Hệ thống kiến thức hóa học lớp 11 học kì 1

Hệ thống kiến thức Hóa học lớp 11 Học kì 1 CHƯƠNG I SỰ ĐIỆN LI SỰ ĐIỆN LI Khái niệm Là quá trình các chất khi hòa tan trong nước (hoặc ở trạng thái nóng chảy), phân li thành các ion (ion dương hoặc âm[.]

- Quá trình điện li không phải là quá trình oxi hóa - khử vì không có sự cho - nhận e, mà chỉ là quá trình tách các ion

từ mạng tinh thể ion thành các ion dương (cation) hoặc ion

âm (anion), dưới tác dụng của các phần tử dung môi phân cực (H2O)

b/ Chất điện li yếu : là các chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch

Bao gồm : các axit yếu như HF, H2SO3, H2S, HClO, HNO2,

H3PO4, CH3COOH, HCOOH,… Các bazơ yếu như

Bi(OH)3, Mg(OH)2, NH3, các amin,… Một số muối của thủy ngân HgCl2, Hg(CN)2,…

c/ Chất không điện li : là những chất khi tan vào nước hoàn toàn không phân li thành ion Ví dụ : saccarozơ C12H22O11 , ancol etylic C2H5OH , glixerol C3H5(OH)3 ,…

Cách biểu diễn

- Trong phương trình của chất điện li mạnh, dùng mũi tên 1 chiều :

HCl cũng như phân tử HCOOH trong dung dịch nước chỉ phân li một nấc ra ion H+ Đó là axit một nấc.

2 Axit nhiều nấc : Những axit khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra ion H+ là các axit nhiều nấc (đa axit)

H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4

H2PO4- ⇄ H+ + HPO42- HPO42- ⇄ H+ + PO43- Phân tử H3PO4 phân li ba nấc ra ion H+ , H3PO4 là axit ba nấc

Ví dụ 1: phương trình điện li của Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2

+ Phân li kiểu bazơ : Zn(OH)2 ⇄ Zn2+ + 2OH-

+ Phân li kiểu axit : H2ZnO2 ⇄ ZnO22-+ 2H+

Ví dụ 2 : phương trình điện li của Al(OH)3 ↔ HAlO2.H2O

+ Phân li kiểu bazơ : Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH- + Phân li kiểu axit : HAlO2.H2O ⇄ H+ + AlO2- +

b/ Muối axit : là những muối mà anion gốc axit vẫn còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ : NaHCO3 , KHSO4, Na2HPO4,…

c/ Muối hỗn tạp : là những muối trong thành phần phân tử gồm cation kim loại với nhiều anion khác nhau Ví dụ : clorua vôi CaOCl2 có 2 gốc axit Cl – Ca – OCl

d/ Muối kép : là muối trong thành phần phân tử gồm nhiều cation kim loại, một loại ion âm Ví dụ : kali nhôm sunfat KAl(SO4)2 (phèn chua) …

Tích

số ion

của nước

[H+]

và pH

đặc trưng

- Môi trường trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7M hoặc pH = 7

- Môi trường axit : [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7M hoặc pH < 7

- Môi trường bazơ : [H+] < [OH-] hay [H+] < 10-7M hoặc pH > 7

Khái niệm

pH và

ý nghĩa

thực tiễn

- Có thể đánh giá độ axit và độ kiềm của dung dịch bằng nồng độ

H+ Nhưng dd thường có nồng độ H+ nhỏ Để tránh ghi nồng độ

H+ với số mũ âm, người ta dùng giá trị pH với quy ước sau :

pH = -log[H+] Nếu [H+] = 1,0.10-a thì pH = a

- Giá trị pH có ý nghĩa thực tế to lớn Chẳng hạn, pH của máu người và động vật có giá trị gần như không đổi Thực vật chỉ có thể sinh trưởng bình thường khi giá trị pH của dd trong đất ở trong khoảng xác định đặc trưng cho mỗi loại cây Tốc độ ăn mòn kim loại trong nước tự nhiên phụ thuộc rất nhiều vào giá trị

pH của nước mà kim loại tiếp xúc

Chất chỉ thị axit –

- Phản ứng xảy ra trong dung dịch các chất điện li là phản ứng giữa các ion.

