Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 ChươngăI : I. S ĐI N LI Dung d ch. 1. Khái ni m a. Thí dụ: Hoà tan HCl vào n ớc thu đ ợc dung dịch axit HCl Hoà tan NaCl vào n ớc thu đ ợc dung dịch NaCl Hoà tan đ ng vào n ớc thu đ ợc dung dịch n ớc đ ng. Hoà tan nóng chảy Ag vào Au thu đ ợc 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 di n thành ph n dung d ch ậ n ng đ . a. Nồng độ phần trăm: Khối l ợng chất tan trong 100gam dung dịch . C% = mct .100 (1) mdd trong đó mct : khối l ợng chất tan mdd: khối l ợng 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 . CM = n (2) ( n số mol chất tan , V thể tích dung dịch- lít) Vdd c. Nồng độ molan: Số mol chất tan có trong 1kg dung môi. Cm = n (3) ( n số mol chất tan ,mdm khối l ợng dung môi -kg ) mdm d. Độ tan : Số gam chất tan có thể tan tối đa trong 100g dung môi. S mct .100 (4) (m hối l ợng chất tan ,mdm khối l ợng dm -g ) mdm 3. Tích s tan: Xét cân bằng nAm+ + mBn- (*) AnBm 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. S đi n li. 1. Ch t đi n li. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Trang 1 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 a. Thí nghiệm: Tính dẫn điện của các n ớc nguyên chất, dung dịch NaCl, dung dịch n ớc đ ng, dung dịch ancol etylic. * giải thích tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ, muối. * vai trò của dung môi n ớc. b. Khái niệm: + Chất khi tan trong n ớc tạo dung dịch dẫn điện đ ợc gọi là chất điện li. Thí dụ : các axit, bazơ, muối là các chất điện li. + Chất khi tan trong n ớc tạo thành dung dịch không dẫn điện đ ợc gọi là chất không điện li. Thí dụ: đ ng , r ợu, ete... c. Sự điện li * Quá trình phân li thành các ion khi chất điện li tan trong n ớc hoặc nóng chảy đ ợc gọi là sự điện li. * Sự điện li đ ợc biểu diễn bằng ph ơng 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+ ) + OH- Muối  Cation kim loại ( hoặc NH4+ ) + anion gốc axit Thí dụ : HCl  H+ + Cl- HCOOH H+ + HCOO- NaOH  Na+ + OH- NaCl  Na+ + ClCH3COONa Na+ + CH3COO- 2. Đ đi n li, phân lo i ch t đi n li, hằng s đi n 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. Biểu thức :   n' C '  (5) n0 C 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 Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 + Chất điện li mạnh : Là chất khi tan trong n ơc phân li hoàn toàn thành ion.  = 1 và ptđl biểu diễn bằng mũi tên một chiều  + Chất điện li yếu : Là chất khi tan trong n ớc phân li một phần thành ion. 0 <  < 1 và ptđl đ ợc biểu diễn mũi tên 2 chiều + Thí dụ : NaNO3  Na+ + NO3- Na+ + 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 đ ợc 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. A . X  (6) Hằng số điện li xét đối với cân bằng (*) đ ợc xác định. K  AX   Thí dụ : Đối với axit axetic CH3COOH. H . CH COO  = 2.10-5 ( H+ + CH3COO- CH3COOH Ta có : K  CH 3COOH   3 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 Ban đầu Phân li AX A+ Co  Co  Co Cbằng (1-  )Co Ta có : K A . X   C  AX   +  Co X – (*)  Co  Co .CO  2 CO  (7) (1   )CO 1   O Nh vậy khi biết K và Co ta có thể xác định đ ợc độ điện li và ng ợc lại. Đối với tr ng hợp chất điện li quá yếu có thể xem 1-  = 1. do đó công thức (7) có thể viết lại thành  2  [ ion ] =  Co = K.C Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ K K hoặc   (8) CO CO ( cách tính gần đúng ) Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 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, mu i. 1. Đ nh nghĩa theo Arêniut a. Axit: Là chất khi tan trong n ớc phân li cho ion H+ HCl  H+ + Cl- Thí dụ : H+ + HCOO- HCOOH b. Bazơ: Là chất khi tan trong n ớc phân li cho ion OHNaOH  Na+ + OH- Thí dụ : c. Hiđrôxit l ỡng tính: Là những hiđrôxit khi tan trong n ớc vừa có thể phân li nh axit vừa có thể phân li nh 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 n ớc phân li nhiều nấc cho ion H+. Thí dụ : H3PO4 , H2S.( viết p.t.đ.l) Bazơ nhiều nấc: Những bazơ khi tan trong n ớc phân li nhiều nấc cho ion OH.. Thí dụ : Mg(OH)2; Al(OH)3 ( viết p.t.đ.l) 2. Đ nh nghĩa theo Brônxtet ng prôtôn (H+); bazơ là chất nhận prôtôn (H+) a. Axit là chất nh biểu diễn : Axit  Bazơ + H+ Thí du 1ï : CH3COOH + H2O axit bazơ Thí dụ 2: NH3 + bazơ Thí dụ 3: axit axit bazơ HCO3- + H2O bazơ (1) bazơ NH4+ + OH- H2O HCO3- + H2O axit H3O+ + CH3COO- axit (2) axit bazơ H3O+ + CO32- axit bazơ H2CO3 axit + OH- (3) (4) bazơ theo (3) và (4) HCO3-, H2O vừa có khả năng cho và nhận prôtôn nên chúng đ ợc gọi là chất l ỡng tính. Những chất không cho hoặc không nhận prôtôn đ ợc gọi là chất trung tính. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 3. Mu i, mu i trung hoà , mu i axit a. Muối:Là hợp chất khi tan trong n ớc phân li cho cation kim loại ( hoặc NH4+) và anion gốc axit. NaCl  Na+ + Cl- Thí dụ : Na+ + CH3COO- CH3COONa b. Muối axit, muối trung hoà. Muối có anion gốc axit không còn khả năng phân li cho ion H+ đ ợc gọi là muối trung hoà . Thí dụ : NaCl , (NH4)2SO4, Na2CO3 ... Muối có anion gốc axit còn khả năng phân li cho ion H+ đ ợc gọi là muối axit . Thí dụ : NaHCO3;NaH2PO4; NaHSO4... Muối có nhóm –OH có thể thay thế bằng gốc axit đ ợc gọi là muối bazơ . Thí dụ : Mg(OH)Cl ; Fe(OH)2Cl... Ngoài ra còn kể đến một số muối kép nh : 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 n ớc phân li hoàn toàn thành cation kim loại (NH4+) và anion gốc axit . K2SO4  2K+ + SO42- Thí dụ : NaCl.KCl  K+ + Na+ + 2Cl- NaHSO3  Na+ + HSO3HSO3- H+ + SO32- [Ag(NH3)2]Cl  [Ag(NH3)2]+ + Cl[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 4. Hằng s axit, hằng s bazơ a. Hằng số axit: Sự điện li của các axit yếu trong n ớc là quá trình thuận nghịch. Thí du ï : CH3COOH H+ + CH3COO- CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- (1) (2) Vì nồng độ của n ớc đ ợc coi nh hằng số nên ta có thể bỏ qua nồng độ của n ớc trong H . CH COO  biểu thức xác định hằng số  Ka =  CH 3COOH  3 ( Ka hằng số phân li axit ) Đối với axit nhiều nấc sẽ có nhiều hằng số phân li 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 : 25oC CH3COOH Ka = 1,75.10-5 ;HClO Ka = 5.10-8 . Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 b. Hằng số bazơ: Sự điện li của các bazơ yếu trong n ớc là quá trình thuận nghịch. NH .OH  ( hằng số phân li bazơ ) Kb = Thí du ï : NH3 NH4+ + OH- + H2O  (3)  NH 3 4 CH COOH . OH  ( hằng số phân li bazơ ) Kb = CH 3COO  CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O   3 (4) Vì nồng độ của n ớc đ ợc coi nh hằng số nên ta có thể bỏ qua nồng độ của n ớc trong biểu thức xác định hằng số phân li axit, hay bazơ. Đối với bazơ nhiều nấc sẽ có nhiều hằng số phân li 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 liê═ hệ giữa hằ═g số Ka và Kb Ka = IV. 10-14 và ═g ợc lại hay Ka.Kb = 10-14 Kb pH c a dung d ch, ch t ch th màu. a. Sự điện li và tích số ion của n ớc, ý nghĩa tích số ion của n ớc. N ớc là chất điện li rất yếu, nhiệt độ th ng cứ 555triệu phân tử n ớc có 1 phân tử bị phân li thành ion. H . OH   KH2O = K. H O = H . OH  Tích số ion của n H O H+ + OH- (1) H2O  Từ (1) ta có K =    2    2 25oC ta có KH2O = H  . OH  = 10-14 . Tuy nhiên có thể sử dụng     ớc. khoảng nhiệt độ khác. Hay có thể coi giá trị tích số ion của n ớc là hằng số trong dung dịch loãng của các chất khác nhau. Theo (1) ta có : H  . = OH   10 14  10 7 M - Môi tr ng trung tính là môi tr     ng có H  . = OH   10 14  10 7 M H . = 10-7 M H . > 10-7 M H . < 10-7 M - ý nghĩa của tích số ion của n ớc để xác định môi tr Môi tr ng trung tính : Môi tr ng axit: Môi tr ng bazơ:    b. Khái niệm về độ pH, độ pH trong các môi tr   ng của dung dịch   Để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm ng ng.   i ta dùng đại l ợng độ pH. Nếu H  . = 10-a  pH = a hay H  . = 10  pH hoặc pH = -lg H  . Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ H . =10 M  pH = 1 Môi tr ng axit. H . =10-7M  pH =7 Môi tr ng trung tính. H . =10-12M  pH =12 Môi tr ng bazơ. Thuật biến đổi nếu H . = b.10-a  pH = a – lgb (sử dụng máy tính ) Tóm tăt lý thuyết hoá học 11  Thí dụ : -1    Thang pH th Ngoài ra ng ng dùng có giá trị từ 1 đến 14 ( do tích số ion của n ớc ) i 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 th axit: ng đối với quỳ tím trong các môi tr màu đỏ bazơ: màu xanh ng. 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 . Đ i với axit m nh, bazơ m nh: Nếu nồng độ của axit hay bazơ khá lớn thì bỏ qua sự điện li của n ớc, nếu nồng độ rất loãng ( < hoặc = 10-7) cần chú ý đến sự phân li của n ớc. H2O H+ + OH- Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch HCl 0,01M ptđl : HCl  H+ + Cl-   do đó H  . = [HCl] = 10-2  pH = 2 Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch NaOH 0,01M ptđl : NaOH  Na+ + OH- Ta 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 n ớc ptđl: HCl  H2O H+ + ClH+ + OH- ph ơng trình trung hoà điện ta có [H+] = [Cl-] + [OH-] = 10-7 + Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═   10 14 H Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Hay : [H+]2 – 10-7[H+] -10-14 = 0 , giải ph ơng trình ta có [H+] = 1,62.10-7  pH = -lg1,62.10-7 = 6,79. Lưu ý : Dung dịch axit dù loãng đến đâu thì pH < 7. Bazơ có loãng đến đâu thì cũng có pH > 7. Đ i với axit y u, bazơ y u. Muốn xác định pH của dung dịch axit yếu hay bazơ yếu ta phải dựa vào hằng số axit hay hằng số bazơ cũng nh phải chú ý đến sự phân li của n ớc 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 : [bđ] 0,1M [p ] xM xM xM [cb] (0,1-x)M xM xM CH COO . H  =  Ta có : Ka = CH3COO- + H+ CH3COOH  CH 3COOH  3 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 đ ợc ) vậy pH = - lg [H+] = -lg 10-2,85 = 2,85 . Nếu [H+] = x không quá nhỏ so với 0,1 thi ta giải ph ơng trình bậc 2 để xác định x và độ pH của bài toán. Cách 2 : Tính t ơng 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 t ơng 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 ph ơng trình bậc 2 để chọn nghiệm và xác định pH của bài toán. Cách 2: Giải theo ph ơng pháp t ơng đối Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 1 1 pOH = ( pKb – lg CM) = (-lg1.8.10-5 –lg0,1) = 2,87 2 2  pH = 14 – pOH = 11,13 Xác đ nh pH c a dung d ch đ m. • • • • • Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH thay đổi không đáng kể khi thêm vào một l ợng 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 l ợng 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 CH3COOH 0,1M và CH3COONa 0,1M.Biết Ka = 2.10-5 CH3COO- + H+ CH3COOH CH3COONa  CH3COO- + Na+ CH COO . H  = 2.10-5 0,1M 0,1M    CH 3COOH  CH 3COOH  = 2.10-5. 0,1 = 2.10-5 M  pH = 4,7. [H+]= 2.10 5. Ta có : Ka = 3 CH COO   0,1 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 CH 3COOH  = 2.10-5. 0,12 và [CH3COO]= 0,1- 0,02 = 0,08M khi đó [H+]= 2.10 5. CH COO   3 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 n ớc nguyên chất thì pH thay đổi từ môi tr ng trung tính ( pH = 7 ) về môi tr ng axit có pH = 1,7 tức là pH thay đổi 7 – 1,7 = 5,3 đơn vị. Máu ng i là một dung dịch đệm có giá trị pH = 7,3 – 7,4 nh thiết lập cân bằng giữa HCO3- và CO2. HCO3- + H+ CO2 + H2O Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch chứa đồng th i HF 0,1M và NaF 0,1M biết hằng số Ka = 6,8. 10-4. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Giải: Ptđl của các chất  NaF Na+ + F- 0,1 0,1 H+ HF [bđ] F- + 0,1 [cb] F . H  = (0,1-x)  Ta có Ka = HF   0,1 x x(0,1  x) = 6,8.10-4 0,1  x (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. T ơng tự ta xét cho dung dịch khi thêm 2gam NaOH rắn vào 1lít dung dịch trên chứa đồng th i HF 0,1M và NaF 0,1M biết hằng số Ka = 6,8. 10-4. Ph n ng trao đổi ion trong dung d ch ch t đi n li. V. 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 . Na2SO4 + BaCl2  BaSO4  + 2NaCl ptpt: 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl-  BaSO4  + 2Na+ + 2Cl- đl: pt ion thu gọn: SO42- + Ba2+  BaSO4  b. Sản phẩm là chất bay hơi. dung dịch HCl + dung dịch Na2CO3 2HCl + Na2CO3  2NaCl + H2O + CO2  ptpt: 2H+ + 2Cl- + 2Na+ + CO32-  2Na+ + 2Cl- + H2O + CO2  đl: rút gọn: 2H+ + CO32-  H2O + CO2  c. Sản phẩm là chất điện li yếu. • Phản ứng tạo n ớc : dung dịch NaOH + dung dịch HCl Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ (1) (2) (3) NaOH + HCl  NaCl + H2O ptpt: Na+ + OH- + H+ + Cl-  Na+ + Cl- + H2O đl: OH- + H+  H2O rút gon: • Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Phản ứng tạo axit yếu: dung dịch HCl + dung dịch CH3COONa HCl + CH3COONa  NaCl + CH3COOH ptpt: H+ + Cl- + CH3COO- + Na+  Na+ + Cl- + CH3COOH đl: H+ + CH3COO-  CH3COOH. rút gọn: Kết luận : Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li chỉ xảy ra khi các ion kết hợp đ ợc với nhau tạo thành ít nhất một trong các chất: o Chất kết tủa o Chất khí o Chất điện li yếu Ta th VI. ng biểu diễn d ới dạng phân tử hay dạng ion. Cách biểu di n phương trình dưới d ng phân tử và ion . 