎯ →⎯

0,tNi RCHO + H2O + Phản ứng tạo thành anhiđrit axit:

2RCOOH ⎯⎯ →⎯ 52OP (RCO)2O + H2O + Phản ứng tạo thành amit và nitrin RCOOH + NH3 -> RCOONH4

RCOONH4 ⎯→⎯0t RCONH2 + H2O

amit RCONH2 ⎯⎯ →⎯

052 ,tOP RCN + H2O

Nitrin Do phân tử axit còn chứa gốc hiđrocacbon nên ngoài nhứng tính chất nêu trên, axit còn

thể hiện các tính chất cùa gốc R: phản ứng thế, cộng, trùng hợp,…

4. Điều chế a. Thuỷ phân este

CH3COOC2H5 + H2O CH3COOH + C2H5OH Nếu quá trình thủy phân xảy ra trong môi trường kiềm thì sản phẩm phản ứng là xà

phòng và phản ứng được gọi là phản ứng xà phòng hóa. b. Oxi hoá các hiđrocacbon − Oxi hoá hiđrocacbon no bằng O2 của không khí với chất xúc tác (các muối Cu2+, Mn2+,

Cr3+,…) ở P = 7 − 20 atm và đun nóng sẽ thu được axit béo có từ 10 -20 nguyên tử C trong phân tử.

c. Từ anđehit RCHO + 1/2O2 ⎯⎯⎯ →⎯

+ 02 ,tMn RCOOH d. Thủy phân dẫn xuất trihalogen

RCl3 + NaOH -> RC(OH)3 -> RCOOH e. Tổng hợp qua nitrin RCN + H2O -> RC(OH)3 -> RCOOH

5. Giới thiệu một số axit a. Axit fomic H − COOH − Là chất lỏng, không màu, tan nhiều trong nước, có mùi xốc, nhiệt độ sôi = 100,5oC. − Trong phân tử có nhóm chức anđehit −CHO nên có tính khử mạnh của anđehit. Ví dụ:

HCOOH + 2AgNO3 + 4NH3 + H2O -> (NH4)2CO3 + 2Ag↓ + 2NH4NO3 5HCOOH + 2KMnO4 + 3H2SO4-> 5CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

− Axit fomic có trong nọc kiến, trong một số trái cây, trong mồ hôi động vật. − Điều chế: có thể điều chế từ CO và NaOH (cho CO đi qua kiềm nóng)



CO + NaOH ⎯→⎯0t HCOONa

2HCOONa + H2SO4 -> 2HCOOH + Na2SO4 − Axit fomic được dùng làm chất khử trong ngành nhuộm, tổng hợp các hợp chất hữu cơ

khác. b. Axit axetic CH3 − COOH − Là chất lỏng, không màu, tan nhiều trong nước, có mùi chua, xốc, nhiệt độ sôi =

118,5oC. − Điều chế : ngoài các phương pháp chung, axit axetic còn được điều chế bằng những

cách sau. + Đi từ axetilen.

C2H2 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯++ CHgHOH 02 80,, CH3CHO ⎯⎯⎯ →⎯

++ 22 ,MnO CH3COOH

+ Cho rượu etylic lên men giấm C2H5OH ⎯⎯⎯ →⎯mengiam CH3COOH + H2O + Chưng khô gỗ: trong lớp nước có 10% CH3COOH. Trung hoà bằng vôi thành

(CH3COO)2Ca. Tách muối ra rồi chế hoá bằng H2SO4 để thu axit axetic. - Ứng dụng: + Axit axetic được dùng để điều chế một số muối axetat kim loại dùng làm chất cầm màu trong công nghiệp nhuộm (như nhôm axetat, sắt axetat, crom axetat), làm nguyên liệu sản xuất bột sơn (như đồng axetat, chì axetat). + Axit axetic là một trong những nguyên liệu để điều chế xenlulozơ axetat dùng cho công nghiệp sản xuất tơ nhân tạo, phim không cháy. + Axit axetic còn được dùng để điều chế một số este làm chất thơm (xem bài este) làm thuốc chữa bệnh (aspirin). + Dung dịch axit axetic 2 - 5% (sản phẩm của quá trình lên men giấm từ rượu etylic, đường, mật…) được dùng làm giấm ăn.

c. Axit béo có KLPT lớn Quan trọng nhất là C15H31COOH C17H35COOH (axit panmitic) (axit stearic) − Cả hai đều có cấu tạo mạch thẳng, không phân nhánh. − Là những chất rắn như sáp, không màu. − Không tan trong nước nhưng tan nhiều trong dung môi hữu cơ. − Phản ứng với kiềm và tan trong dung dịch kiềm.

RCOOH + NaOH -> RCOONa + H2O Muối của các axit này với Mg và kim loại kiềm thổ (Ca, Ba, …) không tan trong nước. Muối natri của axit panmitic n - C15H31COOH và stearic n - C17H35COOH được dùng làm

xà phòng. d. Giới thiệu một số axit chưa no

+ Axit acrylic CH2 = CH − COOH − Là chất lỏng không màu, mùi xốc, tan vô hạn trong nước, tan nhiều trong rượu, ete. − Este của axit acrylic dùng để sản xuất chất dẻo. + Axit metacrylic: CH2 = C − COOH

CH3 − Là chất lỏng không màu, tan được trong nước, rượu, ete. − Este của nó với rượu metylic được trùng hợp để chế tạo thuỷ tinh hữu cơ (plexiglat). CH3



nCH2 = C − COOCH3 ⎯⎯ →⎯0,, tpxt - CH2 = C −

CH3 COOH n Thủy tinh hữu cơ rất cứng, không giòn và trong suốt. Polimetyl metacrylat được dùng để

chế tạo lăng kính, thấu kính, vật liệu cho kỹ thuật laze, làm răng giả…

+ Axit sorbic CH3 − CH = CH − CH = CH − COOH − Chất tinh thể màu trắng, ít tan trong nước. − Dùng để bảo quản thực phẩm. + Axit oleic

CH3 – (CH2)7 – CH = CH – (CH2)7 – COOH − Là chất lỏng như dầu. − Có trong dầu động, thực vật dưới dạng este với glixerin, đặc biệt có tới 80% trong dầu

oliu. − Phản ứng với hiđro tạo thành axit stearic. − Muối oleat của Na, K dùng làm xà phòng giặt. Các oleat của Ca, Mg không tan trong

nước. e. Giới thiệu một số axit đa chức

+ Axit oxalic HOOC − COOH − Là chất tinh thể, thường ở dạng C2H2O4 . 2H2O. − Khi đun nóng dễ bị mất CO2.

HOOC - COOH ⎯→⎯0t CO2 + HCOOH

− Dễ bị oxi hoá 5HOOC – COOH + 2KMnO4 + 3H2SO4 -> 10CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O Axit oxalic được dùng làm chất khử và để chuẩn độ xác định nồng độ KMnO4.trước khi

tiến hành thí nghiệm − Điều chế

HCOONa ⎯⎯ →⎯ C0400 NaOOC – COONa + H2 NaOOC – COONa + 2HCl -> HOOC – COOH + 2NaCl

+ Axit ađipic HOOC − (CH2)4 − COOH − Dùng để sản xuất nhựa tổng hợp (amit), sợi tổng hợp (nilon – 6,6) − Điều chế Oxi hóa xiclohexan (lấy từ dầu mỏ).

f.Giới thiệu một số axit thơm + Axit benzoic C6H5 − COOH − Là chất tinh thể hình kim, không màu, nhiệt độ sôi = 122,4oC. Ít tan trong nước lạnh,

tan nhiều hơn trong nước nóng. − Có tính sát trùng, được dùng trong y học, để bảo quản thực phẩm, để tổng hợp các hợp

chất hữu cơ (thuốc nhuộm) − Điều chế: Oxi hoá toluen có xúc tác

C6H5CH3 + [O] -> C6H5COOH + Axit phtalic C6H4(COOH)2 − Thường gặp dạng ortho và para.

Co o H

Co o H

và

Co o H

Co o H



− Axit ortho - phtalic là chất tinh thể, tan nhiều trong nước nóng. Khi đun nóng, không nóng chảy mà bị mất nước tạo thành anhiđrit phtalic.

Co o H

Co o Ht0

COO

CO+ H2O

− Điều chế bằng cách oxi hoá naphtalen

+9/2O2

Co o H

Co o H

+2CO2 + H2O

+ Axit salixilic HO − C6H4 − COOH − Là chất tinh thể, nhiệt độ nóng chảy = 159oC, ít tan trong nước, tan trong các dung môi

hữu cơ. − Dùng làm thuốc sát trùng, chế thuốc chữa bệnh, bảo quản thực phẩm.

g. Giới thiệu một số axit có nhóm chức pha tạp + Axit glyconic: HO – CH2 - COOH − Là chất tinh thể không màu, tan nhiều trong nước. − Tính axit mạnh hơn axit axetic (K = 1,48 . 10−4). − Có trong nhiều loại thực vật (củ cải đường, nho), trong quả chưa chín. + Axit lactic (α − hiđroxi propionic)

CH3 - CH - Co o H

OH − Là chất tinh thể, không màu, hút ẩm mạnh và chảy rữa. − Tan nhiều trong nước. − Có trong sữa chua, tạo thành khi lên men lactic một số chất đường. Ví dụ.

