vao 10 hoa tai lieu chuan

Đa số các axit tan nhiều trong nớc, tạo thành dung dịch có vị chua và làm đổi màu chất chỉ thị : làm giấy quỳ tím chuyển thành màu đỏ.. Dung dịch muối tan của nhiều kim loại trừ kim loạ

Phần hai: Chuẩn bị kiến thức cho kỳ thi tuyển sinh

Các chủ đề về hoá học vô cơ

Chủ đề 1: Phân tích, so sánh, giải thích và viết phơng trình hóa học:

A NộI DUNG Và HƯớNG DẫN ÔN TậP:

I Oxit

I.1 Oxit bazơ :

- Thành phần: thường có kim loại + oxi

- Tính chất: tác dụng với axit muối + nước

(Na2O; CaO; CuO )

Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O

• oxit bazơ của các kim loại mạnh (KL kiềm và Ca, Sr, Ba) tác dụng với nớc tạo thành bazơ kiềm: Na2O + H2O → 2NaOH

• Oxit bazơ mạnh tác dụng với oxit axit tạo thành muối: CaO + CO2 → CaCO3

I.2 oxit axit :

- Thành phần: thường có Phi kim + oxi

- Tính chất: tác dụng với bazơ kiềm muối + nước

(CO2; P2O5; SiO2 )

CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

• Nhiều oxit axit tác dụng với nớc tạo thành axit (gọi là anhiđrit của axit):

SO3 + H2O → H2SO4

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

• Oxit axit tác dụng với oxit bazơ tạo thành muối: SO3 + Na2O → Na2SO4

I.3 oxit lỡng tính

• Vừa tác dụng đợc với axit, vừa tác dụng đợc với bazơ kiềm đều tạo muối + nớc Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

(Natri aluminat)

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (Natri zincat)

I.4 Oxit không tạo muối

• không tác dụng với dung dịch axit và dung dịch bazơ (CO, NO, N2O, )

II Axit

II.1 Axit là hợp chất mà phân tử gồm một hay nhiều nguyên tử hiđro có thể thay thế đợc

bởi nguyên tử kim loại (hoặc nhóm NH4)

• Hai loại axit theo thành phần: Axit chứa oxi ( H2SO4, HClO4, H3PO4 ) và axit không chứa oxi (HCl, H2S )

− Các axit mạnh: HClO4 (axit pecloric); HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI

− Các axit trung bình: H3PO4, H2SO3 là 2 axit thuộc loại trung bình (H2SO3 kém bền, dễ bị phân huỷ thành SO2 và H2O)

− Các axit yếu: HF , H2S , H2CO3 (H2CO3 kém bền, dễ bị phân huỷ thành CO2 và H2O)

II.2 Đa số các axit tan nhiều trong nớc, tạo thành dung dịch có vị chua và làm đổi màu

chất chỉ thị : làm giấy quỳ tím chuyển thành màu đỏ

• Axit tác dụng với bazơ tạo thành muối và nớc Phản ứng của axit với bazơ gọi là phản

ứng trung hoà HCl + NaOH → NaCl + H2O

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

• axit tác dụng với oxit bazơ tạo thạnh muối và nớc:

6 HCl + Fe2O3 → 2FeCl3 +3H2O

• Axit tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới Thí dụ :

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O

H2SO4 +BaCl2 → BaSO4↓ + 2HCl

• Axit tác dụng với kim loại:

* Axit không có tính oxi hoá mạnh (nh HCl hoặc H2SO4 dung dịch loãng) tác dụng với kim loại (đứng trớc hiđro trong dãy hoạt động hoá học của kim loại) tạo thành muối và giải phóng ra khí hiđro Thí dụ :

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2↑

* Axit có tính oxi hoá mạnh nh HNO3 hoặc H2SO4 (dung dịch đặc) tác dụng với hầu hết kim loại (kể cả kim loại đứng sau hiđro trong dãy hoạt động hoá học của kim loại) trừ Au, Pt

và hầu hết các phi kim tạo thành muối kèm theo sự giải phóng ra N2, S hoặc các hợp chất của nitơ, các hợp chất của lu huỳnh (dạng khí):

