Nội dung

Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Chương I : I. SỰ ĐIỆN LI Dung dịch. 1. Khái niệm a. Thí dụ: Hoà tan HCl vào nước thu được dung dịch axit HCl Hoà tan NaCl vào nước thu được dung dịch NaCl Hoà tan đường vào nước thu được dung dịch nước đường. Hoà tan nóng chảy Ag vào Au thu được dung dịch rắn Ag – Au Không khí là dung dịch gồm có N2,O2,CO2, các khí hiếm ... b. Khài niệm: Dung dịch là hỗn hợp đồng nhất của hai hay nhiều cấu tử (thành phần). 2. Biểu diễn thành phần dung dịch – nồng độ. a. Nồng độ phần trăm: Khối lượng chất tan trong 100gam dung dịch . C% = mct .100 (1) mdd trong đó mct : khối lượng chất tan mdd: khối lượng dung dịch mct = n.M và mdd = D.V = mdm + mct b. Nồng độ mol/lit: Số mol chất tan trong 1 lít dung dịch . n CM = V (2) ( n số mol chất tan , V thể tích dung dịch- lít) dd c. Nồng độ molan: Số mol chất tan có trong 1kg dung môi. n Cm = m (3) ( n số mol chất tan ,mdm khối lượng dung môi -kg ) dm d. Độ tan : Số gam chất tan có thể tan tối đa trong 100g dung môi. S mct .100 (4) (m hối lượng chất tan ,mdm khối lượng dm -g ) m dm 3. Tích số tan: Xét cân bằng AnBm  nAm+ + mBn- (*) Ta có tích số tan T = [Am+]n.[Bn-]m. Nếu tích nồng độ các ion < tích số tan thì trong dung dịch không xuất hiện kết tủa. Nếu tích nồng độ các ion = tích số tan thì thu dung dịch bão hoà.. Nếu tích nồng độ các ion > tích số tan thì trong dung dịch bắt đầu xuất hiện kết tủa. - Mối liê hệ giữa tích số tan và độ tan xét cân bằng (*) T = nn.mm.Sn+m II. Sự điện li. 1. Chất điện li. Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 1 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 a. Thí nghiệm: Tính dẫn điện của các nước nguyên chất, dung dịch NaCl, dung dịch nước đường, dung dịch ancol etylic. * giải thích tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ, muối. * vai trò của dung môi nước. b. Khái niệm: + Chất khi tan trong nước tạo dung dịch dẫn điện được gọi là chất điện li. Thí dụ : các axit, bazơ, muối là các chất điện li. + Chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện được gọi là chất không điện li. Thí dụ: đường , rượu, ete... c. Sự điện li * Quá trình phân li thành các ion khi chất điện li tan trong nước hoặc nóng chảy được gọi là sự điện li. * Sự điện li được biểu diễn bằng phương trình điện li. * Trong ptđl tổng điện tích các cation = tổng điện tích các anion * Tổng quát : Axit  H+ + anion gốc axit. Bazơ  Cation kim loại ( hoặc NH4+ ) + OHMuối  Cation kim loại ( hoặc NH4+ ) + anion gốc axit Thí dụ : HCl  H+ + ClHCOOH  H+ + HCOO- NaOH  Na+ + OHNaCl  Na+ + ClCH3COONa  Na+ + CH3COO2. Độ điện li, phân loại chất điện li, hằng số điện li a. Độ điện li: Độ điện li  ( anpha) của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li thành ion và tổng số phân tử ban đầu. n' C' Biểu thức :   n  C (5) 0 0 ( n' số mol bị phân li thành ion ; no số mol ban đầu C' nồng độ mol/l bị phân li , Co nồng độ mol/l ban đầu) Giá trị 0  1 hoặc có thể tính theo đơn vị % ( .100) Độ điện phụ thuộc vào các yếu tố : - nồng độ chất tan : tỉ lệ nghịch - nhiệt độ của dung dịch b. Phân loại chất điện li: Dựa theo độ điện li ta phân thành 2 loại chất điện li + Chất điện li mạnh : Là chất khi tan trong nươc phân li hoàn toàn thành ion. Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 2  = 1 và ptđl biểu diễn bằng mũi tên một chiều Tóm tăt lý thuyết hoá học 11  + Chất điện li yếu : Là chất khi tan trong nước phân li một phần thành ion. 0<  < 1 và ptđl được biểu diễn mũi tên 2 chiều  + Thí dụ : NaNO3  Na+ + NO3Na+ + HCOO- HCOONa  c. Cân bằng điện li - Hằng số điện li. Đối với các chất điện li yếu trong dung dịch xuất hiện cân bằng hoá học được gọi là cân bằng điện li đây là cân bằng động Thí dụ : A + + X – (*) AX  khi tốc độ thuận bằng tốc độ nghịch trong dung dịch xuất hiện cân bằng điện li. Hằng số điện li xét đối với cân bằng (*) được xác định.  A . X  (6)  K    AX  Thí dụ : Đối với axit axetic CH3COOH. H+ + CH3COO- CH3COOH   H .CH COO  = 2.10  Ta có : K  3  CH 3COOH  -5 (ở 25oC) hằng số điện li chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, không phụ thuộc vào nồng độ. Mối liên hệ giữa hằng số điện li và độ điện li  Xét cân bằng (*) , giả sử nồng độ ban đầu là Co và độ điện li AX Ban đầu Co Phân li  Co (1-  )Co Cbằng K +  Co  Co  A . X  C  Ta có : A+  X – (*)  Co  Co .C O  2 C O  (7) (1   )C O 1    AX  O Như vậy khi biết K và Co ta có thể xác định được độ điện li và ngược lại. Đối với trường hợp chất điện li quá yếu có thể xem 1-  = 1. do đó 2 công thức (7) có thể viết lại thành   [ ion ] =  Co = K.C K K hoặc   (8) CO CO ( cách tính gần đúng ) Thí dụ : Tính nồng độ ion H+ trong dung dịch CH3COOH 0,2M biết hằng số điện li của axit đó là 2.10-5. ( đáp số : 2.10-3 mol/l) III. Axit, bazơ, muối. Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 3 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 1. Định nghĩa theo Arêniut a. Axit: Là chất khi tan trong nước phân li cho ion H+ HCl  H+ + Cl- Thí dụ : H+ + HCOO- HCOOH  b. Bazơ: Là chất khi tan trong nước phân li cho ion OHNaOH  Na+ + OH- Thí dụ : c. Hiđrôxit lưỡng tính: Là những hiđrôxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit vừa có thể phân li như bazơ. Thí dụ : Zn(OH)2 Phân li theo kiểu bazơ : Zn(OH)2  Zn2+ + 2OH- Phân li theo kiểu axit: Zn(OH)2  2H+ + ZnO22- Các chất Al(OH)3 ;Zn(OH)2 ; Pb(OH)2 ; Sn(OH)2 ; Cr(OH)3 ; Cu(OH)2 d. Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc Axit nhiều nấc: Những axit khi tan trong nước phân li nhiều nấc cho ion H+. Thí dụ : H3PO4 , H2S.( viết p.t.đ.l) Bazơ nhiều nấc: Những bazơ khi tan trong nước phân li nhiều nấc cho ion OH.. Thí dụ : Mg(OH)2; Al(OH)3 ( viết p.t.đ.l) 2. Định nghĩa theo Brônxtet a. Axit là chất nhường prôtôn (H+); bazơ là chất nhận prôtôn (H+) biểu diễn : Axit  Bazơ + H+ Thí du 1ï : CH3COOH + H2O  H3O+ + CH3COOaxit bazơ Thí dụ 2: NH3 + bazơ Thí dụ 3: axit H2O  axit axit  bazơ HCO3- + H2O bazơ bazơ NH4+ + OHaxit HCO3- + H2O axit (2) bazơ H3O+ + CO32axit  (1) H2CO3 axit (3) bazơ + OH- (4) bazơ theo (3) và (4) HCO3-, H2O vừa có khả năng cho và nhận prôtôn nên chúng được gọi là chất lưỡng tính. Những chất không cho hoặc không nhận prôtôn được gọi là chất trung tính. 3. Muối, muối trung hoà , muối axit a. Muối:Là hợp chất khi tan trong nước phân li cho cation kim loại ( hoặc NH4+) và anion gốc axit. Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 4 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Thí dụ : NaCl  Na+ + ClCH3COONa  Na+ + CH3COO- b. Muối axit, muối trung hoà. Muối có anion gốc axit không còn khả năng phân li cho ion H+ được gọi là muối trung hoà . Thí dụ : NaCl , (NH4)2SO4, Na2CO3 ... Muối có anion gốc axit còn khả năng phân li cho ion H+ được gọi là muối axit . Thí dụ : NaHCO3;NaH2PO4; NaHSO4... Muối có nhóm –OH có thể thay thế bằng gốc axit được gọi là muối bazơ . Thí dụ : Mg(OH)Cl ; Fe(OH)2Cl... Ngoài ra còn kể đến một số muối kép như : HCl.NaCl ; KCl.MgCl.6H2O; K2SO4.Al2(SO4)3... Muối phức : [Ag(NH3)2]Cl ; [Cu(NH3)4]SO4... * sự điện li của muối : Hầu hết các muối (kể cả muối kép) khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành cation kim loại (NH4+) và anion gốc axit . Thí dụ : K2SO4  2K+ + SO42NaCl.KCl  K+ + Na+ + 2ClNaHSO3  Na+ + HSO3HSO3-  H+ + SO32- [Ag(NH3)2]Cl  [Ag(NH3)2]+ + Cl[Ag(NH3)2]+  Ag+ + 2NH3 4. Hằng số axit, hằng số bazơ a. Hằng số axit: Sự điện li của các axit yếu trong nước là quá trình thuận nghịch. Thí du ï : CH3COOH  H+ + CH3COO- (1) CH3COOH + H2O  H3O+ + CH3COO- (2) Vì nồng độ của nước được coi như hằng số nên ta có thể bỏ qua nồng độ của nước trong biểu thức xác định hằng số  H .CH COO  Ka =   3  CH 3COOH  ( Ka hằng số phân li axit ) Đối với axit nhiều nấc sẽ có nhiều hằng số phân li ở các nấc khác nhau. Hằng số phân li axit chỉ phụ thuôc vào bản chất axit và nhiệt độ. Nếu giá trị Ka càng nhỏ thì lực axit của nó càng yếu ( hay tính axit càng yếu ) Thí dụ : ở 25oC CH3COOH Ka = 1,75.10-5 ;HClO Ka = 5.10-8 . b. Hằng số bazơ: Sự điện li của các bazơ yếu trong nước là quá trình thuận nghịch. Thí du ï : NH3 Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn + H2O  NH4+ + OH- (3) Tháng 05/ 2010 Trang 5 Kb = Tóm tăt lý thuyết hoá học 11  NH .OH  ( hằng số phân li bazơ )   4  NH 3 CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH- (4) CH COOH . OH  ( hằng số phân li bazơ ) Kb = CH 3COO   3  Vì nồng độ của nước được coi như hằng số nên ta có thể bỏ qua nồng độ của nước trong biểu thức xác định hằng số phân li axit, hay bazơ. Đối với bazơ nhiều nấc sẽ có nhiều hằng số phân li ở các nấc khác nhau. Hằng số phân li bazơ chỉ phụ thuôc vào bản chất bazơ và nhiệt độ. Nếu giá trị Kb càng nhỏ thì lực bazơ cúa nó càng yếu ( hay tính bazơ càng yếu ) Mối liên hệ giữa hằng số Ka và Kb Ka = IV. 10-14 và ngược lại hay Ka.Kb = 10-14 Kb pH của dung dịch, chất chỉ thị màu. a. Sự điện li và tích số ion của nước, ý nghĩa tích số ion của nước. Nước là chất điện li rất yếu, ở nhiệt độ thường cứ 555triệu phân tử nước có 1 phân tử bị phân li thành ion. H2O  H+ + OH- (1)  H .OH  Từ (1) ta có K =    H 2 O  KH2O = K.  H 2 O  =  H  . OH   Tích số ion của nước. ở 25oC ta có KH2O =  H  . OH   = 10-14 . Tuy nhiên có thể sử dụng ở khoảng nhiệt độ khác. Hay có thể coi giá trị tích số ion của nước là hằng số trong dung dịch loãng của các chất khác nhau. Theo (1) ta có :  H  . =  OH    10  14 10  7 M - Môi trường trung tính là môi trường có  H  . =  OH    10  14 10  7 M - ý nghĩa của tích số ion của nước để xác định môi trường của dung dịch Môi trường trung tính : Môi trường axit: Môi trường bazơ:  H . = 10  H . > 10  H . < 10  -7 M  -7 M  -7 M b. Khái niệm về độ pH, độ pH trong các môi trường. Để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm người ta dùng đại lượng độ pH. Nếu  H  . = 10-a  pH = a hay  H  . = 10  pH hoặc pH = -lg  H  . Thí dụ :  H . =10  H . =10  -1 Môi trường axit.  -7 Môi trường trung tính. Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn M  pH = 1 M  pH =7 Tháng 05/ 2010 Trang 6 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11  H . =10 M  pH =12 Môi trường bazơ. Thuật biến đổi nếu  H . = b.10  pH = a – lgb (sử dụng máy tính ) -12  -a  Thang pH thường dùng có giá trị từ 1 đến 14 ( do tích số ion của nước ) Ngoài ra người ta còn sử dụng pOH , pKa, pKb.. pOH = - lg [OH-] và pH + pOH =14  pH = 14 - pOH c. Chất chỉ thị màu: Quỳ tím, phenolphtalein, giấy chỉ thị vạn năng. Thông thường đối với quỳ tím trong các môi trường. axit: màu đỏbazơ: màu xanh trung tính : màu tím Đối với phenolphtalein: pH < 8,3 Không màu pH >= 8,3 :Màu hồng d. Cách xác định độ pH của các dung dịch . Đối với axit mạnh, bazơ mạnh: Nếu nồng độ của axit hay bazơ khá lớn thì bỏ qua sự điện li của nước, nếu nồng độ rất loãng ( < hoặc = 10-7) cần chú ý đến sự phân li của nước. H2O  H+ + OH- Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch HCl 0,01M ptđl : HCl  H+ + Cldo đó  H  . = [HCl] = 10-2  pH = 2 Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch NaOH 0,01M ptđl : NaOH  Na+ + OHTa có [OH-] = [NaOH]=10-2  pOH = 2  pH = 14- 2 = 12 Thí dụ 3: Xác định độ pH của dung dịch H2SO4 0,01M. ptđl: H2SO4  2H+ + SO42- 0,01M 0,02M  H . =0,02 = 2.10  -2  pH = -lg 2.10-2 = 2 – lg2 Thí dụ 4: Tính pH của dung dịch HCl 10-7M. Do nồng độ của axit rất loãng nên phải xét đến sự phân li của nước ptđl: HCl H2O  H+ + Cl-  H+ + OH- phương trình trung hoà điện ta có 10  14 [H ] = [Cl ] + [OH ] = 10 + H + - - -7   Hay : [H+]2 – 10-7[H+] -10-14 = 0 , giải phương trình ta có [H+] = 1,62.10-7  pH = -lg1,62.10-7 = 6,79. Lưu ý : Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 7 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Dung dịch axit dù loãng đến đâu thì pH < 7. Bazơ có loãng đến đâu thì cũng có pH > 7. Đối với axit yếu, bazơ yếu. Muốn xác định pH của dung dịch axit yếu hay bazơ yếu ta phải dựa vào hằng số axit hay hằng số bazơ cũng như phải chú ý đến sự phân li của nước khi nồng độ chất rất loãng. Công thức tính pH gần đúng của một dung dịch axit yếu pH = 1 1 ( pKa – lg CM) đối với bazơ yếu : pOH = ( pKb – lg CM) 2 2 với pKa = - lgKa và pKb = -lgKb . Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1M, biết Ka = 2.10-5 Cách 1: Ta có cân bằng : CH3COOH  CH3COO- + H+ [bđ] 0,1M [pư] xM xM xM [cb] (0,1-x)M xM xM CH COO . H  Ta có : Ka =   3  CH 3COOH  giả sử x << 0,1 ta có : x = = x2 2.10  5 0,1  x 0,1.2.10  5 10  2 ,85 = [H+] ( chấp nhận được ) vậy pH = - lg [H+] = -lg 10-2,85 = 2,85 . Nếu [H+] = x không quá nhỏ so với 0,1 thi ta giải phương trình bậc 2 để xác định x và độ pH của bài toán. Cách 2 : Tính tương đối pH = 1 ( pKa – lg CM) 2 = 1 (  lg 2.10  5  lg 10  1 ) = 2,85 2 Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch NH3 0,1M. Biết Kb = 1,8.10-5 Cách 1: NH3 + H2O  NH4+ + OH- Lập luận tương tự ta có : x = [OH-] = 10-2,87  [H+] = 10-11,13  pH = 11,13 Nếu x không quá nhỏ so với 0,1 thì ta phải giải phương trình bậc 2 để chọn nghiệm và xác định pH của bài toán. Cách 2: Giải theo phương pháp tương đối pOH = 1 1 ( pKb – lg CM) = (-lg1.8.10-5 –lg0,1) = 2,87 2 2  pH = 14 – pOH = 11,13 Xác định pH của dung dịch đệm. Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 8 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11  Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH thay đổi không đáng kể khi thêm vào một lượng nhỏ axit mạnh hay bazơ mạnh hoặc khi pha loãng.  Thành phần : Hỗn hợp axit yếu và muối của nó với bazơ mạnh hoặc hỗn hợp bazơ yếu với muối của nó với axit mạnh.  Thí dụ : CH3COOH và CH3COONa hoặc NH3 và NH4Cl.  Giải thích : Khi thêm vào một lượng axit (H+) hay bazơ (OH-)thì cân bằng chuyển dịch về phía thuận hay phía nghịch không đáng kể nên pH thay đổi ít.  Ví dụ 1 : Xác định pH của dung dịch đệm chứa CH 3COOH 0,1M và CH3COONa 0,1M.Biết Ka = 2.10-5 CH3COO- + H+ CH3COOH  CH3COONa  CH3COO- + Na+ 0,1M 0,1M CH COO . H   Ta có : Ka =  3 = 2.10-5  CH 3COOH  5  [H+]= 2.10 .  CH 3COOH  0,1 = 2.10-5. 0,1 = 2.10-5 M  pH = 4,7. CH COO   3 Nếu ta thêm 0,02mol HCl vào 1 lít dung dịch đệm khi đó có phản ứng CH3COO- + H+  CH3COOH nên [CH3COOH] = 0,1 + 0,02 = 0,12M và [CH3COO]= 0,1- 0,02 = 0,08M 5 khi đó [H+]= 2.10 .  