2CH3 - CH - Co o H

OH

C6H12O6

− Axit lactic được dùng trong công nghiệp thuốc nhuộm (cầm màu), công nghiệp thuộc

da, công nghiệp thực phẩm và dược phẩm. + Axit malic (axit táo)

Ho o C - CH - CH2 - Co o H

OH − Là chất tinh thể, tan nhiều trong nước. − Có chứa trong một số quả (táo, nho). − Dùng trong công nghiệp thực phẩm. + Axit tactric

Ho o C - CH - CH - Co o H

OH OH − Là chất tinh thể, tan nhiều trong nước. − Có nhiều trong các loại quả, đặc biệt là nho (nên có tên là axit rượu vang) − Muối kali - natri tactrat.



KOOC − CHOH − CHOH − COONa Hoà tan được Cu(OH)2 tạo thành dung dịch Feling, dùng làm thuốc thử anđehit và các

hiđratcacbon.

Ko o C - CH - CH - Co o Na

O O

Cu + Axit limonic hay axit xitric (axit chanh)

Ho o C - CH2 - C - CH2 - Co o H

OH

COOH − Là chất tinh thể, tan nhiều trong nước. − Có nhiều trong chanh và một số quả chua khác.

VII. Este – Chất béo 1. Cấu tạo và gọi tên

a. Công thức − Este là sản phẩm của phản ứng este hoá giữa axit hữu cơ hoặc axit vô cơ với rượu. Ví dụ:

CH3COOH + HOCH3H2SO4 CH3COOCH3 + H2O

CH3CH2OH + HCl CH3CH2Cl + H2O − Có thể phân este thành các loại Loại 1: Este của axit đơn chức và rượu đơn chức có công thức cấu tạo chung RCOOR’ Gốc R và R' có thể giống nhau, hoặc khác nhau, có thể là gốc hiđrocacbon no hoặc không

no Nếu R và R' đều là gốc no mạch hở thì CTPT chung của este là:

CnH2nO2 (n ≥ 2) Loại 2: Este của axit đa chức và rượu đơn chức. Công thức chung là R - (COOR')n, trong

đó R' là gốc rượu hoá trị 1. Loại este này có: este trung hoà và este axit. Ví dụ:

CH3 – OCO – (CH2)4 – COO – CH3 đimetyl ađipat CH3 – OCO – (CH2)4 – COOH metyl hiđroađipat

Loại 3: Este của axit đơn chức và rượu đa chức. Công thức chung là (R - COO)n - R'. Ví dụ:

CH2

CH

C17H35 - Co O -

CH2

C17H35 - Co O -

C17H35 - Co O - Hoặc:

CH2CH3 - Co O -

CH2C2H5 - Co O - b. Tên gọi Tên thông thường của este được gọi như sau Tên este = Tên gốc hiđrocacbon của rượu + tên gốc axit ( đổi đuôi ic -> at) Ví dụ: CH3COOC2H5: etyl axetat



CH2 = CH – COOCH3: metyl acrylat 2. Tính chất vật lý

− Este của các rượu đơn chức và axit đơn chức (có số nguyên tử C không lớn lắm) thường là chất lỏng, dễ bay hơi, có mùi thơm dễ chịu của các loại hoa quả khác nhau. Những este có KLPT cao thường là chất rắn.

− Nhiệt độ sôi của este so với axit cùng CTPT thấp hơn vì không có sự tạo thành liên kết hiđro.

− Các este ít tan trong nước (so với axit và rượu tạo ra nó), nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ. 3. Tính chất hoá học Tính chất hoá học quan trọng nhất của este là phản ứng thủy phân (phản ứng với nước). Quá trình thủy phân được thực hiện trong dung dịch axit hoặc bazơ. a. Trong dung dịch axit : Đun nóng este với nước, có axit vô cơ xúc tác, phản ứng tạo ra axit cacboxylic và rượu. Nhưng cũng trong điều kiện đó, axit cacboxylic và rượu lại phản ứng với nhau cho este. Thí dụ :

CH3COOC2H5 + HOH H+CH3COOH + C2H5OH

Phản ứng theo chiều từ trái sang phải là phản ứng thủy phân este, phản ứng theo chiều từ phải sang trái là phản ứng este hóa. Vậy phản ứng thủy phân este trong dung dịch axit là phản ứng thuận nghịch. b.Trong dung dịch bazơ : Đun nóng este trong dung dịch natri hiđroxit, phản ứng tạo muối của axit cacboxylic và rượu. Thí dụ : CH3COOC2H5 + NaOH ⎯→⎯

0t CH3COONa + C2H5OH Đó là phản ứng không thuận nghịch, vì không còn axit cacboxylic phản ứng với rượu để tạo lại este. Phản ứng này còn được gọi là phản ứng xà phòng hóa.

Ngoài khả năng tham gia phản ứng thủy phân, các este còn có các phản ứng đặc trưng

của các gốc hiđrocacbon : gốc no -> phản ứng thế; gốc chưa no -> phản ứng cộng, trùng hợp,…

4. Điều chế a. Thực hiện phản ứng este hoá CH3COOH + C2H5OH H+

CH3COOC2H5 + HOH b. Từ muối và dẫn xuất halogen của hiđrocacbon CH3COOAg + C2H5Cl -> CH3COOC2H5 + AgCl↓ c. Từ halogenua axit và ancolat. CH3COCl + NaOCH3 -> CH3COOCH3 + NaCl d. Từ anhiđrit axit và rượu (CH3CO)2O + HOCH3 -> CH3COOCH3 + CH3COOH

5. Giới thiệu một số este thường gặp a. Etyl axetat CH3 − COO − C2H5 − Là chất lỏng không màu, mùi đặc trưng, nhiệt độ sôi = 77oC. − ít tan trong nước. Được dùng làm dung môi cho hợp chất cao phân tử và dùng chế tạo

sơn. b. Isoamyl axetat CH3COOCH2CH2CH (CH3)2



− Là chất lỏng không màu, mùi lê, nhiệt độ sôi = 142oC − Hầu như không tan trong nước. − Dùng làm dung môi và làm chất thơm trong ngành thực phẩm và hương liệu c. Este của các loại hoa quả. Tạo thành mùi thơm của các hoa quả. Ví dụ Etyl fomiat HCOO − C2H5 : mùi rượu rum Amyl fomiat HCOO − C5H11 : mùi anh đào. Etyl butyrat C3H7 − COO − C2H5 : mùi mơ Isoamyl butyrat C3H7 − COO − C5H11 : mùi dứa. d. Este của axit acrylic và axit metacrylic Cả 2 este đều dễ trùng hợp tạo thành các polime poliacrilat trong suốt, không màu. Ví dụ: CH3

nCH2 = C − COOCH3 ⎯⎯ →⎯0,, tpxt - CH2 = C −

CH3 COOH n Polimetyl metacrylat Polimetyl acrilat dùng để sản xuất màng keo, da nhân tạo. Polimetyl metacrilat dùng để chế thuỷ tinh hữu cơ có độ trong suốt cao hơn thuỷ tinh

silicat, cho tia tử ngoại đi qua, chế răng giả, mắt giả. 6. Lipit _Chất béo a. Thành phần

− Chất béo (nguồn gốc động vật, thực vật) là este của glixerin với axit béo (axit hữu cơ một lần axit mạch thẳng, khối lượng phân tử lớn).

Các chất béo được gọi chung là glixerit. Công thức tổng quát của chất béo.

CH2

CH

R1 - Co O -

CH2

R2 - Co O -

R3 - Co O - Trong đó R1, R2, R3 có thể giống nhau hoặc khác nhau. − Một số axit béo thường gặp. Axit panmitic: C15H31COOH Axit stearic: C17H35COOH Axit oleic: C17H33COOH Axit linoleic: C17H31COOH − Thường gặp các glixerit pha tạp. Ví dụ:

CH2

CH

C15H31 - Co O -

CH2

C17H33 - Co O -

C17H35 - Co O - − Trong chất béo, ngoài este của glixerin với axit béo còn có một lượng nhỏ axit ở dạng

tự do được đặc trưng bởi chỉ số axit. Chỉ số axit của một chất béo là số miligam KOH cần thiết để trung hoà axit tự do trong

một gam chất béo. Ví dụ: Một chất béo có chỉ số axit bằng 9 - Nghĩa là để trung hoà 1 gam chất béo cần 9

mg KOH



b. Tính chất vật lý − Các chất béo thực tế không tan trong nước nhưng tan nhiều trong rượu, ete và các dung

môi hữu cơ khác. − phụ thuộc thành phần axit trong chất béo: nếu chất béo chủ yếu từ axit no thì ở thể rắn

(mỡ), chủ yếu từ axit chưa no thì ở thể lỏng (dầu). − Chất béo động vật : glixerit của axit no panmitic, stearic nên ở thể rắn. − Chất béo thực vật : glixerit của axit chưa no oleic nên ở thể lỏng.

