TOM TAT LI THUYET 10-11-12.doc

Nhóm nguyên tố: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột.. Các nguyên

Giỏo viờn: Trần Quang Din - 1 -

LỚP 10 CHƯƠNG 1: NGUYấN TỬ

1 Thành phần cấu tạo nguyờn tử

- Nguyờn tử gồm 2 bộ phận

Vỏ nguyên tử: gồm các hạt electron mang điện âm (e)

Hạt proton mang điện dương (p)Hạt nhân

Hạt nơtron không mang điện (n)

- Vỡ nguyờn tử luụn trung hũa điện, nờn trong nguyờn tử: số hạt p = số hạt e

2 Kớch thước, khối lượng của nguyờn tử

Nguyờn tử được xem như một khối cầu cú đường kớnh d = 10-10m = 1 A0

Hạt nhõn nguyờn tử cũng được xem như là một khối cầu cú đường kớnh d = 10-4

Khối lượng nguyờn tử: mnt = mp + mn + me

Vỡ khối lượng me << mp, mn  mnt = mp + mn = mhn (bằng khối lượng hạt nhõn)

mnt = Z.mp + N.mn = Z + N = A (u) vỡ mp  mn  1u (Z, N lần lượt là tổng số proton, số nơtron)  Khi nguyờn tử cho hoặc nhận electron để biến thành ion thỡ khối lượng ion cũng được xem là khối lượng nguyờn tử

3 Đồng vị, khối lượng nguyờn tử trung bỡnh

a) Định nghĩa: Đồng vị là những nguyờn tử của cựng một nguyờn tố húa học, nghĩa là cú cựng số proton

nhưng số khối khỏc nhau ( Z giống nhau, A khỏc nhau dẫn đến N khỏc nhau)

b) Khối lượng nguyờn tử trung bỡnh ( A ) của cỏc nguyờn tố húa học

A =Khối lượng hỗn hợp các đồng vị

Tổng số nguyên tử đồng vị = A1.x1 + A2.x2 + + Ai.xi

Trong đú: A1, A2, …, Ai là số khối của đồng vị thứ 1, 2, … i

x1, x2, …, xi là % số lượng đồng vị thứ i (hoặc là số nguyờn tử của đồng vị thứ i), lấy theo thập phõn (x1 + x2 + … + xi = 100% = 1)

VD: Trong thiờn nhiờn clo cú hai đồng vị là 35

17Cl chiếm 75% và 37

17Cl chiếm 25% về số lượng Tớnh khối

lượng của nguyờn tử Clo ?

Khối lượng nguyờn tử Clo = 35 75 37 25

100 100 = 35,5 (u)

4 Sự sắp xếp electron trong nguyờn tử

a) Nguyờn tắc sắp xếp:

- Nguyờn lý vững bền: Cỏc electron lần lượt chiếm cỏc mức năng lượng từ thấp đến cao

Thứ tự tăng dần mức năng lượng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 5p 4d 6s 4f 5d 6p 7s …

- Nguyờn lý Pauli: Trong một obitan chứa tối đa 2e và 2e này cú chiều tự quay ngược nhau

- Qui tắc Hund: Trong một phõn lớp chưa đủ số electron, cỏc electron cú khuynh hướng phõn bố vào cỏc obitan sao cho số electron độc thõn trong một phõn lớp nhiều nhất

b) Cấu hỡnh electroncủa nguyờn tử biểu diễn sự phõn bố electron trờn cỏc phõn lớp thuộc cỏc lớp khỏc

nhau

Cấu hỡnh electron cũn được viết dưới dạng ụ lượng tử

Mỗi ụ lượng tử biểu diễn bằng một ụ vuụng thay cho một obitan; mỗi electron biểu diễn bằng một mũi tờn Một ụ đó cú đủ 2 electron, người ta núi rằng một cặp electron đó ghộp đụi Nếu một ụ chỉ cú 1 electron thỡ đú là electron độc thõn

Ô bitan trống electron độc thân Cặp electron ghép đôi

13 P: Cấu hỡnh electron 1s22s22p63s23p3 hoặc [Ne] 3s23p3

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

26 Fe:

- Sơ đồ phõn bố e theo mức năng lượng: 1s22s22p63s23p6 4s2 3d6

- Cấu hỡnh electron 1s22s22p63s23p63d64s2 hoặc [Ar] 3d64s2

5 Đặc điểm của lớp electron ngoài cựng

Đối với nguyờn tử của tất cả cỏc nguyờn tố, lớp ngoài cựng cú tối đa là 8 electron

Cỏc nguyờn tử cú 8 electron lớp ngoài cựng đều rất bền vững, chỳng hầu như khụng tham gia vào phản ứng húa học Đú là cỏc nguyờn tử khớ hiếm (hay khớ trơ), hoặc He cú 2 electron lớp ngoài cựng cũng rất bền vững

Cỏc nguyờn tử cú 1, 2, 3 electron lớp ngoài cựng đều là những kim loại(trừ B)

Cỏc nguyờn tử cú 5, 6, 7 electron lớp ngoài cựng thường là những phi kim

Cỏc nguyờn tử cú 4 electron lớp ngoài cựng cú thể là phi kim (nếu thuộc chu kỡ nhỏ ) hoặc kim loại (nếu thuộc chu kỡ lớn)

Cỏc electron lớp ngoài cựng quyết định hầu hết cỏc tớnh chất húa học của một nguyờn tố Do đú

cú thể dự đoỏn tớnh chất húa học cơ ban của một nguyờn tử nếu biết được sự phõn bố electron trong nguyờn tử của nguyờn tố đú

CHƯƠNG 2: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYấN TỐ HOÁ HỌC

VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN

I Bảng hệ thống tuần hoàn cỏc nguyờn tố húa học

1 ễ nguyờn tố: mỗi nguyờn tố được xếp vào một ụ của bảng gọi là ụ nguyờn tố

Stt của ụ = số hiệu nguyờn tử của nguyờn tố đú = số p = số e

2 Chu kỡ: Chu kỡ là dóy cỏc nguyờn tố mà nguyờn tử của chỳng cú cựng số lớp electron, được xếp theo

chiều điện tớch hạt nhõn tăng dần

- Bảng HTTH gồm 7 chu kỡ được đỏnh số thứ tự từ 1 đến 7 (chu kỡ nhỏ: 1, 2, 3; chu kỡ lớn: 4, 5, 6, 7)

Giáo viên: Trần Quang Din - 3 -

- Stt chu kì = số lớp electron của nguyên tử các nguyên tố trong chu kì đó = số thứ tự lớp ngoài cùng

3 Nhóm nguyên tố: Nhóm nguyên tố là tập hợp các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương

tự nhau, do đó có tính chất hóa học gần giống nhau và được xếp thành một cột

- Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị của nguyên tử các nguyên tố trong nhóm = hóa trị của nguyên tố

trong oxit cao nhất (trừ 1 số trường hợp ngoại lệ) = Số electron lớp ngoài cùng của nguyên tố nhóm A

- Bảng hệ thống tuần hoàn gồm 8 nhóm A (nhóm chính) và 8 nhóm B (nhóm phụ)

+) Nhóm A gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp s (nguyên

tố họ s) hoặc p (nguyên tố họ p) Gồm IA, IIA, …, VIIIIA

+) Nhóm B gồm các nguyên tố mà electron có mức năng lượng cao nhất thuộc phân lớp d (nguyên

tố họ d) hoặc f (nguyên tố họ f) Gồm IB, IIB, …, VIIIB

Lưu ý:

- electron hóa trị là những electron ở lớp ngoài cấu hình bão hòa (ns2np6) hoặc giả bão hòa (n-1)d10

- Nếu hai nguyên tố X, Y thuộc cùng nhóm A, thuộc hai chu kì liên tiến nhau trong bảng HTTH, ta có:

ZY = ZX + 8 (chu kì 2,3 hoặc 3,4)

hoặc ZY = ZX + 18 (chu kì 4, 5 hoặc 5, 6)

hoặc ZY = ZX + 32 (chu kì 5, 6 hoặc 6, 7)

- Nguyên tử các nguyên tố có số electron hóa trị là 8, 9, 10 đều thuộc nhóm VIIIB

II Các tính chất biến đổi tuần hoàn

1 Một số tính chất biến đổi tuần hoàn:

a) Năng lượng ion hóa thứ nhất (I 1 ) của nguyên tử: Là năng lượng tối thiểu cần để tách electron thứ

nhất ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản

b) Độ âm điện (: Khapa): Độ âm điện của nguyên tử đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên

tử khi hình thành liên kết hóa học

c) Tính kim loại, tính phi kim:

- Tính kim loại: Là tính chất của nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron để trở thành ion

- Độ âm điện đặc trưng cho khả năng thu electron về phía mình khi hình thành liên kết hóa học Nguyên

tử nguyên tố càng hút electron mạnh thì độ âm điện lớn

- Về so sánh bán kính nguyên tử, ion:

