Tom Tat Kien Thuc Hoa Hoc THPT

Tài liệu Khai Test đầu xuân 2014

Hocmai.vn – Ngôi trường chung của học trò Việt Tổng đài tư vấn: 1900 58-58-12 - Trang | 1 -

Chủ đề 1 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT

TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC

I. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

1. Thành phần cấu tạo nguyên tử, đặc điểm các hạt cấu tạo nên nguyên tử

a) Thành phần cấu tạo nguyên tử

– Hạt nhân nằm ở tâm của nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron (riêng nguyên tố hiđro có một loại nguyên tử trong hạt nhân chỉ chứa proton không có nơtron).

– Vỏ electron của nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt nhân.

b) Đặc tính của các hạt cấu tạo nên nguyên tử

Đặc tính hạt Hạt nhân nguyên tử

Vỏ electron của nguyên tử

Hạt proton (P) Hạt nơtron (N) Hạt electron (E)

Điện tích (quy ước)

qp = 1,602.10–19C

(1+)

qn = 0

(0)

qe = –1,602.10–19C

(1–)

Khối lượng (quy ước)

mp = 1,6726.10–

27kg

(1đvC)

mn = 1,6748.10–

27kg

(1đvC)

me = 9,1094.10–

31kg

(0,549.10–3đvC)

Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối lượng của các electron là không đáng kể.

me = p1 1

m1840 1840

= đvC (hay u)

1u = 1

12 ;

2727

C19,9265.10

m 1,6605.1012

−−= = (kg)

m1nt’ = (P+N)u ; M1molnt’ = (P+N) gam (với P là số p, N là số n)

Nếu hình dung nguyên tử như một quả cầu thì : V1nt’ = 34.r

3π

Dnt’ = 10–10m = 1A0 ; 1nm = 10A0 ; Dhn = Dnt’.10–4

TÓM TẮT LÝ THUYẾT HOÁ HỌC TRUNG HỌC PHỔ THÔNG

GIÁO VIÊN: PHẠM NGỌC SƠN



2. Điện tích và số khối của hạt nhân

a) Số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron (Z = P = E).

b) Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (P) và số nơtron (N).

A = P + N = Z + N

3. Nguyên tố hoá học

a) Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (nghĩa là có cùng số proton và có cùng số electron và có tính chất hoá học giống nhau).

b) Số hiệu nguyên tử (cho biết số thứ tự của nguyên tử nguyên tố trong bảng tuần hoàn) được kí hiệu là Z, bằng số đơn vị điện tích hạt nhân, bằng số proton trong hạt nhân nguyên tử và bằng số electron có trong nguyên tử của nguyên tố).

c) Kí hiệu nguyên tử

4. Đồng vị – Nguyên tử khối trung bình

a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó có số khối A khác nhau.

Thí dụ : 168 O (8e, 8p, 8n) ; 17

8 O (8e, 8p, 9n)và 188 O (8e, 8p, 10n).

Lưu ý : Cần phân biệt với khái niệm đồng khối (là những dạng nguyên tử của những nguyên tố khác nhau có cùng số khối A nhưng khác số proton Z).

Thí dụ : 4019 K (19p, 21n, 19e) và 40

20 Ca (20p, 20n, 20e).

b) Tỉ số N

Z

Với nguyên tử nguyên tố có điện tích hạt nhân Z không quá 82 (hạt nhân nguyên tử bền) luôn có tỉ số :

(trừ || H )

Riêng nguyên tử nguyên tố Z < 18, tỉ số là

⇒ Nếu gọi tổng các số hạt e, p, n là S thì :

3 ≥ S

Z ≥ 3,524 hoặc 3 < S

Z ≤ 1,23

1 ≤ N

Z≤ 1,524

1 ≤ N

Z ≤ 1,23

A

X Kí hiệu nguyên tố

Số khối

Số đơn vị điện tích



c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố ( A )

Nếu nguyên tố X có các đồng vị : A1X, A2X, A3X,… với phần trăm số nguyên tử của các đồng vị là x1, x2, x3,… khi đó khối lượng nguyên tử trung bình (KLNTTB) của nguyên tố X bằng :

XA = x1%A1 + x2%A2 + x3%A3 + …

1 2 3x.A y.A z.A ...A

x y z

+ + +=

+ +

5. Cấu trúc vỏ electron của nguyên tử

a) Obitan nguyên tử (kí hiệu AO) là vùng không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 95%).

Hình dạng các obitan nguyên tử :

– Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử.

– Obitan p gồm 3 obitan px, py, pz có dạng hình số 8 nổi, mỗi obitan có sự định hướng khác nhau trong không gian.

– Obitan d, f có hình dạng phức tạp.

Các obitan khác nhau về hình dạng, kích thước, nhưng mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron.

Obitan s Obitan px Obitan py Obitan pz

b) Lớp electron : gồm các electron có năng lượng gần bằng nhau.

Năng lượng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Các lớp electron được đặc trưng bằng các số nguyên : n = 1, 2, 3, …, 7 và được kí hiệu lần lượt từ trong ra ngoài như sau :

n 1 2 3 4 5 6 7

lớp K L M N O P Q

c) Phân lớp electron : gồm các electron có năng lượng bằng nhau.

Các phân phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường : s, p, d, f.

Thực tế với hơn 110 nguyên tố đã biết chỉ đủ số electron điền vào 4 phân lớp : ns, np, nd, nf.

Thí dụ : với n = 6 các electron điền vào các phân lớp 6s, 6p, 6d, 6f.

d) Số obitan trong các phân lớp s, p, d, f tưương ứng là các số lẻ : 1, 3, 5,7.

e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n2 obitan.

– Thí dụ : Lớp M (n = 3) có : 32 = 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và 5 obitan 3d) ; lớp N (n = 4) có 42 = 16 obitan gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan 4p; 5 obitan 4d ; 7 obitan 4f.



f) Năng lượng của các electron trong nguyên tử. Cấu hình electron nguyên tử

Mức năng lượng obitan nguyên tử (hay mức năng lượng AO)

Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo trình tự như sau :

1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p 5s 5p 5f 6s 6d 6p 7p 7s …

Lưu ý : Khi Z tăng có sự chèn mức năng lượng. Thí dụ : mức 4s trở nên thấp hơn 3d,…

Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử

– Nguyên lí Pau–li

Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron và hai electron này chuyển động tự quay khác chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi electron.

Obitan đã có 2 electron ghép đôi : và 1 electron độc thân :

– Nguyên lí 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.

– Quy tắc Kleckowski :

(1s22s22p63s23p64s23d10465s24d10 → 6s24f145d106p67s25f146d107s2...)

Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho các số electron độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau.

Cấu hình electron nguyên tử

Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.

Thí dụ : Fe (Z =26) có 26 electron.

Cấu hình electron (CHE) của Fe là 1s22s22p63s23p63d64s2. – Ý nghĩa : Số e trong phân lớp

Chẳng hạn : Số thứ tự lớp → 3d6

Tên phân lớp

– Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết dưới dạng ô lượng tử :

Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng

Do liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, các electron ở lớp ngoài cùng dễ tham gia vào sự hình thành liên kết hoá học → Quyết định tính chất hoá học của một nguyên tố.

Lớp ngoài cùng nguyên tử của mọi nguyên tố chỉ có thể có nhiều nhất 8e.

– Nếu có 1, 2 hay 3e lớp ngoài cùng → là những nguyên tử kim loại.

– Nếu có 5, 6 hay 7e lớp ngoài cùng → thường là những nguyên tử phi kim.

↑↑↓



– Nếu có 4e lớp ngoài cùng, có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim (C, Si).

– Nếu có đủ 8e lớp ngoài cùng (trừ He có 2e) → Đó là các khí hiếm.

II. BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HOÁ HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

1. Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học

a) Ô nguyên tố

Thành phần của ô nguyên tố không thể thiếu là kí hiệu hoá học của nguyên tố, số hiệu nguyên tử, nguyên tử khối trung bình, ngoài ra còn có thể thêm thông tin về cấu tạo nguyên tử, mạng tinh thể,…

Thí dụ :

Số hiệu nguyên tử (stt) 22 Ti Kí hiệu nguyên tố

Tên nguyên tố Titan

KLNT trung bình 47,88 3d24s2

Khối lượng riêng (g/cm3) 4,5(Ar) 3d24s2 Cấu hình electron

Nhiệt độ nóng chảy (0C) 16700C 1,54 Độ âm điện

Nhiệt độ sôi (0C) 32890C 1gđk Cấu trúc tinh thể

Số oxi hoá có thể có 2, 3, 4 6,82eV Năng lượng ion hoá

Thông thường các nguyên tố nhóm A và nhóm B được phân biệt nhau ở vị trí đặt kí hiệu nguyên tố.

Số thứ tự (stt) ô = số hiệu nguyên tử = số đơn vị điện tích hạt nhân = tổng số electron.

b) Chu kì là dãy các nguyên tố, mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần.

Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3).

Có 4 chu kì lớn :

– Chu kì 1 gồm 2 nguyên tố Z = 1 → 2 ;






– Chu kì 7 các nguyên tố còn lại từ Z = 87 trở đi.

c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố được xếp thành cột, gồm các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tưương tự nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau.

– Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ít ngoại lệ).

– Các nhóm nguyên tố được chia thành hai loại :

Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p → STT nhóm A = số e lớp ngoài cùng.



IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

Nhóm B : gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. Cấu hình e lớp ngoài cùng của hầu hết các nguyên tố nhóm B như sau :

IB IIB IIIB IVB

(n–1)d10ns1 (n–1)d10ns2 (n–1)d1ns2 (n–1)d2ns2

VB

(n–1)d3ns2

VIB

(n–1)d5ns1

VIIB

(n – 1) d5ns2 VIIIB : (n–1)6ns2

(n–1)d7ns2

(n–1)d8ns2

2. Những tính chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân

Trong một chu kì : từ trái → phải

Điện tích hạt nhân số lớp e bằng nhau, số lớp ngoài cùng tăng, rnt↓ ; độ âm điện↑. Năng lượng ion hoá I1 ↑ ; tính kim loại ↓, tính phi kim ↑ ; tính axit của các oxit, hiđroxit ↑, tính bazơ của chúng ↓ ; hoá trị trong hợp chất khí với H của phi kim giảm từ 4 → 1 ; hoá trị cao nhất trong hợp chất với O tăng từ 1 → 7.

Trong một nhóm A : từ trên xuống dưới

Khi Z↑, số lớp e tăng, số e ngoài cùng bằng nhau, rnt ↑ ; ĐÂĐ↓ ; I1↓, tính KL↑, tính PK↓, tính axit của các oxit, hiđroxit↓, tính bazơ ↑.

3. Định luật tuần hoàn

a) Nội dung định luật

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

Lưu ư :

– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp nhau ZB – ZA = 1.

– Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc :2 chu kì liên tiếp nhau.

ZB – ZA = 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ)

ZB – ZA = 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn)

Trong một chu kì từ trái sang phải

Hợp chất khí với hiđro

RH4 RH3 RH2 RH

Hợp chất với oxi (hoá trị cao nhất) R2O R O R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7



Chủ đề 2 LIÊN KẾT HOÁ HỌC

I. KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC

1. Khái niệm về liên kết hoá học

Liên kết hoá học được hình thành giữa hai nguyên tử trong phân tử đơn chất hay hợp chất.

2. Quy tắc bát tử (8 electron)

Cấu hình với 8 electron ở lớp ngoài cùng (hoặc 2 electron ở lớp thứ nhất) là một cấu hình đặc biệt vững bền.

Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì các nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron vững bền của các khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 đối với heli) ở lớp ngoài cùng.

II. SO SÁNH LIÊN KẾT ION VÀ LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ

1.

Loại Liên kết ion Liên kết cộng hoá trị

Giống nhau Nguyên nhân hình thành liên kết : Các nguyên tử liên kết với nhau tạo thành phân tử để có cấu hình electron bền vững của khí hiếm.

Khác nhau

Bản chất

Là lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu

Là sự dùng chung các electron

Thí dụ Na+ + Cl– → NaCl H. + Cl. → H : Cl

Điều kiện liên kết

Xảy ra giữa những nguyên tố khác hẳn nhau về bản chất hoá học (thường xảy ra giữa các kim loại điển hình và phi kim điển hình) ; giữa ion dưương – ion âm.

Xảy ra giữa hai nguyên tố giống nhau về bản chất hoá học (thường xảy ra với các nguyên tố phi kim nhóm 4, 5, 6, 7)

Lưu ý : Trên thực tế trong hầu hết các trường hợp, trạng thái liên kết vừa mang tính chất cộng hoá trị vừa mang tính ion. Để có thể biết được loại liên kết ta phải dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tử của một liên kết.

2. Xác định loại liên kết dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử của một liên kết

Hiệu độ âm điện Loại liên kết

Δχ < 0,4

0,4 ≤ Δχ < 1,7

Δχ ≥ 1,7

Liên kết cộng hoá trị không cực

Liên kết cộng hoá trị có cực

Liên kết ion



3. Liên kết cho – nhận (còn gọi là liên kết phối trí)

Đó là loại liên kết cộng hoá trị đặc biệt mà cặp electron dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp được gọi là nguyên tố cho electron. Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có electron) được gọi là nguyên tố nhận electron. Liên kết cho – nhận được kí hiệu bằng (→) có chiều từ chất cho e sang chất nhận e.

Thí dụ : Quá trình hình thành ion NH+4 (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho – nhận :

Điều kiện để tạo thành liên kết cho – nhận giữa hai nguyên tố A → B là nguyên tố A có đủ 8 electron lớp ngoài, trong đó có những cặp electron tự do (chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống.

4. Liên kết kim loại

1) Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể có sự tham gia của các electron tự do.

2) Tưương tác giữa các ion dưương kim loại ở nút mạng với electron tự do là nguyên nhân của liên kết kim loại.

3) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nhưng khác với liên kết ion ở chỗ : Liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện ion – ion, còn liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion – electron.

5. Sự xen phủ các obitan tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi và liên kết ba

a) Sự xen phủ trục – Liên kết σ (xích ma)

Sự xen phủ trong đó trục của obitan liên kết trung với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết gọi là sự xen phủ trục. Sự xen phủ trục tạo liên kết σ (hình 1).

Hình 1. Xen phủ trục Hình 2. Xen phủ bên

b) Sự xen phủ bên – Liên kết π (pi)

Sự xen phủ trong đó trục của các obitan liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của 2 nguyên tử liên kết được gọi là xen phủ bên. Sự xen phủ bên tạo liên kết π (hình 2).

c) Liên kết đơn : Luôn luôn là liên kết xích ma σ, được tạo thành từ sự xen phủ trục và thường bền vững.

d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π. Các liên kết π thường kém bền hơn so với liên kết σ.



e) Liên kết ba : Gồm một liên kết σ và hai liên kết π kém bền.

III. TINH THỂ ION, TINH THỂ NGUYÊN TỬ, TINH THỂ PHÂN TỬ VÀ TINH THỂ KIM LOẠI

1. Tinh thể ion

– Tinh thể ion được h́nh thành từ những ion mang điện tích trái dấu, đó là các cation và anion.

– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.

– Tinh thể ion bền, khó nóng chảy, khó bay hơi.

2. Tinh thể nguyên tử

– Tinh thể được h́nh thành từ các nguyên tử.

– Lực liên kết có bản chất cộng hoỏ trị.

– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao.

3. Tinh thể phân tử

– Tinh thể được h́nh thành từ các phân tử.

– Lực liên kết là lực tưương tác phân tử.

– Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.

4. Tinh thể kim loại

– Tinh thể dược h́nh thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron tự do.

– Lực liên kết có bản chất tĩnh điện.

– Ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, dẻo.

IV. HOÁ TRỊ VÀ SỐ OXI HOÁ

1. Hoá trị trong hợp chất ion

Khái niệm về điện hoỏ trị : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất ion được gọi là điện hoỏ trị.

Cách xác định điện hoỏ trị : Trị số điện hoỏ trị của một nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử của nguyên tố đó nhường hoặc thu để tạo thành ion.

2. Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị

Khái niệm : Hoỏ trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hoỏ trị được gọi là cộng hoỏ trị.

Cách xác định : Cộng hoỏ trị của một nguyên tố là số liên kết mà nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra được với các nguyên tử khác trong phân tử ở trạng thái đang xét.

3. Số oxi hoá

Khái niệm : Số oxi hoỏ của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó nếu giả định liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion.

Cách xác định : Theo 4 quy tắc

Quy tắc 1 : Trong các đơn chất, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng 0.

Quy tắc 2 : Trong mụ̣t phân tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng 0.



Quy tắc 3 : Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoỏ của nguyên tố bằng điện tích của ion đó ; trong ion đa nguyên tử tổng số oxi hoỏ của các nguyên tố bằng điện tích của ion.

Quy tắc 4 : Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoỏ của hiđro bằng +1, của oxi bằng –2.



Chủ đề 3 PHẢN ỨNG HOÁ HỌC

I. PHÂN LOẠI PHẢN ỨNG HOÁ HỌC

Dựa vào sự thay đổi số oxi hoá, các phản ứng hoá học được chia làm hai loại :

Loại 1 : Phản ứng hoá học có sự thay đổi số oxi hoá : Tất cả các phản ứng hoá học thuộc loại phản ứng hoá học này.

Loại 2 : Phản ứng hoá học không có sự thay đổi số oxi hoá : Các phản ứng trao đổi, một số phản ứng hoá hợp và một số phản ứng phân huỷ thuộc loại phản ứng hoá học này.

II. PHẢN ỨNG TOẢ NHIỆT VÀ PHẢN ỨNG THU NHIỆT

1. Phản ứng toả nhiệt là phản ứng hoá học giải phóng năng lượng dưới dạng nhiệt.

2. Phản ứng thu nhiệt là phản ứng hoá học hấp thụ năng lượng dưới dạng nhiệt.

3. Để biểu diễn một phản ứng hoá học thu nhiệt hay toả nhiệt, người ta dùng phương trình nhiệt hoá học. Nhiệt của phản ứng hoá học được kí hiệu là ΔH.

Phương trình phản ứng có ghi thêm giá trị ΔH và trạng thái của các chất được gọi là phương trình nhiệt hoá học.

Quy ước : phản ứng thu nhiệt thì ΔH > 0, toả nhiệt thì ΔH < 0.

Thí dụ : ( ) ( ) ( )2 21 1

H k Cl k HCl k ; H 185,7kJ / mol2 2

+ → Δ = −

<=>1 mol HCl tạo thành từ khí H2 và khí Cl2 toả ra 185,7kJ.

CaCO3đ → CaO(r) + CO2(k) ; ΔH = + 572lkJ/mol

<=>1mol CaCO3 rắn phân huỷ tạo thành 1mol CaO rắn và 1 mol khí CO2, hấp thụ một lượng nhiệt là 572kJ.

III. PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ

1. Định nghĩa

Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng hoá học trong đó có sự chuyển electron giữa các chất phản ứng (do đó có sự thay đổi số oxi hoá của một số nguyên tố).

Phản ứng oxi hoá – khử là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hoỏ của một hoặc nhiều nguyên tố.

