ôn kiến thức luyện kỹ năng hóa học-phạm ngọc sơn

  • Số trang: 321 |
  • Loại file: PDF |
  • Lượt xem: 153 |
  • Lượt tải: 0
dangvantuan

Đã đăng 42188 tài liệu

Mô tả:

TS. PHẠM NGỌC SƠN Phiên bản điện tử 76 Lời nói đầu Thực tiễn các kì thi Đại học – Cao đẳng những năm qua cho thấy, để đạt được điểm số cao nhất, các em cần chuẩn bị cho mình thật tốt hai vấn đề: “Chính xác về lí thuyết – Nhanh về bài tập”. Việc lựa chọn đúng Bài hỏi lý thuyết, giải nhanh các bài tập là điều kiện tiên quyết cho sự thành công của một bài thi môn Hoá học. Nhằm giúp các em trong việc ôn luyện môn Hoá học phục vụ các kì thi, chúng tôi biên soạn cuốn sách “Ôn kiến thức – Luyện kĩ năng Hoá học”. Nội dung được chia làm hai phần chính: - Phần một: Ôn kiến thức. Tất cả các nội dung cơ bản và quan trọng nhất về Hoá học THPT được tóm tắt một các cô đọng, dễ hiểu. - Phần hai: Luyện kĩ năng. Các câu hỏi trắc nghiệm được chia thành các chương, mỗi chương bao gồm các câu hỏi lí thuyết và các bài tập. Các câu hỏi phần này được tác biên soạn một cách kĩ lưỡng, hướng dẫn một cách chi tiết, sẽ giúp ích cho các em học sinh trong việc luyện kĩ năng làm bài tập trắc nghiệm nhanh và chính xác. Tác giả TS. Phạm Ngọc Sơn Phần một: 77 ôn kiến thức Chương 1: Cấu tạo nguyên tử Bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học Và định luật Tuần hoàn 1. Thành phần cấu tạo nguyên tử, đặc điểm các hạt cấu tạo nên nguyên tử a) Thành phần cấu tạo nguyên tử – Hạt nhân nằm ở tâm của nguyên tử gồm các hạt proton và nơtron (riêng nguyên tố hiđro có một loại nguyên tử trong hạt nhân chỉ chứa proton không có nơtron). – Vỏ electron của nguyên tử gồm các electron chuyển động xung quanh hạt nhân. b) Đặc tính của các hạt cấu tạo nên nguyên tử Điện tích (quy ước) Khối lượng (quy ước) Vỏ electron của nguyên tử Hạt nhân nguyên tử Đặc tính hạt Hạt proton (p) Hạt nơtron (n) Hạt electron (e) qp = +1,602.10 –19C qn = 0 qe = –1,602.10–19C (1+) (0) (1–) mp = 1,6726.10–27kg mn = 1,6748.10–27kg me = 9,1094.10–31kg (1đvC) (1đvC) (0,549.10–3đvC) Nhận xét : Khối lượng của nguyên tử tập trung hầu hết ở hạt nhân, khối lượng của các electron là không đáng kể. me = 1u = 1 1 đvC (hay u) mp  1840 1840 1 19, 9265.10 27 mC   1, 6605.10 27 (kg) 12 12 Khối lượng nguyên tử : m1nt’ = P + N (u) Khối lượng mol nguyên tử : M = P + N (gam) 78 (với P là số proton, N là số nơtron) Nếu hình dung nguyên tử như một quả cầu thì : Thể tích nguyên tử : V1nt’ = 4 3  .r 3 Đường kính nguyên tử : Dnt’ = 10–10m = 1A0 Đường kính hạt nhân : 2. (1nm = 10A0) Dhn = Dnt’.10–4 Điện tích và số khối của hạt nhân a) Số đơn vị điện tích hạt nhân = số proton = số electron (Z = P = E). b) Số khối của hạt nhân (A) bằng tổng số proton (P) và số nơtron (N). A=P+N=Z+N 3. Nguyên tố hoá học a) Nguyên tố hoá học là tập hợp các nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (nghĩa là có cùng số proton, số electron và có tính chất hoá học giống nhau). b) Số hiệu nguyên tử (cho biết số thứ tự của nguyên tử nguyên tố trong bảng tuần hoàn) được kí hiệu là Z, bằng số đơn vị điện tích hạt nhân, bằng số proton trong hạt nhân nguyên tử và bằng số electron có trong nguyên tử của nguyên tố). c) Kí hiệu nguyên tử A Số khối Kí hiệu nguyên tố X Z Số đơn vị điện tích hạt nhân 4. Đồng vị – Nguyên tử khối trung bình a) Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau về số nơtron, do đó có số khối A khác nhau. Ví dụ : 16 8 O (8e, 8p, 8n) ; 17 8 O (8e, 8p, 9n)và 18 8 O (8e, 8p, 10n). Lưu ý : Cần phân biệt với khái niệm đồng khối (là những dạng nguyên tử của những nguyên tố khác nhau có cùng số khối A nhưng khác số proton Z). Ví dụ : 40 19 K (19p, 21n, b) Tỉ số 19e) và 40 20 Ca (20p, 20n, 20e). N Z Với nguyên tử nguyên tố có điện tích