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

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 phương trình hóa học: A. NộI DUNG Và HƯớNG DẫN ÔN TậP: I. Oxit I.1. Oxit bazơ : (Na2O; CaO; CuO...) Fe2O3 + 3H2SO4 đ Fe2(SO4)3 + 3H2O ã oxit bazơ của các kim loại mạnh (KL kiềm và Ca, Sr, Ba) tác dụng với nước tạo thành bazơ kiềm: Na2O + H2O đ 2NaOH ã Oxit bazơ mạnh tác dụng với oxit axit tạo thành muối: CaO + CO2 đ CaCO3 I.2. oxit axit : (CO2; P2O5; SiO2...) CO2 + 2NaOH đ Na2CO3 + H2O ã Nhiều oxit axit tác dụng với nước tạo thành axit (gọi là anhiđrit của axit): SO3 + H2O đ H2SO4 P2O5 + 3H2O đ 2H3PO4 ã Oxit axit tác dụng với oxit bazơ tạo thành muối: SO3 + Na2O đ Na2SO4 I.3. oxit lưỡng tính ã Vừa tác dụng được với axit, vừa tác dụng được với bazơ kiềm đều tạo muối + nước Al2O3 + 6HCl đ 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH đ 2NaAlO2 + H2O (Natri aluminat) ZnO + 2HCl đ ZnCl2 + H2O ZnO + 2NaOH đ Na2ZnO2 + H2O (Natri zincat) I.4. Oxit không tạo muối ã 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 được bởi nguyên tử kim loại (hoặc nhóm NH4). ã 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 nước, tạo thành dung dịch có vị chua và làm đổi màu chất chỉ thị : làm giấy quỳ tím chuyển thành màu đỏ. ã Axit tác dụng với bazơ tạo thành muối và nước. Phản ứng của axit với bazơ gọi là phản ứng trung hoà. HCl + NaOH đ NaCl + H2O H2SO4 + 2NaOH đ Na2SO4 + 2H2O ã axit tác dụng với oxit bazơ tạo thạnh muối và nước: 6 HCl + Fe2O3 đ 2FeCl3 +3H2O ã Axit tác dụng với muối tạo thành muối mới và axit mới. Thí dụ : CaCO3 + 2HCl đ CaCl2 + CO2ư + H2O H2SO4 +BaCl2 đ BaSO4¯ + 2HCl ã Axit tác dụng với kim loại: * Axit không có tính oxi hoá mạnh (như HCl hoặc H2SO4 dung dịch loãng) tác dụng với kim loại (đứng trước hiđro trong dãy hoạt động hoá học của kim loại) tạo thành muối và giải phóng ra khí hiđro. Thí dụ : Mg + 2HCl đ MgCl2 + H2ư * Axit có tính oxi hoá mạnh như 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 lưu huỳnh (dạng khí): 2Fe + 6H2SO4 (đặc) Fe2(SO4)3 + 3SO2ư + 6H2O 3Cu + 8 HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NOư + 4H2O 2 H2SO4 đặc + S 3SO2ư + 2H2O 2HNO3 đặc + C 2NO2 + CO2ư + 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. ã Hai loại bazơ theo tính tan: - Bazơ tan được trong nước : KOH, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 (gọi là bazơ kiềm) - Bazơ không tan trong nước : 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. ã Bazơ tác dụng với axit tạo thành muối và nước: Fe(OH)3 + 3HNO3 đ Fe(NO3)3 + 3H2O - phản ứng của bazơ kiềm với axit gọi là phản ứng trung hoà. NaOH + HCl đ NaCl + H2O ã Bazơ tác dụng với oxit axit tạo thành muối và nước: Ca(OH)2 + CO2 đ CaCO3 + H2O ã Bazơ tác dụng với muối tạo thành muối mới (¯) hoặc bazơ mới (¯): K2CO3 + Ba(OH)2 đ BaCO3 ¯ + 2KOH FeCl3 + 3KOH đ Fe(OH)3¯ + 3KCl ã Các bazơ không tan hoặc ít tan trong nước bị nhiệt phân (khi đun nóng) thành oxit kim loại và nước : 2Al(OH)3 Al2O3 +3H2O Mg(OH)2 MgO + H2O * Có 2 trường hợp đặc biệt là hiđroxit bạc và hiđroxit thuỷ ngân, khi