Ôn tập kiến thức cơ bản môn hoá học – lớp 12

1 ÔN TẬP KIẾN THỨC CƠ BẢN MÔN HOÁ HỌC – LỚP 12 1) Cấu tạo nguyên tử: Nguyên tử được cấu tạo từ những hạt cơ bản nào? Nêu đặc điểm của từng loại hạt đó (khối lượng, điện tích) Nêu mối liên hệ giữa các đại lượng trong nguyên tử (khối lượng, số khối, đthn,STT,số p, số n, …) Thế nào là nguyên tố hoá học, thế nào là đồng vị? Nêu cách tính % các đồng vị? Thế nào là obitan nguyên tử. Viết cấu hình e của các nguyên tử có số thứ tự sau và ion mà chúng có thể tạo ra. Dựa vào cấu hình xác định chu kỳ phân nhóm? Z= 11, 26, 24, 35, 29, 16, 28, 20, 30. Dựa vào cấu hình e hãy giải thích tại sao 8O và 16S thuộc cùng một phân nhóm chính nhưng chúng lại có số oxi hoá khác nhau. Làm các bài tập kèm theo. 2) Bảng hệ thống tuần hoàn: Nêu nguyên tắc sắp xếp trong bảng HTTH. Thế nào là chu kỳ, nhóm. Bảng hệ thống tuần hoàn có bao nhiêu chu kỳ, bao nhiêu nhóm? Nêu sự biến thiên tính kim loại, phi kim, bán kính nguyên tử, độ âm điện theo từng chu kỳ và phân nhóm. Giải thích. Nêu sự biến thiên tính tính axit, bazơ của oxit và hidroxit theo chu kỳ? Giải thích và lấy chu kỳ 3 làm ví dụ. Phát biểu định luật tuần hoàn. Nêu sự biến thiên hoá trị cao nhất với oxi, hoá trị với hidro. 3)Liên kết hoá học: So sánh liên kết cộng hoá trị, liên kết cho nhận và liên kết ion. Viết CTCT của CH4, CO2, H2SO4, HNO3, H3PO4, NO2, CO, SO2, Al2(SO4)3, NH4Cl, N2, NaCl, KHS, Al4C3, CaC2. Giải thích tại sao Al4C3 thuỷ phân cho CH4 còn CaC2 thuỷ phân cho C2H2. Hoá trị của một nguyên tố là gì? xác định hoá trị của các nguyên tố trong các hợp chất trên. Thế nào là liên kết hidro nêu các ảnh hưởng mà liên kết hidro có thể tạo ra. 4) Phản ứng oxi hoá khử: Thế nào là số oxi hoá?chất oxi hoá, chất khử? Sự oxi hoá, sự khử? Trộn một chất oxi hoá với một chất khử phản ứng có xảy ra hay không? Nếu xảy ra thì theo chiều nào? Phân loại phản ứng oxi hoá -khử. Các chất sau đây đóng vai trò là chất oxi hoá hay chất khử? Viết phương trình phản ứng minh hoạ: S2-, KMnO4 , SO2, HNO3, Fe2+, Fe3+, Fe3O4 , Cl2, CH3CHO, KClO3 Một số chất trong phản ứng này nó thể tính oxi hoá nhưng trong phản ứng khác nó lại thể hiện tính khử. Lấy ví dụ mà các chất đó là: axit, muối, oxit bazơ, oxit axit, phi kim. Lấy ví dụ mà trong phản ứng oxi hoá khử axit đóng vai trò chất oxi hoá, chất khử, môi trường, vừa đóng vai trò chất khử vừa đóng vai trò môi trường. 5) Tốc độ phản ứng và cân bằng hoá học: Định nghĩa tốc độ phản ứng. Nêu các điều kiện ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng. Một phản ứng khi tăng nhiệt độ lên 10oC thì tốc độ phản ứng tăng 3 lần. Nếu phản ứng kết thúc sau 60 phút ở 27oC thì nhiệt độ nào phản ứng sẽ kết thúc sau 25 phút. Tại sao nói cân bằng hoá học là cân bằng động. Nêu nguyên lý chuyển dịch cân bằng và các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học. Ví dụ cho phản ứng thuận nghịch 2SO2 + O2  2SO3 + Q. Nhiệt độ áp suất chất xt ảnh hưởng thế nào đến cân bằng trên. Để tăng hiệu suất phản ứng tổng hợp NH3 người ta làm thế nào?. 6) Thuyết điện ly: Thế nào là sự