ly thuyet co ban va nang cao hoa 9

<span class='text_page_counter'>(1)</span>OXIT. I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC: OXIT BAZÔ 1) Oxit bazơ + nước  dung dịch bazơ Vd : CaO + H2O  Ca(OH)2 2) oxit bazơ + axit  muối + nước Vd : CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O Na2O + 2HNO3  2NaNO3 + H2O 3) Oxit bazô (tan) + oxit axit  muoái Vd : Na2O + CO2  Na2CO3. OXIT AXIT 1) Oxit axit + nước  dung dịch axit Vd : SO3 + H2O  H2SO4 2) Ôxit axit + dd bazơ  muối + nước Vd : CO2 + Ca(OH)2  CaCO3  + H2O 3) Oxit axit + oxit bazô (tan)  muoái Vd : ( xem phaàn oxit bazô ). Löu yù : - Các oxit trung tính ( CO,NO,N2O … ) không tác dụng với nước, axit, bazơ ( không tạo muối ) - Một số oxit lưỡng tính ( Al2O3, ZnO, BeO, Cr2O3 …) tác dụng được với cả axit và dd bazơ Vd : Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O - Các oxit lưỡng tính tạo ra gốc axit có dạng chung : RO 2 , có hoá trị = 4 – hoá trị kim loại R - Một số oxit hỗn tạp khi tác dụng với axit hoặc dung dịch bazơ thì tạo ra nhiều muối Vd: Fe3O4 laø oxit hoãn taïp cuûa Fe(II) vaø Fe(III) Fe3O4 + 8HCl  FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O Vd 2 : NO2 là oxit hỗn tạp tương ứng với 2 axit HNO2 và HNO3 2NO2 + 2NaOH  NaNO2 + NaNO3 + H2O Natri nitrit Natri nitrat  muối axit. -Oxxit axxit + dd bazo  . II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP 1)Đốt các kim loại hoặc phi kim trong khí O2 ( trừ Ag,Au,Pt và N2 ): t 0C 2) Nhieät phaân bazô khoâng tan Ví duï : 2Fe(OH)3   Fe2O3 + 3H2O 3) Nhiệt phân một số muối : Cacbonat ,nitrat , sunfat … của một số các kim loại ( Xem bài Pư nhiệt phân) t 0C Ví duï : 2Cu(NO3)2   2CuO + 4NO2  + O2  0. C  t CaCO3 CaO + CO2  4) Điều chế các hợp chất không bền phân huỷ ra oxit Ví duï : 2AgNO3 + 2NaOH  2NaNO3 + AgOH. Ag2O  H2O ------------------------------------I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC BAZÔ TAN 1) Làm đổi màu chất chỉ thị QT  xanh dd bazô + Pheânolphtalein :  hoàng. BAZÔ BAZÔ KT 1) Bazơ KT + axit  muối + nước Cu(OH)2 + 2HCl  CuCl2 + 2H2O t0C 2) Bazơ KT   oxit bazơ + nước 0. t C 2Fe(OH)3   Fe2O3 + 3H2O.

<span class='text_page_counter'>(2)</span> 2) dd bazơ + axit  muối + nước NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O 3) dd bazơ + oxit axit  muối + nước Ba(OH)2 + CO2  BaCO3  + H2O 4) dung dịch bazơ tác dụng với muối ( xem baøi muoái ) 5) dd bazơ tác dụng với chất lưỡng tính 2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2 *. Chuù yù : II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP 1) Ñieàu cheá bazô tan * Kim loại tương ứng + H2O  dd bazơ + H2  Ví duï : Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2  * Oxit bazô + H2O  dd bazô * Điện phân dung dịch muối ( thường dùng muối clorua, bromua … ) ñpdd.   . coù maøng ngaên Ví duï : 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2  * Muối + dd bazơ  muối mới + bazơ mới Ví duï : Na2CO3 + Ba(OH)2  BaCO3  + 2NaOH 2) Ñieàu cheá bazô khoâng tan * Muối + dd bazơ  muối mới + bazơ mới Ví duï : CuCl2 + 2NaOH  Cu(OH)2  + 2NaCl -----------------------------------------. A. Lý thuyết : Phân loại và gọi tên axit.. AXIT. I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC 1) Tác dụng với chất chỉ thị màu: Dung dịch axit làm quì tím  đỏ 2) Tác dụng với kim loại : a) Đối với các axit thường (HCl, H2SO4 loãng ) Axit + kim loại hoạt động  muối + H2  Ví duï : 2HCl + Fe  FeCl2 + H2  b) Đối với các axit có tính oxi hoá mạnh như H2SO4 đặc , HNO3. Hầu hết KL tác dụng được,( trừ Au và Pt), không giải phóng hidro mà tạo ra các sản phẩm của N hay S: @. Với axit HNO3 Sơ đồ:. M + HNO3 Chú y:.  NO  không màu hóa nâu trong không khí hoặc trong b ì nh đựng O 2    NO2  khÝ mµu n©u   M(NO3)n +   H 2O N 2   NH 4+ .

