Hóa 12 Ôn thi THPT QG - lớp 12

Thảo luận trong 'Thảo luận chung' bắt đầu bởi HMF Hóa học, 30 Tháng ba 2020.

Lượt xem: 379

  1. HMF Hóa học

    HMF Hóa học BQT môn Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    53
    Điểm thành tích:
    101
    Sở hữu bí kíp ĐỖ ĐẠI HỌC ít nhất 24đ - Đặt chỗ ngay!

    Đọc sách & cùng chia sẻ cảm nhận về sách số 2


    Chào bạn mới. Bạn hãy đăng nhập và hỗ trợ thành viên môn học bạn học tốt. Cộng đồng sẽ hỗ trợ bạn CHÂN THÀNH khi bạn cần trợ giúp. Đừng chỉ nghĩ cho riêng mình. Hãy cho đi để cuộc sống này ý nghĩa hơn bạn nhé. Yêu thương!

    Dựa theo topic ôn thi THPT QG đã đăng lên hôm trước, đây sẽ là nơi để chúng ta tiến hành ôn luyện và chuẩn bị lại những kiến thức của lớp 12
    Lịch ôn tập như sau:
    • 20h hôm nay mình sẽ post chương đầu tiên.
    • Từ những buổi ôn tập tiếp theo lần lượt sẽ vào thứ 2 và thứ 5 mỗi tuần đối với lý thuyết.
    • Còn phần luyện đề sẽ được thông báo sau.
    Các bạn chú ý và nắm rõ ạ!
     
  2. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    CHƯƠNG 1 : ESTE-LIPIT
    A. Lý thuyết Este
    I. Khái niệm – Phân loại
    1.Khái niệm

    - Este là sản phẩm được tạo thành khi thay nhóm –OH ở nhóm cacboxyl của axit cacboxylic bằng nhóm –OR’ của ancol.
    - Công thức chung của 1 số este:
    + Este tạo bởi axit đơn chức và rượu đơn chức RCOOH và R’OH: RCOOR’
    Nếu R và R’ là gốc no thì este là CnH2nO2 (n ≥ 2)
    + Este tạo bởi axit đơn chức RCOOH và rượu đa chức R’(OH)n : (RCOO)nR’
    + Este tạo bởi axit đa chức R(COOH)m và rượu đơn chức: R(COOR’)m
    + Este tạo bởi axit đa chức R(COOH)m và rượu đa chức R’(OH)n: ( ít gặp) Rn(COOR’)n.mR’m
    2.Phân loại
    - Tùy theo đặc điểm của gốc hidrocacbon và số nhóm cacboxyl, este được chia thành nhiều loại khác nhau như: este no, este không no, este đơn chức, đa chức…
    3. Đồng phân
    - Ứng với công thức CnH2nO2 có thể có các loại đồng phân mạch hở sau:
    + Axit no, đơn chức
    + Este no, đơn chức
    + Andehit – rượu
    + Xeton – rượu
    + Andehit – ete
    + Xeton – ete
    - Các đồng phân este đơn chức gồm có đồng phân mạch cacbon của gốc ancol và đồng phân mạch cacbon của gốc axit tạo thành este.
    Ví dụ: ứng với CTPT C4H8O2 có các đồng phân este sau:
    HCOOCH2-CH2-CH3: n-propyl fomat
    HCOOCH-(CH3)2: isopropyl fomat
    CH3COOC2H5: etyl axetat
    C2H5COOCH3: metyl propionat
    II. Danh pháp
    1. Với ancol đơn chức R’OH
    Tên este = tên gốc hidrocacbon R’+ tên gốc axit (đổi đuôi ic = at )
    Ví dụ:
    CH3COOC2H5: etyl axetat
    CH2=CH-COO-CH3: metyl acrylat
    2.Với ancol đa chức
    Tên este = tên ancol + tên gốc axit
    Ví dụ:
    CH2OOC-CH3: etylenglycol điaxetat
    CH2OOC-CH3
    III.Tính chất vật lí
    1. Trạng thái
    - Đa số ở trạng thái lỏng. Những este có KLPT rất lớn có thể ở trạng thái rắn ( như mỡ động vật, sáp ong …)
    2. Nhiệt độ sôi
    - Thấp, dễ bay hơi do không tạo liên kết hidro giữa các phân tử.
    3.Tính tan
    - Ít tan hoặc không tan trong nước do không tạo liên kết hidro giữa các phân tử với nước.
    4. Đa số các este có mùi thơm đặc trưng
    - Isoamyl axetat: CH3COOCH2CH2(CH3)2: mùi chuối
    - Etyl butirat: CH3CH2CH2COOC4H9: mùi dứa
    - Geranyl axetat: CH3COOC10H17: mùi hoa hồng…
    IV. Tính chất hóa học
    1. Phản ứng thủy phân
    RCOOR’¬ + H2O ↔ RCOOH + R’OH
    - Phản ứng thực hiện trong môi trường axit loãng và được đun nóng.
    - Muốn tăng hiệu suất của phản ứng thủy phân este phải dùng dư nước và sử dụng chất xúc tác axit, đun nóng hỗn hợp phản ứng.
    - Nếu ancol sinh ra không bền thì phản ứng xảy ra theo một chiều.
    2. Phản ứng thủy phân trong môi trường kiềm (phản ứng xà phòng hóa)
    RCOOR’¬ + NaOH → RCOONa + R’OH
    - mchất rắn sau phản ứng = mmuối + mkiềm dư.
    - Với este đơn chức: neste phản ứng = nNaOHphản ứng = nmuối = nancol.
    4. Một số phản ứng riêng
    - Este của ancol không bền khi thủy phân hoặc xà phòng hóa không thu được ancol:
    RCOOCH=CH2 + H2O → RCOOH + CH3CHO
    - Este của phenol phản ứng tạo ra hai muối và nước:
    RCOOC6H5 + 2NaOH → RCOONa + C6H5ONa + H2O
    - Este của axit fomic (HCOO)xR có khả năng tham gia phản ứng tráng gương.
    (HCOO)xR + 2xAgNO3 + 3xNH3 + xH2O → (NH4CO3)xR + 2xAg + 2xNH4NO3
    - Nếu este có gốc axit hoặc gốc Ancol không no thì este đó còn tham gia được phản ứng cộng, phản ứng trùng hợp và phản ứng oxi hóa không hoàn toàn.
    CH2=CH-COOCH3 + Br2 → CH2Br-CHBr-COOCH3
    nCH2=C(CH3)COOCH3 → (-CH2-C(CH3)(COOCH3)-)n
    (Poli(MetylMetacrylat) - Plexiglass - thủy tinh hữu cơ)
    nCH3COOCH=CH2 → (-CH2-CH(OOCCH3)-)n
    (poli(vinyl axetat) - PVA)
    V. Điều chế
    1. Thực hiện phản ứng este hóa giữa ancol và axit
    yR(COOH)x + xR’(OH)y ↔ Ry(COO)xyR’x + xyH2O (H+, t0)
    2. Thực hiện phản ứng cộng giữa axit và hiđrocacbon không no
    RCOOH + C2H2 → RCOOCH = CH2
    3. Thực hiện phản ứng giữa muối Na của axit và dẫn xuất halogen
    RCOONa + R’X → RCOOR’ + NaX (xt, t0)
    4. Thực hiện phản ứng giữa phenol và anhidrit axit
    (RCO)2O + C6H5OH → RCOOC6H5 + RCOOH
    VI. Ứng dụng
    * Các este có ứng dụng rộng rãi trong đời sống.
    - Làm dung môi. VD: butyl và amyl axetat được dùng để pha sơn tổng hợp.
    - Sản xuất nhiều chất quan trọng như: poli(metyl acrylat) và poli(metyl metacrylat) dùng làm thủy tinh hữu cơ; poli(vinyl axetat) dùng làm chất dẻo hoặc thủy phân thành poli(vinyl ancol) dùng làm keo dán.
    - Một số este của axit phtalic được dùng là chất hóa dẻo, dược phẩm…
    - Một số este có mùi thơm hoa quả được dùng trong công nghiệp thực phẩm và mĩ phẩm…
    Ví dụ: Isoamyl axetat: CH3COOCH2CH2(CH3)2: mùi chuối, dùng trong thực phẩm
    Geranyl axetat: CH3COOC10H17: mùi hoa hồng, dùng trong mĩ phẩm…
    VII. Nhận biết este
    - Este của axit fomic có khả năng tráng gương.
    - Các este của ancol không bền bị thủy phân tạo anđehit có khả năng tráng gương.
    - Este không no có phản ứng làm mất màu dung dịch Brom
    - Este của glixerol hoặc chất béo khi thủy phân cho sản phẩm hòa tan Cu(OH)2.
    B. Lý thuyết LIPIP
    1. Khái niệm
    - Lipit là những hợp chất hữu cơ có trong tế bào sống, không hòa tan trong nước nhưng tan trong các dung môi hữu cơ không phân cực như: ete, cloroform, xăng dầu.
    2. Phân loại
    - Lipit bao gồm chất béo, sáp, steroit, photpholipit… hầu hết chúng đều là các este phức tạp.
    + Chất béo: là trieste của glixerol với các axit béo, là các axit monocacboxylic có số chẵn nguyên tử C ( thường từ 12C đến 24C) không phân nhánh, được gọi chung là triglixerit.
    + Sáp: là este của monoancol cao ( C16) với axit béo ( C16).
    + Steroit là este của monoancol mà gốc hidrocacbon gồm 4 vòng có chung cạnh với axit béo.
    + Photpholipit là este của glixerol chứa 2 gốc axit béo và 1 gốc photphat hữu cơ.
    - Công thức tổng quát của chất béo:

    R1, R2, R3 có thể giống nhau hoặc khác nhau
    - Một số axit béo thường gặp:
    Axit panmitic: C15H31COOH
    Axit stearic: C17H35COOH
    Axit oleic: C17H33COOH
    Axit linoleic: C17H31COOH
    3. Trạng thái tự nhiên
    - Chất béo là thành phần chính của mỡ động vật và dầu thực vật.
    - Sáp điển hình là sáp ong.
    - Steroit và photpholipt có trong cơ thể sinh vật.
    4. Tính chất vật lí của chất béo
    - Các triglixerit chứa chủ yếu các gốc axit béo no thường là chất rắn ở nhiệt độ phòng, như mỡ động vật.
    - các triglixerit chứa chủ yếu các gốc axit béo không no thường là chất lỏng ở nhiệt độ phòng và được gọi là dầu, thường có nguồn gốc thực vật hoặc từ động vật máu lạnh như dầu cá…
    - Chất béo nhẹ hơn nước và không tan trong nước, tan trong các dung môi hữu cơ không phân cực như benzen, xăng, ete…
    5. Tính chất hóa học của chất béo
    - Chất béo mang đầy đủ tính chất của este.
    a. Phản ứng thủy phân chất béo trong môi trường axit
    - Khi đun nóng với nước có xúc tác axit, chất béo bị thủy phân tạo ra glixerol và các axit béo:
    triglixerit grixerol các axit béo
    b. Phản ứng xà phòng hóa
    - Khi đun nóng chất béo với dung dịch kiềm NaOH hoặc KOH thì tạo ra grixerol và hỗn hợp muối của các axit béo. Muối natri hoặc kali của các axit béo chính là xà phòng.
    triglixerit grixerol xà phòng
    - Phản ứng của chất béo với dung dịch kiềm được gọi là phản ứng xà phòng hóa, xảy ra nhanh hơn phản ứng thủy phân trong môi trường axit và là phản ứng không thuận nghịch.
    c. Phản ứng hidro hóa
    - Chất béo có chứa các gốc axit béo không no có phản ứng cộng H2 vào nối đôi:
    Chất béo không no + H2 chất béo no
    Lỏng rắn
    d. Phản ứng oxi hóa
    - Chất béo tác dụng với oxi của không khí tạo thành andehit có mùi khó chịu. Đó là nguyên nhân của hiện tượng dầu mỡ để lâu bị ôi.
    6. Ứng dụng của chất béo
    a. Vai trò của chất béo trong cơ thể
    - Chất béo là thức ăn quan trọng của con người.
    - Trong cơ thể người, chất béo là nguồn cung cấp và dự trữ năng lượng.
    - Chất bé còn là nguyên liệu tổng hợp một số chất cần thiết cho cơ thể.
    - Đảm bảo sự vận chuyển và hấp thụ các chất hòa tan được trong chất béo.
    b. Ứng dụng của chất béo
    - Trong công nghiệp, một lượng lớn chất béo dùng để điều chế xà phòng và glixerol. Một số loại dầu thực vật được sử dụng làm nhiên liệu cho động cơ diesel.
    - Chất béo còn được dùng trong sản xuất một số thực phẩm khác như mì sợi, đồ hộp…
    - Grixerol được dùng trong sản xuất chất dẻo, mĩ phẩm, thuốc nổ…
     
    Lucasta, Bella DodoBong Bóng Xà Phòng thích bài này.
  3. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    Chương 2 :CACBONHIDRAT
    I. ĐỊNH NGHĨA

    - Cacbohiđrat (còn gọi là gluxit hoặc saccarit) là những HCHC tạp chức thường có công thức chung là Cn(H2O)m, có chứa nhiều nhóm OH và nhóm cacbonyl (anđehit hoặc xeton) trong phân tử.
    - Gluxit được chia thành 3 loại thường gặp là:
    + Monosaccarit: glucozơ, fructozơ có CTPT là C6H12O6.
    + Đisaccarit: saccarozơ và mantozơ có CTPT là C12H22O11.
    + Polisaccarit: xenlulozơ và tinh bột có CTPT là (C6H10O5)n.
    Khi đốt cháy gluxit chú ý:
    + nO2 = nCO2
    + Dựa vào tỷ lệ số mol CO2/số mol H2O để tìm loại saccarit.
    II. GLUCOZƠ
    - Công thức phân tử C6H12O6.
    - Công thức cấu tạo CH2OH - (CHOH)4 - CHO.
    - Glucozơ tồn tại ở cả hai dạng mạch hở và mạch vòng (dạng α là 36% dạng β là 64%):
    1. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên
    - Là chất rắn, không màu, tan tốt trong nước, độ tan trong nước tăng khi nhiệt độ tăng.
    - Có vị ngọt kém đường mía.
    - Có nhiều trong các loại hoa quả: quả nho, mật ong (30%), máu người (0,1%):
    Hoa quả chín chứa nhiều glucozơ
    2. Tính chất hóa học
    Trong phân tử glucozơ có 5 nhóm OH nằm liền kề và 1 nhóm CHO nên glucozơ có các phản ứng của ancol đa chức và của anđehit.
    a. Các phản ứng của ancol đa chức
    - Hòa tan Cu(OH)2 ở ngay nhiệt độ thường tạo thành dung dịch màu xanh lam.
    2C6H12O6 + Cu(OH)2 → (C6H11O6)2Cu + 2H2O
    → Phản ứng này chứng minh glucozo có nhiều nhóm OH
    - Tác dụng với anhiđrit axit tạo thành este 5 chức:
    CH2OH(CHOH)4CHO + 5(CH3CO)2O → CH3COOCH2(CHOOCCH3)4CHO + 5CH3COOH
    → Phản ứng này dùng để chứng minh trong phân tử glucozơ có 5 nhóm OH.
    b. Các phản ứng của anđehit
    - Tác dụng với H2 tạo thành ancol sobitol (sobit):
    CH2OH(CHOH)4CHO + H2 → CH2OH(CHOH)4CH2OH (Ni, t0)
    - Tác dụng với AgNO3/NH3 tạo thành Ag (phản ứng tráng gương)
    CH2OH(CHOH)4CHO + 2AgNO3 + 3NH3 + H2O → CH2OH(CHOH)4COONH4 + 2Ag + 2NH4NO3
    - Phản ứng với Cu(OH)2 ở nhiệt độ cao:
    CH2OH(CHOH)4CHO + 2Cu(OH)2 + NaOH → CH2OH(CHOH)4COONa + Cu2O + 3H2O
    - Phản ứng làm mất màu dung dịch Brom:
    CH2OH(CHOH)4CHO + Br2 + H2O → CH2OH(CHOH)4COOH + 2HBr
    → Các phản ứng này chứng tỏ glucozơ có nhóm CHO.
    c. Phản ứng lên men
    C6H12O6 → 2CO2 + 2C2H5OH
    d. Phản ứng với CH3OH/HCl tạo metylglicozit
    - Chỉ có nhóm OH hemiaxetal tham gia phản ứng.
    → Phản ứng này chứng tỏ glucozo có dạng mạch vòng.
    - Sau phản ứng nhóm metylglicozit không chuyển trở lại nhóm CHO nên không tráng gương được.
    Ngoài ra khi khử hoàn toàn glucozơ thu được n-hexan chứng tỏ glucozơ có mạch 6C thẳng.
    3. Điều chế
    - Thủy phân saccarozơ, tinh bột, mantozơ, xenlulozơ:
    + Mantozơ:
    C12H22O11 + H2O → 2C6H12O6 (glucozơ)
    + Tinh bột và xenlulozơ:
    (C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6
    + Saccarozơ:
    C12H22O11 + H2O → C6H12O6 (glucozơ) + C6H12O6 (fructozơ)
    - Trùng hợp HCHO:
    6HCHO → C6H12O6 (Ca(OH)2, t0)
    III. FRUCTOZƠ
    - Công thức phân tử C6H12O6.
    - Công thức cấu tạo CH2OH - CHOH - CHOH - CHOH - CO - CH2OH.
    - Trong dung dịch, frutozơ tồn tại chủ yếu ở dạng β, vòng 5 hoặc 6 cạnh:
    1. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên
    - Là chất rắn kết tính, dễ tan trong nước.
    - Vị ngọt hơn đường mía.
    - Có nhiều trong hoa quả và đặc biệt trong mật ong (40%):
    2. Tính chất hóa học
    Vì phân tử fructozơ chứa 5 nhóm OH trong đó có 4 nhóm liền kề và 1 nhóm chức C = O nên có các tính chất hóa học của ancol đa chức và xeton.
    - Hòa tan Cu(OH)2 ở ngay nhiệt độ thường.
    - Tác dụng với anhiđrit axit tạo este 5 chức.
    - Tác dụng với H2 tạo sobitol.
    - Trong môi trường kiềm fructozơ chuyển hóa thành glucozơ nên fructozơ có phản ứng tráng gương, phản ứng với Cu(OH)2 trong môi trường kiềm. Nhưng fructozơ không có phản ứng làm mất màu dung dịch Brom.
    IV. SACCAROZƠ
    - Công thức phân tử C12H22O11.
    - Công thức cấu tạo: hình thành nhờ 1 gốc α - glucozơ và 1 gốc β - fructozơ bằng liên kết 1,2-glicozit:
    1. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên
    - Là chất kết tinh, không màu, vị ngọt, dễ tan trong nước.
    - Có nhiều trong tự nhiên trong mía, củ cải đường, hoa thốt nốt. Có nhiều dạng: đường phèn, đường phên, đường cát, đường tinh luyện…
    2. Tính chất hóa học
    Do gốc glucozơ đã liên kết với gốc fructozơ thì nhóm chức anđehit không còn nên saccarozơ chỉ có tính chất của ancol đa chức.
    - Hòa tan Cu(OH)2 ở nhiệt độ thường tạo thành dung dịch màu xanh lam.
    - Phản ứng thủy phân:
    C12H22O11 + H2O → C6H12O6 (glucozơ) + C6H12O6 (fructozơ)
    3. Điều chế
    Trong công nghiệp người ta thường sản xuất saccarozơ từ mía.
    V. MANTOZƠ
    - Công thức phân tử C12H22O11.
    - Công thức cấu tạo: được tạo thành từ sự kết hợp của 2 gốc α-glucozơ bằng liên kết α-1,4-glicozit:
    1. Tính chất hóa học
    Do khi kết hợp 2 gốc glucozơ, phân tử mantozơ vẫn còn 1 nhóm CHO và các nhóm OH liền kề nên mantozơ có tính chất hóa học của cả Ancol đa chức và anđehit.
    a. Tính chất của ancol đa chức
    Hòa tan Cu(OH)2 ở nhiệt độ thường tạo thành dung dịch màu xanh lam.
    b. Tính chất của anđehit
    - Mantozơ tham gia phản ứng tráng gương:
    C12H22O11 → 2Ag
    - Phản ứng với Cu(OH)2 ở nhiệt độ cao tạo kết tủa đỏ gạch Cu2O, với dung dịch Brom.
    c. Phản ứng thủy phân
    C12H22O11 + H2O → 2C6H12O6 (glucozơ)
    2. Điều chế
    Thủy phân tinh bột nhờ men amylaza có trong mầm lúa.
    VI. XENLULOZƠ (thường gọi là mùn cưa, vỏ bào)
    - Công thức phân tử (C6H10O5)n.
    - Công thức cấu tạo: do các gốc β-glucozơ liên kết với nhau bằng liên kết β-1,4-glicozit tạo thành mạch thẳng, mỗi gốc chỉ còn lại 3 nhóm OH tự do nên có thể viết công thức cấu tạo ở dạng [C6H7O2(OH)3]n.
    1. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên
    - Là chất rắn, hình sợi, màu trắng, không mùi, không vị.
    - Không tan trong nước ngay cả khi đun nóng, không tan trong các dung môi hữu cơ thông thường như ete, benzen...
    2. Tính chất hóa học
    - Phản ứng thủy phân:
    (C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6 (glucozơ)
    - Phản ứng este hóa với axit axetic và axit nitric:
    [C6H7O2(OH)3] + 3nCH3COOH → [C6H7O2(OOCCH3)3]n + 3nH2O
    [C6H7O2(OH)3] + 3nHNO3 → [C6H7O2(ONO2)3]n + 3nH2O
    Từ xenlulozơ cho phản ứng với CS2 trong NaOH rồi phun qua dung dịch axit để sản xuất tơ visco.
    VII. TINH BỘT
    - Công thức phân tử (C6H10O5)n.
    - Công thức cấu tạo: tinh bột do các gốc α-glucozơ liên kết với nhau bằng liên kết α-1,4-glicozit tạo mạch thẳng (amilozơ) hoặc bằng liên kết α-1,4-glicozit và α-1,6-glicozit tạo thành mạch nhánh (amilopectin).

