Trao đổi Lý thuyết Hoá vô cơ

KIẾN THỨC PHỔ THÔNG - HIGH SCHOOL CHEMISTRY FORUM ĐẠI CƯƠNG - VÔ CƠ
2182

Kim loại kiềm

1. Vị trí - cấu tạo nguyên tử của kim loại kiềm Gồm các kim loại Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Xếp đầu các chu kì: [khí hiếm] ns1

  • Có 2 nguyên tố có nhiều ngoại lệ
  • Li: ở chu kì 2.có nhiều tính chất không tiêu biểu cho nhóm.Ví dụ như khả năng tạo phức lớn, tạo nhiều muối khó tan, đốt cháy hầu như chỉ cho một dạng oxit Li2O.
  • Fr (87) nguyên tố phóng xạ

Điểm chung của nhóm IA

  • Năng lượng ion hóa bé
  • Tính kim loại tăng dần từ Li đến Cs. Giải thích
  • Hòa tan trong nước tạo thành bazơ kiềm
  • Liên kết trong kim loại kiềm là liên kết yếu. Giải thích

2. Điều chế

  • Kim loại kiềm rất hoạt động. Trong tự nhiên không có kim loại kiềm tự do mà tồn tại ở dạng ion. Trong đó tồn tại ở dạng ion (+)
  • Hợp chất thiên nhiên: NaCl, KNO3, Na2SO4…
  • Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại kiềm thành nguyên tử
  • Phương pháp: điện phân các hợp chất nóng chảy của kim loại kiềm mà chủ yếu là điện phân muối halogenua nóng chảy

Điều chế Na từ Na2CO3?

3.Tính chất vật lý

  • Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp, giảm dần từ Li đến Cs. Giải thích
  • Cấu trúc tinh thể: lập phương tâm khối
  • Nhẹ
  • Mềm, cắt được bằng dao. Trong đó Cs mềm nhất
  • Độ dẫn điện cao (phù hợp với thuyết vùng của kim loại). Nhưng vẫn kém Ag. Giải thích?
  • Kim loại tự do hay hợp chất dễ bay hơi khi đưa vào ngọn lửa không màu: Li cho màu đỏ tía, Na - màu vàng, K - màu tím, Rb - tím hồng, Cs - xanh lam Rb và Cs dùng làm tế bào quang điện dùng trong vô tuyến truyền hình và chiếu phim có tiếng nói.
  • Dễ tan trong hỗn hống
  • Tan trong NH3 lỏng

4.Tính chất hóa học Có tính khử mạnh, tăng dần từ Li đến Cs

  • Khi đun nóng, các kim loại kiềm kết hợp với hiđro tạo nên hidrua ion ở 350 - 400 độ C (ngoài Li ở 600 - 700 độ C)

Câu hỏi: Ở điều kiện thường và không khí khô, kim loại liti bị phủ một lớp màu xám gồm???Viết PTPU Tương tự với Na, K, Rb, Cs

  • Tác dụng với ôxi (tạo oxit, supeoxit, peoxit)
  • Bốc cháy trong khí clo khi có mặt hơi ẩm ở nhiệt độ thường
  • Tác dụng với halogen
  • khi đun nóng với nitơ, cacbon, silic, chỉ có Li tương ác tạo Li3N, Li2C2, Li6Si2.
  • Tương tác mãnh liệt với nước tạo thành kiềm giải phóng H2
  • Đun nóng trong khí NH3, tạo thành amiđua

Các kim loại kiềm có thể thay thế H trong các axit hữu cơ tạo nê muối ion. Kim loại kiềm có thể tạo liên kết công hóa trị. Nhưng không dễ tạo phức chất. Tại sao?

2183

Giới thiệu một số hợp chất của các kim loại kiềm : Như đã giới thiệu bên trên, các kim loại kiềm tuy chỉ có một số oxi hóa duy nhất dẫn đến việc hợp chất cũng đơn điêu, nhưng dẫu sao cũng có một số hợp chất cần nêu rõ tính chất để giới thiệu chung cho hợp chất của nhóm này ;).

Lưu ý đây là nhóm nguyên tố duy nhất có thể tạo 4 loại oxit khác nhau là oxit,peoxit,supeoxit và ozonit.

1/NaOH - Natri Hidroxit:

Còn gọi là kiềm Natri hay xút ăn da. Trắng, hút ẩm mạnh, nóng chảy và sôi không phân hủy. Tan nhiều trong nước ( phát nhiều nhiệt) tạo môi trường kiềm mạnh ( NaOH là kiềm mạnh nhất trong các chất kiềm được biết). Làm giảm mạnh độ tan của nhiều muối Na trong dung dịch. Không tan trong NH3 lỏng. Thể hiện tính chất của kiềm mạnh: trung hòa axit, phản ứng với oxi axit, hấp thụ CO2 của không khí, phản ứng với phi kim, kim loại,oxit lưỡng tính, hydroxit lưỡng tính. Các phản ứng khác những phản ứng quen thuộc :

1)2NaOH (ng.) + E2 -> NaE + NaOE + H2O ( E=Cl,Br,I) 6NaOH (ng.) + 3E2 -> NaE + 5NaOEO2 + 3H2O 2)20NaOH + 7Cl2 + I2 -> 2Na3H2IO6 + 14NaCl + 8H2O 24NaOH + 7Cl2 + I2 -> 2Na5IO6 + 14NaCl + 12H2O 3)4NaOH + 3Ca -> 3CaO + Na2O + 2Na + 2H2 ( 600C) 4) 4NaOH + NO -> 4NaNO2 + N2 + 2H2O (350-400C) 5) 2NaOH + Zn + 2SO2 -> Na2S2O4 + Zn(OH)2

2/Na2O2-Natri Peoxit:

Trắng (đôi khi trở nên vàng nhạt vì lẫn tạp chất NaO2).Khi đun nóng trong không khí trở nên vàng và phân hủy, nóng chảy dưới áp suất dư của O2. Cấu tạo ion: (Na+)2(O2-). Hấp thụ khí CO2 trong không khí. Bị nước, axit phân huỷ. Phản ứng với O2, mãnh liệt với S,CO,P,Al…. Thể hiện cả tính chất oxi hoá và khử nhưng chủ yếu là oxi hoá.

Một số phản ứng:

  1. 2Na2O2 -> 2Na2O + O2 (400-675C trong chân không). 2Na2O-> Na2O2 + 2Na ( trên 700C)
  2. Na2O2 + O2 -> 2NaO2 (450-500*C,p)
  3. 3Na2O2 + 2Al -> 2NaAlO2 + 2Na2O (70-120*C)
  4. MnO2 + Na2O2 -> Na2MnO4 (400-500*C)
  5. Na2O2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 -> Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O

3/ KH-Kali hiđrua:

Trắng. Phân huỷ khi đun nóng, nóng chảy không phân huỷ dưới áp suất dư của H2. Chất khử mạnh, các phản ứng riêng biệt:

  1. 2KH + O2 -> 2KOH
  2. KH + CO2 -> HCOOK (150*C,p)
  3. 4KH + 3SiO2 -> 2K2SiO3 + Si + 2H2
  4. KH + NH3 -> KNH2 + H2

4/KO2-Kali supeoxit:

Vàng-da cam, phân huỷ khi đun nóng, nóng chảy dưới áp suất dư O2. Có cấu tạo ion (K+)(O2-). Phản ứng với nước, axit, CO,O3,K,NH3…. Là chất oxi hoá mạnh và khử rất yếu:

  1. KO2 + H2O -> KOH + KHO2 + O2
  2. 2KO2 + H2SO4(k) -> K2SO4 + O3 + H2O
  3. KO2 + O3 -> KO3 + O2 (0*C,CF2Cl2 lỏng)
  4. 2KO2 + S -> K2SO4 ( 130-140*C)
  5. KO2 + 2NH3 -> 2KOH + N2 + 2H2O

5/KNO3-Kali Nitrat:

Diêm tiêu Kali (Ấn Độ). Trắng, nóng chảy không phân huỷ, phân huỷ khi đun nóng mạnh hơn. Bền ở trong không khí, tan nhiều trong nước, hấp thu nhiệt ( nước lạnh đi). Không tạo tinh thể hiđrat. Chất oxi hoá mạnh khi thiêu kết. Trong dung dịch bị H nguyên tử khử.

Một số phản ứng:

  1. KNO3 + 2H-> KNO2 + H2O ( Zn/HCl) hoặc -> KOH + NH3 + H2O
  2. KNO3 + (NH4)2SO4 -> K2SO4 + 2N2O + 4H2O
  3. 6KNO3 + 10Al -> 6KAlO2 + 3N2 + 2Al2O3
  4. 3KNO3 + 2KOH + Fe -> K2FeO4 + 3KNO2 + H2O

(***) Các hợp chất của Cs và Rb rất giống nhau, khi nói đến hợp chất của một trong 2 kim loại này thì cũng có nghĩa là tồn tại một hợp chất có tính chất vật lý và hoá học tương tự của kim loại kia. Lưu ý là K,Rb,Cs không hề có phản ứng với N2 trong mọi điều kiện khác với Li và Na. 6/ RbO3 (CsO3)- Rubiđi Ozonit ( Cezi Ozonit):

Đỏ- da cam. Bền hơn KO3,phân huỷ khi đun nóng. Có cấu tạo ion (Rb+)(O3-), phản ứng mãnh liệt với nước, axit, S,P,Al…. là chất oxi hoá cực mạnh và không có tính khử.

  1. RbO3 + 2H2O -> 4RbOH + 5O2 ( có tạo gốc tự do OH)
  2. 4RbO3 + 4HCl(lg~,ng.) -> 4RbCl + 5O2 + 2H2O hay -> RbCl + Cl2 + O2 + 2H2O
  3. CsO3 + 5S -> Cs2SO4 + 2Cs2S2O7
  4. CsO3 + 2NH3 -> NH4O3 + CsNH2
2184

CHƯƠNG II: KIM LOẠI KIỀM THỔ ( PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM IIA)

A/Đặc điểm và tính chất các kim loại kiềm thổ: Các kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn các nguyên tố.Chúng gồm các nguyên tố Beri (Be),Magiê (Mg), Canxi (Ca), Stronti (Sr), Bari (Bari) và Rađi (Ra). Ra là nguyên tố phóng xạ nên thường được xét chung với các nguyên tố phóng xạ. Gọi là kiềm thổ vì oxit của Ca,Sr,Ba tan một phần nhỏ trong nước tạo thành dung dịch bazơ mạnh (kiềm) và có độ bền nhiệt cao ( thổ). Để đơn giản, thường người ta xếp luôn Be và Mg vào khi nhắc đến nhóm KL này. Một số đặc điểm của nguyên tử các kim loại kiềm thổ. STT Z I1 I2 Thế điện cực Be 4 9,32 18,21 -1,85V Mg 12 7,64 15,03 - 2,37V Ca 20 6,11 11,87 - 2,87V Sr 38 5,96 10,93 - 2,89V Ba 56 5,21 9,950 - 2,90V Ra 88 5,28 10,10 - 2,92V Do chỉ có 2 electron hoá trị ns2 ở lớp ngoài cấu hình bền của khí hiếm, các kim loại kiềm thổ rất dễ mất 2 e đó biến thành ion M2+, có nghĩa đó là những kim loại hoạt động và hoạt tính đó tăng lên từ Be đến Ba. Nhưng so với các kim loại kiềm ở cùng chu kì, kl kiềm thổ kém hoạt động hơn vì có điện tích lớn hơn và bán kính nguyên tử bé hơn. _ Ca nhuộm màu ngọn lửa đỏ gạch, Sr nhuộm màu đỏ son, Ba nhuộm màu xanh lục hơi vàng.

Trong tuyệt đại đa số các hợp chất các kim loại kiềm thể hiện số oxi hoá +2 ứng với ion M2+. Tuy nhiên trong những điều kiện đặc biệt Ca,Sr,Ba có thể có số oxi hoá +1 như các hợp chất CaCl ( tạo nên khi nung CaCl2 với Ca ở 1000*C), Ba2SO4, Sr2(ClO4)2. Tất cả những hợp chất này đều bị phân huỷ hoàn toàn trong nước và chỉ chiết được trong dung môi không phân cực.

VD: Ba2SO4 + 2H2O -> BaSO4(kt) + Ba(OH)2(dd) + H2

Các ion kl kiềm thổ không có màu. Khác với các kim loại kiềm, nhiều hợp chất của các kl kiềm thổ không tan trong nước. Be là nguyên tố khác nhiều nhất với các kim loại kiềm khác. Nó tạo nên nhiều hợp chất cộng hoá trị, các hợp chất với các kim loại khác trong đó nó có số oxi hoá âm (Berilirua). Nó giống nhiều với Zn và Al. Mg giống Zn và Mn.

I/ Tính chất lí học:
Các kim loại kiềm thổ có màu trắng (Be,Mg,Ca) và màu xám nhạt (Sr,Ba). Ca,Sr,Ba nhanh chóng bị oxi hoá trong không khí. Một số hằng số lý học quan trọng nhất của kim loại kiềm thổ: Nguyên tố Tnc Ts D
Be 1280 2507 1,86 Mg 650 1100 1,74 Ca 850 1482 1,55 Sr 770 1380 2,6 Ba 710 1500 3,6

Các kim loại kiềm thổ có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, độ cứng và tỉ khối không lớn lắm,chỉ cao hơn các kim loại kiềm (trừ Be). Đó là do năng lượng liên kết kl trong mạng tinh thể kl kiềm không cao lắm, nhưng lớn hơn kl kiềm thổ vì có số e liên kết lớn gấp đôi.

II/Tính chất hoá học: Nếu không kể các kim loại kiềm thì các kim loại kiềm thổ có tính khử mạnh nhất trong các đơn chất. Hoạt tính đó tăng dần từ Be đến Ba.

a) Tác dụng với H2: Khi đun nóng, Mg và đặc biệt là Ca,Sr,Ba tác dụng với H2 để tạo hợp chất hyđrua trong đó H có số oxi hoá –1.Vd: Ca + H2 –(150)-> CaH2 Đối với Mg, phản ứng cần thực hiện ở nhiệt độ cao hơn (570*C) dưới áp suất lớn của khí H2 và có MgI2 xúc tác.

b) Tác dụng với O2: Khi để trong không khí, Mg và Be chỉ bị oxi hoá trên bề mặt do tạo lớp oxit bền ngăn cản phản ứng tiếp diễn. Đối với Ca,Sr,Ba phản ứng xảy ra tới cùng tạo nên các oxit,peoxit và nitrua. Vì thế cần bảo quản các kl này như đối với các kl kiềm là ngâm trong dầu hoả. Mg + O2 -> MgO Ba + O2 -> BaO2

c) Tác dụng với Halogen và phi kim khác:
Các kl kiềm dễ dàng tác dụng với Halogen sinh ra MX2: Ca + Cl2 -> CaCl2 ( hơ nóng) Với các pk khác, các kl kiềm cũng tác dụng khá dễ dàng : 2Mg + Si -> Mg2Si ( 700C) Ca + C -> CaC2 (2000C,lò điện) 3Ba + N2 -> Ba3N2 ( 1000*C)

d) Tác dụng với hợp chất: _ Do có ái lực lớn với oxi, các kl kiềm có thể khử được các oxit bền như CO2, TiO2, Cr2O3, SiO2…. đến các số oxi hoá thấp hơn hoặc đến đơn chất. TiO2 + 2Be -> 2BeO + Ti ( t* cao) Mg + CO2 -> CO + MgO ( 500C) Mg + CO -> C + MgO (900C) Do 2 pứ trên nên không thể chữa cháy kl kiềm bằng CO2.