Chất khử (hay chất bị oxi hoá) : là chất nhường electron, do đó có số oxi hoá tăng sau phản ứng.

Chất oxi hoá (hay chất bị khứ) : là chất nhận electron, do đó có số oxi hoá giảm sau phản ứng.

Sự oxi hoá một chất là làm cho chất đó nhường electron hay làm tăng số oxi hoá của chất đó.

Sự khử một chất là làm cho chất đó nhận electron hay làm giảm số oxi hoá của chất đó.

→ Sự khử và sự oxi hoá là hai mặt của một phản ứng oxi hoá khử, chúng phải xảy ra đồng thời.

2. Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử

a) Phương pháp đại số

Phương pháp này áp dụng cho tất cả các loại phản ứng oxi hoá – khử cũng như phản ứng không oxi hoá – khử.



b) Phương pháp thăng bằng electron

Đây là phương pháp quan trọng để cân bằng nhanh các phản ứng oxi hoá – khử trong thi trắc nghiệm.

Nguyên tắc của của phương pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là tổng số electron chất khử cho bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận.

Bước 1 : Viết phương trình phản ứng. Có thể chưa cần viết hết tất cả các chất tham gia và sản phẩm, nhưng nhất thiết phải viết các chất tham gia cho – nhận electron và các sản phẩm của chúng.

Thí dụ : Hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 loãng

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO↑ + H2O

Bước 2 : Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi, không cần quan tâm tới các nguyên tố có số oxi hoá không thay đổi và viết các phương trình cho nhận electron.

Cuo → Cu+2 + 2e

N+5 + 3e → N+2

Bước 3 : Cân bằng số electron cho – nhận. Nói chung, để cân bằng số electron cho nhận ta chỉ cần nhân chéo số electron cho và nhận.

×3 Cuo → Cu+2 + 2e

×2 N+5 + 3e → N+2

Chú ý : Để không nhầm lẫn nên tính tổng số electron cho – nhận trong toàn bộ phân tử.

Thí dụ : 2N+5 + 8e → 2N+1 (trong N2O)

Bước 4 : Đưa hệ số tìm được từ phương trình cho – nhận electron vào phương trình phản ứng :

3Cu + 2HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + H2O

Bước 5 : Cân bằng phần không oxi hoá – khử. Trước hết cần bổ sung phần axit tạo muối. Đối với phản ứng trên ta cần thêm 6 phân tử HNO3 để tạo ra 3 phân tử Cu(NO3)2, cuối cùng cân bằng số phân từ H2O (hoặc các chất làm môi trường v.v…).

3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

c) Phương pháp ion – electron hay phương pháp bán phản ứng

Theo phương pháp bán phản ứng thì bước 1, bước 2 giống như phương pháp trên, từ bước 3 trở đi thì khác. Đáng lẽ viết các phương trình cho – nhận electron và sản phẩm của chúng nếu thuộc diện điện li mạnh (axit mạnh, bazơ mạnh, muối tan) thì viết dưới dạng ion (như vậy phương pháp bán phản ứng chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch). Đối với trường hợp hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 ở trên ta viết như sau :

Cuo → Cu2+ + 2e (Cu2+ chứ không phải là Cu+2!)

3NO 3e NO− + → ↑ (không viết N+5, N+2!)

Chú ý : Để cân bằng các bán phản ứng có thể dùng các quy tắc sau :

Ngoài các chất (nguyên tử, phân tử, ion v.v…) cho – nhận electron và các sản phẩm của chúng nếu đã cân bằng (cả về số nguyên tử của các nguyên tố, cả về điện tích của 2 vế, Thí dụ : Cuo → Cu2+ + 2e) thì coi là

bán phản ứng đã viết xong ; nếu chưa cân bằng, Thí dụ : 3NO 3e NO− + → ↑ thì cân bằng như sau :



– Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường axit vế trái thêm H+ vàvế phải thêm H2O, Thí

dụ : 3 2NO 3e 4H NO 2H O− ++ + → + .

– Nếu trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành OH–. Thí dụ :

4 2 2MnO 3e 2H O MnO 4OH− −+ + → +

– Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường trung tính vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành

H+. Thí dụ :SO2 + 2H2O → 24SO 4H 2e− ++ + .

– Nếu trong môi trường bazơ thì vế trái thêm OH– và vế phải thêm H2O, Thí dụ : 2 23 4 2SO 2OH SO H O 2e− − −+ → + +

Sau khi cân bằng ta có hai bán phản ứng sau :

Cuo → Cu2+ + 2e

3 2NO 3e 4H NO 2H O− ++ + → ↑ +

Bước 4 : cân bằng số electron cho – nhận giống như phương pháp thăng bằng electron.

× 3 Cuo → Cu2+ + 2e

× 2 3 2NO 3e 4H NO 2H O− ++ + → ↑ +

Bước 5 : cộng 2 bán phản ứng ta được phương trình phản ứng dạng ion (thu gọn). 2

3 23Cu 8H 2NO 3Cu 2NO 4H O+ − ++ + → + ↑ +

Muốn chuyển phương trình dạng ion thành phương trình dạng phân tử ta cần cộng vào 2 vế những lượng

như nhau các cation hoặc anion hoặc cả hai để bù trừ điện tích. Trường hợp trên cần cộng 36NO− vào 2 vế, ta có :

3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

3. Phân loại phản ứng oxi hoá - khử

Số phản ứng oxi hoá – khử cực kì nhiều nhưng có thể phân thành 3 nhóm lớn sau đây :

Phản ứng giữa các nguyên tử, phân tử, ion : nghĩa là những phản ứng trong đó có sự chuyển dời electron từ chất này sang chất khác.

Các thí dụ điển hình :

a) Giữa các nguyên tử : Zn + S ot⎯→ ZnS

b) Giữa nguyên tử – phân tử : 2Al + Fe2O3 ot⎯→ 2Fe + Al2O3

c) Giữa phân tử – phân tử : FeO + CO ot⎯→ Fe + CO2

d) Giữa nguyên tử ion : 3Cu + 2NO 23

− + 8H+ ot⎯→ 3Cu2+ + 2NO↑ + 4H2O

e) Giữa ion – ion :

2MnO 4− + SO 2

3− + 2OH– → 2 2

4 4 22MnO SO H O− −+ +

Trong loại phản ứng này một chất đóng vai trò chất oxi hoá (nhận electron) và chất kia (cho electron) đóng vai trò chất khử.



Phản ứng nội phân tử : là phản ứng trong đó quá trình cho – nhận electron xảy ra trong một phân tử.

Thí dụ : 2HgO → 2Hg + O2

HgO vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó Hg+2 đóng vai trò chất oxi hoá và O–2 đóng vai trò chất khử.

Cu(NO3)3 ot⎯→ CuO + 2NO2↑ + 2

1O

2↑

Cu(NO3)2 vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó 2 nguyên tử N+5 đóng vai trò chất oxi hoá và 1 nguyên tử O–2 đóng vai trò chất khử.

Phản ứng dị li : là phản ứng trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở cùng một mức oxi hoá (cùng số oxi hoá) tách thành nhiều mức oxi hoá khác nhau :

34 5

2 2 3 22NO 2NaOH NaNO NaNO H O

++ +

+ → + +

Chú ý : phản ứng đồng hợp là trường hợp đặc biệt của phản ứng giữa các phân tử, trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở các mức oxi hoá khác nhau tác dụng với nhau thành một chất có cùng mức oxi hoá.

Thí dụ : 5 1 0

3 2 4 2 4 2 2KBrO 5KBr 3H SO 3K SO 3Br 3H O+ −

+ + → + +

(chất oxi hoá) (chất khử)



Chủ đề 4 TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC

I. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG

1. Khái niệm về tốc độ phản ứng và tốc độ trung bình của phản ứng

a) Tốc độ phản ứng

Các chất phản ứng → các sản phẩm

Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian.

b) Tốc độ trung bình của phản ứng

Mọi phản ứng hoá học đều có thể biểu diễn bằng phương trình tổng quát sau :

Các chất phản ứng → Các sản phẩm

Trong quá trình diễn biến của phản ứng, nồng độ các chất phản ứng giảm dần, đồng thời nồng độ các sản phẩm tăng dần. Phản ứng xảy ra càng nhanh thì trong một đơn vị thời gian nồng độ các chất phản ứng giảm và nồng độ các sản phẩm tăng càng nhiều. Như vậy, có thể dùng độ biến thiên nồng độ theo thời gian của một chất bất kì trong phản ứng làm thước đo tốc độ phản ứng.

Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian.

Nồng độ thường được tính bằng mol/l, còn đơn vị thời gian có thể là giây (s), phút (ph), giờ (h)...

Tốc độ phản ứng đựoc xác định bằng thực nghiệm.

c) Tốc độ trung bình của phản ứng

Xét phản ứng : A → B

ở thời điểm t1, nồng độ chất A (chất phản ứng) là C1 mol/l. ở thời điểm t2, nồng độ chất A là C2 mol/l (C2 < C1 vì trong quá trình diễn ra phản ứng nồng độ chất A giảm dần).

Tốc độ của phản ứng tính theo chất A trong khoảng thời gian từ t1 đến t2 được xác định như sau :

1 2 2 1

2 1 2 1

C C C C Cv

t t t t t

− − Δ= + = − =

− − Δ

Nếu tốc độ được tính theo sản phẩm B thì :

Ở thời điểm t1, nồng độ chất B là C1 mol/l. ở thời điểm t2 nồng độ chất B là C2 mol/l (C2 > C1 vì nồng độ chất B tăng theo thời gian diễn ra phản ứng). Ta có :

' '2 1

2 1

C C Cv

t t t

− Δ= + = +

− Δ

Trong đó, v là tốc độ trung bình của phản ứng trong khoảng thời gian từ t1 đến t2.



2. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng

a) Nồng độ

Khi tăng nồng độ chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.

Thí dụ : aA + bB → cC + dD

Vp/ư = k. [A]a [B]b

Trong đó : [A] ; [B] là nồng độ các chất A, B.

k : hằng số tốc độ phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất các phản ứng (là tốc độ phản ứng khi nồng độ các chất tham gia phản ứng bằng nhau và bằng 1mol/l).

v : tốc độ phản ứng

b) Áp suất

Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng.

(Khi tăng áp suất lên bao nhiêu lần đồng nghĩa với tăng nồng độ các chất phản ứng lên bấy nhiêu lần).

c) Nhiệt độ

Khi tăng nhiệt độ, tốc độ phản ứng tăng khi tăng nhiệt độ từ t01 → t20 có :

0 02 1t t

a

−

vt2 = vt1. γ

Trong đó : vt10 là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ

vt2 ban đầu cao hơn

γ : là hệ số nhiệt độ của tốc độ (cho biết tốc độ phản ứng tăng lên cao nhiêu lần khi tăng a (0C).

d) Diện tích bề mặt

Khi tăng diện tích bề mặt chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng.

e) Chất xúc tác : là chất làm tăng tốc độ phản ứng, nhưng còn lại sau khi phản ứng kết thúc.

(Chất làm giảm tốc độ phản ứng được gọi là chất ức chế phản ứng).

II. CÂN BẰNG HOÁ HỌC

1. Phản ứng thuận nghịch là phản ứng trong cùng điều kiện phản ứng đồng thời xảy ra theo 2 chiều ngược nhau.

2. Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch.

3. Hằng số cân bằng : chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.

aA + bB cC + dD

[ ] [ ][ ] [ ]

c d

C a b

C DK

A B=



[A] ; [B] ; [C] ; [D] là nồng độ mol của các chất A, B, C, D lúc cân bằng.

4. Sự chuyển dịch cân bằng, các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học

a) Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng, có thể chuyển sang trạng thái cân bằng khác do sự thay đổi điều kiện của môi trường gọi là sự chuyển dịch cân bằng.

b) Những yếu tố ảnh hưởng

Khi tăng nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía làm giảm nồng độ chất đó cho đến khi đạt cân bằng mới.

Khi giảm nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía tăng nồng độ chất đó cho đến khi đạt cân bằng mới.

Khi tăng áp suất chung của hệ cân bằng (bằng cách nén bình phản ứng lại) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng có số mol khí ít hơn, cho tới khi đạt cân bằng mới.

Khi giảm áp suất chung của hệ cân bằng (bằng cách tăng thể tích bình phản ứng lên) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng có số mol khí nhiều hơn, cho đến khi đạt cân bằng mới.

Khi tăng nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng thu nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới.

Khi giảm nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng toả nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới.

Ba yếu tố làm chuyển dịch cân bằng được tóm tắt trong nguyên lí Lơ Satơliê.



Chủ đề 5 SỰ ĐIỆN LI

I. SỰ ĐIỆN LI

– Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự điện li. Những chất tan trong nước phân li ra ion được gọi là những chất điện li.

– Độ điện li : Độ điện li α (anpha) của chất điện li là tỉ số giữa phân số phân tử phân li ra ion (n) và tổng số

phân tử hoà tan (n0) : 0n

n=α , hoặc

0

C

Cα =

(trong đó C là nồng độ ion ; C0 là nồng độ chất tan ban đầu).

– Phân loại các chất điện li :

+) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước có α = 1 (ví dụ : các axit mạnh, bazo mạnh, hầu hết các muối tan như HCl ; HNO3 ; H2SO4 ; HClO3 ; NaOH ; KOH ; Ba(OH)2 ; NaCl ; KNO3 ; Ba(NO3)2...).

Na2CO3 → 2Na+ + CO32–

+) Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước có 0 < α < 1. (ví dụ : các axit yếu, bazo yếu...như : HF ; HClO ; HNO2 ; H2CO3 ; Mg(OH)2...)

HF H+ + F–

Cân bằng phân li của các chất điện li yếu là cân bằng động, tuân theo nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Satơliê. Khi pha loãng dung dịch chất điện li yếu thì độ điện li tăng.

I. AXIT – BAZƠ, MUỐI, pH

1. Axit – bazơ theo A–rê–ni–ut

– Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+.

HCl → H+ + Cl–

CH3COOH CH3COO– + H+

– Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH–.

NaOH → Na+ + OH–

Mg(OH)2 Mg(OH)+ + OH–

Mg(OH)+ Mg2+ + OH–

2. Axit – bazơ theo Bron–stêt

– Axit là chất nhường proton. (Ngoài những axit thông thường, một số ion cũng thể hiện tính axit trong dung dịch như : NH4

+ ; HSO4– ; Al3+ ; Fe3+ ; Cu2+ ; Mg2+...).

HNO2 + H2O H3O+ + NO2–



– Bazơ là chất nhận proton. (Ngoài những bazơ thông thường, một số ion cũng thể hiện tính bazơ trong dung dịch như các anion gốc axit của axit yếu : NO2

– ; CO32– ; SO3

2– ; HPO3

2– ; S2– ; CH3COO– ; SiO32– ;

AlO2– ; ZnO2

2– ; C6H5O– ; PO42–...)

– Chất vừa có khả năng nhường proton vừa có khả năng nhận proton là chất lưỡng tính. (Ngoài những chất lưỡng tính thông thường một số ion cũng thể hiện tính lưỡng tính trong dung dịch như : H2O ; HSO3

– ; HCO3

– ; HS– ; H2PO3–...)

Thí dụ : HCO3– + H+ → H2O + CO2 (HCO3

– đóng vai trò bazơ)

HCO3– + OH– → CO3

2–+ H3O+ (HCO3– đóng vai trò axit )

3. Hằng số phân li axit và bazơ

Sự phân li của axit và bazơ yếu trong nước là các quá trình thuận nghịch :

HNO2 H+ + NO2– Ka =

[ ]2

2

H . NO

HNO

+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦

NH3 + H2O NH4+ + OH–

4b

3

NH . OHK

NH

+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=

Giá trị Ka, Kb càng nhỏ, lực axit hoặc bazơ tưương ứng càng nhỏ.

– Mối liên hệ giữa hằng số phân li axit – bazơ của cặp axit–bazơ liên hợp :

CH3COOH H+ + CH3COO– 3

a3

H . CH COOK

CH COO

+ −

−

⎡ ⎤ ⎡ ⎤⎣ ⎦ ⎣ ⎦=

⎡ ⎤⎣ ⎦

H2O + CH3COO– CH3COOH + OH– [ ]3b

3

CH COOH . OHK

CH COO

−

−

⎡ ⎤⎣ ⎦=

⎡ ⎤⎣ ⎦

Kb + Ka–1. Kw ở đây Kw = [H+]. [OH–] (Kw gọi là tích số ion của nước)

Lưu ư : Với chất điện li yếu như CH3COOH có nồng độ ban đầu là C (mol/l)

CH3COOH CH3COO– + H+ Kcb

Nồng độ ban đầu : C

Nồng độ cân bằng : C(1 – α) αC αC

[ ] ( )cb

A . B C. CK

AB 1 C

+ −⎡ ⎤ ⎡ ⎤ α α⎣ ⎦ ⎣ ⎦= =− α

. Nếu α << 1 thì α = cbK

C

4. Muối

Muối là hợp chất, khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4+) và anion gốc axit.

NH4Cl → NH4+ + Cl–

KNO3 → K+ + NO3–



– Muối trung hoà là muối không có khả năng phân li ra ion H+ (proton)

Thí dụ : NaCl, NH4NO3, Na2CO3, Na2HPO3, Na2HBO3......

– Muối axit là muối có khả năng phân li ra ion H+. Thí dụ : NaHCO3. NaH2PO4, NaHSO4...

– Ngoài ra còn có một số muối phức tạp, như muối kép NaCl.KCl ; KAl(SO4)2.12H2O,… hay phức chất [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4… ; muối bazơ như Mg(OH)Cl ; Fe(OH)Cl2...

5. Khái niệm về pH, chất chỉ thị axit – bazơ

– Để đánh giá độ axit – bazơ của dung dịch, ngoài biểu diễn bằng nồng độ [H+], ta còn có thể biểu diễn dưới dạng pH theo quy ước : pH = –lg[H+] hay [H+] = 10–pH.

– Sự điện li của nước

H2O H+ + OH– hay H2O + H2O H3O+ + OH–

KH2O = K. [H2O] = [H+]. [OH–]

– Môi trường trung tính : [H+] = 10–7 mol/l =[OH–] hay pH = 7.

– Môi trường axit : [H+] > 10–7 mol/l >[OH–] hay pH < 7.

– Môi trường bazơ : [H+] < 10–7 mol/l <[OH–] hay pH > 7

Chất chỉ thị axit – bazơ là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung dịch.

III. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI

1. Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li

Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch xảy ra khi thoả mãn một trong các điều kiện sau :

– Phản ứng tạo thành chất kết tủa

Thí dụ : BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl

Ba2+ + SO42– → BaSO4↓

– Phản ứng tạo thành chất điện li yếu

Thí dụ : HCl + KOH → H2O + KCl

H+ + OH– H2O

– Phản ứng tạo thành chất khí

Thí dụ : 2HCl + Na2CO3 → H2O + 2NaCl + CO2↑

2H+ + CO32– → H2O + CO2↑

2. Phản ứng thủy phân của muối

Khi hoà tan trong nước, muối phân li ra các cation và anion.