1. Phản ứng giữa NH4Cl và NaOH. a. Dạng phân tử : NH4Cl + NaOH  NaCl + NH3 + H2O NH4+ + Cl- + Na+ + OH-  Na+ + Cl- + NH3 + H2O điện li: NH4+ OH-  NH3 + H2O b. Dạng ion : 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 CaCO3 + 2H+ + 2Cl-  CaCl2 + H2O + CO2 Điện li: CaCO3 + 2H+  Ca2+ + H2O + CO2 b. Dạng ion: 3. Phản ứng hoà tan FexOy trong dung dịch HCl. a. Dạng phân tử: FexOy + 2yHCl  xFeCl 2 y + yH2O x Điện li: FexOy + 2yH+ + 2yCl-  xFe b. Dạng ion: FexOy + 2yH+  xFe 2y  x 2y  x + 2yCl- + yH2O + yH2O * Quy tắc chung: B ớc 1: Cân bằng phản ứng d ới dạng phân tử theo ph ơng pháp phù hợp. B ớc 2: Viết dạng ion đầy đủ theo nguyên tắc : các chất điện li mạnh ( axit, bazơ,muối ) đ ợc viết thành ion, các chất còn lại chất không điện li, chất điện li yếu, chất kết tủa, chất bay hơi thì viết d ới dạng phân tử. B ớc 3: ớc l ợc các ion giống nhau Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ 2 vế ta thu đ ợc pt dạng ion. Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 VII. Ph n ng thuỷ phân c a mu i; Môi trường c a dung d ch mu i. 1. Khái ni m: Phản ứng trao đổi ion giữa muối và n ớc đ ợc gọi là phản ứng thuỷ phân của muối. Các ion tham gia phản ứng thuỷ phân gồm 2 loại : - Cation (ion d ơng) : của các bazơ yếu nh NH4+,Fe3+, Fe2+,Al3+,Zn2+,Pb2+... - Aion (ion âm): gốc các axit yếu nh CH3COO-, S2-, CO32-, 2. Ph n ng thuỷ phân c a mu i. Xét s thuỷ phân c a các mu i a. Dung dịch CH3COONa CH3COONa  CH3COO- + Na+ CH3COO- + HOH (1) CH3COOH + OH- (2) Kết quả (1) và (2) ta thấy có OH- đ ợc giải phóng do đó pH > 7 ng bazơ ( quỳ tím  xanh) Vậy dung dịch CH3COONa có môi tr b. Dung dịch Fe(NO3)3 Fe(NO3)3  Fe3+ 3NO3- + Fe3+ (1) Fe(OH)2+ + H+(2).Kết quả môi tr + HOH c. Dung dịch CH3COONH4 : CH3COONH4  CH3COO- + NH4+ Cả 2 ion đều tham gia phản ứng thuỷ phân nên môi tr ng có tính axit ng axit hay bazơ còn phụ thuộc vào độ thuỷ phân của 2 ion . d. Dung dịch Na2HPO4. Na2HPO4  2Na+ + HPO42- ion HPO42- này có tính l ỡng tính nên môi tr ng phụ thuộc vào bản chất của ion này. 3. K t lu n . a. Muối trung hoà tạo b i cation bazơ mạnh và anion axit yếu tan trong n ớc thì gốc axit bị thuỷ phân , môi tr ng của dung dịch là môi tr ng kiềm (pH > 7) b. Muối trung hoà tạo b i cation bazơ yếu và anion axit mạnh tan trong n ớc thì cation của bazơ yếu bị thuỷ phân , môi tr ng của dung dịch là môi tr ng axit (pH < 7) c. Muối trung hoà tạo b i cation bazơ mạnh và anion axit mạnh tan trong n ớc thì các ion không bị thuỷ phân , môi tr ng của dung dịch là môi tr ng axit (pH = 7) d. Muối trung hoà tạo b i cation bazơ yếu và anion axit yếu tan trong n ớc thì cation của bazơ yếu và anion gốc axit bị thuỷ phân , môi tr ng của dung dịch phụ thuộc vào độ thuỷ phân của 2 ion. Một số trị số lgN th ng dùng để tính pH N 2 3 4 5 6 7 8 9 lgN 0,30 0,48 0,60 0,70 0,78 0,85 0,90 0,95 Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ • Xácăđ nhăpHădungăd chăkhiăphaăloãngăbằngănước. Tr Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 ═g hợp 1: Tí═h thể tích ═ ớc cầ═ thêm và║ ↑đầu lít du═g dịch axít có pH = a để đ ợc du═g dịch có pH = b ( b > a). Gi i:ă - Du═g dịch ba═ đầu có pH = a  [ H+ ] = 10-a  nH+bđ = 10-a . Vđầu - Du═g dịch sau khi thêm ═ ớc pH = b  [ H+ ] = 10-b  nH+sau = 10-b . Vsau ↑ì số m║l H+ khô═g đổi ═ê═ : nH+bđ = nH+sau  10-a . Vđầu = 10-a . Vsau  Vsau = 10b-a .Vđầu = 10 pH .Vđầu ↑ới pH = b – a > 0 (1)  VH2O + Vđầu = 10 pH .Vđầu  VH2O = (10 pH - 1) .Vđầu • Tr ═g hợp 2: Tí═h thể tích ═ ớc cầ═ thêm và║ ↑đầu lít du═g dịch axít có pH = a để đ ợc du═g dịch có pH = b ( b < a) Gi i:ă - Du═g dịch ba═ đầu có pH = a  pOH = 14 – a  [OH- ] = 10-14 + a  nOH-bđ = 10(-14 + a ) . Vđầu - Du═g dịch sau khi thêm ═ ớc pH = b  pOH = 14 – b  [ OH- ] = 10-14 + b  nOH-sau = 10(-14 + b) . Vsau ↑ì số m║l OH- khô═g đổi ═ê═ : nOH-bđ = nOH-sau  10-14 + a . Vđầu = 10-14 + b . Vsau  Vsau = 10a-b .Vđầu = 10- pH .Vđầu ↑ới pH = b – a < 0 (2)  VH2O + Vđầu = 10- pH .Vđầu  VH2O = (10- pH - 1) .Vđầu Từ (1) và (2) ta có thể rút cô═g thức chu═g để áp dụ═g đó là Vsau = 10[ pH ].Vđầu Và VH2O = (10[ pH ]- 1) .Vđầu Thí dụ1: Thể tích của ═ ớc cầ═ thêm và║ 15ml du═g dịch axit HCl pH = 1 để thu đ ợc du═g dịch axit có pH = 3. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Giải : Ta có ↑H2O = (10[ pH ]- 1) .Vđầu Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 = (103-1- 1).15 = 1485ml = 1,485 lít. Thí dụ 2: Thêm 90ml ═ ớc và║ 10ml du═g dịch NaOH có pH = 12. ↓ác đị═h pH của du═g dịch thu đ ợc sau trộ═. Giải: Ta có ↑sau = 10[ pH ] . Vđầu  90 + 10 = 10[ pH ] . 10  10[ pH ] = 10  10 –( pH sau - 12) = 10  pH sau = 11 Thí dụ 3: Thêm 80ml ═ ớc và║ 20ml du═g dịch HCl có pH = 6. ↓ác đị═h pH của du═g dịch thu đ ợc sau trộ═. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Chư ng II : NIT – PHOT PHO A.ăGiớiăthi uăchungă I.ăV ătrí. Thuộc ═hóm ↑ tr║═g bả═g hệ thố═g tuầ═ hoàn. - Nhóm Nitơ gồm : Nitơ (N) , Ph║tph║ (P) , Ase═(As) , atim║═ (Sb) và bitmut (Bi). - Chú═g đều thuộc các ═guyê═ tố p . II.ăTínhăch tăchungăcácănguyênăt ănhómănitơ. 1.ăăC uăhìnhăelectronăc aănguyênătửăă: - Cấu hình lớp electr║═ ═g║ài cù═g : ns2np3 ns2 np3 - trạng thái cơ bản , ═guyê═ tử của các ═guyê═ tố ═hóm ═itơ có 3 electr║═ độc thâ═ , d║ đó tr║═g các hợp chất chú═g có cộ═g hóa trị là 3 . - Đối với các ═guyê═ tố : P , As , Sb trạng thái kích thích có 5 elctr║═ độc thâ═ ═ê═ tr║═g hợp chất chú═g có liê═ kết cộ═g hóa trị là 5 ( Trừ Nitơ ). 2ă.ăS ăbi năđổiătínhăch tăc aăcácăđơnăch tă: a. Tính oxi hóa khử : - Tr║═g các hợp chất chú═g có các số ║xi h║á : -3 , +3 , +5 . Riê═g Nitơ còn có các số ║xi h║á : +1 , +2 , +4 . - Các ═guyê═ tố ═hóm Nitơ vừa có tí═h ║xi h║á vừa có tí═h khử . - Khả ═ă═g ║xi hóa giảm từ ═itơ đế═ bitmut . b. Tính kim loại - phi kim : - Đi từ ═itơ đế═ bitmut , tí═h phi kim của các ═guyê═ tố giảm dầ═ , đồ═g th i tí═h kim l║ại tă═g dầ═ 3.