_ Các kim loại kiềm thổ tác dụng với nước ở những điều kiện khác nhau cho những sản phẩm khác nhau. Ca, Sr, Ba tan trong nước giải phóng H2 do các hydroxit tương ứng tan được trong nước. Be + H2O(hơi) –(nóng)-> BeO + H2 Mg + 2H2O –(nóng)-> Mg(OH)2(kt) + H2 Ba + 2H2O -> Ba(OH)2 + H2

_ Tác dụng với axit thường và axit oxi hoá: phản ứng thường xảy ra mãnh liệt, có thể gây nổ nguy hiểm. Vd: Mg + HNO3(lg) -> Mg(NO3)2 + (NO+N2O+N2+NH4NO3) + H2O Ba + H2SO4 -> BaSO4(kt) + H2

_ Các kim loại kiềm thổ có thể tan trong amoniăc lỏng tạo thành dung dịch xanh thẫm. Khi kết tinh các dung dịch này, các kim loại được kết tinh dạng solvat hoá M.(NH3)6. Khi nung các kết tủa này ta thu được các tinh thể amiđua: Ca(NH3)6 -> Ca(NH2)2 + 4NH3 + H2 -Ở áp suất thấp, sản phẩm thu được là imiđua: Ca(NH2)2 -> CaNH + NH3

_ Do có bán kính ion lớn, các kim loại kiềm thổ ít tạo phức chất với các phối tử thông thường như NH3,CN-,X-………Kim loại dễ tạo phức chất nhất là Be do bán kính ion nhỏ vả lại cấu hình ion của nó cho phép nó có thể kết hợp với các cấu tử như H2O…. bằng liên kết cho nhận tương tự Li nhằm đạt đến cấu hình bền của khí hiếm Ne.

III/ Trạng thái tự nhiên và phương pháp điều chế:

  1. Trạng thái tự nhiên: Các kim loại kiềm thổ chỉ tồn tại ở dạng hợp chất do hoạt tính hoá học cao của chúng. Be tương đối phổ biến, Mg và Ca rất phổ biến còn Sr và Ba khá hiếm. Dạng khoáng vật chính của Mg là MgCl2,MgCO3; của Ca là CaSO4,Ca5(PO4)3OH và chủ yếu là CaCO3; của Sr và Ba là MSO4,MCO3. Các khoáng vật đều có tên gọi riêng.

  2. Phương pháp điều chế: Phương pháp chung để điều chế các kim loại kiềm thổ là điện phân muối MCl2 nóng chảy với cực âm là sắt và cực dương là than chì. MCl2 –(đpnc)-> M + Cl2 Ngoài ra người ta còn điều chế Mg bằng cách : MgO + C –(2000C)-> Mg + CO CaO + 2MgO + Si -> 2Mg + CaO.SiO2 Với Ca,Sr,Ba người ta dùng Al khử oxit MO ở 1100-1200C: 2Al + 4CaO -> Ca(AlO2)2 + 3Ca Ca(AlO2)2 đọc là muối Canxi Aluminat.

B/ Hợp chất của các kim loại kiềm thổ: I/ Các oxit MO: Các oxi MO là chất bột màu trắng. Trừ BeO kết tinh theo mạng tinh thể vuazit, các oxit khác đều kết tinh theo kiểu muối ăn NaCl. Chúng có năng lượng mạng lưới rất lớn nên khó nóng chảy, khó sôi và đặc biệt bền nhiệt. Chúng được dùng làm vật liệu chịu nhiệt.

_ BeO không tan trong nước, MgO bột tan một ít trong nước tạo dung dịch kiềm rất yếu (pH=10). CaO, SrO, BaO tan trong nước tạo thành hydroxit và phản ứng phát nhiều nhiệt: CaO + H2O -> Ca(OH)2 (phản ứng tôi vôi)

_ Trừ BeO khó tan trong axit nhưng tan trong kiềm, các MO còn lại tan trong axit loãng cho muối M2+ : BaO + 2HNO3 -> Ba(NO3)2 + H2O BeO + NaOH -> Na2BeO2 + H2O ( chính xác hơn là Na2[Be(OH)4]).

_ Công dụng của các oxit này khá rộng rãi : BeO làm xúc tác, chén nung…… MgO làm gạch chịu lửa; CaO dùng để làm vật liệu xây dựng, điều chế đất đèn,….còn SrO và BaO dùng một ít trong công nghiệp thuỷ tinh.

_ Điều chế : Nhiệt phân muối kim loại chứa oxi ( không đốt kim loại trong oxi) : CaCO3 –(900C)-> CaO + CO2 2Sr(NO3)2 –(900C)-> 2SrO + 4NO2 + O2

II/ Các peoxit MO2 : Nhờ có bán kính ion lớn giảm sự cực hoá ion, các kim loại kiềm thổ cũng có thể làm bền được ion có kích thước lớn như (O2)2- để tạo nên hợp chất peoxit MO2. Be không tạo được peoxit, Mg tạo rất hạn chế còn các kim loại còn lại có thể tạo ra những peoxit màu trắng là muối của axit H2O2. SrO2 và BaO2 còn có thể điều chế trực tiếp từ nguyên tố ở nhiệt độ thích hợp.

_ Peoxit có hoạt tính hoá học cao, xu hướng chung là oxi hoá nhưng cũng có lúc thể hiện tính khử với chất oxi hoá mạnh hơn. VD: BaO2 + SO2 -> BaSO4 BaO2 + HgCl2 -> Hg + BaCl2 + O2 Khi cho MO2 ( M là Ca,Sr,Ba) tác dụng với H2O2 ở khoảng 80*C có thể thu được Supeoxit là M[(O2)2-]2 hay MO4.

III/ Hiđroxit M(OH)2 : Là những hợp chất dạng bột màu trắng, Be(OH)2 rất ít tan trong nước là chất lưỡng tính, Mg(OH)2 rất ít tan trong nước là bazơ yếu; Ca(OH)2 tan hơi ít trong nước tạo thành dung dịch kiềm khá mạnh ( nồng độ tối đa là 0,025 mol/l) với pH là 12,7; Sr(OH)2 tan tương đối trong nước ( nồng độ tối đa là 0,045 mol/l) với pH là xấp xỉ 13, Ba tan khá nhiều ( nồng độ cao nhất là 0,05mol/l) với pH là 13. Chúng có độ tan giảm xuống khi nhiệt độ tăng. Đến 80*C có thể coi như Ca(OH)2 là chất kết tủa. Các hyđroxit thể hiện đầy đủ tính chất của một dung dịch kiềm : hấp thụ CO2, tác dụng với axit, làm xanh quỳ, hồng phenolphatalein…… Ca(OH)2 + CO2 -> CaCO3 + H2O CaCO3 + CO2 + H2O -> Ca(HCO3)2 (tan) Lưu ý Ca(HCO3)2 cũng chỉ là một chất ít tan có độ tan bằng Ca(OH)2 ( cỡ 1,1 gam trong 1 lít nước) chứ không nhiều.

IV/ Muối của các kim loại kiềm thổ: _ Các muối MgX2 đều tan nhiều trong nước và không bị thuỷ phân ( trừ Be2+). pH của dung dịch muối xấp xỉ 7.

_ Các muối sunfat của Be và Mg tan nhiều trong nước còn muối sunfat của 3 kl còn lại rất ít tan (SrSO4 và BaSO4 coi như là chất kết tủa ).

_ Các muối oxalat, photphat trung hoà, cromat, cacbonat…… của các kim loại kiềm thổ đều rất ít tan trong nước. Quan trọng hơn cả đối với thực tế là muối cacbonat và photphat của canxi dùng làm vật liệu xây dựng và phân bón (super lân).

V/ Nước cứng: Định nghĩa: là nước có chứa lượng đáng kể muối Ca2+ và Mg2+ trong thành phần của nước đó. Người ta chia làm 2 loại nước cứng là nước cứng tạm thời ( chứa M(HCO3)2) và nước cứng vĩnh cửu ( chứa MCl2 và MSO4). Nước cứng gây ảnh hưởng xấu đến việc sử dụng nước như làm hỏng các thiết bị đun nấu nước, giảm mùi vị của thực phẩm và các loại thức uống…. dẫn đến việc cần loại bỏ các ion này ra khỏi nước trước khi đưa vào sử dụng. Có hai phương pháp chính:

  1. Dùng các muối và bazơ kiềm kết tủa các ion dưới dạng hợp chất không tan: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 -> 2CaCO3(kt) + 2H2O Na2CO3 + Ca(HCO3)2 -> CaCO3 + 2NaHCO3 Có thể thay Na2CO3 bằng Na3PO4, Na2SO4,vv…

  2. Dùng nhựa trao đổi ion để giữ lạ các ion Ca2+,Mg2+, Fe2+ sau khi đưa nước qua màng cột cationit và anionit.

2185

CHƯƠNG III:PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM III (IIIA) I.Đặc điểm và cấu tạo nguyên tử của các nguyên tố trong phân nhóm chính nhóm IIIA.

-Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm IIIA của bảng tuần hoàn là:Al,Ga,Ln,Ti -Tất cả nguyên tố của phân nhóm này đều là kim loại hoạt động hóa học tương đối mạnh. -Tính chất hóa học của các nguyên tố trong phân nhóm chính nhóm IIIA là tác dụng được với :Phi kim,axit,muối,nước,oxit axit. -Các nguyên tử của nguyên tố trong phân nhóm này đều chứa 3 điện tử ở lớp vỏ bên ngoài là ns2 np1 nên có xu hướng nhận thêm 5 điện tử để có cấu hình của khí hiếm.

Tên các nguyên tố KHHH Số hiệu nguyên tử Cấu hình điện tử lớp ngoài cùng Độ âm điện Nhôm Al 13 3s2 3p1 1.61 Gali Ga 21 4s2 2p1 1.81 Lndi Ln 29 5s2 p1 1.78 Titan Ti 37 5d10 6s2 p1 2.04

II.NHÔM (Al) 1.Vị trí và cấu tạo của Nhôm trong bảng hệ thống tuần hoàn -Nhôm là nguyên tố hóa học thuộc phân nhóm chinh nhóm III(IIIA), vhu kỳ 3.Trong phân nhóm Al đứng trướ nguyên tủ Bo(B) -Trong chu kỳ Al đứng sau nguyên tố Kim loại Mg và đứng trước nguyên tố Phi Kim Silic(Si) -Nguyên tử Al có bán kính 0.14nm nhỏ hơn nguyên tử Mg 0.16nm. -Nguyên tử Al có 13 điện tử được sắp xếp như sau:1s2 2s2 2p6 3s2 3p1, trong đó 3 điện tử hóa trị(3s2 3p1).Nhôm la nguyên tố nhóm P(Điẹn tử hóa trị lam đẩy ở phân nhóm P)

2.Tính chất vật lý. -Al là KL nhẹ(KLR 2.7g.cm3),dẻo,màu trắng bạc, nhiệt độ nóng chảy không cao lắm(660 độ C). -Nhôm có cấu tạo mạng lập phương tâm diện,mật đọ điện tử tự do tương đối lớn.Do vậy Nhôm có khả năng dẫn điện và nhiệt tốt.Độ dẫn điện bằng 2/3 Cu,nhưng Al nhẹ hơn Cu 3 lần, độ dẫn điẹn của Al hơn Fe 3 lần.

3.Tính chất hóa học. Al là KL có tính khử mạnh, nó bị õi hóa dễ dàng thành ion Al3+(do trong dãy điện hóa Al đứng liền sau câc KL kiềm và KL kiềm thổ)

a.Tác dụng với Phi Kim Al tác dụng trực tiếp và mạnh với nhiều phi kim như :O,S,Cl… +Với Oxi tạo thành Oxit Al +3/2O2 ->Al2O3 +Với Cl,S…->Muối 2Al +3Cl2 ->2AlCl3 Trong các phản ứng trên Al đã thử các nguyên tử PK thanh ion âm.

b.Tác dụng với Axit -Đối với HCL loãng cũng như đặc và H2SO4 loãng cho H2 bay ra. AL + AXIT -> MUỐI +H2

2186

Những vấn đề liên quan có thể xem tại: http://www.olympiavn.org/forum/index.php?topic=111.0

2187

mấy huynh ơi , phương trình này viết sao nhỉ, đệ học vô cơ lâu quá rồi , chữ trả lại thầy hết sạch K2WO4 + H2S = ? cảm ơn ai đã đọc bài viết này , xin được “hậu tạ” ngừoi nào cho đệ câu trả lời :hutthuoc(

2188

K2WO4 + H2S = K2WS4 + H2O nếu như dung dịch có sự có mặt của acid mạnh như HCl: K2WS4 + HCl—> WS3 (kết tủa) + KCl + H2S thân! to a.d.chimie: bạn học lớp Hóa nào của đh sư phạm thái nguyên vậy?

2189

[red]Chương I , Phân nhóm chính (PNC) nhóm VII[/red] [blue] I, Một số đặc điểm của PNC nhóm VII : 1, Các nguyên tố trong PNC nhóm VII : [/blue] PNC nhóm VII của hệ thống tuần hòan gồm các nguyên tố Flo (F) , Clo (Cl) , Brom (Br) , iot(I) & attain (At) là những nguyên tố phi kim điển hình , gọi chung là Halogen.Chúng có tên là halogen nghĩa là “ tạo muối “ , do khả năng hóa hợp với các kim lọai điển hình . [green] ví dụ : NaCl, NaBr….[/green] Tên của mỗi nguyên tố lại bộc lộ tính chất nỗi bậc của chúng .[green] Ví dụ (VD) : Brom là hôi , iot là màu tím .[/green] [red] Atatin thực tế không gặp trong thiên nhiên.Nó được điều chế nhân tạo khi thực hiện phản ứng ( p/ứ) hạt nhân.Do vậy , atatin được xem xét chủ yếu trog nhóm các nguyên tố phóng xạ.[/red] [blue]2,Cấu tạo nguyên tử ,cấu tạo phân tử của các nguyên tố trong PNC nhóm VII : [/blue] Nguyên tử của các halogen đều có 7 electron (e) ở lớp ngòai cùng (ns2np5) trong đó có 1 e độc tha6n là nhưng PK điển hình .Khuynh hướng mạnh của chúng là kết hợp thêm 1 e để bão hòa lớp e ngòai cùng , tạo dễ dàng 1 anion X- rất bền : X + e=X-. Các halogen có tính oxi hóa mãnh liệt & thực tế cho thấy chúng dễ dàng liên kết điện hóa với các kim lọai (KL) & luôn oxi hóa các KL đến hóa trị cực đại . Các halogen thể hiện những mức độ oxi hóa khác nhau rõ rệt khi đi từ Flo đến Iot , mỗi halogen đẩy được halogen đứng sau nó ra khỏi muối halogenua , Flo luôn luôn có mức oxi hóa -1 trong các hợp chất của nó , vì trong tất cả các nguyên tố nó có độ âm điện cao nhất ( trong cấu tạo nguyên tử không có phân mức d) các halogen còn lại thể hiện mức oxi hóa khác nhau từ -1đến +7 Đơn chất halogen không phải là những nguyên tử riêng lẻ mà là những phân tử : 2 nguyên tử halogen X kết hợp với nhau bằng liên kết cộng hóa trị tạo thành phân tử X2 Khả năng khử của các ion tích điện âm , có điện tích như nhau tăng lên theo sự tăng bán kính nguyên tử , trong nhóm halogen ion I- có khả năng khử lớn hơn so với ion Br- & Cl- , còn F- thì thể hiện tính khử yếu . Khả năng khử tùy thuộc vào môi trường [green]VD : Môi trường Bazơ : Cl- + 6 OH- -6e ----> ClO3- + 3 H2O (Cl- khử đến Cl+5) Với môi trường Axit khử đến số oxi hóa = 0: 16 HCl + 2 KMnO4 = 5 Cl2 + 2 KCl + 2 MnCl2 + 8 H2O[/green] [blue] II,Trạng thái tự nhiên – Tính chất vật lý : 1, Trạng thái tự nhiên : [/blue] Flo có trong hợp chất tạo nên mem răng của người ,các động vật , trong 1 số lá cây & trong các khóang chất như Florit CaF2 , Criolit Na3AlF6 dùng làm chất chảy trong điện phân Al2O3 nóng chảy để sản xuất Al . Flo chiếm 0,08 khối lượng vỏ trái đất . Clo thường gặp dưới dạng muối Clorua của KL kiềm như NaCl ( muối mỏ , nước biển …) , KCl.NaCl ( xinvinit-sylvinite) , KCl.MgCl2.6H2O ( cacnalit- carnalite).Clo chiếm 0,05 khối lượng vỏ trái đất .Trong tụ nhiên tồn tại 2 đồng vị của Clo : (35/17)Cl ( 75,4% ) ; (37/17) Cl ( 24,6% ) Brom & iot thường gặp ở dạng hợp chất , chủ yếu là dưới dạng bromua & iođua của KL kiềm hoặc dưới dạng tạp chất trong các nguồn clorua Iot có trong thành phần của 1 số rong biển. [b][blue] 2, Tính chất vật lý : [/b][/blue] Flo là chất khí màu lục nhạt , rất độc. Brôm là chất lỏng màu nâu đỏ , dễ bay hơi .Hơi Brôm độc .Brôm rơi vào da sẽ gây bỏng nặng . Iot là chất rắn màu xám có vẻ sang KL.Khi đun nóng , iot biến thành hơi màu tím , khi làm lạnh hơi iot lại chuyển thành tinh thể không qua trạng thái lỏng , hiện tượng đó gọi là sự thăng hoa iot. Brom & Iot đều tan trong nước nhưng tan nhiều trong các dung môi hữu cơ như rượu , xăng , benzene , clorofooc. Clo là chất khí màu vàng lục , xốc , nặng gấp 2 lần rưỡi không khí .Ở 20*C ,1 thể tích nước hòa tan được 2,3 thể tích Clo .Clo tan nhiều trong các dung môi hữu cơ.Clo độc , chỉ 1 lượng nhỏ cũng gây ra sự kích thích mạng đường hô hấp & viêm các niêm mạc .Hít phải nhiều clo thì bị ngạt & có thể chết .Clo trong nước gọi là nước Clo có màu vàng nhạt . Với nước : Flo phân tích nước khi tan , Clo , brom ,iot ít tan trong nước & p/ứ với nước khi tan. Tất cả các khí trên đều độc. [red] 1 câu hỏi nho nhỏ nhé về tích chất vật lý của Clo nhé : Để diệt chuột ngòai đồng người ta có thể cho khí Clo qua những ống mềm vào hang chuột .Hai tính chất nào của Clo cho phép sử dụng Clo như vậy ? ^^ [/red]

