Chuyên đề Hóa vô cơ
Bạn đang xem trước 20 trang mẫu tài liệu Chuyên đề Hóa vô cơ, để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
Chương I . Thành phần và tính chất các hợp chất vô cơ Đ1 . Oxít I . Định nghĩa : Oxit là hợp chất mà trong phân tử có chứa nguyên tử của nguyên tố Oxi kết hợp với nguyên tử của nguyên tố khác . Ví dụ : Na2O , SO2 , P2O5 , Fe2O3 , Cl2O7 , MgO II . Phân loại : Có 2 loại . - Oxít ba zơ : Là Oxít tương ứng với các ba zơ Ví dụ : Na2O , Fe2O3 , MgO - Oxít A xit : Là Oxít tương ứng với các a xit Ví dụ : SO2 , P2O5 , Cl2O7 III . Cách viết công thức : - Kí hiệu nguyên tố oxi xếp sau kí hiệu của nguyên tố khác - Tổng hoá trị của nguyên tố oxi bằng tổng hoá trị của các nguyên tố khác . IV . Cách đọc tên : a/ Oxít Bazơ : Tên nguyên tố kim loại + hoá trị + oxít Ví dụ : Na2O : Natri oxít , FeO : Sắt II oxít , Fe2O3 : Sắt III oxít b/ Oxit axít ( anhyđrít ) : Có 3 cách đọc tên - Tên nguyên tố phi kim + hoá trị + oxít - Tên nguyên tố phi kim + số nguyên tử oxít + oxít - An hi đrít + tên a xít tương ứng Ví dụ : SO2 : - Lưu huỳnh IV oxít SO3 : - Lưu huỳnh VI oxít - Lưu huỳnh đi oxít - Lưu huỳnh tri oxít - An hi đrít sunfurơ - An hi đrít sunfuric V . Tính chất hoá học chung : a/ Oxít Bazơ : 1/ Oxit bazơ tác dụng axít tạo thành muối và nước Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O 2/ Một số O xít bazơ tác dụng với nước tạo thành ba zơ kiềm tương ứng . Na2O + H2O = 2NaOH BaO + H2O = Ba(OH)2 CuO + H2O = Phản ứng không xảy ra Cu(OH)2 Không tan 3/ Một số O xít bazơ tác dụng với O xít axít tạo thành muối Na2O + SO2 = Na2SO3 BaO + CO2 = BaCO3 b/ Oxit axít : 1/ O xít a xít tác dụng bazơ kiềm tạo thành muối và nước SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O Lưu ý : khi các o xít axít tác dụng với bazơ kiềm thì tuỳ theo nồng độ của các chất phản ứng mà tạo thành muối trung hoà hay muối axít Ví dụ : CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O (1) CO2 + NaOH = NaHCO3 (2) 2/ O xít a xít tác dụng với nước tạo thành a xít tương ứng SO2 + H2O = H2SO3 3/ Một số O xít axít tác dụng với O xít bazơ tạo thành muối Na2O + SO2 = Na2SO3 BaO + CO2 = BaCO3 Đ2. Ba Zơ I . Định nghĩa : Bazơ là hợp chất mà trong phân tử có chứa nguyên tố kim loại kết hợp với một hay nhiều nhóm Hyđroxyl ( OH ) Ví dụ : NaOH , Ca(OH)2 , Fe(OH)2 , Fe(OH)3 II . Phân loại : - bazơ tan : Bazơ kiềm . Tính tan của bazơ càng lớn thì tính kiềm càng mạnh - Bazơ không tan III . Cách viết công thức : - Ký hiệu nguyên tố kim loại xếp trước các nhóm OH - Nhóm OH hoá trị 1 => Số nhóm OH phải bằng hoá trị của nguyên tố kim loại IV . Cách đọc tên : Đọc tên nguyên tố kim loại + hoá trị + oxít Ví dụ : NaOH : Natri o xít , Fe(OH)2 : Sắt II Hyđroxit , Fe(OH)3 : Sắt III Hyđroxit V . Tính chất hoá chung : 1/ Bazơ tác dụng với a xít tạo thành muối và nước 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O 2/ Bazơ kiềm tác dụng với Oxit a xít tạo thành muối và nước 2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O 6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O 3/ Bazơ kiềm tác dụng với muối tan tạo thành muối và bazơ mới 2KOH + CuSO4 = K2SO4 + Cu(OH)2¯ 4/ Các bazơ không tan bị nhiệt phân tích tạo thành Oxit tương ứng và nước 5/ Tác dụng với các chất chỉ thị màu Làm quì chuyển màu xanh Làm fenolftalein từ không màu chuyển sang màu đỏ Đ3. A Xit I . Định nghĩa : - Axit là hợp chất mà trong phân tử có chứa các nguyên tử Hyđro , mà các nguyên tử Hyđro này có khả năng thay thế hoặc đổi chỗ với kim loại - Gốc axit là những nguyên tử hay một nhóm nguyên tử kết hợp với các nguyên tử Hyđro có khả năng bị thay thế II . Phân loại : Có 2 loại a / Axit Hyđric : Là axit không chứa oxi : HCl , H2S , HBr , HF b/ Axit oxi : Là axit có chứa oxi : H2SO4 , HNO3 , HClO4 III . Cách viết công thức : - Kí hiệu các nguyên tử Hyđro xếp trước các gốc axit - Nguyên tử Hyđro có hoá trị 1 , nên số nguyên tử Hyđro bằng hoá trị của gốc axit IV . Cách đọc tên : 1) Axit Hyđric : Đọc axit + tên nguyên tố phi kim + Hyđric Ví dụ : HCl : axit Clo hyđric , H2S : axit Sun fu hyđric Axit oxi : a/ Axit của nguyên tố phi kim có nguyên âm đứng cuối thì đọc : axit + tên nguyên tố phi kim + r + đuôi ic ( hoặc đuôi ơ ) Ví dụ : H2SO4 : axit Sunfu ríc , H2SO3 : axit Sunfu rơ HNO3 : axit Nitơ ric , HNO2 : axit Nitơ rơ b/ Axit của nguyên tố phi kim có phụ âm đứng cuối thì đọc : axit + tên nguyên tố phi kim + phụ âm + đuôi ic ( hoặc đuôi ơ ) Ví dụ : H2CO3 : axit Cacbon nic, H2SeO4 : axit selen níc , H2SeO3 : axit selen nơ c/ Những phi kim tạo nhiều axit oxi khác nhau thì : - Axit nào có nhiều oxi hơn thì đọc đuôi ic - Axit nào có ít oxi hơn thì đọc đuôi ơ HClO : axit HypoClorơ , HClO2 : axit Clorơ , HClO3 : axit Clo ric , HClO4 : axit peClo ric V . Tính chất hoá học chung : 1/ Tác dụng với bazơ đ muối và nước HCl + KOH = KCl + H2O 3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O 2/ Tác dụng với Oxit bazơ đ Muối và nước 3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O 2HCl + CuO = CuCl2 + H2O 3/ Axit tác dụng với kim loại mạnh đ muối và H2ư H2SO4(l ) + Fe = FeSO4 + H2ư 2HCl + Mg = MgCl2 + H2ư H2SO4(l ) + Cu = PƯ không xảy ra 4/ Axit tác dụng với muối của axit yếu hơn hoặc dễ bay hơi hơn đ muối mới và axit mới H2SO4 + CaCO3 = CaSO4 + CO2ư + H2O 2HCl + Na2SO3 = 2NaCl + SO2ư + H2O 5/ Axit làm cho quì chuyển màu đỏ Đ4. Muối I . Định nghĩa : Muối là hợp chất mà trong phân tử có chứa nguyên tố kim loại kết hợp với gốc axit Ví dụ : FeSO4 , MgCl2 , Fe2(SO4)3 , CaCO3 II . Phân loại : Có 2 loại - Muối trung hoà : Là muối mà trong phân tử không còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế Ví dụ : Fe2(SO4)3 , CaCO3 , KCl , CuSO4 - Muối axit : Là muối mà trong phân tử còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế Ví dụ : NaHS , KHSO4 , NaH2PO4 , Na2HPO4 III . Cách viết công thức : - Kí hiệu các nguyên tố kim loại xếp sau gốc axit - Tổng hoá trị của nguyên tố kim loại phải bằng tổng hoá trị của gốc axit - Tổng hoá tri của nguyên tố oxi phải bằng tổng hoá trị của các nguyên tố khác trong phân tử IV . Cách đọc tên : Cách đọc tên các gốc axit - Gốc của axit có đuôi ic đứng cuối thì đổi đuôI ic sang đuôi at - Gốc của axit có đuôi ơ đứng cuối thì đổi đuôi ơ sang đuôi it - Gốc axit hyđric thì thay đuôi hyđric bằng một