<span class='text_page_counter'>(3)</span> + Nếu HNO3 đặc thì gỉai phóng NO2. + Nếu HNO3 loãng thì KL đứng sau H sẽ tạo ra NO; KL đứng trước H sẽ tạo ra NO hoặc ( N2O; N2 ; NH+4). + Nếu KL có nhiều hóa trị, thì tạo ra hóa trị tối đa.. Ví duï :. 3Fe. + 4HNO3 loãng @.Với axit H2SO4 đ. M + H 2SO4. . Fe(NO3)3 + 2H2O + NO . S   M 2 (SO 4 )n + H2S (mïi trøng thèi)  H 2O SO2 (mïi h¾c) . Sơ đồ: Lưu y: Al, Fe, Cr : không tác dụng với axit HNO3; H2SO4 đặc, nguội.; hay ở điều kiện thường.. 3) Tác dụng với bazơ ( Phản ứng trung hoà ) Axit + bazơ  muối + nước Ví duï : HCl + NaOH  NaCl + H2O H2SO4 + Cu(OH)2  CuSO4 + 2H2O *Chú ý: Tùy vào tỷ lệ mol giữa axit và bazo để sản phẩm là muối axit hay muối trung hòa và nước. Ví duï : NaOH + H2SO4 --- > Na2SO4 + H2O NaOH + H2SO4 --- > NaHSO4 + H2O. 4) Tác dụng với oxit bazơ Axit + oxit bazơ  muối + nước Ví duï : Fe2O3 + 6HNO3  2Fe(NO3)3 + 3H2O Lưu ý: Các axit có tính oxi hoá mạnh ( HNO3, H2SO4 đặc ) khi tác dụng với các hợp chất oxit, bazơ, hoặc muối của kim loại có hoá trị chưa cao thì cho sản phẩm như khi tác dụng với kim loại ñaëc noùng  Fe(NO3)3 + 2H2O + NO2  Ví duï : 4HNO3 + FeO     5) Tác dụng với muối : sản phẩm muối mới và axit mới Đk : sản phẩm có ít nhất 1 chất không tan, học tạo ra chât bay hơi ( như các chất khí ) , điệm ly yếu ( H2O ; ) 6) Tác dụng với phi kim rắn : C,P,S ( xảy ra đối với axit có tính oxi hoá mạnh : H2SO4 đặc , HNO3 ) H2SO4 ñaëc SO2 Phi kim + HNO3 ñaëc Axit cuûa PK + nước + NO2 HNO3 loãng NO Ñaëc noùng  3SO2  + 2H2O 2H2SO4     Ñaëc noùng  H3PO4 + 5NO2  + H2O P + 5HNO3      2500 C *.Chuù yù : NaClñaëc + H2SO4 ñ    NaHSO4 + HCl. Ví duï :. S +. II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP 1) Đối với axit có oxi : * oxit axit + nước  axit tương ứng * axit + muối  muối mới + axit mới * Một số PK rắn + Axit có tính oxi hoá mạnh 2) Đối với axit không có oxi * Phi kim + H2  hợp chất khí ( Hoà tan trong nước thành dung dịch axit ) * Halogen (F2 ,Cl2,Br2…) + nước : Ví duï : 2F2 + 2H2O  4HF + O2 .

<span class='text_page_counter'>(4)</span> * Muoái + Axit Ví duï : Na2S +.  muối mới + axit mới H2SO4  H2S  + Na2SO4. -------------------. MUOÁI. I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC 1) Tác dụng với kim loại a.*Với kim loại không tan: (không phản ứng được với H2O ở điều kiện thường) Dung dịch muối + kim loại KT  muối mới + Kim loại mới Ví duï : Fe + Cu(NO3)2  Fe(NO3)2 + Cu  Điều kiện : kim loại tham gia phải KT và mạnh hơn kim loại trong muối b.*.Với kim loại tan: (phản ứng được với H2O ở điều kiện thường thì xảy ra 2 giai đoạn: + Giai đoạn 1 kim loại tác dụng với nước tao ra dung dịch kiềm và hidro. + Giai đoạn 2: dung dịch kiềm tác dụng với muối (nếu thỏa mãn đk xảy ra) Ví dụ: Khi cho Na vào lượng dư dung dịch CuCl2 1 Na + H 2O  NaOH + H  2 2 (Giai đoạn 1). 2 NaOH +. CuCl2  Cu(OH)2 . + 2 NaCl. (Giai đoạn 2). 2 Na + 2 H O + CuCl2  Cu(OH)2  + 2 NaCl + H 2 . 2 Hay *Chú ý: Với muối amoni (NH4)+. 2Na ví duï:. +. 2H 2O  2NaOH. NaOH + NH 4Cl  NH3 . + +. H2 . NaCl + H 2O. 2) Tác dụng với muối : Hai dung dịch muối tác dụng với nhau tạo thành 2 muối mới Ví duï: CuCl2 + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2AgCl . 3) Tác dụng với bazơ Dung dịch muối + dung dịch bazơ  muối mới + bazơ mới Ví duï: Fe2(SO4)3 + 6NaOH  3Na2SO4 + 2Fe(OH)3 . dd vaøng naâu. KT nâu đỏ. 4) Tác dụng với axit Muối + dung dịch axit  muối mới + axit mới Ví duï : H2SO4 + BaCl2  BaSO4  + 2HCl ( traéng ) CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O + CO2  5) Muối bị nhiệt phân huỷ: ( Xem bài phản ứng nhiệt phân ) II- PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI TRONG DUNG DỊCH 1) Khaùi nieäm Phản ứng trao đổi là phản ứng hoá học trong đó hai hợp chất trao đổi thành phần cấu tạo để tạo ra các saûn phaåm Vd : phản ứng của muối với : muối, bazơ, axit ( kể cả phản ứng của axit với bazơ hoặc oxit bazơ ) 2) Điều kiện để phản ứng trao đổi xảy ra được Sản phẩm sinh ra có ít nhất một chất không tan, hoặc chất khí, hoặc nước Löu yù :.