c. Tính chất hoá học: Do chất béo là este của glixerin với các axit béo nên phản ứng đặc trưng của chất béo cũng là phản ứng thủy phân. Sự thủy phân các chất béo được thực hiện trong các môi trường như sau:

+ Trong môi trường nước hoặc axit Chất béo ít tan trong nước nên không bị thuỷ phân bởi nước lạnh hay nước sôi. Để thuỷ phân chất béo phải đun nóng trong nước ở áp suất cao (25atm) để đạt đến nhiệt

độ cao (220oC):

CH2

CH

R1 - Co O -

CH2

R2 - Co O -

R3 - Co O -

+3H2O

CH2

CH

CH2

- OH

- OH

- OH

R1 - Co OH

R2 - Co OH

R3 - Co OH

+

Có thể dùng axit vô cơ (axit sunfuric loãng) để tăng tốc độ phản ứng thuỷ phân. Axit béo

không tan trong nước, được tách ra. +Trong môi trường kiềm (phản ứng xà phòng hoá): Nấu chất béo với kiềm :

CH2

CH

R1 - Co O -

CH2

R2 - Co O -

R3 - Co O -

+3NaOH

CH2

CH

CH2

- OH

- OH

- OH

R1 - Co ONa

R2 - Co ONa

R3 - Co ONa

+t0

Các muối tạo thành là xà phòng tan trong dung dịch. Khi thêm NaCl vào hỗn hợp phản

ứng, xà phòng sẽ nổi lên thành lớp, đông đặc. Glixerin tan trong dung dịch được tách bằng cách chưng phân đoạn.

Các glixerit chưa no (dầu thực vật) có khả năng tham gia phản ứng cộng H2, dễ bị oxi hóa ở các liên kết đôi:

+ Phản ứng cộng hiđro (sự hiđro hoá) biến glixerit chưa no (dầu) thành glixerit no (mỡ). Ví dụ:

(C17H33COO)3C3H5 + 3H2 ⎯⎯ →⎯0,tNi (C17H35COO)3C3H5

+ Làm mất màu dung dịch KMnO4. + Bị oxi hoá bới oxi của không khí.

d. Ứng dụng của chất béo Dùng làm thực phẩm: khi ăn, nhờ men của dịch tụy, chất béo bị thuỷ phân thành axit béo

và glixerin rồi bị hấp thụ qua mao trạng ruột vào bên trong ruột. Nhờ quá trình tiêu hoá nó biến thành năng lượng nuôi cơ thể. e. Sự chuyển hóa lipit trong cơ thể: Chất béo là một trong những thành phần cơ bản trong thức ăn của người, và nó giữ một vai trò quan trọng trong quá trình dinh dưỡng. Khi bị oxi hóa chậm trong cơ thể, chất béo cung cấp nhiều năng lượng hơn chất đạm (protit) và chất bột (gluxit): 1 gam chất béo cho khoảng 38,87 kJ, trong khi đó 1 gam chất đạm cho khoảng 23,41 kJ, còn 1 gam chất bột cho khoảng 17,56 kJ.



Vì chất béo không tan trong nước, nên chúng không thể trực tiếp thấm qua mao trạng ruột để đi vào cơ thể. Nhờ có men của dịch tuỵ và dịch tràng, chất béo bị thủy phân thành glixerin và axit béo. Glixerin được hấp thụ trực tiếp, còn axit béo khi tác dụng với mật biến thành dạng tan và cũng được hấp thụ qua mao trạng ruột vào thành ruột. Ở đó glixerin và axit béo kết hợp với nhau. Chất béo mới được tổng hợp đi vào máu và chuyển vào mô mỡ. Từ các mô này, chất béo lại có thể đi tới các mô và cơ quan khác. Ở đây các chất béo bị thủy phân và bị oxi hóa chậm thành khí cacbonic và hơi nước, đồng thời giải phóng năng lượng cung cấp cho sự hoạt động của cơ thể. Khi ăn nhiều chất béo, hoặc khi chất béo trong cơ thể không được oxi hóa hết thì lượng còn dư được tích lại thành những mô mỡ. 7. Xà phòng và các chất tẩy rửa tổng hợp a. Thành phần

Xà phòng là muối của kim loại kiềm (Na, K) với các axit béo khối lượng phân tử lớn (có mạch cacbon dài > 12 nguyên tử C)

Các axit béo chủ yếu để sản xuất xà phòng là panmitic, stearic, oleic. Xà phòng rắn là hỗn hợp muối Na của các axit béo, chủ yếu là natri stearat, natri panmiat. Các xà phòng K đều là xà phòng lỏng.

b. Điều chế xà phòng + Hoà tan các axit béo vào dung dịch kiềm (xôđa) RCOOH + NaOH -> RCOONa + H2O Các axit béo có thể điều chế từ dầu mỏ bằng cách oxi hoá các parafin có số nguyên tử

cacbon lớn hơn 30 bằng oxi (không khí) có muối mangan xúc tác:

RCH2CH2R’ + 25 O2 ⎯⎯ →⎯

+2Mn RCOONa + R’COONa + H2O

+ Đun nóng chất béo với kiềm (xà phòng hoá chất béo) c. Tác dụng tẩy rửa của xà phòng

Phân tử xà phòng gồm − Một gốc hiđrocacbon mạch dài (ví dụ C15H31, C17H35, C17H33,…) khó tan trong nước

nhưng dễ tan trong các dung môi không cực (như dầu, mỡ). − Một nhóm phân cực (là −COONa hay −COOK) có khả năng điện li thành ion nên dễ

tan trong nước,nhưng không tan trong dầu mỡ. Vì vậy xà phòng có tính chất đặc biệt là tính hoạt động bề mặt. Xà phòng làm giảm sức căng bề mặt của nước, làm cho nước dễ thấm ướt các giọt dầu,

mỡ và các chất bẩn trên bề mặt. Khi giặt, rửa bằng xà phòng, gốc R của phân tử xà phòng bám vào chất bẩn, nhóm phân cực (−COONa) chuyển (hoà tan) chất bẩn vào nước dưới dạng nhũ tương hay huyền phù, do đó làm sạch vật giặt, rửa.

Mặt khác, xà phòng là muối của axit yếu nên phân tử xà phòng bị thuỷ phân tạo ra môi trường kiềm giúp cho việc nhũ tương hoá chất keo:

RCOONa + HOH -> RCOOH + NaOH Trong nước cứng xà phòng tạo thành các muối panmiat, oleat, stearat (canxi, magie, sắt)

kết tủa, do đó xà phòng mất tác dụng tẩy rửa. d. Các chất tẩy rửa tổng hợp

Ngoài xà phòng thường, hiện nay người ta còn dùng nhiều loại chất tẩy rửa tổng hợp khác nhau. Đó cũng là những chất hoạt động bề mặt, thuộc mấy loại sau.

+ Những chất tẩy rửa sinh ion (iongen) Phân tử gồm gốc hiđrocacbon R và nhóm phân cực. Ngoài loại R - COONa, còn có

những chất hoạt động bề mặt nhờ ion phức tạp.



Ví dụ: − Các ankyl sunfat: R − O − SO3Na (R có > 11C) − Các ankyl sunfonat: R − SO3Na, điều chế bằng cách.

RH + HO – SO2 – OH -> RSO2 – OH ⎯⎯ →⎯+ NaOH R − O − SO3Na (R có 10 − 20 nguyên tử C) − Các ankyl aryl sunfonat: R − C6H4 − SO3Na Những chất hoạt động bề mặt nhờ cation phức tạp. Ví dụ : C18H37NH3Cl; C16H33(CH3)3NCl; + Những chất tẩy rửa không sinh ion Phân tử chứa gốc R không phân cực và các nhóm phân cực như −OH, −O− (ete). Ví dụ: ROH + nCH2 – CH2 -> R – (O – CH2 – CH2)n – OH O R : có thể có tới 18C, n : có thể bằng 6 − 30 tuỳ theo công dụng. Các chất tẩy rửa trên vẫn giữ được tác dụng tẩy rửa cả trong môi trường axit và nước

cứng.

VIII. Gluxit Gluxit là những hợp chất hữu cơ tạp chức, có chứa nhiều nhóm hiđroxyl (- OH) và có nhóm cacbonyl (- CO -) trong phân tử. Gluxit bao gồm nhiều loại khác nhau, quan trọng nhất là các loại sau đây:

a) Monosaccarit là những gluxit đơn giản nhất, không bị thuỷ phân thành những gluxit đơn giản hơn. Ví dụ: glucozơ, fructozơ (C6H12O6), ribozơ (C5H10O5)

b) Oligosaccarit là những sản phẩm ngưng tụ từ 2 đến 10 phân tử monosaccarit với sự tách bớt nước. Quan trọng nhất là các đisaccarit hay điozơ có công thức chung C12H22O11. Các đisaccarit này bị thuỷ phân tạo thành 2 phân tử monosaccarit. Ví dụ thuỷ phân saccarozơ.