điện ly, thế nào là chất điện ly, chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu, chất không điện ly, độ điện ly. Độ điện ly phụ thuộc vào các yếu tố nào? Cho cân bằng điện ly CH3COOH  CH3COO- + H+. Cân bằng đó sẽ dịch chuyể thế nào khi thêm vào đó dung dịch HCl, dung dịch NaOH, nước cất. Thế nào là axit, thế nào là bazơ. Các chất sau đây thể hiện tính axit, bazơ, lưỡng tính hay trung tính. pH lớn hơn, nhỏ hơn hay bằng 7 : Na2CO3, C6H5ONa, FeCl3, NaHSO4, NH4Cl, NaHCO3,NaCl, CH3COONa. 7) Phân bón hoá học: Thế nào là phân bón hoá học? Nêu các chất dùng làm phân bón Để điều chế phân bón amophot đã dùng hết 6000 mol H3PO4. Tính thể tích NH3 (đktc) đã phản ứng và khối lượng amophot thu được biết rằng hỗn hợp muối trong amophot có số mol bằng nhau . 8) Nhóm chức và các khái niệm cơ bản: Thế nào là nhóm chức, hợp chất đơn chức, đa chức, tạp chức? Cho ví dụ. Viết các công thức tổng quát của rượu, andehit, axit, este trong các trường hợp no, không no, đơn chức, đa chức. Thế nào là bậc rượu, độ rượu? Phân biệt bậc rượu với bậc amin.Lấy ví dụ. Phân biệt phenol và rượu thơm? 2 Nêu thí dụ chứng minh rằng giữa các nhóm nguyên tử trong phân tử có ảnh hưởng qua lại lẫn nhau. (cần 4 thí dụ : gốc- gốc, chức- chức, chức- gốc, gốc- chức) Thế nào là phản ứng este hoá, nêu đặc điểm của phản ứng este hoá. Cho biết vai trò của H2SO4 trong phản ứng este hoá. Để tăng hiệu suất phản ứng người ta làm thế nào? Thế nào là gluxit? Có bao nhiêu loại gluxit, nêu đặc điểm từng loại. Viết CTCT mạch hở của glucozơ và fructozơ Thế nào là lipit? Chỉ số xà phòng của chất béo là gì? 9) Polime: Thế nào là hợp chất cao phân tử hay polime. Tại sao polime không bay hơi và có nhiệt độ nóng chảy không xác định ? thế nào là chất dẻo, nêu thành phần của chất dẻo. Thế nào là phản ứng trùng hợp, phản ứng trùng ngưng? Những hợp chất thế nào thì có phản ứng trùng ngưng? Thế nào là tơ, có bao nhiêu loại tơ? tại sao tơ pliamit lại kém bền trong môi trường axit và bazơ. Từ các monome tương ứng hãy điều chế các polime sau: Xenlulozơ trinitơrat, tơ axetat, cao su buna-S, cao su buna-N, polistiren, PVC, PVA, polimetylacrylat, nhựa phenolfomandehit, tơ nilon, tơ capron, tơ enang. Từ than đá, đá vôi và các chất vô cơ điều chế: cao su buna, polivinylancol. 10) Đại cương về kim loại: So sánh cặp oxi hoá khử Fe3+/Fe2+ và Ag+/Ag, từ đó nêu ý nghĩa của dãy điện hoá. Thế nào là sự ăn mòn kim loại, ăn mòn hỗn hợp, ăn mòn điện hoá? Nêu điều kiện để có sự ăn mòn điện hoá? Nêu các biện pháp để chống ăn mòn. Hãy giải thích cơ chế ăn mòn khi cho một vật bằng gang hay thép để trong không khí ẩm . Giải thích tại sao để bảo vệ tàu biển người ta gắn những tấm kẽm vào vỏ tàu. Một vật bằng tôn (sắt tráng kẽm) và sắt tây (sắt tráng thiếc), nếu trên bề mặt của vật đó có vết sây sát sâu tới lớp bên trong, hãy cho biết. Hiện tượng gì xảy ra khi vật đó để trong không khí ẩm, giải thích cơ chế. Tôn hay sắt tây bị thủng nhanh hơn. Tại sao khi cho Fe tác dụng với dung dịch HCl khi cho vài giọt CuCl2 thì khí thoát ra nhiều hơn. Nêu nguyên tắc và