Nếu cation là cation của các bazơ yếu thì sẽ bị thủy phân cho môi trường axit :

Rn+ + H2O ROH(n–1)+ + H+

Nếu anion là anion của axit yếu thì anion sẽ bị thủy phân cho môi trường bazơ :

Am– + H2O HA(m–1)– + OH–



Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan và anion là gốc của axit mạnh có môi trường trung tính.

Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ tan (M+) và anion là gốc của axit yếu có môi trường bazơ

Dung dịch của muối tạo bởi cation kim loại có bazơ không tan và anion là gốc của axit mạnh có môi trường axit.



Chủ đề 6 PHI KIM

I. NHÓM HALOGEN

1. Khái quát về nhóm halozen

– Nhóm VIIA gồm: Flo, clo, brom, iot, atatin (9F; 17Cl; 35Br; 53I; 85At).

(Trong đó, atatin là nguyên tố phóng xạ)

– Cấu hình electron: ns2np5 (n = 2 → 6).

– Dạng đơn chất: X2

2. Tính chất vật lí

Tính chất vật lí biến đổi theo quy luật (nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng dần, màu sắc các halogen đậm dần (flo: khí màu lục nhạt, clo: khí màu vàng lục, brom: lỏng màu nâu đỏ, iot: rắn, màu đen tím).

3. Điều chế

a. Trong phòng thí nghiệm ( Cl2, Br2, I2)

Chất oxi hoá mạnh (MnO2, PbO2, KClO3, KMnO4, K2Cr2O7,...) + dd HX đặc

MnO2 + 4 HX → MnX2 + X2 + 2H2O

2KMnO4 + 16 HX → 2KX + 2 MnX2 + 5X2 + 8H2O

b. Trong công nghiệp

– Flo: điện phân hỗn hợp lỏng gồm KF và HF.

2HF ⎯→⎯dp H2 + F2

– Clo: điện phân dung dịch NaCl với điện cực trơ có màng ngăn.

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2+ Cl2.

– Brom: Sau khi tách lấy NaCl từ nớc biển → phần còn lại chứa NaBr

Cl2 + 2NaBr → 2 NaCl + Br2

– Iot: lấy rong biển khô đem đốt lấy tro, hòa tan tro vào nớc đợc dung dịch NaI.

Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2

4. Tính chất hoá học

– Đều có tính oxi hoá mạnh: X2 + 2e → 2X–

– Từ flo đến iot: Tính chất oxi hoá giảm dần, tính khử tăng dần.

Đơn chất Flo(F2) Clo (Cl2) Brom (Br2) Iot(I2)

Tác dụng với kim loại

Tác dụng với tất cả kim loại kể cả Au, phản ứng toả nhiệt mạnh

Tác dụng hầu hết các với kim loại, phản ứng toả nhiều nhiệt

Tác dụng hầu hết với các kim loại; toả nhiệt ít hơn clo

2Na + Br2

Tác dụng với nhiều kim loại ở nhiệt độ cao (có xúc tác)



2Na + F2 → 2NaF 2Na + Cl2 →

2Na+Cl–

→2Na+Br– 2Na + I2 ⎯→ot

2Na+I–

2Al + 3I2

⎯→ot 2AlI3

Tác dụng với H2 và một số phi kim

– Nổ mạnh; xảy ra ở – 2520C trong bóng tối, phản ứng toả nhiệt

H2 + F2 →

2H2+F–

– Nổ, phản ứng toả nhiệt

H2 + Cl2

⎯⎯ →⎯ )( 0tAs 2H+Cl–

– Không nổ toả nhiệt ít hơn Clo

H2+ Br2

⎯⎯ →⎯ caot 0

2H+Br–

– Thuận nghịch – Phản ứng thu nhiệt

H2 + I2caot 0

⇔ 2HI

Tác dụng với H2O

2F02 +2H2

–2O →

4HF–+O02

– Nớc nóng → cháy

Cl2 + H2O ⇔ HCl +HClO

– kém hơn Clo

Br2+H2O ⇔ HBr + HBrO

– Ít tan trong nớc, phản ứng rất yếu

I2 + H2O⇔ HI +HIO

Tác dụng với dung dịch kiềm

Tác dụng với kiềm loãng, t0 thấp

F02+2NaOH

→2NaF + H2O +

OF2

Cl2 + 2NaOH→ NaCl + NaClO +

H2O

3Cl2 + 6NaOH

⎯→ot

5NaCl + NaClO3 +

3H2O

3Br2 + 6NaOH →

5NaBr+NaBrO3

+3H2O

– Khó hơn nhiều so với brom

Tác dụng với muối halozen

– Tác dụng với muối nóng chảy

F2 + 2NaCl– →

2NaF + Cl2

– Tác dụng với dung dịch muối

Cl02+2NaBr

→2NaCl– + Br02

Cl2 + 2FeCl2 →

2FeCl3

– Tác dụng với dung dịch muối Br0

2 +

2NaI→2NaBr+I20

– Không phản ứng

Một số phản ứng thể hiện tính khử

Không Không Br2 + 5Cl2 +

6H2O →

2HBrO3 + 10HCl

I02 + 2HCl+5O3→

2HI+5O3 + Cl2

Lu ý: Clo, brom, iot không phản ứng trực tiếp với oxi, nitơ, cacbon.

5. Các hologenua và axit halogen hiđric (HX: HF, HCl, HBr, HI)

a) Tính chất

– Tính axit : các dung dịch HX có đầy đủ tính chất của axit, tính axit tăng từ HF → HI.

– Tính khử : tính khử tăng từ HF → HI

4HCltd + MnO2 ot⎯→ MnCl2 + 2H2O + Cl2



2HBr + H2SO4đ → Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4đ → 4I2 + H2S + 4H2O

– HF ăn mòn thuỷ tinh do :

4HF + SiO2 → SiF4 + 2H2O

b) Điều chế

– HF: CaF2 + H2SO4đ → CaSO4 + 2HF

– HCl:

Cách 1: Phương pháp sunfat

NaCl2 + H2SO4đ ⎯⎯ →⎯ C250d 0

NaHSO4 + HCl

2NaCl2 + H2SO4đ ⎯⎯ →⎯≥ C4000

Na2SO4 + 2HCl

Cách 2: Phương pháp tổng hợp

H2 +Cl2 ⎯→⎯AS 2HCl

– HBr và HI

PBr3 + 2H2O → H3PO3 + 3 HBr

PI3 + 3H2O → H3IO3 + 3HI

c) Nhận biết ion X–

Dùng dung dịch AgNO3 làm thuốc thử nhận biết ion X– (Cl–, Br–, I–) X vì:

HX + AgNO3 → Ag X ↓ + HNO3

AgF: tan; AgCl: màu trắng; AgBr: màu vàng nhạt; AgI : màu vàng

6. Hợp chất chứa oxi của halogen

a) Trong hợp chất với oxi, flo có số oxi hoá âm (OF2), còn các halogen khác có số oxi hoá dương (+1, +3, +5, +7).

b) Các axit chứa oxi của clo: HClO; HClO2; HClO3; HClO4

– Từ HClO đến HClO4 : Độ bền tăng dần, tính axit tăng dần; tính oxi hoá giảm dần.

– Các muối tương ứng dễ bị nhiệt phân

4KClO3 ot⎯→ 3NaClO4 + NaCl

2KClO3 0

2

t

MnO⎯⎯ →⎯ 2NaCl + 3O2

c) Một số hợp chất có ứng dụng quan trọng do có tính oxi hoá mạnh

– Nớc Giaven: (NaCl, NaClO, H2O)

– Clorua vôi: (CaOCl2)

– Kali clorat (KClO3)



II. NHÓM OXI

1. Khái quát về nhóm oxi

– Vị trí: Nhóm VIA gồm: Oxi (O); lu huỳnh (S), selen (Se), telu (Te), poloni (Po: là nguyên tố phóng xạ).

– Cấu hình electron: ns2np4 (n = 2 → 6)

– Đơn chất : O2 (khí không màu), S (rắn, màu vàng), Se (chất bán dẫn, rắn, màu nâu đỏ), Te (chất rắn, màu xám).


– Có tính oxi hoá nhng yếu hơn so với halogen cùng chu kì.

– Từ O đến Po : tính phi kim giảm, tính kim loại tăng dần ⇒ O, S là phi kim.

a) Oxi (O2) có tính oxi hoá mạnh

– Tác dụng mạnh với nhiều đơn chất nh các kim loại (trừ Au, Pt), H2 , nhiều phi kim (trừ halogen)

2Na + O20 → 2Na2O–2

2Cu + O20

ot⎯→ 2CuO–2

2H2 + O20 ot⎯→ 2H2O–2 ΔH = –285,83 kJ

C0 + O2 ot⎯→

42

2CO+

−

– Tác dụng với nhiều hợp chất

C2H5OH + 3O20

ot⎯→ 2CO2–2 + 3H2O–2

2H2S–2 + 3O2 → 4

222SO

+− + 2H2O–2

b) Ozon (O3) có tính oxi hoá rất mạnh (mạnh hơn O2)

– Tác dụng hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) kể cả bạc:

Ag + O3 → Ag2O + O2

– Oxi hoá đợc ion I– trong dung dịch

2KI + O30 + H2O → I2

0 + 2KOH–2 + O20

c) Lu huỳnh (S): vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử

– Tính oxi hoá : Tác dụng với H2 và nhiều kim loại ở t0 cao.

H2 + So H2S–2 4H = –20,08 kJ

2Al + 3S0 ot cao⎯⎯→ Al2S3–2

Cu + S ot cao⎯⎯→ CuS

Hg + S ot th−êng⎯⎯⎯→ HgS

– Tính khử : Tác dụng với nhiều phi kim (trừ N2, I2), nhiều chất oxi hoá mạnh.



S0 + O2 ot⎯→

4

2SO+

0 6

2 6S 3F SF+

+ →

2KClO3 + 3S0 ot⎯→

4

23SO 2KCl+

+

2KNO3 + S0 → 4

2 2SO 2KNO+

+

6HNO3đ/c + S0 → 6

2 4 2 2H SO 2H O 6NO+

+ +

2H2SO4đ/c + S0 → 4

2 23SO 2H O+

+

3. Hợp chất và tính chất hoá học của các hợp chất

a) Hiđro peoxit (H2O2)

– H2O2 không bền:

2H2O2 2xtMnO2 22H O O⎯⎯⎯→ +

– H2O2 vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử.

–Tính oxi hoá: 3 5

22 2 2 2 3H O KNO H O KNO

+ + +− −+ → +

42 2

2 2 4 24H O PbS PbSO 4H O+ +

− − −+ → +

20

2 2 2H O 2KI I 2KOH+ −

− + → +

– Tính khử :

Ag+2O + H2O2

– → 2Ag0 + H2O + O2

5H2O2– +

72

4 2 4 4 2 2 4 2KMnO 3H SO 2Mn SO 5O K SO 8H O+

++ → + + +

H2O2– + O3 → H2O + 2O2

0

b) Hiđro sunfua và axit sunfuhiđric (H2S)

– Tính khử mạnh:

2H2S + O2 ot⎯→ 2H2O + 250

2H2S–2 + 3O2 → 2H2O + 2SO2

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

2H2S + 4Ag + O2 → 2 Ag2S + 2H2O

H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + 2HCl + S



– Tính axit yếu của dung dịch H2S (yếu hơn H2CO3)

H2S + NaOH → NaHS + H2O

H2S + 2NaOH → Na2S + 2 H2O

– Nhận biết ion S2– bằng dung dịch Pb(NO3)2 tạo PbS màu đen không tan trong axit loãng

c) Lu huỳnh đioxit (SO2)

– Tính oxit axit :

SO2 + H2O H2SO3 (axit yếu, nhng mạnh hơn axit H2S)

– Tác dụng với oxit bazơ, dung dịch kiềm tạo 2 loại muối nh: NaHSO3 , Na2SO3

– Tính khử (kém H2, HI, H2S)

2SO2 + O2 6

32SO+

40

2 2 2 2 4SO Br 2H O 2HBr H SO+

+ + → +

SO2 + NO2 → SO3 + NO

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → 6 2 6

2 4 4 2 4K SO 2MnSO 2H SO+ + +

+ +

– Tính oxi hoá

SO2 + 2H2S → 3S0 + 2H2O

o4t 0

2SO 2Mg S 2MgO+

+ ⎯→ +

– Điều chế:

Trong PTN: Na2SO3 + H2SO4 ot⎯→ Na2SO4 + H2O + SO2↑

Trong công nghiệp: S + O2 ot⎯→ SO2

4FeS2 + 11O2 ot⎯→ Fe2O3 + 8SO2↑

d) Axit sunfuric (H2SO4)

– H2SO4 loãng là một axit mạnh có đầy đủ tính chất của một axit

– H2SO4 đặc có tính oxi hoá mạnh, rất háo nớc.

– Tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt)

2R + 2nH2SO4 đặc nóng → R2(SO4)n + 2nH2O + nSO2 (H2S)

(n là hoá trị cao nhất của kim loại R)

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

Cu + 6 4

2 4®Æc nãng 4 2 22H SO CuSO 2H O SO+ +

→ + +

Chú ý: Fe, Al, Cr, Ni thụ động trong H2SO4 đặc nguội.



– Tác dụng với nhiều phi kim (C, S, P…)

C + 2H2SO4 đặc nóng → CO2 + 2H2O + 2SO2

S + 2H2SO4 đặc nóng → 2SO2 + 2H2O

2P + 5H2SO4 đặc nóng → 2H3PO4 + 2H2O + 5SO2

– Tác dụng với nhiều hợp chất

H2SO4 + 8HI → 4I2 + 4H2O + H2S

H2SO4đ + 2HBr → SO2 + 2H2O + Br2

2Fe3O4 + 10H2SO4 đặc nóng → 3Fe2(SO4)3 + 10H2O + SO2

Trong các phản ứng trên, S+6 nhận electron, là chất oxi hoá nên sản phẩm không tạo thành khí H2 mà tạo thành các sản phẩm ứng với các số oxi hoá thấp của S nh SO2; H2S ; S.

– Tính háo nớc: H2SO4 chiếm nớc của nhiều chất vô cơ và hữu cơ

C12(H2O)11 ⎯⎯ →⎯ dSOH 42 12C + 11H2O

– Sản xuất H2SO4

FeS2 → SO2 → SO3→ H2SO4 . nSO3(oleum) → H2SO4

– Nhận biết SO4–2 bằng dung dịch chứa Ba2+ (Ba(OH)2; BaCl2, Ba(NO3)2 ..)

do tạo BaSO4 kết tủa trắng không tan trong axit.

4. Điều chế

a) Oxi

– Trong PTN : 2KClO3 2MnO22KCl 3O⎯⎯→ +

2KMnO4 ot⎯→ K2MnO4 + MnO2 + O2

2NaNO3 ot⎯→ 2NaNO2 + O2

– Trong CN : Chng cất phân đoạn không khí lỏng

b) Ozon

Trong tự nhiên, ozon hình thành do tác dụng của tia cực tím:

3O2 → 2O3

c) Lu huỳnh

– Khai thác từ các mỏ S tự nhiên

– Từ H2S, từ SO2 : SO2 + 2H2S → 3S0 + 2H2O

III. NHÓM NITƠ

1. Khái quát về nhóm nitơ

– Nhóm VA gồm: Nitơ, photpho, asen, antimon, bimut (N, P, As, Sb, Bi)

– Cấu hình electron: ns2np3 (n = 2 → 6)



– Số oxi hoá: thấp nhất : –3, cao nhất : +5

– Dạng đơn chất: N2, P, As, Sb, Bi


Vừa có tính oxi hoá, vừa có tính khử.

– Tính oxi hoá yếu hơn so với nguyên tố VIIA, nhóm VIA cùng chu kì.

– Từ N đến Bi:

Tính phi kim giảm, tính oxi hoá giảm dần ⇒ chỉ có N và P là các phi kim.

Tính kim loại tăng dần, tính khử tăng dần

a. Nitơ (N2 : N≡N)

– Tính chất hoá học : là chất bền ở điều kiện thờng, hoạt động hơn ở nhiệt độ cao và chất xúc tác.

– Vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử

+) Tính oxi hoá : Tác dụng với H2 và một số kim loại Ca, Mg, Al ở nhiệt độ cao:

3Mg + N20 → Mg3N2

–3

3H2 + N2 ot⎯→←⎯ 2NH3 ΔH = –92 kJ

+) Tính khử: Tác dụng với oxi

N20 + O2

ot⎯→ 2

22NO+

−

(NO là chất khí không màu, hoá nâu ngoài không khí do dễ phản ứng với O2 ở ngay đk thờng:

2NO + O2 → 2NO2 màu nâu đỏ)

– Điều chế nitơ:

– Trong công nghiệp: chng cất phân đoạn không khí hoá lỏng.

– Trong phòng thí nghiệm:

NH4NO2 ot⎯→ N2 + 2H2O

b. Photpho

– P có cấu tạo phức tạp gồm 2 dạng thù hình phổ biến là photpho trắng và photpho đỏ.

– Tính chất hoá học: vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử

– Tính oxi hoá: tác dụng với một số kim loại:

2P + 3Ca ot⎯→ Ca3P2

– Tính khử: tác dụng với một số phi kim nh O2 ; halogen, nhiều chất oxi hoá mạnh

4P + 5O2 ot⎯→ 2P2O5

2P + 5Cl2 ot⎯→ 2PCl5

6P + 5KNO3 ot⎯→ 2P2O5 + KCl



– Điều chế: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C ot⎯→ 3CaSiO3 + 5CO + 2P

3. Hợp chất của nitơ và photpho

a. Amoniac : NH3

– Tính chất vật lí: là chất khí không màu, mùi khai, nhẹ hơn không khí, tan nhiều trong H2O tạo thành dung dịch amoniăc.

– Tính chất hoá học:

+) Tính bazơ yếu:

Dung dịch nớc amoniac có tính bazơ yếu, làm đổi màu chất chỉ thị, do:

NH3 + H2O → NH4+ + OH– Kb = 1,8. 10–5

+) Tác dụng với axit tạo muối, với nhiều dung dịch muối tạo hiđroxit kết tủa

NH3(k) + HCl(k) → NH4Cl (khói trắng)

2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3NH4+

– Khả năng tạo phức: dung dịch NH3 có khả năng hoà tan hiđroxit, muối ít tan của một số kim loại tạo thành dung dịch phức chất:

Cu(OH)2 + 4NH3 → [ Cu(NH3)4] 2+ + 2OH–

(phức đồng amoniac có màu xanh thẫm)

AgCl + 2NH3 → [ Ag(NH3)2] + + Cl–

(phức bạc amoniac không màu)

– Tính khử: NH3 khử nhiều phi kim, hợp chất

2NH3 + O2 ot⎯→ N2 + 3H2O

4NH3 + 5O2 ⎯⎯⎯ →⎯ xóct¸c,t 0

4NO + 6H2O

2NH3 + Cl2 ot⎯→ N2 + 6HCl

2NH3 + 3CuO ot⎯→ N2 + 3Cu + 3H2O

– Điều chế NH3:

+) Trong phòng thí nghiệm: cho muối amoni tác dụng với kiềm

2NH4Cl + Ca(OH)2 → 2NH3 + CaCl2 + H2O

+ Trong công nghiệp: tổng hợp từ N2 và H2

N2 + 3H2 ot ,xt,p⎯⎯→←⎯⎯ 2NH3

– Muối amoni: các muối amoni đều điện li mạnh khi tan trong nớc.