phụ âm phù hợp + đuôi ua + Cách đọc tên muối trung hoà : Tên của nguyên tố kim loại +Hoả tri + tên của gốc axit + Cách đọc tên muối axit : Tên của nguyên tố kim loại +Hiddro + tên của gốc axit Ví dụ : FeSO4 : Sắt II Sunfat , Fe2(SO4)3 : Sắt III Sunfat , NaNO3 : Natri Nitơrat K2SO3 : Kali Sunfit , Ca(NO2)2 : Canxi Nitơrit ‘ KClO2 : Kali Clorit KCl : kai Clorua , CuS : Đồng II sun fua , BaBr2 : Bari Brommua Ca(HSO3)2 : Can xi Hyđro Sunfit , NaHCO3 : Natri Cácbon nat , KHS : Kali Hyđro Sunfua V . Tính chất hoá học chung : 1/ Muói tác dung với axit mạnh hơn hay khó bay hơn đ Muối mới và axit mới CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + CO2ư + H2O Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2ư + H2O 2/ Muối tan tác dụng với bazơ kiềm đ Muối mới và bazơ mới FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3¯ + 3NaCl K2CO3 + Ba(OH)2 = BaCO3¯ + 2KOH 3/ Muói tan tác dụng với kim loại manh hơn kim loại trong muối đ Muối mới và kim loại mới Cu + Ag2SO4 = CuSO4 + 2Ag¯ Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu¯ 4/ Hai muối tan tát dụng với nhau đ Hai muối mới Ca(NO3) + K2CO3 = CaCO3¯ + 2KNO3 AgNO3 + KCl = AgCl¯ + KNO3 Chương II. Đại cương về hoá học vô cƠ Đ 1. Cấu tạo nguyên tử Nguyên tử của một nguyên tố hoá học được cấu tạo bởi 2 phần : Hạt nhân nguyên tử và lớp vỏ nguyên tử . I. Hạt nhân nguyên tử : - Hạt nhân nguyên tử được tạo bởi 2 loại hạt : Prôton và Nơtron 1) Hạt Prôton : Là những hạt có ZP = +1,6.10-19Culong mP = 1,67.10-27 kg 1,6.10-19Culong = 1 đơn vị điện tích nguyên tố = +1 (đơn vị điện tích nguyên tố ) 1,67.10-27 kg = 1 đvc. 2) Hạt Notron : Là những hạt không mang điện ( Zn = 0 ) và mn = 1 đvc Như vậy : - Hạt nhân mang điện tích dương và Zh.n = ồ Số hạt Proton - Tổng các hạt Proton ( Z) + Tổng các hạt Nơtron(N) = Số khối (A) Hay A = Z + N - Những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân ( Z hay số hiệu nguyên tử ): nguyên tố hoá học - Những nguyên tử có cùng số hạt Prôton nhưng không có cùng số hạt Nơtron : đồng vị . Khối lượng các nguyên tử trong h2 đồng vị được tính bằng KLNT trung bình ( ) M1 , M2 , M3 : KLNT của mỗi đồng vị trong h2 = M1n1 + M2n3 + M3n3 + ...... n1 , n2 , n3 : % khối lượng mỗi đồng vị trong h2 II. Lớp vỏ nguyên tử : Là những hạt Electron ( hay hạt điện tử ) quay xung quang hạt nhân rất nhanh tạo thành các đám mây electron . - Electron là nhữnh hạt có Ze = -1 ( đơn vị điện tích nguyên tố ) và me = đvc Vì nguyên tử trung hoà về điện nên trong nguyên tử : Số hạt Electron = số hạt Prôton = Điện tích hạt nhân = Z 1) Sự chuyển động của các hạt electron. - Mật độ điện tích đám mây e không đều nên nơi có mật độ điện tích đám mây e lớn nhất : Obitan nguyên tử( AO ) - Mỗi e có một khu vực tồn tại ưu tiên của mình vì mỗi e có một mức năng lượng riêng. - Những e có mức năng lượng gần bằng nhau thì tạo thành một lớp e ( Mức năng lượng) . Tính từ hạt nhân trở ra số thứ tự các lớp e là n = 1, 2, 3, 4 ... tương ứng với các lớp : K, L, M, N ... - Trong mỗi lớp e lại chia thành các phân lớp khác nhau (gồm các e có cùng mức năng lượng). Số e trong mỗi phân lớp bằng chính số thứ tự của lớp đó. Được ký hiệu bằng các chữ cái: s, p, d, f, ... Ví dụ : Lớp K (n = 1) có 1 phân lớp : 1s Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp : 2s 2p Lớp M (n =3) có 3 phân lớp : 3s 3p 3d Lớp N (n = 4) có 4 phân lớp : 4s 4p 4d 4f . 