các phương pháp để điều chế kim loại. Cho ví dụ. 11) Kim loại nhóm I, II: Để bảo vệ Na người ta ngâm trong dầu hoả. Hãy giải thích. Giải thích sự tạo thành thạch nhủ trong hang động. Hoàn thành sơ đồ A B A1 B A2 B A . Biết B là hợp chất có rất nhiều trong tự nhiên, các chất A1 và A2 dùng để đúc tượng. Thế nào là nước cứng, có mấy loại nước cứng? Nêu tác hại của nước cứng và cách làm mềm nước cứng. 12) Nhôm và sắt: Giải thích sự phá huỷ một thanh nhôm trong môi trường kiềm. Giải thích sự đánh trong nước của phèn nhôm. Nêu sự cần thiết phải loại các tạp chất ra khỏi quặng boxit khi sản xuất nhôm. Trong quá trình sản xuất nhôm, người ta cho thêm criolit vào hỗn hợp nóng chảy. Cho biết công thức và vai trò của chất này. Nêu tính chất hoá học của hợp chất sắt II và hợp chất sắt III. Nêu tên và công thức các quặng sắt đã học. Nhận biết chúng bằng phương pháp hoá học. Nêu nguyên tắc và các phản ứng xảy ra trong quá trình luyện gang. Viết các phản ứng hoá học xảy ra trong quá trình luyện gang thành thép. Nêu ưu và nhược điểm của các phương pháp luyện gang thành thép. 13) Điện phân: So sánh hiện tượng điện phân và phản ứng oxi hoá khử thông thường: Viết phương trình phản ứng điện cực và phương trình tổng quát trong quá trình điện phân các dung dịch sau: CuSO4, NaCl, AgNO3, NaNO3, CuSO4 và KCl, FeCl3. Viết công thức của định luật Faraday. HƯỚNG DẪN MỘT SỐ TRẢ LỜI A - Hóa đại cương I/- Các khái niệm cơ bản 1. Nguyên tử là hạt vi mô đại diện cho nguyên tố hóa học và không bị chia nhỏ hơn trong phản ứng hóa học. 2. Phân tử là hạt vi mô đại diện cho chất và mang đầy đủ tính chất hóa học của chất. 3. Nguyên tố hóa học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân. 4. Đơn chất là những chất chỉ cho một nguyên tố hóa học cấu tạo nên, ví dụ như O2, H2, Cl2, Al, Fe, S, P, ... 5. Hợp chất là những chất được cấu tạo từ 2 nguyên tố hóa học trở lên. 6. Nguyên chất là chất gồm các nguyên tử hay phân tử cùng loại. 180oC 350oC 3 7. Hỗn hợp là tập hợp nhiều chất đồng thể và không có tương tác hóa học hóa học với nhau. 8. Ion là nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích: ion dương : cation, ion âm : anion. 9. Mol là lượng chất hay lượng nguyên tố có chứa N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion: N = 6,02.1023. 10. Khối lượng nguyên tử, phân tử là khối lượng tương đối của nguyên tử, phân tử tính bằng đvc (đơn vị cacbon). 11. Đơn vị cacbon là đơn vị đo khối lượng nguyên tử, phân tử và các hạt cơ bản: 1 đvc = 1 12 khối lượng của nguyên tử cacbon = 1,67 . 10-24 kg (= 1 12 . 1,9926 . 10-23). 12. Khối lượng mol nguyên tử (phân tử) là khối lượng tính bằng gam của N hạt vi mô nguyên tử, phân tử, ion có trị số bằng nguyên tử khối (phân tử khối). 13. Định luật Avogađrô: ở cùng điều kiện nhiệt độ, áp suất những thể tích bằng nhau của các chất khí khác nhau đều chứa cùng một số phân tử. 14. Định luật bảo toàn khối lượng: Khối lượng các chất tham gia phản ứng bằng khối lượng các chất thu được sau phản ứng. 15. Thù hình: các dạng đơn chất khác của cùng một nguyên tố gọi là dạng thù hình của nguyên tố đó. Ví dụ: oxi - ozon, than - kim cương, phốt pho đỏ - phốt pho trắng. 