giáo án ôn thi tốt nghiệp môn Hóa

giáo án ôn thi tốt nghiệp môn Hóa tham khảo

SỞ GD – ĐT BẮC GIANG TRƯỜNG THPT LỤC NGẠN SỐ 1

Giáo viên: Trần Đức Tuấn

Tổ: Hóa học

Năm 2016

Lời nói đầu

Nhằm kịp thời chuẩn bị tài liệu ôn thi cấp tốc cho các em Thầy soạn tài liệu này, dưới hình thức sử dụng các bài toán, các câu hỏi được tham khảo ở các tài liệu và internet Vì vậy không tránh khỏi sẽ có một

số bài tập, câu hỏi chưa mẫu mực, còn sai sót Tuy nhiên đây cũng là tài liệu tốt để giúp các em ôn tập tốt môn hóa học.

Trước khi đọc tiếp tài liệu thầy cũng trao đổi với các em 4 vấn đề về cách học và phương pháp học như sau.

Thứ nhất: Em không nên học khuya!

Thường các em lớp 12, sau khi tổng kết xong và bước vào học ôn thi đại học, thì các em hay học khuya Tức là các em thường học từ 9h tối đến 1-2h sáng Điều đó diễn ra trong vòng 1 tháng thì sẽ hình thành thói quen tư duy vào thời gian đó, nhưng chúng ta thi vào buổi sáng và buổi chiều cơ mà! Đâu có thi buổi đêm đâu Khi đó đi thi các em sẽ có tình trạng là đọc đề xong mơ mơ màng màng, không nghĩ ra gì cả, lúc đó còn làm sai cả những bài dễ mà bình thường mình không sai nữa cơ Và đây là điều hay mắc phải của những học sinh có lực học trung bình và khá nhất, là nguyên nhân chính dẫn đến tình trạng các em học lực khá nhưng có điểm thi cực tệ Không tin, em hãy nghĩ lại việc mình bỏ thời gian 1,2 buổi ôn khuya để thi học

kì xem có đúng vậy không, có kết quả cao không? và em hỏi các anh chị có lực học khá mà kết quả thi kém xem có phải rằng các anh chị đó có phải là các anh chị thường hay học khuya không nhé Vì vậy em hãy chấm dứt việc học khuya, buổi tối học từ 20h đến 22h30 là đủ, cùng lắm là 23h thôi nhé.

Vậy thì còn một tháng nữa, mà bài vở nhiều, buổi sáng buổi chiều thì đi học thêm không học khuya thì lấy thời gian đâu để học? Nếu thắc mắc vậy thì hãy đọc lời khuyên tiếp theo nhé 

Thứ hai: Em cần có thời gian biểu hợp lí!

Việc lập thời gian biểu của mỗi người là khác nhau, không thể giống nhau Tuy nhiên khi lập thời gian biểu em thường hay mắc phải thói quen là lập quá chặt chẽ, từng giờ từng giờ một, vì vậy khi thực hiện được 2 – 3 ngày là quá tải, giờ nào cũng là giờ cao điểm, ngày nào cũng là ngày cao điểm luôn luôn phải học, nên không thể thực hiện được, vì áp lực từ thời gian biểu quá lớn mà lại không hiệu quả.

Vì vậy khi lập thời gian biểu, cần sắp xếp làm sao có thời gian học tập và nghỉ ngơi đan xen, và quan trọng nó phải hình thành được thói quen tốt thì mới có thể thực hiện được Thầy có thể gợi ý các lập như sau: giả sử ta phải học toàn bộ buổi sáng trên trường từ 7h đến 10h30, thời gian đi đến trường khoảng 30 phút, còn buổi chiều hôm học hôm không, khi học ca 1( từ 14h – 16h), khi thì học ca 2 ( 16h – 18h) chẳng hạn Vậy ta có thể lập thời gian biểu như sau:

+ Thức dậy từ 5h, làm vệ sinh cá nhân, thể dục nhẹ nhàng khoảng rồi học bài đến 6h15 ( vậy là ta

học được khoảng 1h)

+ Từ 6h15 chuẩn bị đi học, học từ 7h đến 10h30 hết giờ, về đến nhà là 11h.