2) Số e tối đa trong mỗi phân lớp, trong mỗi lớp . a/ Số obitan trong mỗi phân lớp và số e tối đa trong mỗi phân lớp Mỗi AO có tối đa 2 e : AO có 1e : e độc thân ; AO có đủ 2e : e đã ghép đôi - Phân lớp s có 1 obitan ( Hình cầu ) . Có tối đa 2e - Phân lớp p có 3 obitan ( Hình số 8 nổi ). Có tối đa 6e - Phân lớp d có 5 obitan . Có tối đa 10e - Phân lớp f có 7 obitan . Có tối đa 14e b/ Số e tối đa trong mỗi lớp : Lớp K (n = 1): có 1 phân lớp s => có tối đa 2e - Lớp L (n = 2): có 2 phân lớp 2s 2p => có tối đa 8e - Lớp M (n = 3): có 3 phân lớp 3s 3p 3d => có tối đa 18e - Lớp N (n = 4): có 4 phân lớp 4s 4p 4d 4f => có tối đa 32e Những lớp e đã chứa số e tối đa thì lớp e đó đã bão hoà và hầu như không tham gia vào các PƯ hoá học. 3) Cách điền e vào các phân lớp, các lớp e. Dựa vào nguyên lý vững bền: trong nguyên tử các e lần lượt chiếm mức năng lượng từ thấp đến cao . Và được biểu diễn bằng sơ đồ: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s .... - Sơ đồ phân bố e theo các phân lớp, các lớp gọi là cấu hình e. Ví dụ: 7N : 1s22s23p3 ; 12Mg : 1s22s22p63s2 ; 26Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2 - Nguyên tử của tất cả các nguyên tố có số e lớp ngoài cùng khôngvượt quá 8 + Các nguyên tử đã có đủ 8e ở lớp ngoài cùng đều bền vững và trơ về hoạt động hoá học. + Các nguyên tử có 1, 2, 3e ở lớp ngoài cùng thì các nguyên tố đó là nguyên tố kim loại. + Các nguyên tử có 5, 6, 7e ở lớp ngoài cùng thì các nguyên tố đó là nguyên tố phi kim. Các e ở lớp ngoài cùng hầu như qui định các tính chất hoá học của các nguyên tử nguyên tố đó - Có thể biểu diễn sự phân bố e theo obitan nguyên tử: ư¯ ư¯ ư¯ ư¯ ư¯ ư Ví dụ : 11Na 1s 2s 2p 3s Đ 2 . Hệ Thống tuần hoàn các nguyên tố hoá học I. Cấu trúc của bảng . 1) Ô : Mỗi nguyên tố chiếm một ô -Trong ô ghi : Số thứ tự , tên và ký hiệu nguyên tố , khối lượng nguyên tử. - Số T.T của các nguyên tố được sắp xếp theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân. 2) Chu kỳ: Những nguyên tố mà nguyên tử có cùng số lớp e thì được xếp vào cùng 1 chu kỳ - Trong mỗi chu kỳ: Đầu là một kim loại kiềm, cuối là một khí hiếm - trong bảng HTTH có 7 chu kỳ. trong đó : + Chu kỳ 1 là chu kỳ đặc biệt vì có 2 nguyên tố : H và He + Chu kỳ 2 và 3 là chu kỳ nhỏ , mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố + Chu kỳ 4 và 5 là chu kỳ lớn, mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố + Chu kỳ 6 là chu kỳ lớn và có 32 nguyên tố + Chu kỳ 7 là chu kỳ chưa hoàn thành 3) Nhóm và phân nhóm: - Nhóm gồm những nguyên tố mà nguyên tử có cùng số e hoá trị - trong bảng HTTH chia thành 8 nhóm , đánh số T.T bằng chữ số la mã. - Mỗi nhóm chia thành 2 phân nhóm: PN chính là PN có các nguyên tố ở cả chu kỳ lớn và nhỏ - PN phụ là PN chỉ có các nguyên tố ở chu kỳ lớn 4) Phần ngoài bảng: Là 2 họ Lan tan níc và họ Ac ti ni II. ý nghĩa của các số T.T trong bảng tuần hoàn. - Số TT của