16. Hỗn hống là trạng thái hòa tan một phần của kim loại trong thủy ngân. Ví dụ: (Al, Hg); (Cu, Hg). 17. Hợp kim là vật liệu thu được khi đun nóng chảy nhiều kim loại hoặc kim loại với phi kim rồi để nguội. Ví dụ: thép, gang (Fe-C), đuyra (Al-Mg). 18. Axit là chất có khả năng cho proton H+ (trong dung dịch) còn dung dịch axit là dung dịch có chứa proton H+ 19. Bazơ là chất có khả năng nhận proton H+ còn dung dịch bazơ là dung dịch có chứa ion OH. 20. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) với anion gốc axit. 21. Chất trung tính là chất không có khả năng cho và nhận proton. 22. Chất lưỡng tính là chất vừa có khả năng cho proton lại vừa có khả năng nhận proton. 23. Hóa trị là số liên kết của một nguyên tử trong phân tử (hóa trị là số nguyên, không dấu). 24. Số oxi hóa là điện tích của nguyên tử trong phân tử giả sử cặp electron lệch hẳn về nguyên tố có độ âm điện lớn hơn. Ví dụ 1: Phân tử CaC2 ,Ví dụ 2: Phân tử HNO3: 25. Độ điện ly () của chất điện ly ở một nồng độ nhất định là tỷ số giữa số phân tử điện ly (n') với số phân tử ban đầu của nó tan trong dung dịch (no): = o n' n 26. Độ tan là số gam chất tan có trong 100 gam nước ở một nhiệt độ xác định để tạo thành dung dịch bão hòa. 27. Độ rượu là số ml rượu nguyên chất có trong 100ml dung dịch rượu. Ví dụ rượu 45o thì có 45ml rượu và 55ml nước: độ rượu = r­îu ng / c dd r­îu V 100 V  II/- Cấu tạo nguyên tử e điện tích 1  khối lượng: 9,1.10-31 kg = 1/1840 đvc p điện tích 1 + khối lượng: 1,6727.10-27 kg = 1 đvc n điện tích 0 khối lượng: 1,6750-27kg = 1 đvc 1  = 1,6 . 10-19 C (culông) 1 + = +1,6 . 10-19 C (culông) 2. Điện tích hạt nhân Điện tích hạt nhân = số electron (e) = số proton (p) = số thứ tự = số hiệu nguyên tử. Ca C C Ca có số oxi hóa +2, hóa trị 2 C có số oxi hóa -1, hóa trị 4 N có số oxi hóa +5 N có hóa trị 4 N O O O H 1. Nguyên tử lớp vỏ (e mang điện tích âm) hạt nhõn proton (+) nơtron (0) 4 3. Số khối (A) bằng tổng số proton (Z) và tổng số nơtron (N): A = Z + N , trong đó 1  N Z  1,5. 4. Khối lượng nguyên tử bằng tổng số khối lượng của proton, nơtron và electron (xấp xỉ bằng số khối, vì khối lượng electron không đáng kể). 5. Ký hiệu nguyên tử: 6. Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác số nơtron. Ví dụ: 3717Cl và 35 17Cl ; 16 8O và 17 8O và 18 8O . Đồng khối là các dạng nguyên tử có cùng số khối nhưng khác số proton. Ví dụ: 146 C và N 14 7 . 7. Lớp điện tử (e) được đánh số từ trong ra ngoài theo thứ tự mức năng lượng tăng dần: STT 1 2 3 4 5 6 7 Tên K L M N O P Q - Số electron tối đa trên mỗi lớp là 2n2 (n - số thứ tự của lớp). - Lớp ngoài cùng bất luận ở thứ tự nào từ lớp 2 đến lớp 7 cũng chỉ chứa tối đa 8e. 8. Phân lớp electron: Các lớp electron lại chia ra thành phân lớp: K (n = 1) phân lớp s 2e = 2e L (n = 2) phân lớp sp (2 + 6)e = 8e M (n = 3) phân lớp spd (2 + 6 + 10)e = 18e N (n = 4) phân lớp spdf (2 + 6 + 10 + 14) = 32e. 9. Obitan là vùng không gian chung quanh hạt nhân, trong đó khả năng có mặt electron là lớn nhất. - Mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2e: s có 1 obitan s hình cầu d có 5 obitan d phức tạp p 3 p hình số 8 nổi f 7 f phức tạp. 10. Nguyên lý vững bền: Trong nguyên tử, các electron lần lượt chiếm các mức năng lượng từ thấp đến cao: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4f... 11. Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng: Khí hiếm có 8 electron ngoài cùng. Kim loại có 1, 2, 3 electron ngoài cùng. Phi kim có 5, 6, 7 electron ngoài cùng. 4 electron: có thể là phi kim (C, Si) hoặc là kim loại (Sn, Pb). 12. Electron hóa trị là electron ở lớp ngoài cùng của nguyên tử (hoặc một phần electron ở lớp sát ngoài cùng) có khả năng tham gia tạo thành liên kết hóa học. 13. Độ âm điện của một nguyên tố là đại lượng đặc trưng cho khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó trong phân tử hút electron về phía mình. Phi kim có độ âm điện lớn, còn kim loại có độ âm điện nhỏ. III/- Định luật tuần hoàn các nguyên tố hóa học 1. Nội dung định luật: Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. 2. Chu kỳ là dãy các nguyên tố xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần có cùng số lớp electron. Đầu chu kỳ là kim loại kiềm, cuối chu kỳ là khí hiếm . 3. Nhóm là dãy các nguyên tố nằm trong cột do có số e hoá trị bằng nhau, tức là có hóa trị cao nhất đối với oxi bằng nhau. 4. Sự biến thiên tính chất - Trong chu kỳ: từ trái sang phải, bán kính nguyên tử giảm, tính kim loại giảm, tính phi kim tăng, độ âm điện tăng. - Trong phân nhóm chính: từ trên xuống, bán kính nguyên tử tăng, tính kim loại tăng, tính phi kim giảm, độ âm điện giảm. - STT  số p  số e. STT chu kỳ  số lớp e. STT phân nhóm chính  số e lớp ngoài cùng. IV/- Liên kết hóa học 1. Liên kết ion là loại liên kết hóa học được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. A Z X 5 - Kim loại điển hình + phi kim điển hình. - Hiệu độ âm điện của 2 nguyên tố trong phân tử ():   1,7 : liên kết ion.  < 1,7 : liên kết cộng hóa trị có cực.  = 0 : liên kết cộng hóa trị không có cực. Hiệu số độ âm điện càng lớn thì sự phân cực càng nhiều. 2. Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành bởi những cặp e dùng chung. + Không cực : 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố phi kim. + Có cực : 2 nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau. 3. Liên kết cho nhận là liên kết được hình thành khi cặp e dùng chung do 1 nguyên tử bỏ ra. Ví dụ: SO2 : O = S  O NH4+ : H | H N H | H              4. Liên kết kim loại là loại liên kết hóa học được hình thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion dương có trong mạng tinh thể kim loại với các electron tự do. 5. Liên kết hiđro là loại liên kết hóa học giữa các phân tử, liên kết nguyên tử H của phân tử này với nguyên tử có độ âm điện lớn hơn như F, O, N ... của phân tử khác. Ví dụ: HF : ... F  H ... F  H ... F  H ... Nêu các ảnh hưởng mà liên kết hidro tạo nên? B - Hóa vô cơ I/- Thuyết điện ly 1. Sự điện ly là quá trình phân ly thành các ion trái dấu của phân tử chất điện ly khi tan trong nước hay ở trạng thái nóng chảy. 2. Chất điện ly là chất dẫn được điện khi tan trong nước (hay ở trạng thái nóng chảy). 