hạt nhân Z không quá 82 (hạt nhân nguyên tử bền) luôn có tỉ số : N 1  1,524 79 Z (trừ 11 H ) Riêng nguyên tử nguyên tố có Z < 18, tỉ số là: 1 N  1,23 Z  Nếu gọi tổng số các hạt electron, proton, nơtron là S thì : 3 S S  3,524 hoặc 3   3,23 Z Z c) Nguyên tử khối trung bình của nguyên tố ( A ) Nếu nguyên tố X có các đồng vị : A1X, A2X, A3X,… với phần trăm số nguyên tử của các đồng vị là x1, x2, x3,… khi đó khối lượng nguyên tử trung bình (KLNTTB) của nguyên tố X bằng : A X = x1%A1 + x2%A2 + x3%A3 + … A 5. x.A1  y.A 2  z.A3 ... x y z Cấu trúc vỏ electron của nguyên tử a) Obitan nguyên tử (kí hiệu AO) là vùng không gian xung quanh hạt nhân mà tại đó tập trung phần lớn xác suất có mặt electron (khoảng 95%). Hình dạng các obitan nguyên tử : – Obitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử. – Obitan p có dạng hình số 8 nổi, các obitan có sự định hướng khác nhau trong không gian (px, py, pz). – Obitan d, f có hình dạng phức tạp. Các obitan khác nhau về hình dạng, kích thước, nhưng mỗi obitan chỉ chứa tối đa 2 electron. b) Lớp electron: gồm các electron có năng lượng gần bằng nhau. Năng lượng electron ở lớp trong thấp hơn ở lớp ngoài. Các lớp electron được đặc trưng bằng các số nguyên : n = 1, 2, 3, …, 7 và được kí hiệu lần lượt từ trong ra ngoài như sau : 80 n 1 2 3 4 5 6 7 lớp K L M N O P Q c) Phân lớp electron: gồm các electron có năng lượng bằng nhau. Các phân lớp được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường : s, p, d, f. Số lượng các phân lớp trong một lớp bằng số thứ tự lớp. Ví dụ : Lớp thứ 3 (lớp M) có 3 phân lớp (3s, 3p, 3d). Thực tế với hơn 110 nguyên tố đã biết chỉ đủ số electron điền vào 4 phân lớp là : ns, np, nd, nf. Ví dụ : với n = 6 các electron điền vào các phân lớp 6s, 6p, 6d, 6f. d) Số obitan trong các phân lớp s, p, d, f tương ứng là các số lẻ : 1, 3, 5, 7. e) Số obitan trong lớp electron thứ n là n2 obitan. Ví dụ : Lớp M (n = 3) có : 32 = 9 obitan (gồm 1 obitan 3s, 3 obitan 3p và 5 obitan 3d) Lớp N (n = 4) có 42 = 16 obitan (gồm 10 obitan 4s ; 3 obitan 4p ; 5 obitan 4d; 7 obitan 4f). f) Năng lượng của các electron trong nguyên tử. Cấu hình electron nguyên tử  Mức năng lượng obitan nguyên tử (hay mức năng lượng AO) Khi số hiệu nguyên tử Z tăng, các mức năng lượng AO tăng dần theo trình tự như sau : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ... Lưu ý : Khi Z > 20, có sự chèn mức năng lượng, ví dụ : mức 4s trở nên thấp hơn 3d,…  Các nguyên lí và quy tắc phân bố electron trong nguyên tử – Nguyên lí Pau–li : Trên một obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron và hai electron này chuyển động tự quay ngược chiều nhau xung quanh trục riêng của mỗi electron. Obitan đã có 2 electron ghép đôi :  và 1 electron độc thân :  – Nguyên lí vững bền : Ở trạng thái cơ bản, trong nguyên tử các electron chiếm lần lượt những obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao. 81 –Quy tắc Kleckowski (thứ tự mức năng lượng obitan từ thấp đến cao) : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ... – Quy tắc Hund : Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho số electron độc thân là tối đa và các electron này phải có chiều tự quay giống nhau.  