2190

[blue] III, Tính chất hóa học :[/blue] Halogen có độ âm điện lớn & có 7e lớp ngòai cùng nên dễ dàng thu thêm 1 e để tạo thành ion âm (anion ) X- ( ion halogenua) có cấu trúc vững bền của khí hiếm . Halogen là những PK điển hình , chúng là những chất oxi hóa mạnh ,khả năng oxi hóa của các halogen giảm dần từ Flo đến iot [blue]1, Tác dụng đơn chất : A, Phản ứng với KL : [/blue] Các halogen họat động hóa học mạnh do phân tử của chúng phân li tương đối dễ dàng thành nguyên tử , nguyên tử có tính chất hóa học rất mạnh . P/ứ kết hợp halogen với KL xảy ra đặc biệt nhanh & thóat ra nhiệt lượng lớn [green]VD:2Na + Cl2 = NaCl [/green] Khi kết hợp với KL , các halogen oxi hóa các KL đến hóa trị cực đại của KL. [green]VD: 2Fe+ 3Cl2 = ( t*) 2 FeCl3 [/green] ( Theo dãy điện hóa KL càng mạnh , p/ứ càng dễ ) [blue]B,p/ứ với PK : [/blue] P/ứ quan trọng nhất là p/ứ với H2, F2;p/ứ với H2 ngay ở nhịêt độ rất thấp , p/ứ phát nổ & tỏa năng lượng lớn , nhiệt độ cao đến 4500C [green]VD: F2 ( rắn ) + H2 (lỏng) = 2 HF + (264) kcal [/green] Hỗn hợp Cl2 + H2 , thể tích mỗi khí bằng nhau , đưa ra ngòai ánh sáng dễ nổ H2+ Cl2 = 2 HCl Clo ,Brom , Iot không p/ứ trực tiếp với O2,N2, C P/ứ với P,S 2P + 3 Cl2 = (t*) 2 PCl3 2P + 5Cl2 = (t*) 2 PCl5 2S + Cl2 = (t*) S2Cl2 ( lưu hùynh (I) clorua) S + 3 Cl2 + 4 H2O = (t*) H2SO4 + 6 HBr ( nước Clo đun sôi với P , oxi hóa được P đến hóa trị cực đại H3PO4) [blue]2,Tác dụng với hợp chất : A, Với nước : [/blue] Flo phân tích nước : 2 F2 + 2 H2O = 4 HF + O2 Clo, brom & iot tác dụng (theo thứ tự giảm dần ) Cl2 + H2O <=> HClO + HCl ( Để lâu hoặc chiếu sáng : HClO –> HCl + O 2O = O2) [blue][u] B, tác dụng với Axit: [/blue][/u] Đóng vai trò chất oxi hóa với các axit có tính khử mạnh : [green]VD: I2 + H2S = 2 HI + S Br2 + 2 HI = I2 + 2 HBr [/green] Flo thể hiện tính oxi hóa rất mạnh : [green]VD: F2 + HNO3 = HF + F-O-NO2 [/green] [blue][u]C, Tác dụng với bazơ : [/blue][/u] Dung dịch bazơ lõang , nguội : Cl2 + 2 NaOH = NaClO + NaCl + H2O Vớivôi tôi : 2 Cl2 + 2 Ca(OH)2 = Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2 H2O Với bazơ đậmđặc (đđ) , nóng : 3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5 KCl + 3 H2O [blue][u]D, Tác dụng với muối : [/blue][/u] Thể hiện vai trò chất oxi hóa mạnh : Cl2 + 2 FeCl2 = 2 FeCl3 F2 + KNO3 = KF + F-O-NO2 I2 + AgNO3 = AgI + INO3 Halogen mạnh đẩy halogen yếu hơn hoặc PK yếu hơn ra khỏi dd muối Cl2 + 2 KBr = Br2 + 2 KCl [pink]( Cần chú ý : Thật ra p/ứ nên được hiểu đúng hơn là : Chất oxi hóa mạnh tác dụng với chất khử mạnh sẽ tạo thành chất oxi hóa yếu hơn & chất khử yếu hơn trong điều kiện thí nghiệm , vì : Br2 + 2 KClO3 = Cl2 + 2 KBrO3 ) [/pink] [blue][u] 3, Tác dụng đặc biệt : [/blue][/u] Với các chất hữu cơ như hidrocacbon , clo có thể cho các p/ứ thế , cộng & hủy : [green]VD: P/ứ thế : CH4 + Cl2 –> ( ás) CH3Cl + HCl p/ứ cộng : CH2 = CH2 + Cl2 —> CH2Cl-CH2Cl p/ứ hủy : CH4 + 2 Cl2 –>(châm lữa ) 4 HCl + C Với ammoniac : 3 Cl2 + 2 NH3 = N2 + 6 HCl & : NH3 + HCl = NH4Cl Thu gọn : 3 Cl2 + 8 NH3 = N2 + 6 NH4Cl Do sự phân hủy các hợp chất làm lạnh chứa Clo (CFC) dưới tác dụng của tia tử ngọai ở thượng tầng khí quyển , Clo nguyên tử hình thành sẽ phá hủy ozon tạo ra các “ lỗ thủng ozon “ , gây hiểm họa cho môi sinh : (CFC)CF2Cl2 ---->(ás) CF2Cl + Cl Cl + O3 ----> O2 + ClO ClO + O —> O2 + Cl…… Quá trình liên tục nên từ một phân tử CF2Cl2 có thể phân hủy hang chục ngàn phân tử ozon[/green] [blue][u] IV, Điều chế : 1, Điện phân có màng ngăn dung dịch muối halogenua của KL kiềm : [/blue][/u] Flo , Clo có độ âm điện cao , nên chỉ có thể điều chế được từ các hợp chất bằng điện phân . 2 NaCl +2 H2O = ( điện phân màn ngăn) H2 + 2 NaOH + Cl2 Cl2 ngày nay được điều chế 1 lượng lớn bằng phương pháp điện phân dung dịch NaCl hoặc KCl [blue][u]2, Từ axit HX : [/blue][/u] Trong phòng thí nghiệm (PTN) ,người ta điều chế Clo : 4HCl + MnO2 = Cl2 +H2O+MnCl2 16HCl + 2 KMnO4 = 5 Cl2 + 2 MnCl2+ 2 KCl+ 8 H2O Tương tự ta có thể điều chế Clo từ axit HCl với PbO2, KClO3 Oxi ở điều kiện thường không tác dụng rõ rệt với HCl nhưng nếu cho HCl & O2 qua ống có chứa viên đá bọt CuCl2 để làm chất xúc tác ở 400C thì xảy ra p/ứ : 4HCl + O2 = (đá CuCl2 / 400C) 2 Cl2 + 2 H2O Clo thóat ra khỏang 80% .Trước đây p/ứ này được dung để sản xuất Clo trong công nghiệp (CN) [blue][u]V, các hợp chất của Halogen : 1, Các hidro halogenua: A, Tính chất hóa học : [/blue][/u] Các hidro halogenua có công thức chung (CTC) HX , rất dễ hòa tan trong nước thành dung dịch axit , điện li hòan tòan trong dung dịch thể hiện tính axit mạnh ( trừ HF) HX + H2O <=> H3O(+) + X(-) Hai tính chất hóa học chủ yếu là tính axit của dung dịch & tính khử .Theo thứ tự tính axit & tính khử tăng dần HF,HCl,HBr,HI Để nhận biết ion X (-) người ta thường dung dung dịch AgNO3 để tạo kết tủa AgCl( màu trắng ) , AgBr( màu vàng nhạt) & AgI (màu vàng da cam ) tất cả các muối đều hóa đen khi chiếu sáng : AgNO3 + Cl- = AgCl + NO3(-) 2AgCl =(t*) 2Ag + Cl2 Hầu hết các muối clorua đều tan trừ : PbCl2 , CuCl,Hg2Cl2 , AgCl.Tính tan của bromua & iođua tương tự như clorua [pink]Lưu ý : Muối AgF tan trong nước ,AgCl tan trong nước ammoniac AgCl + 2 NH3 –> Ag(NH3)2Cl(-) [/pink] Trong dãy HF-HCl-HBr-HI độ dài liên kết tăng lên & năng lượng liên kết giảm xuống làm cho độ bền nhiệt của phân tử giảm xuống mạnh : HF chỉ phân hủy rõ rệt thành đơn chất ở trên 3500C trong khi ở 1000C độ phân hủy HCl là 0,014% của HBr là 0,5% & của HI là 33% Hỗn hợp 3 thể tích HCl đặc & 1 thể tích HNO3 đặc được gọi là nước cường toan ( hay cường thủy) có khả năng hòa tan được bạch kim & vàng . 3HCl + HNO3 <=> 2Cl + NOCl + 2H2O NOCl <=> NO + Cl Au + 3 Cl = AuCl3  3HCl + Au + HNO3 = AuCl3 + NO + 2H2O Tính chất hóa học riêng của HF : Dung dịch HF có tính chất riêng khác hẳn với các dung dịch axit khác : nó tác dụng được với thạch anh & các chất chứa Si(như thủy tinh …) Do có ái lực lớn của Flo với Si mà có p/ứ trao đổi: 4HF + SiO2 =SiF4 ( khí) + 2H2O p/ứ này dùng để khắc thủy tinh …. [blue][u]b, điều chế HX : [/blue][/u]

  • Phương pháp tổng hợp : Phương pháp này dựa vào ái lực mạnh của halogen với hidro X2 + H2 = 2 HX + Q Ở 18C xác định được HX : HF HCl HBr HI Q: +64Kcal +22,06Kcal + 8,65 Kcal -5,91 Kcal Phương pháp này áp dụng tốt với HF & HCl Phương pháp axit tác dụng với các muối halogenua ( Phương pháp sunfat cổ điển ) Đối với HF , đây là phương pháp duy nhất để đều chế nó đi từ CaF2 CaF2 + H2SO4 (đ) = (250C) 2 HF + CaSO4 Đối với HCl 2 NaCl + H2SO4 = (500C) 2HCl + Na2SO4 NaCl + H2SO4 (đ) = (250C) HCl + NaHSO4 [pink] Lưu ý : Chúng ta không áp dụng được phương pháp này để điều chế HBr , Hi vì H2SO4 đặc ,nóng là chất oxi hóa mạnh còn HBr , HI là 2 chất khử . NaBr + H2SO4 (đ) =(t) NaHSO4 + HBr 2HBr + H2SO4 = SO2 + 2 H2O + Br2
  • Phương pháp thủy phân halogenua photpho PX3 + 3 H2O = 3HX + H3PO3 (Phương pháp này thích hợp để điều chế HBr , HI) Phương pháp halogen tác dụng với hợp chất chứa hidro . X2 + RH =RX +HX Phương pháp này thích hợp để điều chế HBr , HI I2 + H2S = 2 HI + S [blue][u] 2, Các oxiaxit của halogen : [/blue][/u] Flo không có một oxiaxit nào Clo , Brom,iot cho một số oxiaxit sắp xếp được thành 4 nhóm : +1 +3 +5 +7 HXO HXO2 HXO3 HXO4 [green]VD:HClO HClO2 HClO3 HClO4[/green] [blue][u] A, Axit Hipoclorơ (HClO) : [/blue][/u] Axit Hipoclorơ là axit yếu có K = 2,5 x 10^-8 , không bền CO2 + H2O +KClO = KHCO3 + HClO HClO = HCl + O Axit Hipoclorơ có tính oxi hóa mãnh liệt ( như nước Clo) 4 HClO + PbS = 4HCl + PbSO4 (S từ -2—> +6) Muối Hipocloric MClO bền hơn axit HClO, lại có khả năng oxi hóa tương tự Cl2 & dễ bị nhiệt phân . NaClO + HCl = NaCl + H2O + Cl2 3 NaClO = (70) NaClO3 + 2 NaCl (p/ứ quan trọng điều chế muối clorat) Nước Javel tẩy màu khử độc được chính là nhờ tácdụng CO2 của không khí (kk) giải phóng dần dần axit HClO : Cl2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H2O NaClO + CO2 + H2O = NaHCO3 + HClO [blue][u]B,Axit clorơ HClO2 : [/blue][/u] Axit clorơ là axit mạnh hơn axit hipoclorơ có K= 5x10^-3 là axit có tính oxi hóa mạnh. Muối clorit của axit HClO2 cũng có tính oxi hóa & bị thủy phân 3 NaClO2 = (t*) 2 NaClO3 + NaCl Điều chế axit HClO2 Ba(ClO2)2 + H2SO4 (lõang ) = BaSO4 + 2 HClO2 [blue][u]C, axit cloric HClO3 : [/blue][/u] Axit cloric là axit mạnh gần bằng các axit HCl , HNO3 … có tính oxi hóa 4 HClO3 =(t*) 4 ClO2 + 2 H2O + O2 Muối clorat bền hơn axit cloric , có tính oxi hóa , kh6ong bị thủy phân 4 MClO3 =(t*) 3 MClO4 + MCl Muối Kali clorat (KClO3) dung làm *** , diêm , điều chế O2 , chất oxi hóa , chất diệt cỏ … 6P + 5KClO3 = 3 P2O5 + 5 KCl 2KClO3 = (MnO2) 2 KCl + 3O2 Điều chế axit HClO3 3 HClO = ( t*) HClO3 + 2 HCl Điều chế KClO3 6 Cl2 +6Ca(OH)2 = 5 CaCl2 + Ca(ClO3)2 + 6H2O Ca(ClO3)2 + 2 KCl = ( làm lạnh ) CaCl2 + 2 KClO3 3 Cl2 + 6 KOH (đđ) = (100C) KClO3 + 5 KCl + 3 H2O [blue][u] D, Axit pecloric HClO4 : [/blue][/u] Axit pecloric là axit mạnh nhất trong tất cả các axit , các axit HCl ,HNO3 & H2SO4 đặc,nguội không có tác dụng gì với muối peclorat .Nó có tinh oxi hóa , dễ bị nhiệt phân hóa : 2HClO4 = (t) H2O + Cl2O7 Muối peclorat bền hơn axit pecloric , có tính oxi hóa, không bị thủy phân MClO4 =(t*) MCl + O2 Điều chế HClO4 KClO4 + H2SO4 (đặc,dư) =(70*) = KHSO4 + HClO4 [red] tổng kết : HClO,HClO2 ,HClO3 ,HClO4 ( tăng tính axit & tính bền , giảm tính oxi hóa ) [/red]
2191