+ Nguyên tử, ion có cùng số e: khi Z tăng  bán kính nguyên tử giảm

+ Nguyên tử, ion có cùng điện tích hạt nhân (cùng Z): số e tăng  bán kính nguyên tử tăng + Khi số lớp electron tăng  bán kính nguyên tử tăng

III CÔNG THỨC OXIT CAO NHẤT, HỢP CHẤT KHÍ VỚI HIĐRO, HIĐROXIT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG HTTH

CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HOÁ HỌC

I TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC

1 Phân tử và liên kết hóa học

- Trong tự nhiên các khí hiếm tồn tại ở trạng thái phân tử đơn nguyên tử Nguyên tử của các nguyên tố khác rất ít khi tồn tại một cách độc lập mà có xu hướng kết hợp với nhau để tạo ra phân tử hay tinh thể có hai hay nhiều nguyên tử Sự kết hợp này nhằm đạt đến cấu trúc mới bền vững hơn, có năng lượng thấp

hơn Người ta gọi sự kết hợp giữa các nguyên tử là liên kết hóa học

2 Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học

a) Electron hóa trị

Electron hóa trị là electron có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học

Các nguyên tố nhóm A có số electron hóa trị bằng số electron lớp ngoài cùng, các nguyên tố nhóm B có

số electron hóa trị bằng số electron có trong các phân lớp (n-1)d và ns

b) Công thức Lewis

Công thức Lewis là loại công thức cho biết số electron hóa trị của nguyên tử, trong đó hạt nhân và electron lớp trong được biểu diễn bằng kí hiệu hóa học của nguyên tố, còn electron hóa trị tượng trưng bằng các dấu chấm (.) đặt xung quanh kí hiệu của nguyên tố (có phân biệt electron ghép đôi và độc thân) Mỗi cặp electron tham gia liên kết hoặc tự do còn có thể biểu diễn bằng một đoạn gạch ngang (-)

Giáo viên: Trần Quang Din - 5 -

b) Các khuynh hướng hình thành liên kết - Qui tắc bát tử (Octet)

Như trên đã nói, sự hình thành liên kết là nhằm đạt cấu trúc bền vững hơn Thực tế cho thấy chỉ các nguyên tử khí hiếm là tồn tại độc lập mà không liên kết với các nguyên tử khác Sở dĩ như vậy vì chúng có lớp electron ngoài cùng có cấu hình ns2np6 (8 electron) bền vững, có trạng thái năng lượng thấp Trên cơ sở này, người ta cho rằng khi tham gia liên kết để đạt cấu trúc bền các nguyên tử phải làm cho lớp vỏ của chúng giống lớp vỏ của khí hiếm gần kề Có hai giải pháp đạt đến cấu trúc này là dùng chung hoặc trao đổi các electron hóa trị

Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử: “ Khi tham gia vào liên kết hóa học các nguyên

tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trúc bền của khí hiếm bên cạnh với

8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”

(2/8/1) (2/8/7)

II LIÊN KẾT ION

1 Khái niệm về ion

Ion là những nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích

VD: Na+; Ca2+; Al3+; NH4 ; NO3 ; 2

4

SO 

- Sự tạo thành cation: các nguyên tử kim loại có bán kính nguyên tử lớn và có số electron hoá trị ít

(thường có từ 1 đến 3 electron) nên có năng lượng ion hoá nhỏ, các nguyên tử này dễ mất electron hoá trị

để trở thành ion dương (cation)

M → Mn+ + ne

- Sự tạo thành anion: các nguyên tử phi kim có bán kính nhỏ, điện tích hạt nhân lớn, số electron hoá trị

tương đối nhiều (thường có từ 5 đến 7 electron hoá trị), nên chúng có ái lực electron lớn, có khuynh hướng nhận thêm electron để đạt được vỏ electron bão hoà giống khí hiếm đứng sau, có năng lượng thấp

và bền vững Khi đó chúng tạo ra ion âm (anion)

X + me → X

m-Lưu ý: - Tổng số hạt p hoặc n của ion = tổng số hạt p hoặc n của các nguyên tử tạo nên ion

- Tổng số hạt e của ion

Đối với cation Mn+:

Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên cation Mn+ - n Đối với anion Xm- :

Tổng số hạt e = tổng số e của các nguyên tử tạo nên anion Xm- + m VD: Tính số e, p, n của các ion sau: Al3+, Fe2+, NO3, SO24, NH4, CO32-, S2- biết số khối của Al, Fe, N,

O, H, C, S lần lượt là 27, 56, 14, 16, 1, 12, 32

2 Sự tạo thành liên kết ion.

Khi có tương tác giữa các nguyên tử kim loại điển hình và các nguyên tử phi kim điển hình, thì có sự cho electron của các kim loại và sự nhận electron của các phi kim, hình thành các ion mang điện tích trái dấu, chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo ra hợp chất ion

-Cl

-Định nghĩa liên kết ion: liên kết ion là liên kết hoá học được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện ngược dấu

Bản chất của lực liên kết ion: là lực hút tĩnh điện

Đặc điểm chung của liên kết ion

- Liên kết ion là liên kết hoá học bền, do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu là lớn

- Liên kết ion không có tính định hướng trong không gian do trường lực ion tạo ra có dạng cầu

- Liên kết ion không có tính bão hoà, số lượng nguyên tử hay ion là không hữu hạn, các ion trái dấu sắp xếp xen kẽ, luân phiên nhau theo một trật tự xác định, tuần hoàn tạo ra mạng tinh thể ion

Tính chất chung của các hợp chất ion

- Luôn là chất rắn tinh thể ion

- Có nhiệt độ nóng chảy cao và không bay hơi khi cô cạn dung dịch

- Thường dễ tan trong nước và không tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực

- Dung dịch trong nước của hợp chất ion dẫn điện tốt

III LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ

1 Sự tạo thành liên kết trong phân tử H 2 , Cl 2 , N 2 , HCl, CO 2 , NH 3 , CH 4

- Sự hình thành liên kết cộng hóa trị

- Công thức electron

- Công thức cấu tạo

2 Liên kết xichma () và liên kết pi ()

Tùy theo cách xen phủ các obitan nguyên tử mà liên kết cộng hóa trị tạo thành có độ bền khác nhau Trên

cơ sở nàu người ta phân biệt liên kết cộng hóa trị thành hai loại chính là liên kết xichma () và liên kết pi ()

a) Liên kết xichma () : là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ đồng

trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kết

b) Liên kết  : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ song song trục

các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết

Liên kết  có các loại p-p , p-d , …

Liên kết  kém bền do có vùng xen phủ nhỏ và các nguyên tử không thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này

Giáo viên: Trần Quang Din - 7 -

y

y x

x

y

p-p p-d

Liên kết đơn luôn là liên kết , liên kết đôi gồm 1 và 1 và liên kết ba gồm 1 và 2

3 Liên kết cộng hóa trị phân cực và không phân cực

a) Liên kết cộng hóa trị không phân cực là loại liên kết cộng hóa trị trong đó electron chung ở chính

giữa hạt nhân hai nguyên tử Liên kết cộng hóa trị không phân cực hình thành giữa các nguyên tử của cùng một nguyên tố như ở trong các đơn chất H2, N2 O2, Cl2, …

b) Liên kết cộng hóa trị phân cực là loại liên kết cộng hóa trị trong đó electron chung lệch một phần về

phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, nguyên tử này sẽ mang một phần điện tích âm và ngược lại Liên kết cộng hóa trị phân cực hình thành giữa các nguyên tử của hai nguyên tố khác nhau ( hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử  có giá trị trong khoảng từ 0 đến 1,7), như liên kết trong các phân tử HCl, H2O, SO2, … Người ta biểu diễn sự phân cực bằng mũi tên trên gạch ngang liên kết theo chiều từ nguyên tử có

độ âm điện nhỏ đến nguyên tử có độ âm điện lớn

A+ B- (A <B )

3 Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí)

a) Định nghĩa: Liên kết cộng hoá trị cho-nhận là liên kết cộng hoá trị đặc biệt trong đó cặp electron dùng

chung chỉ do một nguyên tử cung cấp - gọi là nguyên tử cho, nguyên tử còn lại là nguyên tử nhận VD:

H

+

H H H

H +

N

O

O

N O

O hay

b) Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận:

- Nguyên tử “cho” phải có lớp vỏ electron đã bão hoà và còn ít nhất một cặp electron tự do (chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn

- Nguyên tử “nhận” phải có obitan trống

4 Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị và tính chất chung của các hợp chất cộng hoá trị

a) Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị:

- Là liên kết hoá học bền

- Sự xen phủ obitan có tính định hướng rõ rệt trong không gian để đảm bảo nguyên lí xen phủ cực đại

- Liên kết cộng hoá trị có tính bão hòa nên phân tử cộng hoá trị thường có số nguyên tử xác định

b) Tính chất chung của các hợp chất cộng hoá trị

- Có thể tồn tại ở trạng thái khí, lỏng hoặc rắn ở điều kiện thường tuỳ thuộc vào khối lượng phân tử và lực tương tác giữa các phân tử

- Có hình dạng xác định trong không gian do tính định hướng của liên kết cộng hoá trị

