Bảng Nhận Biết Ion Trong Hoá Học - 123doc

Điều chế kim loại kiềm: Nguyên tắc: Khử ion KL kiềm → KL kiềm Điện phân nóng chảy có màng ngăn muối halogenua hay hiđroxit tương ứng... Tự tin lên.

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

ÔN TẬP HÓA VÔ CƠ

( HẸN T 5- 28/2 – CHƯƠNG I )

BẢNG NHẬN BIẾT ION

Ion ( + )( Cation )

H + - Qùy tím ẩm

- Phênolphatalin hồng Hóa đỏ ( hồng ) Chuyển sang không màu

Ag + - dd OH - dư

- dd Cl

Tạo ↓ keo trắng hóa thành đen Ag2O Tạo ↓ keo trắng

Ag + + OH - → AgOH↓ ( không bền )→ Ag2O↓

Ag + + Cl - → AgCl ↓

Ni 2+ - dd OH - Tạo ↓ xanh táo Ni 2+ + 2OH - → Ni(OH)2 ↓ xanh táo

Fe 2+ - dd OH - dư Tạo ↓ trắng xanh rồi chuyển sang nâu

đỏ khi có không khí. Fe

2+ + 2OH - → Fe(OH)2 ↓ trắng xanh 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O →4Fe(OH)3↓ nâu đỏ

Be 2+ - dd OH - dư Tạo ↓ keo trắng tan trong kiềm dư Be 2+ + 2OH - → Be(OH)2 ↓ keo trắng

Be(OH)2 + 2OH - →BeO22− + 2H2O

Zn 2+ - dd OH - dư Tạo ↓ keo trắng tan trong kiềm dư Zn 2+ + 2OH - → Zn(OH) 2 ↓ keo trắng

Zn(OH) 2 + 2OH - →ZnO22− + 2H 2 O

Al 3+ - dd OH - dư Tạo ↓ keo trắng tan trong kiềm dư Al 3+ + 3OH - → Al(OH)3 ↓ keo trắng

Al(OH)3 + OH - →AlO2− + 2H2O

Cr 3+

Cr 2+

- dd OH - dư Tạo ↓ xám xanh tan trong kiềm dư

Tạo ↓ nâu Cr 2+ + OH - → Cr(OH) 2 ↓

Cr 3+ + 3OH - → Cr(OH) 3 ↓ xám xanh Cr(OH) 3 + OH - → CrO2−+ 2H 2 O

Na +

K +

- Dùng dây Pt nhúng vào dd rồi đốt với ngọn lửa không màu

- như trên

Ngọn lửa có màu vàng chói Ngọn lửa có màu tím hồng

Ca 2+ - Dùng dây Pt nhúng vào dd rồi

đốt với ngọn lửa không màu

- dd CO32− (dd Na 2 CO 3 )

Ngọn lửa có màu đỏ cam ↓ trắng tan được trong axit Ca

2+ + CO32−→ CaCO 3 ↓

Ba 2+ - Dùng dây Pt nhúng vào dd rồi

đốt với ngọn lửa không màu

- dd SO42−( dd Na2SO4 )

Ngọn lửa có màu lục hơi vàng

↓ trắng không tan được trong mọi axit

2+ + SO42−→ BaSO4↓

Ion ( - ) ( Aation )

Dd OH - - Qùy tím ẩm

- Phênolphatalin hồng

Hóa xanh

→ không màu hóa hồng Muối 2 −

3

3

HSO

phải nhận biết trước

−

2

3

3

HCO

- Dd H + ( HCl )

Tạo bọt khí ( SO 2 ↑) làm mất màu dd Br 2

hay mất màu dd thuốc tím KMnO 4

−

2 3

SO + 2H ++ → H 2 O + SO 2 ↑

SO 2 + H 2 O + Br 2 → H 2 SO 4 + HBr

SO 2 + [ O]  →KMnO4 SO 3

Muối 2 −

3

−

2

3

HCO

3

Muối Silicat 2 −

3

3

SiO + 2H+ → H2 SiO 3 ↓

4

SO Dd Ba2+ ( dd BaCl2 ) Tạo ↓ trắng ( BaSO4↓) không tan trong các axit 2−

4

SO + Ba2+ → BaSO4↓

Muối Clorua Cl - Dd Ag + ( AgNO 3 ) Tạo ↓ trắng ( AgCl ) Cl- + Ag+ → AgCl↓

1

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

- Cl2

Tạo kết tủa vàng nhạt ( AgBr )