các nguyên tố = Điện tích hạt nhân = Số hạt Prôton = Số hạt Electron = Z - Số TT của nhóm = Số e hoá trị của nguyên tử = Hoá trị cao nhất với oxy - Số TT của PNC = Số e lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố trong PNC nhóm đó - Số TT của chu kỳ = Số lớp e của nguyên tử nguyên tố trong chu kỳ đó III. Sự biến thiên tính chất của các nguyên tố, của các hợp chất. 1) Trong 1 chu kỳ: - Khi Zhn tăng tính kim loại giảm dần và tính phi kim tăng dần - Khi Zhn tăng tính ba zơ của các oxít, hyđroxít tương ứng giảm đồng thời tính axit củachúng tăng - Khi Zhn tăng hoá trị cao nhất đối với oxy của các nguyên tố tăng từ 1 7 và hoá trị đối với Hyđro giảm từ 4 1 - Khi Zhn tăng độ âm điện của các nguyên tố tăng. 2) Trong 1 phân nhóm chính : - Khi Zhn tăng tính kim loại tăng , tính phi kim giảm dần . - Khi Zhn tăng tính ba zơ của các oxít, hyđroxít tương ứng tăng đồng thời tính axit của chúng giảm. - Khi Zhn tăng độ âm điện của các nguyên tố giảm. 3) Nhận xét : - Tính chất hoá học của các nguyên tố, độ âm điện, tính chất của các o xít, hyđroxít ... đều biến thiên một cách tuần hoàn - Sự biến thiên tuần hoàn tính chất của các nguyên tố, tính kim loại, tính phi kim,độ âm điện, tính chất các o xít, hyđrôxít của các nguyên tố hoá học cũng như một số tính chất kháclà do có sự biến thiên tuần hoàn của các e lớp ngoài cùng khi điện tích hạt nhân tăng. => Định luật tuần hoàn các nguyên tố hoá học: Tính chất các nguyên tố cũng như thành phần, tính chất các đơn chất và các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng dần của điện tích hạt nhân. ChươngIII. Liên kết hoá học - Phản ứng Oxy-Khử I. Độ âm điện ( χ ) : - Độ âm điện là đại lượng đặc trưng cho khả nâng hút e về phía mình của một nguyên tố hoá học. - Nguyên tố nào có c >> thì có tính O-xyhoá càng mạnh và có tính khử càng yếu và ngược lại nguyên tố nào có c << thì tính O-xyhoá càng yếu và có tính khử càng mạnh. Ví dụ: cFLo = 4,0 lớn nhất => FLo chỉ có tính O-xyhoá mạnh mà không có tính khử cSi = 1,8 => Si líc hầu như không có tính O-xyhoá mà chỉ thể hiện tính khử - Nếu trong phân tử nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau liên kết với nhau thỉ : + Khi Δc ³ 1,77 thì liên kết giữa 2 nguyên tử là liên kết Ion còn Δc < 1,77 thì liên kết giữa 2 nguyên tử là liên kết Cộng hoá trị + Nếu Δc >> thì độ bền phân tử càng lớn và tính O-xyhoá hoặc tính khử càng kém Nếu Δc << thì độ bền phân tử càng yếu và tính O-xyhoá hoặc tính khử càng mạnh Ví dụ : Trong phân tử N2O5 và P2O5 nguyên tử N và P đều có số O-xy hoá là +5 . Nhưng: - Phân tử N2O5 có ΔcO-N = 3,5 - 3,0 = 0,5 => N2O5 rất kém bền dễ bị phân tích 2N2O5 4NO2 + O2 => N2O5 có tính O-xyhoá mạnh - Phân tử P2O5 có Δc O-P = 3,5 - 2,1 = 1,4 => phân tử P2O5 rất bền => P2O5 không có tính O-xyhoá II. Liên kết hoá học. 1) tại sao các nguyên tử lại liên kết với nhau : - Các khí hiếm đều trơ về mặt hoạt động hoá học vì nguyên tử của chúng có lớp e ngoài cùng đã bão hoà ( ns2 np6 ) - Nguyên tử của các nguyên tố khác chưa có lớp e ngoài cùng bão hoà theo kiểu khí hiếm => chúng có xu hướng tạo lớp vỏ bền vững đó. Muốn vậy chúng phải liên kết với