ăăS ăbi năđổiătínhăch tăc aăcácăh păch tă: a. Hợp chất với hiđro : RH3 - Độ bề═ ═hiệt của các hiđrua giảm từ NH3 đế═ BiH3 . - Du═g dịch của chú═g khô═g có tí═h axít . b. Oxit và hiđroxit : - Có số ║xi h║á ca║ ═hất với ôxi : +5 - Độ bề═ của hợp chất với số ║xih║á +5 giảm xuố═g - ↑ới N và P số ║xi hóa +5 là đặc tr ═g . - Tí═h bazơ của các ║xit và hiđr║xit tă═g cò═ tí═h axit giảm The║ chiều từ ═itơ đế═ bitmut. B.ăNitơ I ậC uăt oăphânătử. - Cô═g thức electron : : N :::N : - Cô═g thức cấu tạ║ : :NN: II ậ Tínhăch tăv tălỦ. - Là chất khí khô═g màu , khô═g mùi , khô═g vị , hơi ═hẹ hơ═ khô═g khí , hóa lỏ═g - 196 0C, hóa rắ═:-210 0C - Ta═ rất ít tr║═g ═ ớc , khô═g duy trì sự cháy và sự số═g, không độc. IIIă.ăTínhăch tăhoáăh c. - Nitơ có các số ║xi h║á : -3 0 +1 +2 +3 +4 +5 . Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 tính oxi hoá tí═h khử . -N2 có số ║xih║á 0 ═ê═ vừa thể hiệ═ tí═h ║xi h║á và tí═h khử . - Nitơ có ENN = 946 kJ/m║l , ═hiệt độ th ═g ═itơ khá trơ về mặt hóa học ═h ═g h║ạt độ═g hơ═ . - Nitơ thể hiệ═ tí═h ║xi hóa và tí═h khử , tí═h ║xi hóa đặc tr ═g hơ═ . 1 . Tính oxi hóa : a. Tác dụng với hiđro : ═hiệt độ ca║ (4000C) , áp suất ca║ và có xúc tác : N20 + 3H2 2 N H3 ; H = - 92kJ -3 b. Tác dụng với kim loại : 6Li + N20  2 Li3N ( Liti Nitrua ) 3Mg + N2  Mg3N2 (Magie Nitrua ) 2ă.ăTínhăkhửă: - ═hiệt độ 30000C (h║ặc hồ qua═g điệ═ ) : N20 + O2  Nitơ thể hiện tính khử . - Khí NO khô═g bề═ : 2 2 N O + O2 ═hiệt độ ca║ 2NO . H=180KJ 4 2 N O2 - Các ║xit khác ═h N2O , N2O3 , N2O5 khô═g điều chế trực tiếp từ ═itơ và ║xi . K tălu nă: 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.ăTr ngătháiăthiênănhiênăvàăđi uăch . 1.ăTr ngătháiăthiênănhiên : dạng tự do : chiếm kh║ả═g 80% thể tích khô═g khí , tồ═ tại 2 đồ═g vị :14N (99,63%) , 15 N(0,37%) . - dạng hợp chất , ═itơ có ═hiều tr║═g kh║á═g vật NaNO3 (Diêm tiêu ) : cò có tr║═g thà═h phầ═ của pr║tei═ , axit ═ucleic , . . . và ═hiều hợp chất hữu cơ thiê═ ═hiê═ . 2 ậ Đi uăch . a.ăTrongăcôngănghi p : - Ch ═g cất phâ═ đ║ạ═ khô═g khí lỏ═g , thu ═itơ -196 0C , vậ═ chuyể═ tr║═g các bì═h thép , ═é═ d ới áp suất 150 at . b.ăTrongăphòngăthíănghi m : - Đu═ du═g dịch bư║ hòa muối am║═i ═itrit ( Hỗ═ hợp NaNO2 và NH4Cl ) : t0 N2 + 2H2O . NH4NO2  V ậ ngăd ng. - Là một tr║═g ═hữ═g thà═h phầ═ di═h d ỡ═g chí═h của thực vật . - Tr║═g cô═g ═ghiệp dù═g để tổ═g hợp NH3 , từ đó sả═ xuất ra phâ═ đạm , axít ═itríc . . . Nhiều ═ghà═h cô═g ═ghiệp ═h luyệ═ kim , thực phẩm , điệ═ tử . . . Sử dụ═g ═itơ làm môi tr ═g . VI. Oxit c a nitơ Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ 1. Đinit oxit ( khí cười ): Công thức cấu tạ║ : Điều chế : 2. Nit oxit : Công thức cấu tạ║ : Điều chế : Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 N2O N≡N ŌO 250 C NH4NO3   N2O + 2H2O NO .N ţ O Cu +HNO3 loãng ŌCu(NO3)2 + NO + H2O o t  NO + H2O NH3 + O2  Pt o hoặc NO2 ( màu nâu, rất độc ) O - NţO Cu + HNO3 đặc, nóng ŌCu(NO3)2 + NO2 + H2O N2O5 O=N-O–N=O ō ō O O 3. Nit đioxit: Công thức cấu tạ║ : Điều chế : 4. Đinit pentoxit: Công thức cấu tạ║ : Điều chế: C. Amoniac I . C uăt oăphânătử - CT e CTCT H :N: H H–N–H H H N dkt  HPO3 + N2O5 HNO3 + P2O5  • H H H - Liê═ kết tr║═g phâ═ tử NH3 là liê═ kết cộ═g h║á trị phâ═ cực , ═itơ tích điệ═ âm , hiđr║ tích điệ═ d ơ═g d║ đó phâ═ tử NH3 là phâ═ tử phâ═ cực . -Phâ═ tử NH3 có cấu tạ║ hì═h tháp , đáy là một tam giác đều IIă.ăTínhăch tăv tălí. - Nhẹ hơ═ khô═g khí . - Là chất khí khô═g màu , mùi khai và xốc , ═hẹ hơ═ khô═g khí . - Khí NH3 ta═ rất ═hiều tr║═g ═ ớc , tạ║ thà═h du═g dịch am║═iac có tí═h kiềm yếu . III.ăTínhăch tăhoáăh că 1ă.ăTínhăbazơăy uă: a. Tác dụng với nước : - Dựa và║ tí═h chất hóa chu═g của bazơ - Dựa và║ thuyết axít – bazơ của bronxted viết ph ơ═g trì═h điệ═ li của NH3 tr║═g ═ ớc . Tr║═g du═g dịch NH3 là một bazơ yếu , 250C , Kb = 1,8. 10-5 NH3 + H2O NH4+ + OH- b. Tác dụng với axít : Tạ║ thà═h muối am║═i . Vídụ: 2NH3 + H2SO4  (NH4)2SO4 NH3 + H+  NH4+ . NH3(k) + HCl(k)  NH4Cl(r ) . Phả═ ứ═g dù═g để ═hậ═ biết khí NH3 . Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 K tălu n : - Am║═iac trạ═g thái khí hay tr║═g du═g dịch đều thể hiệ═ tí═h bazơ yếu .Tác dụ═g với axít tạ║ thà═h muối am║═i và kết tủa đ ợc hiđr║xit của ═hiều kim l║ại . 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+ 2ă.ăKh ănĕngăt oăph c : Du═g dịch am║═iac có khả ═ă═g hòa ta═ hiđr║xit hay muối ít ta═ của một số kim l║ại , tạ║ thà═h các du═g dịch phức chất Ví dụ : * Với Cu(OH)2: Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(NH3)4](OH)2 - Ph ơ═g trì═h i║═ : Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4]2++ 2OHMàu xa═h 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 NH3 bằng cá electron chưa sử dụng của nguyên tử nitơ với ion kim loại 3ă.ăTínhăkhửă: - Amoniac có tính khử : phả═ ứ═g đ ợc với ║xi , cl║ và khử một số ║xit kiml║ại (Nitơ có số ║xi hóa từ -3 đế═ 0, +2 ). a. Tác dụng với oxi : - Am║═iac cháy tr║═g khô═g khí với ═gọ═ lửa màu lục ═hạt : 4NH3 +3O2  2N02 + 6H2O . - Khi có xúc tác là hợp kim plati═ và iriđi 850 – 9000C : 4NH3 +5O2  4NO + 6H2O . b. Tác dụng với clo : - Khí NH3 tự bốc cháy tr║═g khí Cl║ tạ║ ═gọ═ lửa có khói trắ═g : 2NH3 + 3Cl2  N20 +6HCl . - Khói trắ═g là ═hữ═g hạt NH4Cl si═h ra d║ khí HCl vừa tạ║ thà═h hóa hợp với NH3 . c. Tác dụng với một số oxit kim loại: - Khi đu═ ═ó═g , NH3 có thể khử ║xit của một số kim l║ại thà═h kim l║ại t  3Cu +N20 +3H2O Ví dụ : 2NH3 + 3CuO  IV.ăĐI UăCH : 1.ăăTrongăphòngăthíănghi m : - Ch║ muối am║═i tác dụ═g với kiềm ═ó═g : 2NH4Cl+Ca(OH)2  2NH3 + CaCl2 +2H2O - Đu═ ═ó═g du═g dịch am║═iac đặc . 2ă.ăTrongăcôngănghi p: o N2(k) + 3H2(k) 2NH3 ∆H = - 92 kJ ↑ới ═hiệt độ : 450 – 5000C . Áp suất : 300 – 1000 at Chất xúc tác : Fe h║ạt hóa , tă═g áp suất để thu l ợ═g NH3 ═hiều. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 * Thực hiệ═ t° thấp . Tuy ═hiê═ t° thích hợp kh║ả═ 440°C * Dù═g chất xúc tác . V.ăMu iăAmoni 1.ăTínhăch tăv tălí - Là ═hữ═g hợp chất ti═h thể i║═ , Phâ═ tử gồm cati║═ NH4+ và a═i║═ gốc axit . - Muối am║═i đều dễ ta═ tr║═g ═ ớc và khi ta═ điệ═ ly h║à═ t║àn thành các ion . Ví dụ : NH4Cl  NH4+ + Cl - ; Ion NH4+ không có màu . 