    1. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên
    - Chất rắn vô định hình, không tan trong nước lạnh, phồng lên và vỡ ra trong nước nóng thành dung dịch keo gọi là hồ tinh bột.
    - Màu trắng.
    - Có nhiều trong các loại hạt (gạo, mì, ngô...), củ (khoai, sắn...) và quả (táo, chuối...).
    2. Tính chất hóa học
    - Phản ứng của hồ tinh bột với dung dịch I2 tạo thành dung dịch xanh tím. (nếu đun nóng dung dịch bị mất màu, để nguội màu xuất hiện trở lại).
    → Phản ứng này thường được dùng để nhận biết hồ tinh bột.
    - Phản ứng thủy phân:
    (C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6 (glucozơ)
    Khi có men thì thủy phân:
    Tinh bột → đextrin → mantozơ → glucozơ
    3. Điều chế
    Trong tự nhiên, tinh bột được tổng hợp chủ yếu nhờ quá trình quang hợp của cây xanh.
    6nCO2 + 5nH2O → (C6H10O5)n + 6nO2 (clorofin, ánh sáng)
     
    Bella DodoBong Bóng Xà Phòng thích bài này.
  4. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    .
    CHƯƠNG 3: AMIN AMINOAXT
    ĐỊNH NGHĨA
    - Các định nghĩa về amin:
    + Amin là sản phẩm thu được khi thay thế nguyên tử H trong phân tử NH3 bằng các gốc hiđrocacbon. (chỉ đúng với amin đơn chức):
    Amoniac
    + Amin là sản phẩm thu được khi thay thế nguyên tử H trong hidrocacbon bằng nhóm -NH2 (chỉ đúng với amin bậc 1).
    + Amin là hợp chất hữu cơ trong phân tử chỉ chứa 3 nguyên tố: C, H và N.
    - Bậc của amin là số gốc hiđrocacbon liên kết với nguyên tử N.

    Amin bậc 1 Amin bậc 2 Amin bậc 3
    - Công thức tổng quát của amin:
    CxHyNz (x, y, z thuộc N*; y ≤ 2x + 2 + z; y chẵn nếu z chẵn; y lẻ nếu z lẻ).
    hoặc
    CnH2n+2-2k+tNt (n thuộc N*; k thuộc N; t thuộc N*).
    Số liên kết pi + số vòng trong phân tử amin = (2x + 2 + t - y)/2.
    Nếu là amin bậc I thì công thức tổng quát có thể đặt là: CnH2n+2-¬2k-t(NH2)t..
    II. DANH PHÁP
    1. Tên thay thế
    Tên amin = Tên của hiđrocacbon tương ứng + Số thứ tự của C chứa nhóm NH2 + amin
    2. Tên gốc chức
    Tên amin = Gốc hiđrocacbon + amin
    3. Tên thường
    Anilin…
    III. TÍNH CHẤT VẬT LÍ
    - Các amin có khả năng tan tốt trong nước. Độ tan trong nước giảm khi số nguyên tử C tăng.
    - Giữa amin và nước có liên kết Hiđro liên phân tử
    - Metylamin, đimetylamin, trimetylamin và etylamin là chất khí, có mùi khai; các amin còn lại đều tồn tại ở trạng thái lỏng, rắn. Anilin: lỏng, không màu, độc ít tan trong nước dễ bị oxi hóa chuyển thành màu nâu đen.
    IV. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
    1. Tính bazơ
    a. Giải thích tính bazơ của các amin
    Do nguyên tử N trong phân tử amin còn cặp e chưa sử dụng có khả năng nhận proton.
    b. So sánh tính bazơ của các amin
    - Nếu nguyên tử N trong phân tử amin được gắn với gốc đẩy e (gốc no: ankyl) thì tính bazơ của amin mạnh hơn so với tính bazơ của NH3. Những amin này làm cho quỳ tím chuyển thành màu xanh.
    - Nếu nguyên tử N trong phân tử amin gắn với các gốc hút e (gốc không no, gốc thơm) thì tính bazơ của amin yếu hơn so với tính bazơ của NH3. Những amin này không làm xanh quỳ tím.
    - Amin có càng nhiều gốc đẩy e thì tính bazơ càng mạnh, amin có càng nhiều gốc hút e thì tính bazơ càng yếu.
    2. Các phản ứng thể hiện tính bazơ
    a. Phản ứng với dung dịch axit
    CH3NH2 + H2SO4 → CH3NH3HSO4
    2CH3NH2 + H2SO4 → (CH3NH3)2SO4
    CH3NH2 + CH3COOH → CH3NH3OOCCH3
    b. Phản ứng với dung dịch muối tạo bazơ không tan
    2CH3NH2 + MgCl2 + 2H2O → Mg(OH)2 + 2CH3NH3Cl
    3. Phản ứng nhận biết bậc của amin
    - Nếu là amin bậc I khi phản ứng với HNO2 tạo khí thoát ra:
    RNH2 + HNO2 → ROH + N2 + H2O
    Anilin phản ứng tạo muối điazoni ở 0 → 50C:
    C6H5NH2 + HNO2 → C6H5N2+Cl- + 2H2O
    - Nếu là amin bậc II thì tạo hợp chất nitrozo màu vàng nổi trên mặt nước:
    RNHR’ + HNO2 → RN(NO)R’ + H2O
    - Amin bậc III không có phản ứng này.
    4. Phản ứng nâng bậc amin
    RNH2 + R’I → RNHR’ + HI
    RNHR’ + R’’I → RNR’R’’ + HI
    5. Phản ứng riêng của anilin
    - Anilin là amin thơm nên không làm đổi màu quỳ tím thành xanh.
    - Anilin tạo kết tủa trắng với dung dịch nước Brom:
    → Phản ứng này được dùng để nhận biết anilin.
    V. ĐIỀU CHẾ
    1. Hiđro hóa hợp chất nitro
    C6H5NO2 + 6H → C6H5NH2 + 2H2O (Fe/HCl)
    2. Dùng kiềm mạnh đẩy amin ra khỏi muối amoni
    C6H5NH3Cl + NaOH → C6H5NH2 + NaCl + H2O
    → Phản ứng này dùng để tách anilin ra khỏi hỗn hợp.
    3. Thay thế nguyên tử H của NH3 (phản ứng nâng bậc)
    NH3 + RI → R - NH2 + HI
    AMINOAXIT
    I. ĐỊNH NGHĨA
    - Aminoaxit là những hợp chất hữu cơ tạp chức trong phân tử có chứa đồng thời 2 nhóm chức: nhóm amino (NH2) và nhóm cacboxyl (COOH).
    - Công thức tổng quát của aminoaxit: R(NH2)x(COOH)y hoặc CnH2n+2-2k-x-y(NH2)x(COOH)y.
    Quan trọng nhất là các α - aminoaxit (các aminoaxit có các nhóm COOH và NH2 cùng gắn vào 1 nguyên tử C - C số 2). Hầu hết các aminoaxit thiên nhiên đều là các α - aminoaxit.
    NH2-CH2-COOH Axit aminoaxetic (glixin hay glicocol)
    CH3-CH(NH2)-COOH Axit aminopropionic (alanin)
    HOOC-CH2-CH2-CH(NH2)-COOH Axit α-aminoglutaric (axit glutamic)
    (CH3)2CHCH(NH2)COOH Axit α-aminoisovaleric (valin)
    NH2(CH2)4CH(NH2)COOH Axit α,ε-điaminocaproic (Lysin)
    HO-C6H4-CH2-CH(NH2)-COOH Axit α-amino-β(p-hidroxiphenyl)propanoic Tyrosin
    II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ
    - Chất rắn, dạng tinh thể, không màu, vị hơi ngọt.
    - Nhiệt độ nóng chảy cao, dễ tan trong nước vì amino axit tồn tại ở dạng ion lưỡng cực:
    III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
    1. Sự phân li trong dung dịch
    H2N-CH2-COOH ↔ H3N+-CH¬2-COO-
    (ion lưỡng cực)
    2. Aminoaxit có tính lưỡng tính
    a. Tính axit
    Tác dụng với bazơ mạnh tạo ra muối và nước:
    NH2-CH2-COOH + KOH → NH2-CH2-COOK + H2O
    Chú ý sử dụng phương pháp tăng giảm khối lượng khi giải bài tập.