nhau. 2) Liên kết cộng hoá trị : - liên kết CHT là liên kết giữa các nguyên tử bằng các cặp e dùng chung. - Liên kết CHT có cực là liên kết trong đó cặp e dùng chung bị hút lệch về nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. - Liên kết CHT không có cực là liên kết trong đó cặp e dùng chung không bị hút lệch về phía nguyên tố nào. - Liên kết CHT là liên kết tạo bởi nguyên tử của các nguyên tố có tính chất giống nhau hoặc gần giống nhau. *) Liên kết " Cho - Nhận " là liên kết trong đó cặp e chung là của nguyên tử này cho vào Obitan trống của nguyên tử kia. 3) Liên kết ion : - Liên kết ion là liên kết tạo bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu. - Liên kết ion chỉ tạo bởi những nguyyên tử của nguyên tố có tính chất khác xa nhau ( kim loại điển hình và phi kim điển hình ) Ví dụ: 2 . 1e 2Na + Cl2 = 2Na+ + 2Cl- = 2NaCl 4 . 3e 4Al + 3O2 = 4Al3+ + 6O2- = 2Al2O3 => Phân tử NaCl và Al2O3 là phân tử ion. III. Phản ứng Oxyhoá-khử. 1) Định nghĩa: - Phản ứng Oxyhoá- khử là những phản ứng trong đó nguyên tử hay ion này nhường electron cho nguyên tử hay ion khác. - Quá trình cho e gọi là sự oxyhoá ( PƯ oxyhoá)- Quá trình nhận e gọi là sự khử (PƯ khử). - Chất nhường e: Chất khử ( Chất bị Oxyhoá) - Chất nhận e: Chất Oxyhoá ( chất bị khử ). Ví dụ: Zn + H2SO4 (L) = ZnSO4 + H2 Zn - 2e đ Zn2+ : Zn là chất khử (bị oxyhoá) 2H+ + 2e đ H2 : H+ là chất Oxyhoá ( chất bị khử ). 2FeSO4 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + SO2ư + 2H2O Fe2+: là chất khử (bị oxyhoá) 2Fe2+ + 2H+ + SO42- = 2Fe3+ + SO2ư + 2H2O S6+ : là chất Oxyhoá ( chất bị khử ) Zn - 2e đ Zn2+ : Sự Oxyhoá(PƯ Oxyhoá) 2H+ + 2e đ H2 : Sự khử ( PƯ khử ) 2) Số Oxyhoá . a/ Định nghĩa: Số Oxyhoá là điện tích của nguyên tử trong phân tử ( Trong hợp chất CHT các e dùng chung bị hút lệch về phía một nguyên tử => xem các cặp e chung đó đã bị mất đi hoặc đã nhận vào ) b/ Cách xác định số Oxyhoá : Theo qui ước : - Số Oxyhoá của các đơn chất bằng không. - Số Oxyhoá của các ion đơn nguyên tử = chính điện tích của các ion đó - Trong hợp chất: + Số Oxyhoá của Hyđro = +1 + Số Oxyhoá của Oxy = -2 + Tổng số Oxyhoá của của các nguyên tố trong hợp chất = 0 3) Phương pháp cân bằng phản ứng Oxyhoá - Khử. a/ Cân bằng theo phương pháp cân bằng e: Qua 4 bước sau . - Xác định số Oxyhoá của các nguyên tố trong phân tử các chất trước và sau PƯ. - Viết các QT cho và nhận e ( chỉ ra chất Oxyhoá , chất khử ). Cân bằngmỗi QT. - Tìm hệ số đồng thời cho chất Oxyhoá và chất khử ( các hệ số bằng bội số chung nhỏ nhất) Theo nguyên tắc: Tổng e cho = tổng e nhận - Đặt các hệ số tìm được vào trước các công thức có nguyên tố thay đổi số Oxyhoá tương ứng và kiểm tra lại. Ví dụ: KMn+7O4 + Fe+2SO4 + H2SO4 - K2SO4 + Fe2+3(SO4)3 + Mn+2SO4 + H2O - Xác định số Oxyhoá ... ( Như trên ) - Viết các QT Cho - Nhận e : Mn+7 + 5e = Mn+2 => KMnO4: chất Oxyhoá ( C. bị khử). 2Fe+2 - 2e = 2Fe+3 => FeSO4: Chất khử ( c. bị Oxyhoá ) H2SO4 : môi trường tạo muối - Đặt hệ số trước các QT Cho - Nhận e: 2. Mn+7 + 5e = Mn+2 5. 2Fe+2 - 2e = 2Fe - Đặt các hệ số tìm được vào PTPƯ: Ta được PTPƯ đã cân bằng. 