– Dung dịch muối amoni tham gia phản ứng trao đổi ion với các chất điện li khác

– Các muối amoni kém bền nhiệt dễ bị nhiệt phân:



NH4NO2 ot⎯→ N2 + 2H2O

NH4NO3 ot⎯→ N2O + 2H2O

NH4Cl ot⎯→ NH3 + HCl

b. Axit nitric : HNO3

– Tính chất vật lí: chất lỏng không màu, tan vô hạn trong nớc, dung dịch đậm đặc nhất có nồng độ 68%, thông thờng dung dịch HNO3 đặc có màu vàng (do phân huỷ ra NO2 )


+) là một axit mạnh có đầy đủ tính chất của một axit

+) có tính oxi hoá mạnh

Tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), sản phẩm tạo thành phụ thuộc vào nồng độ axit và độ mạnh của kim loại.

R + 2nHNO3 đặc→ R(NO3)n + nH2O + nNO2

(n là hoá trị cao nhất của kim loại R)

Ví dụ : 2Fe + 6HNO3 đặc nóng → Fe(NO3)3 + 3H2O + 3NO2

4Zn + 10HNO3 đặc→ 4Zn(NO3)2 + 5H2O + N2O

5Mg + 12HNO3 đặc→ 5Mg(NO3)2 + 4H2O + NH4NO3

Chú ý: Fe, Al, Cr, Ni thụ động trong HNO3 đặc nguội.

Tác dụng với nhiều phi kim (C, S, P) và oxi hoá chúng lên mức oxi hoá cao nhất.

C + 4HNO3 đặc nóng → CO2 + 2H2O + 4NO2

Tác dụng với nhiều hợp chất :

Fe3O4 + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + 5H2O + NO

FeS2 + 18HNO3 đặc, nóng→ Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 7H2O + 15NO2

HI + 2HNO3 → HIO3 + 2NO + 2H2O

Trong các phản ứng trên, N+5 nhận electron, là chất oxi hoá nên sản phẩm không tạo thành khí H2 mà tạo thành các sản phẩm ứng với các số oxi hoá thấp của N nh NO2; N2 ; NO; N2O ; NH4NO3

– Điều chế:

+) Từ muối nitrat:

2KNO3 + H2SO4 đặc, nóng → K2SO4 + 2 HNO3 (chng cất lấy)

+) Từ NH3 :

NH3 → NO → NO2 → HNO3

– Muối nitrat:

+) Các muối nitrat R(NO3)n dễ bị nhiệt phân huỷ:

R( Na,K, Ca, Ba ) : R(NO3)n → R(NO2)n + O2

R( Mg.......Cu ) : 4R(NO3)n → 2R2O n + nO2 + 4nNO2



R( Ag,Hg... ) : 2R(NO3)n → 2R + nO2 + 2nNO2

+) Nhận biết ion NO3– : đun nóng với Cu và H2SO4 loãng. Nếu thấy có khí nâu đỏ thoát ra và hoá nâu

ngoài không khí thì chất ban đầu có NO3– , vì :

2NO3– + 8H+ +3Cu → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O

c. Axit photphoric (H3PO4)


+) là một tri axit có độ mạnh trung bình

+) Không có tính oxi hoá mạnh nh HNO3

+) Không bền với nhiệt:

H3PO4 o

2t , H O−⎯⎯⎯→ H4P2O7 o

2t , H O−⎯⎯⎯→ HPO3

– Nhận biết ion PO43– : thuốc thử là dung dịch AgNO3 vì :

3Ag+ + PO43– → Ag3PO4 ↓ vàng

d. Phân bón hoá học

– Phân đạm: NH4Cl, NH4NO3 , (NH4)2SO4 , Ca(NO3)2 , NaNO3 , (NH2)CO

– Phân lân: Ca3(PO4)2 (phân lân nung chảy), Ca (H2PO4)2. CaSO4 (supe photphat đơn), Ca (H2PO4)2 (supe photphat kép).

– Phân kali: K2CO3 ; KCl; K2SO4

Ngoài ra còn có một số loại khác nh phân phức hợp N–P–K; phân vi lợng...

IV. NHÓM CACBON

1. Khái quát

– Nhóm IVA gồm cacbon (C), silic (Si), gemani (Ge), thiếc (Sn), chì (Pb)

– Cấu hình electron: ns2np2 (n = 2 → 6).

– Dạng đơn chất: C , Si, Ge, Sn, Pb

– Từ C tới Pb:

+) Năng lợng ion hoá giảm dần

+) Tính phi kim giảm, tính kim loại tăng => C,Si là các phi kim, Ge là á kim, Sn, Pb hoàn toàn là các kim loại.


a. Cacbon (C)

– Các dạng thù hình phổ biến: kim cương, than chì, fuleren, cacbon vô định hình...

– Tính chất hoá học :

+) Tính khử : tác dụng mạnh với O2 và chất oxi hoá mạnh (HNO3, H2SO4 đặc, KClO3).

C + O2 ot⎯→ CO2



C + 4HNO3 ot⎯→ CO2 + 4NO2 + 2H2O

– Tính oxi hoá : tác dụng với H2, một số KL ở nhiệt độ cao

C + 2H2 ot ,xt⎯⎯→ CH4

4Al + 3C ot⎯→ Al4C3

– Hợp chất của cacbon:

– Cacbon monooxit (CO) là oxit trung tính có tính khử mạnh (khử O2, Cl2, oxit KL); đợc điều chế trong công nghiệp bằng cách cho hơi nớc qua than nung đỏ, trong PTN:

HCOOH ot ,xt⎯⎯→ CO + H2O

– Cacbon oxit (CO2 ) là oxit axit, không cháy và không duy trì sự cháy. Điều chế từ CaCO3 trong PTN, trong CN đợc thu hồi từ các quá trình sản xuất sinh ra CO2.

– Axit cacbonic H2CO3 là axit rất yếu, tạo 2 loại muối: cacbonat (CO32–) và hiđrocacbonat (NaHCO3)

– Muối cacbonat quan trọng: CaCO3, Na2CO3, NaHCO3.

b. Silic

– Silic có một số dạng thù hình: Silic tinh thể, silic vô định hình.

– Tính chất hoá học :

+) Tính khử : tác dụng với F2, O2 và hợp chất nh dung dịch kiềm

Si + 2F2 ot⎯→ SiF4

Si + O2 ot⎯→ SiO2

Si + 2NaOH + H2O ot⎯→ Na2SiO3 + H2

– Tính oxi hoá: tác dụng với kim loại tạo muối silixua

2Mg + Si ot⎯→ Mg2S

– Điều chế:

+) Trong PTN: SiO2 + Mg ot⎯→ Si + 2MgO

+) Trong công nghiệp : SiO2 + 2C ot⎯→ Si + 2CO

– Hợp chất của Si : H2SiO3 (axit silixic) là axit yếu hơn H2CO3

Muối silicat có nhiều ứng dụng chủ yếu nh Thuỷ tinh thờng(hỗn hợp muối natri silicat, canxi silicat và silic oxit : Na2O.CaO.6SiO2), thuỷ tinh thạch anh, phalê; đồ gốm; xi măng.



Chủ đề 7 ĐẠI CƯƯƠNG VỀ KIM LOẠI

I. ĐẶC ĐIỂM CẤU TẠO KIM LOẠI VÀ HỢP KIM

1. Cấu tạo nguyên tử kim loại

Nguyên tử kim loại có cấu tạo khác với nguyên tử khi kim:

– Lớp vỏ electron ngoài cùng của kim loại thờng 1 đến 3 electron, ít hơn các phi kim (5 đến 7 electron)

– Trong một chu kì, điện tích hạt nhân kim loại nhỏ hơn các phi kim, bán kính nguyên tử kim loại lớn hơn các phi kim nên thế ion hoá, độ âm điện của kim loại nhỏ hơn các phi kim.

Do các đặc điểm trên nên nguyên tử kim loại luôn có xu hớng nhờng đi lớp electron hoá trị để trở thành ion dương.

2. Cấu tạo đơn chất kim loại

– Ở trạng thái rắn, các kim loại tồn tại ở trạng thái tinh thể có cấu tạo kiểu mạng tinh thể.

– Mạng tinh thể kim loại gồm : các ion dương kim loại dao động xung quanh vị trí cân bằng ở các nút mạng, các electron hoá trị chuyển động hỗn loạn xung quanh các nút mạng. Nhờ có các electron này mà các ion dương kim loại liên kết đợc với nhau, mối liên kết hoá học trong mạng tinh thể kim loại là liên kết kim loại.

– Có 3 dạng tinh thể kim loại chính là lập phương tâm diện, lập phương tâm khối và lục phương .

II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CHUNG CỦA KIM LOẠI

Các kim loại đều có tính dẻo, tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, ở dạng khối kim loại có ánh kim. Các tính chất này đều gây ra bởi các electron tự do trong kim loại.

III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI

Tính chất hoá học Nguyên tử kim loại có thế ion hoá nhỏ, các electron hoá trị dễ bứt ra khỏi nguyên tử nên kim loại luôn có tính khử:

R → Rn+ + ne

1. Tác dụng với phi kim

– Tác dụng với oxi tạo oxit kim loại

Al + O2 → Al2O3 – Tác dụng với các phi kim khác tạo muối

Fe + Cl2 → FeCl3

Zn + S → ZnS

2. Tác dụng với axit

a. Đối với dung dịch HCl, H2SO4 loãng

Kim loại hoạt động (trớc H) có khả năng khử ion H+

trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng thành H2

Fe + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2

Fe + 2H+ → Fe2+ + H2

– Khi phản ứng với ion H+ , kim loại đa hoá trị chỉ đạt



hoá trị thấp

b. Đối với dung dịch H2SO4 đặc, HNO3

Đa số kim loại (trừ Au, Pt) khử đợc N+5 trong HNO3 và

S+6 trong H2SO4 đặc, kim loại đa hóa trị luôn bị oxi hoá lên mức oxi hoá cao.

– H2SO4 đặc:

2R + 2nH2SO4 đặc → R2(SO4)n + nSO2 + 2nH2O

R hoạt động mạnh còn có thể cho S; H2S

– HNO3 đặc:

R + 2nHNO3 đặc → R(NO3)n + nNO2 + nH2O

– HNO3 loãng:

3R + 4nHNO3→ 3R(NO3)n + nNO + 2nH2O

R hoạt động mạnh còn có thể cho N2, N2O, NH4NO3

c. Một số kim loại nh Al, Fe, Ni, Cr thụ động hoá trong H2SO4 đặc nguội, HNO3 đặc nguội

3. Tác dụng với dung dịch muối

Kim loại có tính khử mạnh hơn khử ion của kim loại yếu hơn thành kim loại tự do

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0

– Kim loại đa hoá trị khi phản ứng với dung dịch muối đạt hoá trị thấp.

4. Tác dụng với nớc

– Những kim loại có tính khử mạnh (Na, K, Ca...) khử đ-ợc nớc ngay ở nhiệt độ thờng

2R + 2H2O → 2R(OH)n + nH2 Vì thế khi các kim loại này tác dụng với dung dịch muối, ban đầu xảy ra phản ứng của kim loại với H2O, hiđroxit tạo thành mới tác dụng với muối.

Ví dụ: Cho Na kim loại vào dung dịch CuSO4, xảy ra các phản ứng:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 +

Cu(OH)2↓ – Một số kim loại có tính khử yếu hơn các kim loại trên nh Fe, Zn... khử đợc H2O ở nhiệt độ cao thành các oxit

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2

– Kim loại có tính khử yếu nh Cu, Ag... không khử đợc H2O kể cả nhiệt độ cao

t0



IV. THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI – DÃY ĐIỆN HOÁ KIM LOẠI

1. Cặp oxi hoá-khử kim loại – Pin điện hoá

a. Cặp oxi hoá - khử kim loại

R → Rn+ + ne

Chất khử Chất oxi hoá

Chất oxi hoá và chất khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên một cặp oxi hoá - khử . Ví dụ : Fe2+/Fe; Mg2+/Mg.

b. Pin điện hoá

Ví dụ: Pin điện hoá Zn–Cu

– Sơ đồ pin điện hoá:

4ZnSO 4CuSO – Các quá trình xảy ra trên bề mặt các điện cực :

+) Điện cực Zn (cực âm): xảy ra quá trình oxi hoá Zn

Zn → Zn2+ + 2e

Tan dần Di chuyển vào dung dịch Di chuyển sang lá đồng

+) Điện cực Cu (cực dương): xảy ra quá trình khử Cu2+

Cu2+ + 2e → Cu

Trong dung dịch CuSO4 Từ cực Zn chuyển đến qua dây dẫn bám trên lá đồng.

– Phản ứng oxi hoá khử xảy ra trong pin điện hoá:

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Nhận xét:

– Electron đợc chuyển từ lá Zn tới lá Cu qua dây dẫn đã sinh ra dòng điện một chiều, suất điện động của pin đợc đo bằng vôn kế.

– Trong pin điện hoá Zn – Cu đã xảy ra phản ứng giữa các cặp oxi hoá khử Zn2+/Zn và Cu2+/Cu. Trong đó Zn khử mạnh hơn Cu đã khử Cu2+ thành kim loại, ion Cu2+ oxi hoá mạnh hơn Zn2+ đã oxi hoá Zn thành Zn2+. Nh vậy chiều phản ứng oxi hoá khử xảy ra trong pin điện hoá là:

Chất khử mạnh + chất oxi hoá mạnh → Chất khử yếu + chất oxi hóa yếu

(quy tắc α )



2. Thế điện cực chuẩn– Suất điện động của pin điện hoá

a. Thế điện cực chuẩn

– Thế điện cực hiđro chuẩn: là cặp oxi hoá khử 2H+/H2 đợc cấu tạo gồm một điện cực Pt có phủ bột Pt (hấp thụ khí H2 có áp suất 1 atm) nhúng vào dung dịch axit có nồng độ ion H+ là 1M.

– Theo quy ớc, thế điện cực chuẩn của cặp oxi hoá khử 2H+/H2 là 0,00V. Viết là : E0(2H+/H2) = 0,00V

– Thế điện cực chuẩn của kim loại: thế điện cực chuẩn của kim loại đợc đo bằng vôn – kế của pin điện hoá gồm điện cực chuẩn của kim loại cần xác định (kim loại nhúng trong dung dịch ion của kim loại đó với nồng độ 1M) ở bên phải, điện cực hiđro chuẩn ở bên trái.

– Thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị âm thì phản ứng oxi hoá khử xảy ra trong pin điện hóa sẽ là:

2R + 2nH+ → 2Rn+ + n H2

Cực âm Cực dương

Thế điện cực càng nhỏ thì kim loại có tính khử càng mạnh

– Thế điện cực chuẩn của kim loại có giá trị dương thì phản ứng oxi hoá khử xảy ra trong pin điện hóa sẽ là:

2 Rn+ + n H2 → 2R + 2nH+

Cực âm Cực dương

Thế điện cực càng lớn thì ion kim loại có tính oxi hoá càng mạnh.

b. Suất điện động của pin điện hóa: E0pđh (V)

Suất điện động chuẩn của pin điện hoá (E0pđh) bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi thế điện cực

chuẩn của cực âm.

Ví dụ : Pin điện hoá Zn – Cu có điện cực dương là Cu, điện cực âm là Zn.

E0(Cu2+ /Cu) = 0,34 V; E0(Zn2+ /Zn) = –0,76 V

E0pđh Zn–Cu = E0(Cu2+ /Cu) – E0(Zn2+ /Zn) = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V

Suất điện động của pin điện hoá luôn là số dương.

3. Dãy thế điện hoá kim loại

– Dãy thế điện hoá kim loại: Khi sắp xếp các cặp oxi hoá khử theo chiều tăng dần thế điện cực chuẩn của các kim loại ta đợc dãy thế điện cực chuẩn (Dãy thế điện hoá kim loại). Theo cách sắp xếp đó thì tính khử của kim loại sẽ giảm dần, tính oxi hoá của ion kim loại sẽ tăng dần

– Chiều của phản ứng oxi hoá khử: Nếu có E0(An+ /A) < E0(Bm+ /B) thì phản ứng oxi hoá khử sẽ xảy ra theo chiều: (quy tắc α )

mA + nBm+ → mAn+ + nB

Chất khử mạnh + chất oxi hoá mạnh Chất khử yếu + chất oxi hóa yếu

Ví dụ: E0(Pb2+ /Pb) = – 0,13 V; E0(Zn2+ /Zn) = – 0,76 V

Phản ứng hoá học xảy ra theo chiều:

Zn+ Pb2+ → Pb + Zn2+



Chú ý: Khi kim loại phản ứng hoá học với các dung dịch cần đặc biệt chú ý tới dãy thế điện hoá để xác định đúng các phản ứng oxi hoá khử xảy ra.

Kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn 0 tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng và các axit tương tự, bản chất là:

2R + 2nH+ → 2Rn+ + H2

Kim loại tác dụng với dung dịch muối : nếu có đồng thời nhiều chất khử hoặc đồng thời có nhiều chất oxi hoá (E0(An+ /A) < E0(Bm+ /B)< E0(Ck+ /C)) thứ tự của phản ứng oxi hoá khử sẽ là:

kA + nC k+ → kAn+ + nC

Chất khử mạnh nhất + chất oxi hoá mạnh nhất Chất khử yếu + chất oxi hóa yếu

V. SỰ ĐIỆN PHÂN

1. Các khái niệm

– Sự điện phân là quá trình oxi hoá khử xảy ra trên bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua dung dịch chất điện li hoặc chất điện li nóng chảy

– Catôt của thiết bị điện phân đợc nối với cực âm của nguồn điện, anot đợc nối với cực dương của nguồn điện một chiều.

a) Điện phân nóng chảy

Ví dụ: Điện phân NaCl nóng chảy:

–Phương trình điện phân: Khi nóng chảy, NaCl điện li theo phương trình:

NaCl → Na+ + Cl–

–Sơ đồ điện phân Catôt(–) NaCl Anot(+)

Na+ (n/c) Cl–

2Na+ + 1e → Na 2Cl– → Cl2 + 2e

(sự oxi hoá) (Sự khử)

– Phương trình điện phân: 2NaCl → 2Na + Cl2

b) Điện phân dung dịch

Điện phân với điện cực trơ

Ví dụ: Điện phân dung dịch CuSO4

– Phương trình điện li : Khi tan trong nớc, CuSO4 điện li theo phương trình:

CuSO4 → Cu2+ SO42–

– Sơ đồ điện phân: Catot (–) CuSO4 Anot (+)

Cu2+ , H2O SO42–, H2O

Cu2+ + 2e → Cu 2H2O → O2 + 4H+

(Sự khử) (Sự oxi hoá)



– Phương trình điện phân:

2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2

– Quá trình oxi hoá khử trên bề mặt các điện cực:

+) Tại catot: xảy ra sự khử, các quá trình khử xảy ra theo thứ tự dãy thế điện cực chuẩn. Chất, ion nào có thế điện cực chuẩn lớn hơn sẽ bị khử trớc.