+ Từ 11h đến 13h là thời gian ăn cơm nghỉ ngơi và ngủ trưa ( em nhớ ngủ trưa khoảng 15 phút thôi nhé, cao lắm thì 20, không nên nhiều hơn)

+ Từ 13h đến 13h30 ôn lại kiến thức và chuẩn bị đi học ca 1 ( nếu không học thì tự học ở nhà trong

thời gian ca đó từ 14h – 15h30)

+ Từ 15h30 ta chuẩn bị đi học ca 2 ( nếu không phải đi học thì nghỉ ngơi, rồi tự học ở nhà ca 2 trong thời gian ca đó khoảng từ 16h – 17h30)

+ Trong khoảng thời gian từ 18h – 20h ta tắm rửa, ăn uống và nghỉ ngơi

+ Từ 20h – 22h30 ta chuẩn bị bài và tự học Rồi đi ngủ

Vậy là ta đã cố định 1h + 0,5h + 2,5h = 4h học cố định rồi nhé Nếu em được nghỉ học thì sẽ có nhiều thời gian hơn nữa Với thời gian như vậy, ta luôn có thời gian học, có thời gian nghỉ ngơi, và thư giãn linh động, không áp lực về mặt thời gian ( lưu ý: đây chỉ là 1 gợi ý)

Vậy với khoảng thời gian như vậy thì ta học các môn như thế nào cho hiệu quả Mời em xem lời khuyên thứ 3.

Thứ ba: Cách học cấp tốc ôn thi Quốc gia!

( Trao đổi với các em trong buổi dạy nhé!)

MỤC LỤC Các phương pháp giải bài toán hóa học

Hóa học vô cơ

Hóa học hữu cơ

Hóa học đại cương

Phương pháp tư duy và kĩ thuật giải các bài toán hóa học khó

Đề ôn thi QG năm 2016

Hướng dẫn giải chi tiết đề ôn thi QG năm 2016

HÓA HỌC VÔ CƠ

A – ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA CÁC CHẤT VÔ CƠ

I OXIT

1 Khái quát về sự phân loại oxit

Căn cứ vào tính chất hóa học của oxit, người ta phân loại oxit thành 4 loại như sau:

a Oxit bazơ là những oxit tác dụng với dung dịch axit tạo thành muối và nước.

Ví dụ: Na2O, K2O, BaO, CaO, MgO,CrO, FeO, Fe3O4, Fe2O3, NiO, CuO,

b Oxit axit là những oxit tác dụng với dung dich bazơ tạo thành muối và nước.

Ví dụ: CO2, SO2, SO3, N2O5, P2O5, SiO2, CrO3

c Oxit lưỡng tính là những oxit tác dụng với dung dịch axit và tác dụng với dung dịch bazơ tạo

thành muối và nước

Ví dụ: Al2O3, ZnO, SnO, PbO, BeO, Cr2O3

d Oxit trung tính hay còn gọi là oxit không tạo muối là những oxit không tác dung với axit, bazơ,

nước Ví dụ: CO, NO

Nhận xét:

- Oxit kim loại thường là oxit bazơ nhưng có 6 trường hợp là oxit lưỡng tính và 1 trường hợp là oxit axit ( đây là nói trong trường hợp thường gặp thôi nhé)

- Oxit phi kim thường là oxit axit nhưng có 2 trường hợp là oxit trung tính

2 Tính chất hóa học của oxit bazơ

- Oxit bazơ chia 2 nhóm

+ nhóm 1: oxit bazơ tan trong nước là những oxit bazơ mạnh

Ví dụ: Na2O, K2O, CaO, BaO, Li2O, Rb2O, Cs2O, SrO

+ nhóm 2: oxit bazơ không tan trong nước là những oxit bazơ yếu

Ví dụ: MgO, FeO, Fe2O3, Fe3O4, CuO

a Tính chất hóa học của Oxit bazơ tan: Oxit bazơ tan có những tính chất hóa học nào ?

*) Tác dụng với oxit axit: Một số oxit bazơ, là những oxit bazơ tan trong nước tác dụng với oxit

axit tạo thành muối

Ví dụ: CaO + CO2 → CaCO3

CaO + SO3 → CaSO4

b Tính chất hóa học của oxit bazơ không tan.