- Tạo dd màu nâu ( do hình thành Br2 )

Br - + Ag + → AgBr ↓ 2Br - + Cl2 → Br2 ( màu nâu ) + 2Cl -Muối Iô dua I -+ - Dd Ag + ( dd AgNO 3 )

- Cl 2

Tạo ↓ vàng ( AgI ) Tạo ↓ xám xẫm ( do hình thành I 2 ) I

- + Ag + → AgI ↓ 2I - + Cl 2 →I 2 ( xám xẫm ) + 2Cl

-Muối Photphat 3 −

4

4

PO + 3Ag + → Ag3PO4↓

Muối Nitrat −

3

NO - H2 SO 4đặc , t 0 Tạo khí màu nâu, mùi hắc ( NO 2 ) −

3

NO + H 2 SO 4đ → NO 2 ↑+SO42−+H 2 O

- Nhận biết kim loại lưỡng tính ( Al, Zn, Be, Cr, Pb ): tác dụng với dung dịch kiềm: kim loại tan trong NaOH là kim loại lưỡng tính

-Oxit lưỡng tính ( Al2O3, ZnO, BeO, Cr2O3, PbO ): tác dụng với dd kiềm ( NaOH ), oxit kim loại tan trong dung dịch kiềm là oxit lưỡng tính

- Với kim loại hay oxit kim loại thì có thể chuyển thành muối tan rồi được nhận biết qua ion của nó

- Zn, Al có thể dùng HNO3 đặc nguội để nhận biết như sau Kim loại không tan trong HNO3 đặc, nguội

→ đó là Al hay chuyển thành muối rồi tác dụng dd NH3, muối cho kết tủa rồi tan dần trong dd NH3 → Zn

Bảng điện hóa: Tính oxi hóa của Ion kim loại tăng dần

Li + K + Ba 2+ Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ 2H + Cu 2+ Fe 3+ Ag + Hg 2+ Pt 2+ Au 3+

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe 2+ Ag Hg Pt Au

Tính khử của kim loại giảm dần

Kim loại có tính khử càng mạnh ↔ Ion kim loại có tính oxi hóa càng yếu

Chiều phản ứng oxi hóa khử:

HÓA TÍNH CHUNG CỦA KIM LOẠI

Kim loại kiềm: Li Na K Rb Cs Fr ( IA )

Kim loại kiềm thổ: Be Mg Ca Sr Ba Ra ( IIA )

Kim loại lưỡng tính: Be Zn Al…

Kim loại phân nhóm phụ: Cu ( IB ) Zn ( IIB ) Fe( VIIIB )…

I Đặc điểm về cấu tạo nguyên tử kim loại :

- Bán kính nguyên tử hơi lớn so với nguyên tử phi kim

- Số e hóa trị ít ( 1 → 3) so với phi kim

- Lực liên kết các e với hạt nhân tương đối yếu, nên năng lượng cần tách e khỏi nguyên tử kim loại nhỏ ( năng lượng ion hóa nhỏ )

II Tính chất hóa học chung của kim loại:

- Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử ( dễ bị oxi hóa )

1 Tác dụng với phi kim:

KL bị oxi hóa được thành cation Phi kim bị khử thành anion

4Al + 3O2 →t0

3

2 2

3

2Al+ O+ Cu + Cl2 →t0

2 1

2 − +

Cl Cu

2.Tác dụng với axit:

a) Dung dịch HCl, H2SO4 (loãng ) [Axit không oxi hóa ]

Zn + 2H+ → Zn2+ + H2↑

2

M – ne = Mn+

Ví dụ:

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+

( chất oh mạnh ) ( Ch khử mạnh ) ( Ch khử yếu ) ( Ch oxi hóa yếu )

Ch khử mạnh 1 + Ch oxi hóa mạnh 1 → Ch khử yếu + Ch oxi hóa yếu

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑

b) Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc, to [ Axit có tính oxi hóa]

NxOy ( N2, NO, NO2, N2O

M + HNO3 → M(NO3)n + H2O +

NH4NO3

SO2; S↓

M + H2SO4đặc → M2(SO4)n + H2O +

H2S

Trừ Pt, Au hầu hết khử được N+5, S+6 đến mức oxi hóa thấp hơn

Cu +

3

5

4H N+ O → Cu(NO3)2 + 2H2O +

2

4

2 O N+

3.Tác dụng với dung dịch muối:

- Kim loại đứng trước trong dãy điện hóa sẽ đẩy ( ion ) kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối

Ví dụ:

Fe + ddCuSO4 → FeSO4 + Cu↓ ( Fe > Cu )

Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag ( Cu > Ag )

Cu + FeSO4 → không xảy ra ( Cu < Fe )

*****

- Fe + 2FeCl3 → 3FeCl2 - AgNO3 + Fe(NO3)2 → Fe(NO3)3 + Ag↓

- Ag + FeCl3 → không xảy ra

Giải thích: Cu2+ Fe3+ Fe3+ Ag+

Cu Fe2+

Quy tắc Anpha Fe2+ Ag Quy tắc An pha xảy ra theo chiều mũi tên ( không xảy ra theo chiều ngược lại )

KIM LOẠI PNC NHÓM I ( KIM LOẠI KIỀM )

I Vị trí của kim loại kiềm trong HTTH:

- Thuộc phân nhóm chính nhóm I:

Li ; Na ; K ; Rb ; Cs , Fr

- Đứng đầu mỗi chu kì ( trừ chu kì I )

II Hóa tính của kim loại kiềm:

- KL kiềm là những nguyên tố nhóm s, bán kính nguyên tử tương đối lớn

- KL kiềm là chất khử mạnh nhất trong số các kim loại:

1 Tác dụng với phi kim:

4Na + O2 → 2Na2O 2Ca + O2 → 2CaO

2Na + Cl2 → 2NaCl

2 Tác dụng với axit:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑

2Na + 2H2SO4 → Na2SO4 + H2↑

* 3 Tác dụng với H2O:

3

Fe

Cu + Fe 3+ → Fe 2+ + …

( hay thi TNPT + ĐH )

Cu2+

+ Fe2+ → Fe3+…

Ag+

( hay thi TNPT + ĐH )

( Tính khử ) M – 1e → M+

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

2K + 2H2O → 2KOH + H2↑

Các KL kiềm khác cũng có những phản ứng hóa học tương tự

4 Tác dụng với H2 : Chỉ kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng với H2

2Na + H2 t ,→0 p

CaH

C



 →



III Điều chế kim loại kiềm:

Nguyên tắc: Khử ion KL kiềm → KL kiềm

Điện phân nóng chảy có màng ngăn muối halogenua hay hiđroxit tương ứng

1 Điện phân muối NaCl:

NaCl → Na+ + Cl

Catot ( - ): 2Na+ + 2e → 2Na

Anot ( + ): 2Cl- + 2e → Cl2↑

2NaCl  →đpnc,vn 4Na + Cl2↑

2.Điện phân NaOH:

NaOH = Na+ + OH

Catot ( - ) 4Na+ + 4e → 4Na ( nóng chảy )

Anot ( + ) 4OH- + 4e → 2H2O + O2

4NaOH đpnc, →vn 4Na + O2↑ + 2H2O

Chú ý: Na2CO3 + 2C →t0 2Na + 3CO

MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA Na

I Natri hiđroxit:

- NaOH phân li hoàn toàn thành ion:

NaOH → Na + OH

-1 Tác dụng với axit:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

OH- + H+ → H2O

*** 2 Tác dụng với oxit axit:

- Tỉ lệ số mol

2

CO

NaOH

n

n

( Nếu KOH cũng lập tỉ lệ như NaOH )

1 2

2

CO

NaOH

n

n

≤ 1 1<

2

CO

NaOH

n

n

< 2

2

CO

NaOH

n

n

≥ 2

→ ra NaHCO3 → ra NaHCO3 và Na2CO3 → ra Na2CO3

Lấy n NaOH tính Cả hai đều hết, đặt ẩn số Lấy n CO2tính

PT:

NaOH + CO2 → NaHCO3 NaOH + CO2 → NaHCO3 NaOH + CO2 → Na2CO3

a a

2NaOH + CO2 → Na2CO3

2b b

Ta có: a + 2b= n NaOH

a + b = n CO2

3 Tác dụng với dung dịch muối:

4

M+ + e → M

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4

2OH- + Cu2+ → Cu(OH)2 ↓

- Điều chế NaOH bằng dung dịch NaCl, có màng ngăn xốp, điện cực trơ

2NaCl + 2H2O đpvn → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH

Anot ( + ) Catot ( - )