C12H22O11 + HOH -> C6H12O6 + C6H12O6 c) Polisaccarit là những hợp chất cao phân tử. Khi bị thủy phân, polisaccarit tạo thành

một số lớn phân tử monosaccarit. Ví dụ: Tinh bột, xenlulozơ, glicogen đều có công thức chung là (C6H10O5)n.

(C6H10O5)n + nHOH -> nC6H12O6 1. Monosaccarit

a. Công thức và cấu tạo (C6H12O6)

Monosaccarit là những hợp chất tạp chức mà trong phân tử ngoài nhóm C = o còn có nhiều nhóm chức −OH ở những nguyên tử cacbon kế nhau.

Nếu nhóm ở dạng anđehit (có nhóm −CH = O), ta gọi monosaccarit là anđozơ, nếu nhóm đó ở dạng xeton, ta có xetozơ.

CHO

(CH

CH2

- OH)4

- OH - OH

- OH)3

CH2

(CH

C = O

- OHCH2

Anđozơ xetozơ



Tuỳ theo số nguyên tử cacbon trong phân tử, monosaccarit (anđozơ và xetozơ) được gọi là triozơ (3C), tetrozơ (4C), pentozơ (5C), hexozơ (6C), heptozơ (7C). Những monosaccarit quan trọng đều là hexozơ và sau đó là pentozơ. Ví dụ: glucozơ, fructozơ,…

Ngoài đồng phân cấu tạo (anđozơ và xetozơ), monossaccarit còn có đồng phân không gian gọi là đồng phân quang học, mỗi đồng phân không gian lại có tên riêng.

b. Cấu tạo dạng mạch hở của glucozơ. − Glucozơ tham gia phản ứng tráng bạc và khử được Cu2+, do vậy phân tử phải có nhóm

chức anđehit (−CH = O). − Glucozơ tác dụng với (CH3CO)2O sinh ra pentaeste C6H7O(OCOCH3)5, chứng tỏ trong

phân tử có 5 nhóm -OH; các nhóm -OH đó có thể tạo phức chất màu xanh lam khi tác dụng với Cu(OH)2 (tương tự như glixerin).

− Từ các kết quả thực nghiệm, người ta thấy rằng glucozơ là một pentahiđroxi anđehit có mạch thẳng không phân nhánh.

CHO

(CH

CH2

- OH)4

- OH Do sự phân bố khác nhau của các nhóm −OH trong không gian, glucozơ có nhiều đồng

phân không gian. Glucozơ thiên nhiên, được gọi là D-glucozơ (có nhóm −OH tại C5 ở bên phải) để phân biệt với một đồng phân điều chế trong phòng thí nghiệm là L-glucozơ (nhóm −OH đó ở bên trái). Công thức cấu tạo của cặp đối quang đó như sau:

CHO

CH2- OH

C OHH

C

C

C

HO H

OH

OH

H

H

D – glucozơ

CHO

CH2- OH

C H

C

C

C

HO

H OH

H

H

C

C

HO

HO

L – glucozơ c. Cấu trúc dạng vòng của glucozơ Ngoài dạng mạch hở, glucozơ còn có các dạng mạch vòng 6 cạnh hoặc 5 cạnh: Dạng

vòng 6 cạnh được gọi là glucopiranozơ vì vòng này có dạng của dị vòng piran, còn vòng 5 cạnh được gọi là glucofuranozơ vì có dạng dị vòng furan.

HO

OH

H

H

OH

OH

OHH

- OHCH2

O

CH2- OH

HO H

H

OH

OH

OH

H

H H

Glucopiranozơ glucofuranzơ. Glucopiranozơ bền hơn rất nhiều so với glucofuranzơ. d. Tính chất vật lý - trạng thái tự nhiên Monosaccarit là những chất rắn không màu, có vị ngọt, dễ tan trong nước, không tan

trong dung môi hữu cơ, có khả năng làm quay mặt phẳng ánh sáng phân cực. Trong thiên nhiên, glucozơ có trong hầu hết các bộ phận cơ thể thực vật: rễ, lá, hoa… và

nhất là trong quả chín. Glucozơ cũng có trong cơ thể người, động vật. Trong mật ong có trên 30% glucozơ. Trong máu người luôn chứa một tỉ lệ glucozơ không đổi là 0,1%.

Fructozơ ở trạng thái tự do trong quả cây, mật ong. Vị ngọt của mật ong chủ yếu do fructozơ.



e. Tính chất hoá học + Phản ứng của nhóm anđehit − CH = O − Tính oxi hoá nhóm chức anđehit thành nhóm chức axit. Khi đó glucozơ trở thành axit

gluconic. + Phản ứng tráng gương.

CH2OH – (CHOH)4 – CHO + Ag2O ⎯⎯ →⎯ 3NH CH2OH – (CHOH)4 – COOH + 2Ag↓ + Phản ứng với Cu(OH)2 (trong môi trường kiềm)

CH2OH – (CHOH)4 – CHO + 2Cu(OH)2 -> CH2OH – (CHOH)4 – COOH + Cu2O↓ + 2H2O

(màu đỏ gạch) + Bị oxi hoá trong môi trường trung tính và axit, ví dụ như:

CH2OH – (CHOH)4 – CHO + HOBr -> CH2OH – (CHOH)4 – COOH +HBr - Tính khử : Khi cho monosaccarit tác dụng với H2 thu được rượu 6 lần rượu.

CH2OH – (CHOH)4 – CHO + H2 -> CH2OH – (CHOH)4 – CH2OH + Phản ứng của các nhóm −OH (tính chất của rượu đa chức) − Phản ứng với Cu(OH)2 cho dung dịch màu xanh lam. - Tạo este chứa 5 gốc axit trong phân tử. + Phản ứng của glucozơ dạng vòng: Nhóm OH ở nguyên tr C1 trong phân tử glucozơ dạng vòng linh động hơn các nhóm

OH khác nên dễ dàng tạo ete với các phân tử rượu khác (ví dụ với CH3OH) tạo thành glucozit:

CH2 - OH

HH O

OH

OH

H

H

OHHO + HO - R

CH2 - OH

HH O

OH

OH

H

H

O - RHO+ HOH

Tạo este có chứa 5 gốc axit một lần axit. Ví dụ glucozơ phản ứng với anhiđrit axetic

(CH3CO)2O tạo thành pentaaxetyl glucozơ + Phản ứng lên men Dưới tác dụng của các chất xúc tác men do vi sinh vật tiết ra, chất đường bị phân tích

thành các sản phẩm khác. Các chất men khác nhau gây ra những quá trình lên men khác nhau.

Ví dụ: − Lên men etylic tạo thành rượu etylic.

C6H12O6 -> 2C2H5OH + 2CO2 − Lên men butyric tạo thành axit butyric: C6H12O6 -> CH3 – CH2 – CH2 – COOH + 2H2 + 2CO2 − Lên men lactic tạo thành axit lactic:

C6H12O6 -> 2CH3 – CHOH - COOH − Lên men limonic tạo thành axit limonic: C6H12O6 + 3O -> HOOC – CH2 – COH(COOH) – CH2 - COOH f. Điều chế + Quá trình quang hợp của cây xanh dưới tác dụng của bức xạ mặt trời, tạo thành

glucozơ và các monosaccarit khác: 6CO2 + 6H2O -> C6H12O6 + 6O2

+ Thuỷ phân đi, polisaccarit có trong thiên nhiên (như saccarozơ, tinh bột, xenlulozơ…) dưới tác dụng của axit vô cơ hay men.



C12H22O11 + HOH -> C6H12O6 + C6H12O6 (glucozơ) (fructozơ)

(C6H10O5)n + nH2O -> nC6H12O6 + Trùng hợp anđehit fomic

6HCHO ⎯⎯⎯ →⎯ 2)(OHCa C6H12O6 (glucozơ)

g. Ứng dụng: Glucozơ là thức ăn có giá trị cho người. Trong y học dùng làm thuốc tăng lực (huyết thanh glucozơ) cho người bệnh, vì glucozơ dễ được tiêu hoá và cung cấp nhiều năng lượng cho cơ thể. Glucozơ là nguyên liệu tổng hợp vitamin C. Trong công nghiệp, glucozơ được dùng để tráng gương, tráng ruột phích (bình thuỷ). 2. Đisaccarit Đisaccarit là loại gluxit phức tạp hơn, khi thuỷ phân cho hai phân tử monosaccarit. Những monosaccarit tiêu biểu và quan trọng là saccarozơ, mantozơ, lactozơ đều có công

thức phân tử C12H22O11. a. Tính chất vật lý Tất cả các đisaccarit đều là những chất rắn không màu, kết tinh được và tan tốt trong

nước. Saccarozơ có nhiều nhất trong cây mía, củ cải đường, cây thổt nốt. (Lượng Saccarozơ trong nước mía ép có khoảng 20%, trong nước củ cải đường khoảng 10 - 20%

b. Tính chất hóa học + Phản ứng thuỷ phân Saccarozơ + HOH ⎯→⎯

+H Glucozơ + fructozơ Mantozơ + HOH ⎯→⎯

+H 2Glucozơ Lactozơ + HOH -> glucozơ + galactozơ (Lactozơ là đisaccarit có trong sữa) + Tính chất của nhóm anđehit − Saccarozơ không có nhóm chức anđehit nên không tham gia phản ứng tráng gương và

phản ứng với Cu(OH)2. − Mantozơ và lactozơ khi hoà tan trong dung dịch chuyển một phần sang dạng tautome

có nhóm chức anđehit nên có phản ứng tráng gương và phản ứng với Cu(OH)2. + Tính chất của rượu đa chức (tác dụng với Cu(OH)2) và tham gia phản ứng tạo ete và

este (phản ứng của rượu nhiều lần rượu). c. Điều chế Các đisaccarit được điều chế từ các nguồn nguyên liệu thiên nhiên. Ví dụ Saccarozơ lấy từ mía, củ cải đường. Saccarozơ trong mía tác dụng với sữa vôi tạo thành dung dịch canxi saccarat trong suốt.