CH 3COOH  CH COO   3 0,12 = 2.10-5. 0,08 = 3.10-5 M  pH = 4,5. giá trị biến thiên pH là : 4,7 – 3,5 = 0,2 đơn vị thay đổi không đáng kể. có thể so sánh nếu thêm 0,02mol HCl vào 1 lít nước nguyên chất thì pH thay đổi từ môi trường trung tính ( pH = 7 ) về môi trường axit có pH = 1,7 tức là pH thay đổi 7 – 1,7 = 5,3 đơn vị. Máu người là một dung dịch đệm có giá trị pH = 7,3 – 7,4 nhờ thiết lập cân bằng giữa HCO3- và CO2. HCO3- + H+  CO2 + H2O Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch chứa đồng thời HF 0,1M và NaF 0,1M biết hằng số Ka = 6,8. 10-4. Giải: Ptđl của các chất NaF  Na+ + 0,1 HF Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn F0,1  H+ + FTháng 05/ 2010 Trang 9 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 [bđ] 0,1 [cb] (0,1-x)  F . H   Ta có Ka = 0,1 x   HF  = (0,1+x) x (0,1  x) = 6,8.10-4 0,1  x ( tính gần đúng x << 0,1)  x = [H+] = 6,8.10-4  pH = -lg6,8.10-4 = 3,17. So sánh kết quả với giả thiết phù hợp ( x << 0,1 ) Vậy pH = 3,17. Tương tự ta xét cho dung dịch khi thêm 2gam NaOH rắn vào 1lít dung dịch ở trên chứa đồng thời HF 0,1M và NaF 0,1M biết hằng số Ka = 6,8. 10-4. V. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch chất điện li. 1. Bản chất và điều kiện của phản ứng: Dung dịch A + dung dịch B  dung dịch sản phẩm . Bản chất là sự trao đổi các ion trong các dung dịch phản ứng để kết hợp với nhau tạo thành chất sản phẩm thoả mãn các điều kiện.  các ion kết hợp tạo chất kết tủa.  các ion kết hợp tạo chất bay hơi.  các ion kết hợp tạo chất điện li yếu. 2. Một số ví dụ về phản ứng trao đổi. a. Sản phẩm là chất kết tủa. dung dịch Na2SO4 + dung dịch BaCl2 . ptpt: Na2SO4 + BaCl2  BaSO4  + 2NaCl 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl-  BaSO4  + 2Na+ + 2Cl- đl: pt ion thu gọn: SO42- + Ba2+  BaSO4  (1) (2) (3) b. Sản phẩm là chất bay hơi. dung dịch HCl + dung dịch Na2CO3 ptpt: 2HCl + Na2CO3  2NaCl + H2O + CO2  đl: 2H+ + 2Cl- + 2Na+ + CO32-  2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2  rút gọn: 2H+ + CO32-  H2O + CO2  c. Sản phẩm là chất điện li yếu.  Phản ứng tạo nước : dung dịch NaOH + dung dịch HCl ptpt: NaOH + HCl  NaCl + H2O đl: Na+ + OH- + H+ + Cl-  Na+ + Cl- + H2O rút gon: OH- + H+  H2O  Phản ứng tạo axit yếu: dung dịch HCl + dung dịch CH3COONa Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 10 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 ptpt: HCl + CH3COONa  NaCl + CH3COOH đl: H+ + Cl- + CH3COO- + Na+  Na+ + Cl- + CH3COOH rút gọn: H+ + CH3COO-  CH3COOH. Kết luận : Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li chỉ xảy ra khi các ion kết hợp được với nhau tạo thành ít nhất một trong các chất: o Chất kết tủa o Chất khí o Chất điện li yếu Ta thường biểu diễn dưới dạng phân tử hay dạng ion. VI. Cách biểu diễn phương trình dưới dạng phân tử và ion . 1. Phản ứng giữa NH4Cl và NaOH. a. Dạng phân tử : NH4Cl + NaOH  NaCl + NH3 + H2O điện li: NH4+ + Cl- + Na+ + OH-  Na+ + Cl- + NH3 + H2O b. Dạng ion : NH4+ OH-  NH3 + H2O Các ion Cl- và Na+ không tham gia phản ứng . 2. Hoà tan đá vôi bằng dung dịch HCl a. Dạng phân tử: CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O + CO2 Điện li: CaCO3 + 2H+ + 2Cl-  CaCl2 + H2O + CO2 b. Dạng ion: CaCO3 + 2H+  Ca2+ + H2O + CO2 3. Phản ứng hoà tan FexOy trong dung dịch HCl. a. Dạng phân tử: FexOy + 2yHCl  xFeCl 2xy + yH2O Điện li: FexOy + 2yH+ + 2yCl-  xFe b. Dạng ion: FexOy + 2yH+  xFe 2y  x 2y  x + 2yCl- + yH2O + yH2O * Quy tắc chung: Bước 1: Cân bằng phản ứng dưới dạng phân tử theo phương pháp phù hợp. Bước 2: Viết dạng ion đầy đủ theo nguyên tắc : các chất điện li mạnh ( axit, bazơ,muối ) được viết thành ion, các chất còn lại chất không điện li, chất điện li yếu, chất kết tủa, chất bay hơi thì viết dưới dạng phân tử. Bước 3: Ước lược các ion giống nhau ở 2 vế ta thu được pt dạng ion. VII. Phản ứng thuỷ phân của muối; Môi trường của dung dịch muối. 1. Khái niệm: Phản ứng trao đổi ion giữa muối và nước được gọi là phản ứng thuỷ phân của muối. Các ion tham gia phản ứng thuỷ phân gồm 2 loại : Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 11 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 - Cation (ion dương) : của các bazơ yếu như NH4+,Fe3+, Fe2+,Al3+,Zn2+,Pb2+... - Aion (ion âm): gốc các axit yếu như CH3COO-, S2-, CO32-, 2. Phản ứng thuỷ phân của muối. Xét sự thuỷ phân của các muối a. Dung dịch CH3COONa CH3COONa  CH3COO- + Na+ CH3COO- + HOH  CH3COOH + OH- (1) (2) Kết quả (1) và (2) ta thấy có OH- được giải phóng do đó pH > 7 Vậy dung dịch CH3COONa có môi trường bazơ ( quỳ tím  xanh) b. Dung dịch Fe(NO3)3 Fe(NO3)3  Fe3+ 3NO3- + Fe3+ + HOH  (1) Fe(OH)2+ + H+ (2).Kết quả môi trường có tính axit c. Dung dịch CH3COONH4 : CH3COONH4  CH3COO- + NH4+ Cả 2 ion đều tham gia phản ứng thuỷ phân nên môi trường axit hay bazơ còn phụ thuộc vào độ thuỷ phân của 2 ion . d. Dung dịch Na2HPO4. Na2HPO4  2Na+ + HPO42ion HPO42- này có tính lưỡng tính nên môi trường phụ thuộc vào bản chất của ion này. 3. Kết luận . a. Muối trung hoà tạo bởi cation bazơ mạnh và anion axit yếu tan trong nước thì gốc axit bị thuỷ phân , môi trường của dung dịch là môi trường kiềm (pH > 7) b. Muối trung hoà tạo bởi cation bazơ yếu và anion axit mạnh tan trong nước thì cation của bazơ yếu bị thuỷ phân , môi trường của dung dịch là môi trường axit (pH < 7) c. Muối trung hoà tạo bởi cation bazơ mạnh và anion axit mạnh tan trong nước thì các ion không bị thuỷ phân , môi trường của dung dịch là môi trường axit (pH = 7) d. Muối trung hoà tạo bởi cation bazơ yếu và anion axit yếu tan trong nước thì cation của bazơ yếu và anion gốc axit bị thuỷ phân , môi trường của dung dịch phụ thuộc vào độ thuỷ phân của 2 ion. Một số trị số lgN thường dùng để tính pH N 2 3 4 5 6 lgN 0,30 0,48 0,60 0,70 0,78 Xác định pH dung dịch khi pha loãng bằng nước.  7 0,85 8 0,90 9 0,95 Trường hợp 1: Tính thể tích nước cần thêm vào Vđầu lít dung dịch axít có pH = a để được dung dịch có pH = b ( b > a). Giải: Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 12 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 - Dung dịch ban đầu có pH = a  [ H+ ] = 10-a  nH+bđ = 10-a . Vđầu - Dung dịch sau khi thêm nước pH = b  [ H+ ] = 10-b  nH+sau = 10-b . Vsau Vì số mol H+ không đổi nên : nH+bđ = nH+sau  10-a . Vđầu = 10-a . Vsau  Vsau = 10b-a .Vđầu = 10 pH .Vđầu Với pH = b – a > 0 (1)  VH2O + Vđầu = 10 pH .Vđầu  VH2O = (10 pH - 1) .Vđầu  Trường hợp 2: Tính thể tích nước cần thêm vào Vđầu lít dung dịch axít có pH = a để được dung dịch có pH = b ( b < a) Giải: - Dung dịch ban đầu có pH = a  pOH = 14 – a  [OH- ] = 10-14 + a  nOH-bđ = 10(-14 + a ) . Vđầu - Dung dịch sau khi thêm nước pH = b  pOH = 14 – b  [ OH- ] = 10-14 + b  nOH-sau = 10(-14 + b) . Vsau Vì số mol OH- không đổi nên : nOH-bđ = nOH-sau  10-14 + a . Vđầu = 10-14 + b . Vsau  Vsau = 10a-b .Vđầu = 10- pH .Vđầu Với pH = b – a < 0 (2)  VH2O + Vđầu = 10- pH .Vđầu  VH2O = (10- pH - 1) .Vđầu Từ (1) và (2) ta có thể rút công thức chung để áp dụng đó là V sau = 10[ pH ].Vđầu Và VH2O = (10[ pH ]- 1) .Vđầu Thí dụ1: Thể tích của nước cần thêm vào 15ml dung dịch axit HCl pH = 1 để thu được dung dịch axit có pH = 3. Giải : Ta có VH2O = (10[ pH ]- 1) .Vđầu = (103-1- 1).15 = 1485ml = 1,485 lít. Thí dụ 2: Thêm 90ml nước vào 10ml dung dịch NaOH có pH = 12. Xác định pH của dung dịch thu được sau trộn. Giải: Ta có Vsau = 10[ pH ] . Vđầu Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 13 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11  90 + 10 = 10 [ pH ] . 