[red]Bảng tổng kết [/red]

591×584 72.9 KB

[red]Bổ sung thêm cái này nhé[/red]

Clorua vôi (CaOCl2) : chất bột màu trắng , xốp , bốc mùi Clo .Có tính oxi hóa mạnh ( tương tự nước giaven).Do vậy clorua vôi dùng để tẩy uế cống , ô rãnh, hố rác , xác chết , chất tẩy trắng , bong, vải , sợi , dây. CaOCl2 ( muối tạp ) là muối của 2 axit HCl & HClO Dưới tác dụng của ás mặt trời CaOCl2 bị phân hủy : CaOCl2 + CO2 + H2O = CaCl2 + CaCO3 + HClO Khi tác dụng với dd HCl , giải phóng khí Cl2 : CaOCl2 + 2 HCl = CaCl2 + Cl2 +H2O Điều chế : điều chế CaOCl2 bằng cách cho khí clo tác dụng với nước , vôi sữa ( Ca(OH)2). Cl2 = Ca(OH)2 =(t*) CaOCl2 + H2O

2192

[red]Chương II , Phân nhóm chính (PNC) nhóm VI[/red] [blue] I, Một số đặc điểm của PNC nhóm VI : [/blue]

[blue] II,Trạng thái tự nhiên – Tính chất vật lý : [/blue]

[b][blue] III, Tính chất hóa học : 1, Tác dụng với đơn chất [/b][/blue]

745×492 30.5 KB
750×839 58.5 KB

[b][blue]2, Tác dụng với hợp chất : A, Với nước : [/b][/blue] P/ứ có thể xảy ra ở nhiệt độ cao để cho H2S & SO2 . [b][blue] B, Với axit : [/b][/blue] Lưu hùynh bị oxi hóa bởi các axit có tính oxi hóa mạnh : S + 2 H2SO4 (đ) =(t*) 3 SO2 + 2 H2O S+ 2 HNO3 = (t*) H2SO4 + 2 NO S + 6 HNO3 (đđ) = (t*) H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O [b][blue] C,với bazơ : Lưu hùynh hòa tan rất chậm trong bazơ mạnh : [/b][/blue] 3S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O [b][blue] D,Với muối,các chất hữu cơ & vô cơ khác : [/b][/blue] Cả oxi & ozon đều thể hiện tính oxi hóa : 4 FeS2 + 11 O2 = (t*) 2 Fe2O3 + 8 SO2 CH4 + 2O2 —(t*)—> CO2 + 2 H2O CH3CHO + ½ O2 —Mn(+)–> CH3COOH Ozon có tính oxi hóa mạnh hơn oxi : O3 + 2 KI + H2O = I2 + O2 + 2KOH.

  • Tác dụng với quặng sunfua , H2S : H2S + ½ O2 = S + H2O 2H2S + 3 O2 ( dư) =2 SO2 + H2O 2 CuFeS2 + 4 O2 = (t*) Cu2S + 2 FeO + 3 SO2 Nung Cu2S + 3 O2 = (t*) 2 Cu2O + 2 SO2 2 Cu2O+ Cu2S = (t*) 6 Cu + SO2
  • Tác dụng với Fe(OH)2 2 Fe(OH)2 + ½ O2 + H2O = 2 Fe(OH)3 2Fe(OH)2 + ½ O2 = Fe2O3 + 2 H2O
  • Tác dụng với các oxit : 2CO + O2 = 2 CO2 2 NO + O2 = 2 NO2 6 FeO + O2 = 2 Fe3O4 [b][blue] IV,Điều chế : 1,Oxi : [/b][/blue] Trong công nghiệp (CN) : Hóa lỏng không khí ở - 196C rồi cho bay hơi trở lại : nitơ thóat ra trước ,rồi đến oxi (-183C) Trong phòng thí nghiệm ( PTN) : Cho natri peoxit tác dụng với nước : 2 Na2O2 + 2 H2O = O2 + 4 NaOH Nung kali pemanganat ( thuốc tím ) : 2 KMnO4 = (t*) K2MnO4 + MnO2 + O2 Nung kali clorat với xúc tác MnO2 : 2 KClO3 = ( MnO2/t*) 2 KCl + 3 O2 Nung muối nitrat : 2 NaNO3 = (t*) 2 NaNO2 + O2 Nung thủy ngân (II) oxit : 2 HgO = 2 Hg + O2 Điện phân nước với sự có mặt của NaOH hay Na2SO4 : 2 H2O – đpdd—> 2 H2 + O2 [b][blue] 2, Lưu hùynh : [/b][/blue] Thường lấy từ nguồn lưu hùynh có sẵn ở dạng tự do . Thâu lại lưu hùynh từ một số chất bả của kĩ nghệ : Nhiều nhà máy trong CN thải ra 1 số chất bả là hợp chất của lưu hùynh như H2S , SO2 …. 2 CO + SO2 = (500C/boxit) 2 CO2 + S 2 H2S + O2 = (t/than họat tính ) 2 H2O + S [b][blue] V, Một số hợp chất của lưu hùynh : 1,H2S ( hidro sunfua ): [/b][/blue]

[red] Lưu ý : [/red] Trật tự không tan của các muối sunfua trong nước & trong dd axit như sau : Na,K,Ca,Ba ,…. : Tan trong nước Mn,Zn,Fe, …… : Không tan trong nước , tan trong axít . Cd,Co,Ni,Sn,Pb,Cu,Hg,Ag,Au : không tan trong nước , không tan trong axit. Hóa phân tích lợi dụng trật tự trên đây để tách các nhóm cation với nhau rồi tiếp tục phân tích trong giới hạn mỗi nhóm . CuS + H2SO4 : không p/ứ ! Nhưng H2S + CuSO4 –> CuS + H2SO4 Ion sunfua S(2-) cũng có tính khử mạnh : ZnS + 3/2 O2 =(t*) ZnO + SO2 Tính khử rõ rệt của H2S thể hiện chủ yếu trong môi trường axit, trung tính : H2S – 2e —> S + 2H(+) H2S + 4 H2O – 8e —> SO4 (2-) + 10 H(+) [b][blue]2, Các oxit của lưu hùynh : [/b][/blue] Lưu hùynh hóa hợp với oxi cho được nhiều lọai oxit : S2O2 , S2O3,SO2,SO3 …. Quan trọng nhất là 2 oxit SO2 & SO3 .

610×963 40.8 KB
624×545 38.1 KB

SO3 là chất oxi hóa mạnh : SO3 + 2 KI = K2SO3 + I2 3 SO3 + 2NH3 = 3 SO2 + N2 + 3H2O

[b][blue]3,H2SO3 & H2SO4: A,H2SO3: [/b][/blue] H2SO3 là axit không bền. SO2 + H2O <=> H2SO3 <=> H(+) + HSO3(-) <=> 2H(+) + SO3 (2-) Nếu nấu nóng thì cân bằng chuyển di6ch về phía phân hủy axit H2SO3 , nếu thêm một bazơ thì cân bằng chuyển dịch về phía phải tạo thành muối sunfit & nước H2SO3 có tính khử & tính oxi hóa. Tính khử : H2SO3 + ½ O2 (kk) = H2SO4 Khi p/ứ với các hcất oxi hóa Cl2,Br2,I2,KMnO4,…… H2SO3 biến thành H2SO4. H2SO3 + I2 + H2O = H2SO4 + 2HI Tính oxi hóa : khi p/ứ với các chất khử mạnh : H2S , HI ……thì H2SO3 bị khử thành S hoặc H2S. H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O H2SO3 là mộ axit trung bình. Hằng số điện li của H2SO3 K1=2.10^-2; K2=6.10^-8 Vì là axit 2 lần axit nên tạo 2 muối sunfit : muối trung hòa & muối bisunfit ( muối axit) Các sunfit bị nhiệt phân : 4 K2SO3 =(600C) 3 K2SO3 + K2S Các sunfit , bisunfit, đều tác dụng với các axit mạnh dễ dàng cho khí SO2 bay ra.(ứng dụng để điều chế SO2 trong PTN) Na2SO3 + H2SO4 (lõang) = Na2SO4 + SO2 + H2O Các muối quan trọng nhất là các bisunfit sau : NaHSO3, Ca(HSO3). NaHSO3dùng làm chất chống clo, dùng để phá hủy dấu vết clo hoặc clo tẩy màu còn sót trong vải sau khi đã tẩy trắng (các nhà máy dệt thường dùng p/ứ này ) NaHSO3 + NaClO = NaHSO4 + NaCl Các dd muối sunfit nấu sôi với bột S cho p/ứ cộng thành thiosunfat Na2SO3 (dd) + S ( bột) =(tC) Na2S2O3 Nhận biết ion SO3(2-) bằng các dd có chứa các ion Ba(2+), Ca(2+),Mg(2+),Pb(2+)……

645×868 43.8 KB
624×760 40.5 KB

H2SO4 loãng không tác dụng với kim lọai yếu & PK. H2SO4 đặc thể hiện tính oxi hóa mạnh, do đó oxi hóa được mọi KL, trừ Pt & Au , oxi hóa được nhiều PK & hợp chất. Al,Cr,Fe(&cả Mn) bị thụ động hóa trong H2SO4 đặc nguội ( do bị oxi hóa trên bề mặt tạo 1 dạng oxit đặc biệt , bền với axit & ngăn cản p/ứ )

2193

Chương III , Phân nhóm chính (PNC) nhóm V Nhận xét chung về nhóm VA của BTH các ngtố
NITƠ 1/Cấu tạo nguyên tử: -Nitơ có cấu hình e: 1s2 2s2 2p3 -Do có 3 e độc thân nên nitơ có khả năng tạo 3 liên kết cộng hóa trị với nguyên tố khác. -Độ âm điện của N là 3.0 chỉ nhỏ hơn của F và O,do đó N có số oxi hóa dương trong hợp chất với hai nguyên tố này.Còn trong các hợp chất khác,nitơ có số oxi hóa âm. Số oxi hóa của N:-3,0,+1,+2,+3,+4 và +5. -Nito tồn tại bền ở dạng phân tử N2(N N). -Nguyên tố nito tự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị và với tỉ lệ 272:1.Nitơ chiếm 0.01% khối lượng vỏ trái đất.Dạng tồn tại tự do là những phân tử gồm hai nguyên tử. 2/Tính chất vật lý:-Nito là chất khí,không màu,không mùi,không cháy,hóa lỏng ở -195.8oC và hóa rắn ở -209.9 oC. -Nito nhẹ hơn không khí(d=1.2506g/lít ở đktc),hòa tan rất ít trong nước. 3/Tính chất hóa học: -Vì có liên kết ba nên phân tử N2 rất bền,chỉ ở nhiệt độ cao mới phân li thành nguyên tử.Do vậy,ở nhiệt độ thường nito rất trơ,không phản ứng với nhiều nguyên tố kim loại và phi kim. a/Tác dụng với hidro: Ở 400oC,có bột sắt xúc tác,áp suất cao,N2 tác dụng với H2.PỨ phát nhiệt: 0 -3
N2+3H2->3NH3+Q b/ Tác dụng với oxi:-Ở 3000 oC hoặc có tia lửa điện(sét),N2 tác dụng với O2.PỨ thu nhiệt: N2+O2<->2NO-Q. -Ở nhiệt độ thường,NO hóa hợp ngay với O2 của không khí tạo NO2 màu nâu: 2NO+O2<->2NO2. (hai phản ứng trên góp phần giải thích tại sao sau cơn mưa,cây cối mọc tươi tốt hơn vì 4NO2+O2+2H2O->4HNO3,HNO3 theo mưa rơi xuống xem như cũng là một loại phân đạm!!!) c/Tác dụng với kim loại: toC
2Al+N2=2AlN(Nhôm nitrua) -Nito không phản ứng trực tiếp với halogen.lưu huỳnh. 4/Điều chế và ứng dụng: a/Trong công nghiệp:hóa lỏng không khí,sau đó chưng cất phân đoạn và thu N2 ở -196 oC. b/Trong phòng thí nghiệm:nhiệt phân một số muối amoni.VD: -Amoni nitrit: toC NH4NO3= N2+Cr2O3+4H2O. -Nito chủ yếu để sản xuất amoniac,axit nitric,phân đạm,tạo môi trường lạnh. a/công thức electron: Cong thức cấu tạo:

  • Phân tử NH3 tồn tại trong không gian dưới dạng tứ diện,góc liên kết là 109O28’(ba liên kết tạo thành bởi 3 obitan lai hóa sp3 của N,) -Liên kết giữa N và 3H là lk cộng hóa trị có cực,cặp e dùng chung lệch về N.Phân tử NH3 phân cực+ở N còn 1 cặp e tự do –>có khả năng tạo liên kết H -Tính chất vật lý:NH3 là chất khí không màu,mùi khai và xốc(em ngửi rùi,í ẹ!!!),nhẹ hơn không khí,tan nhìu trong H2O(tạo được liên kết H mừ,ở 20oC,một thể tích nước có thể hòa tan 700 thể tích NH3 khí).NH3 hóa lỏng ở -33.6oC,hóa rắn ở -77.8oC. -Tính chất hóa học: +Tính bazo:NH3 là một bazo vì có khả năng nhận proton: NH3+HOH=NH4+ +OH- Kb=1,8.10^-3 *NH3 tác dụng với axit tạo muối amoni: NH3+HCl=NH4Cl Dạng ion: NH3+ H+ +Cl-=NH4+ Cl-. Nếu thực hiện phản ứng giữa NH3(khí) và HCl(khí) thì tạo thành đám khói trắng là những tinh thể rất nhỏ của NH4Cl. *Dung dich NH3 làm quỳ tím hóa xanh. *Dung dịch NH3 tác dụng với dung dịch AlCl3,ZnCl2 tạo kết tủa không tan trong NH3 dư. +Điểm đặc biệt của NH3:là tạo phức với một số ion kim loại như Ag+,Cu2+,Nì+,Hg2+,Cd2+,… Vì vậy,khi cho dung dịch NH3 tác dụng từ từ với dung dịch muối của các kim loại trên thì thấy kết tủa tan vì tạo phức: ZnCl2 + 2NH3+2H2O=Zn(OH)2(kết tủa)+ 2NH4Cl. Zn(OH)2 + 4NH3=[Zn(NH3)4]2+ + 2OH-. +Tính khử: NH3 cháy trong oxi cho ngon lửa mày vàng: toC
    4NH3+5O2=4NO+6H2O+Q xt NH3 cháy trong Cl2 tạo khói trắng NH4Cl 2NH3+3Cl2=N2+6HCl và NH3+HCl=NH4Cl. NH3 khử được 1 số oxit kim loại toC 3CuO+2NH3=3Cu+N2+3H2O +Bản thân NH3 có thể bị nhiệt phân thành N2,H2: 2NH3<->N2+3H2 +Các muối amoni đều dễ bị nhiệt phân: toC NH4Cl=NH3(bay bay)+HCl toC NH4HCO3=NH3(bay)+H2O+CO2(bay lun)