Khi sục CO2 vào dung dịch canxi saccarat lại tạo thành saccarozơ: C12H22O11. CaO. 2H2O + CO2 -> C12H22O11 + CaCO3 ↓ + 2H2O

Mantozơ là chất đường chủ yếu trong mạch nha (đường mạch nha). Nó là sản phẩm của sự thuỷ phân tinh bột.

Lactozơ có trong sữa người, động vật (vì vậy còn có tên là đường sữa). Ngoài ra cũng tìm thấy có lactozơ trong thực vật. 3. Polisaccarit

Polisaccarit là những gluxit được cấu thành bởi nhiều đơn vị monosaccarit nối với nhau bằng những liên kết glicozit. Những polisaccarit thường gặp: tinh bột, xenlulozơ,…

a. Tinh bột (C6H10O5)n + Cấu tạo: Tinh bột là hỗn hợp các polisaccarit (C6H10O5)n, khác nhau về số n và cấu trúc

của chuỗi polime. Tinh bột có trong củ và hạt nhiều loại cây.



Các phân tử tinh bột gồm 2 loại: − Loại amilozơ cấu tạo từ chuỗi polime không phân nhánh gồm các mắt xích α- glucozơ

mạch vòng với n vào khoảng 200 ÷ 400 và có khi tới 1000. Giữa 2 mắt xích là một cầu oxi nối nguyên tử C1 của gốc thứ 1 với nguyên tử C4 của gốc thứ 2. Cầu oxi này được gọi là liên kết α-1, 4 glicozit.

CH2 - OH

HH O

OH

OH

H

H

CH2 - OH

HH O

OH

OH

H

H

O1 44 1 OO... ...

− Loại amilopectin: Chuỗi polime có sự phân nhánh, hệ số n từ 600 - 6000. Sự hình thành

mạch nhánh là do liên kết α - 1,6 glicozit, được biểu diễn như sau:

CH2 - OH

HH O

OH

OH

H

H

14O... O

CH2

HH O

OH

OH

H

H

4 1 O...

5

O...

6

Tỷ lệ amilozơ và amilopectin thay đổi tuỳ theo từng loại tinh bột, amilozơ thường chiếm

20% và amilopectin chiếm khoảng 80%. + Tính chất vật lý: Tinh bột cấu tạo từ những hạt nhỏ có hình dạng và kích thước khác nhau, phần ngoài của

hạt tinh bột cấu tạo từ amilopectin, phần bên trong cấu tạo từ amilozơ. Tinh bột là chất bột vô định hình, màu trắng, không tan trong nước lạnh. Khi đun sôi, chỉ

một phần nhỏ tinh bột tan vào nước, còn phần chủ yếu tinh bột bị phồng lên tạo thành dung dịch keo gọi là hồ tinh bột.

+ Tính chất hoá học: − Hồ tinh bột + dung dịch iot → dung dịch màu xanh. − Tinh bột không tham gia các phản ứng khử (phản ứng tráng gương và với Cu2+) vì

trong phân tử không có chức anđehit. − Phản ứng thuỷ phân tinh bột thành glucozơ xảy ra khi đun nóng với xúc tác axit vô cơ

loãng hoặc nhờ các enzim, phương trình tổng quát: (C6H10O5)n + nH2O ⎯⎯ →⎯

+ 0,tH nC6H12O6 (glucozơ)

Ở giai đoạn trung gian có thể sinh ra các đextrin (C6H10O5)x (x < n) và mantozơ. Quá trình thuỷ phân diễn ra theo sơ đồ sau:

α − Amilaza

H2OTinh bét ®extrin Mantoz¬ Glucoz¬β − Amilaza

H2O Mantaza

H2O + Sự tạo thành tinh bột từ CO2 và H2O: Năng lượng mặt trời được lá cây hấp thụ, chuyển qua các sắc tố: clorofin (màu xanh lục),

carotin (màu da cam), xantofin (màu vàng) và dùng để thực hiện quá trình quang hợp. 6CO2 + 6H2O -> C6H12O6 (glucozơ) n C6H12O6 -> (C6H10O5)n + nH2O (tinh bột)

+ Ứng dụng của tinh bột − Làm lương thực cho người và động vật. − Điều chế glucozơ. − Điều chế mạch nha.



− Điều chế rượu etylic − Hồ vải. b. Xenlulozơ (C6H10O5)n + Cấu tạo phân tử: Khác với tinh bột, cấu tạo phân tử của xenlulozơ có những đặc điểm sau: − n rất lớn ( từ 6000 → 12000 ). − Chuỗi polime của xenlulozơ là mạch thẳng không phân nhán, vì vậy nó tạo thành sợi

(sợi bông, sợi gai, sợi đay…) trong đó các chuỗi polime được xếp theo cùng một phương và xuất hiện lực tương tác giữa các chuỗi đó.

− Mỗi mắt xích (1 mắt xích glucozơ) có 3 nhóm OH, trong đó 1 nhóm chức rượu bậc 1 và 2 nhóm chức rượu bậc 2. Để nhấn mạnh đặc điểm này, người ta thường viết công thức phân tử của xenlulozơ như sau:

[C6H7O2(OH)3]n + Tính chất vật lý Xenlulozơ là chất rắn màu trắng, không mùi, không vị, có dạng sợi, có tính thấm nước. Xenlulozơ không tan trong nước, ete, rượu nhưng tan trong một số dung môi đặc biệt như

dung dịch Sveze gồm Cu(OH)2 trong NH3 đặc, dung dịch H2SO4 đặc. + Tính chất hoá học: − Bền hơn tinh bột (không tạo màu xanh với iot) − Tạo thành este [C6H7O2(OH)3]n + 3nHNO3 -> [C6H7O2(ONO2)3]n + 3nH2O Trinitroxenlulozơ là chất nổ mạnh, được dùng làm thuốc súng không khói. Khi este hoá không hoàn toàn sẽ thu được mono, đinitroxenlulozơ dùng để chế sơn, làm

phim, keo dán,… − Điều chế tơ axetat Các chất trên được điều chế bằng phản ứng giữa xenlulozơ và anhiđrit axetic có H2SO4

xúc tác: [C6H7O2(OH)3]n + 3n(CH3CO)2O -> [C6H7O2(OCOCH3)3]n + 3nCH3COOH Xenlulozơ axetat không dễ cháy như xenlulozơ nitrat, được dùng để chế tơ nhân tạo, đồ

nhựa, sơn. Điều chế tơ Visco: khi chế hoá với kiềm đặc (NaOH) xenlulozơ bị phồng lên thành

xenlulozơ kiềm là sản phẩm thế không hoàn toàn. [C6H7O2(OH)3]n + nNaOH -> [C6H7O2(OH)2ONa]n + nH2O

Xenlulozơ kiềm khi chế hoá với CS2 tạo thành xenlulozơ xantogenat [C6H7O2(OH)2ONa]n + nCS2 -> [(OH)2C6H7O2 – O – C – S - Na]n

S Xenlulozơ xantogenat hoà tan trong dung dịch kiềm loãng thành dung dịch rất nhớt gọi là

visco. Khi ép để visco chảy qua lỗ nhỏ vào dung dịch axit sẽ thu được sợi xenlulozơ hiđrat, đó là tơ visco.

[(OH)2C6H7O2 – O – C – S - Na]n + nH2SO4 -> nCS2 + nNaHSO4 + [C6H7O2(OH)3]n

S − Phản ứng thuỷ phân xenlulozơ. Xenlulozơ khó bị thuỷ phân hơn tinh bột. Phải đun nóng lâu với axit vô cơ loãng ở áp

suất cao, xenlulozơ thuỷ phân hoàn toàn thu được glucozơ: (C6H10O5)n + nH2O ⎯⎯ →⎯

+ 0,tH nC6H12O6 (glucozơ)

+ Xenlulozơ trong tự nhiên - Ứng dụng



− Xenlulozơ có nhiều trong sợi bông (98%), sợi đay, gai…Trong gỗ cớ khoảng 50% xenlulozơ.

− Xenlulozơ được dùng để làm giấy, làm vải, sợi, tơ nhân tạo (ví dụ tơ visco), thuốc súng không khói, chất dẻo (xenluloit), sơn, sản xuất rượu etylic.