- Điều kiện :

+ Các chất tham gia phản ứng trao đổi ion phải là chất tan (dung dịch) , trừ 1

số trường hợp muối không tan tác dụng với axit mạnh (FeS + HCl ; CaCO3 + HNO3 ,…)

+ Phản ứng chỉ xảy ra khi các ion kết hợp được với nhau tạo thành ít nhất một

trong các chất sau : chất kết tủa, chất khí, chất điện li yếu

- Phương trình ion thu gọn cho biết bản chất của phản ứng trong dịch các chất điện li

- Trong phương trình ion thu gọn, người ta loại bỏ những ion không tham gia

phản ứng, còn những chất kết tủa, điện li yếu, chất khí được giữ nguyên dưới dạng phân tử.

Ví dụ 1 : Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2NaCl

- Bước 1 : viết phương trình ion đầy đủ: ta chuyển tất cả các chất

vừa dễ tan, vừa điện li mạnh thành ion, các chất khí, kết tủa, điện

li yếu để nguyên dạng phân tử

2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl-

- Bước 2 : lược bỏ những ion không tham gia phản ứng:

2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl-

- Bước 3 : ta được phương trình ion thu gọn : Ba2+ + SO42-

→ BaSO4 ↓

Ví dụ 2 : AgNO3 + HCl → AgCl ↓ + HNO3

- Bước 1 : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ +

NO3-

- Bước 2 : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3-

- Bước 2 : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3- + H2O

- Bước 3 : H+ + OH- → H2O

Ví dụ 2 : CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl

- Bước 1 : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH +

Na+ + Cl-

- Bước 2 : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- →

CH3COOH + Na+ + Cl

Bước 3 : CH3COO- + H+ → CH3COOH

CHƯƠNG II : NITƠ - PHOTPHO

NITƠ (N)

I Vị trí, cấu hình e nguyên tử

- Nitơ ở ô số 7, nhóm VA, chu kì 2

- Điều kiện thường, là chất khí không màu, không vị, không mùi, hơi nhẹ hơn không khí, hóa lỏng ở -1960C, rất ít tan

- Trong tự nhiên, nitơ tồn tại ở dạng tự do và dạng hợp chất

+ Ở dạng tự do, khí nitơ chiếm 78,16% thể tích không khí (≈ 4/5 thể tích không khí) Nitơ thiên nhiên là hỗn hợp của 2 đồng vị : N714(99,63%) và N715(0,37%).

+ Ở dạng hợp chất, nitơ có nhiều trong khoáng chất natri

nitrat NaNO 3 (diêm tiêu natri)

- Ở nhiệt độ thường, nitơ khá trơ về mặt hóa học (do liên kết

ba trong phân tử nitơ rất bền, ở 30000C nó vẫn chưa bị phân hủy rõ rệt thành các nguyên tử) Ở nhiệt độ cao, nitơ trở nên hoạt động hơn và tác dụng được với nhiều chất

- N có các số oxi hóa : -3 , từ +1 đến +5 Khi tham gia phản ứng oxi hóa – khử, số oxi hóa của N có thể tăng hoặc giảm,

do đó nó thể hiện tính khử hoặc là tính oxi hóa Tuy nhiên, tính oxi hóa vẫn là tính chất chủ yếu

1 Tính oxi hóa :

Trong các hợp chất cộng hóa trị của nitơ với những nguyên

tố có độ âm điện nhỏ hơn (như hiđro, kim loại,…), nguyên tố nitơ có số oxi hóa -3

a/ Tác dụng với kim loại :

- Ở nhiệt độ thường, nitơ chỉ tác dụng với kim loại liti, tạo thành liti nitrua:

6Li + N2 → 2Li3N

- Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng được với một số kim loại hoạt động như Mg, Ca, Al,… tạo thành nitrua kim loại

2Ca + N2 →t0 Ca3N2 (canxi nitrua) 2Al + N2 →t0 2AlN (nhôm nitrua)b/ Tác dụng với hiđro : N2 + 3H2 ⇄xtt0 cao, p cao 2NH3

2 Tính khử :

Trong các hợp chất cộng hóa trị của nitơ với những nguyên

tố có độ âm điện lớn hơn (như oxi,flo), nguyên tố nitơ có số oxi hóa dương, có thể từ +1 đến +5