<span class='text_page_counter'>(5)</span> -Đa số muối của axit yếu hơn thường bị tan trong axit mạnh hơn ( do xảy ra phản ứng hoá học) Ví duï : AgNO3 + H3PO4  Ag3PO4 + HNO3 ( Ag3PO4 bò tan trong HNO3 neân khoâng toàn taïi keát tuûa ) -Riêng muối sunfua của các kim loại từ Pb về sau trong dãy hoạt động hoá học của kim loại không tan trong các axit thường gặp. Vì vậy pư sau đây xảy ra được: CuCl2 + H2S  CuS  ( ñen ) + 2HCl II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP 1) Các phản ứng thông thường Có thể điều chế các muối bằng sơ đồ tóm tắt như sau: Kim loại. (1 ). ( 1’ ) Muoái. (2 ). Phi kim. ( 2’). Oxit bazô. oxit axit (3). Bazô. Muoái + H2  Hoặc khí khác. (3’). Muoái + H2O. (4’). (4) (4). Muoái. Axit. (4’) Muoái. + KL, Axit, muoái, dd bazô. Giải thích : Các chất ở nhánh trái tác dụng các chất cùng số ở nhánh phải tạo sản phẩm ở trung tâm. Ví duï : ( 2 ) + ( 2’) : oxit bazô + oxit axit  muoái. *Chuù yù: Phương pháp quan trọng nhất là điện phân muối halogenua hoặc hiđroxit của chúng ở dạng nóng chảy. Phương trình điện phân điều chế natri có thể biểu diễn như sau: đpnc. 2NaCl. 2NaOH.    2Na.  đpnc   2Na. +. +. Cl2 . 1 O  2 2. +. H 2O. 2) Các phản ứng chuyển đổi giữa muối trung hoà và muối axit. * Muoái axit + kieàm  muối trung hoà + nước ví duï : NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O 2NaHCO3 + Ca(OH)2  CaCO3  + Na2CO3 + 2H2O * Muối trung hoà + oxit tương ứng / H2O  muối axit Ví duï : 2CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2 (1) 3) Phản ứng chuyển mức hoá trị của kim loại. (1). Phản ứng này giải thích vì sao khi thổi hơi thở vào nước vôi trong đầu tiên nước vôi bị đục, sau đó trong trở lại..

<span class='text_page_counter'>(6)</span>  PK maïnh ( Cl , Br ... ).     2  2      Fe (Cu ). Muoái Fe(II) Muoái Fe(III) Ví duï : 2FeCl2 + Cl2  2FeCl3 6Fe(NO3)2 + 3Cl2  4Fe(NO3)3 + 2FeCl3 Fe2(SO4)3 + Fe  3FeSO4 2FeCl3 + Cu  2FeCl2 + CuCl2 --------------------------------------. PHẢN ỨNG NHIỆT PHÂN MUỐI ( Sản phẩm phụ thuộc vào độ hoạt động hoá học của kim loại tạo muối ) 1- Nhieät phaân muoái Nitrat Qui luật phản ứng chung :. Muoái Nitrat. 0. C  t. Saûn phaåm X. +. O2 . -Neáu KL tan thì saûn phaåm X laø : Muoái Nitrit ( mang goác - NO2) t 0C   2NaNO2 2NaNO3 + O2  -Nếu KL từ Mg  Cu : Sản phẩm X là: 0 C  t 2Cu(NO3)2 2CuO -Neáu KL sau Cu :. Saûn phaåm X laø : 0 C  t 2Ag +. Oxit kim loại +. NO2 . + 4NO2  Kim loại +. + NO2 . O2 . 2AgNO3 2-Nhieät phaân muoái Cacbonat. 2NO2  + 2O2  ( Chỉ có muối không tan mới bị nhiệt phân huỷ ) t 0C Muoái Cacbonat   Saûn phaåm Y + CO2 . -Kim loại từ Cu về trước, thì sản phẩm Y là : 0 C  t CuCO3 CuO + CO2 -Kim loại sau Cu, thì sản phẩm Y là: 0 C  t Ag2CO3 2Ag +. Oxit kim loại. Kim loại + O2. O2 . +. CO2. Hiñrocacbonat  Cacbonat trung hoøa t 0C   Ca(HCO3)2 CaCO3. +. CO2  +. 3- Nhieät phaân muoái Hiñrocacbonat t 0C. H2O. + CO2 + H2O 4- Nhiệt phân muối sunfat ( trừ muối Sunfat của K, Na, Ba bền với nhiệt ) t0C Muoái sunfat   saûn phaåm Z + O2 + SO2  * Từ Mg  Cu thì sản phẩm Z là: Oxit kim loại 0 C  t 4FeSO4 2Fe2O3 + 4SO2  + O2. * Sau Cu thì saûn phaåm Z laø :. Kim Loại. 0. C  t Ag2SO4 2Ag + SO2  + O2  5- Các muối của nguyên tố hoá trị rất cao khi nhiệt phân đều cho khí O2 t 0C 2KClO3   2KCl + 3O2 . 6- Nhieät phaân muoái Amoâni : * Amoni cuûa goác axit deã bay hôi (- Cl, = CO3 …) : saûn phaåm laø Axit taïo muoái + NH3  t 0C Ví duï : NH4Cl   NH3  + HCl.