2Fe + 6H2SO4 (đặc) →t0 Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

3Cu + 8 HNO3 →t0 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

2 H2SO4 đặc + S →t0 3SO2↑ + 2H2O

2HNO3 đặc + C →t0 2NO2 + CO2↑ + H2O

III Bazơ

III.1 Bazơ là hợp chất mà phân tử gồm một hoặc nhiều nhóm hiđroxit (OH) liên kết với

nguyên tử kim loại

• Hai loại bazơ theo tính tan:

- Bazơ tan đợc trong nớc : KOH, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 (gọi là bazơ kiềm)

- Bazơ không tan trong nớc : Mg(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3,

III.2 Các dung dịch kiềm làm đổi màu chất chỉ thị: Quỳ tím chuyển thành màu xanh,

phenolphtalein không màu biến thành màu hồng

• Bazơ tác dụng với axit tạo thành muối và nớc:

Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O

- phản ứng của bazơ kiềm với axit gọi là phản ứng trung hoà

NaOH + HCl → NaCl + H2O

• Bazơ tác dụng với oxit axit tạo thành muối và nớc:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

• Bazơ tác dụng với muối tạo thành muối mới (↓) hoặc bazơ mới (↓):

K2CO3 + Ba(OH)2 → BaCO3 ↓ + 2KOH

FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3↓ + 3KCl

• Các bazơ không tan hoặc ít tan trong nớc bị nhiệt phân (khi đun nóng) thành oxit kim loại và nớc :

2Al(OH)3 →t0 Al2O3 +3H2O

Mg(OH)2 →t0 MgO + H2O

* Có 2 trờng hợp đặc biệt là hiđroxit bạc và hiđroxit thuỷ ngân, khi mới tạo thành đã bị phân huỷ ngay trong nớc tại nhiệt độ thờng :

2AgOH → Ag2O + H2O

Hg(OH)2 → HgO + H2O

IV hiđroxit lỡng tính

Một số ít các hiđroxit kim loại có tính lỡng tính vừa có tính bazơ, vừa có tính axit nh Al(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2

- Tính bazơ: Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

- Tính axit: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O

(natri aluminat)

- Tính bazơ: Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O

- Tính axit: Zn(OH)2 + 2KOH → K2ZnO2 + 2 H2O

(kali zincat)

V Muối

V.1 Muối là hợp chất mà phân tử gồm nguyên tử kim loại (hoặc nhóm NH4) kết hợp với gốc axit

* Muối là sản phẩm thay thế nguyên tử hiđro của axit bằng nguyên tử kim loại (hoặc nhóm

NH4)

• Một số loại muối sau :

* Muối axit : là loại muối trong phân tử còn nguyên tử hiđro có thể bị thay thế bởi nguyên

tử kim loại: − NaHCO3 : Natri hiđrocacbonat

− NaH2PO4 : Natri đihiđrophotphat

* Muối trung hoà: là muối trong phân tử không còn nguyên tử hiđro có thể bị thay thế bởi

nguyên tử kim loại: − Na2SO4: Natri sunfat

− Ca3(PO4)2: Canxi photphat

− Na2HPO3: Natri photphit

* Muối kép : Là muối chứa 2 kim loại khác nhau cùng kết tinh theo tỉ lệ mol nhất định và

thờng là loại tinh thể ngậm nớc:

K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O sunfat kép kali và nhôm hoặc còn gọi là phèn chua

• Cacbonat axit (hiđrocacbonat) của các kim loại kiềm, amoni, và các kim loại hoá trị (II)

kể trên đều tan trong nớc

* Nhôm (Al) và Fe(III) không tạo muối cacbonat trung hoà cũng nh cacbonat axit

* Muối photphat : Muối đihiđrophotphat của các kim loại kiềm thổ tan nhiều trong nớc Muối hiđrophotphat của kim loại khác kim loại kiềm thổ thực tế không tan trong nớc

V.2 Dung dịch muối tan của nhiều kim loại (trừ kim loại kiềm) tác dụng với các dung

dịch kiềm tạo thành bazơ khó tan và muối mới Thí dụ :

MgCl2 + 2KOH → Mg(OH)2 ↓ + 2KCl

NH4Cl + NaOH →t0 NaCl + NH3↑ + H2O

• Muối của các axit yếu (và của axit dễ bay hơi) tác dụng với axit mạnh (hoặc axit khó bay hơi) tạo thành muối mới:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4↓ + 2H3PO4

• Dung dịch các muối tan khác nhau tác dụng với nhau tạo thành các muối mới nếu một trong các sản phẩm đó là muối khó tan hoặc chất khí:

AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3

2NaHSO4 + CaCO3→ CaSO4 + Na2SO4 + CO2↑ + H2O

2NaHSO4 + Mg → MgSO4 + Na 2SO4 + H2↑

• Một số kim loại hoạt động hơn đẩy đợc kim loại kém hoạt động hơn ra khỏi muối của

nó Thí dụ :

Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu ↓

Cu + HgCl2 → CuCl2 + Hg↓

• Nhiều muối ở trạng thái rắn sẽ bị phân huỷ khi nung nóng ở nhiệt độ cao Thí dụ :

2CuSO4 →t0 2CuO + 2SO2↑ + O2↑

2Fe(NO3)3 →t0 Fe2O3 + 6NO2 + 1,5O2

2KNO3 →t0 2 KNO2 ( nitrit ) + O2↑

Ca(HCO3)2 →t0 CaCO3 + CO2↑ + H2O

• Muối axit tác dụng với các bazơ kiềm cho muối và nớc:

NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O

NaH2PO4 + NaOH → Na2HPO4 + H2O

• Muối lỡng tính: Một số muối axit của các axit yếu vừa tác dụng với các dung dịch kiềm vừa tác dụng với dung dịch axit mạnh hơn

NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O

NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑

VI kim loại

VI.1 Các kim loại đều có ánh kim (tức là bề mặt đợc đánh bóng thì phản chiếu ánh sáng

lấp lánh), tính dẻo, dai (dễ bị dát mỏng, dễ bị kéo thành sợi, dễ bị dập khuôn), dẫn điện và dẫn nhiệt Kim loại nào dẫn nhiệt tốt thì cũng dẫn điện tốt

Sau đây là một số kim loại thờng gặp đợc sắp xếp theo thứ tự giảm dần độ dẫn điện và dẫn nhiệt : Ag, Cu, Au, Al, Zn, Fe, Pb, Hg

VI.2 Hầu hết kim loại tác dụng với oxi (trừ bạc, platin và vàng) tạo thành oxit:

3Fe + 2O2 →t0 Fe3O4

• Đa số các kim loại tác dụng với các phi kim tạo thành muối:

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (muối halogenua)

Hg + S → HgS (muối sunfua)

• Đa số các kim loại tác dụng với dung dịch axit (xem phần axit tác dụng với kim loại )

• Nhiều kim loại đứng trớc khi tác dụng với dung dịch muối (hay muối nóng chảy) của các kim loại đứng sau trong dãy hoạt động hoá học của chúng, tạo thành muối mới và kim loại kém hoạt động hơn: Al + 3 AgNO3 → Al(NO3)3 + 3Ag↓

VI.3 Dãy hoạt động hoá học của kim loại:

* Các kim loại đợc sắp xếp theo thứ tự giảm dần tính hoạt động hoá học :

K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au

* Các kim loại tiếp theo (từ Mg đến Zn) là các kim loại khá hoạt động Các kim loại từ Fe

đến Pb là các kim loại hoạt động trung bình Các kim loại đứng sau hiđro là những kim loại kém hoạt động

* Các kim loại đứng trớc hiđro trong dãy trên tác dụng với các dung dịch axit HCl và H2SO4 loãng tạo thành muối kim loại và giải phóng ra khí hiđro

VI.4 Kim loại kiềm: Liti (Li), natri (Na), kali (K), rubiđi (Rb), xesi (Cs), franxi (Fr)

Chúng là các kim loại hoạt động mạnh nhất và luôn có hoá trị (I) trong các hợp chất

• Kim loại kiềm tác dụng mãnh liệt với các phi kim, với nớc và các dung dịch axit ngay ở nhiệt độ thờng:

4Na + O2 → 2Na2O

2Na + Cl2 → 2NaCl

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

* Khi cho một mẩu kim loại kiềm vào dung dịch muối của kim loại khác kém hoạt động hơn, trớc hết kim loại kiềm tác dụng với nớc tạo thành dung dịch kiềm, sau đó muối của kim loại kém hoạt động hơn mới tác dụng với kiềm

Thí dụ : Khi cho một mẩu Na vào dung dịch muối CuSO4 sẽ xảy ra các phản ứng sau : 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4

• Kali và các hợp chất của nó cháy trên ngọn lửa đèn khí không màu cho ngọn lửa màu tím