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O b/ Cân bằng theo P 2 ion electron: ( trong môi trường axít ) - Viết các quá trình Oxyhoá và quá trình khử theo dạng PT ion Thu gọn. - Mỗi QT tiến hành theo các bước sau : + Viết công thức của chất Oxyhoá hoặc chất khử ở dạng ion . + Cân bằng số nguyên tử ở 2 vế : * Nếu vế nào thiếu oxy so với kia thì thêm nước, số phân tử nước bằng số nguyên tử oxy còn thiếu. * Nếu vế nào thiếu Hyđro so với vế kia thì thêm H+, số mol H+ bằng số nguyên tử còn thiếu. + Cân bằng điện tích của các ion ở 2 vế : * Nếu vế trái dư điện tích dương thì cộng thêm số e = số đơn vị điện tich dương còn dư * Nếu vế trái dư điện tích âm thì trừ thêm số e = số đơn vị điện tich âm còn dư - Tìm hệ số bằng bội số chung nhỏ nhất cho mỗi QT theo nguyên tắc: Tổng e cho bằng tổng e nhận. - Cộng 2 QT cho và nhận lại sau khi đã nhân theo hệ số tìm được ở mỗi QT ta được một PTPƯ thống nhất ở dạng ion thu gọn. - Hoàn thành PTPƯvề dạng phân tử. Ví dụ : KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 - K2SO4 + Fe2(SO4)3 + MnSO4 + H2O 2. MnO4- + 8H+ + 5e đ Mn2+ + 4H2O 5 . 2Fe+2 + 2e đ 2Fe+3 2MnO4- + 10Fe+2 + 16H + đ 2Mn2+ + 10Fe+3 + 4H2O PT ion đầy đủ: 2K++ 2MnO4- +10Fe+2 + 16H + + 18SO42- đ 2K+ + 2Mn2+ + 10Fe+3+ 18SO42- + 4H2O PTPƯ phân tử : 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + 8H2O 4) Một số điều kiện để xác định chất Oxyhoá và chất khử. a/ Điều kiện về số Oxyhoá. - Những chất mà nguyên tố trung tâm đã có số Oxyhoá tối đa thì chỉ thể hiện tính Oxyhoá Ví dụ: Trong phân tử HNO3 , N có số Oxyhoá +5 => HNO3 chỉ có tính Oxyhoá 8HN+5O3 (l) + 3Cu0 = 3Cu+2(NO3)2 + 2N+2Oư + 4H2O - Những chất nguyên tố trung tâm đã có số Oxyhoá thấp nhất thì chỉ thể hiện tính khử. Ví dụ: Trong phân tử H2S , S có số Oxyhoá -2 => H2S chỉ có tính khử. H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl : S2- S+6 => H2S là chất khử - Những chất mà nguyên tố trung tâm có số Oxyhoá trung gian (số Oxyhoá chưa cao nhất, chưa thấp nhất) thì hợp chất đó vừa có tính Oxyhoá, vừa có tính khử. Ví dụ: Trong SO2 , S có số Oxyhoá +4 ( cao nhất: +6, thấp nhất: -2) => SO2 vừa có tính Oxyhoá, vừa có tính khử SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr : S+4 S+6 => SO2 là chất khử SO2 + 2H2S = 3S¯ + 2H2O ; S+4 S0 => SO2 là chất Oxyhoá. b/ Điều kiện về hiệu độ âm điện. - Nếu ΔcO - X ( hoặc ΔcX - H) >> thì tính Oxyhoá (hoặc tính khử) càng yếu. - Nếu ΔcO - X ( hoặc ΔcX - H) << thì tính Oxyhoá (hoặc tính khử) càng mạnh. Ví dụ 1: trong phân tử HNO3 và H3PO4 : N và P đều có số Oxyhoá là +5 . Nhưng : + Do ΔcO - N = 3,5 - 3,0 = 0,5 rất nhỏ => HNO3 có tính Oxyhoá mạnh + Còn Δc0 - P = 3,5 - 2,1 = 1,4 rất lớn => H3PO4 không có tính Oxyhoá Ví dụ 2 : Trong dãy HF đHCl đ HBr đ HI : ΔcX - H giảm dần từ HF đ HI => Tính khử sẽ tăng dần từ HF đ HI. Chương IV . Thuyết điện ly. I. Chất điện ly - Sự điện ly - Những chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch dẫn điện: chất điện ly( muối, ba zơ, a xít ) - Sự điện ly là QT phân ly thành các ion dương và ion âm của phân tử chất điện ly khi tan trong nước. - Khi tan trong nước: + Các a xít phân ly thành cation Hyđro ( H+ ) và anion gốc