<span class='text_page_counter'>(7)</span> 0. t C (NH4)2CO3   2NH3  + H2O + CO2  * Amôni của axit có tính oxi hoá mạnh : NH3 chuyển hoá thành N2O hoặc N2 tuỳ thuộc nhiệt độ 0 C  250   N2O + 2H2O Ví duï : NH4NO3. 2NH4NO3. 0. C  400   2N2 + O2 + 2H2O -------------------------------------. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA MUỐI AXIT Ngoài tính chất chung của muối, các muối axit còn có những tính chất sau đây: 1- Tác dụng với kiềm : Muoái axit + Kieàm  Muối trung hoà + Nước VD: NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O Ca(HCO3)2 + 2NaOH  Na2CO3 + CaCO3  + 2H2O 2- Muối axit của axit mạnh thể hiện đầy đủ tính chất hoá học của axit tương ứng. 2NaHSO4 + Na2CO3  2Na2SO4 + H2O + CO2 2KHSO4 + Ba(HCO3)2  BaSO4 + K2SO4 + 2CO2  + 2H2O * Trong phản ứng trên, các muối NaHSO4 và KHSO4 tác dụng với vai trò như H2SO4. -----------------------------------------. SỰ THỦY PHÂN MUỐI. Khi cho một muối tan trong nước thì dung dịch thu được có môi trường trung tính, bazơ, hoặc axit. Sự thuỷ phân muối được tóm tắt theo bảng sau đây : Muoái cuûa Thuyû phaân Môi trường Axit maïnh vaø bazô maïnh Khoâng Trung tính Axit maïnh vaø bazô yeáu Coù Axit Axit yeáu vaø bazô maïnh Coù Bazô Axit yeáu vaø bazô yeáu Coù Tuøy ** Ví dụ : dd Na2CO3 trong nước làm quì tím hoá xanh dd (NH4)2SO4 trong nước làm quì tím hoá đỏ dd Na2SO4 trong nước không làm đổi màu quì tím -----------------------------------. Đổi màu quì tím Tím Đỏ Xanh Tuøy**. Thang pH Thang pH cho bieát moät dung dòch coù tính bazô hay tính axit: - Nếu pH < 7  môi trường có tính axit ( pH càng nhỏ thì axit càng mạnh ) - Nếu pH = 7  môi trường trung tính ( nước cất, một số muối : NaCl, Na 2SO4 … ) - Nếu pH > 7  môi trường có tính Bazơ ( pH càng lớn thì bazơ càng mạnh ) **. Tùy vào độ yếu của bazơ và axit đã tạo nên muối đó mà môi trường tạo ra có thể là axit hoặc bazơ..

<span class='text_page_counter'>(8)</span> -------------------------------------.

<span class='text_page_counter'>(9)</span> PHẢN ỨNG ĐIỆN PHÂN MUỐI 1) Ñieän phaân noùng chaûy: Thường dùng muối clorua của các kim loại mạnh , oxit kim loại (mạnh), hoặc các bazơ (bền với nhiệt). ñpnc  2R + xCl2  -Toång quaùt: 2RClx    ñpnc  2Na + Cl2  Ví duï: 2NaCl    -Coù theå ñpnc oxit cuûa nhoâm: ñpnc  4Al 2Al2O3    + 3O2  2) Ñieän phaân dung dòch a) Đối với muối của kim loại tan : * ñieän phaân dd muoái Halogenua ( goác : – Cl , – Br …) coù maøng ngaên ñp.  . Ví duï : 2NaCl + 2H2O coù maøng ngaên 2NaOH + H2 + Cl2  * Nếu không có màng ngăn cách điện cực dương thì Cl2 tác dụng với NaOH tạo dd JaVen ñp Ví duï : 2NaCl + H2O.  . NaCl + NaClO + H2 ( dung dòch Javen ) b) Đối với các kim loại TB và yếu : khi điện phân dung dịch thì cho ra kim loại * Nếu muối chứa gốc halogenua (– Cl , – Br …) : Sản phẩm là: KL + Phi kim ñpd.d  Cu + Cl2 Ví duï : CuCl2    ( nước không tham gia điện phân ) khoâng coù maøng ngaên. * Nếu muối chứa gốc có oxi:. :. Sản phẩm thường là: kim loại + axit + O2 2Cu(NO3)2 + 2H2O   2Cu + O2  + 4HNO3 ñp 2CuSO4 + 2H2O   2Cu + 2H2SO4 + O2  --------------------------------------------ñp. KIM LOẠI I- DÃY HOẠT ĐỘNG HOÁ HỌC CỦA KIM LOẠI K, Ba, Ca, Na,Mg,Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb          Cu , Hg, Ag, Pt, Au     (1)                     H (2) (3) * (1) Các kim loại mạnh * (2) Các kim loại hoạt động ( trong đó : từ Zn đến Pb là kim loại trung bình ) * (3) Các kim loại yếu II- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC 1) Tác dụng với nước ( ở nhiệt độ thường) * Kim loại ( K  Na) + H2O  dung dịch bazơ + H2  Ví duï : Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2  Tham khaûo theâm : - Ở nhiệt độ thường chỉ có 5 kim loại kiền (Li, Na, K, Rb, Cs) và 3 kim loại kiềm thổ (Ca, Sr, Ba) tác dụng được với nước tạo ra dd kiềm và khí H2 - Một số KL có tính khử trung bình khử được hơi nước ở nhiệt độ cao như Zn, Fe... tạo ra oxit và hidro. - Các KL có tính khử yếu như Cu, Ag, Hg... không khử được H2O, dù ở nhiệt độ nào..