đặc trng Natri và các hợp chất của nó cho ngọn lửa vàng đậm

VI.5 Kim loại kiềm thổ: : Beri (Be), magie (Mg), canxi (Ca), stronti (Sr), bari (Ba)

và rađi (Ra: kim loại phóng xạ)

• Các kim loại kiềm thổ cũng là những kim loại hoạt động rất mạnh, chỉ tồn tại trong tự nhiên ở dạng hợp chất và luôn có hoá trị (II) trong mọi hợp chất Từ Be đến Ba tính kim loại tăng dần

• Các oxit (MO) là những oxit bazơ điển hình: MgO không tan trong nớc, CaO ít tan trong nớc, tuy nhiên dung dịch Ca(OH)2 mà ta vẫn gọi là nớc vôi trong cũng có tính kiềm còn Ba(OH)2 tan trong nớc nhiều hơn ở dạng rắn các hiđroxit M(OH)2 đều bị nhiệt phân thành oxit MO và hơi nớc

• CaSO4 ít tan trong nớc, là thành phần chính của “thạch cao” thờng dùng làm phấn viết bảng, nặn tợng, dùng trong y học Các muối sunfat MSO4 không bị nhiệt phân khi đun nóng

* CaCO3 là thành phần chính của đá vôi, đá hoa và dùng trong xây dựng

VI.6 Nhôm: là kim loại màu trắng bạc, nhẹ, dẻo dai, có nhiều tính chất vật lí quý giá nh

nhẹ, bền, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt

• Nhôm là kim loại hoạt động khá mạnh, tính hoạt động của nó chỉ kém các kim loại kiềm

và kiềm thổ 4Al + 3O2 → 2Al2O3

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2↑

2Al + 6H2SO4(đặc) →t0 Al2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3 Cu↓

• Nhôm khử đợc các oxit kim loại đứng sau nó trong dãy hoạt động hoá học (nh các oxit của sắt, mangan, crom, đồng, ) phản ứng đợc gọi là phản ứng nhiệt nhôm:

2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2 Fe + Q

2Al + Cr2O3 → Al2O3 + 2Cr + Q

Phản ứng nhiệt nhôm của các oxit sắt đợc ứng dụng để hàn đờng ray xe lửa

• Nhôm tác dụng đợc với các dung dịch kiềm giải phóng ra khí hiđro :

2Al + 2H2O + 2NaOH → 2NaAlO2 + 3H2↑

(Muối aluminat)

Ngay ở nhiệt độ thờng các đồ dùng bằng nhôm đã bị oxi hoá bởi oxi không khí tạo nên một lớp oxit rất mỏng (không quá 10–6 cm), nhng rất bền và chắc, bảo vệ cho nhôm không bị oxi hoá tiếp và không tác dụng với nớc, đảm bảo độ bền của các đồ dùng bằng nhôm khi đun nóng trong thời gian dài

• Oxit nhôm là hợp chất lỡng tính, vừa tác dụng với axit, vừa tác dụng với kiềm :

Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

• Hiđroxit nhôm thể hiện tính lỡng tính:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2+ 2H2O

• Các muối nhôm thờng gặp có nhiều ứng dụng là AlCl3, Al2(SO4)3, phèn chua

(Trong mọi hợp chất và mọi phản ứng nhôm luôn có hoá trị III)

VI.7 Sắt

• Sắt dẻo, dai, bền, nó dẫn điện và dẫn nhiệt chỉ kém đồng và nhôm, sắt bị nam châm hút

• Sắt là kim loại có tính hoạt động hoá học trung bình

• Trong các phản ứng hoá học, sắt thờng thể hiện hoá trị II hoặc hoá trị III

(Khi phản ứng với các chất oxit hoá mạnh nh : clo, oxi d khi đun nóng, axit nitric, hoặc axit sunfuric đặc đun nóng nó thể hiện hoá trị III)

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑

2Fe + 6H2SO4(đặc) →t0 Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

Fe + 6HNO3 (đặc) →t0 Fe(NO3)3 + 3NO2↑ + 3 H2O

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓

Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2

Fe + Fe2(SO4)3 → 3FeSO4

* Khi đun nóng Fe trong không khí nó thờng bị oxi hoá thành oxit sắt từ :