*) Tác dụng với axit: Oxit bazơ + axit → muối + nước

Ví dụ: CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O

*) Bị khử bởi chất khử CO, H 2 , Al, C

- Các oxit bazơ không tan ( trừ MgO, Al2O3) bị khử bởi CO, H2, Al, C thành kim loại và oxit tương ứng

Ví dụ: CuO + CO  Cu + COt o 2

- Riêng ZnO bị khử bởi chất rắn Al, C nhưng không bị khử bởi chất khí CO, H2

3ZnO + 2Al  3Zn + Alt o 2O3

ZnO + CO  không phản ứngt o

3 Tính chất hóa học của Oxit axit: oxit axit có những tính chất hóa học nào ?

- Oxit oxit chia 2 nhóm

+ nhóm 1: oxit axit mạnh SO3, N2O5

+ nhóm 2: oxit axit yếu như SO2, CO2 ( riêng P2O5 là oxit axit trung bình)

a) Tác dụng với nước: Nhiều oxit axit tác dụng với nước tạo thành dung dịch axit.

- Những oxit axit mạnh và P2O5 tác dụng hết với nước

Ví dụ: SO3 + H2O → H2SO4

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

- Những oxit axit yếu như CO2, SO2 phản ứng không hoàn toàn với nước

CO2 + H2O  H 2CO3

b) Tác dụng với dung dịch bazơ: Oxit axit + dd bazơ → muối + nước.

- Oxit axit mạnh tác dụng với dung dịch bazơ thường tạo muối trung hòa và H2O

Ví dụ: SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

- Các oxit axit yếu tác dụng với dung dịch bazơ tạo muối trung hòa hoặc muối axit

Ví dụ: CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O

Canxi cacbonat 2CO2 + Ca(OH)2 → Ca(HCO3)2

Canxi đihidrocacbonat

c) Tác dụng với oxit bazơ:

- Oxit axit mạnh có thể tác dụng được với cả oxit bazơ yếu tạo thành muối

Lưu ý: SiO2 không phản ứng với oxit bazơ

3 Oxit lưỡng tính: Một số oxit vừa tác dụng dung dịch axit, vừa tác dụng với dung dịc bazơ, gọi là

oxit lưỡng tính Thí dụ như: Al2O3, ZnO, SnO, Cr2O3,PbO, BeO

O2

CO

H2AlC

b Tác dụng với dung dịch bazơ

- Các oxit lưỡng tính của kim loại hóa trị 3 dạng M2O3 tạo gốc MO2

-Ví dụ: Al2O3 + 2NaOH → H2O + 2NaAlO2 (natri aluminat)

Cr2O3 + 2NaOH → H2O + 2NaCrO2

- Các oxit lưỡng tính của kim loại hóa trị 2 dạng MO tạo gốc MO22-

Ví dụ: ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

Natri zincatSnO + 2NaOH → Na2SnO2 + H2O

4 Oxit trung tính (hay là oxit không tạo muối): Một số oxit không tác dụng với axit, dung dịch,

bazơ, nước, gọi là oxit trung tính như: NO, N2O, CO,…

II – AXIT

1 Khái quát về sự phân loại axit

- Thường có 2 cách phân loại axit như sau

a Cách 1: thuận tiện cho việc gọi tên

+ axit không có oxi như HCl, HBr, HI, H2S

Tên axit = Axit + tên PK + hidric Tên gốc = tên PK + ua

HS- Hidro sunfua

+ axit có ít oxi như H2SO3, HNO2, H3PO3

Tên axit = Axit + tên PK + ơ Tên gốc = tên PK + it

H2SO3 Axit sunfurơ SO32- Sunfit

H3PO3 Axit photphorơ HPO32- Hidro photphit

Lưu ý: Axit H3PO3 là axit 2 nấc tức là chỉ có thể tạo 2 gốc H2PO3- và HPO3

2-+ Axit có nhiều oxi như H2SO4, HNO3, H3PO4

Tên axit = Axit + tên PK + ic Tên gốc = tên PK + at

H2SO4 Axit sunfuric SO32- Sunfat

H3PO4 Axit photphoric PO33- Photphat

b Cách 2: thuận tiện cho việc học tính chất hóa học

+ Axit mạnh như HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4

+ Axit yếu như H2S, H2SO3, H2CO3

+ Axit trung bình như H3PO4

2 Tính chất hóa học chung của axit

a Axit làm đổi màu chất chỉ thị

- Dung dịch axit làm đổi màu quỳ tím thành đỏ

=> Quỳ tím là chất chỉ thị màu để nhận biết dung dịch axit

Lưu ý: Các axit yếu như H2S, H2CO3, HF không làm đổi màu quỳ tím

b Axit tác dụng với bazơ tạo thành muối và nước

- Axit mạnh tác dụng được với tất cả các bazơ

c Axit tác dụng với oxit bazơ tạo thành muối và nước.