10  10[ pH ] = 10  10 –( pH sau - 12) = 10  pH sau = 11 Thí dụ 3: Thêm 80ml nước vào 20ml dung dịch HCl có pH = 6. Xác định pH của dung dịch thu được sau trộn. Chương II : NITƠ – PHOT PHO A. Giới thiệu chung I. Vị trí. Thuộc nhóm V trong bảng hệ thống tuần hoàn. - Nhóm Nitơ gồm : Nitơ (N) , Photpho (P) , Asen(As) , atimon (Sb) và bitmut (Bi). - Chúng đều thuộc các nguyên tố p . Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 14 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 II. Tính chất chung các nguyên tố nhóm nitơ. 1. Cấu hình electron của nguyên tử : - Cấu hình lớp electron ngoài cùng : ns2np3 ns2 np3 - Ở trạng thái cơ bản , nguyên tử của các nguyên tố nhóm nitơ có 3 electron độc thân , do đó trong các hợp chất chúng có cộng hóa trị là 3 . - Đối với các nguyên tố : P , As , Sb ở trạng thái kích thích có 5 elctron độc thân nên trong hợp chất chúng có liên kết cộng hóa trị là 5 ( Trừ Nitơ ). 2 . Sự biến đổi tính chất của các đơn chất : a. Tính oxi hóa khử : - Trong các hợp chất chúng có các số oxi hoá : -3 , +3 , +5 . Riêng Nitơ còn có các số oxi hoá : +1 , +2 , +4 . - Các nguyên tố nhóm Nitơ vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử . - Khả năng oxi hóa giảm từ nitơ đến bitmut . b. Tính kim loại - phi kim : - Đi từ nitơ đến bitmut , tính phi kim của các nguyên tố giảm dần , đồng thời tính kim loại tăng dần 3. Sự biến đổi tính chất của các hợp chất : a. Hợp chất với hiđro : RH3 - Độ bền nhiệt của các hiđrua giảm từ NH3 đến BiH3 . - Dung dịch của chúng không có tính axít . b. Oxit và hiđroxit : - Có số oxi hoá cao nhất với ôxi : +5 - Độ bền của hợp chất với số oxihoá +5 giảm xuống - Với N và P số oxi hóa +5 là đặc trưng . - Tính bazơ của các oxit và hiđroxit tăng còn tính axit giảm Theo chiều từ nitơ đến bitmut. B. Nitơ I –Cấu tạo phân tử. - Công thức electron : : N :::N : - Công thức cấu tạo : :NN: II – Tính chất vật lý. - Là chất khí không màu , không mùi , không vị , hơi nhẹ hơn không khí , hóa lỏng ở - 196 0C, hóa rắn:-210 0C - Tan rất ít trong nước , không duy trì sự cháy và sự sống, không độc. III . Tính chất hoá học. - Nitơ có các số oxi hoá : -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 . tính oxi hoá tính khử . -N2 có số oxihoá 0 nên vừa thể hiện tính oxi hoá và tính khử . - Nitơ có ENN = 946 kJ/mol , ở nhiệt độ thường nitơ khá trơ về mặt hóa học nhưng ở nhiệt độ cao hoạt động hơn . - Nitơ thể hiện tính oxi hóa và tính khử , tính oxi hóa đặc trưng hơn . 1 . Tính oxi hóa : a. Tác dụng với hiđro : Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 15 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Ở nhiệt độ cao (4000C) , áp suất cao và có xúc tác : -3    N20 + 3H2  2 N H3 ; H = - 92kJ  b. Tác dụng với kim loại : 6Li + N20  2 Li3N ( Liti Nitrua ) 3Mg + N2  Mg3N2 (Magie Nitrua ) 2 . Tính khử : - Ở nhiệt độ 30000C (hoặc hồ quang điện ) : N20 + O2    2NO . H=180KJ  Nitơ thể hiện tính khử . - Khí NO không bền : 2 2 N O + O2    4 2 N O2 - Các oxit khác như N2O , N2O3 , N2O5 không điều chế trực tiếp từ nitơ và oxi . Kết luận : Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn .Thể hiện tính oxihóa khi tác dụng với các nguyên tố có độ âm điện lớn hơn . IV. Trạng thái thiên nhiên và điều chế . 1. Trạng thái thiên nhiên : - Ở dạng tự do : chiếm khoảng 80% thể tích không khí , tồn tại 2 đồng vị : 14N (99,63%) , 15 N(0,37%) . - Ở dạng hợp chất , nitơ có nhiều trong khoáng vật NaNO3 (Diêm tiêu ) : cò có trong thành phần của protein , axit nucleic , . . . và nhiều hợp chất hữu cơ thiên nhiên . 2 – Điều chế. a. Trong công nghiệp : - Chưng cất phân đoạn không khí lỏng , thu nitơ ở -196 0C , vận chuyển trong các bình thép , nén dưới áp suất 150 at . b. Trong phòng thí nghiệm : - Đun dung dịch bão hòa muối amoni nitrit ( Hỗn hợp NaNO2 và NH4Cl ) : t0 NH4NO2  N2 + 2H2O . V – Ứng dụng. - Là một trong những thành phần dinh dưỡng chính của thực vật . - Trong công nghiệp dùng để tổng hợp NH 3 , từ đó sản xuất ra phân đạm , axít nitríc . . . Nhiều nghành công nghiệp như luyện kim , thực phẩm , điện tử . . . Sử dụng nitơ làm môi trường . VI. Oxit của nitơ 1. Đinitơ oxit ( khí cười ): N2O Công thức cấu tạo : N≡N →O o Điều chế : 2. Nitơ oxit : Công thức cấu tạo : Điều chế : hoặc Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn C NH4NO3  250   N2O + 2H2O NO . N═O Cu +HNO3 loãng →Cu(NO3)2 + NO + H2O o t  NO + H2O NH3 + O2  Pt Tháng 05/ 2010 Trang 16 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 3. Nitơđioxit: Công thức cấu tạo : Điều chế : 4. Đinitơ pentoxit: Công thức cấu tạo : Điều chế: C. Amoniac I . Cấu tạo phân tử - CT e CTCT H :N: H H–N–H H H N NO2 ( màu nâu, rất độc ) O - N═O Cu + HNO3 đặc, nóng →Cu(NO3)2 + NO2 + H2O N2O5 O=N-O–N=O ↓ ↓ O O HNO3 + P2O5  dkt  HPO3 + N2O5 • H H H - Liên kết trong phân tử NH3 là liên kết cộng hoá trị phân cực , nitơ tích điện âm , hiđro tích điện dương do đó phân tử NH3 là phân tử phân cực . -Phân tử NH3 có cấu tạo hình tháp , đáy là một tam giác đều II . Tính chất vật lí. - Nhẹ hơn không khí . - Là chất khí không màu , mùi khai và xốc , nhẹ hơn không khí . - Khí NH3 tan rất nhiều trong nước , tạo thành dung dịch amoniac có tính kiềm yếu . III. Tính chất hoá học 1 . Tính bazơ yếu : a. Tác dụng với nước : - Dựa vào tính chất hóa chung của bazơ - Dựa vào thuyết axít – bazơ của bronxted viết phương trình điện li của NH3 trong nước . Trong dung dịch NH3 là một bazơ yếu , ở 250C , Kb = 1,8. 10-5 NH3 + H2O    NH4+ + OHb. Tác dụng với axít : Tạo thành muối amoni . Vídụ: 2NH3 + H2SO4  (NH4)2SO4 NH3 + H+  NH4+ . NH3(k) + HCl(k)  NH4Cl(r ) . Phản ứng dùng để nhận biết khí NH3 . Kết luận : - Amoniac ở trạng thái khí hay trong dung dịch đều thể hiện tính bazơ yếu .Tác dụng với axít tạo thành muối amoni và kết tủa được hiđroxit của nhiều kim loại . c. Tác dụng với dung dịch muối của nhiều kim loại , tạo kết tủa hiđroxit của chúng . Ví dụ : Al3++3NH3+3H2O Al(OH)3 + 3NH4+ 2 + Fe +2NH3+2H2OFe(OH)2+2NH4 2 . Khả năng tạo phức : Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 17 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Dung dịch amoniac có khả năng hòa tan hiđroxit hay muối ít tan của một số kim loại , tạo thành các dung dịch phức chất Ví dụ : * Với Cu(OH)2: Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(NH3)4](OH)2 - Phương trình ion : Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4]2++ 2OHMàu xanh thẫm * Với AgCl . AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2] Cl AgCl + 2NH3  [Ag(NH3)2]+ + ClSự tạo thành các ion phức là do sự kết hợp các phân tử NH 3 bằng cá electron chưa sử dụng của nguyên tử nitơ với ion kim loại 3 . Tính khử : - Amoniac có tính khử : phản ứng được với oxi , clo và khử một số oxit kimloại (Nitơ có số oxi hóa từ -3 đến 0, +2 ). a. Tác dụng với oxi : - Amoniac cháy trong không khí với ngọn lửa màu lục nhạt : 4NH3 +3O2  2N02 + 6H2O . - Khi có xúc tác là hợp kim platin và iriđi ở 850 – 9000C : 4NH3 +5O2  4NO + 6H2O . b. Tác dụng với clo : - Khí NH3 tự bốc cháy trong khí Clo tạo ngọn lửa có khói trắng : 2NH3 + 3Cl2  N20 +6HCl . - Khói trắng là những hạt NH4Cl sinh ra do khí HCl vừa tạo thành hóa hợp với NH3 . c. Tác dụng với một số oxit kim loại: - Khi đun nóng , NH3 có thể khử oxit của một số kim loại thành kim loại o 2NH3 + 3CuO  t 3Cu +N20 +3H2O IV. ĐIỀU CHẾ : 1. Trong phòng thí nghiệm : - Cho muối amoni tác dụng với kiềm nóng : 2NH4Cl+Ca(OH)2  2NH3 + CaCl2 +2H2O - Đun nóng dung dịch amoniac đặc . 