3. Độ điện ly:  = o n n trong đó: n là số phân tử điện ly còn no là tổng phân tử đầu. Chất điện ly mạnh :   0,3 (phân ly gần như hoàn toàn) Chất điện ly trung bình : 0,03 <  < 0,3. Chất điện ly yếu :   0,03 (phân ly một phần) 4. Hằng số điện ly là hằng số cân bằng của sự điện ly. Xét phản ứng điện ly: XY X+ + Y Ka =   X . Y X Y         và pKa = -lgKa 5. Phản ứng axit - bazơ là phản ứng hóa học trong đó có sự cho và nhận H+ (proton): dd axit + dd bazơ dd axit + oxit bazơ dd axit + bazơ không tan oxit axit + dd kiềm v.v... 6. H3PO4 là axit đa chức. So sánh tỉ lệ: 3 4 NaOH H PO n a n b  3 4 NaOH H PO n a n b  1 2 3 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 NaH2PO4 H+ dư NaH2PO4 Na2HPO4 Na2HPO4 Na3PO4 Na3PO4 OH dư II/- Muối 1. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) liên kết với anion gốc axit. Ngoại lệ: Ag  C  C  Ag và CH3  CH2  O  Na cũng là muối. 2. Dung dịch muối: Khi tan trong nước, muối phân ly thành các ion. Dung dịch muối có chứa cation kim loại (amoni) và anion gốc axit. 2 5C H OH : ... H O ... H O ... H O ... | | |    C2H5 C2H5 O ... H  O CH3  C C  CH3 O  H ... O 6 3. Màu của dung dịch muối: CuSO4 khan : màu trắng. dd CuSO4 : xanh lam (CuSO4.5H2O) dd FeSO4 : xanh lục nhạt (FeSO4.7H2O) dd KMnO4 : tím là màu của MnO4 dd K2MnO4 : xanh lục là màu MnO42. 4. Phân loại muối: a) Muối trung hòa: Trong gốc axit không còn nguyên tử hiđro có khả năng thay thế bởi kim loại . - Muối thường: gồm 1 loại cation và 1 anion. - Muối kép: gồm nhiều loại cation khác nhau kết hợp với một loại anion. Ví dụ: KAl(SO4)2 - phèn. - Muối hỗn tạp: 1 loại cation kết hợp với nhiều loại anion khác. Ví dụ: O ClCa Cl    hay CaOCl2 : clorua vôi. b) Muối axit: Trong gốc axit vẫn còn hiđro có khả năng thay thế bởi kim loại . Thông thường gốc axit có hidro là muối axit . Ngoại lệ H O P O H O | H    hay Na2HPO3 là muối trung hòa. 5. Tính axit - bazơ trong dung dịch muối  Sự tương tác giữa các ion trong muối với nước gọi là sự thủy phân muối và thường là quá trình thuận nghịch. Muối Dung dịch pH am + bm trung tính 7 am + by Axit < 7 ay + bm bazơ > 7 ay + by tùy quá trình cho hay nhận H+ mạnh hơn tùy  Muối của axit mạnh và bazơ mạnh không bị thủy phân. Ví dụ: NaCl hòa tan trong nước, NaCl không thủy phân, pH = 7.  Muối của axit yếu và bazơ mạnh bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính bazơ. Ví dụ: Thủy phân Na2CO3: Na2CO3 = 2Na+ + CO32 CO32 + H2O  HCO3 + OH dung dịch có OH  pH > 7.  Muối của axit mạnh và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính axit. Ví dụ: Thủy phân NH4Cl: NH4Cl = NH4+ + Cl- Ph.trình ion: NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ dung dịch có H3O+  pH < 7.  