<span class='text_page_counter'>(10)</span> 2) Tác dụng với axit (xem thêm phần axit) * Kim loại hoạt động + dd axit (HCl,H2SO4 loãng)  muoái + H2  Ví duï : 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2  * Kim loại khi tác dụng với HNO3 và H2SO4 đặc thường không giải phóng khí H2 ñaëc, noùng Ví duï : Ag + 2HNO3      AgNO3 + NO2  + H2O * Al,Fe,Cr : Không tác dụng với HNO3 đặc, H2SO4 đặc ở nhiệt độ thường: 3) Tác dụng với muối :(xem thêm phần muối) * Kim loại (KT) + Muối  Muối mới + Kim loại mới Ví duï : Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag  4) Tác dụng với phi kim ở nhiệt độ cao: a) Với O2  oxit bazơ t0C Ví duï: 3Fe + 2O2    Fe3O4 ( Ag,Au,Pt khoâng Pö ). b) Với phi kim khác ( Cl2,S … )  muối t0C Ví duï: 2Al + 3S    Al2S3 5) Tác dụng với kiềm : * Kim loại lưỡng tính ( Al,Zn,Cr…) + dd bazơ  muối + H2  (Kim loại hóa trị III có H2O tham gia, còn kim loại hóa trị II không có H2O tham gia) Ví duï: 2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2  III- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP. 1) Nhieät luyeän kim * Đối với các kim loại trung bình và yếu :Khử các oxit kim loại sau Al bằng các khử H 2,C,CO, Al … t 0C Ví duï: CuO + H2    Cu + H2O  * Đối với các kim loại mạnh:(từ Al trở về trước)điện phân nóng chảy muối clorua ñpnc Ví duï: 2NaCl    2Na + Cl2  2) Thuỷ luyện kim: (điều chế các kim loại không tan trong nước). Phương pháp này dùng để điều chế kim loại có tính khử yếu.. * Kim loại mạnh hơn đẩy kim loại yếu hơn ra khỏi dd muối Ví duï: Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu  * Điện phân dd(trong H2O) muối của kim loại trung bình và yếu.(dùng để điều chế các kim loại sau Al). ñpdd  Fe + Cl2  Ví duï: FeCl2    3) Điện phân oxit kim loại mạnh : ñpnc Ví duï: 2Al2O3    4Al + 3O2  4) Nhiệt phân muối của kim loại yếu hơn Cu: t 0C Ví duï: 2AgNO3    2Ag + O2  + 2NO2  -----------------------------------------------------. PHI KIM. I- TRAÏNG THAÙI CUÛA PHI KIM Ở điều kiện thường các phi tồn tại được 3 trạng thái : -Khí : H2,N2, O2, Cl2, F2… -Raén : C.S,P,Si … -Loûng : Br2 II- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA PHI KIM.

<span class='text_page_counter'>(11)</span> 1) Tác dụng với oxi  oxit: t 0C Ví duï: 4P + 5O2   . 2P2O5 Lưu ý : N2 không cháy, các đ/c Cl2,Br2,I2 không tác dụng trực tiếp với oxi 2) Tác dụng với kim loại  muối (2) Ví dụ : xem bài kim loại 3) Tác dụng với Hiđro  hợp chất khí t0C Ví duï: H2 + S    H2S H2. a.s + Cl2   2HCl  2HF ( Xaûy ra ngay trong boùng toái ) + F2  . H2 4) Moät soá tính chaát ñaëc bieät cuûa phi kim a) Các phi kim F2,Cl2 … : Tác dụng được với nước Ví duï : Cl2 + H2O  HCl + HClO ( khoâng beàn deã huyû ra : HCl + O ) 2F2 + 2H2O  4HF + O2  Löu yù : HF coù khaû naêng aên moøn thuyû tinh : SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O b) Các phi kim Cl2,F2 ,Si … : Tác dụng được với kiềm Ví duï : Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O ñaëc, noùng  5NaCl + NaClO3 + 3H2O 3Cl2 + 6NaOH    . c) Caùc phi kim raén C,S,P… tan trong HNO3, H2SO4 ñaëc: Ñaëc noùng  H3PO4 + 5NO2  + H2O Ví duï : P + 5HNO3    . III- CƠ SỞ ĐÁNH GIÁ ĐỘ MẠNH YẾU CỦA PHI KIM Phi kim nào dễ phản ứng với H2 hơn , hoặc dễ phản ứng với kim loại hơn thì phi kim đó mạnh hơn t0C Ví duï: H2 + S    H2S H2. a.s + Cl2   2HCl  2HF ( Xaûy ra ngay trong boùng toái ) + F2  . H2 Suy ra : F2 > Cl2 > S ( chuù yù : F2 laø phi kim maïnh nhaát ) IV- ÑIEÀU CHEÁ PHI KIM * Các phi kim được điều chế chủ yếu dựa vào các phản ứng điện phân , nhiệt phân * Dùng phi kim mạnh đẩy phi kim yếu hơn khỏi hợp chất ( thường dùng muối ) Ví duï : Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 ------------------------------. MỘT SỐ PHẢN ỨNG NÂNG CAO I- Phản ứng đốt cháy: Khi đốt một hợp chất trong không khí thì các nguyên tố chuyển sang dạng oxit ( trừ N,Ag,Au,Pt ) t 0C 4FeS2 + 11O2    2Fe2O3 + 8SO2. (2). 2PH3. +. 2H2S. +. 2H2S. +. 0. t C 4O2    P2O5 + 3H2O t 0C 3O2    2SO2 + 2H2O ( đủ oxi, cháy hoàn toàn ) t 0C O2    2S + 2H2O ( thiếu oxi, cháy không hoàn toàn ). Các phi kim mạnh : Cl2, Br2, O2 … khi tác dụng với kim loại sẽ nâng hoá trị của kim loại lên trạng thái hoá trị cao nhất..