mới tạo thành đã bị phân huỷ ngay trong nước tại nhiệt độ thường : 2AgOH đ Ag2O + H2O Hg(OH)2 đ HgO + H2O IV. hiđroxit lưỡng tính Một số ít các hiđroxit kim loại có tính lưỡng tính vừa có tính bazơ, vừa có tính axit. như Al(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2... - Tính bazơ: Al(OH)3 + 3HCl đ AlCl3 + 3H2O - Tính axit: Al(OH)3 + NaOH đ NaAlO2 + 2H2O (natri aluminat) - Tính bazơ: Zn(OH)2 + H2SO4 đ ZnSO4 + 2H2O - Tính axit: Zn(OH)2 + 2KOH đ 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). ã 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 thường là loại tinh thể ngậm nước: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O sunfat kép kali và nhôm hoặc còn gọi là phèn chua. ã Cacbonat axit (hiđrocacbonat) của các kim loại kiềm, amoni, và các kim loại hoá trị (II) kể trên đều tan trong nước. * Nhôm (Al) và Fe(III) không tạo muối cacbonat trung hoà cũng như cacbonat axit. * Muối photphat : Muối đihiđrophotphat của các kim loại kiềm thổ tan nhiều trong nước. Muối hiđrophotphat của kim loại khác kim loại kiềm thổ thực tế không tan trong nước. 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 đ Mg(OH)2 ¯ + 2KCl NH4Cl + NaOH NaCl + NH3ư + H2O ã 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 đ CaCl2 + H2O + CO2ư Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 đ 3CaSO4¯ + 2H3PO4 ã 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 đ AgCl¯ + NaNO3 2NaHSO4 + CaCO3 đ CaSO4 + Na2SO4 + CO2ư + H2O 2NaHSO4 + Mg đ MgSO4 + Na2SO4 + H2ư ã Một số kim loại hoạt động hơn đẩy được kim loại kém hoạt động hơn ra khỏi muối của nó. Thí dụ : Zn + CuSO4 đ ZnSO4 + Cu ¯ Cu + HgCl2 đ CuCl2 + Hg¯ ã Nhiều muối ở trạng thái rắn sẽ bị phân huỷ khi nung nóng ở nhiệt độ cao. Thí dụ : 2CuSO4 2CuO + 2SO2ư + O2ư 2Fe(NO3)3 Fe2O3 + 6NO2 + 1,5O2 2KNO3 2 KNO2 ( nitrit ) + O2ư Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2ư + H2O ã Muối axit tác dụng với các bazơ kiềm cho muối và nước: NaHCO3 + NaOH đ Na2CO3 + H2O NaH2PO4 + NaOH đ Na2HPO4 + H2O ã Muối lưỡng 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 đ Na2CO3 + H2O NaHCO3 + HCl đ NaCl + H2O + CO2ư VI. kim loại VI.1. Các kim loại đều có ánh kim (tức là bề mặt được 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 thường gặp được 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 Fe3O4 ã Đa số các kim loại tác dụng với các phi kim tạo thành muối: 2Fe + 3Cl2 đ 2FeCl3 (muối halogenua) Hg + S đ HgS (muối sunfua) ã Đa số các kim loại tác dụng với dung dịch axit (xem phần axit tác dụng với kim loại ). ã Nhiều kim loại đứng trước 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 đ Al(NO3)3 + 3Ag¯ VI.3. Dãy hoạt động hoá học của kim loại: * Các kim loại được 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 trước 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. ã Kim loại kiềm tác dụng mãnh liệt với các phi kim, với nước và các dung dịch axit ngay ở nhiệt độ thường: 4Na + O2 đ 2Na2O 2Na + Cl2 đ 2NaCl 2Na + 2HCl đ 2NaCl + H2ư 2Na + 2H2O đ 2NaOH + H2ư * Khi cho một mẩu kim loại kiềm vào dung dịch muối của kim loại khác kém hoạt động hơn, trước hết kim loại kiềm tác dụng với nước 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 đ 2NaOH + H2ư CuSO4 + 2NaOH đ Cu(OH)2¯ + Na2SO4 ã Kali và các hợp chất của nó cháy trên ngọn lửa đèn khí không màu cho ngọn lửa màu tím đặc trưng. 