    b. Tính bazơ
    Tác dụng với axit mạnh tạo muối.
    NH2-CH2-COOH + HCl → ClNH3 - CH2 - COOH
    Chú ý sử dụng phương pháp tăng giảm khối lượng và định luật bảo toàn khối lượng khi giải bài tập.
    3. Phản ứng trùng ngưng của aminoaxit
    nNH2-CH2-COOH → (- NH-CH2-CO-)n + nH2O (H+)
    - Phản ứng trùng ngưng của 6-aminohexanoic (axit ε-aminocaproic) hoặc axit 7-aminoheptanoic (axit ω-aminoenantoic) với xác tác tạo thành polime thuộc loại poliamit.
    - Từ n aminoaxit khác nhau có thể tạo thành n! polipeptit chứa n gốc aminoaxit khác nhau; nn polipeptit chứa n gốc aminoaxit.
    4. Phản ứng với HNO2
    HOOC-R-NH2 + HNO2 → HOOC-R-OH + N2 + H2O
    5. Phản ứng este hoá
    NH2-CH2-COOH + ROH → NH2-CH2-COOR + H2O (khí HCl)
    Chú ý
    - Aminoaxit có làm đổi màu quỳ tím hay không tùy thuộc vào quan hệ giữa số nhóm COOH và số nhóm NH2 có trong phân tử aminoaxit:
    + Nếu phân tử aminoaxit có số nhóm COOH = số nhóm NH2 → aminoaxit không làm đổi màu quỳ tím.
    + Nếu phân tử aminoaxit có số nhóm COOH > số nhóm NH2 → aminoaxit làm đổi màu quỳ tím thành đỏ.
    + Nếu phân tử aminoaxit có số nhóm COOH < số nhóm NH¬2 → aminoaxit làm đổi màu quỳ tím thành xanh.
    - Các phản ứng do muối của aminoaxit tác dụng với dung dịch axit hoặc dung dịch kiềm.
    NH2-CH2-COOK + 2HCl → NH3Cl-CH2-COOH + KCl
    NH¬3Cl-CH2-COOH + 2KOH → NH2-CH2-COOK + KCl + H2O
    IV. ĐIỀU CHẾ
    Thủy phân protit
    (-NH-CH2-CO-)n + nH2O → nNH2-CH2-COOH
    A. PEPTIT
    I. Khái niệm
    - Liên kết của nhóm CO với nhóm NH giữa hai đơn vị α - aminoaxit được gọi là liên kết peptit.
    - Peptit là những hợp chất chứa từ 2 đến 50 gốc α - aminoaxit liên kết với nhau bằng các liên kết peptit.
    II. Phân loại
    - Oligopeptit gồm các peptit có từ 2 đến 10 gốc α - aminoaxit. Ví dụ nếu có hai gốc thì gọi là đipeptit, ba gốc thì gọi là tripeptit (các gốc có thể giống hoặc khác nhau).
    - Polipeptit gồm các peptit có từ 11 đến 50 gốc α - aminoaxit. Polipeptit là cơ sở tạo nên protein.
    III. Đồng phân và danh pháp
    - Sự thay đổi vị trí các gốc alpha - aminoaxit tạo nên các peptit khác nhau. Phân tử có n gốc a - aminoaxit khác nhau sẽ có n! đồng phân. (Các em có thể dùng toán tổ hợp để đưa ra công thức tổng quát nhé).
    - Aminoaxit đầu N là aminoaxit mà nhóm amin ở vị trí α chưa tạo liên kết peptit còn aminoaxit đầu C là aminoaxit mà nhóm -COOH chưa tạo liên kết peptit.
    - Tên peptit = gốc axyl của các α-aminoaxit bắt đầu từ đầu chứa N, α-aminoaxit cuối cùng giữ nguyên tên gọi.
    Ví dụ: Ala - Gly - Lys thì tên gọi là Alanyl Glyxyl Lysin.
    IV. Tính chất hóa học
    1. Phản ứng màu Biure
    Peptit và protein tác dụng với Cu(OH)2 tạo dung dịch có màu tím đặc trưng. Đipeptit không có phản ứng này.
    2. Phản ứng thủy phân hoàn toàn tạo các a - aminoaxit
    Khi thủy phân hoàn toàn tùy theo môi trường mà sản phẩm của phản ứng khác nhau:
    - Trong môi trường trung tính: n-peptit + (n-1)H2O → aminoaxit.
    - Trong môi trường axit HCl: n-peptit + (n-1)H2O + (n+x)HCl → muối amoniclorua của aminoaxit. Trong đó x là số mắt xích Lysin trong n - peptit
    - Trong môi trường bazơ NaOH: n-peptit + (n+y) NaOH → muối natri của aminoaxit + (y +1) H2O với y là số mắt xích Glutamic trong n-peptit.
    Trường hợp thủy phân không hoàn toàn peptit thì chúng ta thu được hỗn hợp các aminoaxit và các oligopeptit. Khi gặp bài toán dạng này chúng ta có thể sử dụng bảo toàn số mắt xích của một loại aminoaxit nào đó kết hợp với bảo toàn khối lượng.
    B. PROTEIN
    I. Khái niệm
    - Protein là những polipeptit cao phân tử có phân tử khối từ vài chục nghìn đến vài triệu.
    - Gồm hai loại protein đơn giản và protein phức tạp:
    + Protein đơn giản chỉ gồm các chuỗi polipeptit.
    + Protein phức tạp ngoài các chuỗi polipeptit còn có thành phần phi protein khác.
    II. Tính chất vật lí
    Hình sợi: keratin (tóc, móng, sừng), miozin (cơ bắp), fibroin (tơ tằm, mạng nhện) hoàn toàn không tan. Hình cầu: anbumin, hemoglobin tan trong nước tạo dung dịch keo khi đun nóng hoặc gặp hóa chất lạ bị đông tụ.
    III. Tính chất hóa học
    - Phản ứng thủy phân tạo các α-aminoaxit nếu không hoàn toàn tạo các oligopeptit.
    - Phản ứng màu với HNO3 đặc tạo kết tủa màu vàng, với Cu(OH)2 có phản ứng màu Biure và bị đông tụ khi đun nóng hay tiếp xúc với axit, bazơ hóa chất lạ.
    Enzim là những chất hầu hết có bản chất protein, có khả năng xúc tác cho các quá trình hóa học, đặc biệt trong cơ thể sinh vật. Đặc điểm xúc tác của enzim: nhanh (109 → 1011 lần) và chọn lọc.
    C. MỘT SỐ HỢP CHẤT HỮU CƠ CHỨA NITƠ THƯỜNG GẶP
    I. Hợp chất nitro (chứa nhóm NO2)
    1. Nitrobenzen: C6H5NO2
    2. Trinitrobenzen (TNB) hay 1,3,5 - trinitrobenzen: C6H3(NO2)3
    3. Trinitrotoluen (TNT) hay 2,4,6 - trinitrotoluen: C6H2(NO2)3CH3
    4. Trinitrophenol (axit picric) hay 2,4,6 - trinitrophenol: C6H2(NO2)3OH
    5. Trinitro glixerin (glixerin trinitrat): C3H5(ONO2)3
    6. Trinitro xenlulozơ (xenlulozơ trinitrat - thuốc súng không khói): (C6H7O2(ONO2)3)n
    Các hợp chất nitro đều có thể điều chế bằng cách cho hỗn hợp HNO3 + H2SO4 đậm đặc tác dụng với chất tương ứng. Các hợp chất nitro đều là thuốc nổ, thuốc súng...
    II. Muối amoni
    Muối amoni có 4 loại muối amoni gồm:
    - Muối amoni của amoniac với axit vô cơ như NH4Cl, NH4NO3, ...
    - Muối amoni của amin với axit vô cơ như CH3NH3Cl; C6H5NH3Cl; ....
    - Muối amoni của amoniac với axit hữu cơ như CH3COONH4; CH2=CH-COONH4
    - Muối amoni của amin với axit hữu cơ như CH3COONH3CH3; CH2=CH-COONH3C6H5
    Các loại muối amoni đều có phản ứng với dung dịch kiềm tạo thành muối và amin hoặc amoniac. Trường hợp tạo khí mùi khai cần lưu ý rằng ngoài amoniac thì các amin khí cũng có mùi khai.
    Nếu muối của axit hữu cơ thì còn tác dụng với axit mạnh tạo muối và axit hữu cơ (có nghĩa là chúng là các chất lưỡng tính).
     