Các ion kim loại kiềm, kim loại kiềm thổ, Mg2+, Al3+ có thế điện cực nhỏ hơn (âm hơn) thế điện cực của cặp oxi hoá khử H2O/H2 nên không bị điện phân trong dung dịch.

+) Tại anot: xảy ra sự oxi hoá, các quá trình oxi hoá xảy ra theo thứ tự. Chất, ion có thế điện cực lớn hơn sẽ oxi hoá trớc. Các anion gốc axit chứa oxi nh NO3

–, SO42–, PO4

3–... không tham gia điện phân mà H2O điện phân

Điện phân với anot tan (dương cực tan)

Dương cực đợc làm bằng kim loại cùng chất với kim loại trong muối.

Ví dụ: điện phân dung dịch CuSO4 với điện cực dương bằng Cu.

Tại anot (+) xảy ra quá trình oxi hoá kim loại Cu:

Cu → Cu2+ + 2e

Anot tan vào dung dịch điện phân chuyển động tới cực âm

Tại catot (–), xảy ra sử khử ion Cu2+:

Cu2+ + 2e → Cu

Do đó thực chất chỉ là sự chuyển kim loại Cu từ anot sang catot. Trong thực tế sự điện phân dung dịch với anot tan đợc sử dụng chủ yếu vào việc tinh chế các kim loại (anot là kim loại cần tinh chế, catot là kim loại đã đợc tinh chế) và mạ kim loại (catot là vật cần mạ, anot là kim loại dùng để mạ).

4. Định luật Faraday

Khối lợng các chất thu đợc ở điện cực đợc tính theo công thức biểu diễn định luật Faraday:

m = 96500n

AIt

m : Khối lợng chất thu đợc ở điện cực

A : Khối lợng mol phân tử của chất thu đợc ở điện cực

n : Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận

I : Cờng độ dòng điện, tính bằng ampe

t : Thời gian điện phân, tính bằng giây

VI. ĂN MÒN KIM LOẠI VÀ CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI

– Sự ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trờng.

– Căn cứ vào môi trờng và cơ chế ăn mòn, ngời ta phân thành hai loại ăn mòn hoá học và ăn mòn điện hoá:

a) Ăn mòn hoá học

– Thờng xảy ra ở các thiết bị thờng xuyên tiếp xúc với hơi nớc, chất khí nh O2, Cl2 ... ở nhiệt độ cao.

Ví dụ : Thiết bị lò đốt bằng thép bị ăn mòn do Fe tác dụng với hơi nớc, khí oxi ở nhiệt độ cao:



3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

– Bản chất của sự ăn mòn hoá học là quá trình oxi hoá– khử, trong đó các electron của kim loại đợc chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trờng.

b) Ăn mòn điện hoá

Ăn mòn điện hoá là sự ăn mòn kim loại do tác dụng của dung dịch chất điện ly và tạo ra dòng điện.

Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hoá:

– Các điện cực phải khác chất nhau, kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn sẽ đóng vai trò cực âm và bị ăn mòn (kim loại nguyên chất khó bị ăn mòn).

– Các điện cực phải tiếp xúc với nhau

– Các điện cực phải cùng tiếp xúc với 1 dung dịch chất điện li

Cơ chế ăn mòn:

– Tại điện cực âm (anot): xảy ra sự oxi hoá kim loại

R → Rn+ + ne

– Tại điện cực dương (catot): xảy ra sự khử

+) Môi trờng ăn mòn có tính axit:

2H+ + 2e → H2

+) Môi trờng ăn mòn có tính bazơ hoặc trung tính:

O2 + H2O + 4e → 4OH–

Chống ăn mòn kim loại: có hai phương pháp phổ biến là bảo vệ bề mặt và bảo vệ điện hoá.

– Bảo vệ bề mặt: dùng các hoá chất bền với môi trờng để cách li kim loại với môi trờng.

– Bảo vệ điện hoá: nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại hoạt động hơn (kim loại hi sinh), khi xảy ra quá trình ăn mòn điện hoá, kim loại hoạt động hơn sẽ đóng vai trò điện cực âm và bị ăn mòn, kim loại cần bảo vệ đóng vai trò điện cực dương và không bị ăn mòn.

VII. NGUYÊN TẮC VÀ PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

1. Nguyên tắc điều chế kim loại

Khử ion kim loại thành kim loại: Mn+ + ne → M

2. Phương pháp cơ bản điều chế kim loại

a. Phương pháp nhiệt luyện

Khử các oxit kim loại thành kim loại ở nhiệt độ cao bằng chất khử nh C, CO, H2 hoặc Al.

3CO + Fe2O3 ot⎯→ 3CO2 + 2Fe

H2 + CuO ot⎯→ H2O + Cu

Phương pháp này dùng để điều chế kim loại có tính khử trung bình và yếu



b. Phương pháp thuỷ luyện

Tách lấy kim loại từ muối tan trong dung dịch, phổ biến nhất là dùng kim loại mạnh hơn để đẩy kim loại yếu trong dung dịch muối.


Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag

Phương pháp này áp dụng để điều chế kim loại có thế oxi hoá – khử chuẩn cao: Cu, Hg, Ag, Au....

c. Phương pháp điện phân

Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại trên catot. Bằng phương pháp điện phân có thể điều chế hầu hết các kim loại.

– Điện phân nóng chảy: dùng để điều chế các kim loại có tính khử mạnh nh kim loại nhóm IA, IIA, Al.

Ví dụ: Điều chế Na bằng cách điện phân NaCl nóng chảy.

2®pnc2NaCl 2Na Cl⎯⎯⎯→ +

–Điện phân dung dịch: dùng điều chế kim loại có tính khử trung bình và yếu

Ví dụ: điều chế Zn bằng cách điện phân dung dịch ZnSO4

2ZnSO4 + 2H2O dpdd⎯⎯⎯→ 2Zn + O2 + 2H2SO4

Phương pháp điện phân thờng dùng để điều chế kim loại có độ tinh khiết cao.



Chủ đề 8 KIM LOẠI NHÓM IA, IIA VÀ NHÔM

I. KIM LOẠI KIỀM

1. Khái quát về kim loại kiềm trong bảng tuần hoàn

– Nhóm IA gồm: liti (Li), natri (Na), kali (K), rubiđi (Rb), xesi (Cs) và franxi (Fr).

– Cấu hình electron lớp ngoài cùng: ns1.

– Năng lợng ion hoá: kim loại kiềm có năng lợng ion hoá nhỏ nhất so với các kim loại khác. Theo chiều từ Li đến Cs năng lợng ion hoá giảm dần. Riêng Fr là một nguyên tố phóng xạ.

– Số oxi hoá: +1 trong mọi hợp chất.


Tinh thể kim loại kiềm đều có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối, có đặc điểm: liên kết kim loại yếu, tinh thể tương đối rỗng nên các kim loại kiềm có:

– Khối lợng riêng nhỏ.

– Nhiệt độ nóng chảy thấp (<200oC), nhiệt độ sôi thấp.

– Độ cứng thấp, có thể dùng dao cắt dễ dàng

– Độ dẫn điện cao.

Tính chất vật lí biến đổi theo quy luật.


– Các kim loại kiềm có tính khử mạnh, tính khử tăng dần từ Li đến Cs.

– Phản ứng với phi kim:

+) Tác dụng với O2: Li cho ngọn lửa màu đỏ son, Na cho ngọn lửa màu vàng, K cho ngọn lửa màu tím nhạt.

4R + O2 → 2R2O

+) Tác dụng mạnh với hầu hết các phi kim tạo muối.

– Phản ứng với nớc: các kim loại kiềm tác dụng mạnh với nớc ở nhiệt độ thờng

2R + H2O → 2ROH + H2

– Tác dụng với axit: Các kim loại kiềm phản ứng mãnh liệt với axit, các dung dịch HCl loãng, HNO3 hay H2SO4 đặc... phản ứng với KLK gây nổ rất nguy hiểm. Chỉ nên làm thí nghiệm với axit HCl đặc, nồng độ > 20%.

4. Điều chế kim loại kiềm

Phương pháp điện phân muối halogenua hoặc hiđroxit nóng chảy.

Ví dụ: 2NaCl ®pnc⎯⎯→ 2Na + Cl2

4NaOH ®pnc⎯⎯→ 2Na + H2O + O2



5. Một số hợp chất quan trọng

a. Hiđroxit của kim loại kiềm

NaOH, KOH là những bazơ mạnh, đợc điều chế bằng cách điện phân dung dịch muối clorua có màng ngăn:

2NaCl + 2H2O ®pnc⎯⎯→ H2 + Cl2 + 2NaOH

b. Các muối

– NaHCO3: có tính chất lỡng tính, kém bền với nhiệt

2NAHCO3 ot⎯→ NA2CO3 + CO2 ↑ + H2O

– Na2CO3 (xođa): có tính bazơ, bền với nhiệt.

II. KIM LOẠI KIỀM THỔ

1. Vị trí trong bảng tuần hoàn

– Nhóm IIA (kim loại kiềm thổ) gồm: beri (Be), magie (Mg), canxi (Ca), strontri (Sr), bari (Ba).

– Cấu hình electron: ns2

– Kim loại kiềm thổ có năng lợng ion hoá nhỏ so với các kim loại khác, nhng lớn hơn kim loại kiềm tương ứng. Theo chiều từ Be đến Ba năng lợng ion hoá giảm dần.

– Số oxi hoá: +2 trong mọi hợp chất.


– Các kim loại kiềm thổ có kiểu mạng tinh thể khác nhau, liên kết kim loại của chúng tương đối yếu nên :

– Sự biến dổi tính chất vật lí không đều đặn nh các kim loại kiềm

– Khối lợng riêng tương đối nhỏ, là những kim loại nhẹ hơn nhôm (trừ Ba).

– Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, độ cứng cao hơn KLK nhng vẫn tương đối thấp.

3. Tính chất hoá học : Tính khử mạnh

M → M2+ + 2e

a. Tác dụng với phi kim :

– Tác dụng mạnh với oxi tạo oxit :

2R + O2 ot⎯→ 2RO

– Tác dụng với phi kim khác tạo muối:

M + X2 ot⎯→ MX2

b. Tác dụng với nớc

– Be không tác dụng với nớc, Mg chỉ tác dụng với nớc ở nhiệt độ cao

Mg + H2O ot⎯→ MgO + H2



– Các kim loại Ca, Sr, Ba tác dụng mãnh liệt với nớc ở nhiệt độ thờng , do khả năng tan của các hiđroxit t-ương ứng.

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

c. Tác dụng với axit:

– Tác dụng mạnh với H+ trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng (E0KLKT << 0)

R + 2H+ → R2+ + H2

– Tác dụng với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc do KLKT khử mạnh N+5 (trong HNO3), S+6 (H2SO4 đặc) tạo các sản phẩm ứng với số oxi hoá thấp hơn của nitơ: NH4NO3 ; N2 ; N2O ; NO ; NO2 và lu huỳnh: SO2, H2S, S.

3Mg + 4H2SO4 (đặc) ot⎯→ 3MgSO4 + S + 4H2O

4. Điều chế kim loại kiềm thổ

– Phương pháp: điện phân muối halogenua nóng chảy.

Ví dụ: MgCl2 ®pnc⎯⎯→ Mg + Cl2

5. Một số hợp chất quan trọng của canxi

– Ca(OH)2, CaCO3, CaSO4

– Nớc cứng: là loại nớc có chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+. Để làm mềm nớc cứng phải chuyển các ion này vào các chất không tan (phương pháp kết tủa) hoặc thay thế chúng bằng các ion khác (phương pháp trao đổi ion).

III. NHÔM

1. Vị trí, cấu tạo

– Nhôm thuộc nhóm IIIA, chu kì 3, STT :13.

– Cấu hình electron: 3s23p1

– Số oxi hoá bền: +3

2. Tính chất hoá học: Al có tính khử khá mạnh

Al → Al3+ + 3e

a. Tác dụng với phi kim

– Tác dụng với nhiều phi kim nh oxi, lu huỳnh, halogen.

4Al + 3O2 ot⎯→ 2Al2O3

2Al + 3Cl2 ot⎯→ 2AlCl3

b. Tác dụng với axit

– Tác dụng mạnh với H+ trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng (E0Al

3+/Al = –1,66V)



2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2 ↑

2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2

– Tác dụng mạnh với dung dịch HNO3 loãng, đặc nóng, H2SO4 đặc nóng do Al khử mạnh N+5 (trong HNO3), S+6 (H2SO4 đặc) tạo các sản phẩm ứng với số oxi hoá thấp hơn của nitơ: NH4NO3 ; N2 ; N2O ; NO ; NO2 và lu huỳnh: SO2, H2S , S.

2Al + 6H2SO4 (đặc) ot⎯→ Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2Al + 12H+ + 3SO42–

ot⎯→ 2Al3+ + 3SO2 + 6H2O

– Chú ý: Al không tan trong dung dịch H2SO4 đặc nguội, HNO3 đặc nguội!

c. Tác dụng với oxit kim loại (phản ứng nhiệt nhôm)

– Al khử đợc nhiều oxit kim loại thành kim loại ở nhiệt độ cao trong điều kiện không có không khí.

2Al + Fe2O3 ot⎯→ Al2O3 + 2Fe

d. Tác dụng với nước

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2 ↑

– Phản ứng này chỉ xảy ra trên bề mặt của thanh Al do Al(OH)3 tạo thành không tan đã ngăn cản phản ứng. Vật bằng Al không phản ứng với H2O ở bất kì nhiệt độ nào là do có lớp Al2O3 rất mỏng, mịn, bền chắc bảo vệ. Thực tế coi Al không tác dụng với nớc!

e. Tác dụng với dung dịch kiềm

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

f. Tác dụng với dung dịch muối

– Al có E0Al

3+/Al = –1,66V nhỏ nên khử đợc nhiều ion kim loại có E0 lớn hơn:

2Al + 3Cu2+ → 2Al3++ 3Cu

3. Hợp chất quan trọng của nhôm

a. Oxit nhôm

– Là oxit lỡng tính, rất bền với nhiệt

– Tác dụng với dung dịch axit:

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O

– Tác dụng với dung dịch bazơ → muối aluminat:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]dd

– Điều chế: 2Al(OH)3 ot⎯→ Al2O3 + 3H2O

b. Nhôm hidroxit

– Là hiđroxit kém bền với nhiệt, có tính chất lỡng tính.

– Tác dụng với dung dịch axit:



Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

– Tác dụng với dung dịch bazơ mạnh → muối aluminat:

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]dd

– Điều chế:

+) Từ dung dịch muối Al3+ (AlCl3, Al(NO3)3, Al2(SO4)3) tác dụng với dd bazơ:

Al3+ + 3OH– → Al(OH)3 ↓

+) Từ dung dịch muối aluminat (NaAlO2 , Ba(AlO2)2...) tác dụng với dd axit:

[Al(OH)4]– + H+ → Al(OH)3 ↓ + H2O

c. Muối nhôm

Muối nhôm quan trọng là phèn chua K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O.

4. Sản xuất nhôm

– Nguyên liệu: quặng boxit Al2O3.nH2O. Quặng boxit thờng lẫn các tạp chất là Fe2O3 và SiO2.

– Ngời ta làm sạch Fe2O3 và SiO2 đợc Al2O3 khan.

– Điện phân nóng chảy Al2O3 với criolit (3NaF.AlF3 hay Na3AlF6) trong bình điện phân với hai điện cực bằng than chì, thu đợc nhôm:

2Al2O3 ⎯⎯ →⎯dpnc 4Al + 3O2



Chủ đề 9 KIM LOẠI NHÓM B (CROM – SẮT – ĐỒNG)

I. CROM (Cr)


– Vị trí trong bảng tuần hoàn : Số thứ tự 24; chu kì 4, nhóm VIB.

– Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d54s1

– Số oxi hoá: +1 đến +6

2. Tính chất

a. Tính chất vật lí

Crom là kim loại trắng xám, nặng (D =7,2 g/cm3), rất cứng, độ cứng chỉ kém kim cương. Nhiệt độ nóng chảy của crom là 1875 0C và sôi ở 2570 0C.

b. Tính chất hóa học

Crom có tính khử, tuỳ theo chất oxi hoá mà Cr có thể bị oxi hoá lên các mức oxi hoá +2 hay +3

– Tác dụng với phi kim:

4Cr + 3 O2 ot⎯→ 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 ot⎯→ 2CrCl3

– Crom có một lớp oxit mỏng bền vững bảo vệ, nên rất bền, không phản ứng với nớc và không khí.

– Tác dụng với axit:

+) Khi đun nóng không có mặt oxi, màng oxit tan, crom tác dụng với dung dịch axit tạo ra muối crom (II):

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2

+) Crom không tác dụng với dung dịch loãng, nguội của axit HCl, H2SO4.

+) Ở nhiệt độ thờng, crom bị HNO3 đặc và H2SO4 đặc làm thụ động hóa giống nh nhôm. ở nhiệt độ cao bị oxi hoá mạnh tạo muối Cr3+

2Cr + 6H2SO4 (đặc) ot⎯→ Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

3. Một số hợp chất của crom

a. Hợp chất crom (II): CrO, Cr(OH)2 , muối Cr2+

– Oxit CrO là một oxit bazơ, có tính khử nên dễ bị O2 oxi hoá thành Cr2O3

4CrO + O2 → 2Cr2O3

– Hiđroxit Cr(OH)2 là một chất rắn màu vàng, không tan trong nớc, Cr(OH)2 là một bazơ và có tính khử. Khi đun nóng trong không khí, bị oxi hóa thành Cr(OH)3

4Cr(OH)2 + 2H2O + O2 ot⎯→ 4Cr(OH)3



– Muối crom (II): có tính khử mạnh.

4CrCl2 + O2 + 4HCl → 4CrCl3 + 2H2O

2CrCl2 + Cl2 → 2CrCl3

b. Hợp chất crom (III): Cr2O3, Cr(OH)3, muối Cr3+

Cr2O3

– Là một chất bột màu lục thẫm, khó nóng chảy và cứng.

– Có tính chất lỡng tính, tan trong dung dịch axit mạnh và kiềm đặc.

Cr2O3 + 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3H2O

Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Cr(OH)4]dd

Cr(OH) 3

– Là một chất kết tủa keo, màu lục xám, không tan trong nớc.

– Có tính lỡng tính nh Al(OH)3, tan trong dung dịch axit và kiềm mạnh.

Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O

Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4]dd

Muối crom (III)

– Có tính oxi hoá trong môi trờng axit

Zn + 2CrCl3 → ZnCl2 + 2CrCl2

– Có tính khử trong môi trờng kiềm

2CrBr3 + 3Br2 + 16NaOH → 2Na2CrO4 + 12NaBr + 8H2O

(Cr3+ + 3Br2 + 16OH– → 2CrO42– + 6Br– + 8H2O

c. Hợp chất crom (VI): CrO3, muối cromat (Cr+6)

CrO3 :

– CrO3 là chất rắn có màu đỏ thẫm


+) CrO3 là một oxit axit, CrO3 rất dễ tan trong nớc tạo ra các axit cromic (khi có nhiều nớc) và axit đicromic (khi có ít nớc).

CrO3 + H2O → H2CrO4 (axit cromic)

2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 (axit đicromic)

Các axit này chỉ tồn tại ở dạng dung dịch.

+) CrO3 là một chất oxi hoá rất mạnh, oxi hoá nhiều chất vô cơ và hữu cơ

2CrO3 + 2NH3 → Cr2O3 + N2 + 3H2O

– Muối cromat và đicromat: các muối bền hơn nhiều so với các axit tương ứng. Ion CrO42– màu vàng, Cr-

2O72– có màu đỏ da cam. Hai loại ion này trong nớc luôn tồn tại cân bằng:

Cr2O72– + H2O 2CrO4

2– + 2H+

t0



Muối cromat và đicromat là những chất oxi hóa mạnh nhất là trong môi trờng axit, Cr+6 bị khử thành Cr+3

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

K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

II. SẮT (Fe)


– Số thứ tự 26, chu kì 4, nhóm VIIIB.


– Số oxi hoá: +2, +3

2. Tính chất


Sắt là kim loại màu trắng hơi xám, nặng (D = 7,9g/cm3), nóng chảy ở 15390C và sôi ở 27700C. Dẻo, dễ dát mỏng và kéo sợi, có tính nhiễm từ.


Sắt là kim loại có tính khử trung bình. Tuỳ theo chất oxi hoá và điều kiện phản ứng sắt bị oxi hoá tới các mức oxi hoá +2 hoặc +3

– Tác dụng với phi kim:

3Fe + 2O2 ot⎯→ Fe3O4

2Fe +3Cl2 ot⎯→ 2FeCl3

Fe + S ot⎯→ FeS


+) Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng: E0(Fe2+ / Fe) = – 0,44V < E0(H+ / H2) nên Fe khử đợc H+:

Fe + 2H+ → Fe2+ + H2

+) Với các axit HNO3 đặc nóng và H2SO4 đặc, nóng: Fe khử mạnh N+5 (NO3–), S+6 (SO4

2–) sinh ra muối Fe3+

2Fe + 6 H2SO4 đđ ot⎯→ Fe2(SO4)3 + 3SO2 ↑ + 6 H2O

+) Sắt bị thụ động hóa trong HNO3 và H2SO4 đặc nguội.

– Tác dụng với dung dịch muối: Fe khử đợc các ion kim loại trong dd muối của những cặp oxi hoá khử có thế điện cực chuẩn cao hơn nh Cu2+ /Cu (+ 0,34V)


(Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu)

– Tác dụng với nớc: ở nhiệt độ cao sắt tác dụng với nớc, phản ứng này giải thích sắt và hợp kim sắt bị gỉ khi tiếp xúc với hơi nớc ở nhiệt độ cao



Fe +H2O o570 C>⎯⎯⎯→ FeO + H2↑

3Fe + 4H2O o570 C<⎯⎯⎯→ Fe3O4 + 4 H2 ↑

3. Hợp chất của sắt

a. Hợp chất sắt (II): FeO, Fe(OH) 2, muối Fe2+

– Tính chất đặc trng là tính khử :

3FeO + 10HNO3loãng → 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O

4Fe(OH)2 (trắng xanh)+ O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (đỏ nâu)

2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3

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

– FeO, Fe(OH) 2 là các chất có tính bazơ.

b. Hợp chất sắt (III): Fe2O3, Fe(OH)3, các muối Fe3+

– Hợp chất Fe3+ có tính oxi hóa : E0(Fe3+ /Fe2+) = 0,77 V, cao hơn thế điện cực chuẩn của một số cặp oxi hoá khử nh Cu2+/Cu, I2 /I–, S/ S2–

nên có các phản ứng:

2FeCl3 +2KI → 2FeCl2+ I2 +2KCl

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

2FeCl3 +Cu → 2FeCl2 + CuCl2

2FeCl3 +H2S → 2FeCl2 +S ↓+2HCl

– Fe2O3, Fe(OH)3 là các chất có tính bazơ

c. Các loại quặng sắt: manhetit: Fe3O4, hematit đỏ: Fe2O3, hematit nâu: Fe2O3.nH2O xiđerit: FeCO3. Pirit: FeS2

4. Hợp kim của sắt

Sắt tạo nhiều hợp kim có nhiều ứng dụng quan trọng trong đó có gang và thép. Gang và thép (thép cacbon) đều là các hợp kim của sắt với cacbon, trong gang hàm lợng cacbon và một số nguyên tố khác cao hơn trong thép.

Luyện gang:

– Nguyên tắc:

Quặng sắt (manhetit, hematit) oCO,t⎯⎯→ Fe3O4

oCO,t⎯⎯→ FeO oCO,t⎯⎯→ Fe

– Nguyên liệu: Quặng sắt + Chất chảy(CaCO3 hoặc SiO2) + Than cốc + O2(không khí) → Gang + Xỉ + Khí lò cao

Luyện thép:

– Nguyên tắc: Oxi hoá tạp chất trong gang thành oxit bằng O2 không khí

– Nguyên liệu:



Gang + Chất chảy (CaCO3 hoặc SiO2) + O2ot⎯→ Thép + Xỉ + Khí

III. ĐỒNG


– Số thứ tự: 29, chu kì 4, nhóm IB


– Số oxi hóa: +1, +2

2. Tính chất


Đồng là kim loại màu đỏ, nặng (D = 8,98g/cm3), nóng chảy ở 10830C và sôi ở 28770C. Đồng tinh khiết t-ương đối mềm dễ dát mỏng, kéo sợi, dẫn điện, dẫn nhiệt rất tốt, chỉ thua bạc.


Đồng là kim loại kém hoạt động hóa học, có tính khử yếu.

– Tác dụng với các phi kim:

Cu + Cl2 ot⎯→ CuCl2

2Cu + O2 ot⎯→ 2CuO


Cu +2H2SO4đ ot⎯→ CuSO4 +SO2 ↑ + 2H2O

Cu + 4HNO3đ ot⎯→ Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑ + 2H2O

E0(Cu2+ /Cu) = + 0,34 V > E0(H+ /H2) = 0,00V nên Cu không khử đợc H+ trong dung dịch HCl và H2SO4 loãng, chỉ tác dụng đợc khi có mặt khí oxi:

2Cu + O2 + 4HCl → 2CuCl2 + 2H2O

– Tác dụng với một số dung dịch muối: Cu khử đợc các ion kim loại trong dd muối của những cặp oxi hoá khử có thế điện cực chuẩn cao hơn nh Fe3+/Fe2+ , Ag+/Ag...

Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+

3. Hợp chất của đồng

– Đồng có các số oxi hóa +1 và +2, trong đó hợp chất đồng (II) bền hơn.

– CuO là chất bột màu đen, không tan trong nớc, là một oxit bazơ và có tính oxi hoá

CuO + CO ot⎯→ Cu + CO2

CuO + Cu ot⎯→ Cu2O

– Cu(OH)2 là chất bột màu xanh, không tan trong nớc, là một bazơ. Cu(OH)2 tan dễ dàng trong dung dịch NH3 tạo thành dung dịch màu xanh thẫm gọi là nớc Svayde:

Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2



VI. BẠC – VÀNG – NIKEN – KẼM – THIẾC – CHÌ

Đơn chất

Vị trí / Cấu hình e

Số oxi hoá/ Eo (V) Tính chất vật

lí Tính chất hoá học

47Ag Chu kì 5, nhóm IB

[Kr]4d105s1

Số oxh : +1, (+2)

E0Ag+/Ag =

+0,80V

Màu trắng, dẫn điện, nhiệt tốt nhất

Tính khử yếu

T/d với phi kim

2Ag + O3 → Ag2O + O2

(có H2S:

4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S +

2H2O)

T/d với dung dịch axit : Bị các axit HNO3,

H2SO4 đặc oxi hoá

Ag + 2HNO3 đặc → AgNO3 + NO2 + H2O

79Au chu kì 6, nhóm IB

[Xe]4f145d106s1

+1, +3

E0Au

3+/Au =

+1,50V

Mềm, màu vàng, dẻo, dẫn điện, nhiệt tốt.

Tính khử rất yếu

T/d với dung dịch axit : Rất bền vững, chỉ bị nớc cờng toan (HNO3:HCl=1:3) oxi hoá

Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO + 2H2O

28Ni chu kì 4, nhóm VIIIB

[Ar]3d84s2

+2, (+3)

E0Ni

2+/Ni = –0,26V

Màu trắng bạc, cứng, nặng

Tính khử trung bình

T/d với phi kim : 2Ni + O2 o

500 C⎯⎯→ 2NiO

T/d với dung dịch axit : tan đợc trong axit nh HNO3

Ni + 2HNO3 đặc → Ni(NO3)2 + NO2 +

H2O

Tác dụng với dd muối : Khử đợc các ion kim loại đứng sau trong dãy điện hoá

Ni + Cu2+→ Ni2+ + Cu

30Zn chu kì 4, nhóm IIB

[Ar]3d104s2

+2

E0Zn

2+/Zn = –0,76V

Màu lam nhạt, độ giòn, dẻo thay đổi theo nhiệt độ

Tính khử mạnh

T/d với phi kim : 2Zn + O2 o

t⎯→ 2ZnO

T/d với dung dịch axit :

– Khử H+ trong dung dịch axit



Đơn chất




Zn + 2H+ → Zn2+ + H2

– Khử mạnh N+5 trong HNO3 , S+6 trong

H2SO4 đặc

4Zn+10HNO3loãng→4Zn(NO3)2+N2O+5H2O


Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

50Sn chu kì 5,nhóm IVA

[Kr]4d105s25p2

+2, +4

E0Sn

2+/Sn = –0,14V

Màu trắng bạc, dẻo,

Tính khử yếu

T/d với phi kim : 4Sn + O2 ⎯→ot 2SnO2

T/d với dung dịch axit :

– Khử H+ trong dung dịch axit

Sn + 2H+ → Sn2+ + H2

– Tác dụng với dung dịch HNO3 loãng

3Sn+8HNO3đặc→3Sn(NO3)2+2NO+4H2O

– HNO3, H2SO4 đặc nóng

Sn+6HNO3đặc→Sn(NO3)4+NO2+3H2O


Sn + Cu2+ → Sn2+ + Cu

82Pb 6, IVA

[Xe]4f145d106s26p2

+2, +4

E0Pb

2+/Pb = –0,13V

Màu trắng hơi xanh, mềm, dễ dát mỏng, kéo sợi

Màu trắng hơi xanh, mềm, dễ dát mỏng, kéo sợi

Tính khử yếu

T/d với phi kim : 2Pb + O2 → 2PbO

T/d với dung dịch axit

– Không tác dụng với HCl, H2SO4 loãng do muối chì không tan bao bọc

– Với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc nóng

Pb+2HNO3đặc→Pb(NO3)2+NO2+H2O

Tác dụng với dd muối : Khử đợc các ion kim



Đơn chất




loại đứng sau trong dãy điện hoá

Pb + Cu2+ → Pb2+ + Cu



Chủ đề 10 ĐẠI CƯƠNG VỀ HOÁ HỌC HỮU CƠ

1. Khái niệm

Hợp chất hữu cơ là hợp chất của cacbon (trừ CO2, CO, muối xianua, muối cacbonat, cacbua kim loại).

Trong phân tử chất hữu cơ nhất thiết phải có nguyên tố cacbon, thờng có hiđro, ngoài ra còn có oxi, halogen, nitơ,….

2. Đặc điểm chung của chất hữu cơ

Đa số các hợp chất hữu cơ khi bị đốt nóng có oxi thì cháy, chúng kém bền với nhiệt nên dễ bị phân huỷ bởi nhiệt.

Phản ứng của các hợp chất hữu cơ thờng xảy ra chậm, không hoàn toàn, không theo một hớng nhất định, thờng cần đun nóng hoặc cần có xúc tác.

3. Phân loại

Hiđrocacbon

Hiđrocacbon no

Dẫn xuất của

hiđrocacbon

Dẫn xuất halogen, ancol, phenol, anđehit, xeton, axit, este

Hiđrocacbon không no Hợp chất chứa nitơ

Hiđrocacbon thơm Cacbohiđrat

Polime

4. Các loại công thức biểu diễn phân tử hợp chất hữu cơ

Công thức đơn giản nhất

Công thức phân tử Công thức cấu tạo

Khái niệm

Cho biết tỉ lệ tối giản về số lợng nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử hợp chất hữu cơ.

Cho biết số lợng nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử.

Cho biết thứ tự liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử.

Ví dụ CH2O C2H4O2; C6H12O6 CH3-CH2-O-H

Ph-ương pháp xác định

Lập tỉ lệ số mol của các nguyên tố trong phân tử.

– Từ công thức đơn giản nhất và phân tử khối.

– Tính theo phương trình hoá học.

5. Nội dung của thuyết cấu tạo hoá học

– Trong phân tử hợp chất hữu cơ, các nguyên tử liên kết với nhau theo một thứ tự nhất định gọi là cấu tạo hoá học. Khi thay đổi thứ tự liên kết đó sẽ tạo thành hợp chất mới.

– Trong phân tử hợp chất hữu cơ, nguyên tố cacbon luôn có hoá trị IV. Các nguyên tử liên kết với nhau theo đúng hoá trị của chúng.



– Các nguyên tử cacbon không những liên kết với các nguyên tử khác mà còn có thể liên kết với nhau tạo thành mạch cacbon (mạch hở, mạch vòng ; mạch không phân nhánh và mạch có phân nhánh).

– Tính chất của một hợp chất không những phụ thuộc vào bản chất, số lợng nguyên tử của các nguyên tố mà còn phụ thuộc vào cấu tạo hoá học của chúng.

6. Đồng đẳng, đồng phân

Đồng đẳng Đồng phân

Các chất có công thức phân tử khác nhau một hay nhiều nhóm CH2 nhng có cấu tạo hoá học giống nhau do đó có tính chất giống nhau.

Các chất khác nhau có cùng công thức phân tử đợc gọi là đồng phân của nhau.

Đặc điểm Mỗi dãy đồng đẳng có một công thức phân tử tổng quát chung

– Đồng phân cấu tạo

– Đồng phân lập thể

Tính chất Các chất trong cùng dãy đồng đẳng có tính chất tương tự nhau

– Đồng phân loại nhóm chức : tính chất khác nhau ;

– Đồng phân cấu tạo mạch cacbon : tính chất có thể giống nhau.

– Đồng phân vị trí nhóm chức

7. Phân tích nguyên tố

Phân tích định tính cho biết thành phần các nguyên tố tạo nên phân tử.

Phân tích định lợng cho biết phần trăm khối lợng mỗi nguyên tố. Khi xác định đợc phân tử khối của hợp chất thì có thể xác định đợc công thức phân tử của hợp chất hữu cơ.

8. Phương pháp tách biệt và tinh chế hợp chất hữu cơ

Có một số phương pháp tách biệt và tinh chế thờng dùng nh sau :

a. Phương pháp chng cất

Dựa vào sự khác nhau về nhiệt độ sôi của các chất lỏng trong cùng một hỗn hợp để tách chúng ra khỏi nhau. Quá trình đun sôi một hỗn hợp lỏng, để chất lỏng chuyển thành hơi sau đó làm lạnh, hơi sẽ ngng tụ thành dạng lỏng gọi là sự chng cất.

Có các kĩ thuật chng cất khác nhau tùy thuộc vào yêu càu và đặc điểm của chất lỏng : chng cất thờng, chng cất phân đoạn, chng cất lôi cuốn hơi nớc.

b. Phương pháp chiết

Dùng để tách riêng đợc hai lớp chất lỏng không tan vào nhau ra khỏi nhau. Thờng là tách chất hữu cơ ra khỏi lớp nớc hoặc dung dịch nớc.

c. Phương pháp kết tinh

Dựa vào độ tan khác nhau của các chất rắn trong một dung môi và sự thay đổi độ tan theo nhiệt độ để tách biệt và tinh chế chúng.

9. Phản ứng hữu cơ



a– Khái niệm: là quá trình phấ vỡ liên kết hóa học trong phân tử chất ban đầu và hình thành liên kết hóa học mới, tạo thành chất mới

b- Đặc điểm

Phản ứng hữu cơ xảy ra chậm; thờng cần đun nóng hoặc có xúc tác;

Trong cùng điều kiện có thể xảy ra theo nhiều hớng khác nhau (do các liên kết hóa học trong phân tử chất hữu cơ có độ bền gần giống nhau nên dễ cùng bị phân cắt) do đó thờng thu đợc hỗn hợp sản phẩm

c– Các kiểu phân cắt liên kết hoá học

- Phân cắt đồng li: cặp electron dùng chung đợc chia đều cho 2 nguyên tử tham gia liên kết.

- Phân cắt dị li: cặp electron dùng chung thuộc về nguyên tử tham gia liên kết có độ âm điện lớn hơn.

d- Các loại phản ứng cơ bản

+ Phản ứng thế: thay nguyên tử này bằng nguyên tử khác

+ Phản ứng cộng: hợp chất có liên kết bội (C=C, C=O, C=N, C≡N, …) kết hợp thêm phân tử khác

+ Phản ứng tách: loại bỏ phân tử nhỏ ra khỏi phân tử chất hữu cơ

Ngoài ra còn có các loại phản ứng khác: Phản ứng oxi hoá hoàn toàn chất hữu cơ, phản ứng oxi hóa cắt mạch cacbon,…



Chủ đề 11 HIĐROCACBON

1. Hiđrocacbon no

Hiđrocacbon no là những hiđrocacbon trong phân tử chỉ có liên kết đơn. Gồm : – Ankan (hiđrocacbon no, mạch hở) có công thức phân tử tổng quát CxH2x+2 (n ≥1) ;

– Xicloankan (hiđrocacbon no, mạch vòng) có công thức phân tử tổng quát CxH2x (n ≥ 3).

Ankan Xicloankan

Đồng phân

Đồng phân mạch cacbon không phân nhánh.

Đồng phân mạch nhánh.

– Đồng phân mạch vòng có số cạnh bằng số nguyên tử cacbon.

– Đồng phân vòng nhỏ hơn có một hoặc nhiều nhánh.

Tính chất vật lí

Các chất trong phân tử có không quá 4 nguyên tử cacbon : là chất khí ; từ 5 đến 15 nguyên tử cacbon : chất lỏng ; không màu, nhẹ hơn nớc và không tan trong nớc.