<span class='text_page_counter'>(12)</span> 0. t C 4NH3 + 5O2    4NO + 6H2O II- Phản ứng sản xuất một số phân bón 0. t C, x.t -Saûn xuaát Ureâ: 2NH3 + CO2     CO(NH2)2 + H2O -Saûn xuaát Amoni nitrat : Ca(NO3)2 + (NH4)2CO3  2NH4NO3 + CaCO3  -Ñieàu cheá Supe photphat ñôn : hỗn hợp Ca(H2PO4)2 + CaSO4 2H2SO4 + Ca3 (PO4)2  3CaSO4 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 ñaëc  Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4 -Ñieàu cheá Supe Photphat keùp : 4 H3PO4 + Ca3 (PO4)2  3Ca(H2PO4)2 - Saûn xuaát muoái amoni : Khí amoniac + Axit  Muoái amoâni III- Các phản ứng quan trọng khác < 5700 C 1) 3Fe + 4H2O     Fe3O4 + 4H2 . 2). Fe. +. 3). 4Fe(OH)2. 4) (*). 2Mg. 0. > 570 C H2O     FeO + H2  + O2 + 2H2O   4Fe(OH)3. + CO2. 0.  tC  . 2MgO + C  MgO + H2  Mg + H2O ( hôi)    ñpnc 2NaOH    2Na + 2H2O + O2 3Na2CO3 + 2AlCl3 + 3H2O  2Al(OH)3  + NaAlO2 + CO2 + H2O  Al(OH)3  + Al2S3 + 6H2O  2Al(OH)3  + 3H2S Al4C3 + 12H2O  4Al(OH)3  + 3CH4  SO2 + H2S  S  + H2O SO2 + Br2 + 2H2O  2HBr + H2SO4 8NH3 + 3Br2  6NH4Br + N2 a.s  4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3   t 0C. 5) 6) 7) 8). 9) 10) 11) 12) 13) 14) 15) 16) 17) Ví duï :. CaOCl2 + 2HCl  ( clorua voâi). 19) 20). 6NaCl + NaHCO3. 3CO2 . ( phản ứng thuỷ phân ). ( tương tự cho khí Cl2) ( tương tự cho Cl2). + H2O. 2500 C. NaCl (r) + H2SO4 ñaëc     NaHSO4 + HCl  t 0C  K2S + N2 + 3CO2 + Q ( Pö cuûa thuoác noå ñen) 2KNO3 + 3C + S    Các PK kém hoạt động : H2, N2 , C chỉ tác dụng được với kim loại mạnh ở nhiệt độ rất cao: t 0C  Al4C3 4Al + 3C    0. t C  CaC2 ( Canxi cacbua – thành phần chính của đất đèn ) + 2C    0 t C  2NaH ( Natri hiñrua ) 2Na + H2    NaH ( Natri hiđrua) , Na2O2 ( Natri peoxit ) …tác dụng được với nước: NaH + H2O  NaOH + H2  ( xem NaH  Na dö hiñroâ ) 2Na2O2 + 2H2O  4NaOH + O2  ( xem Na2O2  Na2O dö Oxi ) a.s  2Ag + Cl2  2AgCl  . Ca. 18). CaCl2 + Cl2 . . Ñieàu cheá Cl2:.  ñun  nheï   2KCl + 2MnCl2 + 5 Cl2  + 8H2O ñun nheï  MnCl2 + Cl2  + 2H2O + 4HCl    . 2KMnO4 + 16HCl. MnO2 (*). phản ứng số 4 giải thích được vì sao không dùng CO2 để chữa cháy trong các đám cháy Mg.

<span class='text_page_counter'>(13)</span> Mg(AlO2)2 + 2NaOH . 22). NaClO + CO2 + H2O  NaHCO3 + HClO 2CaOCl2 + 2CO2 + H2O  2CaCO3 + Cl2O  + 2HCl - HClO và Cl2O đều dễ bị phân huỷ thánh oxi nguyên tử, nên có tính tẩy màu. 3Na2O2 + 2H3PO4  2Na3PO4 + 3H2O + 3/2 O2  ( neáu dö axit ) 3Na2O2 + H3PO4  Na3PO4 + 3NaOH + 3/2 O2  ( neáu thieáu axit ) Cu + 4NaNO3 + H2SO4 ñaëc  Cu(NO3)2 + 2Na2SO4 + 2NO2  + 2H2O t 0C  Si + 2NaOH + H2O    Na2SiO3 + 2H2 . 23) 24) 25) 26) 27) 28). 29) 30) 31). Mg(OH)2 . + 2NaAlO2. 21). NH4Cl + Na2CO3  NaCl + H2O + CO2  + NH3  ( xem NH4Cl  HCl.NH3 ) FeS2 + 2HCl  FeCl2 + H2S  + S  ( xem FeS2  FeS dö S ) FeSO4 + Cl2  Fe2(SO4)3 + FeCl3 ( Cl2 đóng vai trò là chất oxi hóa nâng hóa trị Fe). 33) 34) 35) 36) 37). NH3 + 15MnO2 + 5Mn3O4 + 4 H2O + 6 H2O KNO2 + KI + H2SO4  I2 + NO + K2SO4 + 2H2O NO2 + C  CO2 + NO NO + NH3 N2+ 6 H2O SO2 + H2S  S + H2O SO2 + H2O + KMnO4  H2SO4 + K2SO4 + MnSO4 FeCl3 + Na2SO3 + H2O  FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl Na2SO3 + S  Na2S2O3 KClO3 + HCl  KCl + 3Cl2 + 3 H2O. 38) 39).  Fe2O3 + H2O Fe(OH)2 + O2    kk ,kho Fe + O2    Fe2O3. 40). t C  K2S + N2 + CO2 ( KNO3 laø dieâm tieâu) KNO3 + S + C   . 32). t0C. 0. t 0C.  Fe2(SO4)3 + H2O 41) FeSO4 + O2 + H2SO4    *. 3 caùch chuyeån SO2 thaønh H2SO4 C1: SO2 + Br2 + H2O  H2SO4; C2: Cl2 + SO2 + H2O  HCl + H2SO4 C3: SO2 + H2O2  H2SO4 *. 3 caùch chuyeån NaClO sang NaCl t 0C.  NaCl + N2 + H2O C1: NaClO + NH3    C2: NaClO + H2O2  NaCl + H2O + O2 C3: NaClO + KI + H2O  NaCl + KOH + I2 -------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------TÊN THƯỜNG GỌI CỦA MỘT SỐ CHẤT VÔCƠ Dieâm tieâu: KNO3 Muoái aên: NaCl Đá vôi: CaCO3 Voâi soáng: CaO Voâi toâi: Ca(OH)2 Thaïch cao soáng: CaSO4.2H2O Thaïch cao nung: 2CaSO4.H2O Thaïch cao khan: CaSO4 Quaëng : Heâmatic: Fe2O3 Quaëng Manheâtic: Fe3O4 Quaëng pyric: FeS2 Qaëng cupit : Cu2S Dieâm sinh: S Xuùt : NaOH.