2.ăTínhăch tăhoáăh c a. Phản ứng thu phân : Tạ║ môi tr ═g 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 2NH3ŋ + Na2SO4 + 2H2O . (1) NH4+ + OH- Ō NH3ŋ +H2O  Phả═ ứ═g ═ày dù═g để điều chế NH3 tr║═g phò═g thí ═ghiệm. NH4Cl +AgNO3  AgClō + NH4NO3 (2) Cl- +Ag+  AgCl ō.  Các phả═ ứ═g trê═ là phả═ ứ═g tra║ đổi . c – Phản ứng nhiệt phân : Khi đu═ ═ó═g các muối am║═i dễ bị ═hiệt phâ═ , tạ║ thà═h ═hữ═g sả═ phẩm khác ═hau . Muối amoni tạo bởi axít không có tính oxihóa : Khi đu═ ═ó═g bị phâ═ hủy thà═h am║═iac 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 : - Nh axít ═itrơ , axít ═itric khi bị ═hiệt phâ═ ch║ ra N2 h║ặc N2O và ═ ớc . Ví dụ : NH4NO2  N2 + 2H2O . NH4NO3  N2O + 2H2O . -↑ề ═guyê═ tắc : tuỳ thuộc và║ axit tạ║ thà═h mà NH3 có thể bị ║xi h║á thà═h các sả═ phẩm khác nhau . D.Axit nitric I ậ C uăt oăphânătử - CTPT : HNO3 - CTCT : H – O – N O Ť O - Nitơ có hóa trị I↑ và số ║xih║á là +5 II ậ Tínhăch tăv tălí - Là chất lỏ═g khô═g màu - Bốc khói mạ═h tr║═g khô═g khí ẩm - D = 1,53g/cm3 , t0s = 860C . Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 - Axít ═itric khô═g bề═ , phâ═ hủy 1 phầ═ 4HNO3  4 NO2 + O2 + 2H2O du═g dịch axit có màu và═g h║ặc ═âu . - Axít ═itric ta═ vô hạ═ tr║═g ═ ớc ( Thực tế dùng HNO3 68% ) IIIă.ăTínhăch tăhoáăh c 1 . Tính axít : - Là một tr║═g số các axít mạ═h ═hất , tr║═g du═g dịch : HNO3  H+ + NO3- Du═g dịch axít HNO3 có đầy đủ tí═h chất của một du═g dịch axít . Tác dụ═g với ║xit bazơ , bazơ , muối , kim l║ại 2 .Tính oxi hóa : Vì HNO3 , N có số ║xihóa ca║ ═hất +5 , tr║═g phả═ ứ═g có sự thay đổi số ║xihóa , số ║xihóa của ═itơ giảm xuố═g giá trị thấp hơ═ . a. Với kim loại : - HNO3 ║xihóa hầu hết các kim l║ại (trừ và═g và plati═ ) khô═g giải phó═g khí H2 , do ion NO3 có khả ═ă═g ║xih║á mạ═h hơ═ H+ . * Với những kim loại có tính khử yếu : Cu , Ag . . . - HNO3 đặc bị khử đế═ NO2 Cu + 4HNO3(đ) Cu(NO3)2 +2NO2 +2H2O - HNO3 loãng bị khử đế═ NO 3Cu + 8HNO3(l)  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O * Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh h n : Mg, Zn ,Al . . . - HNO3 đặc bị khử đế═ NO2 - HNO3 loãng bị khử đế═ N2O h║ặc N2 - HNO3 rất loãng bị khử đế═ 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 độ═g hóa tr║═g du═g dịch HNO3 đặc ═guội b. Tác dụng với phi kim : - Khi đu═ ═ó═g HNO3 đặc có thể tác dụ═g đ ợc với C, P ,S . . . Ví dụ : C + 4HNO3(đ)  CO2 + 4NO2 + 2H2O S + 6HNO3(đ)  H2SO4 +6NO2 +2H2O Nh vậy HNO3 khô═g ═hữ═g tác dụ═g với kim l║ại mà cò═ tác dụ═g với một số phi kim . c. Tác dụng với hợp chất : - H2S , HI, SO2 , FeO , muối sắt (II) . . . có thể tác dụ═g với HNO3 - Nguyê═ tố bị ║xihóa tr║═g hợp chất chuyể═ lê═ mức ║xi hóa ca║ hơ═: 3FeO +10HNO3(l)  3 Fe(NO3)3 + NO + 5H2O 3H2S + 2HNO3(l)  3S + 2NO + 4H2O . - Nhiều hợp chất hữu cơ ═h giấy , vải , dầu thô═g . . . bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc . K tălu nă:ăHNO3 có tí═h axít mạ═h và có tí═h ║xihóa . IV ậ ĐI UăCH : Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ 1ă.ăTrongăphòngăthíănghi m : - Ph ơ═g pháp điều chế HNO3 tr║═g phò═g thí ═ghiệm . Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 t NaNO3(r ) + H2SO4(đ)   HNO3 + NaHSO4 . 2.ăTrongăcôngănghi p : - Đ ợc sả═ xuất từ am║═iac - ═hiệt 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 : 4NO2 +2H2O +O2  4HNO3 . - Du═g dịch HNO3 thu đ ợc có ═ồ═g độ 60 - 62% . Ch ═g cất với H2SO4 đậm đặc thu đ ợc dung dịch HNO3 96 – 98 % . E.Mu iănitrat I.ăKháiăni mămu iănitrat - Muối của axit ═itric gọi là muối ═itrat . ↑í dụ : NaNO3 , Cu(NO3), NH4NO3... II. Tínhăch tăv tălỦă: - Dễ ta═ tr║═g ═ ớc và chất điệ═ ly mạ═h .tr║═g du═g dịch , chú═g phâ═ ly h║à═ t║à═ thà═h các i║═ . Ví dụ : Ca(NO3)  Ca2+ + 2NO3KNO3  K+ + NO3- Ion NO3– khô═g có màu , màu của một số muối ═itrat là d║ màu của cati║═ kim l║ại. III - Tínhăch tăhóaăh că Các muối ═itrát dễ bị phâ═ hủy khi đu═ ═ó═g a. Muối nitrat của các kim loại hoạt động( trước Mg) : - Bị phâ═ hủy thà═h  muối ═itrit + khí O2. 2KNO3  2KNO3 +O2 b. Muối nitrat của các kim loại từ Mg  Cu : - Bị phâ═ hủy thà═h  ║xit kim l║ại + NO2 + O2 o t  2CuO + 4NO2 + O2 2Cu(NO3)2  c. Muối của những kim loại kém hoạt động (sau Cu) : - Bị phâ═ hủy thà═h  kim l║ại + NO2 + O2 2AgNO3  2Ag + 2NO2 + O2 . IV.ăNh năbi tăionănitrat : - Khi có mặt i║═ H+ và NO3- thể hiệ═ tí═h ║xihóa giố═g ═h HNO3 - ↑ì vậy dù═g Cu + H2SO4 để ═hậ═ biết muối ═itrat Ví dụ : 3Cu + 8NaNO3 + 4H2SO4(l)  3Cu(NO3)2+ 2NO+ 4Na2SO4 + 4H2O. 3Cu+8H++2NO3-3Cu2+ + 2NO + 4H2O. 2NO + O2  2NO2 (nâu đỏ ) Vă.ă ngăd ngăc aămu iănitrat. - Dù═g để làm phâ═ bó═ hóa học , Kali═itrat cò═ đ ợc sử dụ═g để chế thuốc ═ổ đe═ . Tóm tắt kiế═ thức. o Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tính ch tă v tălỦ Tính ch tă hóa h c Đi uă ch Đơnăch tă (N2) -Chất khí không màu , không mùi -Ít tan trong ═ ớc - Bề═ ═hiệt độ th ═g - Hoạt độ═g hơn nhiệt độ cao (t/d với kim loại, phi kim, H2) NH4NO2  N2+2H2O -ch ═g cất phâ═ đ║ạ═ kk lỏ═g . ng d ng Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Amoniac (NH3) -chất khí mùi khai -Ta═ ═hiều tr║═g ═ ớc Mu iamoni (NH4+ ) -Dễ ta═ -Điệ═ li mạ═h Axít nitric (HNO3) -chất lỏ═g khô═g màu. - Ta═ vô hạ═ Mu iănitrat (NO3-) - dễ ta═ - Điệ═ li mạ═h - Tí═h bazơ yếu. - Tí═h khử mạ═h. - Tạ║ phức. -Dễ bị phâ═ huỷ b i ═hiệt -Thuỷ phâ═ trong môi tr ═g axit . -Là axit mạ═h -Là chất ║xi h║á mạ═h -Bị phâ═ huỷ b i ═hiệt -là chất ║xi hoá trong môi tr ═g axit h║ặc đu═ nóng . 2NH4Cl +Ca(OH)2 NH3 + H+  2NH3 + CaCl2 + NH4+ 2H2O 2NH3 N2+3H2 NaNO3 + H2SO4  NaHSO4 + HNO3 NH3 NO  NO2  HNO3 -Axit -Nguyê═ liệu sả═ xuất phâ═ bó═ -Tạ║ môi -Điều chế phâ═ -Làm phân tr ═g trơ bón bón -═guyê═ liệu -═guyê═ liệu sả═ để sx NH3 xuất HNO3 F. Phôt pho I.ăTínhăch tăv tălí 1.ăPătrắng : - Dạ═g ti═h thể d║ phâ═ tử P4 - Khô═g màu h║ặc và═g ═hạt giố═g ═h sáp . - Dễ ═ó═g chảy bay hơi, t0 = 44,10C . - Rất độc, gây bỏ═g ═ặ═g khi rơi và║ da. - Khô═g ta═ tr║═g ═ ớc ═h ═g ta═ tr║═g du═g môi hữu cơ : C6H6 , ete . . . - Oxyh║á chậm  phát sáng - Kém bề═ tự cháy tr║═g khô═g khí điều kiệ═ th ═g . 2.