- Thường khó tan trong nước và dễ tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực

IV ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC

Xét liên kết tạo giữa A – B (Giả sử A > B )

Đặt  = A - B

+ Nếu 0   < 0,4  Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị không phân cực

+ Nếu 0,4  < 1,7  Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hóa trị phân cực

+ Nếu 1,7    Liên kết giữa A và B là liên kết ion (Trừ HF)

- Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử bằng các cặp e chung

Vd: CT electron: H : H ; H : Cl ; N : : : N ; O : : C : :O

CTCT: H – H ; H – Cl ; N  N ; O = C = O

- Liên kết ion là liên kết được hình thành bằng lực hút tĩnh điện giữa ion dương và ion âm

Vd: NaCl (Na+ và Cl-) ; Al2(SO4)3 (Al3+ và SO42-) ; NH4NO3 (NH4+ và NO3-)

Lưu ý: - Trong một hợp chất có thể có nhiều loại liên kết

+ Trong phân tử H2O2 ( H – O – O – H ), liên kết giưa H với O là liên kết cộng hóa trị phân cực còn liết kết giữa O với O là liên kết cộng hóa trị không phân cực

+ Trong phân tử NH4Cl: liên kết giữa H với N là liên kết cộng hóa trị phân cực, còn liên kết giữa NH4+với Cl- là liên kết ion

- Nếu  càng lớn thì liên kết giữa A và B càng phân cực

CHƯƠNG 4: PHẢN ỨNG OXI HOÁ - KHỬ

chuyển dịch electron)

H = 0

2) Định nghĩa: Số oxi hóa là điện tích của nguyên tử trong phân tử nếu giả định rằng cặp electron dùng

chung bị lệch về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (tức có liên kết ion)

3) Các qui tắc xác định số oxi hóa:

SOH(đơn chất) = 0

SOH (hợp chất) = tổng số oxi hóa của các nguyên tố trong hợp chất = 0

SOH (ion) = điện tích ion

Trong hợp chất: + ) SOH (H) = +1 trừ hiđrua kim loại NaH, BaH2,

+ ) SOH (O) = -2 trừ H2O2, Na2O2, F2O, … +) SOH (KL nhóm IA, IIA, IIIA) = +1, +2, +3

Lưu ý: - Cách viết SOH: Dấu trước, trị số sau

- SOH là số dương (+), âm (-) hoặc bằng 0; SOH có thể nguyên hoặc không nguyên

Giáo viên: Trần Quang Din - 9 -

II PHẢN ỨNG OXI HÓA KHỬ

1) Các khái niệm cơ bản về phản ứng oxi hóa khử

VD1: Cho phản ứng CuO + H2 t0 Cu + H2O (1)

Trong phản ứng trên có sự thay đổi SOH: Cu+2  Cu0 ; H0  H+1

Cu+2 là chất oxi hóa; H0 là chất khử Phương trình biểu diễn sự thay đổi SOH trên như sau:

Cu+2 + 2e  Cu0 : quá trình khử ; H0  H+ + 1e : quá trình oxi hóa

Phản ứng (1) là phản ứng oxi hóa khử

- Chất khử (chất bị oxi hóa): là chất nhường electron (chất có số oxi hóa tăng sau phản ứng)

- Chất oxi hóa (chất bị khử) : là chất nhận electron (chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng)

- Quá trình oxi hóa (sự oxi hóa): là quá trình chất khử nhường electron (làm tăng SOH của chất khử)

- Quá trình khử (sự khử): là quá trình chất oxi hóa nhận electron (làm giảm SOH của chất oxi hóa)

- Phản ứng oxi hóa khử: là phản ứng trong đó có sự thay đổi số oxi hóa của một hoặc một số nguyên tố

Qui tắc nhớ: “Khử ” cho “o” nhận “Khử ” tiến “o” lùi

Hoặc: “Khử - cho, cho tăng” “O - nhận, nhận giảm” ; Hay “ sự nọ - chất kia”

Lưu ý: - Trong pư oxi hóa khử luôn xảy ra đồng thời qtr oxi hóa và qtr khử; chất oxi hóa và chất khử

- Số electron chất khử nhường hay chất oxi hóa nhận gọi là số electron trao đổi

Số electron trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ

2) Các bước cân bằng phản ứng oxi hóa khử bằng phương pháp thăng bằng electron

a) Nguyên tắc: Tổng số electron chất khử nhường = tổng số electron chất oxi hóa nhận

b) Các bước cân bằng

- B1: Xác định SOH của các nguyên tố trước và sau phản ứng Từ đó tìm chất oxi hóa, chất khử

- B2: Viết quá trình oxi hóa, quá trình khử  xác định số e trao đổi = SOH lớn – SOH nhỏ

Tìm BSCNN (số e nhường, số e nhận)

Hệ số quá trình oxi hóa = BSCNN/ số e nhường ; Hệ số quá trình khử = BSCNN/ số e nhận

- B3: Nhân hệ số vào quá trình oxi hóa, quá trình khử rồi cộng vế với vế của hai qua trình này làm mất số

e trao đổi ta được phương trình đơn giản

- B4: Điền các hệ số của ptpư đơn giản vào ptpư ban đầu rồi cân bằng số nguyên tử hai vế theo thứ tự

1) cation kim loại 2) anion gốc axit 3) hiđro của axit và nước

Chú ý: Hệ số của PTHH đơn giản là cố định; nếu nguyên tố trong chất oxi hóa hoặc chất khử đóng vai trò

là môi trường (tạo gốc muối) thì phải cộng thêm số nguyên tử đóng vai trò là môi trường

- B5: Kiểm tra xem phản ứng đã cân bằng chưa theo nguyên tắc phản ứng cân bằng khi số nguyên tử của mỗi nguyên tố ở hai vế của phản ứng phải bằng nhau (thường kiểm tra oxi)

3) Phân loại phản ứng oxi hóa khử: 3 loại

a) Phản ứng oxi hóa khử thông thường: Chất oxi hóa và chất khử thuộc hai chất khác nhau

Vd1: 3H2SO4 + H2S  4SO2 + 4H2O

Vd2: 2 KMnO4 t0K2MnO4 + MnO2 + O2

Mn+7: Chất oxi hóa; O-2: Chất khử đều thuộc một phân tử KMnO4

c) Phản ứng tự oxi hóa tự khử: Chất oxi hóa, chất khử đều do một nguyên tố tạo nên ở cùng mức số oxi

hóa

Vd1: 3Cl2 + 6KOH t0 5KCl + KClO3 + 3H2O

Cl0: vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử ở cùng mức oxi hóa và do nguyên tố clo tạo nên

Vd2: 2NO2 + 2NaOH t0 NaNO2 + NaNO3 + H2O

N+4: vừa là chất oxi hóa vừa là chất khử ở cùng mức oxi hóa +4 và do nguyên tố N tạo nên

4) Tính chất oxi hóa khử của chất, ion:

a) Chất, ion chứa nguyên tố có số oxi hóa cao nhất thường đóng vai trò là chất oxi hóa:

Vd: SO2, NO2, S, Fe2+, NH3, FeCl3, Fe(NO3)3 ,…

5) Chiều hướng xảy ra phản ứng oxi hóa khử

Phản ứng oxi hóa khử chỉ xảy ra theo chiều:

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

Ví dụ: Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu

Fe2+ + Cu → không phản ứng Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2 2KCl + Br2 → không phản ứng Với một số chất, tùy vào độ mạnh yếu của chất oxi hóa, chất khử và vào môi trường phản ứng mà có thể tạo thành các sản phẩm oxi hóa khử khác nhau

6) Định luật bảo toàn electron:

“Tổng số mol e các chất khử nhường = tổng số mol e các chất oxi hóa nhận”

Giáo viên: Trần Quang Din - 11 -

Flo không tan trong nước vì nó phân hủy nước rất mạnh Các halogen khác tan tương đối ít trong nước và tan nhiều trong một số dung môi hữu cơ

Nhìn vào bảng tính chất vật lí của nhóm halogen ta thấy: Các tính chất vật lí, hóa học biến đổi có

qui luật: Theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân(từ flo đến iot):

- Trạng thái tập hợp: Từ thể khí chuyển sang thể lỏng và thể rắn

- Màu sắc: Đậm dần

- Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi: tăng dần

- Độ âm điện tương đối lớn và giảm dần

- Tính oxi hóa giảm dần: Tính oxi hóa F2>Cl2 > Br2 > I2

 Halogen là những phi kim điển hình, chúng là những chất oxi hóa mạnh, khả năng oxi hóa của các

halogen giảm dần từ flo đến iot

Trong hợp chất, flo luôn có số oxi hóa -1, các halogen khác ngoài số oxihoa -1 còn có các số oxi hóa +1, +3, +5, +7

a) Tác dụng với kim loại: 2M + nX2 t0 2MXn (n: Hóa trị cao nhất của M)