NH4HCO3 là bột nở,ở 60oC bị phân huỷ, được dùng trong công nghệ thực phẩm(làm bánh bao đó,thời xưa lơ xưa lắc nào rùi,giờ hổng ai xài hết!!!) +Muối amoni nitrat bị nhiệt phân theo 2 cách: 220oC NH4NO3=N2O+2H2O(cái này mình làm rồi mà toàn khói sặc sụa chứ chả ra khí cười N2O!!!) 350oC NH4NO3=N2+1/2O2+2H2O (PỨ này nổ!!!) -Điều chế: Dựa trên PỨ: N2+3H2<->2NH3+Q(toả nhiệt) Muốn Pứ đạt hiệu suất cao cần tiến hành ở áp suất cap(300-1000atm),nhiệt độ vừa phải(400oC) và có bột sắt làm xúc tác. N2 lấy từ không khí(chưng cất phân đoạn đã nói ở trên!!!) H2 lấy từ khí tự nhiên hoặc từ sản phẩm phản ứng giữa cacbon và H2O. -Ứng dụng: NH3 dùng để điều chế axit HNO3,các muối amoni(NH4Cl,NH4NO3),điều chế xôđa… b/Các oxit của nitơ: Nitơ tạo với oxi 5 loại oxit:N2O(khí cừơi),NO,N2O3,NO2,N2O5. Số oxi hoá lần lượy là:+1,+2,+3,+4,+5. Chỉ có NO và NO2 điều chế trực tiếp được. -N2O:khí không màu,mùi dễ chịu,hơi có vị ngọt.N2O không tác dụng với oxi.ở 500oC bị phân huỷ thành N2 và O2. 500oC 2N2O=2N2+O2. -NO:khí không màu,để trong không khí dễ phản ứng tạo thành NO2 có màu nâu: 2NO+O2=2NO2. -NO2:Khí màu nâu,rất độc,bị đime hoá theo cân bằng: 2NO2<->N2O4 Ở điều kiện thường,tôn tại hỗn hợp NO2 và N2O4.Tỷ lệ số mol NO2:N2O4 phụ thuộc nhiệt độ.Trên 100oC chỉ có NO2 NO2 là oxit axit hỗn tạp.Khi tác dụng ơơ1i H2O cho hai axit(trong môi trường không có oxi!!) 2NO2+2H2O=HNO3+HNO2 và 3HNO2=HNO3+2NO+H2O Khi tác dụng với kiềm được hỗn hợp gồm hai muôí nitrat và muối nitrit: 2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O Các oxit NO và NO2 thể hiện tính õxi hóa khi tác dụng với chất khử mạnh như Cl2,Br2,O3,KMnO4 2NO+Cl=2NOCl(nitrozyl clorua) 2NO2+O3=N2O5+O2 c/Axit nitrơ HNO2 Là axít yếu,kém bền,chỉ tồn tại trong đ loãng.Khi đặc nóng dễ bị phân huỷ: 3HNO2=HNO3+2NO+H2O HNO2 và muối nitrit vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử: N+3 + 1e ->N2+ (NO) N+3 - 2e ->N+5(HNO3 và muối nitrat) d/axit HNO3: Công thức cấu tạo Công thức electron

Trong HNO3 có một liên kết cho nhận và hoá trị của N là IV(4 cặp e dùng chung),còn số oxi hoá của N là +5(về hình thức N có hoá trị V) -Tính chất vật lý: Axit nitric nguyên chất là chất lỏng không màu,sôi ở 86oC,hoá rắn ở -41oC. HNO3 dễ bị phân hủy ngoài ánh sáng thành NO2,O2 và H2O nên dd HNO3 đặc có màu vàng(vì có lẫn NO2) HNO3 đặc gây bỏng,làm vàng da,phá hỏng vải giấy. -Tính chất hoá học: *Tính axit:là axit mạnh,phân ly hoàn toàn: HNO3+H2O=H3O+ +NO3- *Tính oxi hoá:là chất oxi hoá mạnh,tác dụng với hầu hết kim loại(trừ Au,Pt),sản phẩm khí là NO2 màu nâu:

4HNO3+Mg=Mg(NO3)2+2NO2+2H2O 4HNO3+Cu=Mg(NO3)2+2NO2+2H2O HNO3 đặc nguội làm thu động hóa Fe và Al. Đối vớ axit HNO3 loãn:oxi hóa hầ hết các kim loại(trừ Au,Pt),sản phẩm khí là NO,N2O hoặc HNO3.Khi axít càng loãng,chất khử càng mạnh thi N+5(trong HNO3) bị khử về số oxi hóa càng thấp. VD: 30NO3+8Al=8Al(NO3)3+3N2O+5H2O Hôn hợp dung dịch đậm đặc của HNO3 và HCl có tỷ lệ mol 1HNO3+3HCl gọi là nước cường toan,hòa tan được cả Au,Pt. HNO3+3HCl+Au=AuCl3+NO+2H2O Axit HNO3 cũng oxi hóa được cả nhiều phi kim như C,Si,P,S. C+4HNO3(đđ)=CO2+4NO2+2H2O S+6HNO3(đđ,nóng)=H2SO4+6NO2+2H2O -Điều chế ãit HNO3: *Trong phòng ti nghiệm: KNO3+H2SO4(đ)=KHSO4+HNO3 Để thu HNO3,người ta chưng cất dung dịch trong chân không *Trong công nghiệp sản xuất HNO3 tư NH3 và O2: toC,xt 4NH3+5O2=4NO+6H2O 2NO+O2=2NO2 4NO2+O2+H2O=4HNO3 -Ứng dụng: HNO3 là nuyên lệ cơ bản để điều chế muối nitrat,phân bón,chất nổ,nhiên liệu tên lửa,các hợp chất nitro,amin e/Muối Nitrat: -Tính tan:tất cả mọi muối Nitrat đều dễ tan trong H2O,là nhưng chất điên ly mạnh: Ca(NO3)2=Ca2+ +2NO3- -Phân hủy nhiệt:tất cả các muối nitrat đều o bền ở nhiệt độ cao.Tùy thuộc vào ion kim loại có trong muối,các nitrat bị phân hủy tạo thành nhữn hợp chất khác nhau(tất cả đều giải phóng O2) -Nhiệt phân muối Nitrat của kim lọai mạnh(đứn trước Mg trong dãy bekêtốp) toC Nitrat (K,Na,Ca)->Nitrit(Na,Ca,K)+O2 toC Ca(NO3)2->Ca(NO3)2+O2

*Nhiệt phân muối nitrat của kim lọai trung bình(từ Mg->Cu) toC Nitrat (Mg->Cu)->oxit kim loại+NO2+O2 toC Cu(NO3)2->CuO+NO2+O2 *Nhiệt phân muối nitrat của kim loại yếu(sau Cu) t0C Nitrat(Ag-Au)-.kim loại+NO2+O2 toC 2AgNO3=2Ag+2NO2+O2 -Ứng dụng của muối Nitrat:dùng làm phân bón,***. Kali Nitrat dùng để chế tao *** đen(*** có khói).Thành phần *** đen:75%KNO3,10%S và 15%C.Khi hỗn hợp nổ,xảy ra PỨ: 2KNO3+S+3C=K2S+N2+3CO2 -Nhận biết ion NO3-: Để nhận biết in NO3-(HNO3,muôi nitrat) có thể dùng Cu trong môi trường axit(VD:H2SO4) 3Cu+8H+ +2NO3-=3Cu2++2NO+4H2O Ta thấy Cu tan,dung dịch có màu xanh,có khí không màu bay ra,rồi hóa nâu trong không khí.

Thì dùng thị giác,khứu giác,vị giác là hết pp vật lý rùi!!! Chị Kathy thúc ghê wá,Nitơ cơ bản là em xong,photpho đây ạ: PHOTPHO 1/Cấu tạo nguyên tử: Photpho có điện tích hạt nhân +15: Cấu hình e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3d0 Photpho ở phân nhóm chính nhóm V,chu kỳ 3.Nguyên tử P có 3e ở phân lớp 3d còn trống(chưa có electron) nên 1e ở phân lớp 3s còn có thể nhảy lên 3d làm P có 5e độc thân và như thế có hoá trị V(khác N) 2/Tính chất vật lý và dạng thù hình: Đơn chất photpho có thể tồn tại dưới nhiều dạng thù hình khác nhau.Hai dạng thù hình quan trọng là Photpho trắng và photpho đỏ. -Photpho trắng:là chất rắn màu trắng hoặc hơi vàng,rất độc.Ở 280oC,photpho trắng chuyển sang thành photpho đỏ. Photpho trắng tự bốc cháy trong không khí,phát sáng trong bóng tối(lân tinh).Người ta bảo quản nó bằng cách ngâm trong nước,tránh ánh sáng. -Photpho đỏ :là chất rắn có màu đỏ không độc,ở nhiệt độ cao P đỏ thăng hoa .Gặp lạnh,hơi P đỏ ngưng tụ thành P trắng. P đỏ khá bền,khó nóng chảy,không tan trong bất kì dung môi nào. 3/Tính chất hoá học: Lớp ngoài cùng của P có 5e.Trong các hợp chất,P có số oxi hoá là -3,+3,+5. So với Nitơ,Photpho hoạt động hơn đặc biệt là P trắng. -Tác dụng với oxi:Photpho cháy trong không khí tạo ra điphotpho pentaoxit. toC 4P+O2=2P2O5 P trắng bị oxi hoá chậm trong không khí thành P2O3,khi đó PỨ không phát nhiệt mà phát quang. -Tác dụng vói axit nitric: 3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4 +5NO -Tác dụng với halogen:P bốc cháy trong clo và nổ trong flo: 2P+3Cl2=2PCl3 -Tác dụng với muối:P có thể gây nổ khi tác dụng với những muối có tính oxi hóa mạnh như KNO3,KClO3: 6P+5KClO3=3P2O5+5KCl -Tác dụng với hidro và kim loại(P thể hiện tính oxi hóa) VD:PH3(photphin) Ca3P2(canxi photphua) PH3 là chất khí,rất độc.Trên 150oC bị bốc cháy trong không khí: 2PH3+4O2=P2O5+3H2O PH3 sinh ra do sự thối rữa xác động thực vật,nếu có lẫn diphotphin P2H4 thì tự bốc cháy phát ra ánh sáng xanh(đó là hiện tượng ma trơi) 4/Điều chế và ứng dụng:-P khá hoạt động,trong tự nhiên nó tồn tại ở hơp chất như quặng photphorit Ca3(PO4)2,apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2 -P được dùng để chế tạo diêm:thuốc gắn ở đầu que diêm gồm một chất oxi hóa như KNO3,KClO3,…một chất dễ cháy như S… và keo dính.Thuốc quét bên cạnh hộp diêm là P đỏ và keo dính.Để tăng độ cọ sát còn trộn thêm bột thủy tinh mịn vào cả hai loại thuốc trên. -P đỏ dùng để sản xuất ãit photphoric: P->P2O5-H3PO4 -Trong công nghiệp,người ta điều chế P bằng cách nung hỗn hợp caxni photphat,SiO2(cát) và than. 2Ca3(PO4)2 +6SiO2 +10C=P4 +6CaSiO3+10CO 5/Hợp chất của photpho: a/Điphotpho pentaoxit P2O5: P2O5 là chất rắn,màu trắng,rất háo nước,tác dụng mãnh liệt với nước tạo axít photphoric P2O5+ 3H2O=2H3PO4 Chính vì vậy người ta dùng P2O5 để làm khô rất nhiều chất. b/Axit photphoric: -H3PO4 là chất rắn,không màu,nóng chảy ở 42.5oC,tan vô hạn trong nước. Trong P2O5 và H3PO4,photpho có số+5.Khác với nitơ,photpho có độ âm điện nhỏ nên bền ở mức +5.Do vậy H3PO4 và P2O5 khó bị khử và không có tính oxi hoá như HNO3. -H3P4 là axit trung bình,trong dung dịch điện ly theo 3 nấc:trung bình ở nấc thứ nhất ,yếu và rất yếu ở các nấc thứ hai,thứ ba: H3PO4<->H+ +H2PO4- H2PO4- <->H+ +HPO42- HPO42-<->H+ +PO43- Dung dịch axit H3PO4 có những tính chất chung vủa axit:làm đỏ quỳ tím,tác dụng với bazơ,oxit bazơ tạo thành muối axit hoặc muối trung hoà như NaH2PO4,Na2HPO4,Na3PO4. -H3PO4 có thể tác dụng với những kim loại đứng trước H trong dãy Beketov cho H2 thoát ra. VD: 2H3PO4 +3Zn =Zn3(PO4)2 + 3H2 c/Muối Photphat: Ứng dụng với mức điện ly của axit H3PO4 có dãy muối photphat: -Muối photphat trung hoà: Na3PO4,(NH4)3PO4,Ca3(PO4)2. -Muối dihidro photphat: Na2HPO4,(NH4)2HPO4,CaHPO4 Các muối trung hoà cà muối axit của kim loại Na,K và amoni đều tan được trong nước.Với các kim loại khác thì chỉ muối đihidrophotphat là tan được,ngoài ra đều không tan hoặc ít tan trong H2O. d/Điều chế và ứng dụng: -Trong công nghiệp,điều chế H3PO4 từ quặng Ca3(PO4)2 và axit H2SO4: Ca3(PO4)2+3H2SO4=2H3PO4 +3CaSO4(kết tủa) -Trong phòng thí nghiệm,H3PO4 được điều chế từ P2O5(hoà tan vào H2O) hay từ P(hoà tan bằng HNO3 đặc). Axit photphoric được dùng chủ yếu để sản xuất phân bón. Phân bón hoá học:là những hoá chất có chứa nguyên tó6 dinh dưỡng,dùng để bón cho cây trồng nhằm nâng cao năng suất. Những hoá chất dùng làm phân bón phải là những hợp chất tan được dùng trong dung dịch thấm lỏng đất để rễ cây hấp thụ được.Ngoài ra,hợp chất đó phải không độc hại,không gây ô nhiễm môi trường(nghe như quảng cáo keo dính chuột ấy nhẩy!!!) Có ba loại phân bón hoá học: a/Phân đạm:là phân chứa nguyên tố nitơ.Cây chỉ hấp thụ đạm dưới dạng ion NO3- và ion NH4+.Các loại phân đạm quan trọng: -Muối amoni:NH4Cl(25% N),(NH4)2SO4 (21% N),NH4NO3(35% N,thường được gọi là “đạm hai lá”) -Urê:CO(NH2)2 (46% N) giàu N nhất.trong đất ure bị biến đổi dần thành amoni cacbonat : CO(NH2)2 +2H2O<->(NH4)2CO3 Các muối amoni và ure bị kiềm phân huỷ,do đó không nên bảo quản phân đạm gần vôi,không bón cho các loại đất kiềm. -Muối nitrat:NaNO3,Ca(NO3)2,… thường bón cho các vùng đất chua mặn. b/Phân lân:là phân chứa nguyên tố photpho.Cây hấp thụ lân dưới dạng PO43-.Các loại phân lân chính. -Phân lân tự nhiên:quặng photphat Ca3(PO4)2 thích hợp với đất chua,phâ nung chảy(nung quặng photphat và dolomit) -Supephotphat đơn:hỗn hợp canxi đihidro photphat và thạch cao,được điều chế theo phản ứng: Ca3(PO4)2 +2H2SO4=2CaSO4(kết tủa) +Ca(H2PO4)2 -Supe photphat kép:là muối caxni dihidro photphat,được điều chế theo phản ứng: Ca(HPO4)2 +3H2SO4= 3CáO4 +2H3PO4 Ca3(PO4)2 +4H3PO4=3Ca(H2PO4)2 -Amophot:chứa đạm và lân,được điều chế bằng cách cho NH3 tác dụng với axit photphoric thu được hỗn hợp trong mono và điamophot NH4H2PO4 và (NH4)2HPO4. c/Phân Kali:chứa nguyên tố kali,cây hấp thụ Kali dưới dạng ion K+.Phân kali chủ yếu là KCl lấy từ quặng muối cacnalit(KCl.MgCl2.6H2O),sinvinit (KCl.NaCl).Ngoài ra người ta cũng dùng KNO3,K2SO4. d/Phân vi lượng: là loại phân chứa một số lượng rất nhỏ các nguyên tố như đồng,kẽm,molipden,mângn,coban,bo,iot,…chỉ cần bón một lượng rất nhỏ nguyên tố này cũng làm cây phát triển tốt. Ở nước ta có một số nhà máy lớn sản xuất supe photphat(Lâm Thao-Phú Thọ),sản xuất phân đạnm(Hà Bắc) và có một số địa phương sản xuất phân lân nung chảy…