Cấu hình electron nguyên tử Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau. Ví dụ : Fe (Z = 26) có 26 electron. Cấu hình electron của Fe là 1s22s22p63s23p63d64s2. – Ý nghĩa : Ví dụ Số e trong phân lớp Số thứ tự lớp  3d6 Tên phân lớp – Cấu hình electron nguyên tử của Fe viết dưới dạng ô lượng tử :  Đặc điểm của lớp electron ngoài cùng Do liên kết yếu với hạt nhân nguyên tử, các electron ở lớp ngoài cùng dễ tham gia vào sự hình thành liên kết hoá học  quyết định tính chất hoá học của nguyên tố. Lớp electron ngoài cùng của nguyên tử các nguyên tố có nhiều nhất 8 electron. – Nếu có 1, 2 hay 3 electron lớp ngoài cùng  chúng là những nguyên tử kim loại. – Nếu có 5, 6 hay 7 electron lớp ngoài cùng  chúng thường là những phi kim. – Nếu có 4 electron lớp ngoài cùng  có thể là kim loại (Sn, Pb), có thể là phi kim (C, Si). – Nếu có đủ 8 electron lớp ngoài cùng (trừ He có 2e)  đó là các khí hiếm. 82 6. Cấu tạo bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học a) Ô nguyên tố Thành phần của ô nguyên tố gồm kí hiệu hoá học của nguyên tố, số hiệu nguyên tử, nguyên tử khối trung bình, ngoài ra còn có thể thêm thông tin về cấu tạo nguyên tử, mạng tinh thể,… Ví dụ : Số hiệu nguyên tử (stt) 22 Ti Kí hiệu nguyên tố Tên nguyên tố Titan KLNT trung bình 47,88 Khối lượng riêng (g/cm3) 4,5 (Ar)3d24s2 Cấu hình electron Nhiệt độ nóng chảy (0C) 1670 0C 1,54 Độ âm điện Nhiệt độ sôi (0C) 3289 0C 1gđk Cấu trúc tinh thể Số oxi hoá có thể có + 2, +3, +4 6,82eV Năng lượng ion hoá b) Chu kì là dãy các nguyên tố mà nguyên tử của chúng có cùng số lớp electron, được xếp theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần. Có 3 chu kì nhỏ (1, 2, 3) và 4 chu kì lớn (4,5, 6,7). Số lượng nguyên tố ở các chu kì như sau : – Chu kì 1 gồm 2 nguyên tố Z = 1  2 ; – Chu kì 2 gồm 8 nguyên tố Z = 3  10 ; – Chu kì 3 gồm 8 nguyên tố Z = 11  18 ; – Chu kì 4 gồm 18 nguyên tố Z = 19  36 ; – Chu kì 5 gồm 18 nguyên tố Z = 37  54 ; – Chu kì 6 gồm 32 nguyên tố Z = 55  86 ; – Chu kì 7 là chu kì chưa đầy đủ gồm các nguyên tố từ Z = 87 trở đi. c) Nhóm là tập hợp các nguyên tố được xếp thành cột, gồm các nguyên tố mà nguyên tử có cấu hình electron tương tự nhau, do đó có tính chất hoá học gần giống nhau. – Nguyên tử các nguyên tố trong cùng một nhóm có số electron hoá trị bằng nhau và bằng số thứ tự của nhóm (trừ một số ít ngoại lệ). – Các nhóm nguyên tố được chia thành hai loại : Nhóm A : gồm các nguyên tố s và nguyên tố p  STT nhóm A = số electron lớp ngoài cùng. IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np 2 ns2 np3 ns2 np 4 ns2 np5 ns2 np 6 Nhóm B : gồm các nguyên tố d và nguyên tố f. Cấu hình electron lớp ngoài cùng của hầu hết các nguyên tố nhóm B như sau 83 IB IIB IIIB IVB (n–1)d10ns1 (n–1)d10ns2 (n–1)d 1ns2 (n–1)d 2ns2 VIB VB 3 2 (n–1)d ns 7. 5 VIIB 1 (n–1)d ns (n – 1) d5ns2 VIIIB : (n–1)6ns2 (n–1)d 7ns2 (n–1)d 8ns2 Những tính chất biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân  Trong một chu kì (từ trái  phải) : Khi điện tích hạt nhân tăng, số lớp electron bằng nhau, số electron lớp ngoài cùng tăng bán kính nguyên tử giảm; độ âm điện tăng; năng lượng ion hoá I1 tăng; tính kim loại giảm đồng thời tính phi kim tăng; tính axit của các oxit, hiđroxit tăng đồng thời tính bazơ của chúng giảm; hoá trị trong hợp chất khí với hiđro của phi kim giảm từ 4  1; hoá trị cao nhất trong hợp chất với oxi tăng từ 1  7. Trong một nhóm A ( từ trên xuống dưới) : Khi điện tích hạt nhân tăng, số lớp electron tăng, số electron lớp ngoài cùng bằng nhau  bán kính nguyên tử tăng; độ âm điện giảm; năng lượng ion hoá I1 giảm; tính kim loại tăng đồng thời tính phi kim giảm; tính axit của các oxit, hiđroxit giảm đồng thời tính bazơ của chúng tăng; hoá trị trong hợp chất khí với hiđro và oxi tương tự nhau. Lưu ý : – Hai nguyên tố A, B thuộc cùng một chu kì và thuộc 2 nhóm A liên tiếp nhau có ZB – ZA = 1. – Hai nguyên tố A, B thuộc cùng nhóm A và thuộc 2 chu kì liên tiếp nhau có +) ZB – ZA = 8 (nếu ít nhất A thuộc chu kì nhỏ) +) ZB – ZA = 18 (nếu cả A, B thuộc chu kì lớn) – Công thức hợp chất với hiđro và oxi của các nguyên tố nhóm A: Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Hợp chất khí với RH4 RH3 RH2 RH hiđro Hợp chất với oxi R2O R O R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 (hoá trị cao nhất) 8. Định luật tuần hoàn Tính chất của các nguyên tố cũng như thành phần và tính chất của các đơn chất và hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến đổi tuần hoàn theo chiều tăng của điện tích hạt nhân nguyên tử. 84 Chương 2: Liên kết hoá học 1. Khái niệm về liên kết hoá học Liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn. 2. Quy tắc bát tử (8 electron) Cấu hình với 8 electron ở lớp ngoài cùng (hoặc 2 electron ở lớp thứ nhất) là một cấu hình đặc biệt vững bền. Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì các nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron vững bền của các khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 đối với heli) ở lớp ngoài cùng. 3. Liên kết ion và liên kết cộng hoá trị Loại liên kết Liên kết ion Liên kết cộng hoá trị Nguyên nhân hình thành liên kết : Các nguyên tử liên kết với Giống nhau nhau để đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm. Là lực hút tĩnh điện giữa các Là sự dùng chung các electron Bản ion mang điện tích trái dấu chất Na+ + Cl–  NaCl H. + Cl.  H : Cl Xảy ra giữa hai nguyên tố Xảy ra giữa những nguyên tố Khác khác hẳn nhau về bản chất hoá giống nhau về bản chất hoá nhau Điều học (thường xảy ra với các học (thường xảy ra giữa các kiện nguyên tố phi kim nhóm 4, 5, kim loại điển hình và phi kim liên kết 6, 7) điển hình) ; giữa ion dương – ion âm. Lưu ý : Trên thực tế trong hầu hết các trường hợp, trạng thái liên kết vừa mang tính chất cộng hoá trị vừa mang tính ion. Để có thể biết được loại liên kết ta phải dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tử của một liên kết. 4. Xác định loại liên kết dựa vào giá trị hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử của một liên kết Hiệu độ âm điện  < 0,4 0,4   < 1,7   1,7 5. Loại liên kết Liên kết cộng hoá trị không cực Liên kết cộng hoá trị có cực Liên kết ion Liên kết cho - nhận (còn gọi là liên kết phối trí) Là loại liên kết cộng hoá trị đặc biệt mà cặp electron dùng chung chỉ do 1 nguyên tử cung cấp được gọi là nguyên tử cho electron. Nguyên tử còn lại có obitan trống (obitan không có electron) được gọi là nguyên tử nhận electron. Liên kết cho – nhận được kí hiệu bằng mũi tên "" có chiều từ nguyên tử cho electron sang nguyên tử nhận electrron. 85 Ví dụ : Quá trình hình thành ion NH 4 (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho – nhận : Điều kiện để tạo thành liên kết cho – nhận giữa hai nguyên tử A  B là nguyên tử của nguyên tố A có đủ 8 electron lớp ngoài, trong đó có những cặp electron tự do (chưa tham gia liên kết) và nguyên tử của nguyên tố B phải có obitan trống. 6. Liên kết kim loại 1) Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể có sự tham gia của các electron tự do. 2) Liên kết trong mạng tinh thể kim loại có bản chất tĩnh điện, nhưng khác với liên kết ion ở chỗ : Liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện ion – ion, còn liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion – electron tự do. 7. Sự xen phủ các obitan tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi và liên kết ba a) Sự xen phủ trục – Liên kết  (xích ma) Sự xen phủ trong đó trục của obitan liên kết trùng với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết gọi là sự xen phủ trục. Sự xen phủ trục tạo liên kết  (hình 1). Hình 1. Xen phủ trục Hình 2. Xen phủ bên b) Sự xen phủ bên – Liên kết  (pi) Sự xen phủ trong đó trục của các obitan liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của 2 nguyên tử liên kết được gọi là xen phủ bên. Sự xen phủ bên tạo liên kết  (hình 2). c) Liên kết đơn : Luôn luôn là liên kết xích ma , được tạo thành từ sự xen phủ trục và thường bền vững. d) Liên kết đôi : Gồm 1 liên kết  và 1 liên kết . Các liên kết  thường kém bền hơn so với liên kết . e) Liên kết ba : Gồm một liên kết  và hai liên kết  kém bền. 8. Lai hoá obitan a) Sự lai hóa obitan Là sự tổ hợp (trộn lẫn) một số obitan hóa trị có mức năng lượng gần bằng nhau để được cùng số lượng các obitan lai hóa giống nhau nhưng định hướng khác nhau trong không gian. b) Các kiểu lai hóa thường gặp - Lai hóa sp : 1AOs + 1AOp  2AOsp thẳng hàng (góc liên kết 1800). 