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). ã 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. ã Các oxit (MO) là những oxit bazơ điển hình: MgO không tan trong nước, CaO ít tan trong nước, tuy nhiên dung dịch Ca(OH)2 mà ta vẫn gọi là nước vôi trong cũng có tính kiềm còn Ba(OH)2 tan trong nước nhiều hơn. ở dạng rắn các hiđroxit M(OH)2 đều bị nhiệt phân thành oxit MO và hơi nước. ã CaSO4 ít tan trong nước, là thành phần chính của “thạch cao” thường dùng làm phấn viết bảng, nặn tượng, 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 như nhẹ, bền, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt. ã Nhôm là kim loại hoạt động khá mạnh, tính hoạt động của nó chỉ kém các kim loại kiềm và kiềm thổ. 4Al + 3O2 đ 2Al2O3 2Al + 3Cl2 đ 2AlCl3 2Al + 3H2SO4 đ Al2(SO4)3 + 3H2ư 2Al + 6H2SO4(đặc) Al2(SO4)3 + 3SO2ư + 6H2O 2Al + 3CuSO4 đ Al2(SO4)3 + 3 Cu¯ ã Nhôm khử được các oxit kim loại đứng sau nó trong dãy hoạt động hoá học (như các oxit của sắt, mangan, crom, đồng, ... ). phản ứng được gọi là phản ứng nhiệt nhôm: 2Al + Fe2O3 đ Al2O3 + 2 Fe + Q 2Al + Cr2O3 đ Al2O3 + 2Cr + Q Phản ứng nhiệt nhôm của các oxit sắt được ứng dụng để hàn đường ray xe lửa. ã Nhôm tác dụng được với các dung dịch kiềm giải phóng ra khí hiđro : 2Al + 2H2O + 2NaOH đ 2NaAlO2 + 3H2ư (Muối aluminat) Ngay ở nhiệt độ thường 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), nhưng rất bền và chắc, bảo vệ cho nhôm không bị oxi hoá tiếp và không tác dụng với nước, đảm bảo độ bền của các đồ dùng bằng nhôm khi đun nóng trong thời gian dài. ã Oxit nhôm là hợp chất lưỡng tính, vừa tác dụng với axit, vừa tác dụng với kiềm : Al2O3 + 6HCl đ 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH đ 2NaAlO2 + H2O ã Hiđroxit nhôm thể hiện tính lưỡng tính: Al(OH)3 + 3HCl đ AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH đ NaAlO2+ 2H2O ã Các muối nhôm thường 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 ã Sắt dẻo, dai, bền, nó dẫn điện và dẫn nhiệt chỉ kém đồng và nhôm, sắt bị nam châm hút. ã Sắt là kim loại có tính hoạt động hoá học trung bình. ã Trong các phản ứng hoá học, sắt thường thể hiện hoá trị II hoặc hoá trị III. (Khi phản ứng với các chất oxit hoá mạnh như : clo, oxi dư khi đun nóng, axit nitric, hoặc axit sunfuric đặc đun nóng nó thể hiện hoá trị III) 2Fe + 3Cl2 đ 2FeCl3 Fe + 2HCl đ FeCl2 + H2ư 2Fe + 6H2SO4(đặc) Fe2(SO4)3 + 3SO2ư + 6H2O Fe + 6HNO3 (đặc) Fe(NO3)3 + 3NO2ư + 3 H2O Fe + CuSO4 đ FeSO4 + Cu¯ Fe + 2FeCl3 đ 3FeCl2 Fe + Fe2(SO4)3 đ 3FeSO4 * Khi đun nóng Fe trong không khí nó thường bị oxi hoá thành oxit sắt từ : Fe + 2O2 Fe3O4 nhưng khi đốt nóng lượng nhỏ bột sắt trong oxi hoặc trong không khí dư oxi nó bị oxi hoá thành sắt (III) oxit : 4Fe + 3O2 đ 2Fe2O3 ã Để lâu sắt trong không khí