2194

CACBON

KLPT: 12 Số thứ tự : 6 cấu hình electron : 1s2 2s2 2p2 I)Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p2 Vì năng lượng cần thiết để tách cả 4 electron ra khỏI nguyên tử là wá lớn nên Cacbon không có inon C4+. Mặt khác, cacbon cũng không thể nhận cả 4 electron ( do các electron mang điện tích cùng dấu đẩy nhau ) nên không có ion C4-. Tuy nhiên Cacbon thể hiên dố Oxy hoá –4 ( thí dụ trong CH4), -2 ( thí dụ C2H4), +2 ( thí dụ trong CO ), +4 ( thí dụ trong CO2). Vì năng lượng liên kết C – C (347KJ/mol) và năng lượng liên kết C – H ( 414KJ/mol) khá lớn nên cacbon có khuynh hướng tạo mạch thẳng và mạch vòng hidrocacbon. Liên kết đôi C = C và liên kết ba C và C ( cái này không biết sao cho nó có liên kết ba :smiley: ) cũng là phổ biến . Cacbon là nguyên tố duy nhất có số hợp chất lớn tớI mức phảI có 1 ngành hoá học riêng để nghiên cứu chúng : đó là ngành hoá học hữu cơ. T6en hoá học hữu cơ xuất phát từ những hợp chất chủ yếu tạo nên thực vật và đông vật đều chứa cacbon. Trong hoá học vô cơ ta chỉ nghiên cứu cacbon, các oxit của cacbon, axit cacbonic và muốI cacbonat. II)Trạng thái thiên nhiên và thù hình: Cacbon chiếm khoảng 0,08% vỏ Quả Đất và khí quyển. Trong vỏ Quả đất, nó tồn tạI chủ yếu trong than đá, dâu mỏ, canxi, cacbonat hay magie cacbonat. Cacbon cũng tồn tai trong các mỏ kim cương :x hay than chì ( graphit) L. Trong khí quyển, nó tồn tạI dướI dạng khí cacbonic CO2 và đó là kho dự trữ cho phản ứng quan gtổng hợp đốI vớI cây cốI . Hình Sinh giớI ( thực vật, động vật, ngườI ) đều được tạo nên từ vô số các phần tử có chứa cacbon. Sơ đồ trên trình bày tóm tắt thu gọn chu trình cacbon trong tự nhiên. Cacbon tồn tạI dướI hai dạng thù hình là kim cương là than chì. Hai dạng thù hình này có những tính chất vật lý trái ngược nhau.

Kim cương
Chất rắn hoàn toàn trong suốt, không màu, khúc xạ ánh sáng rất đẹp nên được dùng làm đồ trang sức. KhốI lượng riêng : D= 3.5g/com3 Cứng nhất trong tất cả chất rắn của tự nhiên Cách điện Dẫn nhiệt kém Than Chì
Chất rắn màu xám đậm, không trông wa được, phản xạ trên bề mặt giống kim loạI KhốI lượng riêng D = 2,2g/cm3, nhẹ hơn kim cương nhiều Mềm, sờ thấy nhờn Dẫn điện tốt Dẫn nhiệt tốt.

Về tính chất vật lý, kim cương và than chì giống nhau ở một điểm quan trọng : cả hai đều chịu nóng, ngay ở nhiệt độ rất cao ( 1300oC ) cũng không bay hơi. Những tích chất giông nhau và khác nhau đó là do cấu trúc tinh thể của kim cương và than chì gây ra. 1)Cấu trúc tinh thể kim cương Mạng tinh thể kim cương gồm những nguyên tử cacbon lai hoá sp3 hay lai hoá tứ diện. MỗI nguyên tử cacbon liên kết vớ 4 cacbon lân cận = 4 cặp electron chung. Các nguyên tử này nằm trên 4 đỉnh của 1 tứ diện đều. MỗI nguyên tử cacbon ở đỉnh lạI liên kết vớI 4 nguyên tử cacbon khác . Độ dài liên kết C – C = 1,54Ao Tinh thể kim cương thuộc mạng tinh thể nguyên tử đỉên hình, các liên kết rất bên vững, không có electron di động, do đó kim cương rất cứng, không dẫn điện và nhiệt độ nóng chảy cao ( 3750oC ) . 2)Cấu trúc tinh thể than chì : Ở Nhiệt độ và áp suất thường, than chì là dạng thù hình bền nhất của cacbon Mạng tinh thể than chì gồm nhửng nguyên tử cacbon lai hoá theo kiểu sp2 hay lai hoá tam giác được sáp xếp thành từng lớp phẳng nhửng vòng sáu cạnh. MỗI nguyên tử cacbon ở tâm của một tam giác đều. Như vậy liên kết trong 1 lớp là liên kết cộng hoá trị có độ dài liên kết C – C là 1,42Ao . (Còn cái hình cấu trúc tinh thể nữa mà nó phức tạp khó vẽ wé nên mình miễn cho nó vào đây mong pà kon thông cảm.) Tuy nhiên , khoảng cách giữa hai nguyên tử cacbon thuộc các lớp lân cận nhau là 3,4Ao và các lớp được liên kết vớI nhau = lực VandeVan yếu. Vì vậy khi vạch trên giấy, nó để lạI 1 vạch đen gồm nhiều lớp. Các lớp trong tinh thể trượt lên nhau do đó than chì có thể dùng làm chất bôi trơn ( là phụ gia của những dầu máy ). Một số hợp chất như CO2, H2O, NH3 có khả năng khuyếch tán vào giữa các lớp, có tác dụng như những cái đệm , làm tăng thêm tính nhờn của than chì. ĐốI vớI mỗI nguyên tử cacbon, chỉ có 3 trong số 4 electron là tham gia vào việc tạo thành liên kết xich_ma, còn electron thứ tư thì tạo thành 1 hệ thống xen phủ pi vớI các nguyên tử cacbon bao quanh, các electron này khá di động làm cho than chì có tính dẫn điện. Sự chuyển hoá lẫn nhau giữa kim cươgng và than chì. Như trên đã nêu, ở điều kiện bình thường than chì chỉ là dạng thù hình bền của cacbon. Nếu để tự nhiên thì kim cương sẽ chuyển hoá thành than chì ! Tuy vậy, nếu ở điều kiện thường quá trình tự chuyển hoá này xảy ra vô cùng chậm chạp : phảI = triệu năm! Còn nếu ở nhiệt độ cao ( khoảng 1800oC ~ 1850oC ) không có không khí thì Kim cương sẽ biến thành than chì Ngược lạI ở nhiệt độ và áp suất cao ( khoảng 2000oC và 10000 at ) thì than chì sẽ biến đổI thành kim cương ) 3)Cacbon vô định hình : Cacbon vô định hình như than gỗ, mồ hóng, muộI …. gồm những tinh thể than chì rất nhỏ Tính chất đặc biệt của than vô định hình là khả năng hấp phụ lớn, nghĩa là nó có khả năng hút và giữ lạI trên bề mặt của nó các khí hay các chất tan NgườI ta làm than hoạt tính = cách đun nóng than gỗ trong hơi nước khoảng 1000oC không cho không khí lọt vào. Nhờ tác dụng củ hơi nước ( tác dụng hoà tan, oxy hoá …) các chất bịt kín các mạch dẫn bên trong than bị cuốn đi làm cho than trở nên xốp hơn và tăng khả năng hấp phụ. 4)Than đá Than đá được tạo nên do cây cốI bị vùi lấp dướI đất wa các thờI đạI đạI chất kéo dài hàng triệu năm và bị hoá thạch. Mạng tinh thể của than đá không đều đặn giống mạng than chì, trong đó một số một số nguyên tử cacbon liên kết vớI hidro. Than đá chứa trên 90% cacbon, ngoài ra còn có các tạp chất khác như lưu huỳnh. Khi cháy, than đá toả nhiều nhiệt nên được dùng làm nhiên liệu. Nước ta rất giàu than đá. Bể than Đông Bắc nước ta kéo dài 200Km từ Cẩm Phà, Hồng Gai ( Quảng Ninh ) , đến tận Quán Triều, Phấn Mễ ( Bắc Thái ). E hèm jờ mớI tớI phần quan trọng!!! :smiley:

III)Tính Chất hoá học: Các dạng thù hình của Cacbon ( kim cương, than chì ) có tính chất vật lý rất khác nhau nhưng tính chất hoá học của chúng căn bản giống nhau: cháy trong Oxy, cả kim cương và than chì đều tao ra khí Cacbonic CO2 1)Phản ứng vớI Oxy
Khi cháy trong oxi, phản ứng toả nhiều nhiệt C + 1/2O2 -----> CO2 /\H = -393,5 kJ/mol Vì vậy cacbon được dùng chủ yếu để làm nhiên liệu trong đờI sống, trong công nghiệ. 2)Phản ứng vớI các oxyt kim loạI
Cacbon khử được oxit của nhiều kim loạI để tạo ra kim loạI và khí cacbon oxit Fe2O3 + C ----> 2Fe + 3CO2 Trong các phản ứng đó thường tạo ra các cacbua kim loạI. Đó là những chất rắn có nhiệt độ nóng chảy cao như berili cacbua BeC2, nhôm cacbua Al4C3. Một số cacbua như Natri Cacbua Na2C2, canxi Cacbua ( Canxi axetilenua ) CaC2,…là những tinh thể ion kim loạI ( Ca2+, Na+ ) và ion axetilenua C22-… Khi tac dụng vớI H2O, Axetilenua giảI phóng axetilen CaC2 + H2O ----> Ca(OH)2 + C2H2 3)Phản ứng vớI oxyt Phi kim Cacbon phản ứng vớI oxit của một số phi kim taọ ra các cacbua có liên kết cộng hoá trị và rất rắn. Silic Cacbua ( cacbonrađơn ) là một trong những chất rắn nhất mà ngườI ta biết được. Nó được sản xuất = cách khử Oxit silic (cát) bởI than cốc trong lò điện . SiO2 + 3C ----> SiC + 2CO Cấu trúc của silic cacbua tương tữ như cấu trúc của kim cương, có điều khác nhau là trong tinh thể cacbuarađơn, các nguyên tử cacbon silic luân phiên nhau chiếm các đỉnh của mạng tinh thể kim cương. Vừa rắn lạI vừa trơ vớI axit bà bazo trong điều thường, silic cacbua được dùng làm chất mài mòn ( giấy ráp , bột mài , đá mài, bi nghiền, đá lót lò …) 4)Phản ứng vớI H2O : Cacbon tác dụng vớI hơi H2O ở nhiệt độ cao để tao ra khí tha, một hỗn hợp của khí than một hỗn hợp của khí Cacbon oxit CO và H2 C + H2O -----> CO + H2 cả hai sản phẩm đều cháy trong không khí và hỗn hợp hai khí đó là một nhiên liệu quan trọng trong Công nghiệp. 5)Hợp chất vớI các halogen
Cacbon tạo thành bốn tetra halogenua: Cacbon tetraflorua ( CF4, khí) , Cacbon tetraclorua ( Cl4, lỏng), cacbon tetrabromua ( CBr4) , cacbon tetraiodua ( CI4) là những chất rắn . Trong 4 chất trên thì cacbon tetraclorua là quan trọng nhất về thương mạI Cacbon tetraclorua được điều chế như sau: C + 2S 800oC-----> CS2 CS2 + Cl2 ( 60oC, Fe ) —> CCl4 + S2Cl2 CCl4 là một dung môi không cực, hoà tan dầu mỡ…nên trước đây được dùng làm chất tẩy khô ( dễ bay hơi ) Nó cũng được dùng làm chất chữa cháy gây ra bởI dòng điện vì nó không duy trì sự cháy, không dẫn điện lạI khá nặng ( D=1,58g/cm3) CCl4 là chất độc đốI vớI sinh vật nên ngày nay đã bị cấm dùng làm chất tẩy khô và chất chữa cháy. dướI tác dụng của ngọn lửa, nó tạo ra photgen COCl2 là chất có thể gây ra tôn3 thương cho fổI Ngày nay nó được sử dụng làm dung môi công nghiệp. IV) Điều chế các dạng thù hình của cacbon và ứng dụng: 1)Kim cương : Kc có khả năng khúc xạ ánh sáng rất đẹp, nên đã làm say mê con ngườI hàng bao thế kỷ. Trước đây Kc chủ yếu được dùng làm đồ trang sức. Nhưng tính chất quý báu nhất của Kc đốI vớI kĩ thuật là tính cứng kì lạ, do đó ngày nay hơn 80% Kc được sản xuất ra được dùng trong kĩ thuật khoan, cắt, mài, gọt ( cái này chắc gọt “xài” ăn ngon à J !!! ) Những mũi khoan = Kc có thể khoan sâu tớI 10000m vào lòng đất, khoan các đường hầm wa eo biển, cắt thuỷ tinh bào các hợp kim siêu cứng Kim cương có rảu rác khắp nơi trên thế giớI nhưng tập trung nhiều nhất ở Côngô, Nam Phi. Hàng năm, thế giớI cần tớ 6 tấn Kc nhưng Kc thiên nhiên không thỏa mãn nhu cầu đó nên từ năm 1955 ngườI ta sản xuất Kc nhân tạo = cách đưa than chì lên nhiệt độ khoảng 1800oC và nén áp suất cao khoảng 70000at. Kim cương nhân tạo cứng không kém Kc thiên nhiên nhưng giá rẻ hơn nhiều. Tuy nhiên vì tinh thể kim cương nhân tạo nhỏ và mẫu không đẹp nên không thể dùng làm đồ trang sức. 2)Than chì: Than chì tạo nên những mỏ lớn hàng triệu tấn. Nhiều nước có mỏ than chì lớn như Liên Xô (ông này chắc hay xô ngườI ta té lắm!!! :smiley: ) Triều Tiên, Mỹ, Madagasca. Nước ta chỉ có một số mỏ than chì mà nlớn nhất là mỏ Nậm Ti ( Lào Cai ) Than Chì được dùng làm bút chì, chế dâu bôi trơn chịu nhiệt độ thấp và cao, làm điện cực, làm nốI nấu chảy các hợp kim chịu nhiệt . V)Các hợp chất của Cacbon: 1)Cacbon monooxit ( CO ) Trong phân tử CO, Cacbon trong trạng thái oxi hoá +2 nó có khuynh hướng chuyển lên SOH +4 bền hơn nên CO có tính khử mạnh Trong phân tử lạI có hai cặp electron chưa liên kết nên có khả năng tạo thành liên kết cho nhận vớI nhiều chất, đặc biệt là các nguyên tố chuyển tiếp ( các nguyên tố khốI d ), vì vậy nó có nhiều pư cộng quan trọng trong hóa Vô cơ cũng như trong hóa hữu cơ a)phản ứng vớI Oxi Cacbon Oxitcháy vớI ngọn lửa xanh, biến thành khí cacbon dioxit và toả ra nhiều nhiệt CO + O2 ----> 2CO2 /\H = -566kJ/mol Do phát nhiệt mạnh nên CO được dùng làm nguyên liệu rất quan trọng trong công nghiệp để đốt lò ( luyện kim, luyện cốc, lò thuỷ tinh, lò sứ…), được dùng để chạy các động cơ. b)Phản ứng cớI các oxit kim loạI Cacbon oxit là 1 chất khử rất quan trọng trong luyện kim Fe2O3 + 3CO ----> 2Fe + 3CO2 phản ứng trên được dùng trong lò luyện gang c) Phản ứng cộng CO cho phản ứng cộng dễ dàng vớI Clo, Brom: CO tác dụng vớI Clo vớI xúc tac ánh sáng tao ra cacbonyl clorua CO + Cl2 (ás)-----> COCl2 COCl2 còn có tên gọI photgen ( phot là ánh sáng, gen là sinh ra) Photgen là chất khí không màu , có mùi ngọt, rất độc nên trong thế chiến I đã được dùng làm chất độc hoá học. Trong công nghiệp, photgen được dùng làm chất clo hoá rất tốt trong tổng hợp hữu cơ, điều chế dượcphẩm, chế thuốc nhuộm… CO còn cho phản ứng cộng vớI H2 tạo thành rượu metylic…nên nó là nguồn tổng hợp hợp hữu cơ quan trọng. CO2 + H2 -----> CH3OH CO còn cho ohản ứng cộng vớI một số kim loạI: CO tác dụng vớI một số kim loạI đặc biệt là kimloạI họ sắt, coban, niken, Crom…tạo thành những cacboxyl kim loại. Ni + 4CO 50oC <—> Ni(CO)4 /\H < 0 Nikel cacboxyl ( lỏng) Phản ứng trên là ứng thuận nghịch. Khi đun nóng trên 200oC, cân = chuyển dịch sang trái Ni(CO)4 bị phân huỷ, giảI phóng kim loại. Pản ứng trên là cơ sở của phương pháp tinh luyện Ni trong công nghiệp. Quặng chứa Ni2+ không tinh khiết -----> Ni(CO)4 Ni(CO)4 + CO Ni(CO)4 ------> Ni rắn tinh khiết + 4CO to= 230o Cacbon oxit là một khí độc. Giông như khi tác dụng vớI Nikel, nó cũng tác dụng vớI Fe trong hemoglobin của máu tạo thành cacboxihemoglobin là một hợp chất bền, làm cho hemoglobin mất khả năng vận chuyển Oxi đến các mô do đó ngườI thở phảI nhiều khí CO bị ngạt mà chít ( bữa nào kiếm thử có chít không :smiley: ) Trong không khí, nếu cồng độ CO là 0,012% thì đã làm suy giảm trí nhớ. Trong các hầm lò, các gara ôtô, trên đường phố các thành phố công nnghiệp ….nồng độ CO cao hơn 0,01% đã là điều bất thường d)CO là anhidrit của axit fomic CO + NaOH (200oC, 6at) -----> HCOONa phản ứng trên dùng để nhận biết khí cacbon oxit và khí Cacbon đioxit: khí CO2 bị kiện thường e)Điều chế HCOOH (H2SO4,to (đ) ) ----> H2O + CO2 C + O2 ----> CO2 /\H = -395.5kJ CO2 + C ----> 2CO /\H = +172,4kJ C + H2O (to= 1050oC ) --à CO + H2 2)Cabon dioxit ( CO2) : Tính Chất Hoá học: a)Khí CO2 trơ vớI nhiều chất : chỉ các chấtkhử mạnh như Mg, Al… mớI khử được 2Mg + CO2 ----> 2MgO + C Do có tính trơ , không duy trì sự cháy nên CO2 có thể dùng chữa cháy rất thuận lợI chỉ trừ một số trường hợp các đám cháy Al, Mg… Co nhiều phương pháp chữa cháy nhưng thường dùng nhất là các bình chữa cháy có bọt : trong những bình này, khí CO2 được tạo ra do phản ứng của axit sunfuric H2SO4 và một dung dịch NaHCO3 NaHCO3 + H2SO4 -----> NaHSO4 + CO2 + H20 b) khí CO2 là ahindrit của axit cacbonic CO2 + H20 <—> H2CO3 CO2 + 2KOH ----> K2CO3 + H2O nhận biết khí CO2: CO2 + Ca(OH)2 ----> CaCO3 H2O Chú ý: khi CO2 dư , dung dịch đục trở thành trong do tạo ra canxi Hidrocacbon dễ tan trong nước. c) Điều chế _ ứng dụng CaCO3 (to=900oC) -----> CaO + CO2 CaCO3 + HCl ----> CaCl2 + H2O + CO2 Ứng dụng Trong công nghịêp hoá học, ngườI ta dùng một lượng lớn CO2 để sản xuất Xôđa Trong công nghiệp thực phẩm, ngườI ta nén CO2 vào H2O hoa wả, nước khoáng Bia… để tạo ra H2O giảI khát có bọt Trong công nghệ lạnh, ngườI ta dùng CO2 lỏng và dướI dạng H2O đá khô để giữ nhiệt độ thấp … 3)Axit Cacbonic: a)Trong phân tử H2CO3 nguyên tử cacbon có cộng hoá trị bốn rất bền nên không có tính oxy hoá b) H2CO3 là một diaxit, trong nước bị phân li thành hai nấc : H2CO3 <----> H+ + HCO3- Ion hidrocacbonat k=4,5 x 10^-7 HCO3- <----> H+ + CO32- k=5,6 x 10^-11 Ion cacbonat cả hai nấc phân li đều yếu khi cho axit H2CO3 tác dụng vớI 1 bazờ kiêm thì tạo ra hai loạI muốI: muốI axít và muốI trung tính H2CO3 + NaOH ----> NaHCO3 + H2O Natri Hirocacbon H2CO3 + NaOH ----> NaCO3 + H2O Natri cacbonat 4) Các muốI Cacbonat: a)tính chất *tính tan: các muốI cacbonat kim loạI kiềm và các muốI hidrocabonat của kim loạI kiềm và kiềm thổ đều tan trong H2O trừ NaHCO3 ( ngườI ta lợI dụng tính không tan của NaHCO3 để điều chế Xôđa thep phương pháp solvay ) Hầu hết các muốI cacbonat khác đều không tan trong H2O . các muốI CaCO3 và MgCO3 tuy không tan trong nước nhưng tan trong H2O có chứa khí CO2 do tạo ra muốI hidrocacbonat tan làm cho nước có tính cứng ( chứa các ion Ca2+ và Mg2+ ) CaCO3 + CO2 + H2O <----> Ca(HCO3) *Nhiệt Phân : MgCO3 —>(to) MgO + CO2 PbCO3 ---->(to) PbO + CO2 NaHCO3 -----> (100oC) Na2CO3 + CO2 + H2O *tác dụng vớI axit : CaCO3 + 2HCl -----> CaCl2 + H2O + CO2 *Tính Bazo của ion Hidrocacbonat và cacbonat CO32- + H2O ----> HCO3- + OH- K = 2,1 x 10^-4 HCO3- + H2O ----> H2CO3 + OH- K = 2,4 x 10^-8 b) Điều chế (ở đây điều chế Na2CO3 theo phương pháp Solvat ) NH3(k) + CO2 (k) + H2O(l) —> NH4CO3 (dd) NH4HCO3 + NaCl(dd) –> NaHCO3(dd) + NH4Cl (dd) 2NaHCO3 (to)—> Na2CO3 + CO2 + H2O

2195

Các bạn có thể xem thêm ở topic gốc: olympiavn.org

2196

Đây chỉ là một bài viết mang tính khái quát, không chuyên sâu

1. Sự hoà tan của chất - sự hình thành dung dịch: a) Cấu tạo phân tử nước:

Nước là một phân tử 3 nguyên tử gấp khúc với góc liên kết bằng 104,5o. Do chênh lệch độ âm điện giữa nguyên tử ôxi và hiđro nên liên kết OH phân cực mạnh về phía nguyên tử ôxi. Nguyên tử ôxi mang một điện tích âm phần nào đó còn nguyên tử hiđro mang đIện tích dương phần naò đó sao cho phân tử vẫn trung hoà điện. Phân tử nước là một lưỡng cực điện với đầu âm là nguyên tử ôxi và đầu dương là nguyên tử H. Như vậy, nước là một dung môi phân cực mạnh. Chính sự phân cực như vậy làm cho nước có những tính chất rất bất thường: nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy cao nhất trong các hợp chất cùng loại trong cùng nhóm 6 A; tự ion hoá một phần nhỏ trong trạng thái nguyên chất, có khối lượng riêng giảm dần khi nhiệt độ giảm từ 4oC đến 0oC và từ 4oC đến 100oC. Khi hoà tan các chất vào nước có thể nói trong nhiều trường hợp như có phản ứng hoá học xảy ra vì nhiều chất thay đổi dạng tồn tại trong dung dịch nước.

b) Khái niệm nồng độ dung dịch - độ tan:

  • Phân biệt khái niệm nồng độ phần trăm của dung dịch và độ tan: Đều biểu diễn qua khối lượng chất tan. Khác nhau ở chỗ quy về cho 100 gam dung dịch (nồng độ %) và quy về cho 100 gam nước hay dung môi (Độ tan).
  • Quan hệ giữa C% và độ tan (S):
  • Tính nồng độ theo độ tan theo công thức C% = 100.S/ 100 + S.
  • Còn tính độ tan theo nồng độ phần trăm theo công thức S = 100.C / 100 - C
  • Thí dụ 1: ở 20oC, khi hoà tan 14,36 gam muối ăn vào 40 gam nước thì thu đượcdung dịch bão hoà. Hãy tính độ tan của NaCl ở nhiệt độ trên và nồng độ của dung dịch thu được. (S =35,9g; C = 24,6%).
  • Thí dụ 2: Tính khối lượng đồng sun phát có trong 500 gam muối đồng tinh thể cố công thức CuSO4.5H2O và tính nước kết tinh có trong CuSO4. 5H2O. (320 g, 36 ).
  • Thí dụ 3: Cần dùng bao nhiêu gam tinh thể CuSO4. 5H2O và bao nhiêu gam dung dịch CuSO4 8% để thu được: a) 280 gam dung dịch CuSO4 16%. (40 gam tinh thể CuSO4.5H2O và 240gam dụng dịch CuSO4 16%). b) dung dịch CuSO4 16%. (Chọn x là khối lượng CuSO4.5H2O, y là khối lượng dung dịch CuSO4 16% rồi tính tỉ lệ x:y)
  • Thí dụ 4: Tính khối luợng tinh thể CuSO4.5H2O cần dùng để điều chế 500 ml dung dịch CuSO4 8% có khối lượng riêng bằng 1,1 g/ml. (68,75 g).
  • Thí dụ 5: Tính khối lượng tối đa Fe(NO3)3.9H2O kết tinh từ 500 ml dung dịch Fe(NO3)3) 0,1 M.(20,2 gam).
  • Khi pha loãng hay cô cạn dung dịch, khối lượng chất tan hay số mol chất tan không thay đổ (nếu chất không bị phân huỷ ở nhiệt độ cô cạn):
  • Nếu tính theo khối lượng dung dịch: sau khi pha loãng khối lượng dung dịch m2 (nồng độ c2) bằng khối lượng dung dịch trước pha loãng m1 (nồng độ là c1) cộng với hay khi cô cạn mất khối lượng nước m gam. Ta có m1.c1] = m2.c2.
  • Nếu tính theo số mol, từ dung dịch đầu V1 lít, nồng độ C1 được pha loãng hoặc cô cạn mất V lit nước thành V2 lít dung dịch có nồng độ C2. Do số mol không đổi nên ta có hệ thức V1.n1 = V2.n2.
  • Nếu trộn hai dung dịch chứa cùng chất có nồng độ khác nhau thì cách tính hoàn toàn tương tự như trên chỉ khác là khi đó cần quan niệm rằng nước là dung dịch có nồng độ bằng 0 nên người ta thường sử dụng sơ đồ đường chéo để có được hệ thức:

m1/m2 = DeltaC2 / DeltaC1 hay V1 / V2 DeltaC2 / DeltaC1

  • Thí dụ 1: Cần thêm bao nhiêu gam nước vào 200 gam dung dịch KOH 20 để được dung dịch KOH 16. (50 gam).
  • Thí dụ 2 Cần thêm bao nhiêu lít nước vào hai lít dung dịch NaOH nồng độ 1 M để có được dung dịch NaOH có nồng độ 0,1M. (18 lít).
  • Thí dụ 3: Khi bay hơi nước (cô cạn) 500 ml dung dịch HNO3 20% (khối lượng riêng = 1,2 g/ml) cho đến khi còn 200 gam dung dịch. Tính nồng độ phần trăm của dung dịch HNO3 thu được. (40%).
  • Thí dụ 4: Tính tủi lệ khối lượng dung dịch H2SO4 20% và khối lượng dung dịch H2SO4 10% để thu được dung dịch H2SO4 có nồng độ 16%. (3/2).
  • Thí dụ 5: Trộn 100 ml dung dịch HNO[sub]3[/sub]) 0,5 M với 200 ml dung dịch HNO3 0,1 M. Tính nồng độ mol của dung dịch thu được. (0.233 M).
  • Khi hoà tan chất khí, chất rắn vào nước, thường không phải tính đến sự thay đổi thể tích của dung dịch thu được so với thể tích của dung dịch hay thể tích nước ban đầu. Ngược lại khi trộng hai chất hay cho chất tác dụng với nước hay dung dịch cần phải tính đến sự thay đổi trạng thái của chất nên cần áp dụng định luật bảo toàn nguyên tố và bảo toàn khối lượng các chất.

d) Sự hoà tan của các chất khí:

  • Khi hoà tan các chất khí, động năng của các chất khí giảm. Năng lượng dư sẽ biến thành nhiệt nên hầu hết các quá trình hoà tan khí đều toả nhiệt. Tuy nhiên không phảI khí nào cũng có thể tan trong nước. Các phân tử khí không phân cực ít tan trong nước như ôxi chỉ tan được 31 ml O2 trong 1 lít nước. Các phân tử nước là các phân tử phân cực vì thế chỉ có các phân tử phân cực mới tan tốt trong nước. Có thể lấy thí dụ là các quá trình hoà tan NH3, SO3. ở 20oC, 800 lít NH3 có thể tan trong một lít nước. SO3 tan vô hạn trong nước và tạo ra H2SO4. Nhiệt hoà tan SO3 rất lớn và gây ra hiện tượng xèo xèo như nhúng một thanh sắt nóng đỏ vào nước.