86 Ví dụ : Trong các phân tử BeH2 ; BeCl2 ; C2H2 các nguyên tử Be, C ở trạng thái lai hóa sp. - Lai hóa sp2 : 1AOs + 2AOp  3AO sp 3 trên mặt phẳng, hướng từ tâm đến đỉnh tam giác đều (góc liên kết 1200). Ví dụ : Trong các phân tử C2H4 ; BF3 các nguyên tử C, B ở trạng thái lai hóa sp2. - Lai hóa sp3: 1AOs + 3AOp  4AO sp2 có hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều (góc liên kết 109028’). Ví dụ : Trong các phân tử CH4 ; NH3 ; H2O các nguyên tử C, N, O ở trạng thái lai hóa sp3. 8. Các loại tinh thể a). Tinh thể ion – Tinh thể ion được hình thành từ những ion mang điện tích trái dấu, đó là các cation và anion. – Lực liên kết có bản chất tĩnh điện. – Tinh thể ion bền, khó nóng chảy, khó bay hơi. Tinh thể nguyên tử – Tinh thể được hình thành từ các nguyên tử. – Lực liên kết có bản chất cộng hoá trị. – Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao. Tinh thể phân tử – Tinh thể được hình thành từ các phân tử. – Lực liên kết là lực tương tác phân tử. – Kém bền, độ cứng nhỏ, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp. Tinh thể kim loại – Tinh thể được hình thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron tự do. – Lực liên kết có bản chất tĩnh điện. – Ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, dẻo. b) c) d) 9. Hoá trị trong hợp chất ion - Khái niệm về điện hoá trị : Hoá trị của nguyên tố trong hợp chất ion được gọi là điện hoá trị. Cách xác định điện hoá trị : Trị số điện hoá trị của một nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử của nguyên tố đó nhường hoặc thu để tạo thành ion hay bằng trị số điện tích của ion. - Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị Khái niệm: Hoá trị của nguyên tố trong hợp chất cộng hoá trị được gọi là cộng hoá trị. Cách xác định : Cộng hoá trị của một nguyên tố là số liên kết mà nguyên tử của nguyên tố đó tạo ra được với các nguyên tử khác trong phân tử ở trạng thái đang xét. 10. Số oxi hoá  Khái niệm : Số oxi hoá của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó nếu giả định liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion.  Cách xác định : Theo 4 quy tắc Quy tắc 1: Trong các đơn chất, số oxi hoá của nguyên tố bằng 0. Quy tắc 2: Trong một phân tử tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng 0. 87 Quy tắc 3: Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoá của nguyên tố bằng điện tích của ion đó ; trong ion đa nguyên tử tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng điện tích của ion. Quy tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoá của hiđro bằng +1, của oxi bằng – 2. 88 Chương 3: Phản ứng hoá học 1. Phân loại:  Loại 1: Phản ứng hoá học có sự thay đổi số oxi hoá (phản ứng oxi hoá – khử ). Hầu hết các phản ứng hoá học thuộc loại này.  Loại 2: Phản ứng hoá học không có sự thay đổi số oxi hoá. Các phản ứng trao đổi, một số phản ứng hoá hợp và một số phản ứng phân huỷ thuộc loại phản ứng hoá học này. 2. Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử a) Phương pháp thăng bằng electron Nguyên tắc của của phương pháp dựa trên sự bảo toàn electron, nghĩa là tổng số electron chất khử cho bằng tổng số electron chất oxi hoá nhận.  