2 . Trong công nghiệp: N2(k) + 3H2(k)    2NH3 ∆H = - 92 kJ Ví dụ : Với nhiệt độ : 450 – 5000C . Áp suất : 300 – 1000 at Chất xúc tác : Fe hoạt hóa , tăng áp suất để thu lượng NH3 nhiều. * Thực hiện ở t° thấp . Tuy nhiên t° thích hợp khoản 440°C * Dùng chất xúc tác . V. Muối Amoni 1. Tính chất vật lí - Là những hợp chất tinh thể ion , Phân tử gồm cation NH4+ và anion gốc axit . - Muối amoni đều dễ tan trong nước và khi tan điện ly hoàn toàn thành các ion . Ví dụ : NH4Cl  NH4+ + Cl - ; Ion NH4+ không có màu . 2. Tính chất hoá học Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 18 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 a. Phản ứng thuỷ phân : Tạo môi trường có tính axit làm quỳ tím hoá đỏ + NH4 + HOH  NH3 + H3O+ ( Tính axit ) b . Phản ứng trao đổi ion : Ví dụ: (NH4)2SO4+ 2 NaOH 2NH3↑ + Na2SO4 + 2H2O . (1) NH4+ + OH- → NH3↑ +H2O  Phản ứng này dùng để điều chế NH3 trong phòng thí nghiệm. NH4Cl +AgNO3  AgCl↓ + NH4NO3 (2) Cl- +Ag+  AgCl ↓.  Các phản ứng trên là phản ứng trao đổi . c – Phản ứng nhiệt phân : Khi đun nóng các muối amoni dễ bị nhiệt phân , tạo thành những sản phẩm khác nhau . Muối amoni tạo bởi axít không có tính oxihóa : Khi đun nóng bị phân hủy thành amoniac và axit Ví dụ : NH4Cl(r )  NH3(k) + HCl(k) . HCl + NH3  NH4Cl (NH4)2CO3 NH3 +NH4HCO3 NH4HCO3  NH3 +CO2 + H2O Muối tạo bởi axít có tính oxihóa : - Như axít nitrơ , axít nitric khi bị nhiệt phân cho ra N2 hoặc N2O và nước . Ví dụ : NH4NO2  N2 + 2H2O . NH4NO3  N2O + 2H2O . -Về nguyên tắc : tuỳ thuộc vào axit tạo thành mà NH 3 có thể bị oxi hoá thành các sản phẩm khác nhau . D.Axit nitric I – Cấu tạo phân tử - CTPT : HNO3 - CTCT : H – O – N O ║ O - Nitơ có hóa trị IV và số oxihoá là +5 II – Tính chất vật lí - Là chất lỏng không màu - Bốc khói mạnh trong không khí ẩm - D = 1,53g/cm3 , t0s = 860C . - Axít nitric không bền , phân hủy 1 phần 4HNO3  4 NO2 + O2 + 2H2O dung dịch axit có màu vàng hoặc nâu . - Axít nitric tan vô hạn trong nước ( Thực tế dùng HNO3 68% ) III . Tính chất hoá học 1 . Tính axít : - Là một trong số các axít mạnh nhất , trong dung dịch : HNO3  H+ + NO3- Dung dịch axít HNO3 có đầy đủ tính chất của một dung dịch axít . Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 19 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Tác dụng với oxit bazơ , bazơ , muối , kim loại 2 .Tính oxi hóa : Vì HNO3 , N có số oxihóa cao nhất +5 , trong phản ứng có sự thay đổi số oxihóa , số oxihóa của nitơ giảm xuống giá trị thấp hơn . a. Với kim loại : - HNO3 oxihóa hầu hết các kim loại (trừ vàng và platin ) không giải phóng khí H 2 , do ion NO3 có khả năng oxihoá mạnh hơn H+ . * Với những kim loại có tính khử yếu : Cu , Ag . . . - HNO3 đặc bị khử đến NO2 Cu + 4HNO3(đ) Cu(NO3)2 +2NO2 +2H2O - HNO3 loãng bị khử đến NO 3Cu + 8HNO3(l)  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O * Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh hơn : Mg, Zn ,Al . . . - HNO3 đặc bị khử đến NO2 - HNO3 loãng bị khử đến N2O hoặc N2 - HNO3 rất loãng bị khử đến NH3 (NH4NO3) 8Al + 30HNO3(l)  8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O 5Mg + 12HNO3(l)  5Mg(NO3)2 + N2 + 6H2O 4Zn + 10HNO3(l)  Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O - Fe, Al bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 đặc nguội b. Tác dụng với phi kim : - Khi đun nóng HNO3 đặc có thể tác dụng được với C, P ,S . . . Ví dụ : C + 4HNO3(đ)  CO2 + 4NO2 + 2H2O S + 6HNO3(đ)  H2SO4 +6NO2 +2H2O Như vậy HNO3 không những tác dụng với kim loại mà còn tác dụng với một số phi kim . c. Tác dụng với hợp chất : - H2S , HI, SO2 , FeO , muối sắt (II) . . . có thể tác dụng với HNO3 - Nguyên tố bị oxihóa trong hợp chất chuyển lên mức oxi hóa cao hơn: 3FeO +10HNO3(l)  3 Fe(NO3)3 + NO + 5H2O 3H2S + 2HNO3(l)  3S + 2NO + 4H2O . - Nhiều hợp chất hữu cơ như giấy , vải , dầu thông . . . bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc . Kết luận : HNO3 có tính axít mạnh và có tính oxihóa . IV – ĐIỀU CHẾ : 1 . Trong phòng thí nghiệm : - Phương pháp điều chế HNO3 trong phòng thí nghiệm . o NaNO3(r ) + H2SO4(đ)  t HNO3 + NaHSO4 . 2. Trong công nghiệp : - Được sản xuất từ amoniac - Ở nhiệt độ 850 – 9000C , xúc tác hợp kim Pt vàIr : 4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O ∆H = - 907kJ - Oxi hóa NO thành NO2 : 2NO + O2  2NO2 . - Chuyển hóa NO2 thành HNO3 : Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 20 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 4NO2 +2H2O +O2  4HNO3 . - Dung dịch HNO3 thu được có nồng độ 60 - 62% . Chưng cất với H 2SO4 đậm đặc thu được dung dịch HNO3 96 – 98 % . E.Muối nitrat I. Khái niệm muối nitrat - Muối của axit nitric gọi là muối nitrat . Ví dụ : NaNO3 , Cu(NO3), NH4NO3... II. Tính chất vật lý : - Dễ tan trong nước và chất điện ly mạnh .trong dung dịch , chúng phân ly hoàn toàn thành các ion . Ví dụ : Ca(NO3)  Ca2+ + 2NO3KNO3  K+ + NO3- Ion NO3– không có màu , màu của một số muối nitrat là do màu của cation kim loại. III - Tính chất hóa học Các muối nitrát dễ bị phân hủy khi đun nóng a. Muối nitrat của các kim loại hoạt động( trước Mg) : - Bị phân hủy thành  muối nitrit + khí O2. 2KNO3  2KNO3 +O2 b. Muối nitrat của các kim loại từ Mg  Cu : - Bị phân hủy thành  oxit kim loại + NO2 + O2 o 2Cu(NO3)2  t 2CuO + 4NO2 + O2 c. Muối của những kim loại kém hoạt động (sau Cu) : - Bị phân hủy thành  kim loại + NO2 + O2 2AgNO3  2Ag + 2NO2 + O2 . IV. Nhận biết ion nitrat : - Khi có mặt ion H+ và NO3- thể hiện tính oxihóa giống như HNO3 - Vì vậy dùng Cu + H2SO4 để nhận biết muối nitrat Ví dụ : 3Cu + 8NaNO3 + 4H2SO4(l)  3Cu(NO3)2+ 2NO+ 4Na2SO4 + 4H2O. 3Cu+8H++2NO3-3Cu2+ + 2NO + 4H2O. 2NO + O2  2NO2 (nâu đỏ ) V . Ứng dụng của muối nitrat. - Dùng để làm phân bón hóa học , Kalinitrat còn được sử dụng để chế thuốc nổ đen . Tóm tắt kiến thức. Đơn chất Amoniac Muốiamoni Axít nitric + (N2) (NH3) (NH4 ) (HNO3) Tính -Chất khí -chất khí mùi khai -Dễ tan -chất lỏng không chất không màu , -Tan nhiều trong -Điện li mạnh màu. vật lý không mùi nước - Tan vô hạn -Ít tan trong nước Tính - Bền ở nhiệt - Tính bazơ yếu. -Dễ bị phân -Là axit mạnh chất độ thường - Tính khử mạnh. huỷ bởi nhiệt -Là chất oxi hoá hóa - Hoạt động - Tạo phức. -Thuỷ phân mạnh học hơn ở nhiệt trong môi Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Muối nitrat (NO3-) - dễ tan - Điện li mạnh -Bị phân huỷ bởi nhiệt -là chất oxi hoá trong môi Tháng 05/ 2010 Trang 21 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 độ cao (t/d trường axit . với kim loại, phi kim, H2) Điều NH4NO2  2NH4Cl +Ca(OH)2 NH3 + H+ NaNO3 + H2SO4 + chế N2+2H2O  2NH3 + CaCl2 + NH4  NaHSO4 + -chưng cất 2H2O HNO3    phân đoạn kk N2+3H2  NH3 NO  NO2  2NH3 lỏng .  