ẩm, dưới tác dụng của oxi và nước sắt bị han rỉ tạo thành lớp rỉ có chứa Fe2O3: 4Fe +3O2 +nH2O đ 2Fe2O3.nH2O ã Sắt tạo được 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 nước nhưng 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. ã 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 được tạo thành: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O đ 4 Fe(OH)3¯ ã Các muối clorua, nitrat, sunfua của sắt (II) và sắt (III) tan nhiều trong nước. Dung dịch muối sắt (II) thường có màu xanh hơi nhạt còn dung dịch muối sắt (III) thường có màu vàng hoặc vàng hơi nâu. Sắt tạo thành một số muối kép kết tinh ngậm nước: 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. ã Gang là hợp kim của sắt và cacbon trong đó cacbon chiếm từ 2 - 6% khối lượng, ngoài ra còn có lượng nhỏ gồm một số ít nguyên tố khác (như P, S, Mn và Si ). ã Người ta luyện gang trong lò cao. Nguyên liệu là các loại quặng chứa oxit sắt như hematit đỏ (Fe2O3), hematit nâu (Fe2O3.H2O), manhetit (Fe3O4) đã được 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 đ CO2 CO2 + C đ 2CO Từ thân lò xuống đến nồi lò nhiệt độ tăng dần, các oxit sắt bị khử dần thành sắt: 3Fe2O3 + CO 2Fe3O4 + CO2ư Fe3O4 + CO 3FeO + CO2ư FeO + CO Fe + CO2ư 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 được thêm vào để liên kết với tạp chất là SiO2 tạo thành CaSiO3 dưới dạng xỉ: CaCO3 CaO + CO2ư CaO + SiO2 CaSiO3 Xỉ nhẹ hơn gang sẽ nổi lên trên được loại ra dễ dàng. ã Thép là hợp kim của sắt và cacbon trong đó hàm lượng của cacbon nhỏ hơn, chiếm từ 0,15 - 2% (ngoài ra còn lượng nhỏ vài nguyên tố khác) nên người ta dùng gang để luyện thép. ã Nguyên tắc của việc luyện thép là khử bớt các tạp chất (C, Mn, Si...) trong gang. FeO + C đ Fe + CO FeO + Si đ Fe + SiO2 FeO + Mn đ Fe + MnO VII. Đại cương 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 thường khác với tính chất chất vật lí của các kim loại thành phần, tuy vậy các hợp kim vẫn giữ được các tính vật lí chung của kim loại là có ánh kim, dẫn điện, dẫn nhiệt, hợp kim thường cứng hơn nhưng kém dẻo hơn các kim loại thành phần. Nhiệt độ nóng chảy của hợp kim thường thấp hơn nhiệt độ của kim loại thành phần. ã Nói chung hợp kim có nhiều tính chất hoá học tương tự các kim loại tạo nên chúng. Bảng dưới đây trình bày công dụng chính của một số hợp kim thường gặp. Hợp kim Thành phần chính Công dụng chính Bạc đúc 90% Ag, 10% Cu Đúc tiền, đúc huy chương. Đồng thau 60% Cu, 39% Zn, 1%Sn Chế đồ dùng, công cụ Hợp kim hàn 67%Pb, 33%Zn Dùng hàn kim loại Gang Fe, 2 - 6% C Chế tạo công cụ, nguyên liệu luyện thép Thép cacbon Fe và 1% C Chế tạo máy móc, công cụ 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. Đura 95%Al, 5%Cu, 0,5%Mg Chế tạo máy bay Vàng 18 cara 75% Au, 25%Cu Chế tạo đồ trang sức 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 trường. ã Sự phá huỷ kim loại và hợp kim dưới tác dụng trực tiếp của các hoá chất có trong môi trường tự nhiên như khí oxi, khí cacbonic trong không khí hoặc hoá chất do hoạt động của con người thải ra như nước thải sinh hoạt, các khí