N2 + O2

⇄t0 lò hòa quang điện ≈ 30000C 2NO

Trong thiên nhiên, khí NO được tạo thành khi có sấm sét Ở điều kiện thường, khí NO không màu kết hợp ngay với khí oxi của không khí tạo ra khi nitơ đioxit NO2 màu nâu đỏ : 2NO + O2 → 2NO2

Ngoài các oxit trên, các oxit khác của nitơ như N2O, N2O3,

N2O5, chúng không điều chế trực tiếp bằng phản ứng giữa nitơ và oxi

- Nhiều ngành công nghiệp như luyện kim, thực phẩm, điện tử,… sử dụng nitơ làm môi trường trơ Nitơ lỏng được dùng

để bảo quản máu và các mẫu vật khác

V

Điều chế

1 Trong công nghiệp : phương pháp chưng cất phân đoạn không khí lỏng

tử

Trong phân tử amoniac, nguyên tử

N liên kết với 3 nguyên tử H bằng

3 liên kết cộng hóa trị có cực Những đôi e dùng chung lệch về phía nguyên tử N có độ âm điện lớn hơn Phân tử NH3 có cấu tạo hình chóp với nguyên tử N ở đỉnh, đáy là một tam giác mà đỉnh là 3 nguyên tử H Trong phân tử NH3, nguyên tử NH3 còn 1 cặp e hóa trị có thể tham gia liên kết với nguyên tử khác

II

Tính

chất

vật lí

Là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan rất nhiều trong nước (ở điều kiện thường, 1 lít nước hòa tan được khoảng 800 lít khí amoniac)

III

Tính

1 Tính bazơ yếu :

- Với các dd muối Cu2+ , Zn2+ , Ag+ có thể tạo phức chất tan [Cu(NH3)4]2+ , [Zn(NH3)4]2+ , [Ag(NH3)2]+

CuCl2 + 2NH3 + 2H2O → 2NH4Cl + Cu(OH)2 ↓

4NH3 + Cu(OH)2 → [Cu(NH3)4](OH)2 (phức xanh thẫm)

c Tác dụng với axit :

Khí amoniac, cũng như dd amoniac, tác dụng với dd axit tạo ra muối amoni

NH3 + HCl → NH4Cl ; 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

2 Tính khử mạnh :

Trong phân tử amoniac, N có số oxi hóa -3 (số oxi hóa thấp nhất),

vì vậy amoniac có tính khử Tính chất này được thể hiện khi amoniac tác dụng với các chất oxi hóa

a Với oxi : 4NH3 + 3O2 →t0 2N2 + 6H2O (phản ứng cháy với ngọn lửa màu vàng)

Để làm khô khí, người ta cho khí amoniac vừa tạo thành có lẫn hơi nước đi qua bình đựng vôi sống (CaO)

Khi muốn điều chế nhanh một lượng nhỏ khí amoniac, người ta thường đun nóng dd amoniac đậm đặc

b Trong công nghiệp : tổng hợp tử nitơ và hiđro

N2(k) + 3H2(k) ⇄t0 , p, xt 2NH3(k) ΔH < 0

Đây là phản ứng thuận nghịch và tỏa nhiệt Các điều kiện áp dụng trong công nghiệp sản xuất amoniac là :

- Nhiệt độ : 450 - 5000C Ở nhiệt độ thấp hơn, cân bằng hóa học trên chuyển dịch sang phải làm tăng hiệu suất phản ứng, nhưng lại làm giảm tốc độ phản ứng

- Áp suất cao, từ 200 – 300 atm

- Chất xúc tác là sắt kim loại được trộn thêm Al2O3, K2O,…

Trong khí amoniac tạo thành còn lẫn nitơ và hiđro Hỗn hợp được làm lạnh, chỉ có amoniac hóa lỏng và tách ra Còn nitơ và hiđro chưa tham gia phản ứng lại được bổ sung vào hỗn hợp nguyên liệu ban đầu

2 Ứng dụng :

Amoniac được sử dụng chủ yếu để sản xuất axit nitric, phân đạm như urê, amoni nitrat, amoni sunfat,… ; điều chế hiđrazin N2H4làm nhiên liệu tên lửa Amoniac lỏng được dùng làm chất gây lạnh trong thiết bị lạnh

PHOTPHO (P)

