Hệ thống kiến thức Hóa học lớp 11 Học kì 1 CHƯƠNG I : SỰ ĐIỆN LI
SỰ ĐIỆN LI
Khái niệm
- Là quá trình các chất khi hòa tan trong nước (hoặc ở trạng thái nóng chảy), phân li thành các ion (ion dương hoặc âm).
Các ion này có khả năng dẫn điện.
- Quá trình điện li không phải là quá trình oxi hóa - khử vì không có sự cho - nhận e, mà chỉ là quá trình tách các ion từ mạng tinh thể ion thành các ion dương (cation) hoặc ion âm (anion), dưới tác dụng của các phần tử dung môi phân cực (H2O).
Phân loại
- Chất điện li : là những chất khi tan trong nước phân li thành các ion.
a/ Chất điện li mạnh : là các chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều phân li ra ion.
Bao gồm : các axit mạnh như HCl, H2SO4, HNO3, HClO3, HClO4, HI, HBr,… Các bazơ mạnh như KOH, NaOH, Ba(OH)2,… và hầu hết các muối.
b/ Chất điện li yếu : là các chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch.
Bao gồm : các axit yếu như HF, H2SO3, H2S, HClO, HNO2, H3PO4, CH3COOH, HCOOH,… Các bazơ yếu như
Bi(OH)3, Mg(OH)2, NH3, các amin,… Một số muối của thủy ngân HgCl2, Hg(CN)2,…
c/ Chất không điện li : là những chất khi tan vào nước hoàn toàn không phân li thành ion. Ví dụ : saccarozơ C12H22O11 , ancol etylic C2H5OH , glixerol C3H5(OH)3 ,…
Cách biểu diễn
- Trong phương trình của chất điện li mạnh, dùng mũi tên 1 chiều :
KOH → K+ + OH- ; Na2SO4 → 2Na+ + SO42-
…
- Trong phương trình của điện li yếu, dùng mũi tên 2 chiều :
CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ ;
H2S ⇄ HS- + H+ …
Axit
1. Định nghĩa : Theo thuyết Arenius, axit là chất khi tan trong nước, phân li ra cation H+ .
Thí dụ : HCl → H+ + Cl- ;
HCOOH ⇄ HCOO- + H+
Các dung dịch axit đều có một số tính chất chung, đó là tính chất của các cation H+ trong dung dịch. Từ hai thí dụ ta thấy, phân tử
HCl cũng như phân tử HCOOH trong dung dịch nước chỉ phân li một nấc ra ion H+. Đó là axit một nấc.
2. Axit nhiều nấc : Những axit khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra ion H+ là các axit nhiều nấc (đa axit)
H3PO4⇄ H+ + H2PO4-
H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-
HPO42- ⇄ H+ + PO43-
Phân tử H3PO4 phân li ba nấc ra ion H+ , H3PO4 là axit ba nấc.
Bazơ
Theo thuyết Arenius, bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH- .
Ví dụ : NaOH → Na+ + OH- ; Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH-
* Hiđroxit lưỡng tính : là các hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa có thể phân li như bazơ.
Các hiđroxit lưỡng tính thường gặp là : Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3. Chúng đều ít tan trong nước, lực axit (khả năng phân li ra ion) và lực bazơ đều yếu.
Ví dụ 1: phương trình điện li của Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2
+ Phân li kiểu bazơ : Zn(OH)2 ⇄ Zn2+ + 2OH-
+ Phân li kiểu axit : H2ZnO2 ⇄ ZnO22-+ 2H+
Ví dụ 2 : phương trình điện li của Al(OH)3 ↔ HAlO2.H2O
+ Phân li kiểu bazơ : Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH-
+ Phân li kiểu axit : HAlO2.H2O ⇄ H+ + AlO2- + H2O
Muối
Là hợp chất khi tan trong nước, phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4+) và anion gốc axit.
a/ Muối trung hòa : là những muối mà anion gốc axit không còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ : NaCl, NH4NO3, K2CO3,…
hoặc anion gốc axit còn hiđro nhưng không có khả năng phân li ra ion H+ : Na2HPO3 , NaH2PO3.
b/ Muối axit : là những muối mà anion gốc axit vẫn còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ : NaHCO3 , KHSO4, Na2HPO4,…
c/ Muối hỗn tạp : là những muối trong thành phần phân tử gồm cation kim loại với nhiều anion khác nhau. Ví dụ : clorua vôi CaOCl2 có 2 gốc axit Cl – Ca – OCl.
d/ Muối kép : là muối trong thành phần phân tử gồm nhiều cation kim loại, một loại ion âm. Ví dụ : kali nhôm sunfat KAl(SO4)2 (phèn chua) …
Tích số ion
của nước
KH2O = [H+].[OH−] = 1,0.10−14 (ở 250C). Một cách gần đúng, có thể coi giá trị của tích số này là hằng số cả trong dd loãng của các chất khác nhau.
Các giá trị
[H+]
và pH đặc trưng
- Môi trường trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7M hoặc pH = 7 - Môi trường axit : [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7M hoặc pH < 7 - Môi trường bazơ : [H+] < [OH-] hay [H+] < 10-7M hoặc pH > 7
Khái niệm pH và
ý nghĩa
thực tiễn
- Có thể đánh giá độ axit và độ kiềm của dung dịch bằng nồng độ H+ . Nhưng dd thường có nồng độ H+ nhỏ. Để tránh ghi nồng độ
H+ với số mũ âm, người ta dùng giá trị pH với quy ước sau : pH = -log[H+] . Nếu [H+] = 1,0.10-a thì pH = a.
- Giá trị pH có ý nghĩa thực tế to lớn. Chẳng hạn, pH của máu người và động vật có giá trị gần như không đổi. Thực vật chỉ có thể sinh trưởng bình thường khi giá trị pH của dd trong đất ở trong khoảng xác định đặc trưng cho mỗi loại cây. Tốc độ ăn mòn kim loại trong nước tự nhiên phụ thuộc rất nhiều vào giá trị pH của nước mà kim loại tiếp xúc.
Chất chỉ
thị axit –
bazơ
Là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung dịch.
+ Quỳ tím : đỏ (pH ≤ 6) , tím (pH = 7) , xanh (pH ≥ 8)
+ Phenolphtalein : không màu (pH < 8,3), hồng (pH ≥ 8,3) (trong xút đặc, màu hồng bị mất)
PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH
- Phản ứng xảy ra trong dung dịch các chất điện li là phản ứng giữa các ion.
- Điều kiện :
+ Các chất tham gia phản ứng trao đổi ion phải là chất tan (dung dịch) , trừ 1 số trường hợp muối không tan tác dụng với axit mạnh (FeS + HCl ; CaCO3 + HNO3 ,…)
+ Phản ứng chỉ xảy ra khi các ion kết hợp được với nhau tạo thành ít nhất một trong các chất sau : chất kết tủa, chất khí, chất điện li yếu.