IX. Aminoaxit – protit 1. Aminoaxit Aminoaxit là những hợp chất hữu cơ tạp chức, trong phân tử của chúng có chứa đồng thời nhóm chức amino (-NH2) và nhóm chức cacboxyl (-COOH).

a. Cấu tạo: Công thức tổng quát : (NH2)x − R − (COOH)y Aminoaxit là hợp chất hữu cơ tạp chức, có chứa cả nhóm −NH2 (bazơ) và nhóm -COOH

(axit) trong phân tử. Có thể coi aminoaxit là dẫn xuất thế NH2 vào nguyên tử H ở gốc R của axit cacboxylic,

khi đó nhóm NH2 có thể đính vào những vị trí khác nhau (α, β, γ,…) trên mạch C. γ β α − C − C − C − COOH Các aminoaxit có trong các chất anbumin tự nhiên đều là α-aminoaxit. Có những aminoaxit trong đó số nhóm NH2 và số nhóm COOH không bằng nhau. Tính

axit - bazơ của aminoaxit tuỳ thuộc vào số nhóm của mỗi loại. b. Tính chất vật lý Các aminoaxit đều là những chất tinh thể, nóng chảy ở nhiệt độ tương đối cao đồng thời

bị phân huỷ. Phần lớn đều tan trong nước, vị ngọt, ít tan trong dung môi hữu cơ. c. Tính chất hoá học Aminoaxit có nhóm amino, đồng thời có nhóm cacboxyl trong phân tử nên chúng vừa có

tính bazơ vừa có tính axit. − Trong dung dịch tự ion hoá thành lưỡng cực: H2N – R – COOH H3N+ – R – COO-

− Tạo muối với cả axit và kiềm: H2N – R – COOH + NaOH -> H2N – R – COONa + H2O H2N – R – COOH + HCl -> ClH3N – R – COOH

− Phản ứng este hoá với rượu. H2N – R – COOH + HO – C2H5

H+H2N – R – COOC2H5 + H2O

− Phản ứng trùng ngưng tạo polipeptit + Trùng ngưng giữa 2 phân tử tạo đipeptit. 2H2N – R – COOH -> H2N – R – CO – NH – R – COOH + H2O Nhóm – CO – NH – được gọi là nhóm peptit − Trùng ngưng tạo ra polipeptit

nH2N – R – COOH -> [- NH – R – CO -]n + nH2O Các polipeptit thường gặp trong thiên nhiên (protein) d. Điều chế. + Thuỷ phân các chất protein thiên nhiên

Protein + HOH ⎯→⎯0t aminoaxit

+ Tổng hợp − Từ dẫn xuất halogen của axit. ClCH2 - R – COOH + 2NH3 -> H2N – R – COOH + NH4Cl − Tổng hợp nhờ vi sinh vật. e. Ứng dụng



Aminoaxit được coi là chất cơ sở xây dựng nên các chất protit trong cơ thể động vật và thực vật. Nhiều aminoaxit được dùng trong y học để chữa bệnh, làm thức ăn nuôi cơ thể người bệnh. Muối natri của axit glutamic (thường được gọi là mì chính hay bột ngọt) được dùng làm gia vị cho thức ăn. Một số aminoaxit được dùng làm nguyên liệu sản xuất tơ tổng hợp.

f. Giới thiệu một số aminoaxit + Các aminoaxit thiên nhiên có trong protein − Glixin: H2N − CH2 − COOH − Alanin: CH3 − CH − COOH

NH2 Còn gọi là α - aminoaxit propionic.

CH3 - CH - CH - Co o H

CH3 NH2

- Valin

CH3 - CH - CH2 - CH - Co o H

CH3 NH2

- Leuxin:

Ho o C - CH2 - CH - Co o H

NH2

- Axit glutamic

Là tinh thể không màu, tan trong nước, cho vị chua. Muối mononatri glutamat (mì chính)

có vị ngọt của thịt, dùng làm gia vị. C6H5 - CH2 - CH - Co o H

NH2

- Phenyl alanin:

+ Các aminoaxit dạng ω − Axit ω - aminocaproic. H2N − (CH2)5 − COOH Khi trùng ngưng tạo thành poliamit dùng để chế tạo tơ capron. [- HN − (CH2)5 − CO -]n

− Axit ω - aminoenantoic. H2N − (CH2)6 − COOH

Khi trùng ngưng tạo thành polime để chế tạo sợi tổng hợp enan.

2. Protit a. Thành phần - cấu tạo − Thành phần nguyên tố của protein gồm có: C, H, O, N, S và cả P, Fe, I, Cu. − Protein là những polime thiên nhiên cấu tạo từ các phân tử aminoaxit trùng ngưng với

nhau. − Sự tạo thành protein từ các aminoaxit xảy ra theo 3 giai đoạn. + Giai đoạn 1: Tạo thành chuỗi polipeptit nhờ sự hình thành các liên kết peptit. + Giai đoạn 2: Hình thành cấu trúc không gian dạng xoắn (như lò xo) của chuỗi

polipeptit nhờ các liên kết hiđro giữa nhóm – CO - của vòng này với nhóm − NH − của vòng tiếp theo.

C = O H - N...

ở dạng xoắn, gốc R hướng ra phía ngoài. + Giai đoạn 3 các chuỗi polipeptit ở dạng xoắn cuộn lại thành cuộn nhờ sự hình thành

liên kết hoá học giữa các nhóm chức còn lại trong gốc aminoaxit của chuỗi polipeptit.



Với cách cấu tạo như vậy từ hơn 20 aminoaxit đã tạo thành hàng ngàn chất protein khác nhau về thành phần, cấu tạo trong mỗi cơ thể sinh vật. Mỗi phân tử protein với cấu hình không gian xác định, với nhóm chức bên ngoài hình xoắn mang những hoạt tính sinh học khác nhau và thực hiện những chức năng khác nhau trong hoạt động sống của cơ thể.

b. Tính chất: + Các protein khác nhau tạo thành những cuộn khác nhau. Có 2 dạng chính. − Hình sợi: như tơ tằm, lông, tóc. − Hình cầu: Như anbumin của lòng trắng trứng, huyết thanh, sữa. + Tính tan: rất khác nhau − Có chất hoàn toàn không tan trong nước (như protein của da, sừng, tóc…) − Có protein tan được trong nước tạo dung dịch keo hoặc tan trong dung dịch muối

loãng. Tính tan của một số protein có tính thuận nghịch: nếu tăng nồng độ muối thì protein kết

tủa, nếu giảm nồng độ muối protein tan. + Hiện tượng biến tính của protein Khi bị đun nóng hay do tác dụng của muối kim loại nặng hoặc của axit (HNO3,

CH3COOH), protein bị kết tủa (đông tụ) kèm theo hiện tượng biến tính. Khi đó, các liên kết hiđro, liên kết muối amoni, liên kết đisunfua, liên kết este bị phá huỷ và làm mất hoạt tính sinh học đặc trưng của protein.

+ Tính lưỡng tính của protein Vì trong phân tử protein còn có nhóm - NH2 và - COOH tự do nên có tính bazơ và tính

axit tuỳ thuộc vào số lượng nhóm nào chiếm ưu thế. Trong dung dịch, protein có thể biến thành ion lưỡng cực +H3N - R - COO-. Khi tổng số điện tích dương và điện tích âm của ion lưỡng cực bằng không thì protein

được gọi là ở trạng thái đẳng điện. + Thuỷ phân protein Protein ⎯⎯⎯ →⎯

++ HOH ,2 các polipeptit ⎯⎯⎯ →⎯++ HOH ,2 các peptit ⎯⎯ →⎯+ OH2 các axit amin

+ Phản ứng có màu của protein Tương tự peptit và aminoaxit, protein tham gia phản ứng cho màu. − Phản ứng biure: Cho protein tác dụng với muối đồng (CuSO4) trong môi trường kiềm

cho màu tím do sự tạo thành phức chất của đồng (II) với hai nhóm peptit. − Phản ứng xantoproteinic: Cho HNO3 đậm đặc vào protein sẽ xuất hiện màu vàng.

Nguyên nhân do phản ứng nitro hoá vòng benzen ở các gốc aminoaxit tạo thành các hợp chất nitro dạng thơm có màu vàng.

c. Phân loại protein Gồm 2 nhóm chính: + Protein đơn giản: chỉ cấu tạo từ các aminoaxit, khi thuỷ phân hầu như không tạo thành

các sản phẩm khác. Các protein đơn giản lại được chia thành nhiều nhóm nhỏ. Ví dụ: − Anbumin: Gồm một số protein tan trong nước, không kết tủa bởi dung dịch NaCl bão

hoà nhưng kết tủa bởi (NH4)2SO4 bão hoà. Đông tụ khi đun nóng. Có trong lòng trắng trứng, sữa.

− Globulin: Không tan trong nước, tan trong dung dịch muối loãng, đông tụ khi đun nóng. Có trong sữa, trứng.

− Prolamin: Không tan trong nước, không đông tụ khi đun sôi. Có trong lúa mì,ngô. - Gluein: Protein thực vật tan trong dung dịch kiềm loãng. Có trong thóc gạo. − Histon: Tan trong nước và dung dịch axit loãng.