Fe + 2O2 →t0 Fe3O4

nhng khi đốt nóng lợng nhỏ bột sắt trong oxi hoặc trong không khí d oxi nó bị oxi hoá thành sắt (III) oxit :

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

• Để lâu sắt trong không khí ẩm, dới tác dụng của oxi và nớc sắt bị han rỉ tạo thành lớp rỉ

có chứa Fe2O3: 4Fe +3O2 +nH2O → 2Fe2O3.nH2O

• Sắt tạo đợc 3 oxit là sắt (II) oxit : FeO, sắt (III) oxit : Fe2O3 và sắt từ oxit: Fe3O4 (FeO.Fe2O3) Các oxit sắt thực tế không tan trong nớc nhng dễ dàng tan trong các dung dịch axit Khi đun nóng, sắt (II) oxit và sắt từ oxit bị oxi oxi hoá thành sắt (III) oxit ở nhiệt độ cao các oxit sắt bị các chất khử là CO, H2 và C khử oxi tạo thành sắt kim loại

• Sắt có 2 hiđroxit là sắt (II) hiđroxit : Fe(OH)2 có màu trắng hơi xanh nhạt

và sắt (III) hiđroxit : Fe(OH)3 có màu đỏ nâu

* Fe(OH)2 dễ dàng oxi hoá bởi oxi không khí ngay trong dung dịch khi mới đợc tạo thành: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4 Fe(OH)3↓

• Các muối clorua, nitrat, sunfua của sắt (II) và sắt (III) tan nhiều trong nớc Dung dịch muối sắt (II) thờng có màu xanh hơi nhạt còn dung dịch muối sắt (III) thờng có màu vàng hoặc vàng hơi nâu Sắt tạo thành một số muối kép kết tinh ngậm nớc:

Muối Mo(NH4)2Fe(SO4)2.6H2O và phèn sắt (III) amoni : FeNH4(SO4)2.12H2O

VI.8 Hợp kim sắt

Hai hợp kim rất phổ biến của sắt là gang và thép

• Gang là hợp kim của sắt và cacbon trong đó cacbon chiếm từ 2 - 6% khối lợng, ngoài ra còn có lợng nhỏ gồm một số ít nguyên tố khác (nh P, S, Mn và Si )

• Ngời ta luyện gang trong lò cao Nguyên liệu là các loại quặng chứa oxit sắt nh hematit

đỏ (Fe2O3), hematit nâu (Fe2O3.H2O), manhetit (Fe3O4) đã đợc làm giàu bằng cách loại bỏ bớt tạp chất Nguyên liệu luyện gang còn có than cốc, không khí giàu oxi và chất chảy là CaCO3 Sau đây là các phản ứng hoá học chính xảy ra trong quá trình luyện gang :

Than cốc cháy tạo ra CO và nhiệt độ cao trong lò : C + O2 → CO2

CO2 + C → 2CO

Từ thân lò xuống đến nồi lò nhiệt độ tăng dần, các oxit sắt bị khử dần thành sắt: 3Fe2O3 + CO →t0 2Fe3O4 + CO2↑

Fe3O4 + CO →t0 3FeO + CO2↑

FeO + CO →t0 Fe + CO2↑

Sắt kim loại bị nóng chảy thành thể lỏng ở nhiệt độ cao (trên 15000C) đồng thời hoà tan cacbon, tạo thành gang Chất chảy CaCO3 đợc thêm vào để liên kết với tạp chất là SiO2 tạo thành CaSiO3 dới dạng xỉ: CaCO3 →t0 CaO + CO2↑

CaO + SiO2 →t0 CaSiO3

Xỉ nhẹ hơn gang sẽ nổi lên trên đợc loại ra dễ dàng

• Thép là hợp kim của sắt và cacbon trong đó hàm lợng của cacbon nhỏ hơn, chiếm từ 0,15

- 2% (ngoài ra còn lợng nhỏ vài nguyên tố khác) nên ngời ta dùng gang để luyện thép

• Nguyên tắc của việc luyện thép là khử bớt các tạp chất (C, Mn, Si ) trong gang

FeO + C → Fe + CO

FeO + Si → Fe + SiO2

FeO + Mn → Fe + MnO

VII Đại cơng về hợp kim

VII.1 Hợp kim là hỗn hợp giữa kim loại với kim loại (đôi khi phi kim) khi nấu nóng chảy

rồi để nguội Riêng hợp kim của kim loại với thuỷ ngân gọi là hỗn hống

VII.2 Tính chất của hợp kim phụ thuộc vào bản chất của các kim loại, thành phần và các