Ví dụ: 2Na + Cl2 t0 2NaCl ; 2Fe + 3Cl2 t0 2FeCl3; 2Al + 3Br2t0 2AlBr3

Lưu ý: Fe + I2 t0 FeI2

b) Tác dụng với phi kim

* Với H2: H2 + X2 t0

 2HX (khí hiđro halogenua) ( Flo pư mãnh liệt ngay cả trong bóng tối, Clo pư ngoài ánh sáng, Br, Iot cần nhiệt độ và pư thuận nghịch)

Hòa tan khí HX vào nước được dung dịch axit halogen-hiđric

H2 + Cl2 as

 2HCl; HCl H O2

 dung dịch axit clohiđric HCl

* Cl2, Br2, I2 không phản ứng trực tiếp với O2, N2, C

* Với P, S: 2P + 3Cl2 t0 2PCl3 ; 2P + 5Cl2 t0 2PCl5

2S + Cl2 t0

 S2Cl2 ; S + 3Cl2 + 4H2O  H2SO4 + 6HCl 2P + 5Cl2 + 8H2O t0 2H3PO4 + 10HCl

c) Tác dụng với H 2 O: 2F2 + 2H2O  4HF + O2

2Cl2 + 2H2O  2HCl + 2HClO (axit hipoclorit) 2HClO  2HCl + 2O

2O  O2 2Cl2 + 2H2O  4HCl + O2

Nước Clo chứa (Cl2, HCl, HClO) có tính tính ôxi hóa mạnh nên được dùng để tẩy màu, tẩy uế, sát trùng

d) Tác dụng với dung dịch kiềm:

Cl2 + 2MOH  MCl + MClO + H2O t thuong0 Nước gia - ven

Cl2 + 6MOH 100 c0  5MCl + MClO3 + H2O Vd:

Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O (nước Javen) t thuong0

Natri hipoclorit

3Cl2 + 6NaOH 100 c0  5NaCl + NaClO3 + 3H2O

3Cl2 + 6KOHđậm đặc t0 5KCl + KClO3 + 3H2O

Cl2 + Ca(OH)2 30 C0

 CaOCl2 + H2O Dạng bột hoặc sữa clorua vôi

 Trong các phản ứng trên, nguyên tố clo vừa là chất oxi hóa, vừa là chất khử Đó là những phản ứng tự oxi hóa - khử

2F2 + 2NaOH  2NaF + H2O + OF2

Lưu ý:

- Nước Gia – ven, clorua vôi có chứa ClO- (hipoclorit) là chất oxi hóa mạnh nên được dùng để sát trùng

và tẩy trắng vải sợi Clorua vôi được sử dụng nhiều hơn nước Gia-Ven do rẻ tiền, có hàm lượng hipoclorit cao hơn, dễ bảo quản và dễ chuyên trở hơn

- Nước Gia – Ven và clorua vôi không bền trong không khí ẩm có CO2

NaClO + CO2 + H2O  NaHCO3 + HClO 2CaOCl2 + CO2 + H2O  CaCO3 + CaCl2 + 2HClO

e) Tác dụng với dung dịch muối:

Clo không oxi hóa được ion F- trong các muối florua, nhưng oxi hóa dễ dàng ion Br- trong dung dịch muối brômua, ion I- trong dung dịch muối iotua

Cl2 + 2NaBr 2NaBr + Cl2

Giáo viên: Trần Quang Din - 13 -

Trong PTN: Axit HX + Chất oxi hóa t0 Halogen X 2 (trong PTN)

Chất oxi hóa thường dùng là: MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2, KClO3, NaClO, …

c) Điều chế Br 2 : Từ nước biển, tách ra được muối NaBr

Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 (trong công nghiệp)

d) Điều chế I 2 : (Trong công nghiệp)

Rong tảo biển được sẩy khô, đốt cháy Tro xử lí bằng nước, tách ra được dung dịch NaI Sau đó cho axit H2SO4 đặc tác dụng với dung dịch NaI

2H2SO4 đặc + 2NaI  I2 + SO2 + Na2SO4 + 2H2O Hoặc dung dịch NaI được axit hóa bằng axit H2SO4 loãng rồi thêm vào đó dd NaNO2

2NaI + 2NaNO2 + 2H2SO4  I2 + 2NO + 2Na2SO4 + 2H2O

III) Các hợp chất của Halogen

1) Các hiđro halogenua HX

a) Tính chất hóa học: Các hiđro halogenua rất dễ hòa tan trong nước thành dung dịch axit, điện li hoàn

toàn trong dung dịch thể hiện tính axit mạnh (trừ HF)

HX + H2O  H3O+ + X

-HX có hai tính chất hóa học chủ yếu là tính axit của dung dịch và tính khử

( Mức độ tính axit và tính khử: HF< HCl < HBr < HI )

* Tính axit: làm quì tím chuyển sang màu đỏ, phản ứng với kim loại, bazơ, oxit bazơ, muối:

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 HCl + NaOH  NaCl + H2O

CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O HCl + AgNO3 AgCl + HNO3

Đặc biệt: 4HF + SiO2  SiF4 + 2H2O

Thủy tinh (SiO2) bị tan trong axit HF nên không thể chứa axit HF trong bình bằng thủy tinh, người

ta đựng dung dịch HF trong bình bằng bạch kim, cao su, nhựa PE…

*Tính khử: tác dụng với các chất oxi hóa MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, CaOCl2, KClO3, H2SO4 đặc,

PbO2

PbO2 + 4HCl  PbCl2 + Cl2 + 2H2O 2HBr + H2SO4  SO2 + 2H2O + Br2 8HI + H2SO4  4I2 + H2S + 4H2O 2HI + 2FeCl3  2FeCl2 + I2 + 2HCl

b) Điều chế

* Tổng hợp từ H2 và X2 : H2 + X2  2HX

* Dùng H2SO4 đặc : Muối halogenua + H2SO4 đặct0 HX (X: F, Cl)

2NaCl + H2SO4 đặc  Na2SO4 + 2HCl 400 c0

CaF2 + H2SO4 dặc 250 c0  CaSO4 + 2HF

( Lưu ý: Chúng ta không dùng phương pháp này điều chế HBr, HI, vì H2SO4 đặc nóng là chất ôxi hóa

mạnh, còn HBr, HI là hai chất khử: 2HBr + H2SO4  SO2 + 2H2O + Br2 )

* Dùng tính ôxi hóa: Cl2 + 2HBr  2HCl + Br2 ; Cl2 + H2S  2HCl + S

* Phương pháp thủy phân halogenua photpho: PX3 + 3H2O  3HX + H3PO3

( Phương pháp này thích hợp để điều chế HBr, HI )

2) Các oxiaxit của halogen (Axit và muối):

Flo không cho một oxiaxit nào

Clo, Brom, Iot cho một số oxiaxit sắp xếp được thành 4 nhóm:

+1 +3 +5 +7

Chiều tăng tính axit và tính bền

Axit hipoclorơ Axit clorơ Axit cloric Axit pecloric

Chiều tăng tính oxi hóa

a) Axit hipoclorơ:

- Axit hipoclorơ là axit rất yếu có Ka = 2,5.10-8, không bền, được điều chế:

CO2 + H2O + KClO  KHCO3 + HClO HClO  HCl + O

- Axit HClO có tính oxihóa mạnh (như nước clo):

4HClO + PbS  4HCl + PbSO4

- Muối hipoclorit MClO bền hơn axit HClO, lại có khả năng oxi hóa tương tự Cl2 , dễ bị nhiệt phân và dễ tác dụng với CO2 của không khí tạo ra HClO:

NaClO + 2HCl NaCl + H2O + Cl2

3NaClO 70 c0  NaClO3 + 2NaCl ( Phản ứng quan trọng điều chế muối clorat )

Giáo viên: Trần Quang Din - 15 -

NaClO + CO2 + H2O  NaHCO3 + HClO

- Nước Javen : Cl2 + 2NaOH NaClO + NaCl + H2O

Ứng dụng:

+ Do tính chất oxi hóa mạnh, axit HClO có tác dụng sát trùng, tẩy trắng vải, sợi, giấy

+ Nước Javen có tính oxi hóa mạnh được dùng để tẩy trắng sợi, vải, giấy Nó cũng được dùng để

sát trùng và khử mùi khi tẩy uế nhà vệ sinh hoặc những khu vực bị ô nhiễm khác

b) Axit clorơ HClO 2

- Axit HClO2 là axit mạnh hơn axit HClO, có Ka = 5.10-3, và là axit có tính oxi hóa mạnh

- Muối clorit của axit HClO2 cũng có tính oxi hóa và bị nhiệt phân:

3NaClO2 t0

 2NaClO3 + NaCl

- Điều chế axit HClO2 : Ba(ClO2)2 + H2SO4 loãng  BaSO4 + 2HClO2

c) Axit cloric HClO 3

- Axit cloric là axit mạnh gần bằng các axit HCl, HNO3… có tính oxi hóa

4HClO3 t0 4ClO2 + 2H2O + O2

- Muối clorat bền hơn axit cloric, có tính oxi hóa, không bị thủy phân

4MClO3 t0 3MClO4 + MCl

- Muối clorat (KClO3) dùng làm thuốc nổ, diêm, điều chế O2, chất oxi hóa, chất diệt cỏ