HNO3 Ứng -Tạo môi -Điều chế phân -Làm phân -Axit dụng trường trơ bón bón -Nguyên liệu sản -nguyên liệu -nguyên liệu sản xuất phân bón để sx NH3 xuất HNO3 F. Phôt pho I. Tính chất vật lí 1. P trắng : - Dạng tinh thể do phân tử P4 - Không màu hoặc vàng nhạt giống như sáp . - Dễ nóng chảy bay hơi, t0 = 44,10C . - Rất độc, gây bỏng nặng khi rơi vào da. - Không tan trong nước nhưng tan trong dung môi hữu cơ : C6H6 , ete . . . - Oxyhoá chậm  phát sáng - Kém bền tự cháy trong không khí ở điều kiện thường . 2. P đỏ : - Dạng Polime - Chất bột màu đỏ - Khó nóng chảy , khó bay hơi , t0n/c=2500C . - Không độc - Không tan trong bất kỳ dung môi nào - Không độc . - Không Oxyhoá chậm  không phát sáng - Bền trong không khí ở điều kiện thường , bền hơn P trắng . - Khi đun nóng không có không khí P đỏ  P trắng . - P có các số oxi hoá : -3 , 0 , +3 , +5 .  Có thể thể hiện tính khử và tính oxi hoá . II. Tính chất hoá học - Độ âm điện P < N - Nhưng P hoạt động hóa học hơn N2 vì liên kết N ≡ N bền vững * P trắng hoạt động hơn P đỏ . 1. Tính oxi hóa : Tác dụng với một số kim loại mạnh ( K, Na , Ca , Mg . . .) trường axit hoặc đun nóng . HNO3 + Kim loại -Phân bón , thuốc nổ , thuốc nhuộm . o 2P + 3Ca  t Ca3P2 Canxiphotphua 2 – Tính khử - Tác dụng với các phi kim hoạt động như oxi ,hal , lưu huỳnh và các chất oxihóa mạnh khác Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 22 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 a. Tác dụng với oxi - Thiếu oxi : - 4P + 3O2  2P2O3 Điphotpho trioxit 0 4P +5O2 → 2P2O5 Điphotpho pentaoxit Dư oxi : b. Tác dụng với clo Khi cho clo đi qua photpho -nóng chảy - Thiếu clo 2P0 + 3Cl2 2PCl3 Photpho triclorua 0 - Dư clo : 2P + 5Cl2 2PCl5 Photpho pentaclorua c. Tác dụng với các hợp chất : Ví dụ : 6P + 5KClO3  3P2O5 + 5KCl III . ỨNG DỤNG : - Dùng sản xuất thuốc đầu que diêm. - Điều chế H3PO4 P ® P2O5 ® H3PO4 IV. Trạng thái tự nhiên và điều chế. 1 Trong tự nhiên:- Không có P dạng tự do: - Thường ở dạng muối của axít photphpric : có trong quặng apatit Ca 5F(PO4)3 và photphoric Ca3(PO4)2. - Có trong protien thực vật , trong xương , răng , bắp thịt , tế bào não , . . . của người và động vật . 2 . Điều chế: - Bằng cách nung hỗn hợp Ca3(PO4)2, SiO2 và than ở 12000C . - Phương trình điều chế P trong công nghiệp . Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C  3CaSiO3 + 2P + 5CO - Hơi P thoát ra ngưng tụ khi làm lạnh , thu được P ở dạng rắn . G . AXIT PHOTPHORIC : I . Cấu tạo phân tử : Photpho có hóa trị V và số oxihóa +5 . II . Tính chất vật lý : - Là chất rắn , trong suốt không màu , háo nước tan nhiều trong nước . - Không bay hơi , không độc , t0 = 42,30C . - Dung dịch đặc sánh , có nồng độ 85% III .Tính chất hóa học : a. Tính oxihóa – khử : Axít H3PO4 không có tính oxihóa như axít nitric vì photpho ở mức oxihóa +5 bền hơn b. Tác dụng bởi nhiệt : H3PO4 dễ bị mất nước : 0 200 – 250 C H3PO4  0 400 – 500 C H4P2O7  HPO3 +H O photphoric 2 iphotphoric +H O 2 metaphotphoric c. Tính axít : - Axít H3PO4 là axít ba lần axít ,có độ mạnh trung bình : H3PO4   H+ + H2PO4- K1 =7,6.10-3 H2PO4-   H+ + HPO42K1 = 6,2.10-3 HPO42-   H+ + PO43K1 = 4,4.10-3 Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 23 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 - Gồm các ion : H+ , H2PO4- , HPO42- ,PO43- Dung dịch H3PO4 có những tính chất chung của axít : Ví dụ : Tác dụng với oxit bazơ hoặc bazơ H3PO4 + NaOH  NaH2PO4 + H2O H3PO4+2NaOH Na2HPO + 2H2O H3PO4+ 3NaOH  Na3PO4 + 3H2O * x < 1: NaH2PO4 dư axít. * x = 1: NaH2PO4 * 1 < x < 2 : NaH2PO4và Na2HPO4 * x=2: Na2HPO4 * 2 < x < 3 : Na2HPO4 và Na3PO4 * x=3: Na3PO4 * x>3: Na3PO4 dư bazơ IV . Điều chế và ứng dụng a. Trong phòng thí nghiệm : Dùng HNO3 30% oxihóa P : 3P+5HNO3+2H2O→3H3PO4 +5NO b. Trong công nghiệp : - Phương pháp chiết : Cho H2SO4 đặc tác dụng với quặng photphorit hoặc quặng apatit : Ca3(PO4)2+3H2SO4→3CaSO4↓ +2H3PO4 - Phương pháp nhiệt : Điều chế H3PO4 tinh khiết hơn : 4P + 5O2 → 2P2O5 . P2O5 +3H2O → 2H3PO4 . Ngoài ra còn có thể thủy phân dẫn xuất Halogen : PX5 + 4H2O → H3PO4 + 5HX Ứng dụng : Dùng để sản xuất phân bón vô cơ , nhuộm vải , sản xuất men sứ , dùng trong công nghiệp dược phẩm V – MUỐI PHOTPHAT : - Muối phôt phát là muối của axit phôtphoric gồm muối trung hòa và hai muối axit . Ví dụ : Na3PO4 , K2HPO4 , Ca(H2PO4)2 …. - Có 3 loại :  Muối đihiđrôphotphat  Muố in hiđrôphotphat  Muối photphat 1 – Tính chất : a. Tính tan : Na3PO4  3Na + PO43-  PH > 7 - Các muối đihiđrophotphat đều tan trong nước . - Các muối hiđrophotphat và photphat trung hòa chỉ có muối natri ,kali , amoni là dễ tan còn của các kim loại khác không tan hoặc ít tan trong nước . b. Phản ứng thủy phân : Các muối photphat tan bị thủy phân trong dung dịch : Ví Dụ: Na3PO4 + H2O Na2HPO4 + NaOH Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 24 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 PO43- + H2O   HPO42- + OH- .  Dung dịch có môi trường kiềm . 2 – Nhận biết ion photphat : Thuốc thử là dung dịch AgNO3 .. VD : 3AgNO3+Na3PO4→Ag3PO4+3NNO3 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4↓ (màu vàng )  Có kết tủa vàng xuất hiện, kết tủa tan được trong HNO3 loãng. H. PHÂN BÓN HOÁ HỌC I. PHÂN ĐẠM : - Phân đạm là những hợp chất cung cấp Nitơ cho cây trồng . - Tác dụng : kích thích quá trình sinh trưởng của cây , tăng tỉ lệ protêin thực vật . - Độ dinh dưỡng đánh giá bằng %N trong phân . 1.Phân đạm Amoni : - Là các muối amoni : NH4Cl , (NH4)2SO4 , NH4NO3 … - Dùng bón cho các loại đất ít chua . - Có chứa gốc NH4+  có môi trường axit - Không thể được vì xảy ra phản ứng : CaO + NH4+  Ca2+ + NH3 + H2O 2. Phân đạm Nitrat : - Là các muối Nitrat : NaNO3 , Ca(NO3)2 … - Điều chế : Muối cacbonat + HNO3  Đều chứa N - Amoni có môi trường axit còn Nitrat có môi trường trung tính . => Vùng đất chua bón nitrat vùng đất kiềm bón amoni 3. Urê : - CTPT : (NH2)2CO , 46%N - Điều chế : CO2 + 2NH3  (NH2)2CO + H2O - Tại sao Urê được sử dụng rộng rãi ?do urê trung tính và hàm lượng nitơ cao . - Giai đoạn nào của cây trồng đòi hỏi nhiều phân đạm hơn ? giai đoạn sinh trưởng của cây . II. PHÂN KALI : - Cung cấp nguyên tố Kali cho cây dưới dạng ion K+ - Tác dụng : tăng cường sức chống bệnh , chống rét và chịu hạn của cây - Đánh giá bằng hàm lượng % K2O.. III. PHÂN LÂN : - Phân có chứa nguyên tố P.Có 2 loại . - Cung cấp photpho cho cây dưới dạng ion photphat PO43- Cần thiết cho cây ở thời kỳ sinh trưởng . - Đánh giá bằng hàm lượng %P2O5 tương ứng với lượng photpho có trong thành phần của nó Nguyên liệu : quặng photphoric và apatit . 