I Vị trí và cấu hình e nguyên

tử

- Photpho ở ô số 15, nhóm VA, chu kì 3

- Cấu hình e : 1s22s22p63s23p3

Do lớp ngoài cùng có 5 e , nên trong các hợp chất, hóa trị của p

có thể là 5 Ngoài ra, trong 1 số hợp chất, P còn có hóa trị 3

II

Tính chất vật lí

Photpho có thể tồn tại ở 1 số dạng thù hình khác nhau, nhưng quan trọng hơn cả là Photpho trắng và Photpho đỏ

- Chất rắn trong suốt, màu

trắng hoặc hơi vàng, trông

giống như sáp, có cấu trúc

- Chất bột màu đỏ, dễ hút

ẩm và chảy rữa, bền trong không khí ở nhiệt

mạng tinh thể nguyên tử

Trong tinh thể, những phân tử

P4 nằm ở nút mạng và liên kết với nhau bằng liên kết yếu Do

đó P trắng mềm, dễ nóng chảy

(tnc = 44,10C)

- P trắng không tan trong

nước, tan trong các dung môi hữu cơ : C 6 H 6 , CS 2 ,… rất độc, gây bỏng.

- P trắng bốc cháy trong không

khí ở t 0 > 40 0 C, nên được bảo quản bằng cách ngâm trong nước.

- Phát quang màu lục nhạt trong bóng tối ở nhiệt độ thường

P trắng

→không có không khí2500C P đỏ

độ thường, không phát quang màu lục trong bóng tối, không tan trong các dung môi thông thường.

- P đỏ có cấu trúc

polime, nên khó nóng chảy, chỉ bốc cháy ở nhiệt độ trên 250 0 C, khó

bay hơi hơn P trắng

- Khi đun nóng không có

không khí, P đỏ chuyển thành hơi, khi làm lạnh thì hơi đó ngưng tụ lạnh thành P trắng

P là phi kim tương đối hoạt động P trắng hoạt động hóa học

mạnh hơn P đỏ Trong các hợp chất, P có số oxi hóa -3, +3, +5

Do đó, khi tham gia phản ứng hóa học P thể hiện tính oxi hóa hoặc tính khử

1 Tính oxi hóa : P thể hiện tính oxi hóa khi tác dụng với một số kim loại hoạt động tạo ra photphua kim loại

2P + 3Mg →t0 Mg3P2

(magie photphua)

2P + 3Zn →t0 Zn3P2

(kẽm photphua – thuốc chuột)

2 Tính khử : P thể hiện tính khử khi tác dụng với các phi kim hoạt động như oxi, halogen, lưu huỳnh,… và các hợp chất có tính oxi hóa mạnh khác

4P + O2 (thiếu) →t0 2P2O3 (điphotpho trioxit)

4P + O2 (dư) →t0 2P2O5 (điphotpho pentaoxit)

2P + 3Cl2 (thiếu) →t0 2PCl3 (photpho triclorua)

2P + 5Cl2 (dư) →t0 2PCl5 (photpho pentaclorua)

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO 6P + 5K2Cr2O7 → 5K2O + 5Cr2O3 + 3P2O3

Trong tự nhiên không gặp P ở trạng thái tự do vì nó khá hoạt

động về mặt hóa học Hai khoáng vật chính của P là photphorit

Ca3(PO4)2 và apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2

3 Sản xuất :

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C →12000C 3CaSiO3 + 5CO + 2P

(hơi P thoát ra được ngưng tụ khi làm lạnh, sẽ thu được

P trắng ở dạng rắn)

Muối amoni

Muối amoni là chất tinh thể ion, gồm cation amoni NH4+ và anion gốc axit

I Tính chất vật lí : Tất cả các muối amoni đều tan nhiều trong

nước, khi tan điện li hoàn toàn thành các ion Ion NH 4 + không màu.

II Tính chất hóa học :

1 Tác dụng với dd kiềm : Dung dịch đậm đặc của muối amoni phản ứng với dd kiềm khi đun nóng sẽ cho khí amoniac bay ra

(NH4)2CO3 + KOH →t0 K2CO3 + 2NH3 ↑ + 2H2O Phương trình ion thu gọn :

Muối của axit nitric được gọi là muối nitrat.