2Cl- - 2e → Cl2↑ 2H2O + 2e → H2 + 2OH

2Na+ + 2OH- = 2NaOH

KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM II

I Vị trí của kim loại phân nhóm chính nhóm II trong hệ thống tuần hoàn

Be, Mg , Ca , Strontri (Sr ), Ba , Rađi (Ra )

Be: lưỡng tính Ca, Sr, Ba : kim loại kiềm thổ

→ Đứng liền sau kim loại kiềm ( trừ chu kì I )

II Tính chất hóa học của kim loại PNC nhóm II

- Là những nguyên tố nhóm s, có 2 e hóa trị ( s2 )

- KL PNC II có bán kính nguyên tử hơi lớn → là chất khử mạnh trong hợp chất có số oxi hóa + 2

M – 2e → M2+

1 Tác dụng phi kim:

a) Tác dụng Oxi:

- Trong không khí ( nhiệt độ thường ) Be và Mg bị oxi hóa chậm thành màng bảo vệ kim loại, còn lại phản ứng với oxi của không khí mãnh liệt hơn

- Khi đốt nóng, kim loại PNC nhóm II cháy trong không khí tạo ra oxit

2M + O2 → 2MO ( M là nguyên tử kim loại PNC II )

b) Tác dụng Lưu huỳnh ( S )

M + S →t0 MS

c) Tác dụng Halogen:

M + Cl2 →0

2 Tác dụng Axit:

a) Tác dụng dd HCl, H2SO4 loãng … ( Axit không oxi hóa )

M + H2SO4 → MSO4 + H2↑

b) Tác dụng HNO3; H2SO4 đđ; t0 (Axit oxi hóa )

4M + 10HNO3 → 4M(NO3)2 +3H2O + NH4NO3

2M + 2H2SO4đ →t0 MSO4 + SO2↑ +2H2O

c) Tác dụng với H2O:

Trong H2O ( t0 thường ) Be không phản ứng, Mg khử chậm, còn lại (Ca, Sr, Ba) khử nước mạnh

M + 2H2O → M(OH)2 + H2↑

Vì vậy Ca, Sr, Ba được gọi là những kim loại kiềm thổ

Điều chế: Điện phân nóng chảy muối halogenua của chúng

MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA Ca

I Canxi oxit: ( oxit bazơ )

1 Tác dụng với H2O

CaO + H2O → Ca(OH)2 + Q

2 Tác dụng với axit, oxit tạo muối

5

MX2 đpnc → M +X2 ( X: là nguyên tố halogenua )

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

CaO + CO2 → CaCO3

Điều chế CaO bằng cách phân hủy CaCO3 ở nhiệt độ cao

CaCO3 →t0 CaO + CO2 + Q ( ở 9000C CaCO3 bị phân hủy hoàn toàn )

II Canxi hiđroxit:

1 Phản ứng với axit, oxit axit:

Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O

- Dung dịch Ca(OH)2 tác dụng với dung dịch muối khác

Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaOH

Ca2+ + CO32−→ CaCO3↓

***

2

2

)

(

CO

OH

Ca

n

n

= k

½ 1

2

2

)

(

CO

OH

Ca

n

n

≤ ½ ½

2

2

) (

CO

OH Ca

n

n

< 1

2

2

) (

CO

OH Ca

n

n

≥1

→ Ca(HCO3)2 → Ca(HCO3)2 → CaCO3

Lấy Ca(OH)2 tính đặt ẩn số lấy CO2 tính

PT: Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2

Ca(OH)2 +2CO2 → Ca(HCO3)2 a 2a Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

b b

Ta có: a + b = n Ca (OH)2

2a + b = n CO2

** NaOH tác dụng với H3PO4

4

3PO

H

NaOH

n

n

TH1:

4

3PO

H

NaOH

n

n

≤ 1 → tạo muối NaH2PO4

P/T: NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O

TH2: 1 <

4

3PO

H

NaOH

n

n

< 2 → tạo 2 muối

P/T: NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

TH3:

4

3PO

H

NaOH

n

n

= 2 → tạo muối Na2HPO4

P/T: 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

6

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

TH4: 2 <

4

3PO H

NaOH

n

n

< 3 → tạo 2 muối Na2HPO4 và Na3PO4

P/T: 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

TH5:

4

3PO

H

NaOH

n

n

≥ 3 → Tạo 1 muối Na3PO4

P/T: 3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

ĐIỆN PHÂN

1 Điện phân: Quá trình oxi hóa khử diễn ra ở bề mặt hai điện cực khi cho dòng điện một chiều đi qua chất điện phân ở trạng thái nóng chảy hay dung dịch

2 Nguyên tắc:

a) Tại Catod: Các cation nhận e- ( quá trình khử ) theo thứ tự từ sau ra trước

- H2O trong dung dịch điện phân ở Catot khi:

K + Ba 2+ Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ 2H + Cu 2+ Fe 3+ Ag + Hg 2+ Pt 2+ Au 3+

H – OH điện phân Tự điện phân

2H – OH + 2e →H2 + 2OH Mn+ + ne → M

b) Tại Anod: Các anion nhường e- ( quá trình oxi hóa ) theo thứ tự:

I- , Br- , Cl- , RCOO- > OH- > H2O > 2−

4

SO , 3−

4

PO

- H2O trong dung dịch điện phân ở Anot khi:

2−

4

SO SO32− CO32− NO3− Cl- Br-

H – OH điện phân Tự điện phân

H –OH -2e = 2H+ + ½ O2

3 Định luật Faraday: Lượng chất thu được ở mỗi điện cực tỉ lệ thuận với tích số cường độ dòng điện và thời gian điện phân:

I: Cường độ dòng điện ( A ) ; AX: Khối lượng mol nguyên tử của X

t: Thời gian điện phân ( s ); nX : Hóa trị của X trong chất đang dùng

Sự điện ly

1 Chất điện li: là chất phân ly thành ion ( + ) và ion ( - ) khi nóng chảy hoặc ở trạng thái dung dịch

2 Sự điện li: Là sự phân ly thành ion của chất điện ly ở trạng thái dung dịch hay nóng chảy

Chất không điện ly: Là chất mà dung dịch không dẫn điện được ( dung dịch rượu, đường )

+ Axit → H+ + Ion ( - ) gốc axit

+ Bazơ → OH- + ion ( + ) kim loại hay NH4

+ Muối → ion ( + ) kim loại + ion ( - ) gốc axit

3 * Chất điện ly mạnh: Có khả năng phân ly gần như hoàn toàn thành ion

* Chất điện ly yếu: Chỉ phân ly một phần thành ion

Số phân tử phân ly

* Độ điện ly: α = Số phân tử hòa tan ( 0 ≤ α ≤ 1)

7

X

X X

n

A t I

96500

=

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

- Sự điện ly là quá trình thuận nghịch vì các ion chuyển động tự do trong dung dịch nên có thể va chạm với nhau và tái tạo lại phân tử chất điện ly

4 Axit – Baz ( theo Bronsted) :

- Axit là chất có khả năng cho H+; Baz là chất có khả năng nhận H+

Dung dịch axit là dung dịch có chứa ion H+

Dung dịch Baz là dung dịch có chứa ion OH

-Hidroxit lưỡng tính là những hidroxit vừa có khả năng cho H+, vừa có khả năng nhận H+ như : Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Be(OH)2

5.pH của dung dịch: Đặc trưng cho nồng độ H+ của một dung dịch

pH = -lg[ ]H+ ; pOH = - lg[ ]OH− ; [ ]H+ : nồng độ mol H+

Cùng một dung dịch: pH + pOH = 14

H2O nguyên chất có [ ] [ ]H+ = OH− = 10-7 nên pH = 7

pH 0 5 7 8 10 14

Phenoltalei

n

Không màu Đỏ tím đỏ

+ Đối với axit yếu: HA H+ + A- ; pH = ( lg )

2

1

C

pK a −

+ Độ mạnh axit:

Axit không có Oxi: Phụ thuộc vào năng lượng liên kết H – X

HF < HBr < HCl < HI

Axit có oxi: HxXOy

y – x ≥ 2: axit mạnh ( H2SO4 , HNO3…)

y – x ≤ 1: axit yếu ( H2 CO3 , H2SO3)

+ Độ mạnh của Bazo: M(OH)n

M có tính kim loại càng mạnh, khả năng nhường e- càng lớn, sự đứt liên kết M – OH càng dễ nên tính Baz càng mạnh

NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 …

6 Muối: Hợp chất gồm ion ( + ) kim loại hay NH4+ với ion âm gốc axit

- Muối trung hòa: Muối mà trong gốc axit không còn H có tính axit

H3PO3 Axít Phốtphorơ là một hợp chất ( 2 chức axit) nên Na2HPO3 là muối trung hòa

- Muối axit: Muối mà trong gốc axit còn H có tính axit

NaHSO4, Ca(HPO4)2, KHS…

- Muối kép: Nhiều cation kim loại kết hợp với 1 gốc axit: Kal(SO4)2

- Muối hỗn hợp: Một loại kim loại kết hợp với các axit khác nhau

Cl

Ca Clorua vôi

O – Cl

7 Tính Axit – Baz của dung dịch muối:

nhận H+ mạnh hơn pH tùy trường hợp

8

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl

NH+

4 + H2O NH4OH + H+ ( pH < 7)

CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- (pH > 7)

8 Phản ứng trao đổi ion: Là phản ứng trao đổi giữa các ion của những chất đầu để tạo sản phẩm mới ( không có sự thay đổi số oxi hóa )

Điều kiện:

- Chất tham gia phản ứng phải tan ( trừ khi phản ứng với axit )

- Có sự tạo thành: chất dễ bay hơi, chất kết tủa ( ít tan ); chân phân li yếu hơn

***Nhiệt phân muối nitrat :

Li K Ca Na Ba Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Cu Ag Hg Pt Au

2 2

2 2

2 2

NO

0

O NO BaO

→



NH4NO3 t →0 < 3000 N2O + H2O

NH4NO3 t →0 > 3000 N2 + O2 + H2O

NH4NO3 →t0 N2 + H2O

PHI KIM

Hay gặp là : Oxy, Clo, Lưu huỳnh, Nitơ

I OXY

1 Tác dụng với kim loại:

Mg + ½ O2 → MgO

2 Phản ứng với Hidro:

H2 + ½ O2 → H2O

3 Điều chế:

KClO3 →t0 KCl + 2

2

3

O

NaNO3 →0

t NaNO2 + ½ O2

H2O đp(ddNaOH )→H2 + ½ O2

II CLO

1 Phản ứng với kim loại:

Mg + Cl2 → MgCl2

2 Phản ứng với Hidro:

H2 + Cl2 → 2HCl

3 Điều chế:

NaCl + H2O đpdd , →vn ½ H2 + ½ Cl2 + NaOH

2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

MnO2 + 4HCl →t0 MnCl2 + Cl2 + 2H2O

- HCl có tính khử:

+ 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

+ K2Cr2O7 ( Kali dicromat ) + 14 HCl → 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O

- HClO4 :có tính oxi hóa mạnh

+ HClO4 + 7HCl → 4Cl2 + 4H2O

9

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

III.LƯU HUỲNH:

1.Phản ứng với kim loại:

Mg + S → MgS

2 Phản ứng với H2:

H2 + S → H2S

→ Còn có tính khử: S + O2 → SO2

- H2S có tính khử:

+ H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

+ 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

- H2SO4 có tính oxi hóa mạnh ( thể hiện khi đặc, nóng )

+ S + H2SO4 →t0 3SO2 + 2H2O

IV.NITƠ:

1 Phản ứng với kim loại:

4Mg + 3N2 →t0 Mg2N3

2 Phản ứng với Hiodro:

Còn có tính khử: N2 + O2 3000 0 C 2NO

N2 + 3H2 2NH3

- Điều chế: NH4NO2 →t0 N2 + 2H2O

- NH3 có tính khử:

+ 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

+ 2NH3 + 3CuO →t0 N2 + 3Cu + 3H2O

- HNO3 có tính oxi hóa mạnh:

+ S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

10

- Cấu tạo nguyên tử

- Kim loại Al, Fe, Cu ( * * * * * )

- Các công thức tính số mol, m, V, mdd

→ Sẽ được trình bày trong các chuyên đề

Chúc các em thi tốt!

Để ôn tập tốt và xem lại những bài học trước đó Google: thay Hoang Son ( mục Cùng

LTĐH môn Hóa ), phía dưới là Tuyển tập đề thi ĐH các năm Google: thcs nguyen van troi

q2 ( có mục Tuyển tập đề thi TNPT các năm )

Thân tặng các công chúa, hoàng tử: Mất niềm tin là mất tất cả.( Tự tin lên )