- Phương trình ion thu gọn cho biết bản chất của phản ứng trong dịch các chất điện li.
- Trong phương trình ion thu gọn, người ta loại bỏ những ion không tham gia phản ứng, còn những chất kết tủa, điện li yếu, chất khí được giữ nguyên dưới dạng phân tử.
1.
Phản ứng
tạo thành
chất kết tủa
Ví dụ 1 : Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2NaCl
- Bước 1 : viết phương trình ion đầy đủ: ta chuyển tất cả các chất vừa dễ tan, vừa điện li mạnh thành ion, các chất khí, kết tủa, điện li yếu để nguyên dạng phân tử.
2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl-
- Bước 2 : lược bỏ những ion không tham gia phản ứng:
2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl-
- Bước 3 : ta được phương trình ion thu gọn : Ba2+ + SO42-
→ BaSO4 ↓
Ví dụ 2 : AgNO3 + HCl → AgCl ↓ + HNO3
- Bước 1 : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3-
- Bước 2 : Ag+ + NO3- + H+ + Cl- → AgCl ↓ + H+ + NO3-
- Bước 3 : Ag+ + Cl- → AgCl ↓
2.
Phản ứng
tạo thành
chất khí
Ví dụ 1 : 2HCl + K2CO3 → 2KCl + CO2 ↑ + H2O
- Bước 1 : 2H+ + 2Cl- + 2K+ + CO32- → 2K+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O
- Bước 2 : 2H+ + 2Cl- + 2K+ + CO32- → 2K+ + 2Cl- + CO2 ↑ + H2O
- Bước 3 : 2H+ + CO32- → CO2 ↑ + H2O
Ví dụ 2 : FeS (r) + H2SO4 → FeSO4 + H2S ↑
- Bước 1 : FeS + 2H+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + H2S ↑
- Bước 2 : FeS + 2H+ + SO42- → Fe2+ + SO42- + H2S ↑
- Bước 3 : FeS + 2H+ → Fe2+ + H2S ↑ 3.
Tạo thành
chất điện li yếu
Ví dụ 1 : HNO3 + KOH → KNO3 + H2O
- Bước 1 : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3- + H2O
- Bước 2 : H+ + NO3- + K+ + OH- → K+ + NO3- + H2O
- Bước 3 : H+ + OH- → H2O
Ví dụ 2 : CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl
- Bước 1 : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl-
- Bước 2 : CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + Cl-
- Bước 3 : CH3COO- + H+ → CH3COOH
CHƯƠNG II : NITƠ - PHOTPHO NITƠ (N)
I. Vị trí, cấu
hình e nguyên
tử
- Nitơ ở ô số 7, nhóm VA, chu kì 2 - Cấu hình e : 1s22s22p3.
- Ba e ở phân lớp 2p có thể tạo được ba liên kết cộng hóa trị với các nguyên tử khác.
- Phân tử nitơ gồm hai nguyên tử, giữa chúng hình thành một liên kết ba.
- CTCT phân tử N2 là : N≡N II.
Tính chất vật lí
- Điều kiện thường, là chất khí không màu, không vị, không mùi, hơi nhẹ hơn không khí, hóa lỏng ở -1960C, rất ít tan
và trạng thái tự
nhiên
trong nước (ở điều kiện thường, 1 lít nước hòa tan được 0,015 lít khí nitơ). Nitơ không duy trì sự cháy và sự hô hấp.
- Trong tự nhiên, nitơ tồn tại ở dạng tự do và dạng hợp chất.
+ Ở dạng tự do, khí nitơ chiếm 78,16% thể tích không khí (≈
4/5 thể tích không khí). Nitơ thiên nhiên là hỗn hợp của 2 đồng vị : N714(99,63%) và N715(0,37%).
+ Ở dạng hợp chất, nitơ có nhiều trong khoáng chất natri nitrat NaNO3 (diêm tiêu natri)
III.
Tính chất hóa học
- Ở nhiệt độ thường, nitơ khá trơ về mặt hóa học (do liên kết ba trong phân tử nitơ rất bền, ở 30000C nó vẫn chưa bị phân hủy rõ rệt thành các nguyên tử). Ở nhiệt độ cao, nitơ trở nên hoạt động hơn và tác dụng được với nhiều chất.
- N có các số oxi hóa : -3 , từ +1 đến +5. Khi tham gia phản ứng oxi hóa – khử, số oxi hóa của N có thể tăng hoặc giảm, do đó nó thể hiện tính khử hoặc là tính oxi hóa. Tuy nhiên, tính oxi hóa vẫn là tính chất chủ yếu.
1. Tính oxi hóa :
Trong các hợp chất cộng hóa trị của nitơ với những nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn (như hiđro, kim loại,…), nguyên tố nitơ có số oxi hóa -3.
a/ Tác dụng với kim loại :
- Ở nhiệt độ thường, nitơ chỉ tác dụng với kim loại liti, tạo thành liti nitrua:
6Li + N2 → 2Li3N
- Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng được với một số kim loại hoạt động như Mg, Ca, Al,… tạo thành nitrua kim loại.
2Ca + N2 →t0 Ca3N2 (canxi nitrua)
2Al + N2 →t0 2AlN (nhôm nitrua) b/ Tác dụng với hiđro : N2 + 3H2 ⇄xtt0 cao, p cao 2NH3
2. Tính khử :
Trong các hợp chất cộng hóa trị của nitơ với những nguyên tố có độ âm điện lớn hơn (như oxi,flo), nguyên tố nitơ có số oxi hóa dương, có thể từ +1 đến +5.
N2 + O2
⇄t0 lò hòa quang điện ≈ 30000C 2NO
Trong thiên nhiên, khí NO được tạo thành khi có sấm sét. Ở điều kiện thường, khí NO không màu kết hợp ngay với khí oxi của không khí tạo ra khi nitơ đioxit NO2 màu nâu đỏ : 2NO + O2 → 2NO2
Ngoài các oxit trên, các oxit khác của nitơ như N2O, N2O3, N2O5, chúng không điều chế trực tiếp bằng phản ứng giữa nitơ và oxi.
IV.
Ứng dụng
- Nguyên tố nitơ là một trong những thành phần dinh dưỡng chính của thực vật.
- Trong công nghiệp, phần lớn lượng khí nitơ sản xuất ra được dùng để tổng hợp khí amoniac, từ đó sản xuất ra axit nitric, phân đạm,…
- Nhiều ngành công nghiệp như luyện kim, thực phẩm, điện tử,… sử dụng nitơ làm môi trường trơ. Nitơ lỏng được dùng để bảo quản máu và các mẫu vật khác.