6P + 5KClO3  3P2O5 + 5KCl 2KClO3 MnO t2 ,0

 2KCl + 3O2

- Điều chế HClO3 : 3HClO t0 HClO3 + 2HCl

- Điều chế KClO3 : 3Cl2 + 6KOH đậm đặc 100 c0  KClO3 + 5KCl + 3H2O

6Cl2 + 6Ca(OH)2  5CaCl2 + Ca(ClO3)2 + 6H2O Ca(ClO3)2+2KCl  CaCl2 + 2KClO3  lam lanh

Hoặc điện phân dung dịch KCl 25% ở nhiệt độ 70-750c

KCl + 3H2O ®p, xóc t¸c KClO3 + 3H2

d) HClO 4 (axit pecloric)

Là axit rất mạnh, tan nhiều trong nước Phản ứng loại nước từ HClO4 với xúc tác P2O5 giúp tạo thành

CHƯƠNG 6: OXI – LƯU HUỲNH

8O (z = 8) : 1s22s22p4  ô thứ 8, chu kì 2, nhóm VIA, nguyên tố họ p

16S (z = 16): 1s22s22p63s23p4  ô thứ 16, chu kì 3, nhóm VIA, nguyên tố họ p

A OXI – OZON

I - OXI

1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, không mùi, không vị, nặng hơn không khí (gấp 1,1 lần), ts =

-1830C, rất ít tan trong nước

2Mg + O2  2MgO ; 2Cu + O2 t0  2CuO ; 3Fe + 2O2 t0  Fe3O4 t0

Lưu ý: Fe + O2 không khí  hỗn hợp oxit: FeO, Fe2O3 và Fe3O4

b- Tác dụng với phi kim

 2H2O + O2

b) Trong công nghiệp:

- Chưng cất phân đoạn không khí lỏng  O2

- Điện phân dung dịch H2SO4 hoặc NaOH

2H2O §iÖn ph©n 2H2 + O2 Cực âm cực dương

II- OZON (là dạng thù hình của oxi):

Thù hình là hiện tượng các đơn chất khác nhau được tạo nên từ một nguyên tố hóa học

Vd: Oxi và ozon; P trắng và P đỏ; S đơn tà và S tà phương; C grafit, kim cương, Than chì

1 Tính chất vật lí: Là chất khí, mùi đặc trưng, màu xanh nhạt Ở nhiệt độ -1120C, khí ozon hóa lỏng có màu xanh đậm Ozon tan trong nước nhiều hơn oxi gần 16 lần (100ml nước ở 00C hòa tan được 49 ml khí ozon)

2 Tính chất hóa học: O 3 có tính oxi hóa mạnh hơn O 2

- Tác dụng với dung dịch KI:

Giáo viên: Trần Quang Din - 17 -

O3 + 2KI + H2O  O2 + 2KOH + I2 I2 tạo thành làm xanh hồ tinh bột, phản ứng trên dùng nhận biết O3

- Tác dụng với Ag: O3 + 2Ag  Ag2O + O2

3 Điều chế: 3O2 tia löa ®iÖn 2O3

II HIĐRO SUNFUA

1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, mùi trứng thối, nặng hơn không khí (gấp 1,17 lần), rất độc

Hóa lỏng ở -600C, hóa rắn ở -860C

2) Tính chất hóa học:

a) Tính axit yếu:

- Tác dụng với dung dịch kiềm:

H2S + 2NaOH  Na2S + 2H2O ; H2S + NaOH  NaHS + H2O

- Tác dụng với dung dịch muối (phản ứng nhận biết khí H 2 S)

H2S + Pb(NO3)2  PbS đen + 2HNO3 ;

H2S + Cu(NO3)2  CuS đen + 2HNO3

b) Tính khử mạnh

- Tác dụng với oxi: 2H2S + 3O2

0

t

 2SO2 + 2H2O; 2H2S + O2 oxi hoá chậm 2S + 2H2O

- Tác dụng dung dịch nước Cl 2 : H2S + 4Cl2 + 4H2O  H2SO4 + 8HCl

- Tác dụng với hợp chất: H2S + 2FeCl3  2FeCl2 + 2HCl + S

3) Điều chế : FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S 

ZnS + H2SO4 loãng  ZnSO4 + H2S 

III LƯU HUỲNH ĐIOXIT

1) Tính chất vật lí: Là chất khí không màu, mùi hắc, nặng hơn hai lần không khí (gấp 2,2 lần), hóa lỏng

ở -100C, tan nhiều trong nước, là khí độc

2) Tính chất hóa học

a) Tính chất của oxit axit

- Tác dụng với nước  axit sunfurơ: SO2 + H2O  H2SO3

- Tác dụng với dung dịch bazơ  Muối + H 2 O:

SO2 + NaOH  NaHSO3 (1) ; SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O (2)

Để xác định sản phẩm thu được ta làm như sau:

SO2 + Ca(OH)2  CaSO3 + H2O (SO2 làm vẩn đục nước vôi trong)

- Tác dụng với oxit bazơ tan  muối sunfit

Na2O + SO2  Na2SO3 ; CaO + SO2  CaSO3

- Tác dụng với dung dịch nước clo, brom và chất oxi hóa mạnh:

SO2 + Cl2 + 2H2O  H2SO4 + 2HCl

SO2 + Br2 + 2H2O  H2SO4 + 2HBr (phản ứng làm mất màu dung dịch brom)

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O  K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

2FeS2 + 11O2  2Fe2t0 O3 + 8SO2 ; 2ZnS + 3O2  2ZnO + 3SO2 t0

- Cho muối sunfit, hiđrosunfit tác dụng với dung dịch axit mạnh:

Na2SO3 + H2SO4  Na2SO4 + SO2 + H2O

- Đốt cháy lưu huỳnh: S + O2  SO2

- Cho kim loại tác dụng với dung dịch H 2 SO 4 đặc:

Cu + 2H2SO4 đặc  CuSO4 + SO2 + 2H2O

IV LƯU HUỲNH TRIOXIT

1) Tính chất vật lí: Là chất lỏng không màu (nóng chảy ở 170C, sôi ở 450C) SO3 tan vô hạn trong nước

và trong axit sunfuric (tạo ôlêum: H2SO4.nSO3)

2) Tính chất hóa học: SO3 là oxit axit và là chất oxi hóa

- Tác dụng với nước  axit sunfuric:

SO2 + H2O  H2SO4

- Tác dụng với dung dịch bazơ  Muối + H 2 O:

SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O ; SO3 + NaOH  NaHSO4

- Tác dụng với oxit bazơ tan  muối sunfat

: Chỉ xảy ra pư (1), sau (1) NaOH hết SO2 dư;

muối thu được là NaHSO3

: Xảy ra pư (1) và (2), sau (1, 2) NaOH hết SO2 hết;

muối thu được là NaHSO3 và Na2SO3

: Chỉ xảy ra pư (2), sau (2) NaOH dư SO2 hết;

muối thu được là Na2SO3

Giáo viên: Trần Quang Din - 19 -

Na2O + SO3  Na2SO4 ; BaO + SO3  BaSO4

1) Tính chất vật lí: Axit sunfuric là chất lỏng sánh như dầu, không màu, không bay hơi, nặng gần gấp hai

lần nước (H2SO4 98% có D = 1,84 g/cm3) H2SO4 đặc rất dễ hút ẩm

2) Tính chất hóa học

a) Tính chất của dung dịch H 2 SO 4 loãng (tính axit mạnh)

Làm quì tím chuyển sang màu đỏ

Tác dụng với kim loại (đứng trước H) Muối + H 2 :

Fe + H2SO4  FeSO4+ H2 ; 2Al + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2

Tác dụng với hiđroxit (tan và không tan) Muối + H 2 O

H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O; H2SO4 + Mg(OH)2  MgSO4 + 2H2O

Tác dụng với oxit bazơMuối + H 2 O

Al2O3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2O; CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O

Tác dụng với muối (tạo kết tủa hoặc chất bay hơi)

MgCO3 + H2SO4  MgSO4 + CO2 + H2O; Na2CO3 + H2SO4  Na2SO4 + CO2 + H2O

FeS + H2SO4  FeSO4 + H2S  ; K2SO3 + H2SO4  K2SO4 + SO2+ H2O

BaCl2 + H2SO4  BaSO4  + 2HCl

b) Tính chất của dung dịch H 2 SO 4 đặc

Tính axit mạnh

- Tác dụng với hiđroxit (tan và không tan) Muối + H 2 O

H2SO4 đặc + NaOH  Na2SO4 + H2O; H2SO4 đặc + Mg(OH)2  MgSO4 + H2O

- Tác dụng với oxit bazơ Muối + H 2 O

Al2O3 + 3H2SO4 đặc  Al2(SO4)3 + 3H2O; CuO + H2SO4 đặc  CuSO4 + H2O

- Đẩy các axit dễ bay hơi ra khỏi muối

H2SO4 đặc + NaCl tinh thể

Tác dụng với nhiều kim loại, kể cả một số kim loại đứng sau H như Cu, Ag:

2Fe + 6H2SO4 đặc t0 Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cu + 2H2SO4 đặc  CuSO4t0 + SO2 + H2O 2Ag + 2H2SO4 đặc

- Tác dụng với phi kim:

- Tác dụng với hợp chất có tính khử (ở trạng thái oxi hoá thấp)

2FeO + 4H2SO4 đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O t0

 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

2FeSO4 + 2H2SO4 đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O t0

Tính háo nước:

CuSO4.5H2O H SO2 4 dac

 CuSO4 + 5H2O (màu xanh) (màu trắng)

Cn(H2O)m H SO2 4 dac

 nC + mH2O (cacbonhiđrat) đen

3) Điều chế H 2 SO 4

Sơ đồ điều chế:

Quặng pirit sắt FeS2 hoặc S  SO2  SO3  H2SO4

Các phản ứng xảy ra: 4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 11SO2 (1) t0

VI MUỐI SUNFAT VÀ NHẬN BIẾT MUỐI SUNFAT

1) Muối sunfat: Muối sunfat là muối của axit sunfuric Có hai loại:

- Muối trung hòa (muối sunfat) chứa ion sunfat (SO42-) Phần lớn muối sunfat đều tan, trừ BaSO4, CaSO4, PbSO4, … không tan

- Muối axit (HSO4-)

2) Nhận biết ion sunfat (SO 4 2- ):

- Thuốc thử : ion Ba2+ (Ba(OH)2, BaCl2, …)

- Hiện tượng: Kết tủa trắng xuất hiện không tan trong dung dịch HCl

- Phương trình phản ứng: Ba2+ + SO42-  BaSO4 

CHƯƠNG 7: TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HOÁ HỌC

I Tốc độ phản ứng hóa học

1) Định nghĩa, biểu thức tính

a) Định nghĩa :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

Đơn vị : mol/l.s hoặc mol/l.ph ; mol/l.h

b) Biểu thức tính:

Giáo viên: Trần Quang Din - 21 -

Giả sử ta có phản ứng tổng quát :

a.A + b.B +  c C + d.D +

Tại thời điểm t1 C1A C1B C1C C1D (mol/l)

Tại thời điểm t2 C2A C2B C2C C2D (mol/l)

Tốc độ trung bình của phản ứng tính theo các chất như sau :

Chất tham gia phản ứng : Nồng độ các chất giảm theo thời gian

- Nồng độ : Khi tăng nồng độ chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng

- Áp suất : Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất, tốc độ phản ứng tăng

- Nhiệt độ : Khi tăng nhiệt độ, tốc độ phản ứng tăng

- Diện tích bề mặt : Khi tăng diện tích bề mặt (đập nhỏ chất rắn) chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng

- Chất xúc tác : 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

3) Ý nghĩa thực tiến của tốc độ phản ứng :

Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng được vận dụng nhiều trong đời sống và trong sản xuất

- Nhiệt độ của ngọn lửa axetilen cháy trong oxi cao hơn nhiều so với cháy trong không khí, tạo nhiệt độ hàn cao

- Nấu thực phẩm trong nồi áp suất chóng chín hợn so với khi nấu chúng ở áp suất thường

- Các chất đốt rắn như than, củi có kích thước nhỏ hơn sẽ cháy nhanh hơn

- Để tăng tốc độ tổng hợp NH3 từ N2, H2 người ta phải dùng chất xúc tác, tăng nhiệt độ và thực hiện ở áp suất cao

II Cân bằng hóa học

1) Cân bằng hóa học : Ph¶n øng thuËn nghÞch

2) Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học

Nguyên lí Lơ Satơliê (Nguyên lí cân bằng động) ‘Nếu thay đổi từ bên ngoài lên một hệ phản ứng

đang ở trạng thái cân bằng một điều kiện nào đó(nhiệt độ, áp suất, nồng độ thì cân bằng sẽ chuyển dịch

về phía làm giảm sự thay đổi đó ’ Cụ thể :

* Nhiệt độ :

- Nếu tăng nhiệt độ thì cân bằng chuyển dịch về phía phản ứng thu nhiệt (H >0), làm giảm nhiệt độ

- Nếu giảm nhiệt độ thì cân bằng chuyển dịch về phía phản ứng tỏa nhiệt (H < 0), làm tăng nhiệt độ

* Áp suất : Áp suất chỉ ảnh hưởng đến cân bằng hóa học có chất khí tham gia và tổng số mol các chất khí trước phản ứng và sau phản ứng khác nhau

- Nếu tăng áp suất cân bằng của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch về phía giảm số mol khí tức làm giảm áp suất

- Nếu giảm áp suất thì cân bằng chuyển dịch về phía tăng số mol khí tức là làm tăng áp suất

Lưu ý : Chất xúc tác không làm cân bằng chuyển dịch, nếu phản ứng thuận nghịch chưa ở trạng thái cân

bằng thì chất xúc tác có tác dụng là cho cân bằng được thiết lập nhanh chóng hơn

3) Ý nghĩa của tốc độ phản ứng và cân bằng hóa học trong sản xuất

Vd1 : Trong quá trình sản xuất axit sunfuric phải thực hiện phản ứng sau :

Giáo viên: Trần Quang Din - 23 -

LỚP 11 CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI

I SỰ ĐIỆN LI:

1 Sự điện li: là quá trình phân li các chất trong nước ra ion

2 Chất điện li: là những chất khi tan trong nước phân li ra ion (axit, bazơ, muối)

II PHÂN LOẠI CÁC CHẤT ĐIỆN LI:

n: số phân tử hoà tan;

n0: số phân tử ban đầu

2 Chất điện li mạnh và chất điện li yếu:

a Chất điện li mạnh: Là những chất khi tan trong nước, các phân tử hoà tan đều phân li ra ion ( , 1phương trình biểu diễn bằng mũi tên một chiều:  )

* Lưu ý: Chất điện li mạnh gồm

- Axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4, HXO4 và HX ( Với X: Cl, Br, I)

- Bazơ mạnh: MOH ( M:Kim loại kiềm) và M(OH)2 (Với M:kim loại kiềm thổ trừ Mg, Be)

- Muối: Hầu hết các muối (trừ HgCl2, Hg(CN)2 )

b Chất điện li yếu: Là những chất khi tan trong nước, chỉ có một phần số phân tử hoà tan phân li ra ion (0 <  < 1, phương trình biểu diễn bằng mũi tên hai chiều: ↔)

* Lưu ý: Chất điện li yếu gồm

- Axit trung bình và yếu: Hay gặp như các axit hữu cơ, HClO, HF, H2SO3, H2CO3, H2S

- Bazơ trung bình yếu: Hay gặp như Mg(OH)2, Al(OH)3, NH3

- Muối: Một số muối

c Cân bằng điện li: lưu ý:

Chỉ xảy ra đối với các chất điện li yếu và cân bằng điện li là cân bằng động

d Ảnh hưởng của sự pha trộn đến độ điện li : Khi pha loãng tăng

III AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI:

1 Axit và bazơ theo thuyết A-rê-ni-ut:

a Định nghĩa:

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

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

b Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc:

- Những axit khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra cation H+ là các axit nhiều nấc Vd: H3PO4

- Những bazơ khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra anion OH- là các bazơ nhiều nấc

c Hiđroxit lưỡng tính:

- Định nghĩa: là những hiđroxit khi tan trong nước vừa có khả năng phân li như một axit, vừa có khả năng phân li như một bazơ

- Zn(OH)2, Al(OH)3;Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cu(OH)2, , Cr(OH)3

2 Axit, bazơ theo Bronstet:

a Định nghĩa: - Axit là chất (hoặc ion) nhường proton H+

- Bazơ là chất (hoặc ion) nhận proton

[H ].[CH COO ][CH COOH]

3

[H O ].[CH COO ][CH COOH]

-4 3

[NH ].[OH ][NH ]

2-3

-3 2- CO

3

[OH ].[HCO ]K

d Muối axit, muối trung hoà:

- Muối axit: Là muối mà gốc axit còn H có khả năng cho proton

- Muối trung hoà: Là muối mà gốc axit không còn H có khả năng cho proton

Lưu ý: Nếu gốc axit còn H, nhưng H này không có khả năng cho proton thì cũng là muối trung hoà

Vd: Na2HPO3, NaH2PO2 dù là gốc axit còn H nhưng vẫn là muối trung hoà, vì H này không có khả năng cho proton

IV pH CỦA DUNG DỊCH:

pH < 7  Môi trường axít

pH > 7  Môi trường bazơ

pH = 7  Môi trường trung tính [H+] càng lớn  Giá trị pH càng bé [OH-] càng lớn  Giá trị pH càng lớn

V PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION:

1 Phản ứng trao đổi ion:

a Dạng thường gặp:

MUỐI + AXIT  MUỐI MỚI + AXIT MỚI ĐK: - Axit mới là axit yếu hơn axit phản ứng hoặc muối mới không tan