có tính axit (như HCl, NO2, SO2, SO3), các khí có tính oxi hóa (như Cl2, hơi HNO3, ... ) và thường 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 ã 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 nước của các axit và các muối (ta thường nói là dung dịch của các chất điện li). Trong trường hợp này các kim loại sẽ bị phá huỷ dần giống như hiện tượng xảy ra trong các pin điện, nên người 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 nước mưa chứa axit HCl, hợp kim sẽ bị phá huỷ như 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 dương. 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 phương trình hoá học : Zn + 2HCl đ ZnCl2 + H2ưvà tạo nên dòng điện. Đối với các hợp kim của sắt, như 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 dương, 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 dương 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 đ 2Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O đ 4Fe(OH)3 4 Fe(OH)3 2Fe2O3 + 6 H2O VIII.2. Để bảo vệ các hợp kim, kim loại khỏi sự ăn mòn hoá học cũng như điện hoá người ta dùng các biện pháp thích hợp, cách li kim loại và hợp kim với các hoá chất của môi trường như 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 (như Ag, Cr, Ni) lên bề mặt hợp kim, kim loại, ... Ngoài ra người ta còn sử dụng các hợp kim đặc biệt chống được 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 như bảo vệ vỏ tàu biển thường xuyên tiếp xúc với nước biển rất dễ bị han gỉ. IX. phi kim IX.1. ở điều kiện thường đơn chất phi kim có thể tồn tại dưới dạng chất rắn kết tinh (như kim cương, lưu huỳnh) hoặc vô định hình (như than gỗ, bồ hóng), dưới dạng chất lỏng (như brom) hoặc dưới dạng chất khí (như flo, clo, oxi, ozon, nitơ, hiđro). Đa số các phi kim thường 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, lưu huỳnh, các phi kim còn lại có tính hoạt động hóa học trung bình hoặc kém. ã 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 đ 2FeCl3 2O2 + 3Fe đ Fe3O4 S + Hg đ HgS ã Các phi kim mạnh oxi hóa được các phi kim có tính hoạt động hóa học yếu hơn, thí dụ : S + O2 đ SO2 C + O2 đ CO2 2 P + 3 Cl2 đ 2PCl3 ã Nhiều oxit của phi kim là oxit axit, chúng thường là các anhiđrit, thí dụ : SO2 + H2O đ H2SO3 SO3 + H2O đ H2SO4 P2O5 + 3 H2O đ 2H3PO4 IX.3. Halogen: flo (F = 19) ; clo (Cl = 35,5) ; brom (Br = 80) và Iot (I = 127). ã 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 nước, tan nhiều trong benzen và một số dung môi hữu cơ khác. ã Tính chất cơ bản của các đơn chất là tính oxi hoá. * Flo là chất oxi hoá mạnh nhất, nó oxi hoá nước mãnh liệt: 2F2 + 2H2O đ 4HF + O2ư Các halogen khác phản ứng với nước theo phản ứng thuận nghịch : X2 + H2O HX + HXO * Từ F2 đ I2 tính oxi hoá giảm dần, các halogen nhẹ đẩy được các halogen nặng hơn ra khỏi hợp chất của chúng : F2 + 2KCl đ 2KF + Cl2 Cl2 + 2KBr đ 2KCl + Br2 Br2 + 2KI đ 2KBr + I2 * Các halogen tác dụng với H2 tạo thành hiđro halogenua (HX) : H2 + X2 đ 2HX Các hiđro halogenua tan trong nước 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 thường. Các