điều kiện chế tạo chúng Tính chất vật lí của hợp kim thờng khác với tính chất chất vật lí của các kim loại thành phần, tuy vậy các hợp kim vẫn giữ đợc các tính vật lí chung của kim loại là

có ánh kim, dẫn điện, dẫn nhiệt, hợp kim thờng cứng hơn nhng kém dẻo hơn các kim loại thành phần Nhiệt độ nóng chảy của hợp kim thờng thấp hơn nhiệt độ của kim loại thành phần

• Nói chung hợp kim có nhiều tính chất hoá học tơng tự các kim loại tạo nên chúng Bảng dới đây trình bày công dụng chính của một số hợp kim thờng gặp

Đồng thau 60% Cu, 39% Zn, 1%Sn Chế đồ dùng, công cụ

Gang Fe, 2 - 6% C Chế tạo công cụ, nguyên liệu luyện thép

Thép không rỉ 80%Fe, 18%Cr, 0,2% C Máy móc tốt, dụng cụ học tập Thép đặc biệt 67%Fe, 18%Cr, 12%Ni, 3%Mo Chế dụng cụ phẫu thuật.

VIII Sự ăn mòn kim loại

VIII.1 Ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại và hợp kim do tác dụng hoá học của môi

trờng

• Sự phá huỷ kim loại và hợp kim dới tác dụng trực tiếp của các hoá chất có trong môi tr-ờng tự nhiên nh khí oxi, khí cacbonic trong không khí hoặc hoá chất do hoạt động của con ngời thải ra nh nớc thải sinh hoạt, các khí có tính axit (nh HCl, NO2, SO2, SO3), các khí có tính oxi hóa (nh Cl2, hơi HNO3, ) và thờng ở nhiệt độ cao gọi là sự ăn mòn hóa học

Thí dụ: − Fe làm thanh ghi lò bị mòn dần ở nhiệt độ cao

− Fe trong nhà máy hóa chất bị oxi hóa bởi O2, Cl2 ở nhiệt độ cao

• Sự phá huỷ các hợp kim và kim loại chứa tạp chất càng trở nên dễ dàng nếu chúng tiếp xúc với các dung dịch nớc của các axit và các muối (ta thờng nói là dung dịch của các chất

điện li) Trong trờng hợp này các kim loại sẽ bị phá huỷ dần giống nh hiện tợng xảy ra trong các pin điện, nên ngời ta gọi đó là sự ăn mòn điện hoá

Giả sử ta để một hợp kim của 2 kim loại Zn và Cu tiếp xúc với nớc ma chứa axit HCl, hợp kim sẽ bị phá huỷ nh sau : Các phân tử Zn là kim loại hoạt động hơn đóng vai trò điện cực

âm, các phân tử Cu đóng vai trò điện cực dơng

Trong dung dịch HCl miếng hợp kim trở thành hệ gồm vô số các viên pin điện (các vi nguyên tố ganvanic), khi các pin đó hoạt động cực Zn sẽ tan vào dung dịch, electron từ cực

Zn chuyển sang cực Cu, các ion H+ trong dung dịch đi đến cực Cu nhận electron đó tạo thành khí H2 bay khỏi dung dịch, kết quả trong pin đã xảy ra phơng trình hoá học :

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑và tạo nên dòng điện

Đối với các hợp kim của sắt, nh gang và thép thì các pin điện bao gồm các phân tử Fe đóng vai trò điện cực âm và các phần tử cacbon đóng vai trò điện cực dơng, khi tiếp xúc với dung dịch chất điện li, các vi pin hoạt động, cực âm Fe tan ra, khí hiđro thoát ra ở cực dơng cacbon

* Các vật dụng, dụng cụ máy móc chế tạo bằng sắt thép để lâu ngày trong không khí ẩm, nóng sẽ bị phá huỷ dần dần bằng quá trình sau :