V.
Điều chế
1. Trong công nghiệp : phương pháp chưng cất phân đoạn không khí lỏng.
2. Trong phòng thí nghiệm :
- Một lượng nhỏ nitơ tinh khiết được điều chế bằng cách đun nóng nhẹ dung dịch bão hào muối amoni nitrit :
NH4NO2 →t0 N2 + 2H2O
- Muối này kém bền, có thể thay thế bằng dung dịch bão hòa của amoni clorua và natri nitrit :
NH4Cl + NaNO2 →t0 N2 + NaCl + 2H2O
AMONIAC (NH3)
I.
Cấu tạo phân
tử
Trong phân tử amoniac, nguyên tử N liên kết với 3 nguyên tử H bằng 3 liên kết cộng hóa trị có cực. Những đôi e dùng chung lệch về phía nguyên tử N có độ âm điện lớn hơn.
Phân tử NH3 có cấu tạo hình chóp với nguyên tử N ở đỉnh, đáy là một tam giác mà đỉnh là 3 nguyên tử H. Trong phân tử NH3, nguyên tử NH3 còn 1 cặp e hóa trị có thể tham gia liên kết với nguyên tử khác.
II.
Tính chất vật
lí
Là chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí, tan rất nhiều trong nước (ở điều kiện thường, 1 lít nước hòa tan được khoảng 800 lít khí amoniac)
III.
Tính
1. Tính bazơ yếu :
chất hóa học
a. Tác dụng với nước :
Khi tan trong nước, NH3 kết hợp với ion H+ của nước, tạo thành ion NH4+ và OH- , làm cho dd có tính bazơ và dẫn điện :
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- Trong dd, amoniac là 1 bazơ yếu, hóa xanh quỳ tím, hóa hồng phenolphtalein.
b. Tác dụng với dd muối :
- Dung dịch amoniac có thể tác dụng với dd muối của nhiều kim loại, tạo thành kết tủa hiđroxit của kim loại đó.
FeSO4 + 2NH3 + 2H2O → (NH4)2SO4 + Fe(OH)2 ↓
- Với các dd muối Cu2+ , Zn2+ , Ag+ có thể tạo phức chất tan [Cu(NH3)4]2+ , [Zn(NH3)4]2+ , [Ag(NH3)2]+
CuCl2 + 2NH3 + 2H2O → 2NH4Cl + Cu(OH)2 ↓
4NH3 + Cu(OH)2 → [Cu(NH3)4](OH)2 (phức xanh thẫm)
c. Tác dụng với axit :
Khí amoniac, cũng như dd amoniac, tác dụng với dd axit tạo ra muối amoni
NH3 + HCl → NH4Cl ; 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
2. Tính khử mạnh :
Trong phân tử amoniac, N có số oxi hóa -3 (số oxi hóa thấp nhất), vì vậy amoniac có tính khử. Tính chất này được thể hiện khi amoniac tác dụng với các chất oxi hóa.
a. Với oxi : 4NH3 + 3O2 →t0 2N2 + 6H2O (phản ứng cháy với ngọn lửa màu vàng)
4NH3 + 5O2 →t0 4NO + 6H2O
b. Với clo : clo oxi hóa mạnh amoniac tạo nitơ và hiđro clorua
2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl Đồng thời NH3 kết hợp ngay với HCl tạo thành “khói” trắng NH4Cl
NH3 + HCl → NH4Cl Tổng hợp : 8NH3 + 3Cl2 → N2 + 6NH4Cl
c. Với CuO : 2NH3 + 3CuO →t0 3Cu + N2 + 3H2O
IV.
Điều chế
và ứng dụng
1. Điều chế :
a. Trong phòng thí nghiệm : đun nóng muối amoni với dd kiềm.
2NH4Cl + Ca(OH)2 →t0 CaCl2 + 2NH3 ↑ + 2H2O
Để làm khô khí, người ta cho khí amoniac vừa tạo thành có lẫn hơi nước đi qua bình đựng vôi sống (CaO).
Khi muốn điều chế nhanh một lượng nhỏ khí amoniac, người ta thường đun nóng dd amoniac đậm đặc.
b. Trong công nghiệp : tổng hợp tử nitơ và hiđro
N2(k) + 3H2(k) ⇄t0 , p, xt 2NH3(k) ΔH < 0
Đây là phản ứng thuận nghịch và tỏa nhiệt. Các điều kiện áp dụng trong công nghiệp sản xuất amoniac là :
- Nhiệt độ : 450 - 5000C. Ở nhiệt độ thấp hơn, cân bằng hóa học trên chuyển dịch sang phải làm tăng hiệu suất phản ứng, nhưng lại làm giảm tốc độ phản ứng.
- Áp suất cao, từ 200 – 300 atm.
- Chất xúc tác là sắt kim loại được trộn thêm Al2O3, K2O,…
Trong khí amoniac tạo thành còn lẫn nitơ và hiđro. Hỗn hợp được làm lạnh, chỉ có amoniac hóa lỏng và tách ra. Còn nitơ và hiđro chưa tham gia phản ứng lại được bổ sung vào hỗn hợp nguyên liệu ban đầu.
2. Ứng dụng :
Amoniac được sử dụng chủ yếu để sản xuất axit nitric, phân đạm như urê, amoni nitrat, amoni sunfat,… ; điều chế hiđrazin N2H4
làm nhiên liệu tên lửa. Amoniac lỏng được dùng làm chất gây lạnh trong thiết bị lạnh.
PHOTPHO (P) I. Vị
trí và cấu hình e nguyên
tử
- Photpho ở ô số 15, nhóm VA, chu kì 3
- Cấu hình e : 1s22s22p63s23p3
Do lớp ngoài cùng có 5 e , nên trong các hợp chất, hóa trị của p có thể là 5. Ngoài ra, trong 1 số hợp chất, P còn có hóa trị 3.
II.
Tính chất vật lí
Photpho có thể tồn tại ở 1 số dạng thù hình khác nhau, nhưng quan trọng hơn cả là Photpho trắng và Photpho đỏ.
1. Photpho trắng 2. Photpho đỏ
- Chất rắn trong suốt, màu trắng hoặc hơi vàng, trông giống như sáp, có cấu trúc
- Chất bột màu đỏ, dễ hút ẩm và chảy rữa, bền trong không khí ở nhiệt
mạng tinh thể nguyên tử.
Trong tinh thể, những phân tử P4 nằm ở nút mạng và liên kết với nhau bằng liên kết yếu. Do đó P trắng mềm, dễ nóng chảy (tnc = 44,10C).
- P trắng không tan trong nước, tan trong các dung môi hữu cơ : C6H6, CS2,… rất độc, gây bỏng.
- P trắng bốc cháy trong không khí ở t0 > 400C, nên được bảo quản bằng cách ngâm trong nước.