- Axit mạnh tác dụng được với các oxit bazơ kể cả oxit bazơ không tan

Ví dụ: Fe2O3 + 6HCl → FeCl3 + 3H2O

- Axit yếu chỉ tác dụng được với oxit bazơ tan

H2S + Na2O → Na2S + H2O

d Axit tác dụng với kim loại

- Dung dịch axit mạnh tác dụng được với kim loại trước H trong dãy kim loại tạo thành muối và giải phóng khí hiđro

Ví dụ: 3H2SO4 (dd loãng) + 2Al → Al2(SO4)3 + 3H2

2HCl + Fe → FeCl2 + H2

Cu + HCl → không phản ứng

5 kim loại không tác dụng với HCl, H2SO4 loãng như Cu, Ag, Hg, Pt, Au

- Các dung dịch axit mạnh chỉ tác dụng với kim loại mạnh

Lưu ý: Axit HNO3 và H2SO4 đặc tác dụng được với nhiều kim loại nhưng không giải phóng hiđro

e axit tác dụng với muối.

- Phản ứng xảy ra khi axit tạo thành yếu hơn axit phản ứng

Ví dụ: 2HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O

2HCl + Na2S → 2NaCl + H2S

- Hoặc muối tạo thành tạo kết tủa không tan trong axit

Ví dụ: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3

1 Khái quát về sự phân loại bazơ

Dựa vào tính tan của bazơ trong nước, người ta chia tính baz ơ thành 2 loại:

- Bazơ tan được trong nước tạo thành dung dịch bazơ (gọi là kiềm): là bazơ mạnh

NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, LiOH, RbOH, CsOH, Sr(OH)2

- Những bazơ không tan: là bazơ yếu

Mg(OH)2, Al(OH)3 ,Zn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2,

- dung dịch NH3 là bazơ yếu

2 Tính chất hóa học của bazơ tan

a Tác dụng với chất chỉ thị màu.

- Dung dịch bazơ làm quỳ tím đổi thành màu xanh

- Dung dịch bazơ làm phenolphthalein không màu đổi sang màu đỏ

b Dung dịch bazơ tác dụng với oxit axit tạo thành muối và nước.

d Dung dịch bazơ tác dụng với nhiều dung dịch muối tạo thành muối mới và bazơ mới.

- Phản ứng xảy ra khi bazơ hoặc muối tạo thành kết tủa

Ví dụ: 2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2↓

Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH

- Hoặc tạo khí NH3

Ví dụ: NaOH + NH4Cl → NaCl + NH3↑ + H2O

3 Tính chất hóa học của bazơ không tan

a Bazơ không tan tác dụng với axit tạo thành muối và nước.

o

t

 Fe2O3 + 3H2O Riêng Fe(OH)2  FeO + Ht o 2O

Trong môi trường không khí, có oxi xảy ra phản ứng: 2FeO + ½ O2  Fet 2O3

- Các phi kim thường gặp

Tính phi kim tăng dần

Br I

- Các phi kim có khả năng hoạt động hóa học khác nhau

Flo là phi kim mạnh nhất; oxi, clo là những phi kim hoạt động mạnh; lưu huỳnh, photpho, cacbon, silic là những phi kim hoạt động yếu hơn

1 Tính chất vật lí

- Ở điều kiện thường, phi kim có thể tồn tại ở trạng thái rắn như C, S, P, Si, I, Trạng thái lỏng như:Br; Trạng thái khí như: O2, H2, N2, …

- Phần lớn phi kim không dẫn điện, dẫn nhiệt và có nhiệt độ nóng chảy thấp, ơ thể rắn thì dòn

- Một số phi kim độc như clo, brom, iot,

2 Tính chất hóa học

a Tác dụng với kim loại

- Nhiều phi kim tác dụng với kim loại tạo thành muối

+ F2 là phi kim mạnh nhất, tác dụng được với tất cả các kim loại kế cả Au

+ Cl2, Br2 cũng là phi kim mạnh, nhưng yếu hơn F2 nên chỉ tác dụng đến Ag ( theo dãy KL)