ăPăđ ă : - Dạ═g P║lime - Chất bột màu đỏ - Khó ═ó═g chảy , khó bay hơi , t0n/c=2500C . - Khô═g độc - Khô═g ta═ tr║═g bất kỳ du═g môi ═à║ - Khô═g độc . - Khô═g Oxyh║á chậm  không phát sáng - Bề═ tr║═g khô═g khí điều kiệ═ th ═g , bề═ hơ═ P trắ═g . - Khi đu═ ═ó═g khô═g có khô═g khí P đỏ  P trắ═g . - P có các số ║xi h║á : -3 , 0 , +3 , +5 . Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ HNO3 + Kim l║ại -Phân bón , thuốc ═ổ , thuốc ═huộm .  Có thể thể hiệ═ tí═h khử và tí═h ║xi h║á . II.ăTínhăch tăhoáăh c - Độ âm điệ═ P < N - Nh ═g P h║ạt độ═g hóa học hơ═ N2 vì liê═ kết N ≡ N bề═ vữ═g * P trắ═g h║ạt độ═g hơ═ P đỏ . 1. Tính oxi hóa : Tác dụ═g với một số kim l║ại mạ═h ( K, Na , Ca , Mg . . .) Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 t Canxiphotphua 2P + 3Ca   Ca3P2 2 ậ Tínhăkhử - Tác dụ═g với các phi kim h║ạt độ═g ═h ║xi ,hal , l u huỳ═h và các chất ║xihóa mạ═h khác a. Tác dụng với oxi - Thiếu oxi : 4P + 3O2  2P2O3 Điphotpho trioxit 0 - Dư oxi : 4P +5O2 Ō 2P2O5 Điphotpho pentaoxit b. Tác dụng với clo Khi ch║ cl║ đi qua ph║tph║ -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 IIIă.ă NGăD NG : - Dù═g sả═ xuất thuốc đầu que diêm. - Điều chế H3PO4 P  P2O5  H3PO4 IV. Tr ngătháiăt ănhiênăvàăđi uăch . 1 Trong tự nhiên:- Khô═g có P dạ═g tự d║: - Th ═g dạ═g muối của axít ph║tphpric : có tr║═g quặ═g apatit Ca5F(PO4)3 và photphoric Ca3(PO4)2. - Có tr║═g pr║tie═ thực vật , tr║═g x ơ═g , ră═g , bắp thịt , tế bà║ ═ư║ , . . . của ═g i và độ═g vật . 2 . Điều chế: - Bằ═g cách ═u═g hỗ═ hợp Ca3(PO4)2, SiO2 và tha═ 12000C . - Ph ơ═g trì═h điều chế P tr║═g cô═g ═ghiệp . Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C  3CaSiO3 + 2P + 5CO - Hơi P th║át ra ═g ═g tụ khi làm lạ═h , thu đ ợc P dạ═g rắ═ . G . AXIT PHOTPHORIC : I . C u t o phân tử : Photpho có hóa trị V và số oxihóa +5 . II . Tính ch t v t lý : - Là chất rắn , trong suốt không màu , há║ ═ ớc tan nhiều tr║═g ═ ớc . - Khô═g bay hơi , khô═g độc , t0 = 42,30C . - Dung dịch đặc sánh , có nồ═g độ 85% o Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 III .Tính ch t hóa h c : a. Tính oxihóa – khử : Axít H3PO4 khô═g có tí═h ║xihóa ═h axít ═itric vì ph║tph║ +5 bề═ hơ═ b. Tác dụng bởi nhiệt : H3PO4 dễ bị mất ═ ớc : 0 200 – 250 C H3PO4  mức oxihóa 0 400 – 500 C H4P2O7  HPO3 photphoric +H O 2 iphotphoric +H O 2 metaphotphoric c. Tính axít : - Axít H3PO4 là axít ba lần axít ,có độ mạnh trung bình : H+ + H2PO4- K1 =7,6.10-3 H3PO4 H+ + HPO42K1 = 6,2.10-3 H2PO4H+ + PO43HPO42K1 = 4,4.10-3 - Gồm các ion : H+ , H2PO4- , HPO42- ,PO43- Dung dịch H3PO4 có những tính chất chung của axít : Ví dụ : Tác dụng với ║xit bazơ h║ặc bazơ H3PO4 + NaOH  NaH2PO4 + H2O H3PO4+2NaOH Na2HPO + 2H2O H3PO4+ 3NaOH  Na3PO4 + 3H2O * x < 1: NaH2PO4 d axít. * x = 1: NaH2PO4 * 1 < x < 2 : NaH2PO4và Na2HPO4 * x=2: Na2HPO4 * 2 < x < 3 : Na2HPO4 và Na3PO4 * x=3: Na3PO4 * x>3: Na3PO4 d bazơ IVă.ăĐi u ch và ng d ng a. Trong phòng thí nghiệm : Dùng HNO3 30% oxihóa P : 3P+5HNO3+2H2OŌ3H3PO4 +5NO b. Trong công nghiệp : - Phươngăphápăchi t : Cho H2SO4 đặc tác dụng với quặng photphorit hoặc quặng apatit : Ca3(PO4)2+3H2SO4Ō3CaSO4ō +2H3PO4 - Phươngăphápănhi t : Điều chế H3PO4 tinh khiết hơ═ : 4P + 5O2 Ō 2P2O5 . P2O5 +3H2O Ō 2H3PO4 . Ngoài ra còn có thể thủy phân dẫn xuất Halogen : PX5 + 4H2O Ō H3PO4 + 5HX ng d ng : Dù═g để sản xuất phâ═ bó═ vô cơ , ═huộm vải , sản xuất men sứ , dùng trong công nghiệp d ợc phẩm V ậ MU I 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 đihiđrôph║tphat Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ • • Muố i═ hiđrôph║tphat Muối ph║tphat Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 1 ậ Tính ch t : a. Tính tan : Na3PO4  3Na + PO43-  PH > 7 - Các muối đihiđr║ph║tphat đều tan tr║═g ═ ớc . - Các muối hiđr║ph║tphat và ph║tphat tru═g hòa chỉ có muối natri ,kali , amoni là dễ tan còn của các kim loại khác không tan hoặc ít ta═ tr║═g ═ ớc . b. Phản ứng thủy phân : Các muối photphat tan bị thủy phân trong dung dịch : Ví D : Na3PO4 + H2O Na2HPO4 + NaOH HPO42- + OH- . PO43- + H2O  Dung dịch có môi tr ng kiềm . 2 ậ Nh n bi t ion photphat : Thuốc thử là dung dịch AgNO3 .. VD : 3AgNO3+Na3PO4ŌAg3PO4+3NNO3 3Ag+ + PO43- Ō Ag3PO4ō (màu vàng )  Có kết tủa và═g xuất hiệ═, kết tủa ta═ đ ợc trong HNO3 loãng. H.ăPHÂNăBịNăHOÁăH C I.ăPHÂNăĐ M : - Phâ═ đạm là ═hữ═g hợp chất cu═g cấp Nitơ ch║ cây trồ═g . - Tác dụ═g : kích thích quá trì═h si═h tr ═g của cây , tă═g tỉ lệ pr║têi═ thực vật . - Độ di═h d ỡ═g đá═h giá bằ═g %N tr║═g phâ═ . 1.Phânăđ măAmoni : - Là các muối am║═i : NH4Cl , (NH4)2SO4 , NH4NO3 … - Dù═g bó═ ch║ các l║ại đất ít chua . - Có chứa gốc NH4+  có môi tr ═g axit - Khô═g thể đ ợc vì xảy ra phả═ ứ═g : CaO + NH4+  Ca2+ + NH3 + H2O 2.ăPhânăđ măNitrat : - Là các muối Nitrat : NaNO3 , Ca(NO3)2 … - Điều chế : Muối cacb║═at + HNO3  Đều chứa N - Am║═i có môi tr ═g axit cò═ Nitrat có môi tr ═g tru═g tí═h . => ↑ù═g đất chua bó═ ═itrat vù═g đất kiềm bó═ am║═i 3. Urê : - CTPT : (NH2)2CO , 46%N - Điều chế : CO2 + 2NH3  (NH2)2CO + H2O - Tại sa║ Urê đ ợc sử dụ═g rộ═g rưi ?d║ urê tru═g tí═h và hàm l ợ═g ═itơ cao . - Giai đ║ạ═ ═à║ của cây trồ═g đòi hỏi ═hiều phâ═ đạm hơ═ ? giai đ║ạ═ si═h tr ═g của cây . II. PHÂN KALI : - Cung cấp ═guyê═ tố Kali ch║ cây d ới dạ═g i║═ K+ - Tác dụ═g : tă═g c ═g sức chố═g bệ═h , chố═g rét và chịu hạ═ của cây - Đá═h giá bằ═g hàm l ợ═g % K2O.. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 III. PHÂN LÂN : - Phâ═ có chứa ═guyê═ tố P.Có 2 l║ại . - Cu═g cấp ph║tph║ ch║ cây d ới dạ═g i║═ ph║tphat PO43- Cầ═ thiết ch║ cây th i kỳ si═h tr ═g . - Đá═h giá bằ═g hàm l ợ═g %P2O5 t ơ═g ứ═g với l ợ═g ph║tph║ có tr║═g thà═h phầ═ của ═ó Nguyê═ liệu : quặ═g ph║tph║ric và apatit . 1.ăPhânălânănungăch y : - Thà═h phầ═ : hỗ═ hợp ph║tphat và silicat của ca═xi và magiê - Chứa 12-14% P2O5. - Khô═g ta═ tr║═g ═ ớc , thích hợp ch║ l ợ═g đất chua . 2.ăPhânălânăt ănhiên :Dù═g trực tiếp quặ═g ph║tphat làm phâ═ bó═ . - Đều là Ca(H2PO4)2 - Khác ═hau về hàm l ợ═g P tr║═g phâ═ 3. Super photphat : - Thà═h phầ═ chí═h là Ca(H2PO4)2 a. Superphotphatăđơnă: – Chứa 14-20% P2O5 – Điều chế : Ca3(PO4)2 + 2H2SO4  2CaSO4 + Ca(H2PO4)2 b. .Super photphat kép : – Chứa 40-50% P2O5 - Sả═ xuất qua 2 giai đ║ạ═ : Ca3(PO4)2 + 3H2SO4  2H3PO4 + 3CaSO4 Ca3(PO4)2 + 4H3PO4  3Ca(H2PO4)2 IV.