- Phát quang màu lục nhạt trong bóng tối ở nhiệt độ thường.
P trắng
→không có không khí2500C P đỏ
độ thường, không phát quang màu lục trong bóng tối, không tan trong các dung môi thông thường.
- P đỏ có cấu trúc polime, nên khó nóng chảy, chỉ bốc cháy ở nhiệt độ trên 2500C, khó bay hơi hơn P trắng.
- Khi đun nóng không có không khí, P đỏ chuyển thành hơi, khi làm lạnh thì hơi đó ngưng tụ lạnh thành P trắng.
III.
Tính chất hóa học
P là phi kim tương đối hoạt động. P trắng hoạt động hóa học mạnh hơn P đỏ. Trong các hợp chất, P có số oxi hóa -3, +3, +5.
Do đó, khi tham gia phản ứng hóa học P thể hiện tính oxi hóa hoặc tính khử.
1. Tính oxi hóa : P thể hiện tính oxi hóa khi tác dụng với một số kim loại hoạt động tạo ra photphua kim loại.
2P + 3Mg →t0 Mg3P2
(magie photphua)
2P + 3Zn →t0 Zn3P2
(kẽm photphua – thuốc chuột)
2. Tính khử : P thể hiện tính khử khi tác dụng với các phi kim hoạt động như oxi, halogen, lưu huỳnh,… và các hợp chất có tính oxi hóa mạnh khác.
4P + O2(thiếu) →t0 2P2O3 (điphotpho trioxit)
4P + O2 (dư) →t0 2P2O5 (điphotpho pentaoxit)
2P + 3Cl2(thiếu) →t0 2PCl3 (photpho triclorua)
2P + 5Cl2 (dư) →t0 2PCl5 (photpho pentaclorua)
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO 6P + 5K2Cr2O7 → 5K2O + 5Cr2O3 + 3P2O3 6P (đỏ) + 5KClO3 →t0 3P2O5 + 5KCl (phản ứng xảy ra trong quá trình đốt diêm)
IV.
Trạng thái tự nhiên -
ứng dụng –
sản xuất
1. Trạng thái tự nhiên :
Trong tự nhiên không gặp P ở trạng thái tự do vì nó khá hoạt động về mặt hóa học. Hai khoáng vật chính của P là photphorit Ca3(PO4)2 và apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2 .
2. Ứng dụng :
- Phần lớn Photpho sản xuất ra được sử dụng dùng để sản xuất axit photphoric, phần còn lại chủ yếu dùng trong sản xuất diêm.
- Ngoài ra, Photpho còn được dùng trong vào mục đích quân sự : sản xuất bom, đạn cháy, đạn khói,…
3. Sản xuất :
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C →12000C 3CaSiO3 + 5CO + 2P
(hơi P thoát ra được ngưng tụ khi làm lạnh, sẽ thu được P trắng ở dạng rắn).
Muối amoni
Muối amoni là chất tinh thể ion, gồm cation amoni NH4+ và anion gốc axit.
I. Tính chất vật lí : Tất cả các muối amoni đều tan nhiều trong nước, khi tan điện li hoàn toàn thành các ion. Ion NH4+ không màu.
II. Tính chất hóa học :
1. Tác dụng với dd kiềm : Dung dịch đậm đặc của muối amoni phản ứng với dd kiềm khi đun nóng sẽ cho khí amoniac bay ra
(NH4)2CO3 + KOH →t0 K2CO3 + 2NH3 ↑ + 2H2O Phương trình ion thu gọn :
NH4+ + OH- → NH3 ↑ + H2O
(Phản ứng dùng để nhận biết ion amoni và điều chế amoniac trong phòng thí nghiệm).
2. Phản ứng nhiệt phân : các muối amoni dễ bị phân hủy bởi nhiệt.
a/ Muối amoni chứa gốc của axit không có tính oxi hóa (Cl- , HSO4- , SO42- , HCO3-, CO32-,…) khi đun nóng bị phân hủy thành amoniac.
NH4Cl →t0 NH3 + HCl
(NH4)2CO3 →t0 NH3 + NH4HCO3
(NH4)2SO4 →t0 NH3 + NH4HSO4
NH4HSO4 →t0 NH3 + N2 + 3SO2 + 6H2O
NH4HCO3 →t0 NH3 + CO2 + H2O (NH4HCO3
được dùng làm bột nở)
b/ Muối amoni chứa gốc axit có tính oxi hóa như axit nitrơ, axit nitric khi bị nhiệt phân cho N2 , N2O (đinitơ oxit).
NH4NO2 →t0 N2 + 2H2O ;
NH4NO3 →t0 N2O + 2H2O
(các phản ứng này dùng để điều chế N2 và N2O trong phòng thí nghiệm)
Muối nitrat
Muối của axit nitric được gọi là muối nitrat.
I. Tính chất vật lí : Tất cả các muối nitrat đều dễ tan trong nước và là chất điện li mạnh. Trong dd loãng, chúng phân li hoàn toàn thành các ion. Ion NO3- không màu.
II. Tính chất hóa học : 1. Phản ứng nhiệt phân :
- Các muối nitrat của kim loại hoạt động mạnh (Na, K,…) bị phân hủy tạo ra muối nitrit và O2.
NaNO3 →t0 NaNO2 + O2
- Muối nitrat của Mg, Zn, Fe, Pb, Cu,… bị phân hủy tạo ra oxit của kim loại tương ứng, NO2 và O2.
2Cu(NO3)2 →t0 2CuO + 4NO2 + O2
4Al(NO3)3 →t0 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
4Fe(NO3)2 →t0 2Fe2O3 + 8NO2 + O2
4Fe(NO3)3 →t0 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2
- Muối nitrat của Ag, Au, Hg,… bị phân hủy tạo thành kim loại tương ứng, NO2 và O2
2AgNO3 →t0 2Ag + 2NO2 + O2
Hg(NO3)2 →t0 Hg + 2NO2 + O2 2. Phản ứng oxi hóa – khử :
3Cu + 8H+ + 2NO3- →t0 3Cu2+ + 2NO ↑ + 4H2O
2NO + O2 (không khí) → 2NO2 (màu nâu đỏ)
(phản ứng để nhận biết ion NO3- trong dung dịch)
III. Ứng dụng :
- Các muối nitrat chủ yếu được sử dụng làm phân bón (phân đạm). Ví dụ : NH4NO3 (đạm 2 lá), NaNO3, KNO3,…
- Kali nitrat còn được dùng chế tạo thuốc nổ đen (thuốc nổ có khói). Thuốc nổ đen chứa 75% KNO3 , 10% S và 15% C.