<span class='text_page_counter'>(14)</span> Potat: OÂleâum:. KOH H2SO4.nSO3. Thaïch anh:. SiO2.

<span class='text_page_counter'>(15)</span> TÁCH CHẤT RA KHỎI HỖN HỢP I- PHÖÔNG PHAÙP CHUNG: 1) Sơ đồ tách hỗn hợp rời khỏi nhau:. A B. X . Y AC   A  Thu giaùn tieáp A.. B  ,  (Thu trực tiếp B). Hỗn hợp : -Trong đó X thường là chất dùng hoà tan hỗn hợp. Chất Y dùng để tái tạo lại chất đã bị biến đổi trong lần hoà tan vào X. -Chỉ thu được một chất tinh khiết nếu các chất trong môi trường khác thể với nó. -Có thể kết hợp với phương pháp vật lý để tách : gạn, chưng cất, cô cạn, hoà tan trong nước, chiết … 2) Làm khô khí : dùng các chất có khả năng hút ẩm nhưng chất này không được tác dụng với chất cần làm khô. Thường dùng Axit đặc ( H2SO4), các anhiđric axit (P2O5); các muối khan hoặc kiềm khan .v.v. II- VÍ DUÏ: 0. Hỗn hợp. C CuO +d.d HCl ( dö ) CuCl2 (dd)  +d.dNaOH   Cu(OH )2   t CuO(Thu được)      SiO2 SiO2   (Thu trực tiếp B). Caùc PTHH xaûy ra:. CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O CuCl2 + 2NaOH  Cu(OH)2 + 2NaCl t 0C Cu(OH)2    CuO + H2O . TÍNH PHỨC TẠP CỦA PHẢN ỨNG GIỮA OXIT AXIT ( HOẶC ĐA AXIT ) VỚI DUNG DỊCH KIỀM I- KIẾN THỨC CẦN NHỚ:. axit. Tuỳ vào tỉ lệ số mol cặp chất tham gia phản ứng mà có thể tạo thành muối trung hoà hoặc muối 1) Cặp CO2, SO2 … H2G ( axit) và kiềm của kim loại hoá trị I : NaOH,KOH n T  kieàm n oxit axit Ñaët thì keát quaû taïo muoái nhö sau : T 2  T 1 . phản ứng tạo muối trung hoà ( kiềm có thể dư ). phản ứng tạo muối axit ( oxit axit có thể dư ) 1 < T < 2  phản ứng tạo hỗn hợp 2 muối ( phản ứng không có chất nào dư) 2) Cặp CO2, SO2 … H2G ( axit) và kiềm của kim loại hoá trị II : Ca(OH)2,Ba(OH)2 n T  oxit axit n kieàm Ñaët thì keát quaû taïo muoái nhö sau : T 2  T 1 . phản ứng tạo muối axit (oxit axit có thể dư ). phản ứng tạo muối trung hoà (kiềm có thể dư) 1 < T < 2  phản ứng tạo hỗn hợp 2 muối ( phản ứng không có chất nào dư) 3) Cặp P2O5, hoặc H3PO4 với các dung dịch bazơ thì có thể tạo 3 loại muối khác nhau ứng với 3 gốc : – H2PO4, = HPO4 ,  PO4 ( Hãy thử xét trường hợp P2O5 tác dụng với NaOH và P2O5 với Ca(OH)2 ).

<span class='text_page_counter'>(16)</span>

<span class='text_page_counter'>(17)</span> II- PHƯƠNG PHÁP GIẢI TOÁN Việc giải bài toán xác định loại muối tạo thành trong trường hợp oxit axit hoặc đa axit tác dụng với dung dịch bazơ có thể được tóm tắt theo các bước sau đây : B1 : Tìm soá mol cuûa kieàm vaø soá mol oxit B2 : Laäp tæ soá T  xác định loại muối tạo thành , viết PTHH tạo ra muối đó. B3 : Tính toán theo PTHH Neáu taïo moät muoái : Tính theo 1 PTHH dựa vào số mol của chất pư hết. Neáu taïo 2 muoái : Đặt x, y là số mol mỗi muối , Tính theo 2 PTHH dựa vào x,y B4: Hoàn thành yêu cầu của đề bài. Lưu ý : Nếu đề bài cho biết kiềm dư thì luôn tạo muối trung hoà, còn oxit axit dư thì tạo muối axit. ---------------------------------. NHẬN BIẾT HOÁ CHẤT MẤT NHÃN I) PHƯƠNG PHÁP HOÁ HỌC NHẬN BIẾT HOÁ CHẤT MẤT NHÃN: - Phân loại các chất mất nhãn để xác định tính chất đặc trưng, từ đó chọn thuốc thử đặc trưng. - Trình bày : Nêu thuốc thử đã chọn ? Chất nhận ra ? Dấu hiệu để nhận biết (Hiện tượng) ? Viết PTHH xảy ra để minh hoạ * Lưu ý : Nếu chỉ được lấy thêm 1 thuốc thử , thì chất lấy vào phải nhận ra được một chất sao cho chất này có khả năng làm thuốc thử cho các chất còn lại. II) TÓM TẮT THUỐC THỬ VAØ DẤU HIỆU NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ:.