- Thường các phi kim tác dụng với kim loại cần có nhiệt độ nhưng

+ Thủy ngân tác dụng với lưu huỳnh ngay ở nhiệt độ thường, tạo thành HgS

Hg + S → HgS+ Liti tác dụng với nitơ ngay ở nhiệt độ thường tạo thành Li3N

t xt



 2HI

c Tác dụng với oxi

- Các halogen F2, Cl2, Br2, I2 không phản ứng với O2

- Các phi kim còn lại tác dụng với oxi tạo oxit

dựa vào phản ứng với H2 chứng minh được

tính oxi hóa của F2 > Cl2 > Br2 > I2

4P + 5O2  2Pt 2O5 (r)

V – KIM LOẠI

1 Dãy kim loại và dãy điện hóa

a Dãy kim loại ( dãy hoạt động hóa học của kim loại hay dãy beketop)

- là dãy các kim loại được sắp xếp theo chiều giàm dần mức độ hoạt động hóa học của chúng

b Dãy điện hóa

- Dãy điện hóa là dãy gồm các cặp oxi hóa khử ( dạng oxi hóa/ dạng khử của cùng 1 kim loại) được xếp theo quy luật

- Quy luật của dãy điện hoá của kim loại:

+ Các kim loại trong dãy điện hoá được sắp xếp theo chiều tính khử của kim loại giảm dần

và tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần

+ Dãy điện hoá cho phép dự đoán chiều của phản ứng giữa hai cặp oxi hoá - khử: chất oxi hoá mạnh hơn sẽ oxi hoá chất khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn

K + Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Fe 3+ Ag + Au 3+

Tính oxi hóa ion kim loại tăng

K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Fe 2+ Ag Au

Tính khử kim loại giảm

Thứ tự của dãy điện hóa có tương tự dãy kim loại

2 Tính chất vật lí chung của kim loại.

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

+ Tính dẫn điện: Ag > Cu > Au > Al > Fe

+ Tính dẻo: Au > Ag > Al > Cu > Sn…

- Các tính chất vật lí chung này là do các e tự do có trong mạng tinh thể kim loại gây ra

- Nhờ có tính dẻo, kim loại có thể dát mỏng, kéo thành sợi, tạo nên các đồ vật khác nhau

- Nhờ có tính dẫn điện mà một sô kim loại được sử dụng làm dây dẫn điện

- Nhờ có tính dẫn nhiệt mà một số kim loại được dùng để làm dụng cụ nấu ăn Kim loại nào dẫn điện tốt thường cũng dẫn nhiệt tốt

- Nhờ có ánh kim mà một số kim loại được dùng làm đồ trang sức, như vàng, bạcr

3 Tính chất hóa học chung của kim loại

a Tác dụng với phi kim

*) Tác dụng với oxi: Hầu hết kim loại (trừ Au, Pt, Ag, ) tác dụng với oxi ở nhiệt độ thường hoặc

nhiệt độ cao, tạo thành oxit

- Mức độ phản ứng với oxi của các kim loại khác nhau: kim loại càng mạnh thì phản ứng càng mạnh

+ K, Na cháy tạo thành oxit khi có lượng oxi hạn chế Nếu oxi dư thì tạo thành peoxit

+ Ca, Mg, Al, Zn, Fe cháy tạo thành oxit và khả năng phản ứng với oxi giảm dần

+ Các kim loại từ Pb → Hg không cháy nhưng tạo thành màng oxit trên bề mặt

+ Các kim loại từ Ag → Au không cháy và không tạo thành lớp màng oxit trên bề mặt

- Phản ứng với oxi của kim loại phụ thuộc vào bề mặt của lớp oxit tạo thành: nếu bề mặt không khítthì phản ứng hoàn toàn; nếu bề mặt khít thì chỉ phản ứng ở trên bề mặt như Al, Zn

*) Tác dụng với phi kim khác (Cl 2 ,, S, ): Nhiều kim loại tác dụng với nhiều phi kim, tạo thành

muối

Ví dụ 2Al + 3I2 H O2  2AlI3

Fe + S  FeSt o

b Tác dụng với dung dịch axit

- Các kim loại đứng trước H trong dãy kim loại tác dụng với dung dịch axit (HCl,H2SO4 ) tạo thành muối và H2

Fe + H2SO4 (loãng) → FeSO4 + H2

Lưu ý: Kim loại tác dụng với axit HNO3, H2SO4 đặc không giải phóng H2

c Tác dụng với dung dịch muối

- Kim lọại hoạt động mạnh hơn (trừ Na, K, Ba,Ca) tác dụng với muối của kim loại yếu hơn, tạo thành muối và kim loại mới.