Muối photphat
Muối photphat là muối của axit photphoric. Gồm 3 loại muối : - Muối photphat trung hòa : Na3PO4, (NH4)3PO4 , Ca3(PO4)2
,…
- Muối đihiđrophotphat : KH2PO4, NH4H2PO4 , Ca(H2PO4)2
,…
- Muối hiđrophotphat : Na2HPO4 , (NH4)2HPO4 , CaHPO4 ,…
1. Tính tan : tất cả muối đihiđrophotphat đều tan. Trong các muối hiđrophotphat và photphat trung hòa chỉ có muối của kim loại Na, K và amoni là dễ tan còn muối các kim loại khác đều không tan hoặc ít tan.
2. Nhận biết ion photphat : 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4 ↓ (màu vàng)
(kết tủa này không tan trong nước, nhưng tan trong dd axit nitric loãng)
AXIT NITRIC (HNO3) AXIT PHOTPHORIC
(H3PO4)
I.
Cấu tạo phân
tử
Mũi tên trong CTCT trên cho biết cặp e liên kết chỉ do nguyên tử N cung cấp.
Trong hợp chất HNO3, N có số oxi hóa cao nhất là +5 và hóa trị IV.
Trong hợp chất H3PO4 , P có số oxi hóa cao nhất là +5 và hóa trị V.
II.
Tính chất vật
lí
- Là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm.
Là chất tinh thể trong suốt, nóng chảy ở 42,50C, rất háo nước nên dễ chảy rữa, tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào. Axit photphoric thường dùng là dd đặc, sánh, không màu, nồng độ 85%.
- Kém bền, phân hủy ngay ở nhiệt độ thường khi có ánh sáng
4HNO3 →t0 4NO2 + O2 + 2H2O
Khí NO2 (nitơ đioxit) tan trong dd axit, làm cho dd có màu vàng.
- Tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào.
III.
Tính chất hóa học
1. Tính axit :
Là một trong các axit mạnh nhất, trong dd loãng phân li hoàn toàn thành ion H+ và NO3-. Làm quỳ tím hóa đỏ, tác dụng bazơ, oxit bazơ và muối của axit yếu hơn tạo thành muối nitrat.
MgO + 2HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O
Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O
BaCO3 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + CO2 + H2O 2. Tính oxi hóa mạnh :
Axit nitric là một trong những axit có tính oxi hóa mạnh.
Tùy thuộc vào nồng độ của
- Có tính chất của axit (làm quỳ tím hóa đỏ, kim loại trước H trong dãy hoạt động hóa học, tác dụng bazơ, oxit bazơ và 1 số muối)
2H3PO4 +
3Na2O → 2Na3PO4 + 3H2O 2H3PO4 +
3Mg → Mg3(PO4)2 + 3H2
H3PO4 +
3AgNO3 → 3HNO3 + Ag3PO4
- Có độ mạnh trung bình, là axit 3 nấc. Trong dd nước, nó phân li theo từng nấc : Nấc 1 : H3PO4⇄ H+ + H2PO4- (chủ yếu)
axit và độ mạnh yếu của chất khử, mà HNO3 có thể bị khử đến các sản phẩm khác nhau của nitơ.
a. Tác dụng với kim loại :
+ HNO3 phản ứng với hầu hết các kim loại trừ Au và
Pt → muối nitrat + H2O và sản phẩm khử của N+5 (NO2, NO, N2O, N2 và NH4NO3).
+ Thông thường : HNO3
loãng → NO , HNO3 đặc → NO2 .
+ Với các kim loại có tính khử mạnh : Mg, Al, Zn,…
HNO3 loãng có thể bị khử đến N2O, N2, NH4NO3.
Cu +
4HNO3 (đặc)→ Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Fe +
4HNO3 loãng → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2
+ NH4NO3 + 3H2O
* Chú ý : Fe, Al, Cr bị thụ động trong dd HNO3 đặc, nguội do tạo màng oxit bền, bảo vệ kim loại khỏi tác dụng của axit → dùng bình Al
Nấc 2 : H2PO4- ⇄ H+ + HPO42- (kém hơn)
Nấc 3 : HPO42- ⇄ H+ + PO43- (rất yếu)
→ trong dd axit photphoric chứa các ion H+ , H2PO4- , HPO42- , PO43- và các phân tử H3PO4 không phân li (không kể các ion H+ và OH- do nước phân li)
- Khi tác dụng với dd kiềm, tùy theo lượng chất tác dụng mà axit photphoric tạo ra muối axit, muối trung hòa hoặc hỗn hợp muối đó.
KOH +
H3PO4 → KH2PO4 + H2O 2KOH +
H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O 3KOH +
H3PO4 → K3PO4 + 3H2O - Khác với axit nitric, axit photphoric không có tính oxi hóa.
hoặc Fe để đựng HNO3 đặc nguội.
* Au, Pt tan được trong nước cường toan (cường thủy 3HCl : 1HNO3), không hòa tan được Ag vì tạo kết tủa AgCl.
Au + 3HCl + HNO3 → AuCl3 + NO + 2H2O b. Tác dụng với phi kim :
S + 6HNO3 →t0H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
C + 4HNO3 →t0CO2 + 4NO2 + 2H2O
5HNO3 + P →t0H3PO4 + 5NO2 + H2O
5HNO3 + 3P + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
c. Tác dụng với hợp chất :
HNO3 đặc còn oxi hóa được hợp chất vô cơ và hữu cơ.
Vải, giấy, mùn cưa, dầu thông,… bị phá hủy hoặc bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3
đặc.
4HNO3 +
FeO → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
4HNO3 +
FeCO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O + CO2
Fe3O4 + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O
IV.
Ứng dụng
Phần lớn axit nitric sản xuất ra được dùng để điều chế phân đạm NH4NO3,
Ca(NO3)2,… Ngoài ra, axit nitric còn được dùng để điều chế thuốc nổ (TNT,…), thuốc nhuộm, dược phẩm,…
Một lượng lớn axit H3PO4
loại kĩ thuật được dùng để điều chế muối photphat và để sản xuất phân lân, hợp chất cơ photpho (làm thuốc trừ sâu),… H3PO4 tinh khiết được dùng trong công nghiệp dược phẩm.
V.
Điều chế
1. Trong phòng thí nghiệm : Đun nóng hỗn hợp natri nitrat rắn hoặc kali nitrat rắn với axit sunfuric đặc
NaNO3 + H2SO4 →t0 HNO3 + NaHSO4
Hơi HNO3 thoát ra được dẫn vào bình làm lạnh và ngưng tụ ở đó.
