LÝ THUYẾT HÓA HỌC 11
CHƢƠNG I : SỰ ĐIỆN LI
I, BẢN CHẤT SỰ ĐIỆN LI
1. Chất điện li : là những chất tan trong nước hoặc nóng chảy phân li ra ion.
2. Sự điện li : là sự phân li các chất trong nước hay chất nóng chảy thành ion.
3. Độ điện li
  


n là số phân tử chất đã phân li thành ion.
n
0
là số phân tử chất tan trong dung dịch
- Độ điện li  phụ thuộc vào các yếu tố :
+ Bản chất liên kết của chất tan.
+ Dung môi, nhiệt độ, nồng độ ( dung dịch càng loãng độ điện li  càng tăng
).
4. Hằng số phân li acid
HA  
+
+ A
-
  

 

 



     

]=


( pKa-logC )
2. pOH=[OH-] =


( pKb-logC )
3.     

- Na
2
HPO
3
vẫn còn hiđro nhưng là muối trung hòa.

CHƢƠNG II : NITƠ__PHỐTPHO
I. NITƠ
- Cấu hình e : 1s
2
2s
2
2p
3
.
- Nitơ có số OXH trung gian nên thể hiện tính OXH và tính khử trong các phản ứng
hóa học.
1. Tính chất hóa hoc.
a. Tác dụng với kim loại
3Li +

2


 2N
2
+ 6H
2
O.
+ 2NH
4
NO
3






2N
2
+ O
2
+ 4H
2
O.
+ (NH
4
)
2
Cr


4NH
3
+ N
2
+ 3SO
2
+ 6H
2
O.
+ NH
4
HSO
4


 NH
3
+ N
2
+ SO
2
+ H
2
O.
+ 2NO
2
+ 2C

 N

O.
- Phản ứng khử Clo bằng NH
3
khi vương ra bên ngoài.
+ 2NH
3
+ 3Cl
2
 N
2
+ 6HCl
c. Ứng dụng
- Dùng để sản xuất phân bón hóa học.
- N
2
lỏng dùng để bảo quản máu.
2. HỢP CHẤT CỦA NITƠ [NH
3
]
- Là chất lỏng ở điều kiện thường, có mùi khai.
a. Tính chất hóa học.
- Trạng thái lai hóa sp
3
.
+ 4NH
3
+ Cu(OH)
2
 [Cu(NH
3

2+
, Zn
2+
…) đều tạo kết tủa nhưng đối với Cu
2+

và Zn
2+
nếu NH
3
dư thì kết
tủa có thể tan 1 phần hoặc toàn bộ tùy thuộc vào lượng NH
3
dư nhiều hay ít.
AlX
3
+ 3NH
3
+ 3H
2
O  Al(OH)
3
+ 3NH
4
X (X là HLG hoặc gốc axit).
…
b. Điều chế
+ Trong công nghiệp : N
2
+ 3H

kim loại.
e. HNO
3

- Tính chất hóa học
…………………………………………………………….
- Điều chế
+ Phương pháp hồ quang: N
2
 NO  NO
2
HNO
3
+ Trong công nghiệp : NH
3
 NO  NO
2
 HNO
3
+ Trong phòng thí nghiệm
H
2
SO
4 đđ
+ KNO
3
 K
2
SO
4

2
CO Urê.
+ Sinvinit NaCl.KCl__Cacnanit KCl.6H
2
O.
+ Thuc n n hp gm 75%KNO
3
10%S và 15%C.
g. Độ dinh dƣỡng
- Phân đạm được đánh giá bằng hàm lượng %N.
- Phân kali (thành phần KCl, K
2
CO
3
…) cung cấp dinh dưỡng dưới dạng K
+
độ dinh
dưỡng được đánh giá bằng hàm lượng %K
2
O.
- Vùng dất chua bón NO
3
-, vùng đất kiềm bón NH
4
+, NH
4
NO
3
làm tăng độ chua
cho đất.


-
Cấu trúc polime khó nóng chảy khó
bay hơi.

-
Đun P
đỏ
trong không khí thu được
P
trắng
.

-
OXH chậm không phát sáng.

-
Trong phòng thí nghiệm dùng P
đỏ
.

- OXH chậm phát sáng.
- Cấu trúc mạng tinh thể phân tử kém
bền trong không khí.
- Gây bỏng khi rơi vào ra.
- T
0
> 40
0
C bốc cháy nên bảo quản

O
5
(chất rắn ).