− Protamin: Là protein đơn giản nhất. Tan trong nước, axit loãng và kiềm. Không đông tụ khi đun nóng.

+ Các protein phức tạp: Cấu tạo từ protein và các thành phần khác không phải protein. Khi thuỷ phân, ngoài aminoaxit còn có các thành phần khác như hiđratcacbon, axit photphoric.

Protein phức tạp được chia thành nhiều nhóm. − Photphoprotein: có chứa axit photphoric. − Nucleoprotein: trong thành phần có axit nucleic. Có trong nhân tế bào động, thực vật. − Chromoprotein: có trong thành phần của máu. − Glucoprotein: trong thành phần có hiđratcacbon. − Lipoprotein: trong thành phần có chất béo. d. Sự chuyển hoá protein trong cơ thể − Protein là một thành phần quan trọng nhất trong thức ăn của người và động vật để tái

tạo các tế bào, các chất men, các kích thích tố, xây dựng tế bào mới và cung cấp năng lượng. Khi tiêu hoá, đầu tiên protein bị thuỷ phân (do tác dụng của men) thành các polipeptit

(trong dạ dày) rồi thành aminoaxit (trong mật) và được hấp thụ vào máu rồi chuyển đến các mô tế bào của cơ thể. Phần chủ yếu của aminoaxit này lại được tổng hợp thành protein của cơ thể. Một phần khác để tổng hợp các hợp chất khác chứa nitơ như axit nucleic, kích thích tố…Một phần bị phân huỷ và bị oxi hoá để cung cấp năng lượng cho cơ thể.

− Đồng thời với quá trình tổng hợp, trong cơ thể luôn xảy ra quá trình phân huỷ protein qua các giai đoạn tạo thành polipeptit, aminoaxit rồi các sản phẩm xa hơn, như NH3, ure O = C(NH2)2 tạo thành CO2, nước…Quá trình tổng hợp protein tiêu thụ năng lượng, quá trình phân huỷ protein giải phóng năng lượng.

e. Ứng dụng của protein − Dùng làm thức ăn cho người và động vật. − Dùng trong công nghiệp dệt, giày dép, làm keo dán. − Một số protein dùng để chế tạo chất dẻo (như cazein của sữa).

Chương 3

HỢP CHẤT CAO PHÂN TỬ VÀ VẬT LIỆU POLIME I. Định nghĩa polime

Những hợp chất có khối lượng phân tử rất lớn (thường từ hàng ngàn tới hàng triệu đơn vị cacbon) do nhiều mắt xích liên kết với nhau được gọi là hợp chất cao phân tử hay polime. Thí dụ : Cao su thiên nhiên, tinh bột xenlulozơ,… là những polime thiên nhiên. Cao su buna, polietilen, polivinyl clorua là những polime tổng hợp. II. Cấu trúc và phân loại 1. Thành phần hoá học của mạch polime

a) Polime mạch cacbon: − Mạch C bão hoà. Ví dụ polietilen. (- CH2 – CH2 - )n − Mạch C chưa bão hoà. Ví dụ cao su Buna: (- CH2 – CH = CH – CH2 - )n − Polime chứa nguyên tử halogen thế. Ví dụ P.V.C:

(- CH2 - CH - )

Cl

n

− Rượu polime. Ví dụ rượu polivinylic:



(- CH2 - CH - )

OH

n

− Polime dẫn xuất của rượu. Ví dụ polivinyl axetat:

(- CH2 - CH - )

OCOCH3

n

− Các polime anđehit và xeton. Ví dụ poli acrolein.

(- CH2 - CH - )

CH = O

n

− Polime của axit cacboxylic. Ví dụ poliacrylic:

(- CH2 - CH - )

COOH

n

− Polime nitrin (có nhóm - C ≡ N). Ví dụ poliacrilonitrin:

(- CH2 - CH - )

CN

n

− Polime của hiđrocacbon thơm. Ví dụ polistiren:

(- CH2 - CH - )

C6H5

n

b) Polime dị mạch: Trên mạch polime có nhiều loại nguyên tố. − Mạch chính có C và O. Ví dụ poliete (poliglicol): (- CH2 – CH2 – O -)n polieste (polietylenglicol terephtalat) (- O - CH2 – CH2 – O – CO – C6H5 – CO - )n − Mạch chính có C, N. Ví dụ polietylenđiamin : (- NH – CH2- CH2 – NH -)n − Mạch chính có C, N, O. Ví dụ poliuretan : (- CO – NH – R – NH -)n

2. Cấu tạo hình học của mạch polime Các phân tử polime thiên nhiên và tổng hợp có thể có ba dạng sau. a) Dạng mạch thẳng dài: Mỗi phân tử polime là một chuỗi mạch thẳng dài, do các mắt

xich polime kết hợp đều đặn tạo ra. b) Dạng mạch nhánh: Ngoài mạch thẳng dài là mạch chính, còn có các mạch nhánh do

các monome kết hợp tạo thành. c) Dạng mạch lưới không gian: Nhiều mạch polime liên kết với nhau theo nhiều hướng

khác nhau. Ví dụ trong cao su đã lưu hóa, trong chất dẻo phenolfomanđehit. III. Tính chất của polime 1. Tính chất vật lý

− Là những chất rắn tinh thể hoặc vô định hình tuỳ thuộc vào trật tự sắp xếp các phân tử polime. Khi các phân tử polime sắp xếp hỗn độn tạo thành trạng thái vô định hình.

- Các polime không bay hơi, do khối lượng phân tử lớn và lực liên kết giữa các phân tử lớn

- Hợp chất polime không có nhiệt độ nóng chảy xác định do một polime là hỗn hợp của nhiều phân tử có khối lượng phân tử khác nhau. Phần lớn các polime khi đun nóng thì đều mềm ra rồi chảy nhớt. Một số polime bị phân huỷ khi đun nóng.



- Phần nhiều polime khó tan trong các dung môi. Có loại polime hoàn toàn không tan trong các dung môi. Thí dụ : Teflon (- CF2 - CF2 -)n. Một số polime có cấu trúc mạch thẳng thường có tính đàn hồi (cao su), có tính mềm mại và dai (tơ capron). Những polime có cấu trúc mạng không gian thường có tính bền cơ học cao, chịu được ma sát va chạm. Thí dụ: nhựa bakelit ( phenolfomađehit).

Một số polime có tính cách điện, cách nhiệt…Thí dụ: polietilen, polyvinyl clrorua, nhựa bakelit… 2. Tính chất hoá học

Phụ thuộc thành phần và cấu tạo của polime. − Phần lớn các polime bền vững hoá học (đối với axit, kiềm, chất oxi hoá). Có chất rất

bền với nhiệt và hoá chất, ví dụ như teflon ( - CF2 - CF2 - )n. − Một số polime kém bền với tác dụng của axit và bazơ. Ví dụ: Len, tơ tằm, tơ nilon bị

thuỷ phân bởi dung dịch axit hoặc kiềm do có nhóm peptit. − Những polime có liên kết đôi trong phân tử có thể tham gia phản ứng cộng. Ví dụ phản

ứng lưu hoá cao su. IV. Điều chế polime 1. Phản ứng trùng hợp Là quá trình cộng liên tiếp nhiều phân tử nhỏ giống nhau hoặc tương tự nhau (monome) thành phân tử lớn (polime),

Trong quá trình này không có sự tách bớt các phân tử nhỏ nên thành phần nguyên tử của polime và monome giống nhau.

Phân tử monome tham gia phản ứng trùng hợp phải có liên kết kép hoặc có vòng không bền.

Ví dụ: nCH2 = CH2 ⎯⎯⎯⎯⎯ →⎯ atmCxt 1000,200, 0 (- CH2 – CH2 -)n

CH2 - CH2

On (- CH2 - CH2 - O -)n

− Phản ứng trùng hợp có thể xảy ra giữa 2 loại monome khác nhau, khi đó gọi là đồng

trùng hợp.

nCH2 = CH

CN

+ n CH2 = CH - CH = CH2 (- CH2 - CH - CH2 - CH = CH - CH2)n

CN

Na, xt, t0

2. Phản ứng trùng ngưng

là quá kết hợp liên tiếp nhiều phân tử nhỏ (monome) thành phân tử lớn (polime) đồng tách ra nhiều phân tử nhỏ, đơn giản như H2O, NH3, HCl,… Để có thể tham gia phản ứng trùng ngưng, các phân tử monome phải có ít nhất 2 nhóm

chức có khả năng phản ứng hoặc 2 nguyên tử linh động có thể tách khỏi phân tử monome. − Trùng ngưng những monome cùng loại: Ví dụ: nH2N – CH2 – COOH ⎯→⎯

0t (- HN – CH2- CO -)n + nH2O − Trùng ngưng giữa các monome khác nhau: Giữa điamin và điaxit: n HOOC – (CH2)4 – COOH + n HN2 – (CH2)6 – NH2 ⎯→⎯