Bước 1 : Xác định các chất có mặt trong PTHH của phản ứng Có thể chưa cần viết hết tất cả các chất tham gia và sản phẩm, nhưng nhất thiết phải viết các chất tham gia cho, nhận electron và các sản phẩm của chúng. Ví dụ : Hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 loãng Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O  Bước 2 : Xác định số oxi hoá của các nguyên tố có số oxi hoá thay đổi, viết các quá trình cho, nhận electron. 2 0 Cu  Cu + 2e (Sự oxi hoá) 5 2 N + 3e  N (Sự khử)  Bước 3 : Cân bằng số electron cho – nhận. Nói chung, để cân bằng số electron cho, nhận ta chỉ cần nhân chéo số electron cho và nhận. 0 3 2 Cu  Cu + 2e 5 2 2 N + 3e  N  Bước 4 : Đưa hệ số tìm được từ phương trình cho – nhận electron vào phương trình hoá học : 3Cu + 2HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + H2O  Bước 5 : Cân bằng phần không oxi hoá – khử. Trước hết cần bổ sung phần axit tạo muối. Đối với phản ứng trên ta cần thêm 6 phân tử HNO3 để tạo ra 3 phân tử Cu(NO3)2, cuối cùng cân bằng số phân tử H2O (hoặc các chất làm môi trường, v.v...). 3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O b) Phương pháp ion – electron Theo phương pháp này, bước 1, bước 2 giống như phương pháp trên, ở bước 3, các quá trình cho – nhận electron được viết dưới dạng ion, phân tử mà chúng tồn tại thực. Phương pháp ion-electron chỉ áp dụng cho các phản ứng xảy ra trong dung dịch. Ví dụ : Trường hợp hoà tan Cu bằng dung dịch HNO3 ở trên ta viết như sau 2 Cuo  Cu2+ + 2e (Cu2+ chứ không phải là Cu ) 89 5 2 NO3  3e  NO  (không viết N , N ) Chú ý : Để cân bằng các bán phản ứng có thể dùng các quy tắc sau : Ngoài các chất (nguyên tử, phân tử, ion, vv...) cho – nhận electron và các sản phẩm của chúng nếu đã cân bằng (cả về số nguyên tử của các nguyên tố, cả về điện tích của 2 vế (VD : Cu o  Cu2+ + 2e) thì coi là bán phản ứng đã viết xong ; nếu chưa cân bằng (VD : NO3  3e  NO  ) thì tiến hành như sau : – Nếu vế trái nhiều oxi (O) hơn vế phải thì trong môi trường axit vế trái thêm H+ và vế phải thêm H2O. Ví dụ : NO3  3e  4H   NO  2H 2O . – Nếu trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành OH–. Ví dụ : MnO 4  3e  2H2 O  MnO2  4OH  – Nếu vế trái ít oxi (O) hơn vế phải trong môi trường trung tính thì vế trái thêm H2O và vế phải tạo thành H+. Ví dụ : SO2 + 2H2O  SO24  4H   2e . – Nếu trong môi trường bazơ thì vế trái thêm OH– và vế phải thêm H2O. Ví dụ : SO32  2OH   SO24  H 2O  2e Sau khi cân bằng ta có hai bán phản ứng sau : Cuo  Cu2+ + 2e NO3  3e  4H   NO  2H 2O  Bước 4 : cân bằng số electron cho – nhận giống như phương pháp thăng bằng electron. 3 Cuo  Cu2+ + 2e 2 NO3  3e  4H   NO  2H 2O  ứng Bước 5 : cộng 2 bán phản ứng, ta được phương trình ion thu gọn của phản 3Cu  8H   2NO3  3Cu 2  2NO   4H 2O Muốn chuyển phương trình dạng ion thành phương trình dạng phân tử ta cần cộng vào 2 vế những lượng như nhau các cation hoặc anion hoặc cả hai để bù trừ điện tích. Trường hợp trên cần cộng 6NO3 vào 2 vế, ta có : 3Cu + 8HNO3  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3. Phân loại phản ứng oxi hoá - khử Số phản ứng oxi hoá – khử có thể phân thành 3 nhóm lớn sau đây :  Phản ứng giữa các nguyên tử, phân tử, ion : nghĩa là những phản ứng trong đó có sự chuyển dời electron từ chất này sang chất khác. Các ví dụ điển hình : a) Giữa các nguyên tử : Zn + to S  ZnS to b) Giữa nguyên tử – phân tử : 2Al + Fe2O3  2Fe + Al2O3 c) Giữa phân tử – phân tử : d) Giữa nguyên tử – ion : FeO + CO  Fe + CO2 to 90 to 3Cu + 2NO 3 + 8H+  3Cu 2+ + 2NO + 4H2O e) Giữa ion – ion : 2MnO 4 + SO 32 + 2OH–  2MnO24  SO24  H 2O Trong loại phản ứng này một chất đóng vai trò chất oxi hoá (nhận electron) và chất kia (cho electron) đóng vai trò chất khử.  