muối halogen tan nhiều trong nước chỉ có AgCl (màu trắng), AgBr (màu vàng nhạt) và AgI (màu vàng) thực tế không tan trong nước và các dung dịch axit loãng. Các muối chì halogenua PbX2 ít tan trong nước lạnh nhưng tan nhiều trong nước khi đun nóng. IX.4. Cacbon ã Cacbon tồn tại ở một số dạng đơn chất, tức là nó có một số dạng thù hình. Đó là kim cương, than chì và cacbon vô định hình (như than gỗ, than xương, mồ hóng). * Dạng thù hình của nguyên tố là những đơn chất khác nhau do cùng một nguyên tố hoá học tạo nên. * Kim cương là chất rắn kết tinh, trong suốt, không màu, khúc xạ ánh sáng mạnh, có độ cứng rất cao, được dùng làm đồ trang sức, làm mũi khoan, dao cắt thủy tinh. * Than chì có cấu trúc tinh thể, nhưng đục, màu đen xám, có cấu trúc lớp và khá mềm, dẫn điện được. Than chì được 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 được dùng rộng rãi làm chất hấp phụ trong các loại mặt nạ phòng độc. ã Cacbon là chất khử mạnh, nó cháy trong oxi và trong không khí : C + O2 đ CO2 C + CO2 đ 2CO Phản ứng cháy của cacbon toả ra nhiệt lượng rất lớn, vì vậy người ta dùng cacbon (than) làm chất đốt trong công nghiệp cũng như trong cuộc sống. * ở nhiệt độ cao cacbon khử được 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 2Fe + 3CO CuO + C Cu + CO SiO2 + 3C SiC + 2CO C + H2O CO + H2 ã 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 đ CO2 + H2O ã CO là chất khử mạnh, ở nhiệt độ cao nó khử được oxit của các kim loại từ Fe đ Ag trong dãy hoạt động hoá học. CO là oxit không tạo muối, nó không tan trong nước và không tác dụng với nước, không tác dụng với dung dịch axit cũng như các dung dịch kiềm. ã CO2 là oxit axit tương ứng với axit H2CO3 là một đa axit rất yếu và rất dễ bị phân huỷ thành CO2 và H2O ở nhiệt độ thường. Để hấp thụ CO2 người ta thường dùng các dung dịch kiềm dư : CO2 + 2NaOH đ Na2CO3 + H2O * Khi cho khí CO2 đi qua dung dịch nước vôi trong thì xảy ra các phản ứng sau : CO2 + Ca(OH)2 đ CaCO3¯ + H2O nếu dư CO2 : CaCO3¯ + H2O + CO2 đ Ca(HCO3)2 (tan). ã Muối cacbonat : Chỉ các kim loại hoá trị I và II mới tạo được muối cacbonat. Có hai loại muối cacbonat : * Muối cacbonat trung hoà : Phần lớn các muối này không tan trong nước, 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 CaO + CO2 CaCO3 + 2HCl đ CaCl2 + CO2ư + H2O * Muối cacbonat axit (muối hiđrocacbonat): Phần lớn đều tan trong nước như 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 đ Na2SO4 + 2CO2 + 2H2O Ca(HCO3)2 + 2NaOH đ CaCO3¯ + Na2CO3 + 2H2O Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2ư + H2O IX.5. Silic ã Silic là nguyên tố phổ biến thứ hai sau oxi trong thành phần vỏ quả đất. Hợp chất phổ biến nhất của nó là oxit SiO2 - thành phần chính trong đất và các loại muối silicat. Đơn chất silic là chất bán dẫn, nó là phi kim hoạt động trung bình, ở nhiệt độ cao nó tác dụng được với một số kim loại hoạt động tạo thành muối silixua (như Mg2Si). ã Tính chất cơ bản nhất của silic là tính khử : Si + O2 đ SiO2 Si + 2Cl2 đ SiCl4 Si + 2NaOH + H2O đ Na2SiO3 + 2H2 ã Silic đioxit (SiO2) có axit