Phốt pho bốc cháy khi gặp CrO
3
10CrO
3
+ 6P  3P
2
O
5
+ 5Cr
2
O
3

2. Điều chế
- Trong công nghiệp
+ Ca
3
(PO
4
)
2 quặng photphotrit
+ 3SiO
2 cát
+ 5C

 3CaSiO

2
O
5
tác dụng với kiềm hay hỗn hợp kiềm thì :
Trước tiên : P
2
O
5
+ 3H
2
O  2H
3
PO
4
Sau đó :
H
3
PO
4
+ OH-  H
2
PO
4
- + H
2
O.
H
3
PO
4

- và HPO
4
2-
2  T  3  muối HPO
4
2-
và PO
4
3-
T  3  muối PO
4
3-
.
+ P
2
O
5
có tính háo nước mạnh hơn cả H
2
SO
4
đặc nên H
2
SO
4 đặc
không thể hút
nước từ H
3
PO
4

.
 Phương pháp này điều chế H
3
PO
4
tạo ra không tinh khiết. Để tạo ra H
3
PO
4
tinh khiết người ta điều chế theo phương pháp này:
2P + 5O
2



P
2
O
5 rắn
sau đó cho tác dụng với H
2
O
3H
2
O + P
2
O
5
 2H
3

 Ag
3
PO
4
 + 3M(NO
3
)
n

c. Ứng dụng
- Phân lân cung cấp dưới dạng ion phốtphát (PO
4
3-
), độ dinh dưỡng của phân
lân bằng %P
2
O
5.

- Nitrôphốtka gồm : (NH
4
)
2
HPO
4
và KNO
3
___Amôphốt gồm NH
4
H

CHƢƠNG III : NHÓM CACBON
I. Khái quát nhóm CACBON
- Cấu hình e : ns
2
np
2

- Gồm các nguyên tố : C__Si__Ge__Sn__Pb.
- CO
2
và SiO
2
là các oxit acid còn oxit GeO
2
__SnO
2___
PbO
2
và các hidroxít
của chúng là các hợp chất lưỡng tính.
- Ngoài khả năng liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác các nguyên tử
C_Si_Ge chúng có thể liên kết với nhau tạo thành mạch.
II. CACBON
1. Tính chất hóa học
- Tính khử : khi tác dụng với phi kim và kim loại
3Fe + C

 Fe
3
C …

2
+ Mg

 MgO + C ( nên không dùng CO
2
để dập các đám
cháy magie ).
CO
2
+ C

 2CO
+ Ở nhiệt độ cao C khử được H
2
O
C + H
2
O








CO + H
2
C + 2H
2



















kim cương nhân tạo.
- Than cốc











- Than muội CH
4














 C + 2H
2

3. ứng dụng
+ Điều chế hợp chất hữu cơ
CO + H
2








2
 Pb  + 2HCl + CO
2
.
+ Khí CO
2
không duy trì sự cháy nên người ta có thể dùng khí CO
2
để dập
tắt các đám cháy.
+ Không dùng khí CO
2
 dc
magiê.
4. Muối CO
3
2-

- Khi bài cho CO
2
tác dụng với kiềm hay hỗn hợp nhiều kiềm có biết tỉ lệ sô
mol ta so sánh tỉ lệ để khẳng định sản phẩm tạo ra :
CO
2
+ OH-  HCO
3
-

CO
2

CO
3
) amoni và
các muối Hidrocacbonat dễ tan trong nước (trừ NaHCO
3
hơi ít tan).
- Đặc biệt
** Muối CO
3
2-
của KL kiềm + ion kim loại từ (Mg__về sau) đều tạo ra
các kết tủa tương ứng.
3Na
2
CO
3
+ 3AlCl
3
+ 3H
2
O  2Al(OH)
3
 + 6NaCl + 3CO
2
.
( tƣơng tự với Mg
2+
, Cu
2+
, Fe









Na
2
SiO
3
+ H
2
O.
- SiO
2
+ Na
2
CO
3










+ Na
2
CO
3
. ( p/ư này chứng tỏ
H
2
SiO
3
yếu hơn cả H
2
CO
3
).
- Hỗn hợp Na
2
SiO
3
và K
2
SiO
3
đậm đặc được gọi là thủy tinh lỏng.
+ Thủy tinh không có cấu trúc tinh thể mà là chất rắn vô định hình  không
có nhiệt độ nóng chảy xác định.
+ Cr
2
O
3
cho thủy tinh màu xanh lục__CoO (coban oxit) cho thủy tinh màu

 K
2
MnO
4
+ MnO
2
+


O
2

………………
Trong công nghiệp dùng phương pháp chưng cất không khí lỏng.
- ÔZÔN (O
3
) là dạng hình thù của O
2
có tính OXH mạnh hơn rất nhiều.
O
3
+ 2KI + H
2
O  I
2
+ KOH + O
2