Muối của axit yếu và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch trung tính nên những muối này thực ra không tồn tại trong dung dịch. Ví dụ: AlN + 3H2O = Al(OH)3  + NH3 Fe2(CO3)3 + 3H2O = 2Fe(OH)3  + 3CO2 Al2(CO3)3 + 3H2O = 2Al(OH)3  + 3CO2  Một số trường hợp đặc biệt: Một số muối lại có khả năng thủy phân hoàn toàn trong dung dịch (hầu hết là do các chất tạo thành không phản ứng được với nhau để cho phản ứng thuận nghịch). Ví dụ: a) Cho dung dịch Na2CO3 tác dụng với dung dịch FeCl3 hoặc AlCl3 có CO2 và kết tủa tạo thành. Vì: CO32 + H2O  HCO3 + OH HCO3  CO2 + OH Fe3+ + 3 OH = Fe(OH)3  3 Na2CO3 + 2 FeCl3 + 3 H2O = 2 Fe(OH)3  + 3 CO2 + 6 NaCl b) Cho dung dịch NH4Cl tác dụng với dung dịch NaAlO2 tạo kết tủa và có khí bày ra. 7 NH4Cl = NH4+ + Cl NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ NaAlO2 = Na+ + AlO2 AlO2 + H3O+ = Al(OH)3  NH4Cl + NaAlO2 + H2O = Al(OH)3  + NH3 + NaCl III/- Axit - bazơ 1. Axit có các dạng sau - Phân tử trung hòa: HCl , HNO3 , H2SO4 , ... - Ion dương: NH4+ , Fe3+ , Al3+ , ... - Ion âm: HSO4. HCl + H2O = H3O+ + Cl HSO4 + H2O = H3O+ + SO42 NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ Fe3+ + 3 H2O  Fe(OH)3 + 3 H+  Tạo môi trường axit, làm quì tím ngả hồng, có khả năng cho proton. 2. Bazơ có các dạng - Phân tử trung hòa: NaOH , NH3 , ... - Ion gốc axit yếu: S2 , SO32 , CO32- , ... Tạo ra môi trường OH  quì tím ngả xanh, có khả năng nhận proton. NH3 + H2O  NH4 + OH S2 + H2O  HS + OH CO32 + H2O  HCO3 + OH. 3. Những ion trung tính - Ion kim loại mạnh: K+ , Na+ , Ca2+ , Ba2+ , ... - Ion gốc axit mạnh: Cl , SO42 , NO3 , Br. 4. Những chất lưỡng tính (vừa cho H+ vừa nhận H+) - Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Be(OH)2 , Cr(OH)3. - Muối axit của axit yếu: NaHCO3. HCO3  CO32 + H+ HCO3 + H+  H2CO3. - H2O là chất lưỡng tính: H2O + H2O  H3O+ + OH 5. pH Nếu biểu diễn nồng độ mol của H+ bằng hệ thức [H+] = 10-a mol/lít thì số trị a được xem là pH của dung dịch, nên pH = a = -lg[H+]. Tương tự [OH] = 10-b mol/lit. Suy ra: pOH = -lg[OH]. Với môi trường trung hòa : pH = 7 Với môi trường axit : pH < 7 Với môi trường bazơ : pH > 7 Từ tích số ion [H+]  [OH] = 10-14  pH + pOH = 14. IV/- Phản ứng trao đổi 1. Định nghĩa : Phản ứng trao đổi là phản ứng xảy ra với sự đổi chỗ các ion. 2. Điều kiện để phản ứng trao đổi thực hiện được hoàn toàn: - Sau phản ứng có chất kết tủa hoặc khí bay lên, hoặc chất điện ly yếu. - Chất tham gia phản ứng phải là chất tan. 3. Trường hợp đặc biệt Một chất tan được vẫn có thể kết tinh trong dung dịch đã bão hòa chính nó hoặc chất khác dễ tan hơn. Ví dụ: * Thêm NaCl vào dung dịch NaCl bão hòa thì phần NaCl thêm sẽ không thể tan được nữa. * Để tách NaCl ra khỏi dung dịch chứa hỗn hợp NaCl và NaOH người ta dùng phương pháp kết tinh phân đoạn. Chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh nhanh hơn khi cô cạn dung dịch. Do độ tan của NaCl nhỏ hơn của NaOH nên khi cô cạn dung dịch NaCl sẽ kết tinh trước. Lập lại nhiều lần sẽ tách được hết NaCl và thu được dung dịch NaOH riêng. * Phản ứng giữa một số muối tan trong dung dịch có thể là phản ứng oxi hóa - khử. 8 2 FeCl3 + 2 KI = 2 FeCl2 + I2 + 2 KCl 2 FeCl3 + H2S = 2 FeCl2 + S + 2 HCl. * Một số kết tủa có khả năng tạo phức tan như: Cu(OH)2 , Zn(OH)2 , AgCl. Cu(OH)2 + 4 NH3 = [Cu(NH4)3](OH)2 AgCl + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]Cl V/- Phản ứng oxi hóa - khử 1. Định nghĩa: Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó nguyên tử hoặc ion này nhường electron cho nguyên tử hoặc ion khác. Chất khử là chất cho electron  Quá trình oxi hóa là quá trình cho electron. Chất oxi hóa là chất nhận electron  Quá trình khử là quá trình nhận electron. 