    Bella DodoBong Bóng Xà Phòng thích bài này.
  5. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    CHƯƠNG 4 : POLIME
    I. KHÁI NIỆM, PHÂN LOẠI VÀ DANH PHÁP
    1. Khái niệm
    - Là hợp chất hữu cơ có khối lượng phân tử lớn do nhiều đơn vị nhỏ (mắt xích) liên kết với nhau.
    - Công thức tổng quát: (A)n trong đó:
    + n: là hệ số trùng hợp, hệ số polime hóa, độ polime hóa.
    + A là mắt xích.
    - Tên polime = Poli + tên monome.
    2. Phân loại
    a. Theo nguồn gốc
    - Polime thiên nhiên (có sẵn trong thiên nhiên: tơ tằm, tinh bột, protein, cao su thiên nhiên, xenlulozơ..):
    Bông với thành phần chính là xenlulozơ - polime thiên nhiên
    - Polime nhân tạo hay bán tổng hợp (nguyên liệu tổng hợp có sẵn trong tự nhiên: tơ visco, tơ axetat, tơ đồng - amoniac, xenlulozơ trinitrat điều chế từ xenlulozơ).
    - Polime tổng hợp (nguyên liệu không có sẵn phải tổng hợp nên).
    b. Theo cấu trúc
    - Mạch thẳng (hầu hết polime).
    - Mạch nhánh (rezol, amilopectin, glicogen…).
    - Mạng không gian (rezit hay bakelit, cao su lưu hóa).
    Chú ý phân biệt mạch polime chứ không phải mạch cacbon.
    c. Theo phương pháp điều chế
    * Polime trùng hợp
    - Trùng hợp là phản ứng cộng hợp liên tiếp nhiều phân tử nhỏ giống nhau hoặc tương tự nhau để tạo thành polime.
    - Monome tham gia phản ứng trùng hợp phải có chứa liên kết bội hoặc vòng không bền (caprolactam).
    * Piolime trùng ngưng
    - Trùng ngưng là phản ứng cộng hợp liên tiếp nhiều phân tử nhỏ giống nhau hoặc tương tự nhau để tạo thành polime đồng thời có giải phóng các phân tử chất vô cơ đơn giản như H2O.
    - Điều kiện để monome tham gia phản ứng trùng ngưng: trong phân tử phải có 2 nhóm chức trở lên có khả năng tham gia phản ứng: -OH, -COOH, -NH2 (trừ HCHO và phenol).
    II. TÍNH CHẤT CỦA POLIME
    1. Tính chất vật lý
    Hầu hết là chất rắn, không bay hơi, không có nhiệt độ nóng chảy xác định, đa số không tan trong dung môi thường.
    2. Tính chất hóa học
    Tham gia các phản ứng cắt mạch (n giảm), khâu mạch (n tăng) hoặc giữ nguyên mạch.
    III. MỘT SỐ POLIME QUAN TRỌNG ĐƯỢC DÙNG LÀM CHẤT DẺO
    1. Polietilen (PE)
    nCH2=CH2 → (-CH2-CH¬2-)n

    PE được dùng làm túi đựng, màng mỏng
    2. Polipropilen (PP)
    nCH2=CH-CH3 → (-CH2-CH(CH3)-)n
    3. Polimetylmetacrylat (PMM)
    nCH2=C(CH3)-COOCH3 → (-CH2-C(CH3)(COOCH3)-)n

    PMM dẻo, bền, cứng, trong suốt được dùng làm kính máy bay và kính ô tô
    4. Polivinyl clorua (PVC)
    nCH2=CHCl → (-CH2-CHCl-)n
    Ống dẫn làm từ PVC
    5. Polistiren (PS)
    nC6H5-CH=CH2 → (-CH2-CH(C6H5)-)n
    6. Nhựa phenolfomanđehit (nhựa bakelit) PPF
    Gồm ba loại novolac, rezol và rezit. Chúng ta thường quan tâm đến novolac:


    Nhựa rezol
    Phản ứng điều chế nhựa novolac và rezol
    IV. MỘT SỐ LOẠI TƠ TỔNG HỢP THƯỜNG GẶP
    1. Nilon-6,6
    nH2N-(CH2)6-NH2 + nHOOC-(CH2)4-COOH → (-NH-(CH2)6-NH-CO-(CH2)4-CO-)n + 2nH2O
    hexametylenđiamin axit ađipic
    2. Tơ capron
    Trùng hợp caprolactam thu được tơ capron.
    3. Tơ enang
    nH2N-(CH2)6-COOH → (-NH-(CH2)6-CO-)n + nH2O
    4. Tơ lapsan
    nHO-CH2-CH2-OH + nHOOC-C6H4-COOH → -(-O-CH2-CH2-OOC-C6H4-CO-)-n + 2nH2O
    etilenglicol axit terephtalic
    5. Tơ nitron hay tơ olon
    nCH2=CH-CN → (-CH2-CH(CN)-)n
    V. MỘT SỐ LOẠI CAO SU
    1. Cao su BuNa
    nCH2=CH-CH=CH2 → (-CH2-CH=CH-CH2-)n (Na, t0, p)
    2. Cao su isopren
    nCH2=C(CH3)-CH=CH2 → (-CH2-C(CH3)=CH-CH2-)n (xt, t0, p)
    3. Cao su BuNa - N
    nCH2=CH-CH=CH2 + nCH2=CH-CN → (-CH2-CH=CH-CH2-CH2-CH(CN)-)n (xt, t0, p)
    4. Cao su BuNa - S
    nCH2=CH-CH=CH2 + nC6H5-CH=CH2 → (-CH2-CH=CH-CH2-CH2-CH(C6H5)-)n (xt, t0, p)
    5. Cao su cloropren
    nCH2=CCl-CH=CH2 → (-CH2-CCl=CH-CH2-)n (xt, t0, p)
    6. Cao su thiên nhiên
    VI. MỘT SỐ LOẠI KEO DÁN
    1. Nhựa vá săm
    2. Keo epoxi
    3. Keo ure-fomandehit
    nNH2-CO-NH2 + nCH2O → nNH2-CO-NH-CH2OH → -(-NH-CO-NH-CH2-)-n + nH2O
    4. Hồ tinh bột
     
    Bella DodoBong Bóng Xà Phòng thích bài này.
  6. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    CHƯƠNG 5 :ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI

    I
    .VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
    Hơn 80% các nguyên tố hóa học là kim loại. Trong bảng tuần hoàn, kim loại gồm:
    - Các nguyên tố s thuộc nhóm IA và IIA (trừ H, He).
    - Các nguyên tố p thuộc nhóm IIIA (trừ Bo), Sn, Pb (nhóm IVA), Bi (nhóm VA) và Po (nhóm VIA).
    - Tất cả các nguyên tố d (thuộc các nhóm B).
    - Tất cả các nguyên tố f (thuộc họ Lantan và họ Actini).
    → Kim loại tập trung ở phía dưới và bên trái của bảng tuần hoàn.
    II. CẤU TẠO NGUYÊN TỬ KIM LOẠI
    - Nguyên tử kim loại có ít e ở lớp ngoài cùng: thường từ 1 đến 3e.
    - Bán kính nguyên tử lớn và điện tích hạt nhân nhỏ so với các phi kim trong cùng chu kì.
    - Năng lượng ion hóa thấp và độ âm điện nhỏ so với các phi kim cùng chu kỳ.
    III. MẠNG TINH THỂ KIM LOẠI
    1. Mạng tinh thể kim loại
    - Phần lớn có cấu tạo đặc khít. Kim loại thường tồn tại dưới 3 kiểu mạng là: lập phương tâm diện (74%), lập phương tâm khối (68%) và mạng lục phương (74%).
    - Nút mạng là các cation hoặc nguyên tử kim loại dao động xung quanh vị trí nhất định.
    - Giữa các nút mạng là rất nhiều các e có thể chuyển động tương đối tự do.
    2. Liên kết kim loại
    Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các e tự do gắn các nút mạng với nhau.

    IV. TÍNH CHÂT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI
    1. Các tính chất vật lí chung
    - Kim loại có tính chất vật lí chung là dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và có ánh kim.
    - Các tính chất vật lí chung này là do các e tự do có trong mạng tinh thể kim loại gây ra.
    2. Một số tính chất vật lí khác
    - Tỉ khối: của các kim loại rất khác nhau nhưng thường dao động từ 0,5 (Li) đến 22,6 (Os). Thường thì:
    + d < 5: kim loại nhẹ (K, Na, Mg, Al).
    + d > 5: kim loại nặng (Zn, Fe...).
    - Nhiệt độ nóng chảy: biến đổi từ -390C (Hg) đến 34100C (W). Thường thì:
    + t < 10000C: kim loại dễ nóng chảy.
    + t > 15000C: kim loại khó nóng chảy (kim loại chịu nhiệt).
    - Tính cứng: Biến đổi từ mềm đến rất cứng.
    Tỷ khối, nhiệt độ nóng chảy và tính cứng của kim loại phụ thuộc vào nhiều yếu tố như kiểu mạng tinh thể; mật độ e; khối lượng mol của kim loại...
    V. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
    Tính chất hóa học của các kim loại là tính khử:
    M → Mn+ + ne
    1. Tác dụng với phi kim
    a. Với oxi
    - Hầu hết các kim loại đều tham gia phản ứng trừ Au, Pt, và Ag → oxit bazơ hoặc oxit lưỡng tính.
    2xM + yO2 → 2MxOy
    - Mức độ phản ứng với oxi của các kim loại khác nhau: kim loại càng mạnh thì phản ứng càng mạnh.
    + K, Na cháy tạo thành oxit khi có lượng oxi hạn chế. Nếu oxi dư thì tạo thành peoxit.
    + Ca, Mg, Al, Zn, Fe cháy tạo thành oxit và khả năng phản ứng với oxi giảm dần.
    + Các kim loại từ Pb → Hg không cháy nhưng tạo thành màng oxit trên bề mặt.
    + Các kim loại từ Ag → Au không cháy và không tạo thành lớp màng oxit trên bề mặt.
    - Phản ứng với oxi của kim loại phụ thuộc vào bề mặt của lớp oxit tạo thành: nếu bề mặt không khít thì phản ứng hoàn toàn; nếu bề mặt khít thì chỉ phản ứng ở trên bề mặt như Al, Zn...
    b. Với clo
    Các kim loại đều tác dụng với clo khi đun nóng → muối clorua (KL có hóa trị cao).
    2M + nCl2 → 2MCln
    c. Với các phi kim khác
    Các kim loại còn phản ứng được với nhiều phi kim khác như Br2, I2, S...
    2Al + 3I2 → 2AlI3 (H2O)
    Fe + S → FeS (t0)
    2. Tác dụng với nước
    a. Ở nhiệt độ thường
    - Chỉ có kim loại kiềm và kiềm thổ như Na, K, Ba và Ca phản ứng → kiềm + H2.
    - Phản ứng tổng quát:
    2M + 2nH2O → 2M(OH)n + nH2
    b. Phản ứng ở nhiệt độ cao
    - Mg và Al có phản ứng phức tạp:
    Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2 (1000C)
    Mg + H2O → MgO + H2 (≥ 2000C)
    - Mn, Zn, Cr, Fe ở nhiệt độ cao phản ứng với hơi nước → oxit kim loại + H2.
    3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (< 5700C)
    Fe + H2O → FeO + H2 (> 5700C)
    3. Tác dụng với dung dịch axit
    a. Với các dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng, H3PO4... (H+)
    Chỉ kim loại đứng trước H2 mới có phản ứng → muối (trong đó kim loại chỉ đạt đến hóa trị thấp) + H2.
    Fe + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2
    Chú ý: Na, K, Ba, Ca… khi cho vào ddịch axit thì phản ứng với H+ trước, nếu dư thì phản ứng với H2O. Pb đứng trước nhưng không tác dụng với HCl và H2SO4 loãng do tạo muối khó tan bám trên mặt cản trở phản ứng.
    b. Tác dụng với dung dịch các axit có tính oxi hóa mạnh HNO3, H2SO4 đặc nóng
    - Hầu hết các kim loại đều có phản ứng (trừ Au, Pt) ® muối (KL có hóa trị cao nhất) + H2O + sản phẩm được hình thành từ sự khử S+6 hoặc N+5.
    - Al, Fe, Cr thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội.
    4. Tác dụng với dung dịch muối
    - Với Na, K, Ca và Ba phản ứng với nước trước sau đó dung dịch kiềm tạo thành sẽ phản ứng với muối.
    - Với các kim loại không tan trong nước, kim loại hoạt động (đứng trước) đẩy được kim loại kém hoạt động (đứng sau) ra khỏi dung dịch muối của chúng theo quy tắc α.
    Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
    Chú ý:
    2Fe3+ + Fe → 3Fe2+
    Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+
    Fe2+ + Ag+ → Ag + Fe3+
    5. Phản ứng với dung dịch kiềm
    - Các kim loại tan trong nước: Na, K, Ca và Ba tác dụng với nước có trong dung dịch.
    - Một số kim loại có hiđroxit tương ứng là chất lưỡng tính + dung dịch bazơ → muối + H2.
    Al + H2O + NaOH → NaAlO2 + 3/2H2
    VI. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
    1. Phương pháp nhiệt luyện
    - Nguyên tắc: dùng chất khử CO, C, Al, H2 khử oxit kim loại ở nhiệt độ cao.
    - Phạm vi sử dụng: thường dùng trong công nghiệp với kim loại sau Al.
    2. Phương pháp thủy luyện
    - Nguyên tắc: Dùng dung dịch thích hợp (HCl, HNO3, nước cường toan, CN-…) hòa tan nguyên liệu sau đó lấy kim loại mạnh (không tan trong nước) đẩy kim loại yếu khỏi dung dịch của nó.
    - Phạm vi sử dụng: thường dùng trong phòng thí nghiệm để điều chế các kim loại sau Mg (thường là kim loại yếu).
    3. Phương pháp điện phân
    a. Điện phân nóng chảy
    - Nguyên tắc: Dùng dòng điện một chiều khử ion kim loại trong chất điện li nóng chảy (muối halogenua, oxit, hidroxit).
    - Phạm vi sử dụng: có thể dùng để điều chế tất cả các kim loại nhưng thường dùng với kim loại mạnh: K, Na, Mg, Ca, Ba và Al.
    b. Điện phân dung dịch
    - Nguyên tắc: Dùng dòng điện một chiều khử ion kim loại yếu trong dung dịch muối của nó.
    - Phạm vi sử dụng: Dùng điều chế các kim loại yếu.
    VII. ĂN MÒN KIM LOẠI
    - Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim dưới tác dụng của môi trường xung quanh.
    - Ăn mòn kim loại gồm ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.
    1. Ăn mòn hóa học
    - Nguyên nhân: do kim loại có phản ứng hóa học trực tiếp với các chất ở môi trường xung quanh.
    - Điều kiện: kim loại được đặt trong môi trường có chứa chất oxi hóa mà kim loại có thể tham gia phản ứng thường là chất khí, hơi nước, dung dịch axit...
    - Bản chất: là phản ứng oxi hóa - khử trong đó kim loại đóng vai trò chất khử. Electron chuyển trực tiếp từ kim loại vào môi trường.
    2. Ăn mòn điện hóa
    - Ăn mòn điện hóa là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện.
    - Điều kiện xảy ra sự ăn mòn điện hóa:
    + Có 2 điện cực khác nhau về bản chất (kim loại + kim loại; kim loại + phi kim; kim loại + hợp chất).
    + 2 điện cực phải được tiếp xúc điện với nhau.
    + 2 điện cực cùng được tiếp xúc với dung dịch chất điện li (không khí ẩm).
    - Cơ chế của quá trình ăn mòn điện hóa:
    + Kim loại mạnh đóng vai trò là cực âm (anot).
    + Kim loại yếu hơn hoặc phi kim đóng vai trò cực dương(catot).
    + Tại cực âm, kim loại mạnh bị ăn mòn (bị oxi hóa).
    M → Mn+ + ne
    + Tại cực dương, môi trường bị khử:
    Môi trường axit:
    2H+ + 2e → H2
    Môi trường trung tính, bazơ:
    2H2O + O2 + 4e → 4OH-
    (phản ứng phụ): Mn+ + nOH- → M(OH)n (tạo gỉ)
    - Bản chất của ăn mòn điện hóa: là sự oxi hóa kim loại ở cực âm và sự khử môi trường ở cực dương. Electron được chuyển từ kim loại mạnh sang kim loại yếu (hoặc phi kim) rồi vào môi trường.
    3. Bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn
    Để bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn có thể sử dụng các phương pháp sau:
    - Cách li kim loại với môi trường: sơn, mạ, tráng, nhúng nhựa...
    - Dùng chất kìm hãm.
    - Tăng khả năng chịu đựng: hợp kim chống gỉ.
    - Phương pháp điện hóa: dùng kim loại mạnh hơn kim loại ở cực âm không tác dụngvới nước gắn vào vật bị ăn mòn phần chìm trong dung dịch điện li (anot hi sinh).