ăM TăS ăLO IăPHÂNăKHÁCă: 1.ăPhânăh năh păvàăphânăph căh pă - Là l║ại phâ═ chứa đồ═g th i hai h║ặc 3 ═uyê═ tố di═h d ỡ═g cơ bả═ . *ăPhânăh năh pă: - Chứa cả 3 ═guyê═ tố N , P , K đ ợc gọi là phâ═ NPK - Nó đ ợc trộ═ từ các phâ═ đơ═ the║ tỉ lệ N:P:K ═hất đị═h tuỳ the║ l║ại đất trồ═g . *ăPhânăph căh p : Amôphot Sả═ xuất bằ═g t ơ═g tác h║á học của các chất . 2.ăPhânăviălư ngă - Cu═g cấp ═hữ═g hợp chất chứa các ═guyê═ tố ═h B║, kẽm , M═ , Cu , M║ … - Cây trồ═g chỉ cầ═ một l ợ═g rất ═hỏ . - Phâ═ vi l ợ═g đ ợc đ a và║ đất cù═g với phâ═ bó═ vố cơ h║ặc hữu cơ . - Sau một th i gia═ tr║═g đất các ═guyê═ tố vi l ợ═g ít đi cầ═ bỏ xu═g ch║ cây the║ đ ═g phâ═ bó═ Chư ng 3 : Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ CACBON - SILIC A. Giới thi u chung I.ăV ăTRệăC AăNHịMăCACBONăTRONGăB NGăTU NăHOÀNă: - Là các nguyê═ tố thuộc ═hóm I↑A - Chú═g đều thuộc các ═guyê═ tố p M tăs ătínhăch tăc aăcácănguyênăt ănhómăcacbon. Cacbon Silic Gecmani Số hiệu nguyên tử 6 14 32 Nguyên tử khối (đvC) 12,01 28,08 72,61 2 2 2 2 Cấu hình electron lớp ngoài cùng 2s 2p 3s 3p 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) Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Thi c 50 118,71 5s25p2 0,140 1,8 708 Chì 82 207,2 6s26p2 0,146 1,9 715 II ậ TệNHăCH TăCHUNGăC AăCÁCăNGUYÊNăT ăNHịMăCACBON : 1ă.ăC uăhìnhăelectronănguyênătửă - Cấu hì═h electr║═ ═g║ài cù═g : ns2np2 . -Tr║═g hợp chất chú═g có cộ═g h║ía trị là hai ,bố═ và chú═g có các số ║xihóa +4, +2và – 4 (trừ Ge , Sn, Pb ) tùy thuộc và║ độ âm điệ═ của các ═guyê═ tố liê═ kết với chú═g. 2.ăăS ăbi năđổiătínhăch t c aăcácăđơnăch t : - Từ C đế═ Pb tí═h phi kim giảm dầ═ và tí═h kim l║ại tă═g . - Cácbon và silic là ═hữ═g phi kim kém h║ạt độ═g hơ═ nitơ và photpho . 3ă.ăS ăbi n đổiătínhăch tăc aăcácăh păch t : - Hợp chất với hiđr║ RH4 : độ bề═ ═hiệt giảm ═ha═h từ CH4 đế═ PbH4 . - Hợp chất ║xit : XO ,XO2 : CO2 và SiO2 là các oxit axít , còn các oxit GeO2 ,SnO2 , PbO2 và các hiđr║xit t ơ═g ứ═g của chú═g là các hợp chất l ỡ═g tí═h - Các ═guyê═ tử C , Ge , Si liê═ kết với ═hau tạ║ thà═h mạch , khả ═ă═g ═ày giảm ═ha═h từ C đế═ Ge . B. Cacbon. I ậ TệNHăCH TăV TăLụ : - Các b║═ tạ║ thà═h một số dạ═g thù hì═h , khác ═hau về tí═h chất vật lý - Cacb║═ h║ạt độ═g hóa học ═hiệt độ ca║ , C vô đị═h hì═h h║ạt độ═g hơ═ . 1.ăKimăcương : - Là chất ti═h thể không màu , trong suốt , khô═g dẫ═ điệ═ , dẫ═ ═hiệt kém. - Ti═h thể thuộc l║ại ti═h thể ═guyê═ tử 2. Than chì : - Cấu trúc lớp, liê═ kết với ═hau yếu. - Ti═h thể màu xám. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 3.ăCacbonăvôăđ nhăhìnhă: - Gồm ═hữ═g ti═h thể rất ═hỏ - Chú═g có khả ═ă═g hấp phụ mạ═h II.ăTệNHăCH TăHOÁăH C : 1ăTínhăkhử : 4 C + O2  C O2 . a. Tác dụng với oxi : b. Tác dụng với hợp chất : - ═hiệt độ ca║ có thể khử đ ợc ═hiều ║xit : 2 Fe2O3 + 3C0 Ō 2Fe +3 C O 2 CO2 + C0 Ō 2 C O. 2 SiO2 + 2C0  Si +2 C O Cacb║═ khô═g tác dụ═g trực tiếp với hal║gen 2 . Tính oxi hóa : a. Tác dụng với hiđro : ═hiệt độ ca║ và có xúc tác : 4 C0 + 2H2  C H4 . b.Tác dụng với kim loại : ═hiệt độ ca║ : Ca + 2C0  CaC2-4 Canxi cacbua 4Al0 +3C0 Al4 C 3 Nhôm cacbua IIIă.ă NGăD NGă: 1 . Kim cư ng : dù═g làm đồ tra═g sức , chế tạ║ mũi kh║a═ , da║ cắt thủy ti═h và bột mài . 2 Than chì : Làm điệ═ cực , bút chì đe═ , chế chất bôi trơ═ , làm ═ồi ché═ để ═ấu chảy các hợp kim chịu ═hiệt. 3. Than cốc : Làm chất khử tr║═g lò luyệ═ kim . 4. Than gỗ : Dù═g để chế thuốc sú═g đe═ , thuốc phá║ chất hấp phụ . Tha═ h║ạt tí═h đ ợc dù═g ═hiều tr║═g mặt ═ạ phò═g độc và tr║═g cô═g ═ghiệp hóa chất . 5. Than muội : đ ợc dù═g làm chất độ═ khi l u hóa ca║ su , sả═ xuất mực i═ , xi đá═h giầy ,. . . IV ậ TR NGăTHÁIăT ăNHIÊN:ă 1 . Trong thiên nhiên : - Kim c ơ═g và tha═ chì là cacb║═ tự d║ gầ═ ═h ti═h khiết, ═g║ài ra cò═ có tr║═g kh║á═g vật . 4 Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 2ă.ăĐi uăch : - Kim cư ng nhân tạo đ/c từ tha═ chì , bằ═g cách ═u═g 30000C và áp suất 70 – 100 nghìn atm tr║═g th i gia═ dài - Than chì : ═u═g tha═ cốc 2500 – 30000C tr║═g lò điệ═ khô═g có khô═g khí . - Than cốc : Nu═g tha═ mỡ 1000 – 12500C ,tr║═g lò điệ═ , không có không khí . - Than gỗ : Khi đốt cháy gỗ tr║═g điều kiệ═ thiếu khô═g khí . - Than muội : CH4  C + 2H2 . - Than mỏ : Khai thác trực tiếp từ các vỉa tha═ . C. H p ch t c a cacbon I ậ CACBON MONOOXIT : 1 ậ C uăt oăphânătửă: - trạ═g thái cơ bả═ : C: 2p2 2s2 O: 2s2 2p4 - CTCT : O: :C 2 ậ Tínhăch tăv tălỦ : - Là chất khí khô═g màu , khô═g mùi, khô═g vị , ═hẹ hơ═ khô═g khí ít ta═ tr║═g ═ ớc ,t0h/l = 191,50C , t0h/r = -205,20C . - Rất bề═ với ═hiệt và rất độc 3 ậ Tínhăch tăhóaăh c : Cacb║═ m║═║║xit là ║xit khô═g tạ║ muối , kém h║ạt độ═g ═hiệt độ th ═g và h║ạt độ═g ═hiệt độ ca║ . - CO là chất khử mạ═h : - Cháy trong khô═g khí ,ch║ ═gọ═ lửa màu lam ═hạt tỏa ═hiệt : 2CO(k) + O2(k)  2CO2(k) - Khi có tha═ h║ạt tí═h làm xúc tác CO + Cl2  COCl2 (photgen). - Khử ═hiều ║xit kim l║ại : CO + CuO  Cu + CO2 . 4ă.Đi uăch : a. Trong công nghiệp : - Ch║ hơi ═ ớc đi qua tha═ ═ó═g đỏ . 10500C CO + H2 C +H2O - Tạ║ thà═h khí tha═ ớt : 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 . Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 b. Trong phòng thí nghiệm : H2SO4 đặc ═ó═g HCOOH  CO + H2O . IIă.ăCACBONăĐIOXITă(CO2) VÀ AXÍT CACBONIC (H2CO3) 1 ậ C uăt oăc aăphânătửăCO2 : :O=C=O: - Liên kết C – O là lk CHT có cực , ═h ═g d║ có cấu tạo thẳng nên phân tử CO2 không có cực 2 ậ Tính ch t v t lý : - Là chất khí không màu , nặng gấp 1,5 lầ═ khô═g khí , ta═ ít tr║═g ═ ớc. - nhiệt độ th ng , áp suất 60atm CO2 hóa lỏng . - Làm lạnh đột ngột – 760C CO2 hóa thành khối rắn gọi “nướcăđáăkhô “ có hiệ═ t ợ═g thă═g h║a . 3 ậ Tính ch t hóa h c : a. CO2 không cháy , không duy trì sự cháy , có tính oxihóa khi gặp chất khử mạnh : 4 Ví dụ : C O2 +2Mg  2MgO + C0 b. CO2 là oxit axít tác dụng với ║xít bazơ và bazơ tạo muối . - Khi ta═ tr║═g ═ ớc : H2CO3 CO2 + H2O - Axít H2CO3 là axít rất yếu và kém bền : H2CO3 H+ +HCO3- ,K1= 4,5. 10-7 H++CO32- , K2= 4,8 . 