Giáo viên: Trần Quang Din - 25 -

MUỐI + BAZƠ  MUỐI MỚI + BAZƠ MỚI

ĐK: Muối phản ứng và bazơ phản ứng phải tan, đồng thời sản phẩm phải có ít nhất một chất không tan

MUỐI + MUỐI  MUỐI MỚI + MUỐI MỚI

ĐK: Hai muối phản ứng phải tan, đồng thời sản phẩm tạo thành phải có ít nhất một chất kết tủa

b Cách viết phản ứng hoá học dạng ion:

- Bước 1: Viết phương trình phân tử có cân bằng

- Bước 2: Viết phương trình ion đầy đủ theo nguyên tắc sau:

+ Chất điện li mạnh phân li hoàn toàn toàn thành ion

+ Chất điện li yếu như H2O, chất kết tủa hoặc bay hơi thì để nguyên dạng phân tử

+ Triệt tiêu những ion giống nhau của hai vế phương trình ion đầy đủ ta được phương trình ion rút gọn

* Lưu ý: Định luật bảo toàn điện tích: Trong một dung dịch nếu tồn tại đồng thời các ion dương và ion

âm thì: Tổng số điện tích dương bằng tổng số điện tích âm

2 Phản ứng thuỷ phân muối:

Dạng muối Phản ứng thuỷ phân pH của dung dịch

Muối trung hòa tạo bởi

cation của axit mạnh với

anion của bazơ mạnh

Muối trung hòa tạo bởi

cation của axit mạnh với

anion của bazơ yếu

Có thuỷ phân (Cation kim loại bị thuỷ phân, tạo mt axit)

pH < 7

Muối trung hòa tạo bởi

cation của axit yếu với anion

của bazơ mạnh

Có thuỷ phân ( Anion gốc axit bị thuỷ phân, tạo mt bazơ)

pH > 7

Muối trung hòa tạo bởi

cation của axit yếu với anion

của bazơ yếu

Có thuỷ phân (Cả cation kim loại và anion gốc axit đều bị thuỷ phân)

Tuỳ vào Ka, Kb quá trình thuỷ phân nào chiếm ưu thế,

sẽ cho môi trường axit hoặc bazơ

CHƯƠNG 2: NITƠ – PHOTPHO

Là chất khí không màu, không mùi, không vị, hơi nhẹ hơn không khí ( d = 28/29), hóa lỏng ở

-196oC Nitơ ít tan trong nước, hoá lỏng và hoá rắn ở nhiệt độ rất thấp Không duy trì sự cháy và sự hô hấp

c)Tính chất hóa học

Tính oxi hoá : Phân tử nitơ có liên kết ba rất bền, nên nitơ khá trơ về mặt hóa học ở nhiệt độ

thường

Tác dụng với hidrô :Ở nhiệt độ cao, áp suất cao và có xúc tác ,nitơ phản ứng với hidrô tạo amoniac

Đây là phản ứng thuận nghịch và toả nhiệt :

N2 + 3H2 2NH3 H = -92KJ

Tác dụng với kim loại

- Ở nhiệt độ thường, nitơ chỉ tác dụng với liti tạo liti nitrua : 6Li + N2 → 2Li3N

- Ở nhiệt độ cao , nitơ tác dụng với nhiều kim loại : 3Mg + N2 → Mg3N2 (magie nitrua)

Nitơ thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn

Tính khử:

- Ở nhiệt độ cao (30000C) Nitơ phản ứng với oxi tạo nitơ monoxit

N2 + O2 → 2NO (không màu )

- Ở điều kiện thường, nitơ monoxit tác dụng với oxi không khí tạo nitơ dioxit màu nâu đỏ 2NO + O2 → 2NO2

Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện lớn hơn

- Các oxit khác của nitơ : N2O , N2O3, N2O5 không điều chế được trực tiếp từ niơ và oxi

d) Điều chế :

Trong công nghiệp: Nitơ được sản xuất bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng

Trong phòng thí nghiệm : Nhiệt phân muối nitrit

NH4NO2

0

t

 N2 + 2H2O NH4Cl + NaNO2  N2 + NaCl +2H2O t0

2 Amoniac và muối amoni

2.1 Amoniac : NH 3

Trong phân tử NH 3 , N liên kết với ba nguyên tử hidro bằng ba liên kết cộng hóa trị có cực NH3 có cấu

tạo hình chóp với nguyên tử Nitơ ở đỉnh Nitơ còn một cặp electron hóa trị là nguyên nhân tính bazơ của

 dung dịch NH3 là dung dịch bazơ yếu

Tác dụng với dung dịch muối tạo kết tủa hidroxit của các kim loại đó :

AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl ;

Tác dụng với oxi: 4NH3 + 3O2 t o 2N2 + 6H2O

Nếu có Pt là xúc tác , ta thu được khí NO

Giáo viên: Trần Quang Din - 27 -

Tác dụng với clo : 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

NH3 kết hợp ngay với HCl vừa sinh ra tạo “ khói trắng “ NH4Cl

c) Điều chế

Trong phòng thí nghiệm : Bằng cách đun nóng muối amoni với Ca(OH)2

2NH4Cl + Ca(OH)2 t o CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O

Trong công nghiệp : Tổng hợp từ nitơ và hiđro N2(k) + 3H2(k) 2NH3(k)∆H < O

Nhiệt độ : 450 – 5000C; Áp suất : từ 200 – 300 atm và xúc tác : sắt kim loại được trộn thêm Al2O3, K2O,

Làm lạnh hỗn hợp khí bay ra, NH3 hóa lỏng được tách riêng

2.2 MUỐI AMONI : là tinh thể ion gồm cation NH4+ và anion gốc axit

a) Tính chất vật lí: Tan nhiều trong nước, điện li hoàn toàn thành các ion, ion NH4+ không màu

b) Tính chất hóa học :

Tác dụng với dung dịch kiềm: (để nhận biết ion amoni, điều chế amoniac trong phòng thí nghiệm)

(NH4)2SO4 + 2NaOH t o 2NH3 + 2H2O + Na2SO4 ;

NH3(k) + HCl(k) NH4HCO3 

o t

NH3 + CO2 + H2O ; NH4HCO3 được dùng làm xốp bánh

- Muối amoni chứa gốc của axit có tính oxi hóa như axit nitro , axit nitric khi bị nhiệt phân cho ra N2 , N2O (đinito oxit)

Thí dụ : NH4NO2 t o N2 + 2H2O NH4NO3 t o N2O + 2H2O

3 AXIT NITRIC VÀ MUỐI NITRIAC

Là một trong số các axit mạnh nhất, trong dung dịch HNO3 điện li : HNO3 → H + + NO3–

- Dung dịch axit HNO3 có đầy đủ tính chất của một dung dịch axit : làm đỏ quỳ tím , tác dụng với oxit bazơ, bazơ, muối của axit yếu hơn

CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O ;

Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O

CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O

Tính oxi hóa : Tùy vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử mà HNO3 có thể bị khử đến NO2,

NO, N2O, N2, NH4NO3

Với kim loại : HNO3 oxi hóa hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin) không giải phóng khí H2

- Do ion NO 3 - có khả năng oxi hóa mạnh hơn H + Khi đó kim loại bị oxi hóa đến mức oxi hóa cao nhất

- Với những kim loại có tính khử yếu như : Cu, Ag…thì HNO 3 đặc bị khử đến NO 2 : HNO 3 loãng bị khử đến NO

Vd: Cu + 4HNO3 đặc → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H 2O

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

- Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh hơn như : Mg, Zn , Al

+ HNO3 đặc bị khử đến NO2

+ HNO3 loãng có thể bị khử đến N2O, N2 hoặc NH4NO3

+ Fe, Al bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 đặc nguội

Với phi kim: Khi đung nóng HNO3 đặc có thể tác dụng được với S, P , S

Thí dụ S + 6HNO3(đặc)  H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

Với hợp chất : các hợp chất chứa nguyên tố chưa có số oxi hóa cao nhất VD: H2S, Hl, SO2, FeO, muối

sắt (II)…: có thể tác dụng với HNO3 nguyên tố bị oxi hóa trong hợp chất chuyển lên mức oxi hóa cao hơn

3FeO + 10HNO3(đ)  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

3H2S + 2HNO3(đ)  3S + 2NO + 4H2O

- Nhiều hợp chất hữu cơ như giấy , vải , dầu thông bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc

d) Điều chế

Trong phòng thí nghiệm: NaNO3 (r) + H2SO4đặc t o HNO3 + NaHSO4

Trong công nghiệp: Được sản xuất từ amoniac : NH3 → NO → NO2 → HNO3

- Nhiệt độ t0 = 850-900oC, xt : Pt : 4NH3 +5O2 4NO +6H2O ; H = – 907kJ

- Oxi hóa NO thành NO2 : 2NO + O2  2NO2

- Chuyển hóa NO2 thành HNO3: 4NO2 + 2H2O + O2  4HNO3

Dung dịch HNO3 thu được có nồng độ 60 - 62% Chưng cất với H2SO4 đậm đặc thu được dung dịch HNO3 96 - 98%