2. Trong công nghiệp :
Đi từ amoniac qua 3 giai đoạn :
4NH3 + 5O2
→Pt850 - 9000C4NO + 6H2O (∆H < 0)
2NO + O2 → NO2
1. Trong phòng thí nghiệm :
P + 5HNO3 (đặc)
→t0H3PO4 + 5NO2 + H2O
2. Trong công nghiệp : Ca3(PO4)2 +
3H2SO4 đặc →t0 3CaSO4 + 2H3PO4
Để điều chế H3PO4 với độ tinh khiết cao ta dùng sơ đồ:
P → P2O5 → H3PO4 4P + 5O2 → 2P2O5 P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
dd HNO3 thu được thường có nồng độ 52 – 68%. Để có axit nitric với nồng độ cao hơn 68%, người ta chưng cất axit này với H2SO4 đậm đặc.
CHƯƠNG 3 : CACBON – SILIC
CACBON (C) SILIC (SI)
I. Vị trí và
cấu hình e
- Ở ô số 6, chu kì 2, nhóm IVA.
- Cấu hình e : 1s22s22p2 LNC có 4 e nên trong các hợp chất, nguyên tử C có thể tạo được tối đa 4 liên kết cộng hóa trị với các nguyên tử khác.
- Ở ô số 14, chu kì 3, nhóm IVA
- Cấu hình e : 1s22s22p63s23p2
II.
Tính chất vật lí
Nguyên tố C có 4 dạng thù hình :
1. Kim cương :
- Là tinh thể trong suốt, không màu, không dẫn điện, dẫn nhiệt kém.
- Có cấu trúc tinh thể nguyên tử và cứng nhất trong tất cả các chất.
Silic có 2 dạng thù hình là silic vô định hình và silic tinh thể.
- Silic vô định hình : là chất bột màu nâu, không tan trong nước nhưng tan trong kim loại nóng chảy.
- Silic tinh thể : có màu xám, dòn, có ánh kim, có cấu trúc giống kim cương, có
2. Than chì :
Than chì là tinh thể màu xám đen, có ánh kim, dẫn điện tốt nhưng kém kim loại.
Tinh thể than chì có cấu trúc lớp. Do cấu trúc này mà than chì mềm, khi vạch trên giấy nó để lại vạch đen gồm nhiều lớp tinh thể.
3. Fuleren
4. Cacbon vô định hình : Các loại than được điều chế nhân tạo như than gỗ, than xương, than muội,… được gọi chung là cacbon vô định hình. Than gỗ, than xương có cấu tạo xốp, nên chúng có khả năng hấp phụ mạnh các chất khí và chất tan trong dd.
tính bán dẫn, nóng chảy ở 14200C, hoạt tính thấp.
III.
Tính chất hóa học
- Ở nhiệt độ thường, cacbon khá trơ, còn khi đun nóng nó phản ứng với rất nhiều chất.
Cacbon vô định hình hoạt động hơn cả về mặt hóa học.
- Các oxi hóa thường gặp là:
-4; 0; +2; +4. Trong phản ứng oxi hóa – khử, đơn chất cacbon có thể tăng hoặc giảm số oxi hóa, nên nó thể hiện tính khử hoặc tính oxi
- Các mức oxi hóa có thể có của Si: -4; 0; +2; +4 (số oxi hóa +2 ít đặc trưng) nên Si có cả tính khử và tính oxi hoá.
- Silic vô định hình có khả năng phản ứng cao hơn silic tinh thể.
hóa. Nhưng tính khử vẫn là tính chất chủ yếu.
1. Tính khử :
a. Tác dụng với các phi kim :
C + O2 →t0 CO2 C +
CO2 →t0 2CO
b. Tác dụng với oxit kim loại :
- Cacbon khử được oxit của các kim loại đứng sau Al trong dãy hoạt động hóa học của kim loại:
CuO + C→t0 Cu + CO
Fe2O3 + 3C →t0 2Fe + 3CO
- Với CaO và Al2O3: CaO +
3C →t0 CaC2 + CO 2Al2O3 +
9C →t0 Al4C3 + 6CO c. Tác dụng với các chất oxi hóa mạnh : thường gặp H2SO4 đặc, HNO3, KNO3, KClO3, K2Cr2O7... trong các
1. Tính khử :
a. Tác dụng với phi kim :
Si + 2F2 → SiF4
(phản ứng xảy ra ở nhiệt độ thường)
Si +
2O2 →400 - 6000C SiO2 b. Tác dụng với hợp chất : - Si tan dễ dàng trong dung dịch kiềm → H2
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
- Si tác dụng với axit : 4HNO3 + 18HF +
3Si → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O
* Trong hồ quang điện, Silic tác dụng với H2 tạo thành một hỗn hợp các silan:
Si + H2 → SiH4 + Si2H6 + Si3H6 + ...
phản ứng này, C bị oxi hóa đến mức +4 (CO2).
C +
2H2SO4 (đặc) →t0 CO2 + 2SO2 + 2H2O
C + 4HNO3 (đặc) CO2 + 4NO2 + 2H2O
C + 4KNO3 2K2O + CO2 + 4NO2
- Khi nhiệt độ cao, C tác dụng được với hơi nước:
C + H2O CO + H2 C + 2H2O CO2 + 2H2
2. Tính oxi hóa :
a. Tác dụng với H2
: C + 2H2 →Ni5000C CH4 b. Tác dụng với kim
loại → muối cacbua:
4Al + 3C→t0 Al4C3
2. Tính oxi hóa :
Si tác dụng được với nhiều kim loại ở nhiệt độ
cao → silixua kim loại.
2Mg + Si → Mg2Si (magie silixua)
IV.
Ứng dụng, trạng thái
tự nhiên,
1. Ứng dụng :
- Kim cương được dùng làm đồ trang sức. Trong kĩ thuật, kim cương được dùng làm
1. Ứng dụng :
- Silic siêu tinh khiết là chất bán dẫn, được dùng trong kĩ thuật vô tuyến và điện tử, để chế tạo tế bào quang điện, bộ
điều
chế mũi khoan, dao cắt thuỷ tinh, bột mài.
- Than chì được dùng làm điện cực; làm nồi, chén để nấu chảy các hợp kim chịu nhiệt; chế tạo chất bôi trơn;
làm bút chì đen.
- Than cốc được dùng làm chất khử trong luyện kim để luyện kim loại từ quặng.
- Than gỗ được dùng để chế thuốc nổ đen, thuốc pháo, chất hấp phụ.
- Than muội được dùng làm chất độn khi lưu hoá cao su, để sản xuất mực in, xi đánh giày.
2. Trạng thái tự nhiên :
- Kim cương và than chì là cacbon ở dạng tự do gần như tinh khiết.
- Cacbon còn có trong các khoáng vật như canxit (đá vôi, đá hoa, đá phấn đều chứa CaCO3), magiezit (MgCO3), đolomit
(CaCO3.MgCO3). Dầu mỏ, khí thiên nhiên là hỗn hợp của các chất khác nhau chứa cacbon. Cơ thể động thực
khuếch đại, bộ chỉnh lưu, pin mặt trời,…
- Trong luyện kim, silic được dùng để tách oxi ra khỏi kim loại nóng chảy. Ferosilic là hợp kim để chế tạo thép chịu axit.