Phản ứng nội phân tử : là phản ứng trong đó quá trình cho – nhận electron xảy ra trong một phân tử. Ví dụ : 2HgO  2Hg + O2 2 HgO vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó Hg đóng vai trò chất oxi hoá và 2 O đóng vai trò chất khử. to 2Cu(NO3)3  2CuO + 4NO2 + O2  5 Cu(NO3)2 vừa là chất oxi hoá vừa là chất khử, trong đó N đóng vai trò chất oxi hoá 2 và O đóng vai trò chất khử.  Phản ứng dị li : là phản ứng trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở cùng một mức oxi hoá (cùng số oxi hoá) tách thành nhiều mức oxi hoá khác nhau : 4 Ví dụ : 3 5 2NO2 2NaOH  NaNO2  NaNO3  H2 O Chú ý : phản ứng đồng hợp là trường hợp đặc biệt của phản ứng giữa các phân tử, trong đó các nguyên tử của cùng một nguyên tố ở các mức oxi hoá khác nhau tác dụng với nhau thành một chất có cùng mức oxi hoá. 5 Ví dụ : 1 0 KBrO3  5KBr  3H 2SO 4  3K 2 SO4  3Br2  3H 2O (chất oxi hoá) (chất khử) 91 Chương 4: Tốc độ phản ứng và cân bằng hoá học 1. Khái niệm về tốc độ phản ứng và tốc độ trung bình của phản ứng a) Tốc độ phản ứng Mọi phản ứng hoá học đều có thể biểu diễn bằng phương trình tổng quát sau : Các chất phản ứng  Các sản phẩm Trong quá trình phản ứng, nồng độ các chất phản ứng giảm dần, đồng thời nồng độ các sản phẩm tăng dần. Phản ứng xảy ra càng nhanh thì trong một đơn vị thời gian nồng độ các chất phản ứng giảm và nồng độ các sản phẩm tăng càng nhiều. Như vậy, có thể dùng độ biến thiên nồng độ theo thời gian của một chất bất kì trong phản ứng làm thước đo tốc độ phản ứng. Tốc độ phản ứng là độ biến thiên nồng độ của một trong các chất phản ứng hoặc sản phẩm trong một đơn vị thời gian. Nồng độ thường được tính bằng mol/l, còn đơn vị thời gian có thể là giây (s), phút (ph), giờ (h)... Tốc độ phản ứng được xác định bằng thực nghiệm. b) Tốc độ trung bình của phản ứng ( v ) * Xét phản ứng : A  B Ở thời điểm t1, nồng độ chất A (chất phản ứng) là C1 mol/l. Ở thời điểm t2, nồng độ chất A là C2 mol/l (C2 < C1 vì trong quá trình diễn ra phản ứng nồng độ chất A giảm dần). Tốc độ trung bình của phản ứng tính theo chất A trong khoảng thời gian từ t1 đến t2 được xác định như sau : v C C  C1 C  C2  2  1 t 2  t1 t 2  t1 t Nếu tốc độ trung bình của phản ứng được tính theo sản phẩm B thì : Ở thời điểm t1, nồng độ chất B là C1 mol/l. Ở thời điểm t2 nồng độ chất B là C2 mol/l (C2 > C1 vì nồng độ chất B tăng theo thời gian diễn ra phản ứng). Ta có : C C  C1 v  2 t t 2  t1 * Xét phản ứng : aA + bB  cC + dD Với các phản ứng có hệ số tỉ lượng khác nhau trong PTHH, cần chú ý : v 1 C C 1 C D 1 C A 1 C B    c t d t a t b t 92 2. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng a) Nồng độ Khi tăng nồng độ chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng. Ví dụ : aA + bB  cC + dD v = k. [A]a [B]b [A] ; [B] là nồng độ các chất A, B. Trong đó : k : hằng số tốc độ phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất phản ứng (là tốc độ phản ứng khi nồng độ các chất tham gia phản ứng bằng nhau và bằng 1 mol/l). v : tốc độ phản ứng. b) Áp suất Đối với phản ứng có chất khí, khi tăng áp suất tốc độ phản ứng tăng. (Khi tăng áp suất lên bao nhiêu lần đồng nghĩa với tăng nồng độ các chất phản ứng lên bấy nhiêu lần). c) Nhiệt độ Khi tăng nhiệt độ, tốc độ phản ứng tăng khi tăng nhiệt độ từ t01  t20 có : 0 0 t 2  t1 v t0 = v t0 . γ 2 a 1 Trong đó: v t 0 và v t 0 là tốc độ phản ứng ở nhiệt độ ban đầu và nhiệt độ cao hơn. 1 2  : là hệ số nhiệt độ của tốc độ (cho biết tốc độ phản ứng tăng lên bao nhiêu lần khi tăng a (0C). d) Diện tích bề mặt Khi tăng diện tích bề mặt chất phản ứng, tốc độ phản ứng tăng. e) Chất xúc tác : là chất làm tăng tốc độ phản ứng, nhưng còn lại sau khi phản ứng kết thúc. (Chất làm giảm tốc độ phản ứng được gọi là chất ức chế phản ứng). 