     
    Bong Bóng Xà PhòngBella Dodo thích bài này.
  7. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    CHƯƠNG 6 : KIM LOẠI KIỀM -KIỀM THỔ -NHÔM
    A: KIM LOẠI KIỀM

    I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO
    1. Vị trí của kim loại kiềm trong bảng tuần hoàn
    - Nhóm IA, đứng ở mỗi đầu chu kì (trừ chu kì 1 )
    2. Cấu tạo của kim loại kiềm
    * Nhận xét:

    - Có 1e lớp ngoài cùng (rất ít) nhưng bán kính nguyên tử lớn (lớn nhất so với các nguyên tố trong cùng 1 chu kì) → dễ tách khỏi nguyên tử (năng lượng ion hóa nhỏ).
    M → M+ + 1e
    - Liên kết kim loại trong mạng tinh thể kim loại kiềm kém bền vững.
    - Năng lượng ion hóa giảm dần từ Li → Cs.
    - Bán kính nguyên tử tăng dần từ Li → Cs.
    - Độ âm điện giảm dần từ Li → Cs.
    - Thế điện cực chuẩn rất âm và tăng dần từ từ Li → Cs.
    - Mạng tinh thể của kim loại kiềm lập phương tâm khối → rỗng và xốp.
    → Kim loại kiềm có tính khử rất mạnh và tăng dần từ Li → Cs.
    II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ
    - Các kim loại kiềm có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối là kiểu mạng kém đặc khít (rỗng và xốp).
    - Liên kết kim loại trong mạng tinh thể kim loại kiềm kém bền vững.
    → Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các kim loại kiềm thấp hơn nhiều so với các kim loại khác.
    → Khối lượng riêng của các kim loại kiềm cũng nhỏ hơn so với các kim loại khác.
    → Các kim loại kiềm đều mềm, có thể cắt chúng bằng dao.
    III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC
    - Kim loại kiềm có tính khử rất mạnh và tăng dần từ Li → Cs.
    1. Tác dụng với phi kim
    - Hầu hết các kim loại kiềm có thể khử được các phi kim.
    + Tác dụng với oxi → hỗn hợp oxit và peoxit
    Ví dụ: 4Na + O2 → 2Na2O
    2Na + O2 → Na2O2
    + Tác dụng với halogen → muối halogenua
    Ví dụ: 2Na + Cl2 → 2NaCl
    + Tác dụng với lưu huỳnh → muối sunfua
    Ví dụ: 2Na + S → 2Na2S
    2. Tác dụng với axit
    - Kim loại kiềm dễ dàng khử H+ của dung dịch axit của HCl, H2SO4 thành H2 (phản ứng gây nổ nguy hiểm)
    Ví dụ: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
    H2
    3. Tác dụng với nước
    - Liti: viên liti chạy trên mặt nước và bốc cháy
    - Natri: khá giống với Li, đám cháy lâu hơn và gây ra vụ nổ nhỏ
    - Kali: vụ nổ lớn, phản ứng vô cùng mãnh liệt
    - Rb, Cs, Fr: các bạn hãy dự đoán khả năng phản ứng
    Tổng quát: 2M + 2H2O → 2MOH + H2
    Do vậy, các kim loại kiềm được bảo quản bằng cách ngâm chìm trong dầu hỏa.
    IV. ĐIỀU CHẾ VÀ ỨNG DỤNG
    1. Điều chế
    - Phương pháp thường dùng để điều chế kim loại kiềm là điện phân nóng chảy muối halogenua của kim loại kiềm.
    Ví dụ: Điện phân nóng chảy muối NaCl
    Catot ( – ) NaCl Anot ( + )
    2 Na+ + e → Na 2Cl- → Cl2 + 2e
    Phương trình điện phân là:
    2NaCl → 2Na + Cl2
    2. Ứng dụng
    Kim loại kiềm có nhiều ứng dụng quan trọng:
    - Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy,...
    - Các kim loại kali và natri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong một vài lò phản ứng hạt nhân.
    - Kim loại xesi dùng chế tạo tế bào quang điện.
    - Kim loại kiềm được dùng để điều chế một số kim loại hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện.
    - Kim loại kiềm được dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ.
    B:KIM LOẠI KIỀM THỔ
    I.Vị trí và cấu tạo :Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA, gồm Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra. electron lớp nggoài cùng nS2,
    II.Tính chất vật lý: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp.Độ cứng có cao hơn kim loại kiềm nhưng vẫn thấp. Khối lượng riêng tương đối nhỏ,là những kim loại nhẹ hơn nhôm.(trừ Ba)
    II.Tính chất hoá học:
    Các nguyên tử kim loại kiềm có năng lượng ion hóa tương đối nhỏ, vì vậy
    Kim lo ại ki ềm thổ có tính khử manh.Tính khử tăng dần từ Be đến Ba: M→M2+ +2e.
    Trong các hợp chất , klk thổ có số oxh là +2.
    1/Tác dụng với phi kim: VD: 2Mg + O2 →2MgO
    a) Kim loại kiềm thổ khử được H+ trong các dung dịch axit HCl, H2SO4 thành khí H2
    M + 2H+ M2+ + H2 ¬
    b) Kim loại kiềm thổ khử được N+5 trong HNO3 loãng xuống N-3; S+6 trong H2SO4 đặc xuống S-2.
    4Mg+10HNO3loãng→4Mg(NO3)2+NH4NO3+ 3H2O
    4Mg+50H2SO4đ→4MgSO4+H2S+ 4H2O
    3/ Tác dụng với H2O :
    -Ca,Sr,Ba tác dụng với nước ở nhiệt độ thường thành dung dịch bazơ
    Vd : Ca +2 H2O = Ca(OH)2 + H2 ¬
    – Be không tác dụng với nước. Mg tác dụng chậm với nước ở nhiệt độ thưòng tạo ra Mg(OH)2,Mg tác dụng nhanh với hơi nước ở nhiệt độ cao tạo thành MgO:
    2Mg +O2----->2MgO
    C :MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ
    1/ Canxi hiđroxit:Ca(OH)2 rắn ,màu trắng , ít tan trong nước
    -dd canxi hiđroxit là một dd bazơ mạnh :Ca(OH)2 →Ca2+ +2OH– tác dụng với oxit axit, axit ,muối.
    Ca(OH)2+CO2→ CaCO3 + H2O Nhận biết CO2
    -ứng dụng:chế tạo tạo vữa xây nhà,khử chua, tẩy trùng ,khử trùng, sx amoniac, clorua vôi, vật liệu xây dựng.
    2/CaCO3
    Chất rắn màu trắng ,không tan trong nước
    -đây là muối của một axit yếu và không bền,tác dụng với nhiều axit vô cơ và hữu cơ giải phóng khí CO2:
    CaCO3+ 2HCl→ CaCl2 +H2O +CO2 CaCO3 + 2CH3COOH→ Ca(CH3COO)2+H2O+CO2
    đặc biệt:CaCO3 tan dần trong nước có chứa khí CO2 : CaCO3+ H2O +CO2↔ Ca(HCO3)2
    ph ản ứng x ảy ra theo 2 chi ều :chiều (1) giải thích sự xâm thực của nước mưa,chiều (2) giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động.
    3/Canxi sunphat:CaSO4chất rắn màu trắng , ít tan trong nước.Có 3 loại:
    + CaSO4 . 2H2O :thạch cao sống,bền ở nhiẹt độ thường. CaSO4 . H2O :thạch cao nung, điều chế bắng cách nung thạch cao sống.
    + CaSO4:thạch cao khan, điều chế bằng cách nung th ạch cao sống ở nhi ệt độ cao h ơn.
    +th ạch cao nung thường dùng đúc tượng ,bó bột khi gãy xương
    *NƯỚC CỨNG:
    1/khái niệm:
    -Nước cứng là nước có chứa nhiều ion Canxi,Magiê.
    -Nước chứa it hoặc không có chứa ion Canxi ,magiê gọi là nước mềm.
    2./phân loại nước cứng:
    -Nước cứng tạm thời : nước có chứa các mưôi :Ca(HCO3)2 ,Mg(HCO3)2
    -Nước cứng vĩnh cửu: nước có chứa các muối: CaCl2,MgCl2,CaSO4,MgSO4.
    –Nước cứng toàn phần:nứơc có cả tính tạm thời và tính vĩnh cữu.
    3/ tác hại của nước cứng:nước cứng làm xà phòng ít bọt, nấu thực phẩm bị lâu chin và giảm mùi vị, gây tác hại trong các ngành sản xuất.
    4/ Các biện pháp làm mềm nước cứng:
    Nguyên tắc:giảm nồng độ cation :Ca2+,Mg2+ trong nước cứng.
    *Phương pháp kết tủa:
    -Với nước cứng tạm thời: Đun sôi hoặc dung Ca(OH)2 hoặc Na2CO3 dể kết tủa ion canxi,magie ,loại bỏ kết tủa ta được nước mềm: M(HCO3)2 → MCO3+CO2 +H2O
    -Với nước cứng vĩnh cữu: Dung Na2CO3,Na3PO4,Ca(OH)2 dể làm mềm :
    Ca2+ + CO32-→ CaCO3 3Ca2+ +2PO43- → Ca3(PO4)2
    Mg2+ + CO32-→ MgCO3 3Mg2+ +2PO43- →Mg3(PO4)2
    *Phương pháp trao đổi ion: Dùng chất trao đổi ion(hạt zeolit), hoặc nhựa trao đổi ion. Nước cứng đi qua chất trao
    đổi ion là các hạt zeolit thì ion canxi ,magiê được trao đổi bằng những ion khác như H+,Na+….ta được nước mềm.
    D NHÔM VÀ MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA NHÔM
    I. Vị trí và cấu tạo: Nhôm có số hiệu nguyên tử 13, thuộc chu kì 3, nhóm IIIA, chu kì 3 BTH
    2. Cấu tạo của nhôm:
    Cấu hình e: 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1 . Số oxi hoá: +3.
    II. Tính chất vật lí: Al màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng, nhẹ (2,7g/cm3), t0nc = 6600C, dẫn điện và nhiệt tốt.
    III. Tính chất hóa học: Nhôm là kim loại có tính khử mạnh sau kim loại kiềm và kiềm thổ.
    Al → Al3+ + 3e
    1. Tác dụng với phi kim: Tác dụng trực tiếp và mạnh với nhiều phi kim như: O2, Cl2, S,…
    2. Tác dụng với axit HCl và H2SO4 loãng → H2↑:
    2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2↑
    Với HNO3 loãng hoặc đặc nóng, H2SO4 đặc nóng thì nhôm khử và xuống số oxi hoá thấp hơn.
    Al + 4HNO3 loãng→ Al(NO3)3 + NO + 2H2O
    2Al + 6H2SO4 đặc, nóng → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
    Với HNO3 và H2SO4 đặc nguội: không tác dụng .
    4. Tác dụng với nước.
    Nhôm có thể khử được nước →H2↑: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2↑
    Những vật bằng nhôm được phủ màng Al2O3 rất mỏng, mịn, bền nên không cho nước và khí thấm qua.
    5. Tác dụng với dung dịch kiềm.
    Nhôm tan trong dung dịch kiềm : 2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 (dd) + 3H2↑
    Hiện tượng trên được giải thích như sau:
    – Màng bảo vệ Al2O3 bị phá hủy trong dung dịch kiềm: Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2+ 2H2O
    – Nhôm khử nước: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 +3H2↑
    -Màng Al(OH)3 bị phá hủy: Al(OH)3 + NaOH → 2NaAlO2 (dd) + 3H2↑
    IV. Ứng dụng và sản xuất.
    1. Ứng dụng:Chế tạo máy bay, ô tô, tên lửa, tàu vũ trụ, trang trí nội thất, bột nhôm trộn bột sắt( tecmit) dùng hàn đường ray.
    2. Sản xuất: Trong công nghiệp, nhôm được sản xuất từ quặng boxit bằng phương pháp điện phân. Có 2 công đoạn:Tinh chế quặng boxit(Al2O3.2H2O): loại bỏ tạp chất SiO2, Fe2O3…Điện phân Al2O3 nóng chảy( hỗn hợp Al2O3 với criolit Na3AlF6):
    2Al2O3 4Al + 3O2 ↑
    MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM
    1. I. NHÔM OXIT – Al2O3 :
    1.Tính chất vật lí : Trạng thái rắn, màu trắng, không tác dụng với nước va không tan trong nước, t0nc ở 20500C.
    2/ Trạng thái tự nhiên: tồn tại ở 2 dạng -dạng ngậm nước: boxit (Al2O3.nH2O) → sản xuất nhôm
    3/ Tính chất hoá học :
    a. Tính bền vững: Lực hút giữa Al3+ và O2- rất mạnh tạo ra liên kết bền vững → có t0nc rất cao, khó bị khử thành kim loại nhôm.
    b. Tính lưỡng tính :
    – Tính bazơ : Al2O3 + 6HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O
    Al2O3 + 6H+ → 2Al3+ + 3 H2O
    – Tính axit : Al2O3 + 2 NaOH → 2NaAlO2+ 3 H2O
    Al2O3 + 2OH– → 2 AlO2–+2H2O
    3.Ứng dụng : Làm đồ trang sức, CN kỷ thuật cao, vật liệu mài ( đá mài ), nguyên liệu sản xuất nhôm kim loại
    II. NHÔM HiĐROXIT Al(OH)3 :
    1.. Tính chất vật lý : Chất rắn, kết tủa keo, màu trắng
    2.. Tính chất hoá học
    a.. Hợp chất kém bền : Dể bị phân huỷ bởi nhiệt độ
    b.. Là hợp chất lưỡng tính :
    * Tính bazơ : Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O
    * Tính axit :
    Al(OH)3¬ + NaOH → NaAlO2+ 2H2O Al(OH)3¬ + OH– → AlO2–+2H2O
    Þ Al(OH)3 là hiđroxit lưỡng tính
    III.NHÔM SUNFAT :
    Phèn chua K2SO4. Al2(SO4)3 .24H2O.
    viết gọn: KAl(SO4)2.12H2O
    Nếu thay K+ bằng Na+, Li+ hay NH4+ muối kép khác (phèn nhôm)
    Phèn chua được sử dụng trong thuộc da, Cn giấy, chất cầm màu, làm trong nước.
    IV: CÁCH NHẬN BIẾT ION Al3+ TRONG DUNG DỊCH:
    Cho từ từ dung dịch NaOH đến dư, nếu cĩ kết tủa keo rồi kết tủa tan dung dịch cĩ Al3+.
    Al3+ + 3OH– → Al(OH)3¯ Al(OH)3 + OH– dư→ AlO2–+2H2O
     