2. Bản chất của phản ứng oxi hóa - khử: Có sự thay đổi số oxi hóa. 3. Chiều phản ứng: Chất oxi hóa mạnh + chất khử mạnh  chất oxi hóa yếu + chất khử yếu. 4. Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa - khử: - Phương pháp electron. - Phương pháp ion - electron. - Phương pháp đại số. VI/- Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn kim loại 1. Sự ăn mòn kim loại a) Định nghĩa: Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại.  Ăn mòn hóa học là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa học với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao. - Đặc điểm của ăn mòn hóa học là không phát sinh dòng điện. Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh. - Bản chất của ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa - khử, trong đó các kim loại nhường electron cho các chất trong môi trường.  Ăn mòn điện hóa là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc trực tiếp với dung dịch chất điện ly tạo nên dòng điện. * Các điều kiện ăn mòn điện hóa: - Các điện cực phải khác chất nhau, trong đó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm và dễ bị ăn mòn. - Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp. - Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch điện ly. * Cơ chế của sự ăn mòn điện hóa: . 2. Cách chống ăn mòn kim loại - Cách ly kim loại với môi trường. - Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox). - Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) - urotropin. - Dùng phương pháp điện hóa. VII/- Điều chế kim loại 1. Nguyên tắc điều chế kim loại: Khử ion dương kim loại thành kim loại tự do: Mn+ + ne = Mo. 2. Các phương pháp điều chế kim loại: có 3 phương pháp sau: a) Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại khác trong dung dịch muối. Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại trung bình và kim loại yếu (từ Zn  Ag). Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu. b) Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử như CO , H2 , C , Al để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Phương pháp này để điều chế các kim loại từ Zn  Cu. CuO + H2 ot  Cu + H2O. c) Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiều trên catot (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất. Phương pháp này điều chế được hầu hết các kim loại. * Phương pháp điện phân nóng chảy dùng để điều chế các kim loại mạnh từ K  Al. 2 NaCl khan ®pnc 2 Na + Cl2 2 Al2O3 3 6 ®pnc Na AlF 4 Al + 3 O2. 9 * Phương pháp điện phân dung dịch dùng để điều chế các kim loại có tính khử trung bình và yếu như các kim loại từ Zn  Ag . CuCl2 ®pdd