I Tính chất vật lí : Tất cả các muối nitrat đều dễ tan trong nước và là chất điện li mạnh Trong dd loãng, chúng phân li hoàn toàn thành các ion Ion NO3- không màu

2Cu(NO3)2 →t0 2CuO + 4NO2 + O2

4Al(NO3)3 →t0 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

4Fe(NO3)2 →t0 2Fe2O3 + 8NO2 + O2

4Fe(NO3)3 →t0 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2

- Muối nitrat của Ag, Au, Hg,… bị phân hủy tạo thành kim loại tương ứng, NO2 và O2

2AgNO3 →t0 2Ag + 2NO2 + O2

Muối photphat là muối của axit photphoric Gồm 3 loại muối :

- Muối photphat trung hòa : Na3PO4, (NH4)3PO4 , Ca3(PO4)2,…

- Muối đihiđrophotphat : KH2PO4, NH4H2PO4 , Ca(H2PO4)2,…

- Muối hiđrophotphat : Na2HPO4 , (NH4)2HPO4 , CaHPO4 ,…

1 Tính tan : tất cả muối đihiđrophotphat đều tan Trong các

muối hiđrophotphat và photphat trung hòa chỉ có muối của kim loại Na, K và amoni là dễ tan còn muối các kim loại khác đều không tan hoặc ít tan.

2 Nhận biết ion photphat : 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4 ↓ (màu vàng)

(kết tủa này không tan trong nước, nhưng tan

trong dd axit nitric loãng)

(H3PO4)

I

Cấu tạo phân

tử

Mũi tên trong CTCT trên cho biết cặp e liên kết chỉ do nguyên tử N cung cấp

- Là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm

Là chất tinh thể trong suốt, nóng chảy ở 42,50C, rất háo nước nên dễ chảy rữa, tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào Axit photphoric thường dùng là dd đặc, sánh, không màu, nồng độ 85%

- Kém bền, phân hủy ngay ở

nhiệt độ thường khi có ánh

sáng

4HNO3 →t0 4NO2 +

O2 + 2H2O

Khí NO 2 (nitơ đioxit) tan

trong dd axit, làm cho dd có

nhất, trong dd loãng phân li

hoàn toàn thành ion H+ và

NO3- Làm quỳ tím hóa đỏ,

tác dụng bazơ, oxit bazơ và

muối của axit yếu hơn tạo

Axit nitric là một trong những

axit có tính oxi hóa mạnh

Tùy thuộc vào nồng độ của

- Có tính chất của axit (làm

quỳ tím hóa đỏ, kim loại trước H trong dãy hoạt động hóa học, tác dụng bazơ, oxit bazơ và 1 số muối)

2H3PO4 + 3Na2O → 2Na3PO4 + 3H2O 2H3PO4 +

3Mg → Mg3(PO4)2 + 3H2

H3PO4 + 3AgNO3 → 3HNO3 +

axit và độ mạnh yếu của chất

khử, mà HNO3 có thể bị khử

đến các sản phẩm khác nhau

của nitơ

a Tác dụng với kim loại :

+ HNO3 phản ứng với hầu hết

nguội do tạo màng oxit bền,

bảo vệ kim loại khỏi tác dụng

của axit → dùng bình Al

Nấc 2 : H2PO4- ⇄ H+ + HPO42- (kém hơn)

Nấc 3 : HPO42- ⇄ H+ +

PO43- (rất yếu)

→ trong dd axit photphoric chứa các ion H+ , H2PO4- , HPO42- , PO43- và các phân

tử H3PO4 không phân li (không kể các ion H+ và OH-

do nước phân li)

- Khi tác dụng với dd kiềm, tùy theo lượng chất tác dụng

mà axit photphoric tạo ra muối axit, muối trung hòa hoặc hỗn hợp muối đó

- Khác với axit nitric, axit

photphoric không có tính oxi hóa

hoặc Fe để đựng HNO3 đặc nguội.

* Au, Pt tan được trong nước cường toan (cường thủy 3HCl : 1HNO3), không hòa tan được Ag vì tạo kết tủa AgCl

Au + 3HCl + HNO3 → AuCl3 + NO + 2H2O

b Tác dụng với phi kim :

S + 6HNO3 →t0H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

C + 4HNO3 →t0CO2 + 4NO2 + 2H2O

5HNO3 + P →t0H3PO4 + 5NO2 + H2O

5HNO3 + 3P + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO

c Tác dụng với hợp chất :

HNO3 đặc còn oxi hóa được hợp chất vô cơ và hữu cơ Vải, giấy, mùn cưa, dầu thông,… bị phá hủy hoặc bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3đặc

4HNO3 +

FeO → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O