2. Trạng thái tự nhiên : - Là nguyên tố phổ biến thứ 2 sau oxi, chiếm gần 29,5%
khối lượng vỏ Trái Đất.
- Trong tự nhiên, không gặp Si ở trạng thái tự do, mà chỉ gặp ở trạng thái hợp chất : chủ yếu là silic đioxit ; các khoáng vật silicat và
aluminosilicat như cao lanh, mica, fenspat, đá xà vân, thạch anh,…
3. Điều chế :
Dùng các chất khử mạnh như Mg, Al, C khử silic đioxit ở nhiệt độ cao.
SiO2 + C →18000C 2CO + Si
SiO2 + 2Mg →t0 2MgO + Si
vật cũng chứa nhiều hợp chất của cacbon.
CÁC HỢP CHẤT CỦA CACBON CÁC HỢP CHẤT CỦA SILIC
I. Cacbon monooxit : CO 1. Tính chất vật lí :
- CO là chất khí, không màu, không mùi, không vị, tan rất ít trong nước và rất bền với nhiệt, hơi nhẹ hơn không khí, hóa lỏng ở - 191,50C, hóa rắn ở - 205,20C.
- CO là khí rất độc vì nó kết hợp với hemoglobin ở trong máu tạo thành hợp chất bền làm cho hemoglobin mất tác dụng vận chuyển khí O2.
(lửa màu lam nhạt, tỏa nhiều nhiệt. Vì vậy, CO được dùng làm nhiên liệu) 2. Tính chất hóa học :
a/ CO là oxit trung tính (oxit không tạo muối) → không tác dụng với nước, dd bazơ và dd axit ở điều kiện thường.
b/ CO là chất khử mạnh :
- Tác dụng với các phi kim :
2CO + O2 →7000C 2CO2
I. Silic đioxit : SiO2
1. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên :
- Là chất ở dạng tinh thể nguyên tử, không tan trong nước.
- Trong tự nhiên chủ yếu tồn tại ở dạng cát và thạch anh.
2. Tính chất hoá học :
- SiO2 có tính chất của oxit axit, tan chậm trong dung dịch kiềm và tan dễ trong kiềm nóng chảy hoặc cacbonat kim loại kiềm nóng chảy → silicat:
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
- SiO2 tan dễ trong axit HF:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O Phản ứng này dùng để khắc chữ trên thủy tinh → không dùng bình thủy tinh để đựng axit HF.
- CO khử oxit của các kim loại đứng sau Al trong dãy hoạt động hĩa học của kim loại (phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao).
3CO + Fe2O3 →t03CO2 + 2Fe CO + CuO →t0 CO2 + Cu (Tính chất này được dùng trong luyện kim)
3. Điều chế :
a/ Trong phịng thí nghiệm :
HCOOH →H2SO4 đặc, t0 CO + H2O
b/ Trong cơng nghiệp :
- Cho hơi nước đi qua than nĩng đỏ :
C + H2O ⇄~ 10500C CO + H2 hỗn hợp khí tạo thành là khí than ướt (44% CO, cịn lại CO2, H2, N2,…)
- Hỗn hợp khí than khơ (khí lị gas) : thổi khơng khí đi qua than nĩng đỏ.
C + O2 →t0 CO2
C + CO2 →t0 2CO (hỗn hợp chứa 25% CO, N2, CO2 và lượng nhỏ các khí khác). Khí than ướt, khí lị gas đều được dùng làm nhiên liệu khí.
II. Axit silixic : H2SiO3
Dạng keo, khơng tan trong nước, khi đun nĩng dễ bị mất nước:
H2SiO3 →t0 H2O + SiO2
- Khi sấy khơ, H2SiO3 mất một phần nước tạo thành vật liệu xốp là silicagen được dùng làm chất hút ẩm và hấp phụ nhiều chất.
- H2SiO3 chỉ tác dụng với dung dịch kiềm mạnh.
H2SiO3 + 2NaOH → Na2SiO3 + 2H2O
- Là axit yếu, yếu hơn axit
cacbonic nên điều chế bằng cách dùng axit mạnh đẩy ra khỏi muối hoặc thủy phân một số hợp chất của Si.
Na2SiO3 +
2HCl → 2NaCl + H2SiO3
Na2SiO3 + CO2 + H2O → H2SiO3 + Na2CO3 III. Muối silicat :
Là muối của axit silixic, thường khơng màu, khĩ tan (trừ muối kim loại kiềm tan được).
II. Cacbon đioxit : CO2 1. Tính chất vật lí :
Là khí không màu, vị hơi chua. Tan ít trong nước. CO2 khi bị làm lạnh đột ngột là thành phần chính của nước đá khô. Nước đá khô không nóng chảy mà thăng hoa nên được dùng để làm môi trường lạnh và khô, rất tiện lợi để bảo quản thực phẩm.
2. Tính chất hóa học :
- Khí CO2 không cháy và không duy trì sự cháy của nhiều chất, nên được dùng để dập tắt đám cháy. Nhưng không thể dập tắt các đám cháy của kim loại mạnh (Mg, Al, Na,…)
CO2 + 2Mg →t02MgO + C a. CO2 là oxit axit :
- CO2 tan trong nước tạo thành axit cacbonic (là một điaxit rất yếu):
CO2 + H2O H2CO3
- CO2 tác dụng với oxit bazơ → muối:
CaO + CO2 → CaCO3
- CO2 tác dụng với dung dịch bazơ : NaOH + CO2 → NaHCO3
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
Dung dịch đậm đặc của
Na2SiO3 được gọi là thủy tinh lỏng được dùng để chế tạo keo dán thủy tinh và sứ, bảo quản vải và gỗ khỏi bị cháy. Trong dung dịch, silicat của kim loại kiềm bị thủy phân mạnh tạo môi trường bazơ:
Na2SiO3 + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2SiO3
b. CO2 bền, ở nhiệt độ cao bị nhiệt phân một phần và tác dụng được với các chất khử mạnh :
2CO2 →t0 2CO + O2 CO2 + C →t0 2CO
c. CO2 còn được dùng để sản xuất urê :
CO2 +
2NH3 →200 atm180 - 2000C H2O +(NH2)2CO
3. Điều chế :
- Quá trình hô hấp của người và động vật :
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O - Quá trình lên men bia rượu : C6H12O6 → 2CO2 + 2C2H5OH - Quá trình đốt cháy nhiên liệu : CxHy + O2 xCO2 + H2O - Trong công nghiệp :
C + O2 →t0 CO2 (đốt cháy hoàn toàn than cốc trong không khí)
CaCO3 →10000C CaO + CO2
- Trong phòng thí nghiệm:
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
4. Nhận biết :
Tạo kết tủa trắng với dung dịch nước vôi trong dư.