2Ag + O
3

2













SO
3

SO
2
+ Cl
2
+ 2H
2
O  2HCl + H
2
SO
4
SO
2
+ Br

2H
2
S + O
2 dư







2S + 2H
2
O.
H
2
S
khí
+ Cl
2 khí
 2HCl + S
H
2
S
dung dịch
+ 4Cl
2 khí
+ 4H
2
O  8HCl + H

c. Ứng dụng
- Lưu hóa cao su, sản xuất SO
2
chất tảy trắng bột giấy, phẩm nhuộm.
- Thuốc trừ sâu, chất diệt nấm mốc.
- Bột lưu huỳnh dùng để khử thủy ngân(Hg) khi vương ra ngoài.
CHƢƠNG V : NHÓM HALOGEN
1. Thành phần
Chiều tăng dần tính OXH__và giảm dần tính khử
I
2
Br
2
Cl
2
F
2
Rắn khí khí khí
- Cấu hình chung : ns
2
np
5
do có 7e lớp ngoài cùng nên nhóm HLG có tính
OXH mạnh.
-
Bán kính nguyên tử : I
2
> Br
2
> Cl

H
2
SO
4
đặc
Br- + H
2
SO
4 đặc
 Br
2
+ SO
2
+ H
2
O + …
3. Điều chế
- F
2
điện phân nóng chảy muồi KF__NaF__HF
- Cl
2

 Trong phòng thí nghiệm:
2KmNO
4
+ 16HCl  2MnCl
2
+ 5Cl
2
















2NaOH + Cl
2
+ H
2









4. Nhận biết
Ag
+
+ Cl
-
 AgCl 
Ag
+
+ I
-
   vàng đậm
Ag
+
+ Br
-
 AgBr vàng nhạt
Ag
+
+ F
-
 không phản ứng
5. Ứng dụng
- Tẩy trắng, sắt trùng
- Clorua vôi CaOCl
2
hay Cl-Ca-O-Cl
HÓA HỌC VÔ CƠ 12
CHƢƠNG IV : ĐẠI CƢƠNG VỀ KIM LOẠI
I. Tính chất vật lí chung của kim loại
- Tính chất chung : tính dẻo__tính dẫn điện__dẫn nhiệt__và có ánh kim. Tất

- Hp kim không b Fe_Cr_Mn (thép inoc).
- Hp kim siêu cng : W_Co, Co_Cr_W_Fe,…
- H nóng chy thp : Sn_Pb, Bi_Pb_Sn.
- Hp kim nh, cng và bn : Al_Si,
Al_Cu_Mn_Mg…
3. Ứng dụng của hợp kim
- Chế tạo các thiết bị trong nghành công nghiệp và vật dụng gia đình…
III. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI
Li
+
K
+
Ca
2+
Na
+
Mg
2+
Al
3+
Mn
2+
Zn
2+
Cr
3+
Fe
2+
Ni
2+

2+
+ 2e
Ngược với điện phân : Catốt (+)[xy ra s kh]____Anốt(-)[xy ra s
OXH]
- Trong pin cầu muối là nơi các electron di chuyển từ cực âm sang cực
dương.
- Suất điện động E
0
của pin luôn dương (+).
**E
0
phụ thuộc vào : + nồng độ dung dịch muối.
+ nhiệt độ.
+ bản chất cặp OXH khử.
**E
0
= E
lớn(+)
-E
nhỏ(-)
IV. SỰ ĐIỆN PHÂN
- Định luật Farađây   


: I_cường độ dòng điện_A là khối lượng
phân tử của chất_T là thời gian điện phân (s)_n là số e nhường hoặc nhận ở
mỗi điện cực)_F hằng số = 96500.
- n
e
nhường cực âm = n

2+
Fe
3+
2H
+
Cu
2+
Fe
3+
Ag
+
Hg
2+
Au
3+
H
+
(H
2
O) nhận e M
n+
nhận e M
n+
nhận e
- Tại catot(-) H
2
O bị khử : 2H
2
O + 2e  H
2

2-
__PO
4
3-
__ClO
4
-

không bị OXH mà H
2
O bị OXH.
- Trong dung dịch các kim loại nào đứng sau thì bị điện phân trước.
- VD: điện phân dung dịch chứa FeCl
3
, CuCl
2
, HCl thứ tự điên phân là :
Fe
3+