– Phản ứng thế nguyên tử hiđro bằng nguyên tử halogen hoặc nhóm nitro :

CxH2x + 2 + X2 ⎯→⎯askt CxH2x + 1X + HX

CxH2x + HONO2 ⎯⎯ →⎯ xtt ,0

CxH2x – 1NO2 + H2O

– Phản ứng oxi hoá hoàn toàn

– Phản ứng tách hiđro tạo thành

anken CxH 2x + 2 ⎯⎯ →⎯ xtt ,0

CxH

2x

– Phản ứng cracking : phân cắt thành các phân tử nhỏ hơn

– Phản ứng rifominh : chuyển hợp chất mạch không nhánh thành mạch nhánh ;

– Phản ứng tách hiđro – khép vòng : tạo thành hợp chất vòng no 5, 6 cạnh

– Các xicloankan vòng 3 hoặc 4 cạnh có phản ứng cộng mở vòng ;

– Tách hiđro rạo thành hợp chất vòng không no hoặc vòng thơm.

Điều chế – Giảm một nguyên tử cacbon

CxH 2x + 1COONa ⎯⎯⎯⎯ →⎯0,, tCaONaOH

CxH 2x + 2

– Tăng mạch cacbon

CxH 2x + 1Cl ⎯⎯ →⎯ eteNa , C2xH 4x

+ 2

– Từ cacbua kim loại, Ví dụ

– Tách hiđro – khép vòng ankan



Ankan Xicloankan

Al4C3 + 12H2O → 3CH4 + 4

Al(OH)3

2. Anken – Ankađien – Ankin

Anken Ankađien Ankin

Khái niệm

Là những hiđrocacbon không no mạch hở, trong phân tử có một liên kết đôi C =C.

Những hiđrocacbon không no, mạch hở, trong phân tử có hai liên kết đôi C=C.

Là những hiđrocacbon không no mạch hở trong phân tử có một liên kết ba C ≡ C,

CTTQ CxH2x với x ≥ 2. CxH2x – 2 với x ≥ 3. CxH2x –2 với x ≥2.

Đồng phân

Đồng phân cấu tạo

– Đồng phân mạch cacbon (không nhánh và có nhánh) tưương tự ankan.

– Đồng phân vị trí liên kết đôi, liên kết ba trong mạch cacbon.

Đồng phân lập thể : đồng phân hình học

– Đồng phân hình học tại mỗi liên kết đôi

– Đồng phân vị trí t-ưương đối của 2 liên kết đôi

Tính chất hoá học

a) Phản ứng cộng

– Cộng H2/Ni

– Cộng Br2

– Cộng HX : tuân theo quy tắc Maccopnicop

b) Phản ứng với dung dịch KMnO4

c) Phản ứng trùng hợp Các ankin có liên kết ba ở đầu mạch có tính chất của một axit yếu.

3. Hiđrocacbon thơm

a) Hiđrocacbon thơm là những hiđrocacbon có vòng benzen trong phân tử

Benzen và các chất đồng đẳng lập thành dãy đồng đẳng của benzen có công thức phân tử tổng quát CxH2x –

6 với x ≥ 6.

b) Đồng phân của các đồng đẳng của benzen

– Các đồng đẳng của benzen từ C8H10 trở đi dạng R–C6H5 có đồng phân về mạch cacbon của mạch nhánh ngoài vòng benzen.

– Khi ở vòng benzen có hai hoặc hơn hai nhóm thế ankyl, sẽ có đồng phân về vị trí tưương đối giữa các nhóm thế đó.



c) Tính chất hoá học

– Benzen và các đồng đẳng có khả năng tham gia phản ứng thế nguyên tử H ở vòng thơm (halogen, nitro,..).

Quy tắc thế : các đồng đẳng của benzen tham gia phản ứng thế nguyên tử H của vòng benzen dễ hơn benzen và u tiên thế nguyên tử H ở vị trí ortho và para so với mạch nhánh ankyl lớn nhất.

– Các đồng đẳng của benzen có phản ứng thế nguyên tử H ở mạch nhánh của vòng benzen tương tự ankan

– Các hiđrocacbon thơm có khả năng tham gia phản ứng cộng (hiđro, halogen) vào nhân thơm. Khả năng cộng vào vòng benzen khó hơn cộng vào liên kết đôi trong phân tử anken.

– Hiđrocacbon thơm có mạch nhánh không no có tính chất hoá học tương tự hiđrocacbon không no tương ứng.

– Khi đun nóng với dung dịch KMnO4 hoặc chất oxi hoá khác, mạch nhánh trong phân tử các hiđrocacbon thơm bị oxi hoá gãy mạch. Ví dụ :

C6H5–R ⎯⎯ →⎯ 4KMnO C6H5COOK ⎯→⎯+H C6H5COOH

Tính chất này đợc ứng dụng điều chế axit thơm.



Chủ đề 12 DẪN XUẤT HALOGEN – ANCOL – PHENOL

I. DẪN XUẤT HALOGEN

1. Khái niệm

Dẫn xuất halogen của hiđrocacbon, thờng gọi tắt là dẫn xuất halogen có công thức phân tử CxHyXz, trong đó X là nguyên tở halogen.

Dẫn xuất halogen gồm có dẫn xuất flo, dẫn xuất clo, dẫn xuất brom, dẫn xuất iot và dẫn xuất chứa đồng thời một vài halogen khác nhau.

Theo cấu tạo gốc hiđrocacbon có các loại sau : Dẫn xuất halogen no, dẫn xuất halogen không no và dẫn xuất halogen thơm ; dẫn xuất bậc I, bậc II và bậc III.

2. Đồng phân và danh pháp

Có đồng phân mạch cacbon nh ở hiđrocacbon, đồng thời có đồng phân vị trí nhóm chức (vị trí nguyên tử halogen). Ví dụ : CH3CH2CH2Br và CH3CHBrCH3 ;

Tên của các dẫn xuất halogen đơn giản đợc cấu tạo từ tên gốc hiđrocacbon + halogenua ( tên gốc–chức). Ví dụ : C2H5Cl etyl clorua ; C6H5Br phenyl bromua,...

3. Tính chất

a. Phản ứng thế nguyên tử halogen

– Thủy phân RX tạo thành hợp chất R–OH

RX + H2O ⎯⎯⎯ →⎯0,tNaOH R–OH + HX

Nếu R là gốc thơm, phản ứng tạo ra phenol (hoặc muối của phenol).

Khả năng tham gia phản ứng thế : ankyl halogenua > aryl halogenua ;

bậc III > bậc II > bậc I

– Tách HX tạo thành liên kết đôi C=C, phản ứng tuân theo quy tắc Zai–xep. Ví dụ

CH3CHClCH2CH3 + NaOH ⎯⎯⎯ →⎯0

52 ,tOHHC CH2=CHCH2CH3 + CH3CH=CHCH3

(spp) (spc) + NaX + H2O

– Tác dụng với kim loại tạo thành hợp chất cơ–kim

RX + Mg ⎯⎯ →⎯0,tete RMgX



4. Phương pháp điều chế

a. Thế nguyên tử hiđro trong phân tử hiđrocacbon

b. Cộng HX vào hiđrocacbon không no

c. Thế OH của ancol bằng nguyên tử halogen

II. ANCOL

1. Khái niệm

Ancol là những hợp chất hữu cơ phân tử gồm một hay nhiều nhóm OH liên kết với nguyên tử cacbon no (nguyên tử cacbon lai hoá sp3) của gốc hiđrocacbon.

Công thức của một số loại ancol : – Ancol đơn chức : CxHyOH hay CxHyO.

– Ancol no đơn chức CxH2x+2O hay CxH2x+1OH

– Ancol đơn chức bậc một CxHyCH2OH hay R–CH2OH ;

– Ancol đa chức : CxHy(OH)k với x≥ k ≥ 2.

– Ancol no đa chức : CxH2x+2Ok với 2 ≤ k ≤ x (hay CxH2x+2–k(OH)k)

2. Đồng phân

– Các ancol có các đồng phân mạch cacbon, đồng phân vị trí của nhóm OH trong mạch cacbon và đồng phân bậc ancol.

– Các ancol đa chức còn có đồng phân về vị trí tương đối giữa các nhóm OH.

3. Tính chất hoá học của ancol đơn chức

– Tác dụng với kim loại kiềm ROH + Na → RONa + 1/2H2

– Tác dụng với axit thành este và nớc ROH + CH3COOH CH3COOR + H2O – Thay thế nhóm OH bằng gốc hiđrocacbon khác tạo thành ete

ROH + R1OH ROR1 + H2O – Ancol no đơn chức tách nớc thành anken ; phản ứng tuân theo quy tắc Zaixep

CxH2x+1OH ⎯⎯ →⎯ xt,t0

CxH2x + H2O (x ≥ 2) – Ancol bậc I bị oxi hoá không hoàn toàn thành anđehit

R–CH2OH + 2

1 O2 ⎯⎯ →⎯0t,Cu R–CHO + H2O

– Ancol bậc II bị oxi hoá không hoàn toàn thành xeton

RCH(OH)R1 + 2

1 O2 ⎯⎯ →⎯0t,Cu RCOR1 + H2O

– Phản ứng cháy (oxi hoá hoàn toàn)

CxH2x+2O + 2O2

x3 → xCO2 + (x + 1)H2O



3. Tính chất hoá học của ancol no đa chức

a) Có tính chất giống ancol no đơn chức : Tác dụng natri, axit, tách H2O (phức tạp), este hoá, oxi hoá không hoàn toàn,...

b) Ancol đa chức phân tử có ít nhất 2 nhóm OH cạnh nhau hoà tan Cu(OH)2 thành dung dịch màu xanh lam đậm.

4. Phương pháp diều chế

a. Hiđrat hoá anken

b. Thủy phân dẫn xuất halogen

c. Phương pháp sinh hóa điều chế etanol : lên men glucozơ



Chủ đề 13 ANĐEHIT – XETON – AXIT – ESTE

I. ANĐEHIT, XETON

1. Khái niệm

Hợp chất có nhóm C=O liên kết với gốc hiđrocacbon đợc gọi là hợp chất cacbonyl.

Anđehit : hợp chất có nhóm CH=O liên kết với nguyên tử H hoặc gốc hiđrocacbon hoặc nhóm CHO khác. Ví dụ HCH=O, CH3–CH=O, O=CH–CH=O, CH2=CH–CHO,...

Xeton : hợp chất có nhóm C=O liên kết với hai nguyên tử cacbon (của gốc hiđrocacbon hoặc của nhóm xeton C=O khác), Ví dụ : CH3–CO–CH3, CH3CO–C6H5, CH3CO–COCH3, CH2=CH–COCH3,...

2. Công thức tổng quát

Anđehit no đơn chức : CxH2x + 1CHO hay CnH2nO

Anđehit đơn chức : CxHyCHO hoặc CnHmO

Anđehit (đơn, đa chức) : CxHy(CHO)k với k ≥1, x ≥ 0.

Xeton là đồng phân nhóm chức của anđehit nên có công thức phân tử tương tự anđehit tương ứng.


a) Tính oxi hoá

Anđehit tác dụng với H2/Ni tạo thành ancol đơn chức bậc một :

CxHy CHO + H2 ⎯⎯ →⎯ xt,t0

Cx HyCH2OH Xeton tác dụng với hiđro cho ancol bậc II, Ví dụ

CH3COCH3 + H2 ⎯⎯ →⎯ xt,t0

CH3CHOHCH3

b) Tính khử

Anđehit bị oxi hoá bởi nớc brom hoặc hiđro peoxit,... thành axit hữu cơ :

CxHyCHO + Br2 + H2O → CxHyCOOH + 2HBr

Anđehit bị oxi hoá bởi phức bạc– amoniac (phản ứng tráng bạc) :

CxHy[CHO]k + k[Ag(NH3)2]OH ⎯→⎯ CxHY[COONH4]k + 2kAg↓ + kNH3 Riêng HCHO : HCHO + 4[Ag(NH3)2]OH d ⎯→⎯ (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3


a) Điều chế anđehit :

– Oxi hoá ancol bậc 1 đợc

CxHyCH2OH + (chất oxihoá) → CxHyCHO + H2O

–Thủy phân dẫn xuất 1,1–đihalogen



CxHyCH2Cl2 + 2NaOH ⎯→⎯0t CxHyCHO + 2NaCl +2H2O

b) Điều chế CH3CHO :

Từ axetilen : CH≡ CH + H2O ⎯⎯⎯ →⎯ 4HgSO CH3CHO

Từ etilen : 2CH2= CH2 + O2 ⎯⎯ →⎯ xt,t0

2CH3CHO

Từ C2H5OH : C2H5OH + CuO ⎯→⎯0t CH3CH=O + Cu + H2O

Từ CH3CHCl2 : CH3CHCl2 + 2NaOH ⎯→⎯0t CH3CH=O + 2NaCl + H2O

c) Oxi hoá ancol bậc II đợc xeton

CH3–CHOH–CH3 + CuO ⎯→⎯0t CH3–CO–CH3 + Cu + H2O

d) Điều chế axeton : oxi hoá cumen thu đợc axeton và phenol.

II. AXIT CACBOXYLIC


Axit no đơn chức : CxH2x+1COOH hay CnH2nO2 n ≥ 1.

Axit đơn chức : CxHyCOOH hoặc CnHmO2.

Axit (đơn, đa chức) : CxHy[COOH]k k ≥ 1.

Axit không no có 1 liên kết đôi C=C : CxH2x–1COOH hay CnH2n–2O2.

Axit thơm đơn : có vòng benzen liên kết trực tiếp với nhóm –COOH.

2. Tính chất hoá học chung

a) Khi tan trong H2O, axit phân li một phần

Ví dụ : CH3COOH CH3COO – + H+

Dung dịch axit làm quỳ tím hoá đỏ.

b) Có tính chất chung của axit

Tác dụng với bazơ, oxit bazơ, muối và kim loại hoạt động trớc hiđro trong dãy điện thế).

c) Phản ứng este hoá

Ví dụ : CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O

d) Phản ứng cháy

Ví dụ : CH3COOH + 2O2 ⎯→⎯0t 2CO2 + 2H2O



3. Tính chất của gốc hiđrocacbon

a. Phản ứng thế halogen vào gốc no, thơm

b. Phản ứng cộng vào gốc không no

4. Tính chất riêng

– Axit fomic có phản ứng tráng bạc : HCOOH + 2[Ag(NH3)2]OH ⎯→⎯ (NH4)2CO3 + 2Ag↓ + 2NH3

– Muối của axit hoặc axit tác dụng với hỗn hợp vôi tôi –xut (ở thể rắn) :

CH3COONa + NaOH ⎯⎯ →⎯0 tCaO, CH4 + Na2CO3

(CH3COO)2Ca ⎯⎯ →⎯0 tCaO, CH3CO–CH3 + 2CaCO3

CH3COOH + 2NaOH ⎯⎯ →⎯0 tCaO, CH4 + Na2CO3 + H2O


a) Oxi hoá không hoàn toàn anđehit :

CxHyCHO + 2[Ag(NH3)2]OH ⎯→⎯ CxHyCOONH4 + 2Ag + 3NH3

b) Điều chế CH3COOH

Oxi hoá ancol etylic nhờ enzim : C2 H5OH + O2 ⎯⎯ →⎯men CH3COOH + H2O Từ metanol và CO

CH3OH + CO ⎯⎯ →⎯ xt,t0

CH3COOH

III. ESTE CỦA AXIT CACBOXYLIC


Este no đơn chức : CxH2x+1COOCyH 2y+1hay CnH2nO2

Este đơn chức : CxHyCOOCpHq hay CnHmO2 Chất béo là este của glixerol với axit béo đơn chức :

Ví dụ : Tristearin [C17H35COO]3C3H5

Triolein [C17H33COO]3C3H5

Tripanmitin [C15H31COO]3C3H5


a) Phản ứng thuỷ phân, xúc tác axit

CxHyCOOCpHq + H2O Cx HyCOOH + CpHqOH

b) Phản ứng xà phòng hoá

CxHyCOOCpHq + NaOH → CxHyCOONa + CpHqOH

Xà phòng hoá chất béo : (C17H35COO)3C3H5 + 3NaOH ⎯→⎯ 3C17H35COONa + C3H5(OH)3



c) Phản ứng chuyển hoá chất béo lỏng thành chất béo rắn

[C17H33COO]3C3H5 + 3H2 ⎯⎯ →⎯ Ni,to

[C17H35COO]3C3H5

d) Một số phản ứng đặc biệt

CxHyCOOCH=CH2 + H2O ⎯⎯ →⎯ xt,t0

CxHyCOOH + CH3CH=O

CxHyCOOCH=CH2 + NaOH → CxHyCOONa + CH3CHO

CxHyCOO–C6H5+2NaOH → CxHyCOONa + C6H5ONa + H2O


a) Axit tác dụng với ancol, có axit xúc tác:

CxHyCOOCH + CpHqOH CxHyCOOCpHq +H2O

b) Một vài phản ứng đặc biệt

� CH3COOH + CH≡CH ⎯⎯ →⎯ xtto CH3COOCH= CH2 + H2O

� C6H5OH + (CH3CO)2O ⎯⎯ →⎯ xtto CH3COOC6H5 + CH3COOH

IV. MỘT VÀI ĐIỂM CẦN CHÚ Ý

1. Xác định loại nhóm chức và số nhóm chức : Dựa vào công thức phân tử hoặc tỉ lệ mol giữa các chất phản ứng với chất tạo ra hoặc dựa vào đặc điểm tính chất hoá học.

Ví dụ : Chất X đơn chức có CTĐG C2H4O, tác dụng đợc với NaOH. Vậy X là axit hoặc este đơn chức, phân tử phải có 2 nguyên tử oxi. Vậy X có CTPT C4H8O2.

2. Dựa vào sự biến thiên khối lợng của các chất trớc và sau phản ứng.

Ví dụ : RCOOH + NaOH → RCOONa + H2O

Mmuối – Maxit = 22 g/ mol/nhóm COOH

3. Nếu hỗn hợp các axit hoặc este có phản ứng tráng gương thì trong đó có axit fomic hoặc este của nó, v.v.

4. Nếu hỗn hợp tác dụng với dung dịch AgNO3 trong dung dịch NH3 có Ag kết tủa thì trong đó có HCHO hoặc HCOOH hoặc este của axit fomic.



Chủ đề 14 CACBOHIĐRAT

I. KHÁI NIỆM

Cacbohiđrat (gluxit, saccarit) là những hợp chất hữu cơ tạp chức mà đa số chúng có công thức chung là Cn(H2O)m.

II. PHÂN LOẠI

Monosaccarit : Là nhóm cacbohiđrat đơn giản nhất không thể thuỷ phân đợc. Ví dụ : Glucozơ, fructozơ (C6H12O6).

Đisaccarit : Là nhóm cacbohiđrat mà khi thuỷ phân sinh ra 2 phân tử monosaccarit. Ví dụ : saccarozơ, mantozơ (C12H22O11).

Polisaccarit : Là nhóm cacbohiđrat phức tạp nhất mà khi thuỷ phân đến cùng sinh ra nhiều phân tử monosaccarit. Ví dụ : Tinh bột, xenlulozơ (C6H10O5)n.