1. Phân lân nung chảy : - Thành phần : hỗn hợp photphat và silicat của canxi và magiê - Chứa 12-14% P2O5. - Không tan trong nước , thích hợp cho lượng đất chua . 2. Phân lân tự nhiên :Dùng trực tiếp quặng photphat làm phân bón . - Đều là Ca(H2PO4)2 - Khác nhau về hàm lượng P trong phân Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 25 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 3. Super photphat : - Thành phần chính là Ca(H2PO4)2 a. Superphotphat đơn : – Chứa 14-20% P2O5 – Điều chế : Ca3(PO4)2 + 2H2SO4  2CaSO4 + Ca(H2PO4)2 b. .Super photphat kép : – Chứa 40-50% P2O5 - Sản xuất qua 2 giai đoạn : Ca3(PO4)2 + 3H2SO4  2H3PO4 + 3CaSO4 Ca3(PO4)2 + 4H3PO4  3Ca(H2PO4)2 IV. MỘT SỐ LOẠI PHÂN KHÁC : 1. Phân hỗn hợp và phân phức hợp - Là loại phân chứa đồng thời hai hoặc 3 nuyên tố dinh dưỡng cơ bản . * Phân hỗn hợp : - Chứa cả 3 nguyên tố N , P , K được gọi là phân NPK - Nó được trộn từ các phân đơn theo tỉ lệ N:P:K nhất định tuỳ theo loại đất trồng . * Phân phức hợp : Amôphot Sản xuất bằng tương tác hoá học của các chất . 2. Phân vi lượng - Cung cấp những hợp chất chứa các nguyên tố như Bo, kẽm , Mn , Cu , Mo … - Cây trồng chỉ cần một lượng rất nhỏ . - Phân vi lượng được đưa vào đất cùng với phân bón vố cơ hoặc hữu cơ . - Sau một thời gian trong đất các nguyên tố vi lượng ít đi cần bỏ xung cho cây theo đường phân bón Chương 3 : CACBON - SILIC A. Giới thiệu chung I. VỊ TRÍ CỦA NHÓM CACBON TRONG BẢNG TUẦN HOÀN : - Là các nguyên tố thuộc nhóm IVA - Chúng đều thuộc các nguyên tố p Một số tính chất của các nguyên tố nhóm cacbon. Cacbon Silic Gecmani Số hiệu nguyên tử 6 14 32 Nguyên tử khối (đvC) 12,01 28,08 72,61 Cấu hình electron lớp ngoài cùng 2s22p2 3s23p2 4s24p2 Bán kính nguyên tử (n.m) 0,077 0,117 0,122 Độ âm điện 2,5 1,9 1,8 Năng lượng ion hóa thứ 1086 786 762 nhất(Kj/mol) Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Thiếc 50 118,71 5s25p2 0,140 1,8 708 Chì 82 207,2 6s26p2 0,146 1,9 715 Tháng 05/ 2010 Trang 26 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 II – TÍNH CHẤT CHUNG CỦA CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM CACBON : 1 . Cấu hình electron nguyên tử - Cấu hình electron ngoài cùng : ns2np2 . -Trong hợp chất chúng có cộng hoía trị là hai ,bốn và chúng có các số oxihóa +4, +2và – 4 (trừ Ge , Sn, Pb ) tùy thuộc vào độ âm điện của các nguyên tố liên kết với chúng. 2. Sự biến đổi tính chất của các đơn chất : - Từ C đến Pb tính phi kim giảm dần và tính kim loại tăng . - Cácbon và silic là những phi kim kém hoạt động hơn nitơ và photpho . 3 . Sự biến đổi tính chất của các hợp chất : - Hợp chất với hiđro RH4 : độ bền nhiệt giảm nhanh từ CH4 đến PbH4 . - Hợp chất oxit : XO ,XO2 : CO2 và SiO2 là các oxit axít , còn các oxit GeO 2 ,SnO2 , PbO2 và các hiđroxit tương ứng của chúng là các hợp chất lưỡng tính - Các nguyên tử C , Ge , Si liên kết với nhau tạo thành mạch , khả năng này giảm nhanh từ C đến Ge . B. Cacbon. I – TÍNH CHẤT VẬT LÝ : - Các bon tạo thành một số dạng thù hình , khác nhau về tính chất vật lý - Cacbon hoạt động hóa học ở nhiệt độ cao , C vô định hình hoạt động hơn . 1. Kim cương : - Là chất tinh thể không màu , trong suốt , không dẫn điện , dẫn nhiệt kém. - Tinh thể thuộc loại tinh thể nguyên tử 2. Than chì : - Cấu trúc lớp, liên kết với nhau yếu. - Tinh thể màu xám. 3. Cacbon vô định hình : - Gồm những tinh thể rất nhỏ - Chúng có khả năng hấp phụ mạnh II. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC : 1 Tính khử : a. Tác dụng với oxi : 4 C + O2  C O2 . b. Tác dụng với hợp chất : - Ở nhiệt độ cao có thể khử được nhiều oxit : Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 27 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 2 0 Fe2O3 + 3C → 2Fe +3 C O 2 CO2 + C0 → 2 C O. 2 SiO2 + 2C0  Si +2 C O Cacbon không tác dụng trực tiếp với halogen 2 . Tính oxi hóa : a. Tác dụng với hiđro : Ở nhiệt độ cao và có xúc tác : 4 C0 + 2H2  C H4 . b.Tác dụng với kim loại : Ở nhiệt độ cao : Ca + 2C0  CaC2-4 Canxi cacbua 4 4Al +3C Al4 C 3 Nhôm cacbua III . ỨNG DỤNG : 1 . Kim cương : dùng làm đồ trang sức , chế tạo mũi khoan , dao cắt thủy tinh và bột mài . 2 Than chì : Làm điện cực , bút chì đen , chế chất bôi trơn , làm nồi chén để nấu chảy các hợp kim chịu nhiệt. 3. Than cốc : Làm chất khử trong lò luyện kim . 4. Than gỗ : Dùng để chế thuốc súng đen , thuốc pháo chất hấp phụ . Than hoạt tính được dùng nhiều trong mặt nạ phòng độc và trong công nghiệp hóa chất . 5. Than muội : được dùng làm chất độn khi lưu hóa cao su , sản xuất mực in , xi đánh giầy ,. . . IV – TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN: 1 . Trong thiên nhiên : - Kim cương và than chì là cacbon tự do gần như tinh khiết, ngoài ra còn có trong khoáng vật . 2 . Điều chế : - Kim cương nhân tạo đ/c từ than chì , bằng cách nung ở 30000C và áp suất 70 – 100 nghìn atm trong thời gian dài - Than chì : nung than cốc ở 2500 – 30000C trong lò điện không có không khí . - Than cốc : Nung than mỡ ở 1000 – 12500C ,trong lò điện , không có không khí . - Than gỗ : Khi đốt cháy gỗ trong điều kiện thiếu không khí . - Than muội : CH4  C + 2H2 . - Than mỏ : Khai thác trực tiếp từ các vỉa than . C. Hợp chất của cacbon I – CACBON MONOOXIT : 1 – Cấu tạo phân tử : - Ở trạng thái cơ bản : 0 0 Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 28 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 C: 2s2 2p2 O: 2s2 2p4 - CTCT : :C O: 2 – Tính chất vật lý : - Là chất khí không màu , không mùi, không vị , nhẹ hơn không khí ít tan trong nước ,t 0h/l = 191,50C , t0h/r = -205,20C . - Rất bền với nhiệt và rất độc 3 – Tính chất hóa học : Cacbon monooxit là oxit không tạo muối , kém hoạt động ở nhiệt độ thường và hoạt động ở nhiệt độ cao . - CO là chất khử mạnh : - Cháy trong không khí ,cho ngọn lửa màu lam nhạt tỏa nhiệt : 2CO(k) + O2(k)  2CO2(k) - Khi có than hoạt tính làm xúc tác CO + Cl2  COCl2 (photgen). - Khử nhiều oxit kim loại : CO + CuO  Cu + CO2 . 4 .Điều chế : a. Trong công nghiệp : - Cho hơi nước đi qua than nóng đỏ . 10500C C +H2O CO + H2 - Tạo thành khí than ướt : 44% CO , 45%H2 , 5% H2O Và 6% N2 . - Được sản xuất trong các lò ga C + O2  CO C + O2  CO2 CO2 + C  2 CO - Khí lò ga : 25%CO, 70%N2 , 4%CO2 và 1% các khí khác . b. Trong phòng thí nghiệm : H2SO4 đặc nóng HCOOH  CO + H2O . II . CACBON ĐIOXIT (CO2) VÀ AXÍT CACBONIC (H2CO3) 1 – Cấu tạo của phân tử CO2 : :O=C=O: - Liên kết C – O là lk CHT có cực , nhưng do có cấu tạo thẳng nên phân tử CO2 không có cực 2 – Tính chất vật lý : - Là chất khí không màu , nặng gấp 1,5 lần không khí , tan ít trong nước. - Ở nhiệt độ thường , áp suất 60atm CO2 hóa lỏng . - Làm lạnh đột ngột ở – 760C CO2 hóa thành khối rắn gọi “nước đá khô “ có hiện tượng thăng hoa . 