  • Khi hoà tan HCl vào nước, do phân tử HCl phân cực nên sẽ bị các phân tử nước làm cho phân cực hơn nữa. Sự phân cực tiếp tục làm cho HCl bị phân li thành ion khoảng 20% trong dung dịch nước. Các ion H+ và Cl- tồn tại trong dung dịch ở dạng các ion hiđrat hoá (một ion bị bao vây bởi một số phân tử nước).

e) Sự hoà tan của chất lỏng:

  • Khi hoà tan các chất lỏng trong nước, công tách các phân tử chất tan ra khỏi nhau không lớn. Nhiệt hoà tan và khả năng tan của chất phụ thuộc độ phân cực của các phân tử chất tan.
  • Các chất không phân cực tan ít hoặc không tan trong nước. Có thể lấy thí dụ các chất không phân cực gần như không tan trong nước là dầu hoả hay các hiđrocacbon nói chung. Các chất như anđehit, phênol, anilin … ít tan trong nước. Các chất lỏng phân cực mạnh, có thể tạo liên kết H dễ tan và tan hoàn toàn trong nước: C2H5OH, CH3COOH, C3H5(OH)3….
  • Các chất lỏng tan và phân li được thành ion sẽ tan rất tốt trong nước: H2SO4, HNO3,….

f) Sự hoà tan của chất rắn tinh thể:

  • Khi hoà tan chất rắn trong nước, có hai quá trình xảy ra đồng thời. Quá trình phá vỡ liên kết của các phân tử, nguyên tử hay ion trong trạng tháI rắn (cần cung cấp năng lượng). Quá trình hiđrat hoá các phân tử, nguyên tử hay ion (toả nhiệt). Các phân tử, nguyên tử trung hoà có tương tác yếu với nước sẽ ít tan trong nước: S nguyên tử (hay tập hợp S8), P nguyên tử (hay tập hợp P4)…
  • Chúng ta thường chú ý các quá trình hoà tan các chất rắn tinh thể dạng ion. Các tinh thể dạng ion như NaCl, NaOH … có thể tan trong nước dễ dàng vì tạo thành các ion hiđrat hoámạnh.
  • Liên kết trong tinh thể NaCl là liên kết ion (với lực hút tĩnh đIện). Các ion không di chuyển được nên các tinh thể muối ăn không dẫn điện. Khi cho tinh thể muối ăn vào nước, các ion trên bề mặt tinh thể bị các phân tử nước vừa hút vừa chuyển động nhiệt làm liên kết với khối tinh thể yếu dần rồi đứt ra. Các ion chuyển vào dung dịch ở dạng hiđrat hoá bền vững. Chính các ion hiđrat hoá đóng vai trò dẫn đIện trong dung dịch.
  • Tương tự như vậy liên kết giữa ion Na+ và OH- trong tinh thể NaOH cũng sẽ bị đứt ra tạo thành ion khi hoà tan NaOH vào nước. Các ion này cũg bị hiđrat hoá và dẫn điện trong dung dịch.
2197

2. Cơ chế của sự điện ly: a) Thí nghiệm về sự dẫn điện của dung dịch các chất:

  • Thí nghiệm:
  • Thiết kế một hệ điện phân gồm có hai điện cực than chì nhúng trong một bình thuỷ tinh. Mạch ngoài còn được nối với một bóng đèn.
  • Nếu cho vào bình các chất không tan trong nước thì khi đóng mạch điện bóng đèn không sáng. Trong bình không có vật dẫn điện.
  • Nếu cho vào bình các chất phân cực ít như C2H5OH, đóng mạch điện bóng dèn cũng không sáng chứng tỏ trong bình cũng không có vật dẫn điện.
  • Nếu cho vào bình các dung dịch muối, axit, kiềm thì khi đóng mạch điện, bóng dèn sáng. Trong bình đã có vật dẫn điện. Trước đây người ta đặt câu hỏi rằng ion đã tồn tại trước khi tác dụng dòng điện vào hệ hay là chỉ khi có dòng điện tác dụng mới làm xuất hiện các ion. Như nói trên trong các dung dịch có sẵn các ion hiđrát hoá và là vật dẫn dòng điện.
  • Chất điện ly và không điện ly: Tuỳ theo khả năng tan và phân li thành ion người ta chia các chất thành các chất điện ly (không dẫn điện khi ở trạng tháI dung dịch trong nước) và chất không điện ly.
  • Chất điện ly là những chất tan trong nước tạo thành dung dịch dẫn được điện. Các muối, bazơ và axit thuộc loại chất điện ly.
  • Sự điện ly là quá trình phân ly thành ion dương và ion âm của phân tử chất điện ly khi tan trong nước.

b) Chất điện li mạnh và chất điện ly yếu:

  • Do liên kết giữa các nguyên tử có độ phân cực khác nhau nên có những liên kết sẽ bị đứt ra dưới tác dụng của các phân tử nước. Có những liên kết chỉ bị phân cực thêm và trong số tất cả các liên kết có trong dung dịch có một số liên kết bị đứt ra.
  • Những chất khi hoà tan có liên kết phân cực hay ion đứt hoàn toàn (> 20%) được gọi là các chất điện li mạnh. Đó là các muối, axit mạnh và bazơ kiềm.
  • Những chất khi hoà tan có phần liên kết bị ion hoá < 5% được gọi là các chất điện ly yếu. Đó là các axit yếu, bazơ yếu như CH3COOH, NH4OH…
  • Còn lại các chất điện ly khác là chất điện ly trung bình.
  • Cần chú ý rằng độ điện li của các chất phụ thuộc nồng độ. Khi nồng độ giảm thì độ điện li tăng. Khi nồng độ tiến dần tới 0 thì độ điện ly tiến tới 1.
2198

3. Phương trình điện ly: a) Cách viết phương trình điện ly cho các chất điện ly mạnh - yếu:

  • Để thể hiện sự điện ly người ta sử dụng phương trình điện ly giống như phương trình hoá học.

  • Đối với chất điện ly mạnh ta sử dụng dấu = để chỉ quá trình diễn ra hoàn toàn: NaOH = Na+ + OH- NaCl = Na+ + Cl- Al(NO3)3 = Al3+ + 3NO3

  • Đối với các chất điện ly yếu người ta sử dụng mũi tên 2 chiều để chỉ quá trình sẽ đạt đến một trạng thái cân bằng. ứng dụng phương trình điện ly trong việc tính nồng độ và số mol các ion:

  • Phương trình điện ly được sử dụng để tính lượng chất tan và phân ly trong dung dịch.

  • Đối với chất điện li mạnh, người ta sử dụng phương trình điện ly có dấu bằng và áp dụng quy luật của phản ứng diễn ra hoàn toàn để tính số phân tử, ion; số mol phân tử, ion hay nồng độ phân tử, ion tham gia hay tạo thành do quá trình phân ly.

  • Đối với chất điện ly yếu, người ta sử dụng phương trình phân ly có dấu mũi tên hai chiều. Khi tính lượng chất tham gia phân ly hay ion chất tạo thành do sự phân ly ta áp dụng các quy luật của phản ứng không hoàn toàn.

4. Cân bằng điện ly của các chất điện ly yếu: a) Sự tự phân ly của nước : Nước luôn luôn tự phân ly thành ion khi ở trạng tháI nguyên chất hay trong dung dịch có chất điện ly khác. Sự phân ly của nước có thể biểu diễn bằng phương trình sau:

H2O = H+ + OH-

bằng phân ly có thể được mô tả bằng quy luật của cân bằng hoá học:

K = ([H+][OH-] ) / [H2O] có giá trị không đổi ở một nhiệt độ cho trước. Nồng độ nước rất lớn so với nồng độ H+ và OH-. Có thể coi tích số T = [H+][OH-] H2O có giá trị không đổi. ở 20oC tích số này bằng 10^-14. Như vậy trong nước nguyên chất ở 20oC nồng độ H+ = nồng độ OH- và bằng 10^-7 mol/l.

b) Khái niệm về độ điện ly:

  • Độ điện ly α của một axit hay một bazơ được định nghĩa là tỉ số của số phân tử chất đã phân ly và tổng số phân tử đã tan trong dung dịch: anpha = N /No , trong đó N là số phân tử đã phân ly thành ion và No] là tổng số phân tử chất tan đã tan trong dung dịch (tổng số phân tử chưa phân ly và số phân tử đã phân ly).
  • Số phân tử trong dung dịch rất lớn nên nếu chia cả tử và mẫu số của biểu thức tính độ đIện ly cho NA ta có độ điện ly tính theo số mol. Thể tích dung dịch chung cho cả các chất đã phân ly và số phân tử chưa phân ly nên nếu chia tiếp cả tử và mẫu số cho V dung dịch ta có biểu thức tính độ điện ly theo nồng độ: α = N / NNo = C /CNo Như vậy có thể tính độ điện ly α theo một trong ba đại lượng kể trên.
  • Có thể căn cứ vào độ điện ly để sơ lược phân loại các chất điện ly thành:
  • Chất điện ly mạnh: có 0,2 < α < 1,0
  • Chất điện ly trung bình: có 0,01 < α < 0,2
  • Chất điện ly yếu: có 0,001 < α < 0,01.
  • Chất điện ly rất yếu có α < 0,001.
  • Cần chú ý rằng độ điện ly có giá trị thay đổi theo nồng độ nên ranh giới phân chia như trên chỉ có ý nghĩa tương đối. Chẳng hạn khi pha loãng dung dịch CH3COOH đến khi có nồng độ H+ bằng 10-6,8 thì α = 0,98 trong khi ở nồng độ 10-1 thì α = 0,04.
  • Vấn đề khó nhất trong việc xác định độ điện ly là xác định ion nào là đại diện cho chất điện ly đã phân ly (do chất điện ly phân ly ra) để phân biệt với các ion do nguồn khác phân ly ra lẫn với một trong các ion của chất điện ly). Có thể lấy thí dụ về dung dịch CH3COOH trong nước. Trong dung dịch này có tồn tại đồng thời hai cân bằng

CH3COOH = CH3COO- + H+ H2O = H+ + OH- ion CH3COO- là đại diện cho số phân tử CH3COOH đã phân ly. Trong khi đó ion H+ còn do các phân tử nước phân ly ra. Sự tồn tại cân bằng phân ly của nước sẽ làm ảnh hưởng đến cân bằng phân ly của CH3COOH và ngược lại. Như vậy độ điện ly của CH3COOH trong dung dịch phải tính bằng: α = [ CH3COO-] / Co α =3.

Trong nhiều bài toán tính toán, với nồng độ của axit khá lớn người ta thường bỏ qua lượng ion H+ do nước phân ly ra thì có thể tính theo ion H+ hoặc CH3COO-. Tuy nhiên nếu trong dung dịch đệm axetat (để giữ cho nồng độ H+ thay đổi chậm khi cho axit hay bazơ vào dung dịch) có tồn tại đồng thời CH3COOH và NaCH3COO. Ion CH3COO- sinh ra ở hai quá trình phân ly của axit CH3COOH và muối NaCH3COO. Muối NaCH3COO phân ly hoàn toàn trong dung dịch. Vì lí do đó cân bằng phân ly của CH3COOH bị ảnh hưởng và ion CH3COOkhông còn là ion đại diện cho số phân tử CH3COOH phân ly nữa. Nếu vẫn bỏ qua sự phân ly của nước ta có thể lấy các ion H+ làm đại diện cho các phân tử CH3COOH đã phân ly để tính độ điện ly.

  • Có thể lập luân tương tự đối với trường hợp chất điện ly là bazơ yếu.
2199

5. Phản ứng trong dung dịch: a) Nhận xét về phản ứng trong dung dịch:

Phản ứng giữa các chất điện ly trong dung dịch là phản ứng giữa các ion do chất điện ly sinh ra. Phản ứng đó được gọi là phản ứng ion. Trong quá trình phản ứng, các chất trao đổi thành phần cấu tạo nên chúng. Các chất tham gia phản ứng có thể là các axit, bazơ hoặc các muối. Các phản ứng chỉ có thể xảy ra hoàn toàn khi sản phẩm phản ứng có ít nhất một chất kết tủa, một chất dễ bay hơi hay một chất điện ly yếu.

b) Phản ứng trung hoà: Phản ứng giữa axit và bazơ được gọi là phản ứng trung hoà. Bản chất phản ứng là tác dụng của ion H+ với ion OH- tạo thành H2O là chất điện ly rất yếu và phản ứng phát nhiệt: H+ + OH- = H2O H = - 57,1 kJ. Khi một axit mạnh bất kỳ tác dụng với một bazơ mạnh (kiềm) bất kỳ, lượng nhiệt toả ra như nhau vì chúng có cùng bản chất.

Phản ứng trao đổi:

  • Loại phản ứng thường gặp là phản ứng trao đổi ion giữa hai chất ion hay một chất ion và chất khác. Điều kiện cần và đủ để một phản ứng trao đổi diễn ra hoàn toàn là phản ứng phải tạo ra chất kết tủa, chất bay hơi hay chất ít điện ly.
  • Thí dụ 1: Trộn hai dung dịch Na2SO4 với dung dịch BaCl2 tạo ra muối BaSO4 kết tủa. Phương trình phản ứng dạng phân tử, ion đầy đủ và ion rút gọn như sau: Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2NaCl 2Na+ + SO4 2- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4↓ + 2 Na+ + 2 Cl- SO4 2- + Ba2+= BaSO4↓
  • Nếu không đáp ứng điều kiện trên thì các phản ứng trao đổi sẽ không xảy ra. Chẳng hạn khi trộn hai dung dịch NaCl và dung dịch HNO3, không xảy ra phản ứng do trong dung dịch, các ion tồn tại đồng thời không tạo chất mới.

d) Phản ứng ôxi hóa khử : Phản ứng ôxi hoá khử xảy ra khi một chất ôxi hoá gặp một chất khử để tạo thành chất ôxi hoá mới và chất khử mới yếu hơn chất oxi hoá và chất khử ban đầu.

Một số vấn đề phụ thêm

  1. Tích số tan của chất điện ly ít tan: Trong trường hợp đơn giản và phổ biến khi hòa tan một chất điện ly ít tan trong nước thì do tương tác với các phân tử lưỡng cực của nước mà các ion nằm trên bề mặt của mạng lưới tinh thể của chất điện ly sẽ chuyển vào dung dịch dưới dạng ion hydrat hóa. Đến một lúc nào đó các ion này lại tương tác với nhau cũng như các ion ngược dấu trên bề mặt tinh thể và cuối cùng sẽ xuất hiện cân bằng động giữa pha rắn (tinh thể chất điện ly) và các ion của nó trong dung dịch. Để đơn giản ta viết cân bằng trên dưới dạng MmAn (pha rắn bão hòa) <----> mMn+ + nAm-

Biểu thức cân bằng trong trường hợp này có dạng: (Mn+)^m x (Am-)^n = Ks (hay T).

  1. Dung dịch đệm Hỗn hợp của một đơn axit yếu và bazơ yếu, ví dụ như CH3COOH và CH3COONa… có pH ít thay đổi khi ta thêm vào đó một lượng nhỏ axit mạnh, bazơ mạnh hay khi pha loãng. Dung dịch đệm là dung dịch có thể điều chỉnh pH ở một mức độ nhất định mà không chịu sự thay đổi của môi trường. pH của dung dịch đệm được tính theo phương trình Henderson - Hassenbalch có dạng:

pH = pKa + lg([axit] / [bazơ] = pKa - lg([bazơ] / [axit]

2200

Các bạn có thể xem thêm ở topic gốc: olympiavn.org

2201

  1. Khí nào dễ hóa long nhất trong các khí sau: a. O2 b. CO2 c.SO2 d.CH4

  2. Khí nào sa đâu là khó hóa lỏng nhất trong tất cả các loại khí? a. N2 b.He c.Ar d.O2

  3. Thoiừ điểm nào sau đây là thích hợp nhất để bón phân cho lúa: a. Buổi sang sớm lúc sương con đọng trên lá b. Buổi trưa nắng c. Buổi chiều vẫn còn ánh nắng d. Buổi chiều tối khi mặt trời vừa lặn

  4. Hóa chất nào sau đây để giúp phân biệt được Fe2O3 và Fe3O4: a. Dd HCl b. Dd H2SO4 loãng c. Dd HNO3 d. Dd FeCl3

  5. Tại sao để loại bỏ khí flo ra khỏi khí thải các nhà máy thì ta fải dùg NaOH ở nòng độ xác định là từ 5- 10%