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O III. Axit cacbonic : H2CO3
- Rất kém bền, chỉ tồn tại trong dd loãng, dễ bị phân hủy thành CO2 và H2O. Trong dd, axit này phân li 2 nấc : H2CO3 ⇌ H+ + HCO3- (chủ yếu)
HCO3- ⇌ H+ + CO32- (rất ít)
Axit cacbonic tạo ra 2 loại muối : muối cacbonat chứa ion CO32- (Na2CO3, CaCO3,…) ; muối hiđrocacbonat chứa ion HCO3- (NaHCO3, Ca(HCO3)2,…)
IV. Muối cacbonat : Là muối của axit cacbonic (gồm muối CO32- và HCO3-).
1. Tính tan : Các muối cacbonat trung hoà của kim loại kiềm (trừ Li2CO3),
amoniac và các muối hidrocacbonat dễ tan trong nước (trừ NaHCO3 ít tan).
Các muối cacbonat trung hoà của những kim loại khác không tan hoặc ít tan trong nước.
2. Tính chất hóa học :
a. Phản ứng nhiệt phân :
- Muối cacbonat tan không bị nhiệt phân (trừ muối amoni), muối cacbonat không tan bị nhiệt phân:
MgCO3 →t0MgO + CO2 - Tất cả các muối hiđrocacbonat đều bị nhiệt phân:
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2
b. Tính chất hóa học chung của muối :
- Tác dụng với axit :
NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2
- Tác dụng với dung dịch bazơ : NaHCO3 +
NaOH → Na2CO3 + H2O
- Tác dụng với muối :
Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3 + 2NaCl
* Ứng dụng :
- CaCO3 tinh khiết là chất bột màu trắng, nhẹ, được dùng làm chất độn trong một số ngành công công nghiệp.
- Sođa khan Na2CO3 được dùng trong công nghiệp thủy tinh, đồ gốm, bột giặt,…
- NaHCO3 được dùng trong công nghiệp thực phẩm (bột nở), dược phẩm (thuốc chữa đau dạ dày),…
Chương 4 : Đại cương hóa hữu cơ I/ HÓA HỌC HỮU CƠ VÀ HỢP CHẤT VÔ CƠ :
1. Khái niệm hóa học hữu cơ và hợp chất vô cơ :
- Hợp chất hữu cơ là hợp chất của nguyên tố Cacbon (trừ CO, CO2 , CN- , CO32- , HCO3- , HCN ... )
- Hóa học hữu cơ : là ngành nghiên cứu các hợp chất hữu cơ.
2. Đặc điểm chung của hợp chất hữu cơ :
- Đặc điểm cấu tạo : Liên kết chủ yếu trong hợp chất hữu cơ là liên kết cộng hóa trị. Thành phần các nguyên tố tạo nên các hợp chất hữu cơ là : C, H, O, N (1 số ít có S, Cl, P, kim loại có ít hơn), nhưng số lượng các hợp chất hữu cơ rất nhiều (do hiện tượng đồng phân).
- Tính chất vật lí :
+ Nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy thấp.
+ Phần lớn không tan trong nước, tan nhiều trong các dung môi hữu cơ.
- Tính chất hóa học :
+ Các hợp chất hữu cơ thường kém bền với nhiệt và dễ cháy.
+ Phản ứng hữu cơ thường xảy ra chậm, theo nhiều hướng khác nhau và thường tạo thành hỗn hợp sản phẩm.
II/ PHÂN LOẠI CÁC HỢP CHẤT HỮU CƠ :
1. Phân loại : Hợp chất hữu cơ thường chia thành 2 loại :
- Hiđrocacbon : là HCHC chỉ chứa 2 nguyên tố là C và H ; công thức chung : CxHy (y ≤ 2x + 2) hoặc CnH2n+2-2a (a ≥ 0) (a là số liên kết pi hoặc vòng).
Mạch hở No Ankan CnH2n + 2 (n ≥ 1 , a = 0)
Không no Anken (1 liên kết =) CnH2n (n ≥ 2 , a = 1) Ankađien (2 liên kết = ) CnH2n-2 (n ≥ 3 , a = 2) Ankin (1 liên kết ≡ ) CnH2n-2 (n ≥ 2 , a = 2) Mạch kín
(vòng)
No Xicloankan (1 vòng) CnH2n (n ≥ 3 , a = 1) Thơm Aren (3π + 1 vòng) CnH2n-6 (n ≥ 6 , a = 4) - Dẫn xuất của Hiđrocacbon : là các hợp chất hữu cơ mà trong phân tử ngoài các nguyên tố C, H thì còn chứa các nguyên tố khác : O, N, S, Cl ...
+ Dẫn xuất halogen : CH3Br , CHCl3 , ...
+ Ancol : C2H5OH , C3H5(OH)3 ,... ; phenol : C6H5OH ,... ; ete : CH3OCH3 ,....
+ Anđêhit : CH3CHO, (CHO)2 , ... ; xeton : CH3COCH3 , ...
+ Amin : CH3NH2 , C6H5NH2 , ... ; nitro : CH3NO2 ...
+ Axit : HCOOH, CH3COOH , ... ; este : HCOOCH3 , C2H5COOCH3 , ...
+ Hợp chất tạp chức, polime ....
2. Nhóm chức : là nhóm nguyên tử quyết định tính chất đặc trưng, cơ bản của một chất hữu cơ . a. Các nhóm chức tham khảo trong chương trình phổ thông :
+ Nhóm chức hóa trị I :
Công thức - OH - CHO - COOH - NH2 - NO2 - C≡N
Tên gọi Hiđroxyl Fomyl Cacboxyl Amino Nitro Nitrin
Chức Ancol, phenol Anđêhit Axit Amin bậc I
+ Nhóm chức hóa trị II :
Công thức - O - - COO - - NH - - CO – NH -
Tên gọi Oxit Cacbonyl Cacboxylat Amino Amit
Chức Ete Xeton Este Amin bậc II Peptit
+ Ngoài ra còn chức hóa trị III (≡N) : amin bậc III b. Hợp chất hữu cơ đơn chức, đa chức, tạp chức :
+ Hợp chất hữu cơ dơn chức : là chất hữu cơ chỉ chứa 1 nhóm chức duy nhất.
Ví dụ : CH3OH (rượu metylic 1 chức –OH) , CH3NH2 (metyl amin 1 chức –NH2 ) ...
+ Hợp chất hữu cơ đa chức (đồng nhất) : là hợp chất hữu cơ chứa nhiều nhóm chức giống nhau.
Ví dụ : C3H5(OH)3 (glixerol) , C2H4(OH)2 (etylen g