0t (- CO – (CH2)4 – CO – HN – (CH2)6 – NH -)n + nH2O Tơ nilon – 6,6 Giữa điaxit và rượu 2 lần rượu:

nHO – (CH2)2- OH + n HOOC – C6H4 – COOH ⎯→⎯0t



(- O – (CH2)2 – O - CO – C6H4 - CO)n + nH2O (tơ lapxan)

V. Ứng dụng của polime 1. Chất dẻo

a) Định nghĩa: chất dẻo là những vật liệu polime có tính dẻo, tức là có khả năng bị biến dạng dưới tác dụng bên ngoài và giữ được biến dạng sau khi ngừng tác dụng.

b) Thành phần: − Thành phần cơ bản: là 1 polyme nào đó. Ví dụ thành phần chính của êbônit là cao su,

của xenluloit là xenlulozơ nitrat, của bakelit là phenolfomanđehit. − Chất hoá dẻo: để tăng tính dẻo cho polime, hạ nhiệt độ chảy và độ nhớt của polime. Ví

dụ đibutylphtalat,… − Chất độn: để tiết kiệm nguyên liệu, tăng cường một số tính chất. Ví dụ amiăng để tăng

tính chịu nhiệt. − Chất phụ gia: chất tạo màu, chất chống oxi hoá, chất gây mùi thơm. c) Ưu điểm của chất dẻo: − Nhẹ (d = 1,05 ÷ 1,5). Có loại xốp, rất nhẹ. − Phần lớn bền về mặt cơ học, có thể thay thế kim loại. − Nhiều chất dẻo bền về mặt cơ học. − Cách nhiệt, cách điện, cách âm tốt. − Nguyên liệu rẻ. d) Giới thiệu một số chất dẻo − Polietilen (P.E) (- CH2 – CH2 -)n: Điều chế từ etilen lấy từ khí dầu mỏ, khí thiên nhiên,

khí than đá. Là chất rắn, hơi trong, không cho nước và khí thấm qua, cách nhiệt, cách điện tốt. Dùng bọc dây điện, bao gói, chế tạo bóng thám không, làm thiết bị trong ngành sản xuất

hoá học, sơn tàu thuỷ. − Polivinyl clorua (P.V.C)

(- CH2 - CH - )

Cl

n

Chất bột vô định hình, màu trắng, bền với dung dịch axit và kiềm. Dùng chế da nhân tạo, vật liệu màng, vật liệu cách điện, sơn tổng hợp, áo mưa, đĩa hát… − Polivinyl axetat (P.V.A) (- CH2 - CH - )

OCOCH3

n

Điều chế bằng cách : cho axit axetic tác dụng với axetilen, rồi đem trùng hợp sản phẩm: Dùng để chế sơn, keo dán, da nhân tạo. − Polimetyl acrilat

(- CH2 - CH - )

OCOCH3

n

và polimetyl metacrilat

CH3

(- CH2 - CH - )

OCOCH3

n

Điều chế bằng cách trùng hợp các este tương ứng. Là những polime rắn, không màu, trong suốt. Polimetyl acrilat dùng để sản xuất các màng, tấm, làm keo dán, làm da nhân tạo



Polimetyl metacrilat dùng làm thuỷ tinh hữu cơ. − Polistiren

(- CH2 - CH - )

C6H5

n

Dùng làm vật liệu cách điện. Polistiren dễ pha màu nên được dùng để sản xuất các đồ

dùng dân dụng như cúc áo, lươc… − Nhựa bakelit: Thành phần chính là phenolfomanđehit. Dùng làm vật liệu cách điện, chi tiết máy, đồ

dùng gia đình. − Êbonit: là cao su rắn có tới 25 - 40% lưu huỳnh. Dùng làm chất cách điện. − Têflon (- CF2 - CF2)n rất bền nhiệt, không cháy, bền với các hoá chất. Dùng trong công

nghiệp hoá chất và kỹ thuật điện. 2. Cao su

Cao su là những vật liệu polime có tính đàn hồi, có ứng dụng rộng rãi trong đời sống và trong kỹ thuật.

a) Cao su thiên nhiên: được chế hoá từ mủ cây cao su. − Thành phần và cấu tạo: là sản phẩm trùng hợp isopren.

nCH2 = C - CH = CH2

CH3

(- CH2 - C = CH - CH2 -)n

CH3 n từ 2000 đến 15000 − Mạch polime uốn khúc, cuộn lại như lò xo, do đó cao su có tính đàn hồi. Cao su không thấm nước, không thấm không khí, tan trong xăng, benzen, sunfua cacbon. − Lưu hoá cao su: Chế hoá cao su với lưu huỳnh để làm tăng những ưu điểm của cao su

như: không bị dính ở nhiệt độ cao, không bị dòn ở nhiệt độ thấp. Lưu hoá nóng: Đung nóng cao su với lưu huỳnh. Lưu hoá lạnh: Chế hoá cao su với dung dịch lưu huỳnh trong CS2. Khi lưu hóa, nối đôi trong các phân tử cao su mở ra và tạo thành những cầu nối giữa các

mạch polime nhờ các nguyên tử lưu huỳnh, do đó hình thành mạng không gian làm cao su bền cơ học hơn, đàn hồi hơn, khó tan trong dung môi hữu cơ hơn.

- CH2 - C = CH - CH2 -

H3C

- CH2 - C = CH - CH2 -

H3C

S

S

S

...

......

...

b) Cao su tổng hợp: − Cao su butađien (hay cao su Buna) (- CH2- CH = CH – CH2 -)n Là sản phẩm trùng hợp butađien với xúc tác Na. Cao su butađien kém đàn hồi so với cao su thiên nhiên nhưng chống bào mòn tốt hơn. − Cao su isopren.

(- CH2 - C = CH - CH2 -)n

CH3 Có cấu tạo tương tự cao su thiên nhiên, là sản phẩm trùng hợp isopren với khoảng 3000.



− Cao su butađien – stiren (Cao su Buna - S)

(- CH2 - CH - CH2 - CH = CH - CH2)n

C6H5 Có tính đàn hồi và độ bền cao: − Cao su butađien - nitril: sản phẩm trùng hợp butađien và nitril của axit acrilic.

(- CH2 - CH - CH2 - CH = CH - CH2)n

CN Do có nhóm C ≡ N nên cao su này rất bền với dầu, mỡ và các dung môi không cực.

3. Tơ tổng hợp a) Phân loại tơ: Tơ được phân thành: − Tơ thiên nhiên: có nguồn gốc từ thực vật (bông, gai, đay…) và từ động vật (len, tơ

tằm…) − Tơ hoá học: chia thành 2 loại. + Tơ nhân tạo: thu được từ các sản phẩm polime thiên nhiên có cấu trúc hỗn độn (chủ

yếu là xenlulozơ) và bằng cách chế tạo hoá học ta thu được tơ. + Tơ tổng hợp: thu được từ các polime tổng hợp. b) Tơ tổng hợp: − Tơ clorin: là sản phẩm clo hoá không hoàn toàn polivinyl clorua.

(- CH2 - CH - CH - CH -)n

Cl Cl Cl Hoà tan vào dung môi axeton sau đó ép cho dung dịch đi qua lỗ nhỏ vào bể nước, polime

kết tủa thành sợi tơ. Tơ clorin dùng để dệt thảm, vải dùng trong y học, kỹ thuât. Tơ clorin rất bền về mặt hoá học, không cháy nhưng độ bền nhiệt không cao. − Các loại tơ poliamit: là sản phẩm trùng ngưng các aminoaxit hoặc điaxit với điamin.

Trong chuỗi polime có nhiều nhóm amit - HN - CO - : + Tơ capron: là sản phẩm trùng hợp của caprolactam ( - HN – (CH2)5 – CO -)n (n > 250) + Tơ enan: là sản phẩm trùng ngưng của axit enantoic ( - HN – (CH2)6 – CO -)n (n > 250) + Tơ nilon (hay nilon): là sản phẩm trùng ngưng hai loại monome là hexametylđiamin và axit ađipic n HOOC – (CH2)4 – COOH + n HN2 – (CH2)6 – NH2 ⎯→⎯

0t (- CO – (CH2)4 – CO – HN – (CH2)6 – NH -)n + nH2O Tơ nilon – 6,6 Các tơ poliamit có tính chất gần giống tơ thiên nhiên, có độ dai bền cao, mềm mại, nhưng

thường kém bền với nhiệt và axit, bazơ. Dùng dệt vải, làm lưới đánh cá, làm chỉ khâu. − Tơ polieste: chế tạo từ polime loại polieste. Ví dụ polietylenglicol terephtalat.

nHO – (CH2)2- OH + n HOOC – C6H4 – COOH ⎯→⎯0t

(- O – (CH2)2 – O - CO – C6H4 - CO)n + nH2O (tơ lapxan) Tơ lapsan rất bền cơ học, bền nhiệt và bền với axit, bazơ hơn tơ nilon.

TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Nguyễn Đình Chi, Tóm tắt hóa học, NXB Khoa học và kỹ thuật Hà Nội 2000. 2.

ĐỒNG ĐỨC THIỆN SỔ TAY HÓA...

Documents

Transcript of ĐỒNG ĐỨC THIỆN SỔ TAY HÓA...