a xít + Các bazơ phân ly thành cation kim loại và anion hyĐrôxyl ( OH- ) + Các muối phân ly thành cation kim loại và anion gốc a xít Ví dụ : HCl = H+ + Cl- ; H2SO4 = 2H+ + SO42- NaOH = Na+ + OH- ; Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH- NaCl = Na+ + Cl- ; Fe(NO3)3 = Fe3+ + 3NO3- - H2O phân ly rất yếu : H2O D H+ + OH-=> xem nước là phân tử không phân ly II. A xít - Ba zơ ( theo Bronstet ) 1) A xít - Ba zơ : a/ A xít : - Trong nước a xit là nhữngchất có khả năng cho Proton ( H+). VD: HCl + H2O D Cl- + H3O+ H3O+ Vì nước trong H3O+ không tham gia PƯ => H3O+ được viết tắt là H+ b/ Ba zơ : - Trong nước Bazơ là những chất nhận Proton. VD: NH3 + HOH D NH4+ + OH- 2) dung dịch a xít - dung dịch Bazơ : - D2 a xít là d2 chứa cation H+ - D2 Ba zơ là d2 chứa anion OH- 3) Phản ứng axít - bazơ : - Phản ứng axít - bazơ là PƯ trong đó có sự " Cho và Nhận " Proton ( H+) Ví dụ : NaOH + HCl = NaCl + H2O Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O OH- + H+ = H2O Hay OH- + H3O+ = 2H2O => Chất cho là Axít , Chất nhận là bazơ. - Hyđrõxít lưỡng tính là hợp chất vừa có khả năng cho, vừa có khả năng nhận proton. Ví dụ : Al(OH)3 , Zn(OH)2 ... 4) pH của dung dịch : a/ Nồng độ mol/lít của H+ Ta biết nước nguyên chất có : H2O D H+ + OH- => [ H+] = [OH-] = 10-7 mol/lít - Trong d2 axít thì [ H+] > 10-7 vì dư [ H+] - Trong d2 bazơ thì [OH-] < 10-7 vì dư [OH-] b/ Khái niệm về pH: pH đánh giá nồng độ axít hay bazơ trong dung dịch. Nếu biểu diễn [ H+] = 10-a mol/lít đ pH = - lg[ H+] = - lg 10-a = -(-a)lg10 => pH = a Ví dụ: [ H+] = 0,0001 mol/lít = 10-4 mol/l => pH = 4 - Nước nguyyên chất có pH = 7 - Dung dịch axít có pH < 7 và pH << thì tính axít càng lớn. - Dung dịch bazơ có pH > 7 và pH >> thì tính bazơ càng lớn. III . Muối : 1) Khái niệm: - Muối là những hợp chất có chứa Cation kim loại kết hợp với Anion gốc axít - Dung dịch muối là d2có chứa Cation kim loại và Anion gốc axít 2) Phân loại : có 2 loại. - Muối Axít : là muối mà trong gốc axít còn chứa nguyên tử Hyđro có khả năng bị thay thế. Ví dụ : NaHSO4 , K2HPO4 , Ca(HCO3)2 ..... NaHSO4 = Na+ + HSO4- ; HSO4- + H2O = SO42- + H3O+ - Muối trung hoà: Là muối mà trong phân tử không còn nguyên tử H có khả năng bị thay thế Ví dụ : Na2SO4 , KNO3 , K2CO3 .... - Tính axít , bazơ, trung tính của muối trung hoà: + Muối của axít mạnh và bazơ mạnh có môi trường trung tính : ( pH = 7 ) Ví dụ : Na2SO4 , KNO3 , BaCl2 , CaBr2 .... + Muối của axít mạnh và bazơ yếu có môi trường axít : ( pH < 7) Ví dụ : NH4Cl . Vì trong nước NH4Cl = NH4+ + Cl- và NH4+ + H2O = NH3# + H3O+ + Muối của axít yếu và bazơ mạnh có moi trường bazơ: ( pH > 7 ) Ví dụ: Na2CO3. Vì trong nước Na2CO3 = 2Na+ + CO32- và CO32- + HOH = CO2# + 2OH- Chương V. Phi kim và các hợp chất của phi kim. Đ 1. Tính chất các nguyên tố Phi kim I. Đặc điểm cấu tạo nguyên tử 1) Vị trí của các nguyên tố phi kim trong bảng HTTH . - Nằm về phía phải, phần trên của bảng tuần hoàn . - Có mặt trong các PNC nhóm IV, V, VI, VII 2) Đặc điểm cấu tạo nguyên tử: - Có số e lớp ngoài cùng sắp bão hoà ( Đã có : 4, 5, 6, 7e ). - Độ âm điện của các
File đính kèm:
Chuyen de Hoa vo co.doc