Ví dụ: Zn + CuCl 2 → ZnCl 2 + Cu

2Al + 3CuCl 2 → 2AlCl 3 + 3Cu

B ĐẶC ĐIỂM RIÊNG CỦA CHẤT VÔ CƠ

CO2 + Na2SiO2 + H2O →Na2CO3 + H2SiO3↓

CO2 + 2CaOCl2 + H2O → CaCl2 + CaCO3 + 2HClO

CO2 + NaClO + H2O → NaHCO3 + HClO

- Tác dụng với NH3 tạo ure => dùng điều chế ure

- Ngoài là oxit trung tính, CO là chất khử

- Khử các oxit kim loại sau Zn tạo thành kim loại và CO2

- Ngoài là oxit axit, SO2 còn có thêm tính oxi hóa, tính khử

- Tác dụng với H2S, Mg tạo chất rắn màu vàng

SO2 + 2H2S  3S↓ + 2Ht o 2O

SO2 + 2Mg  S↓ + 2MgOt o

- Làm mất màu dung dịch Br2, dung dịch thuốc tím KMnO4 => dùng nhận biết SO2

SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

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

- Tác dụng với O2 với xúc tác V2O5, là phản ứng tỏa nhiệt => thường gặp trong cân bằng hóa học

- SO2 làm mất màu cánh hoa hồng

4 Fe3O4 chất rắn, màu nâu đỏ

- là hỗn hợp oxit FeO.Fe2O3 nên vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử

- Tác dụng với HCl, H2SO4 loãng giữ nguyên hóa trị

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

Fe3O4 + 4H2SO4 loãng → FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O

- Tác dụng với HNO3, H2SO4 đặc lên sắt (III)

3Fe3O4 + 28HNO3 → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O

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

- Tác dụng với HI xuống sắt (II)

Fe3O4 + 8HI → 3FeI2 + I2 + 4H2O

II – AXIT

1 HF là axit rất yếu, không làm đổi màu quỳ tím

- Tác dụng với SiO2 => dùng khắc chữ trên thủy tinh, vì vậy không dùng bình thủy tinh đựng dung dịch axit HF

- Ngoài tính axit manh, HCl đặc còn có tính khử khi tác dụng với các chất oxi hóa MnO2, KMnO4,

K2Cr2O7, => Phản ứng này được dùng để điều chế Cl2 trong phòng thí nghiệm

2HBr + H2SO4 đặc  t0 SO2 + Br2 + 2H2O

2HI + H2SO4 đặc  t0 SO2 + I2 + 2H2O

- HI có tính khử mạnh hơn HBr, nên HI có thể khử được sắt (III)

2FeCl3 + 2HI → 2FeCl2 + I2 + 2HCl

Fe2O3 + 6HI → 2FeI2 + I2 + 3H2O

Fe3O4 + 8HI → 3FeI2 + I2 + 4H2O

5 HNO3, H2SO4 đặc

- Ngoài tình axit mạnh, HNO3 và H2SO4 đặc còn có tính oxi hóa mạnh

a Tác dụng với kim loại

- HNO3, H2SO4 đặc tác dụng với hầu hết các kim loại ( trừ Au, Pt) nhưng không giải phóng H2 mà tạo ra các hợp chất số oxi hóa thấp của N, S ( gọi là các sản phẩm khử)

KL + HNO3/H2SO4 đặc → Muối ( h.trị cao) + SPK + H2O

- Với HNO3 thì sản phẩm khử là

NO Khí, không màu, hóa nâu trong không khí

N2O Khí, không màu, nặng hơn không khí, gây cười

N2 Khí, không màu, nhẹ hơn không khí

NH4NO3 Không thấy khí, cho NaOH hoặc đun nóng dung

dịch sau phản ứng thấy có khí NH3 bay raThông thường: HNO3 đặc → sản phẩm khử là NO2

HNO3 loãng → sản phẩm khử là NOChỉ kim loại mạnh như Mg, Al, Zn mới khử được HNO3 xuống NH4NO3