III. CẤU TRÚC PHÂN TỬ

1. Glucozơ, fructozơ C6H12O6

Glucozơ chủ yếu tồn tại dới 2 dạng cấu trúc vòng 6 cạnh là dạng α– và dạng β–. Hai dạng này chuyển hoá lẫn nhau qua dạng mạch hở :

CH2OH[CHOH]4CHO

α– glucozơ β–glucozơ

Fructozơ cũng tồn tại dới hai cấu dạng vòng 5 cạnh ; hai dạng mạch vòng này cũng chuyển hoá lẫn nhau qua dạng mạch hở tương tự nh glucozơ :

CH2OH[CHOH]3COCH2OH

2. Saccarozơ và mantozơ cũng tồn tại chủ yếu ở dạng mạch vòng.

Phân tử saccarozơ do gốc ỏ– glucozơ liên kết tại nguyên tử C1 qua nguyên tử oxi với gốc õ– fructozơ ở nguyên tử C4

O

OH

OH

OH

CH2OH

O

O

OH

OH

HOCH2

CH2OH

HH

Gốc ỏ– glucozơ Gốc õ–fructozơ

OH

CH2OHCH2OHO

OH

OH

OH

CH2OH

CH2OHO

OH

OH

O

OH OH

OH

OH

CH2OHO

OH

OH

OH

CH2OH

OH



Phân tử mantozơ do hai gốc glucozơ liên kết với nhau qua nguyên tử oxi, gốc thứ nhất ở C1, gốc thứ hai ở C4. Phân tử mantozơ ở dạng mạch vòng còn nhóm OH hemiaxetal tự do nên tồn tại cân bằng với dạng mạch hở có nhóm chức –CH=O.

Gốc ỏ– glucozơ Gốc ỏ– glucozơ

2. Polisaccarit : Tinh bột, xenlulozơ (-C6H10O5-)n

Tinh bột gồm 2 loại phân tử polime : amilozơ (do các đơn vị ỏ–glucozơ liên kết với nhau bằng liên kết 1,4–glicozit tạo thành mạch không phân nhánh) và amilopectin (do các đoạn mạch ỏ–glucozơ liên kết với nhau tạo nên ; các đoạn mạchnày liên kết với nhau bằng liên kết 1,6–glicozit, tạo thành mạch phân nhánh).

Xenlulozơ do các đơn vị õ–glucozơ liên kết với nhau bằng liên kết 1,4–glicozit tạo thành mạch dài không phân nhánh.

IV. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC

1. Mono- và đisaccarit

a) Phản ứng của ancol đa chức : tác dụng natri

Ví dụ :

HOCH2–[CHOH]4–CH=O + 5Na → NaOCH2–[CHONa]4–CH=O + 5/2H2

b) Phản ứng của nhóm C=O của dạng mạch hở : cộng H2, tráng bạc,...

Ví dụ :

HO–CH2–[CHOH]4–CHO + H2 ⎯⎯ →⎯ xt,t0

HO–CH2–[CHOH]4–CH2OH

HO–CH2–[CHOH]4–CHO + 2Ag(NH3)2OH ⎯⎯ →⎯ xt,t0

HO–CH2–[CHOH]4–COONH4 +2Ag + 3NH3

Mantozơ và fructozơ cũng có phản ứng tráng bạc, cộng hiđro.

c) Phản ứng của cả hai nhóm chức

Glucozơ tạo đợc dung dịch màu xanh lam với Cu(OH)2 tương tự glixerol, nhng màu xanh bị mất khi đun nóng và sinh ra Cu2O màu đỏ son.

d) Phản ứng của cả phân tử

Khi có xúc tác men thích hợp, glucozơ chuyển hoá thành ancol etylic hoặc axit lactic (CH3–CH(OH)–COOH).

e) Đisaccarit bị thủy phân

C12H22O11 + H2O ⎯⎯ →⎯0,txt C6H12O6 + C6H12O6

h) Glucozơ và mantozơ bị oxi hoá bởi nớc brom, hiđro peoxit

Ví dụ :

O

OH

OH

OH

CH2OH

O

H O

OH

OH

CH2OHH OH

H

11 4

O

OH

OH

OH

CH2OH

O

H OH

OH

OH

CH2OHH

11 4 CH=O



HO–CH2–[CHOH]4–CHO + Br2 + H2O →

HO–CH2–[CHOH]4–COOH + 2HBr

2. Polisaccarit

a) Tinh bột và xenlulozơ bị thủy phân dần dần và cuối cùng sinh ra glucozơ

(-C6H10O5-)n + nH2O ⎯⎯ →⎯0,txt nC6H12O6

b) Xenlulozơ tác dụng với axit

(-C6H10O5-)n + 3nHNO3 ⎯⎯ →⎯0,txt (-C6H7O2(ONO2)3-)n + 3nH2O

c) Tinh bột có phản ứng màu với iot



Chủ đề 15 HỢP CHẤT CHỨA NITƠ :

AMIN, AMINO AXIT, PEPTIT, PROTEIN

I. AMIN

1. Khái niệm

Khi thay thế nguyên tử hiđro trong phân tử amoniac bằng gốc hiđrocacbon ta đợc các hợp chất amin.

Bậc của amin bằng số nguyên tử H trong phân tử amoniac bị thay thế bằng gốc hiđrocacbon/ hoặc bằng số liên kết của nguyên tử N với nguyên tử C.

Amin no. đơn chức, mạch hở có công thức phân tử dạng CnH2n+3N, n ≥ 1.

Amin thơm: phân tử có chức amin liên kết trực tiếp với nguyên tử cacbon của vòng benzen.

2. Đồng phân

Các amin có đồng phân bậc amin và đồng phân mạch cacbon.

Amin bậc I còn có thêm đồng phân vị trí nhóm NH2 trong mạch cacbon.

3. Tính chất hoá học của amin đơn chức

a) Tính bazơ giống NH3 : tác dụng với nớc, axit

CH3CH2NH2 + H2O CH3CH2NH+3 + HO–

C6H5NH2 + HCl → C6H5NH+3Cl–

Dung dịch amin mạch hở làm xanh quỳ tím ; dung dịch amin thơm nói chung không làm xanh quỳ tím.

b) Tính chất của nhân benzen liên kết với nhóm NH2 (tương tự phenol)

C6H5NH2 + 3Br2 dd → 2,4,6–Br3C6H2NH2 + 3HBr

c) Phản ứng cháy → CO2, H2O, N2

2CxHyN + (4x + y/2)O2 ⎯→⎯0t 2xCO2 +

2

y yH2O + 2

1 N2


a. Thế nguyên tử H của amoniac bằng gốc hiđrocacbon

NH3 ⎯⎯ →⎯0tRX, RNH2 ⎯⎯ →⎯

0tRX, R2NH ⎯⎯ →⎯0tRX, R3N

b. Khử hợp chất nitro, xianua,..

R–CN + 2H2 ⎯⎯ →⎯0txt, RCH2NH2

C6H5NO2 + 6H → C6H5NH2 + 2H2O



II. AMINO AXIT

1. Định nghĩa

Amino axit là những hợp chất hữu cơ tạp chức, trong phân tử vừa có nhóm amino –NH2 vừa có nhóm cacboxyl –COOH.

Công thức tổng quát (NH2)xR(COOH)y


a) Tính chất bazơ của amin, ví dụ tác dụng với axit tạo thành muối

NH2–CH2 – COOH + HCl → ClNH3CH2–COO

b) Tính chất của axit : tác dụng với bazơ

NH2–CH2–COOH + NaOH → H2N–CH2–COONa + H2O

c) pH của dung dịch amino axit (NH2)xR(COOH)y

x = y : dung dịch có pH = 7 ;

x < y : dung dịch có pH < 7 ;

x > y : dung dịch có pH > 7 ;

c) Tính chất của cả 2 nhóm chức

- Sự điện li tạo muối nội phân tử

H2N–CH2COOH H3N+CH2COO–

- Điểm đẳng điện : pH tại đó amino axit ở giữa hai điện cực, không di chuyển về điện cực nào.

- Phản ứng trùng ngng : các 6–amino axit hoặc 7–amino axit có phản ứng trùng ngng :

H2N[CH2]5COOH H2OHN[CH2]5CO nn n+⎯⎯→⎯0txt,

III. PEPTIT

1. Khái niệm

Liên kết peptit là liên kết tạo giữa nhóm CO và NH (CO–NH) của các

ỏ–amino axit.

Peptit là các chất hữu cơ phân tử đợc tạo nên từ các ỏ–amino axit nhờ liên kết peptit. Các đơn vị ỏ–amino axit có thể giống nhau hoặc khác nhau.

Công thức cấu tạo chung của peptit mạch hở :

H(NHRCO)nNH(R1CO)m...NHRnCO)kOH

Oligopeptit : phân tử gồm 2 – 10 đơn vị ỏ–amino axit tạo nên, Ví dụ

Đipeptit : H2NCH2CONHCH2COOH hay Gly - Gly

Đầu N Đầu C

H2NCH2CONHCH(CH3) COOH hay Gly - Ala

Đầu N Đầu C



Polipeptit : phân tử tạo nên từ trên 10 đơn vị ỏ–amino axit

+ Polipeptit tạo ra từ nhiều loại ỏ–amino axit :

H2NCH(R)CO[NHCH(R)CO]nHNCH(R)COOH, n ≥ 9.

Hoặc H[NHCH(R)CO]kOH, k ≥ 11.

+ Polipeptit tạo ra từ nhiều loại ỏ–amino axit :

H[NHCH(R)CO]n-[ NH(R1)CO]m...[NHCH(Rn)CO]kOH ;

Đầu N Đầu C

2. Tính chất

a. Peptit có tính lỡng tính, ví dụ

H2NCHR1CONHCHR2COOH + HCl →

HCl.H2NCHR1CONHCHR2COOH

H2NCHR1CONHCHR2COOH + NaOH → H2NCHR1CONHCHR2COONa

+ H2O

b. Phản ứng thủy phân

H2NCHR1CONHCHR2CO....NHCHRnCOOH + (n–1)H2O-H hoÆc OH+

⎯⎯⎯⎯⎯⎯→

1 2 32 2 2

n2

H NCHR COOH NH CHR COOH NH CHR COOH ...

H NCHR COOH

+ + +

+

c. Phản ứng màu : trừ đipeptit, các peptit có phản ứng màu với Cu(OH)2.

IV. PROTEIN

1. Khái niệm

Protein là những polipeptit cao phân tử có phân tử khối từ vài chục nghìn đến vài triệu.

- Protein đơn giản là loại protein mà khi thuỷ phân chỉ cho hỗn hợp các α-amino axit.

- Protein phức tạp là loại protein đợc cấu thành từ protein đơn giản cộng với thành phần "phi protein" nữa.

- Protein tạo ra từ một loại ỏ–amino axit : (-NHCH(R)CO-)n ;

2. Cấu tạo

...-NH-CH-C−NH-CH-C-NH-CH-C−... hay | ||

n

NH C H C− −⎛ ⎞⎜ ⎟⎝ ⎠

|1R

|2R

|3R

||O

||O

||O iR O



3. Tính chất

a) Tính chất đông tụ

Protein đơn giản tan đợc trong nớc tạo thành dung dịch keo và đông tụ lại khi đun nóng hoặc khi cho axit, bazơ và một số muối vào dung dịch protein. Ví dụ : hoà tan lòng trắng trứng vào nớc, sau đó đun sôi, lòng trắng trứng sẽ đông tụ lại.

b) Tính chất hoá học

- Tương tự nh peptit, protein bị thuỷ phân nhờ xúc tác axit hoặc bazơ hoặc enzim sinh ra các peptit và cuối cùng thành các α-amino axit

(-HNCH(R)CO-)n + nH2O ⎯→⎯+H nH2NCH(R)COOH

- Protein có phản ứng màu biure với Cu(OH)2tạo hợp chất màu xanh tím.

V. MỘT SỐ CHÚ Ý KHI LÀM BÀI TẬP

– Xác định loại nhóm chức và số nhóm chức mỗi loại dựa vào tính chất hoá học, quan hệ số mol với chất phản ứng và độ biến thiên khối lợng...

– Xác định mạch cacbon, vị trí nhóm chức trong mạnh cacbon, và dựa vào phương pháp điều chế, nguồn gốc của các chất, ứng dụng của chúng.

– Biểu diễn đúng cấu tạo của peptit và polipetit.



Chủ đề 16 POLIME – VẬT LIỆU POLIME

I. POLIME

1. Khái niệm

Những hợp chất có khối lợng phân tử rất lớn (từ hàng ngàn tới hàng triệu đvC) do nhiều mắt xích liên kết với nhau đợc gọi là hợp chất cao phân tử hay polime.

Polime gồm 2 loại :

– Polime thiên nhiên : cao su thiên nhiên, tinh bột, xenlulozơ, peptit, protein,...

– Polime tổng hợp : polibutađien, polietilen, PVC,....

2. Cấu trúc của polime

Có 3 dạng cấu trúc : mạch không nhánh (Ví dụ : polietilen, PVC, aminlozơ, xenlulozơ,...), mạch phân nhánh (Ví dụ : nhựa rezol) và mạng không gian (Ví dụ : cao su lu hoá, amilopectin, nhựa rezit).

3. Tính chất

a) Tính chất vật lí

Các polime không bay hơi, không có nhiệt độ nóng chảy xác định, khó bị hoà tan trong các dung môi thông thờng, có tính bền nhiệt và độ bền cơ học cao.

b) Tính chất hoá học

– Nhiều polime có tính bền vững với tác dụng của axit, bazơ và chất oxi hoá nh teflon, polietilen,...

– Một số polime có phản ứng giữ nguyên mạch polime : xenlulozơ có phản ứng este hoá ; PVC, poli(metyl metacrylat) bị thủy phân ; phản ứng cộng vào liên kết đôi C=C,..... Ví dụ :

[C6H7O2(OH)3]+ 3nHNO3 ⎯⎯⎯⎯⎯→o

2 4H SO , t [C6H7O2(ONO2)3]n + 3nH2O

Xenlulozơ Xenlulozơ trinitrat

CH2 CH

Cl

CH2 CH

OH+ nNaOH + nNaCln n

Poli(vinyl clorua) Poli(vinyl ancol)/ ancol polivinylic

– Một số polime có phản ứng phân cắt mạch polime (các polieste, poliamit, tinh bột hoặc xenlulozơ,… bị thuỷ phân trong môi trường axit hoặc bazơ hoặc xúc tác enzim) :

Tinh bột và xenlulozơ bị thuỷ phân (xúc tác axit hoặc enzim) tạo thành glucozơ

(C6H10O5)n + nH2O +

⎯⎯⎯⎯→oH , t nC6H12O6

Protein bị thủy phân đến cùng thành các ỏ– amino axit

− − − − − − − − − −

1 2 3

... NH CH CO NH CH CO NH CH CO ...| | |R R R

+ nH2O



+⎯⎯⎯⎯⎯→

oH , thay enzim

− − + − − + − − +2 2 2

1 2 3

NH CH COOH H N CH COOH H N CH COOH ...| | |R R R

– Polipeptit và protein có phản ứng màu với Cu(OH)2 ; tinh bột có phản ứng màu với iot ;...

4. Phương pháp tổng hợp polime

a) Phản ứng trùng hợp

– Quá trình kết hợp liên tiếp nhiều phân tử nhỏ (monome) tạo thành phân tử lớn (polime) đợc gọi là phản ứng trùng hợp.

– Các chất tham gia phản ứng trùng hợp là những chất trong phân tử có liên kết bội (đôi hoặc ba) hoặc vòng kém bền.

b) Phản ứng trùng ngng

– Quá trình nhiều phân tử nhỏ (monome) kết hợp với nhau thành phân tử lớn (polime) đồng thời giải phóng những phân tử nhỏ khác gọi là phản ứng trùng ngng.

– Các chất tham gia phản ứng trùng ngng là những chất trong phân tử phải có từ hai nhóm chức có khả năng phản ứng trở lên.

5. Một số polime quan trọng

Công thức cấu tạo Tên gọi Monome Ứng dụng

CH2CH2 n

Polietilen Túi đựng,

CHCH2 n

polistiren

C6H5CH=CH2 trần xốp

nCH2CH =CHCH2

polibutađien

CH2=CH–

CH=CH2

cao su buna

nCH2C

COOCH3

CH3

poli(metyl metacrylat)

sản xuất thuỷ tinh hữu cơ

HN[CH2]6NHCO[CH2]4CO n nilon–6,6 vải

nCH2 CH

Cl

poli(vinyl clorua)

CH2=CHCl ống dẫn, vỏ dây điện

n

OH

CH2

Vật liệu điện,

II. VẬT LIỆU POLIME

Thành phần chính của vật liệu polime là các polime.



Một số vật liệu polime tiêu biểu :

1. Cao su

Là vật liệu polime có tính đàn hồi. Có cao su thiên nhiên (lấy từ nhựa cây cao su) và cao su tổng hợp (sản xuất từ polime của ankađien). Ngoài polime là thành phần chính, trong cao su còn có chất độn, chất chống oxi hoá, chất tăng độ chịu mài mòn,... Phổ biến là cao su tự nhiên, cao su buna, cao su buna–S, buna –N,...

2. Chất dẻo

Chất dẻo là những vật liệu polime có tính dẻo.

Một số polime dùng làm chất dẻo :

Polietilen (PE) : 2 2 n(CH CH )− − −

Poli(vinyl clorua) (PVC) : 2|

n

CH C H−⎛ ⎞⎜ ⎟⎝ ⎠

Poli(metyl metacrylat) :

3

2 |COOCH

n

CH C−⎛ ⎞⎜ ⎟⎜ ⎟⎝ ⎠

Poli(phenol–fomanđehit) (PPF)

3. Tơ

a. Tơ là những polime hình sợi dài và mảnh với độ bền nhất định.

Tơ đợc phân thành hai loại :

– Tơ thiên nhiên (sẵn có trong thiên nhiên) nh bông, len, tơ tằm.

– Tơ hoá học (chế tạo bằng phương pháp hoá học).

Tơ hoá học lại đợc chia thành hai nhóm :

Tơ tổng hợp (chế tạo từ các polime tổng hợp) nh các tơ poliamit (nilon, capron), tơ polivinyl thế (vinilon, poli,...).

Tơ bán tổng hợp hay tơ nhân tạo (xuất phát từ polime thiên nhiên nhng đợc chế biến thêm bằng phương pháp hoá học) nh tơ visco, tơ xenlulozơ axetat,...

Một số loại tơ thông dụng :

Tơ nilon - 6,6 : (HN[CH2]6CO[CH2]4CO)n

poli(hexametylen ađipamit) (nilon-6,6).

– Tơ nitron (hay olon) : thuộc loại tơ vinylic đợc tổng hợp từ vinyl xianua (hay acrilonitrin) gọi là poliacrilonitrin :

= ⎯⎯⎯⎯⎯→ −⎛ ⎞⎜ ⎟⎝ ⎠

oROOR', t2 2| |

n

nCH C H CH C H

4. Vật liệu compozit

Là vật liệu hỗn hợp gồm ít nhất hai thành phần phân tán vào nhau mà không tan vào nhau.

CN CN

Cl

Tom Tat Kien Thuc Hoa Hoc THPT

Documents

Transcript of Tom Tat Kien Thuc Hoa Hoc THPT