2Fe + O2 + 2H2O → 2Fe(OH)2

4Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O → 4Fe(OH)3

4 Fe(OH)3 →t0 2Fe2O3 + 6 H2O

VIII.2 Để bảo vệ các hợp kim, kim loại khỏi sự ăn mòn hoá học cũng nh điện hoá ngời ta

dùng các biện pháp thích hợp, cách li kim loại và hợp kim với các hoá chất của môi trờng nh phủ các loại sơn, các chất bôi đặc biệt và mạ một lớp mỏng và bóng các kim loại quý hoặc kim loại khó ăn mòn (nh Ag, Cr, Ni) lên bề mặt hợp kim, kim loại,

Ngoài ra ngời ta còn sử dụng các hợp kim đặc biệt chống đợc sự han gỉ để chế tạo dụng cụ máy móc hoặc các loại chất chống lại sự ăn mòn và dùng các biện pháp điện hoá đặc biệt để bảo vệ kim loại, hợp kim nh bảo vệ vỏ tàu biển thờng xuyên tiếp xúc với nớc biển rất dễ bị han gỉ

IX phi kim

IX.1 ở điều kiện thờng đơn chất phi kim có thể tồn tại dới dạng chất rắn kết tinh (nh kim

cơng, lu huỳnh) hoặc vô định hình (nh than gỗ, bồ hóng), dới dạng chất lỏng (nh brom) hoặc

dới dạng chất khí (nh flo, clo, oxi, ozon, nitơ, hiđro) Đa số các phi kim thờng không có ánh kim, không có tính dẫn hoặc tính dẫn rất kém

IX.2 Các phi kim điển hình có tính hoạt động hóa học mạnh là flo, clo, brom (halogen),

oxi, lu huỳnh, các phi kim còn lại có tính hoạt động hóa học trung bình hoặc kém

• Tính chất hóa học chung của các phi kim là tính oxi hóa: Tác dụng với các kim loại tạo thành muối hoặc oxit Thí dụ :

3Cl2 + 2Fe → 2FeCl3

2O2 + 3Fe → Fe3O4

S + Hg → HgS

• Các phi kim mạnh oxi hóa đợc các phi kim có tính hoạt động hóa học yếu hơn, thí dụ :

S + O2 → SO2

C + O2 → CO2

2 P + 3 Cl2 → 2PCl3

• Nhiều oxit của phi kim là oxit axit, chúng thờng là các anhiđrit, thí dụ :

SO2 + H2O → H2SO3

SO3 + H2O → H2SO4

P2O5 + 3 H2O → 2H3PO4

IX.3 Halogen: flo (F = 19) ; clo (Cl = 35,5) ; brom (Br = 80) và Iot (I = 127)

• Phân tử các đơn chất halogen gồm 2 nguyên tử : F2, Cl2, Br2, I2

Hai đơn chất đầu là các chất khí Flo có màu lục nhạt, clo có màu vàng lục, brom là chất lỏng nặng, màu nâu đỏ, iot là chất rắn kết tinh màu tím sẫm Các đơn chất này tan ít trong n

-ớc, tan nhiều trong benzen và một số dung môi hữu cơ khác

• Tính chất cơ bản của các đơn chất là tính oxi hoá

* Flo là chất oxi hoá mạnh nhất, nó oxi hoá nớc mãnh liệt:

2F2 + 2H2O → 4HF + O2↑

Các halogen khác phản ứng với nớc theo phản ứng thuận nghịch :

X2 + H2O ơ → HX + HXO

* Từ F2→ I2 tính oxi hoá giảm dần, các halogen nhẹ đẩy đợc các halogen nặng hơn ra khỏi hợp chất của chúng : F2 + 2KCl → 2KF + Cl2

Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2

Br2 + 2KI → 2KBr + I2

* Các halogen tác dụng với H2 tạo thành hiđro halogenua (HX) :

H2 + X2→ 2HX

Các hiđro halogenua tan trong nớc tạo thành các dung dịch axit HF là axit yếu còn HCl, HBr và HI đều là các axit mạnh Khi đun nóng các dung dịch đó thì các phân tử axit sẽ bay hơi khỏi dung dịch Các dung dịch đặc bay hơi ngay ở nhiệt độ thờng

Các muối halogen tan nhiều trong nớc chỉ có AgCl (màu trắng), AgBr (màu vàng nhạt) và AgI (màu vàng) thực tế không tan trong nớc và các dung dịch axit loãng Các muối chì halogenua PbX2 ít tan trong nớc lạnh nhng tan nhiều trong nớc khi đun nóng

IX.4 Cacbon

• Cacbon tồn tại ở một số dạng đơn chất, tức là nó có một số dạng thù hình Đó là kim c

-ơng, than chì và cacbon vô định hình (nh than gỗ, than x-ơng, mồ hóng)

* Dạng thù hình của nguyên tố là những đơn chất khác nhau do cùng một nguyên tố hoá học tạo nên.