3.2 Muối nitrat

a) Tính chất vật lí : Dễ tan trong nước , là chất điện li mạnh trong dung dịch, chúng phân li hoàn toàn

thành các ion Thí dụ : Ca(NO3)2  Ca2+ + 2NO3

-Ion NO3 - không có màu, màu của một số muối nitrat là do màu của cation kim loại Một số muối nitrat

dễ bị chảy rữa như NaNO3, NH4NO3…

b) Tính chất hóa học : Các muối nitrat dễ bị phân hủy khi đun nóng

- Muối nitrat của các kim loại hoạt động ( trước Mg) Nitrat → Nitrit + O 2

2KNO3  2KNO2 + O2

- Muối nitrat của các kim loại từ Mg → Cu : Nitrat → Oxit kim loại + NO 2 + O 2

2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2

-Muối nitrat của kim loại kém hoạt động (sau Cu) Nitrat → kim loại + NO 2 + O 2 2AgNO3  2Ag + 2NO2 + O2

c) Nhận biết ion nitrat (NO3 )

Trong môi trường axit , ion NO3– thể hiện tinh oxi hóa giống như HNO3 Do đó thuốc thử dùng để nhận biết ion NO3– là hỗn hợp vụn đồng và dung dịch H2SO4 loãng, đun nóng

Hiện tượng : dung dịch có màu xanh, khí không màu hóa nâu đỏ trong không khí

Giáo viên: Trần Quang Din - 29 -

3Cu + 8H+ + 2NO3– → 3Cu2+ + 2 NO↑ + 4H2O

Tính oxi hoá: Photpho chỉ thể hiện rõ rệt tính oxi hoá khi tác dụng với một số kim loại hoạt động, tạo ra

photphua kim loại

b) Điều chế : Trong công nghiệp, photpho được sản xuất bằng cách nung hỗn hợp quặng photphorit, cát

và than cốc khoảng 1200oC trong lò điện: Ca PO3 423SiO25Ct o3CaSiO32P5CO

Hơi photpho thoát ra được ngưng tụ khi làm lạnh, thu được photpho trắng ở dạng rắn

2 A xit photphoric :

Công thức cấu tạo :

a) Tính chất vật lí:

H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O

H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O

H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O

c) Điều chế :

Trong phòng thí nghiệm: P + 5HNO3 →H3PO4 + H2O + 5NO2

Trong công nghiệp:

+ Cho H2SO4 đặc tác dụng với quặng photphorit hoặc quặng apatit:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4

Điều chế bằng phương pháp này không tinh khiết và lượng chất thấp

+ Để điều chế H3PO4 có độ tinh khiết và nồng độ cao hơn người ta đốt cháy P để được P2O5 rồi cho P2O5 tác dụng với nước :

4P + 5O2 → 2P2O5

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

3 Muối photphat: Axít photphoric tạo ra 3 loại muối:

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

- Muối đihidrophotphat: NaH2PO4, Ca(H2PO4)2, …

- Muối hidrophotphat: Na2HPO4, CaHPO4 …

a)Tính tan: Tất cả các muối đihidrophotphat đều tan trong nước.Các muối hidrophotphat và photphat

trung hòa đều không tan hoặc ít tan trong nước (trừ muối natri, kali, amoni)

b) Nhận biết ion photphat: Thuốc thử là bạc nitrat

3Ag+ + PO43-  Ag3PO4 ↓ (màu vàng)

III Phân bón hoá học

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

nhằm nâng cao năng suất

Có ba loại phân bón hoá học cơ bản: phân đạm, phân lân và phân kali

a) Phân đạm là phân chứa nguyên tố nitơ Cây chỉ hấp thụ đạm dưới dạng ion NO3- và ion NH4+ Các loại phân đạm quan trọng:

Muối amoni: NH4Cl (25% N), (NH4)2SO4 (21% N), NH4NO3 (35% N, thường được gọi là "đạm hai lá")

Ure: CO(NH2)2 (46% N) giàu nitơ nhất Trong đất ure bị biến đổi dần thành amoni cacbonat Các muối amoni và ure bị kiềm phân huỷ, do đó không nên bảo quản phân đạm gần vôi, không bón cho các loại đất kiềm

Muối nitrat: NaNO3, Ca(NO3)2,…thường bón cho các vùng đất chua mặn

b) Phân lân là phân chứa nguyên tố photpho Cây hấp thụ lân dưới dạng ion PO43- Các loại phân lân chính

Giáo viên: Trần Quang Din - 31 -

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

Supephotphat đơn: Hỗn hợp canxi đihiđro photphat và thạch cao,

Supephotphat kép: là muối canxi đihiđro photphat,

Amophot: chứa cả đạm và lân, đượ1c điều chế bằng cách cho NH3 tác dụng với axit photphoric thu được hỗn hợp trong mono và điamophot NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4

c) Phân kali: chứa nguyên tố kali, cây hấp thụ kali dưới dạng ion K+ Phân kali chủ yếu là KCl lấy từ quặng muối cacnalit (KCl.MgCl2.6H2O), sinvinit (KCl.NaCl) Ngoài ra người ta cũng dùng KNO3.K2SO4

2 Phân vi lượng: là loại phân chứa một số lượng rất nhỏ các nguyên tố như đồng, kẽm, molipđen,

mangan, coban, bo, iot… Chỉ cần bón một lượng rất nhỏ các nguyên tố này cũng làm cho cây phát triển tốt

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

IV Một số chú ý khi giải toán chương Nitơ – photpho

1 N 2 và các oxit của nitơ

- Tính chất của chất khí:

+ Các khí trong cùng điều kiện nhiệt độ áp suất có số mol bằng nhau thì thể tích bằng nhau

+ Trong điều kiện: cùng nhiệt độ và thể tích thì số mol khí trước và sau phản ứng tỉ lệ thuận với áp suất trước và sau phản ứng

- Bài toán hiệu suất khi điều chế NH3

2 Amoniac và muối amoni

- Tính chất hóa học của amoniac và muối amoni

- Viết phương trình ion rút gọn

- Định luật bảo toàn điện tích

3 Axit nitric và muối nitrat

- Trong bài toán về axit nitric vận dụng linh hoạt các định luật bảo toàn :

+ Định luật bảo toàn electron : Tổng electron cho bằng tổng electron nhận

+ Định luật bảo toàn nguyên tố : Tổng khối lượng nguyên tố trước phản ứng bằng tổng khối lượng nguyên tố sau phản ứng

+ Định luật bảo toàn khối lượng : Tổng khối lượng các chất trước phản ứng bằng các chất sau phản ứng

+ Định luật bảo toàn điện tích : Trong dung dịch các chất điện li tổng điện tích dương bằng tổng điện tích âm

- Nhiệt phân muối nitrat thu được hỗn hợp rắn và hỗn hợp khí

+ Định luật bảo toàn khối lượng : mkhí = mrắn trước phản ứng - mrắn sau phản ứng

+ Khí sau phản ứng hấp thụ vào nước có phản ứng :

4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3(1)

Từ số mol khí thu được sau phản ứng và phương trình (1) biện luận khí thoát ra

4 Photpho và hợp chất

- Bài toàn H3PO4 tác dụng với dung dịch bazơ OH

-H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O (1)

H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O (2)

H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O (3)

4

3PO nH

nNaOH

=

a b

> 3 chỉ ra phản ứng (3) tạo ra Na3PO4 và NaOH dư

5 Phân bón : Tính độ dinh dưỡng trong các loại phân bón

+ Phân đạm : % Nitơ

+ Phân lân : % P2O5

+ Phân kali : % K2O

CHƯƠNG 3: CACBON - SILIC VÀ HỢP CHẤT

A KIẾN THỨC CƠ BẢN

I NHÓM CACBON

Gồm C, Si, Ge, Sn, Pb

Cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2np2

Từ C đến Pb tính phi kim giảm dần và tính kim loại tăng dần

 Có các dạng thù hình : kim cương, than chì, fuleren, cacbon vô định hình

 Kim cương : tinh thể trong suốt, không màu, không dẫn điện, dẫn nhiệt kém và rất cứng (là chất cứng

nhất trong tất cả các chất)

 Than chì : tinh thể màu xám đen, mềm

 Fuleren : có nhiều tính chất đặc biệt

 Cacbon vô định hình : thường có cấu tạo xốp, có khả năng hấp phụ mạnh

3 Tính chất hóa học

- Trong các dạng tồn tại của cacbon, cacbon vô định hình hoạt động hơn cả về mặt hóa học

Giáo viên: Trần Quang Din - 33 -

- Trong các phản ứng hóa học cacbon thể hiện hai tính chất: Tính oxi hóa và tính khử Tuy nhiên tính

khử vẫn là chủ yếu của cacbon

3C+ 4AlAl C (nhôm cacbua)

III HỢP CHẤT CỦA CACBON

- Là chất khí không màu, nặng gấp 1,5 lần không khí

- CO2 (rắn) là một khối màu trắng, gọi là “nước đá khô” Nước đá khô không nóng chảy mà thăng hoa, được dùng tạo môi trường lạnh không có hơi ẩm