<span class='text_page_counter'>(18)</span> Löu *. Chaát caàn nhaän bieát dd axit dd kieàm Axit sunfuric vaø muoái sunfat Axit clohiñric vaø muoái clorua. Thuốc thử * Quì tím * Quì tím * phenolphtalein * ddBaCl2. Dấu hiệu ( Hiện tượng) *Quì tím  đỏ *Quì tím  xanh *Pheânolphtalein  hoàng *Coù keát tuûa traéng : BaSO4 . * ddAgNO3. *Coù keát tuûa traéng : AgCl . * Dung dòch kieàm. *Keát tuûa xanh lô : Cu(OH)2  *Kết tủa trắng xanh bị hoá nâu đỏ trong nước :. Muoái cuûa Cu (dd Xanh lam). Muoái cuûa Fe(II) (dd luïc nhaït ). 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2  4Fe(OH)3 ( Traéng xanh) ( nâu đỏ ) Muoái Fe(III) (dd vaøng naâu). d.dòch muoái Al, Cr (III). * Dung dòch kieàm, dö. * Kết tủa nâu đỏ Fe(OH)3 *Kết tủa keo tan được trong kiềm dư : Al(OH)3  ( traéng , Cr(OH)3  (xanh xaùm) Al(OH)3 + NaOH  NaAlO2 + 2H2O. Muoái Amoni Muoái Photphat Muoái Sunfua Muoái Cacbonat vaø muoái Sunfit Muoái Nitrat. * dd kieàm, ñun nheï. *Khí muøi khai :. * dd AgNO3 * Axit maïnh * dd CuCl2, Pb(NO3)2 * Axit (HCl, H2SO4 ). *Keát tuûa vaøng: Ag3PO4  *Khí mùi trứng thối : H2S  *Keát tuûa ñen : CuS  , PbS  *Có khí thoát ra : CO2  , SO2  ( mùi hắc) * Nước vôi bị đục: do CaCO3, CaSO3 . * ddH2SO4 ñaëc / Cu. *Dung dòch maøu xanh , coù khí maøu naâu NO2 . * Nước vôi trong. NH3 . yù :.

<span class='text_page_counter'>(19)</span> Dung dòch muoái cuûa Axit yeáu vaø Bazô maïnh laøm quì tím hoùa xanh ( Ví duï: Na2CO3) * Dung dịch muối của Axit mạnh và Bazơ yếu làm quì tím hóa đỏ. ( Ví dụ : NH4Cl ) * Nếu A là thuốc thử của B thì B cũng là thuốc thử của A. * Daáu hieäu nhaän bieát phaûi ñaëc tröng vaø daáu hieäu roõ raøng, khoâng gioáng caùc chaát khaùc . -------------------------.

<span class='text_page_counter'>(20)</span> PHẢN ỨNG CHUYỂN ĐỔI MỨC HÓA TRỊ CỦA NGUYÊN TỐ Trong các phản ứng kết hợp hoặc phản ứng trao đổi thì hóa trị của các nguyên tố thường không thay đổi. Vì vậy muốn chuyển đổi hóa trị các nguyên tố thì phải dùng một số phản ứng đặc biệt. 1- Naâng hoùa trò cuûa nguyeân toá trong oxit oxit (HT thaáp ) + t 0C , xuùc taùc     VD: 2SO2 + O2 2CO. +. t 0C. O2.   . O2  oxit (HT cao) 2SO3. 2CO2. t 0C. 2Fe3O4 + ½ O2    3Fe2O3 2- Nâng hóa trị của nguyên tố trong hợp chất với Clo hoặc Oxi Hợp chất HT thấp VD:. 2FeCl2. + 3Cl2. + Cl2; O2 … t 0C    2FeCl3.  Hợp chất HT cao. 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O   4Fe(OH)3 PCl3 + Cl2   PCl5 3- Haï hoùa trò cuûa muoái saét: Muoái Fe (HT cao) VD:. Löu yù:. 2FeCl3. +. + Fe ( hoặc KL yếu)  Muối Fe (HT thấp)   3FeCl2 Fe. Fe2(SO4)3. +. Fe.   3FeSO4   2FeCl2. 2FeCl3 + Cu + CuCl2 Phản Cu với FeCl3 xảy ra không phải do Cu đẩy được Fe ( không phải phản ứng thế). 4- Dùng H2SO4 đ.đ hoặc HNO3 để nâng hóa trị của các nguyên tố trong hợp chất. VD: 3FeO + 10HNO3 loãng   3Fe(NO3)3 + NO  + 5H2O * Khi gặp các phản ứng như ở mục 4 thì nên cân bằng theo phương pháp thăng bằng hóa trị (tăng giaûm hoùa trò ) theo caùc bước chung như sau: - Xác định nguyên tố có hoá trị tăng và nguyên tố có hoá trị giảm. - Soá hoùa trò giaûm laø heä soá cuûa caùc chaát trong quaù trình taêng hoùa trò. - Số hóa trị tăng là hệ số tạm thời của các chất trong quá trình giảm hóa trị. - Cộng thêm cho hệ số của axit bằng số lần gốc axit ở sau phản ứng. 0. VD: Ta coù :. V. III. V. IV. Fe H NO3  Fe( N O3 )3  N O2   H 2O. Từ Fe  Fe(NO3)3 tăng 3 hóa trị của Fe . (  1 để tăng bằng giảm) Từ HNO3  NO2 giảm 1 hóa trị của N. (  3 để tăng bằng giảm ) Suy ra hệ số tạm thời là : 1Fe + 3HNO3  1Fe(NO3)3 + 3NO2  + H2O Bù 3(NO3) cho vế trái ta được 6HNO3, suy ra hệ số của nước là 3H2O.

<span class='text_page_counter'>(21)</span> Fe. +. 6HNO3.   Fe(NO3)3 + 3NO2 . +. 3H2O.

<span class='text_page_counter'>(22)</span>