    Bong Bóng Xà PhòngBella Dodo thích bài này.
  8. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    CHƯƠNG 6 : SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI QUAN TRỌNG

    A. SẮT

    I. Vị trí trong bảng tuần hoàn
    - Cấu hình e nguyên tử: 26Fe: 1s22s22p63s23p63d64s2.
    - Vị trí: Fe thuộc ô 26, chu kì 4, nhóm VIIIB.
    - Cấu hình e của các ion được tạo thành từ Fe:
    Fe2+ 1s22s22p63s23p63d6
    Fe3+ 1s22s22p63s23p63d5
    II. Tính chất vật lí
    - Màu trắng hơi xám, dẻo, dễ rèn, dễ dát mỏng, kéo sợi; dẫn nhiệt và dẫn điện kém đồng và nhôm.
    - Sắt có tính nhiễm từ nhưng ở nhiệt độ cao (8000C) sắt mất từ tính. T0nc = 15400C.
    III. Trạng thái tự nhiên
    Là kim loại phổ biến sau nhôm, tồn tại chủ yếu ở các dạng:
    - Hợp chất: oxit, sunfua, silicat...
    - Quặng: hematit đỏ (Fe2O3 khan), hematit nâu (Fe2O3.nH2O), manhetit (Fe3O4), xiđerit (FeCO¬3) và pirit (FeS2).
    IV. Tính chất hóa học
    Fe là chất khử trung bình. Trong các phản ứng, Fe có thể nhường 2 hoặc 3e:
    Fe → Fe3+ + 3e
    Fe → Fe2+ + 2e
    1. Tác dụng với các phi kim
    Sắt tác dụng với hầu hết các phi kim khi đun nóng:
    - Với halogen → muối sắt (III) halogenua (trừ iot tạo muối sắt II):
    2Fe + 3X2 → 2FeX3 (t0)
    - Với O¬2:
    3Fe + 2O2 → Fe3O4 (t0)
    Thực tế khi giải các bài tập thường gặp trường hợp tạo ra hỗn hợp gồm Fe và các oxit sắt.
    - Với S:
    Fe + S → FeS (t0)
    2. Tác dụng với nước
    - Fe không tác dụng với nước ở nhiệt độ thường, ở nhiệt độ cao, sắt phản ứng mạnh với hơi nước:
    3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (< 5700C)
    Fe + H2O → FeO + H2 (> 5700C)
    3. Tác dụng với dung dịch axit
    a. Với H+ (HCl, H2SO4 loãng... ) → muối sắt (II) + H2
    Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
    Fe + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2
    b. Tác dụng với các axit có tính oxi hóa mạnh (HNO3, H2SO4 đậm đặc)
    - Fe thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội → có thể dùng thùng Fe chuyên chở axit HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội.
    - Với dung dịch HNO3 loãng → muối sắt (III) + NO + H2O:
    Fe + 4HNO3 loãng → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
    - Với dung dịch HNO3 đậm đặc → muối sắt (III) + NO2 + H2O:
    Fe + 6HNO3 → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
    - Với dung dịch H2¬SO4 đậm đặc và nóng → muối sắt (III) + H2O + SO2:
    2Fe+ 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
    Chú ý: Sản phẩm sinh ra trong phản ứng của Fe với HNO3 hoặc H2SO4 đậm đặc là muối sắt (III) nhưng nếu sau phản ứng có Fe dư hoặc có Cu thì tiếp tục xảy ra phản ứng:
    2Fe3+ + Fe → 3Fe3+
    Hoặc
    2Fe3+ + Cu → 2Fe2+ + Cu2+
    4. Tác dụng với dung dịch muối
    - Fe đẩy được những kim loại yếu hơn ra khỏi muối → muối sắt (II) + kim loại.
    Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2
    - Fe tham gia phản ứng với muối Fe3+ → muối sắt (II):
    2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
    Chú ý: Với muối Ag+, Fe có thể tham gia phản ứng để tạo thành muối Fe3+:
    Fe + 2AgNO3 → Fe(NO3)2 + 2Ag
    Fe(NO3)2 + AgNO3 dư → Fe(NO3)3 + Ag
    B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA SẮT
    I. Các oxit sắt (FeO, Fe3O4, Fe2O3)
    1. FeO
    - Là chất rắn, đen, không tan trong nước.
    - Tính chất hoá học:
    + Là oxit bazơ:
    FeO + 2HCl → FeCl2 + H2
    FeO + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2O
    + FeO là chất oxi hóa khi tác dụng với các chất khử mạnh: H2, CO, Al → Fe:
    FeO + H2 → Fe + H2O (t0)
    FeO + CO → Fe + CO2 (t0)
    3FeO + 2Al → Al2O3 + 3Fe (t0)
    + FeO là chất khử khi tác dụng với các chất có tính oxi hóa mạnh:
    4FeO + O2 → 2Fe2O3
    3FeO + 10HNO3 loãng → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
    - Điều chế FeO:
    FeCO3 → FeO + CO2 (nung trong điều kiện không có không khí)
    Fe(OH)2 → FeO + H2O (nung trong điều kiện không có không khí)
    2. Fe3O4 (FeO.Fe2O3)
    - Là chất rắn, đen, không tan trong nước và có từ tính.
    - Tính chất hoá học:
    + Là oxit bazơ:
    Fe3O4 + 8HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
    Fe3O4 + 4H2SO4 loãng → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4H2O
    + Fe3O4 là chất khử:
    3Fe3O4 + 28HNO3 → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O
    + Fe3O4 là chất oxi hóa:
    Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O (t0)
    Fe3O4 + 4CO → 3Fe + 4CO2 (t0)
    3Fe3O4 + 8Al → 4Al2O3 + 9Fe (t0)
    - Điều chế: thành phần quặng manhetit
    3Fe + 2O2 → Fe3O4 (t0)
    3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (< 5700C)
    3. Fe2O3
    - Là chất rắn, nâu đỏ, không tan trong nước.
    - Tính chất hoá học:
    + Là oxit bazơ:
    Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O
    Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O
    Fe2O3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2O
    + Là chất oxi hóa:
    Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O (t0)
    Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 (t0)
    Fe2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Fe (t0)
    - Điều chế: thành phần của quặng hematit
    2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O (t0)
    II. Các hiđroxit của Fe (Fe(OH)2 và Fe(OH)3)
    1. Fe(OH)2
    - Là chất kết tủa màu trắng xanh.
    - Là bazơ không tan:
    + Bị nhiệt phân:
    Fe(OH)2 → FeO + H2O (nung trong điều kiện không có không khí)
    4Fe(OH)2 + O2 → 2Fe2O3 + 4H2O (nung trong không khí)
    + Tan trong axit không có tính oxi hóa → muối sắt (II) và nước:
    Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O
    + Có tính khử (do Fe có mức oxi hóa +2):
    4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3
    3Fe(OH)2 + 10HNO3 loãng → 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O
    - Điều chế:
    Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 (trong điều kiện không có không khí)
    2. Fe(OH)3
    - Là chất kết tủa màu nâu đỏ.
    - Tính chất hoá học:
    + Là bazơ không tan:
    * Bị nhiệt phân:
    2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
    * Tan trong axit → muối sắt (III):
    Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O
    Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O
    - Điều chế:
    Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3
    III. Muối sắt
    1. Muối sắt (II)
    Không bền, có tính khử, khi tác dụng với chất oxi hóa tạo thành muối sắt (III).
    2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3
    3Fe(NO3)2 + 4HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
    2FeSO4 + 2H2SO4 đặc nóng → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O
    10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
    6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H¬2O
    Chú ý: Các muối sắt (II) không tan như FeCO3, FeS, FeS2 bị đốt nóng trong không khí tạo Fe2O3.
    2FeCO3 + 1/2O2 → Fe2O3 + 2CO2
    4FeS + 9O2 → 2Fe2O3 + 4SO2
    4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
    2. Muối sắt (III)
    - Có tính oxi hóa khi tác dụng với chất khử.
    2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2
    2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + 2KCl + I2
    2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + 2HCl + S
    - Các dung dịch muối sắt (III) có môi trường axit:
    Fe3+ + 3H2O ↔ Fe(OH)3 + 3H+
    - Khi cho muối sắt (III) tác dụng với các kim loại cần lưu ý:
    + Nếu kim loại là Na, Ca, K, Ba + H2O → Kiềm + H2. Kiềm + Fe3+ → Fe(OH)3
    + Nếu kim loại không tan trong nước và đứng trước Fe + Fe3+ → Fe2+ → Fe
    + Nếu kim loại là Cu hoặc Fe + Fe3+ → Fe2+
    - Các muối sắt (III) bị thủy phân hoàn toàn trong môi trường kiềm:
    2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3 + 6NaCl + 3CO2¬
    C. HỢP KIM CỦA SẮT
    I. Gang
    - Là hợp kim sắt - cacbon trong đó hàm lượng C từ 2 - 5%.
    - Gang gồm gang xám và gang trắng:
    + Gang xám: chứa nhiều tinh thể C nên có màu xám; kém cứng và kém giòn hơn gang trắng.
    + Gang trắng: chứa nhiều tinh thể hợp chất hóa học Fe3C nên có màu sáng. Rất cứng và giòn thường được dùng để luyện thép.
    - Luyện gang:
    * Nguyên liệu:
    + Quặng sắt: cung cấp Fe (phải chứa trên 30% Fe, chứa ít S, P).
    + Chất chảy: CaCO3 (nếu quặng lẫn silicat) hoặc SiO2 (nếu quặng lẫn đá vôi) để làm giảm nhiệt độ nóng chảy và tạo xỉ.
    + Không khí giàu oxi và nóng: để tạo chất khử CO và sinh nhiệt.
    + Than cốc (tạo chất khử CO; tạo nhiệt và tạo gang).
    * Các phản ứng xảy ra trong lò cao khi luyện gang:
    + Phản ứng tạo chất khử.
    C + O2 → CO2
    CO2 + C → 2CO
    + Phản ứng khử Fe2O3.
    CO + 2Fe2O3 → Fe3O4 + CO¬2
    Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2
    FeO + CO → Fe + CO2
    + Phản ứng tạo xỉ.
    CaCO3 → CaO + CO2
    CaO + SiO2 → CaSiO3
    II. Thép
    - Là hợp kim của Fe và C trong đó hàm lượng C ít hơn 2%C (theo khối lượng).
    - Nguyên liệu: tùy theo phương pháp: Gang, sắt, thép phế liệu, chất chảy, không khí nóng, dầu mazut.
    - Nguyên tắc: khử các tạp chất Mn, Si, Ca, S, P có trong gang.
    - Các phản ứng xảy ra trong quá trình luyện thép:
    C + O2 → CO2
    S + O2 → SO2¬
    Si + O2 → SiO2
    CaO + SiO2 → CaSiO3 (xỉ)
    B. ĐỒNG
    I. Vị trí trong
    bảng tuần hoàn
    - Cấu hình e nguyên tử: 29Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1.
    - Vị trí: ô 29, chu kỳ 4, nhóm IB.
    - Cấu hình e của các ion:
    Cu+: 1s22s22p63s23p63d10
    Cu2+: 1s22s22p63s23p63d9
    II. Tính chất vật lý
    Đồng có mạng tinh thể lập phương tâm diện, màu đỏ, dẻo, dễ kéo sợi, dát mỏng. Dẫn điện và nhiệt tốt chỉ kém bạc, t0nc = 10830C, D = 8,98 g/cm3.
    III. Tính chất hóa học
    Đồng có tính khử yếu:
    Cu → Cu2+ + 2e
    1. Tác dụng với phi kim
    - Với oxi tạo màng CuO bảo vệ:
    2Cu + O2 → 2CuO
    ở 800 - 10000C:
    CuO + Cu → Cu2O
    - Với clo:
    Cu + Cl2 → CuCl2
    - Với lưu huỳnh:
    Cu + S → CuS
    2. Tác dụng với axit
    a. Với các axit không có tính oxi hoá mạnh (HCl, H2SO4 loãng)
    - Cu không phản ứng với các axit không có tính oxi hoá mạnh.
    - Khi có O2, phản ứng lại xảy ra:
    2Cu + 4H+ + O2 → 2Cu2+ + 2H2O
    b. Với các axit có tính oxi hoá mạnh (HNO3 và H2SO4 đặc nóng)
    Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O
    Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
    3. Tác dụng với dung dịch muối
    Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag
    Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+
    Chú ý với muối nitrat trong môi trường axit:
    3Cu + 8H++ 2NO3- → 3Cu2++2NO + 4H2O
    B. HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG
    I. Hợp chất đồng (I)
    1. Cu2O
    - Là chất rắn màu đỏ gạch, không tan trong nước.
    - Tính chất hoá học:
    + Tác dụng với axit:
    Cu2O + 2HCl → CuCl2 + H2O + Cu
    + Dễ bị khử:
    Cu2O + H2 → 2Cu + H2O
    2. Cu(OH)
    - Là chất kết tủa màu vàng.
    - Tính chất hoá học: Dễ bị phân hủy:
    2CuOH → Cu2O + H2O
    II. Hợp chất đồng (II)
    1. CuO
    - Là chất rắn, màu đen, không tan.
    - Tính chất hoá học:
    + Là oxit bazơ:
    CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O
    + Là chất oxi hóa:
    CuO + H2 → Cu + H2O
    CuO + C2H5OH → CH3CHO + Cu + H2O
    3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + 3H2O
    - Điều chế:
    Cu(OH)2 → CuO + H2O
    CuCO3.Cu(OH)2 → 2CuO + H2O + CO2
    2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2
    2. Cu(OH)2
    - Là chất kết tủa màu xanh.
    - Tính chất hoá học:
    + Là bazơ không tan:
    * Tác dụng với axit:
    Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O
    * Dễ nhiệt phân:
    Cu(OH)2 → CuO + H2O
    + Dễ tạo phức:
    Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
    + Là chất oxi hóa:
    2Cu(OH)2 + R-CHO → R - COOH + Cu2O + 2H2O
    - Điều chế:
    CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2
    3. Muối Cu (II)
    - Các dung dịch muối đồng (II) đều có màu xanh.
    - Tính chất hoá học:
    + Tác dụng với kiềm:
    CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2
    + Tác dụng với dung dịch NH3:
    CuSO4 + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2 + (NH4)2SO4
    Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2
    + CuSO4 hấp thụ nước thường dùng phát hiện vết nước trong chất lỏng:
    CuSO4 + 5H2O → CuSO4.5H2O (màu xanh)
     
  9. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    CHƯƠNG 7: PHÂN BIỆT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ
    1. Nhận biết 1 số ion trong dung dịch
    Nguyên tắc
    Để nhận biết ion trong dung dịch, ta thêm vào dung dịch 1 thuốc thử nào đó để tạo với ion cần nhận biết 1 sản phẩm đặc trưng hoặc là 1 kết tủa hoặc là hợp chất có màu hoặc là 1 chất khí khó tan sủi bọt.
    2. Nhận biết 1 số chất khí
    Nguyên tắc nhận biết: Dựa
    vào tính chất vật lý (màu sắc, mùi, tính tan) hoặc tính chất hóa học đặc trưng của chất khí để nhận biết.
     
  10. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

    CÂU HỎI ÔN TẬP LÍ THUYẾT PHẦN VÔ CƠ


    ( sưu tầm)
     
    Bella Dodo, Hồng Minhminh231999 thích bài này.
  11. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm


    (Sưu tầm )
     
    Bella DodoBong Bóng Xà Phòng thích bài này.
  12. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm


    ( sưu tầm)
     
    Bella DodoHồng Minh thích bài này.
  13. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm


    (Sưu tầm)
     
    Bella Dodo thích bài này.
  14. Lindlar Catalyst

    Lindlar Catalyst Mod Hóa Cu li diễn đàn

    Bài viết:
    554
    Điểm thành tích:
    136
    Nơi ở:
    TP Hồ Chí Minh
    Trường học/Cơ quan:
    Đại học sư phạm tphcm

     
Chú ý: Trả lời bài viết tuân thủ NỘI QUY. Xin cảm ơn!

Draft saved Draft deleted

CHIA SẺ TRANG NÀY

-->