3 – Tính chất hóa học : a. CO2 không cháy , không duy trì sự cháy , có tính oxihóa khi gặp chất khử mạnh : Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 29 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 4 0 Ví dụ : C O2 +2Mg  2MgO + C b. CO2 là oxit axít tác dụng với oxít bazơ và bazơ tạo muối . - Khi tan trong nước : CO2 + H2O H2CO3 - Axít H2CO3 là axít rất yếu và kém bền : H2CO3 H+ +HCO3- ,K1= 4,5. 10-7 HCO3H++CO32- , K2= 4,8 . 10-11 4 – Điều chế : a. Trong công nghiệp : Ở nhiệt độ 900 – 10000C : CaCO3(r) CaO(r) + CO2(k) . b. Trong phòng thí nghiệm : CaCO3 +2HCl  CaCl2 + CO2 + H2O III – MUỐI CACBONAT : 1 – Tính chất của muối cacbonat a. Tính tan : - Muối trung hòa của kim loại kiềm (trừ Li 2CO3) amoni và các muối hiđrocacbonat dễ tan trong nước (trừ NaHCO3) . - Muối cacbonat trung hòa của các kim loại khác không tan hoặc ít tan trong nước . b.Tác dụng với axít : NaHCO3+HCl  NaCl +CO2 + H2O HCO3- +H+  CO2 +H2O . Na2CO3+2HCl  2NaCl +CO2 +H2O CO32- +2H+  CO2 + H2O . c. Tác dụng với dung dịch kiềm NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O HCO3- + OH-  CO32- + H2O . d. Phản ứng nhiệt phân : - Muối cacbonat trung hòa của kim loại kiềm đều bền với nhiệt - Các muối khác và muối hiđrocacbonat dễ bị phân hủy khi đun nóng . Ví dụ : MgCO3  MgO + CO2 . 2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O . 2 – Một số muối cacbonat quan trọng - Canxicacbonat (CaCO3 ) : Là chất bột nhẹ màu trắng , được dùng làm chất độn trong lưu hóa và một số nghành công nghiệp . - Natri cacbon khan (Na2CO3) Là chất bột màu trắng , tan nhiều trong nước (dạng tinh thể Na 2CO3 .10H2O) được dùng trong công nghiệp thủy tinh , đồ gốm , bột giặt . . . - NaHCO3 : Là tinh thể màu trắng hơi ít tan trong nước , được dùng trong công nghiệp thực phẩm , y học . D- Silic I – SILIC : 1 – Tính chất vật lý : - Có hai dạng thù hình : Tinh thể và vô định hình . Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 30 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 - Silic tinh thể có cấu trúc giống cacbon , màu xám có ánh kim, dẫn điện , t 0n/c= 14200C , t0s= 26200C . Có tính bán dẫn . - Silic vô định hình là chất bột màu nâu . 2 – Tính chất hóa học : a. Tính khử : - Tác dụng với phi kim : Ở nhiệt độ thường : 4 Si0 + 2F2  Si F4 (silic tetraflorua) Khi đun nóng : 4 Si0 + O2  Si O2 (silic đioxit) 4 Si0 + C  Si C (silic cacbua). - Tác dụng với hợp chất : 4 Si0 + 2NaOH+ H2ONa2 Si O3+ 2H2 b. Tính oxi hóa : Tác dụng với kim loại : ( Ca , Mg , Fe . . .)ở nhiệt độ cao . 4 2Mg + Si0  Mg2 Si (magie silixua) 3 – Trạng thái thiên nhiên : - Silic chiếm gần 29,5% khối lượng vỏ trái đất , tồn tại ở dạng hợp chất (cát , khoáng vật silicat , aluminosilicat ) - Silic còn có trong cơ thể người và thực vật . 4 – Ứng dụng và điều chế : - Có nhiều ứng dụng trong kỹ thuật (kỹ thuật vô tuyến và điện tử , pin mặt trời, luyện kim ). - Điều chế : * Trong phòng thí nghiệm : SiO2 + 2Mg  Si + 2MgO. * Trong công nghiệp : t0 SiO2 + 2C  Si + 2CO. II – HỢP CHẤT CỦA SILIC : 1 – Silic đioxit (SiO2) : - SiO2 ở dạng tinh thể nguyên tử màu trắng rất cứng, không tan trong nước ,t 0n/c=17130C, t0s= 25900C . - Trong thiên nhiên chủ yếu ở dạng khoáng vật thạch anh , không màu trong suốt gọi là pha lê thiên nhiên . - Là oxit axit , tan chậm trong dung dịch kiềm đặc nóng , tan nhanh trong kiềm nóng chảy hoặc cacbonat trong kim loại kiềm nóng chảy . Ví dụ : SiO2 + 2NaOH  Na2SiO3 + H2O. Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 31 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 SiO2 + Na2CO3  Na2SiO3 + H2O. -Tan trong axit flohiđric: SiO2 + 4HF  SiF4  + 2H2O. 2 – Axit silixic và muối silicat : a. Axit silixic(H2SiO3) - Là chất ở dạng kết tủa keo , không tan trong nước , đun nóng dễ mất nước H2SiO3  SiO2 + H2O . - H2SiO3 khi sấy khô mất nước tạo silicagen : dùng để hút ẩm và hấp phụ nhiều chất . - H2SiO3 là axit rất yếu : Na2SiO3+CO2+H2OH2SiO3+Na2CO3 b. Muối silicat : - Muối của kim loại kiềm tan được trong nước , cho môi trường kiềm . - Dung dịch đặc Na2SiO3 và K2SiO3 gọi là thủy tinh lỏng . - Vải hoặc gỗ tẩm thủy tinh lỏng sẽ khó bị cháy ,Thủy tinh lỏng được dùng để chế keo dán thủy tinh và sứ E- Công nghiệp silicat I -THUỶ TINH: 1. Thành phần và tính chất của thuỷ tinh: -Thuỷ tinh có thành phần hoá học là các oxit kim loại như Na , Mg , Ca , Pb , Zn … và SiO 2 , B2O3 , P2O5 - Sản phẩm nung chảy các chất này là thuỷ tinh , thành phần chủ yếu là SiO2 . - Thuỷ tinh có cấu trúc vô định hình - T nóng chảy không xác định. 2. Một số loại thuỷ tinh: -Thuỷ tinh thường: NaO.CaO.6SiO2 - Điều chế : Nấu chảy hỗn hợp cát trắng, đá vôi, Sôđa ở 1400C: Na2CO3 + SiO2  Na2SiO3 + CO2 CaCO3 + SiO2  CaSiO3 + CO2 -Thuỷ tinh Kali: ( nếu thay Na2CO3 bằng K2CO3) có nhiệt độ hoá mềm và mức độ nóng chảy cao hơn, dùng làm dụng cụ phòng thí nghiệm. -Thuỷ tinh pha lê: chứa nhiều oxit chì, dễ nóng chảy và trong suốt, dùng làm lăng kính… -Thuỷ tinh thạch anh: sản xuất bằng SiO2 có t hoá mềm cao, hệ số nở nhiệt rất nhỏ. -Thuỷ tinh đổi màu: khi thêm một số oxit kim loại. Ví dụ: Cr2O3 cho thuỷ tinh màu lục. CoO cho thuỷ tinh màu xanh nước biển. II. ĐỒ GỐM: Sản xuất chủ yếu từ đất sét và cao lanh. 1. Gạch và ngói: (gốm xây dựng) -SX: đất sét loại thường + cát nhào với H2O, tạo hình nung ở 900-1000C -Thường có màu đỏ. 2. Gạch chịu lửa: dùng để lót lò cao. Lò luyện thép. Lò nấu thuỷ tinh… - Có 2 loại: gạch đinat và Samôt: + Gạch đinat: 93- 96% SiO2 , 4 - 7% CaO và đất sét, t nung bằng 1300 -1400C, chịu được: 1690 1720C Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 32 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 + Gạch Samôt: đất sét và nước nung ở 1.300-1.400C 3 . Sành sứ và men: 1.200-1.300C a. Đất sét  Sành Sành: cứng, gõ kêu, màu nâu hoặc xám. b. Sứ: Cao lanh, fenspat, thạch anh và một số oxit kim loại nung lần đầu ở 1000C tráng men.Trang trí đun lại lần hai ở 1400 – 14500C Sứ - sứ dân dụng, sứ kỹ thuật. Sứ kỹ thuật được dùng để chế tạo các vật liệu cách điện, tụ điện, buzi đánh lửa, các dụng cụ phòng thí nghiệm. c. Men: Có thành phần chính giống sứ, nhưng dễ nóng chảy hơn. Men được phủ lên bề mặt sản phẩm, sau đó nung lên ở nhiệt độ thích hợp để men biến thành một lớp thuỷ tinh che kín bề mặt sản phẩm III - XIMĂNG: 1.Thành phần hoá học và cách sản xuất xi măng. a. Xi măng thuộc loại vất liệu kết dính Quan trọng và thông dụng nhất là xi măng Pooclăng : là chất bột mịn, màu lục xám, gồm canxi silicat và canxi aluminat: Ca3SiO5 (hoặc 3CaO.SiO2), Ca2SiO4 (hoặc 2CaO.SiO2), Ca3(AlO3)2 (hoặc 3CaO.Al2O3). b. Xi măng Pooclăng được sản xuất bằng cách nghiền nhỏ đá vôi, trộn với đất sét thành dạng bùn, rồi nung hỗn hợp trong lò quay hoặc lò đứng ở 1300 - 1400C . thu được một hỗn hợp màu xám gọi là clanhke. Để nguội, rồi nghiền clanhke với một số chất phụ gia thành bột mịn, sẽ được xi măng. 2. Qúa trình đông cứng xi măng : Khi xây dựng, xi măng được trộn với nước thành khối nhão, sau vài giờ sẽ bắt đầu đông cứng lại : 3CaO.SiO2+5H2OCa2SiO4.4H2O+ Ca(OH)2 2CaO.SiO2 + 4H2O  Ca2SiO4.4H2O 3CaO.Al2O3+ 6H2O Ca3(AlO3)2.6H2O Trường THPT Số 1 Nghĩa Hành Giáo viên Chu Anh Tuấn Tháng 05/ 2010 Trang 33