* Kim cơng là chất rắn kết tinh, trong suốt, không màu, khúc xạ ánh sáng mạnh, có

độ cứng rất cao, đợc dùng làm đồ trang sức, làm mũi khoan, dao cắt thủy tinh

* Than chì có cấu trúc tinh thể, nhng đục, màu đen xám, có cấu trúc lớp và khá mềm, dẫn điện đợc Than chì đợc dùng làm bút chì và làm điện cực trong các nguồn điện và trong các bình điện phân

* Cacbon vô định hình (than gỗ là điển hình) có nhiều lỗ xốp và vì vậy có diện tích bề mặt rất lớn khiến nó có khả năng hấp thụ cao (tức là rất dễ giữ các chất khí và các chất tan trong dung dịch trên bề mặt của nó) Vì vậy, cacbon vô định hình đợc dùng rộng rãi làm chất hấp phụ trong các loại mặt nạ phòng độc

• Cacbon là chất khử mạnh, nó cháy trong oxi và trong không khí :

C + O2→ CO2

C + CO2→ 2CO

Phản ứng cháy của cacbon toả ra nhiệt lợng rất lớn, vì vậy ngời ta dùng cacbon (than) làm chất đốt trong công nghiệp cũng nh trong cuộc sống

* ở nhiệt độ cao cacbon khử đợc nhiều oxit kim loại (các kim loại từ sắt và đứng sau sắt trong dãy hoạt động hoá học của kim loại) và các oxit của phi kim:

Fe2O3 + 3C →t0 2Fe + 3CO

CuO + C →t0 Cu + CO

SiO2 + 3C →t0 SiC + 2CO

C + H2O →t0 CO + H2

• Các hợp chất quan trọng của cacbon là axit H2CO3, CO, CO2 và các muối cacbonat

* Axit H2CO3 là axit rất yếu, nó chỉ đổi màu quỳ tím thành màu hồng Axit H2CO3 yếu hơn các axit : HCl, H2SO4, HNO3, H2SO3, CH3COOH và không bền nên bị các axit này

đẩy ra khỏi muối cacbonat H2CO3→ CO2 + H2O

• CO là chất khử mạnh, ở nhiệt độ cao nó khử đợc oxit của các kim loại từ Fe → Ag trong dãy hoạt động hoá học CO là oxit không tạo muối, nó không tan trong nớc và không tác dụng với nớc, không tác dụng với dung dịch axit cũng nh các dung dịch kiềm

• CO2 là oxit axit tơng ứng với axit H2CO3 là một đa axit rất yếu và rất dễ bị phân huỷ thành CO2 và H2O ở nhiệt độ thờng Để hấp thụ CO2 ngời ta thờng dùng các dung dịch kiềm

d : CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

* Khi cho khí CO2 đi qua dung dịch nớc vôi trong thì xảy ra các phản ứng sau :

CO2 + Ca(OH)2→ CaCO3↓ + H2O

nếu d CO2 : CaCO3↓ + H2O + CO2→ Ca(HCO3)2 (tan)

• Muối cacbonat : Chỉ các kim loại hoá trị I và II mới tạo đợc muối cacbonat Có hai loại muối cacbonat :

* Muối cacbonat trung hoà : Phần lớn các muối này không tan trong nớc, trừ các muối

Na2CO3, K2CO3, (NH4)2CO3 Muối cacbonat dễ bị nhiệt phân huỷ, khi tác dụng với dung dịch axit, giải phóng khí CO2 : CaCO3 →t 0 CaO + CO2

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O

* Muối cacbonat axit (muối hiđrocacbonat): Phần lớn đều tan trong nớc nh Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, Ba(HCO3)2 Dung dịch các muối hiđrocacbonat vừa có tính axit, vừa có tính bazơ và dễ bị nhiệt phân :

2NaHCO3 + H2SO4→ Na2SO4 + 2CO2 + 2H2O

Ca(HCO3)2 + 2NaOH → CaCO3↓ + Na2CO3 + 2H2O

Ca(HCO3)2 →t 0 CaCO3 + CO2↑ + H2O