+ 1e  Fe
2+

Cu
2+
+ 2e  Cu
2H
+
+ 2e  H
2

0
 M
n+

2. Có 2 dạng ăn mòn
Ăn mòn hóa học
- Là quá trình OXH khử,
trong đó kim loại phản
ứng trực tiếp với các chất
trong môi trường.
- Xảy ra với các thiết bị lò
đốt
- Đặc điểm : không xuất
hiện dòng điện.
Ăn mòn điện hóa
- Phổ biến và nghiêm
trọng trong tự nhiên.
- Là quá trình OXH_khử
và phát sinh dòng điện.
***Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa
+ Các điện cực phải khác nhau về bản
chất: kim loại_kim loại hoặc kim
loại_phim kim(Fe_C), kim loại_hợp
chất.
+ Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp
hoặc dán tiếp nhau qua dây dẫn.
+ Các điện cực cùng tiếp xúc với dung
dịch chất điện li.
3. Chống ăn mòn kim loại
- Vật bằng kim loại nguyên chất không bị ăn mòn.

- Cấu hình chung ns
1
.
- Thế điện cực chuẩn của kim loại kiềm rất âm.
- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp.
- Có thể dùng dao cắt các kim loại kiềm  tính cứng thấp.
- Kim loại kiềm tác dụng mạnh với nước và không khí ẩm chứa Oxi nên bảo
quản bằng cách ngâm chìm trong dầu hỏa.
1. Ứng dụng :
- Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp.
- Na_K làm chất trao đổi nhiệt trong một số lò phản ứng hạt nhân.
- Kim loại Xesi(Cs) dùng chế tạo tế bào quang điện.
- Dùng tổng hợp hữu cơ.
- NaCl có trộn thêm một lượng nhỏ Iot dùng chữa bệnh biếu cổ.
- Dung dịch NaF loãng dùng làm thuốc chữa sâu răng.
- Na
2
CO
3
dùng để tẩy sạch vết dầu mỡ bám trên máy móc trước khi sơn,
tráng kim loại dùng sản suất chất tẩy rửa.
- NaCl 0.08% dùng làm huyết thanh cho cơ thể người.
- NaCl 0.9% dùng để điều trị bệnh tiêu chảy.
- NaCl 10-20% dùng để rửa vết thương.
2. Điều chế
- Để hạ nhiệt độ nóng chảy của NaCl ở 800
0
C xuống nhiệt độ thấp hơn người
ta dùng hỗn hợp 2 phần NaCl và 3 phần CaCl
2

- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp trừ Beri (Be).
- Có độ cứng thấp, cứng hơn kim loại kiềm.
- Khối lượng riêng tương đối nhỏ, chúng là những kim loại nhẹ hơn Al trừ
Bari(Ba).
2. Tính chất hóa học.
- T tìm hiu trong quá trình h
Ca__Sr__Ba tác dụng với H
2
O ở nhiệt độ thường, Mg tác dụng với H
2
O
chậm ở nhiệt độ thường và tác dụng nhanh ở nhiệt độ cao. Be không tác
dụng với H
2
O dù ở nhiệt độ cao.
3. Ứng dụng và điều chế
- Be được dùng làm chất phụ gia chế tạo hợp kim có tính dẻo cao, đàn hồi
cao, bền chắc, không bị ăn mòn.
- Hợp kim của Mg dùng để chế tạo máy bay, tên lửa, ôtô.
- Bột Mg trộn với chất oxihoa dùng chế tạo chất chiếu sáng ban đêm.
- Mg(OH)
2
dùng làm thuốc điều trị bệnh dạ dày.
- Kim loại Ca dùng làm chất khử để tách O
2
__S ra khỏi thép. Ca được dùng
làm khô một số chất hữu cơ.
- NaCl xung quanh mỗi ion đều có 6 ion ngược dấu gần nhất.
***Điều chế bằng cách điện phân nóng chảy muối của kim lọa kiềm thổ.
IX. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA

2
O có trong tự nhiên là thạch cao sống bền ở nhiệt độ thường.
+ CaSO
4
.H
2
O hoặc CaSO
4
.0,5H
2
O là thạch cao nung điều chế bằng cách
nung thạch cao sống ở 160
0
C.
CaSO
4
.2H
2
O







CaSO
4
.H
2

- Đun có thể làm mất
tính cứng tạm thời của
H
2
O.
Nước cứng vĩnh cửu là do
muối CaCl
2
,
Mgl
2
,CaSO
4
,MgSO
4
.
Nước cứng toàn phần
là nước cứng có cả
tính cứng tạm thời và
tính cứng vĩnh cửu.

Trích đoạn Tính chất vật lí và trang thái tự nhiên. Cấu trúc phân tử Phản ứng của nhóm Amino Khái niệm và phân lọai Khái niệm

---