3. Cân bằng hoá học - Phản ứng thuận nghịch là phản ứng xảy ra theo 2 chiều ngược nhau trong cùng điều kiện. - Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch. - Khi phản ứng đạt tới trạng thái cân bằng, nồng độ các chất không thay đổi nhưng các phản ứng thuận và nghịch vẫn diễn ra nên cân bằng hóa học là cân bằng động. - Hằng số cân bằng: Cho phản ứng :   cC + dD aA + bB   c d C D  KC  Aa Bb 93 [A] ; [B] ; [C] ; [D] là nồng độ mol của các chất A, B, C, D lúc cân bằng. KC : hằng số cân bằng của phản ứng chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất phản ứng. 4. Sự chuyển dịch cân bằng, các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học a) Sự chuyển dịch cân bằng : Một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng, có thể chuyển sang trạng thái cân bằng khác do sự thay đổi điều kiện của phản ứng gọi là sự chuyển dịch cân bằng. b) Những yếu tố ảnh hưởng * Nồng độ : - Khi tăng nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía làm giảm nồng độ chất đó cho đến khi đạt cân bằng mới. - Khi giảm nồng độ một chất nào đó trong cân bằng (trừ chất rắn) ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía tăng nồng độ chất đó cho đến khi đạt cân bằng mới. * Áp suất : - Khi tăng áp suất chung của hệ cân bằng ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng có số mol khí ít hơn, cho tới khi đạt cân bằng mới. - Khi giảm áp suất chung của hệ cân bằng ở nhiệt độ không đổi, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng có số mol khí nhiều hơn, cho đến khi đạt cân bằng mới. - Hệ cân bằng có số mol chất khí ở hai vế của PTHH bằng nhau thì việc tăng hay giảm áp suất chung không làm cân bằng chuyển dịch. * Nhiệt độ : - Khi tăng nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng thu nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới. - Khi giảm nhiệt độ của cân bằng, thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía phản ứng toả nhiệt cho đến khi đạt cân bằng mới. Ba yếu tố làm chuyển dịch cân bằng được tóm tắt trong nguyên lí Lơ Satơliê: Khi thay đổi các điều kiện của một phản ứng thuận nghịch đang ở trạng thái cân bằng (nồng độ, nhiệt độ, áp suất), cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm tác động của sự thay đổi đó. 94 Chương 5: sự điện li 1. Khái niệm – Quá trình phân li các chất thành ion là sự điện li. Những chất tan trong nước phân li ra ion được gọi là những chất điện li. – Độ điện li : Độ điện li  (anpha) của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li ra C ion (n) và tổng số phân tử hoà tan (n0) :   n , hoặc   C0 n0 (trong đó C là nồng độ chất điện li đó phân li thành ion; C0 là nồng độ chất tan ban đầu). – Phân loại các chất điện li : +) Chất điện li mạnh là chất có  = 1 (các axit mạnh, bazơ mạnh, hầu hết các muối tan. Ví dụ : HCl ; HNO3 ; H2SO4 ; HClO3 ; NaOH ; KOH ; Ba(OH)2 ; NaCl ; KNO3 ; Ba(NO3)2...). Na2CO3  2Na+ + CO32 +) Chất điện li yếu là chất có 0 <  < 1. (ví dụ : các axit yếu, bazơ yếu... như : HF ; HClO ; HNO2 ; H2CO3 ; Mg(OH)2...)   H+ + F– HF   Cân bằng phân li của các chất điện li yếu là cân bằng động, tuân theo nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Satơliê. Khi pha loãng dung dịch chất điện li yếu thì độ điện li tăng. 2. Axit – bazơ – Axit là chất nhường proton. Ngoài những axit thông thường, một số ion cũng thể hiện tính axit trong dung dịch như : NH4+ ; HSO 4 ; Al3+.H2O ; Fe3+.H2O ; Cu2+.H2O ; Mg2+.H2O,...   H3O+ + NO 2 HNO2 + H2O     H3O+ + Al(OH)2+ Al3+.H2O + H2O   – Bazơ là chất nhận proton. Ngoài những bazơ thông thường, một số ion cũng thể hiện tính bazơ trong dung dịch như các anion gốc axit của axit yếu, như : NO 2 ; CO 23  ; SO 23  ; S2– ; CH3COO– ; SiO 23  ; AlO 2 ; ZnO 22  ; C6H5 O–; PO 34  ,...   HCO 3 + OH– CO 23  + H2O   95
- Xem thêm -