Ví dụ: Cu + 4HNO3 đặc  Cu(NOt o 3)2 + 2NO2 + 2H2O

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

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

2H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + 2H2O

5H2SO4 + 4Zn → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

- 3 kim loại Al, Fe, Cr thụ dộng trong HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội

b Tác dụng với C, S, P và các hợp chất có số oxi hóa thấp

* Với HNO3

Ví dụ: C + 4HNO3 đặc  COt o 2 + 4NO2 + 2H2O

S + 6HNO3 đặc  Ht o 2SO4 + 6NO2 + 2H2O

P + 5HNO3 đặc  Ht o 3PO4 + 5NO2 + H2O

4HNO3 + FeO → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

4HNO3 + FeCO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O + CO2

- Axit sunfuric có khả năng hút nước mạnh => H2SO4 được dùng làm chất hút nước

- Axit sunfuric hấp thụ nước tỏa nhiểu nhiệt nên khi pha loãng cần rót cẩn thận từ từ axit vào nước

và khuấy đều

III – BAZƠ

1 NH3 chất khí không màu, mùi khai

- Ngoài tính chất của bazơ tan, NH3 còn có tính khử mạnh

- Khử CuO ( màu đen) thành Cu ( màu đỏ)

Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O

- Tác dụng với dung dịch NaOH, KOH ở nhiệt độ thường tạo nước gia ven

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O

Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O

- Tác dụng với dung dịch kiềm và đun nóng tạo muối clorat

3Cl2 + 6KOH  5KCl + KClOt o 3 + 3H2O

- Tác dụng với Ca(OH)2 dạng vôi sữa tạo clorua vôi

Cl2 + Ca(OH)2 dạng vôi sữa 30

- Tác dụng với dung dịch kiềm đặc

Si + 2NaOH đăc + H2O → Na2SiO3 + 2H2

V – KIM LOẠI

1 Kim loại kiềm và Ba, Ca, Cs

- Tác dụng với nước ở nhiệt độ thường

4 Fe là kim loại trung bình

- Khi tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng, S, I2 và dung dịch muối tạo sắt (II)

- Khi tác dụng với oxi, tùy theo điều kiện mà có thể tạo FeO, Fe2O3, Fe3O4

VI – CÁC LOẠI PHÂN BÓN HÓA HỌC

1 Phân đạm

- Đạm 2 lá: NH4NO3 - Ure: (NH2)2CO

- Cung cấp B, Mn, Mo, Cu, Zn ở dạng đơn chất

VII – PHẢN ỨNG NHIỆT PHÂN CỦA MUỐI

- Đa số các muối không bền với nhiệt dễ bị nhiệt phân hủy, ở đây ta xét một số muối thường gặp

1 Muối cacbonat trung hòa ( CO3 2- )

- Muối cacbonat trung hòa của kim loại kiềm không bị nhiệt phân

o

t

 MgO + CO2

2 Muối hirdrocacbonat ( HCO3 - )

- tất cả đều bị nhiệt phân tạo muối trung hòa + CO2 + H2O

Ví dụ: 2NaHCO3

o

t

 Na2CO3 + CO2 + H2OCa(HCO3)2

- thường gặp KMnO4, K2Cr2O7, KClO3

o

t MnO

 2KCl + 3O24KClO3

- Kim loại chuyển electron cho các chất oxi hóa trong môi trường thông qua một chất trung gian và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương

Thường

gặp

- Thường xảy ra ở những bộ phận củathiết bị lò đốt hoặc những thiết bị thường xuyên phải tiếp xúc vớ hơi nước và khí oxi…

- Thường xảy ra khi cặp kim loại ( hoặc hợp kim) để ngoài không khí ẩm, hoặc nhúng trong dung dịch axit, dung dịch muối, trong nước không nguyên chất…

3 Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa

- Ba điều kiền cần và đủ của ăn mòn điện hóa

+ ĐK1: Các điện cực phải khác nhau về bản chất

+ ĐK2: Các định cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn

+ ĐK3: Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li

4 Cơ chế của một số trường hợp ăn mòn điện hóa thường gặp.

- Cực âm (anot) = kim loại mạnh = quá trình oxi hóa kim loại → kim loại bị ăn mòn

-Tóm lại: Nếu ăn mòn điê ên hóa thì kim loại mạnh đóng vai trò cực âm và bị ăn mòn trước