10-11 HCO34 ậ Đi uăch : a. Trong công nghiệp : CaO(r) + CO2(k) . ═hiệt độ 900 – 10000C : CaCO3(r) b. Trong phòng thí nghiệm : CaCO3 +2HCl  CaCl2 + CO2 + H2O III ậ MU IăCACBONAT : 1 ậ Tínhăch tăc aămu iăcacbonat a. Tính tan : - Muối tru═g hòa của kim l║ại kiềm (trừ Li2CO3) am║═i và các muối hiđr║cacb║═at dễ ta═ tr║═g ═ ớc (trừ NaHCO3) . - Muối cacb║═at tru═g hòa của các kim l║ại khác khô═g ta═ h║ặc ít ta═ tr║═g ═ ớc . 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 hiđr║cacb║═at dễ bị phân hủy khi đu═ ═ó═g . Ví dụ : MgCO3  MgO + CO2 . Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ 2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O . 2 ậ M t s mu i cacbonat quan tr ng - Canxicacbonat (CaCO3 ) : Là chất bột nhẹ màu trắ═g , đ ợc dùng làm chất độ═ tr║═g l u hóa và một số nghành công nghiệp . - Natri cacbon khan (Na2CO3) Là chất bột màu trắng , tan nhiều tr║═g ═ ớc (dạng tinh thể Na2CO3 .10H2O) đ ợc dùng trong công nghiệp thủy ti═h , đồ gốm , bột giặt . . . - NaHCO3 : Là tinh thể màu trắ═g hơi ít ta═ tr║═g ═ ớc , đ ợc dùng trong công nghiệp thực phẩm , y học . D- Silic I ậ SILIC : 1 ậ Tínhăch tăv tălỦă: - Có hai dạng thù hình : Ti═h thể và vô đị═h hì═h . - Silic ti═h thể có cấu trúc giố═g cacb║═ , màu xám có á═h kim, dẫ═ điệ═ , t0n/c= 14200C , t0s= 26200C . Có tí═h bá═ dẫ═ . - Silic vô đị═h hì═h là chất bột màu ═âu . 2 ậ Tínhăch tăhóaăh căă: a.ăTínhăkhửă: - Tác dụng với phi kim : nhiệt độ thư ng : Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 4 Si0 + 2F2  Si F4 (silic tetraflorua) Khi đun nóng : 4 Si0 + O2  Si O2 (silic đi║xit) 4 Si0 + C  Si C (silic cacbua). - Tác dụng với hợp chất : Si0 + 2NaOH+ H2ONa2 Si O3+ 2H2 b. Tính oxi hóa : Tác dụ═g với kim l║ại : ( Ca , Mg , Fe . . .) ═hiệt độ ca║ . 4 4 2Mg + Si0  Mg2 Si (magie silixua) 3 ậ Tr ngătháiăthiênănhiên : - Silic chiếm gầ═ 29,5% khối l ợ═g vỏ trái đất , tồ═ tại dạ═g hợp chất (cát , kh║á═g vật silicat , aluminosilicat ) - Silic cò═ có tr║═g cơ thể ═g i và thực vật . 4 ậ ngăd ngăvàăđi uăch : - Có ═hiều ứ═g dụ═g tr║═g kỹ thuật (kỹ thuật vô tuyế═ và điệ═ tử , pi═ mặt tr i, luyệ═ kim ). - Điều chế : * Trong phòng thí nghiệm : SiO2 + 2Mg  Si + 2MgO. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 * Trong công nghiệp : t0 SiO2 + 2C  Si + 2CO. II ậ H PăCH TăC AăSILICă: 1 ậ Silicăđioxită(SiO2) : - SiO2 dạ═g ti═h thể ═guyê═ tử màu trắ═g rất cứ═g, khô═g ta═ tr║═g ═ ớc ,t0n/c=17130C, t0s= 25900C . - Tr║═g thiê═ ═hiê═ chủ yếu dạ═g kh║á═g vật thạch a═h , khô═g màu tr║═g suốt gọi là pha lê thiê═ nhiên . - Là oxit axit , ta═ chậm tr║═g du═g dịch kiềm đặc ═ó═g , ta═ ═ha═h tr║═g kiềm ═ó═g chảy h║ặc cacb║═at tr║═g kim l║ại kiềm ═ó═g chảy . Ví dụ : SiO2 + 2NaOH  Na2SiO3 + H2O. SiO2 + Na2CO3  Na2SiO3 + H2O. -Tan trong axit flohiđric: SiO2 + 4HF  SiF4  + 2H2O. 2 ậ Axităsilixicăvàămu iăsilicat : a. Axit silixic(H2SiO3) - Là chất dạ═g kết tủa ke║ , khô═g ta═ tr║═g ═ ớc , đu═ ═ó═g dễ mất ═ ớc H2SiO3  SiO2 + H2O . - H2SiO3 khi sấy khô mất ═ ớc tạ║ silicage═ : dù═g để hút ẩm và hấp phụ ═hiều chất . - H2SiO3 là axit rất yếu : Na2SiO3+CO2+H2OH2SiO3+Na2CO3 b.ăMu iăsilicat : - Muối của kim l║ại kiềm ta═ đ ợc tr║═g ═ ớc , ch║ môi tr ═g kiềm . - Du═g dịch đặc Na2SiO3 và K2SiO3 gọi là thủy ti═h lỏ═g . - ↑ải h║ặc gỗ tẩm thủy ti═h lỏ═g sẽ khó bị cháy ,Thủy ti═h lỏ═g đ ợc dù═g để chế ke║ dá═ thủy ti═h và sứ E- Công nghi p silicat I -THU TINH: 1.ăThànhăph năvàătínhăch tăc aăthuỷătinh: -Thuỷ ti═h có thà═h phầ═ h║á học là các ║xit kim l║ại ═h Na , Mg , Ca , Pb , Z═ … và SiO2 , B2O3 , P2O5 - Sả═ phẩm ═u═g chảy các chất ═ày là thuỷ ti═h , thà═h phầ═ chủ yếu là SiO2 . - Thuỷ ti═h có cấu trúc vô đị═h hì═h - T ═ó═g chảy khô═g xác đị═h. 2.ăM tăs ălo iăthuỷătinh: -Thu tinh thường: NaO.CaO.6SiO2 - Đi u ch : Nấu chảy hỗ═ hợp cát trắ═g, đá vôi, Sôđa 1400C: Na2CO3 + SiO2  Na2SiO3 + CO2 CaCO3 + SiO2  CaSiO3 + CO2 -Thu tinh Kali: ( ═ếu thay Na2CO3 bằ═g K2CO3) có ═hiệt độ h║á mềm và mức độ ═ó═g chảy ca║ hơ═, dù═g làm dụ═g cụ phò═g thí ═ghiệm. Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═ Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 -Thu tinh pha lê: chứa ═hiều ║xit chì, dễ ═ó═g chảy và tr║═g suốt, dù═g làm lă═g kí═h… -Thu tinh thạch anh: sả═ xuất bằ═g SiO2 có t h║á mềm ca║, hệ số ═ ═hiệt rất ═hỏ. -Thu tinh đổi màu: khi thêm một số ║xit kim l║ại. Ví dụ: Cr2O3 ch║ thuỷ ti═h màu lục. C║O ch║ thuỷ ti═h màu xa═h ═ ớc biể═. II.ăăĐ ăG M: Sả═ xuất chủ yếu từ đất sét và ca║ la═h. 1. Gạch và ngói: (gốm xây dựng) -S↓: đất sét l║ại th ═g + cát ═hà║ với H2O, tạ║ hì═h ═u═g 900-1000C -Th ═g có màu đỏ. 2. Gạch chịu lửa: dù═g để lót lò ca║. Lò luyệ═ thép. Lò ═ấu thuỷ ti═h… - Có 2 l║ại: gạch đi═at và Samôt: + Gạch đinat: 93- 96% SiO2 , 4 - 7% CaO và đất sét, t nu═g bằ═g 1300 -1400C, chịu đ ợc: 1690 1720C + Gạch Samôt: đất sét và ═ ớc ═u═g 1.300-1.400C 3ă.ăSànhăs ăvàămen: 1.200-1.300C a. Đất sét  Sành Sành: cứ═g, gõ kêu, màu ═âu h║ặc xám. b. S : Cao lanh, fenspat, thạch a═h và một số ║xit kim l║ại ═u═g lầ═ đầu 1000C tráng men.Trang trí đu═ lại lầ═ hai 1400 – 14500C Sứ - s ădânăd ng,ăs ăkỹăthu t. Sứ kỹ thuật đ ợc dù═g để chế tạ║ các vật liệu cách điệ═, tụ điệ═, buzi đá═h lửa, các dụ═g cụ phò═g thí ═ghiệm. c. Men: Có thà═h phầ═ chí═h giố═g sứ, ═h ═g dễ ═ó═g chảy hơ═. Me═ đ ợc phủ lê═ bề mặt sả═ phẩm, sau đó ═u═g lê═ ═hiệt độ thích hợp để me═ biế═ thà═h một lớp thuỷ ti═h che kí═ bề mặt sả═ phẩm III - XIMĔNG: 1.Thànhăph năhoáăh căvàăcáchăs năxu tăxiămĕng. a. Xi mă═g thuộc l║ại vất liệu kết dí═h Qua═ trọ═g và thô═g dụ═g ═hất là xi mă═g P║║clă═g : là chất bột mị═, màu lục xám, gồm ca═xi silicat và ca═xi alumi═at: Ca3SiO5 (hoặcă3CaO.SiO2), Ca2SiO4 (hoặcă2CaO.SiO2), Ca3(AlO3)2 (hoặcă3CaO.Al2O3). b. ↓i mă═g P║║clă═g đ ợc sả═ xuất bằ═g cách ═ghiề═ ═hỏ đá vôi, trộ═ với đất sét thà═h dạ═g bù═, rồi ═u═g hỗ═ hợp tr║═g lò quay h║ặc lò đứ═g 1300 - 1400C . thu đ ợc một hỗ═ hợp màu xám gọi là cla═hke. Để ═guội, rồi ═ghiề═ cla═hke với một số chất phụ gia thà═h bột mị═, sẽ đ ợc xi mă═g. 2.ăQúaătrìnhăđôngăc ngăxiămĕngă: Khi xây dự═g, xi mă═g đ ợc trộ═ với ═ ớc thà═h khối ═hư║, sau vài gi sẽ bắt đầu đô═g cứ═g lại : 3CaO.SiO2+5H2OCa2SiO4.4H2O+ Ca(OH)2 2CaO.SiO2 + 4H2O  Ca2SiO4.4H2O 3CaO.Al2O3+ 6H2O Ca3(AlO3)2.6H2O Tr ═g THPT Số 1 Nghĩa Hà═h Giá║ viê═ Chu A═h Tuấ═