5 Các biện pháp chống ăn mòn kim loại.

a Phương pháp bảo vệ bề mặt

- Phủ lên bề mặt kim loại một lớp sơn, dầu mỡ, chất dẻo…

- Lau chùi, để nơi khô dáo thoáng

b Phương pháp điện hóa

- dùng một kim loại là “ vật hi sinh” để bảo vệ vật liệu kim loại

VD: để bảo vệ vỏ tầu biển bằng thép, người ta gắn các lá Zn vào phía ngoài vỏ tàu ở phần chím

trong nước biển ( nước biển là dung dịch chất điện li) Kẽm bị ăn mòn, vỏ tàu được bảo vệ

IX – CÁC HỢP CHẤT KHÔNG BỀN BỊ PHÂN HỦY

1 AgX ( X: Cl, Br, I)

- AgX bị phân hủy ngoài ánh sáng: 2AgCl2 Ag + Clas 2

2 Các muối của kim loại hóa trị III như Al 3+ , Fe 3+ , Cr 3+ và Zn 2+ với gốc axit yếu không tồn tại

trong dung dịch, bị thủy phân hoàn toàn trong nước tạo hidroxit + khí

Ví dụ: Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S↑

Al2(CO3)3 + 3H2O → 2Al(OH)3 + 3CO2↑

3 Axit HNO3 bị phân hủy một phần khi có ánh sáng, vì vậy HNO3 cần đựng trong bình thủy tinh có

mà và để lâu thường có màu vàng nhạt

4HNO3  4 NOas 2 + O2 + 2H2O

4 AgOH không bền trong nước

2AgOH → Ag2O + H2O

X – MỘT SỐ QUẶNG VÀ HỢP CHẤT THƯỜNG GẶP

1 KLK Xinvinit: KCl NaCl -Sô đa khan: Na2CO3 khan

-Thuốc muối: NaHCO3

2 KLKT Đolomit: CaCO3.MgCO3

Magiezit: MgCO3Khoáng vật Canxit ( đá vôi, đá phấn, đá hoa): CaCO3

Khoáng chất Cacnalit: KCl.MgCl2.6H2O

-Thạch cao sống: CaSO4.2H2O-Thạch cao nung: CaSO4.H2O-Thạch cao khan: CaSO4

3 Nhôm Criolit: Na3AlF6 hoặc 3NaF.AlF3

Quặng Pirit: FeS2

- Sắt tử oxit: Fe3O4

- Xementit: Fe3C

- Sắt tây: Fe – Sn

- Tôn: Fe – Zn

- Thép inoc: Thép chứa 18% Crom

5 Đồng Đồng cacbonat bazơ: Cu(OH)2.CuCO3

Cuprit: Cu2OCancozin: Cu2SCancopirit ( pirit đồng): CuFeS2 hay CuS.FeS

- Đồng bạch: Cu-Ni (Chứa 25% Ni)

- Đồng thau: Cu-Zn (Chứa 45% Zn)

7 Halogen Khoáng vật Florit: CaF2 Nước gia ven: NaCl + NaClO

Clorua vôi: CaOCl2Kaliclorat: KClO3Muối iot: NaCl.KI

Đạm ure: (NH2)2CONitrophotka: Hỗn hợp của (NH4)2HPO4

và KNO3Amophot: Hỗn hợp muối NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4

10 Cacbon

- silic

Cát: SiO2Cao lanh: Al2O3.2SiO2.2H2OXecpentin: 3MgO 2SiO2.2H2OFenspat: Na2O.Al2O3.6SiO2

Thuốc nổ đen: Hỗn hợp 75% KNO3, 10% S, 15% C

Khí than ướt: Chứa 44% CO, còn lại là

CO2, H2, N2, …Khí lò ga (khí than khô) chứa 25% lượng CO

- Một số dung dịch có màu như

+ CrO42-: vàng chanh + Cr2O72-: da cam

↓Trắng ↓Keo trắng ↓xanh ↓Trắng hơi xanh hóa

nâu đỏ trong không khí ↓Nâu đỏ ↓vàng ↓Lục xám

- Màu của một số muối bạc

- Màu của một số muối sunfua

XII -ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

đó lấy kim loại mạnh (không tan trong nước) đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch của nó

- Dùng chất khử

CO, C, Al, H2 khử oxit kim loại ở nhiệt độ cao

- Dùng dòng điện một chiều khử ionkim loại yếu trongdung dịch muối của nó

Ví dụ 2NaCl dpnc 2Na +

Cl2

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4