Hoá học 9: căn bản và nâng cao - Nguyễn Đình Hành

Nội dung text: Hoá học 9: căn bản và nâng cao - Nguyễn Đình Hành

1. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 1 OXIT I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC: OXIT BAZƠ OXIT AXIT 1) Oxit bazơ + nước dung dịch bazơ 1) Oxit axit + nước dung dịch axit Vd : CaO + H2O Ca(OH)2 Vd : SO3 + H2O H2SO4 2) oxit bazơ + axit muối + nước 2) Oxit axit + dd bazơ muối + nước Vd : CuO + 2HCl CuCl2 + H2O Vd : CO2 + Ca(OH)2 CaCO3  + H2O Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O 3) Oxit axit + oxit bazơ (tan) muối 3) Oxit bazơ (tan) + oxit axit muối Vd : ( xem phần oxit bazơ ) Vd : Na2O + CO2 Na2CO3 Lưu ý : - Các oxit trung tính ( CO,NO,N2O ) không tác dụng với nước, axit, bazơ ( không tạo muối ) - Một số oxit lưỡng tính ( Al2O3, ZnO, BeO, Cr2O3 ) tác dụng được với cả axit và dd bazơ Vd : Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O - Các oxit lưỡng tính tạo ra gốc axit có dạng chung : RO2 , có hoá trị = 4 – hoá trị kim loại R - Một số oxit hỗn tạp khi tác dụng với axit hoặc dung dịch bazơ thì tạo ra nhiều muối Vd: Fe3O4 là oxit hỗn tạp của Fe(II) và Fe(III) Fe3O4 + 8HCl FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O Vd 2 : NO2 là oxit hỗn tạp tương ứng với 2 axit HNO2 và HNO3 2NO2 + 2NaOH NaNO2 + NaNO3 + H2O Natri nitrit Natri nitrat II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP 1)Đốt các kim loại hoặc phi kim trong khí O2 ( trừ Ag,Au,Pt và N2 ): t0C 2) Nhiệt phân bazơ không tan Ví dụ : 2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O 3) Nhiệt phân một số muối : Cacbonat ,nitrat , sunfat của một số các kim loại ( Xem bài Pư nhiệt phân) t0C Ví dụ : 2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2  + O2  t0C CaCO3  CaO + CO2  4) Điều chế các hợp chất không bền phân huỷ ra oxit Ví dụ : 2AgNO3 + 2NaOH 2NaNO3 + AgOH Ag2O  H2O BAZƠ I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC BAZƠ TAN BAZƠ KT 1) Làm đổi màu chất chỉ thị 1) Bazơ KT + axit muối + nước QT xanh Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 + 2H2O 0 dd bazơ + 2) Bazơ KT tC oxit bazơ + nước Phênolphtalein : hồng t0C 2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O 2) dd bazơ + axit muối + nước
2. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 2 NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O 3) dd bazơ + oxit axit muối + nước Ba(OH)2 + CO2 BaCO3  + H2O 4) dung dịch bazơ tác dụng với muối ( xem bài muối ) 5) dd bazơ tác dụng với chất lưỡng tính 2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + 3H2 II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP 1) Điều chế bazơ tan * Kim loại tương ứng + H2O dd bazơ + H2  Ví dụ : Ba + 2H2O Ba(OH)2 + H2  * Oxit bazơ + H2O dd bazơ * Điện phân dung dịch muối ( thường dùng muối clorua, bromua ) đpdd Ví dụ : 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2  có màng ngăn * Muối + dd bazơ muối mới + bazơ mới Ví dụ : Na2CO3 + Ba(OH)2 BaCO3  + 2NaOH 2) Điều chế bazơ không tan * Muối + dd bazơ muối mới + bazơ mới Ví dụ : CuCl2 + 2NaOH Cu(OH)2  + 2NaCl AXIT I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC 1) Tác dụng với chất chỉ thị màu: Dung dịch axit làm quì tím đỏ 2) Tác dụng với kim loại : a) Đối với các axit thường (HCl, H2SO4 loãng ) Axit + kim loại hoạt động muối + H2  Ví dụ : 2HCl + Fe FeCl2 + H2  b) Đối với các axit có tính oxi hoá mạnh như H2SO4 đặc , HNO3 H2SO4 đặc SO2 (hắc ) (2 ) Kim loại ( trừ Au,Pt) + HNO3 đặc Muối HT cao + H2O + NO2 (nâu) HNO3 loãng NO Ví dụ : 3Fe + 4HNO3 loãng Fe(NO3)3 + 2H2O + NO  3) Tác dụng với bazơ ( Phản ứng trung hoà ) Axit + bazơ muối + nước Ví dụ : HCl + NaOH NaCl + H 2O H2SO4 + Cu(OH)2 CuSO4 + 2H2O 4) Tác dụng với oxit bazơ Axit + oxit bazơ muối + nước Ví dụ : Fe2O3 + 6HNO3 2Fe(NO3)3 + 3H2O (2 ) Sản phẩm có thể là : H2S, SO2, S ( đối với H2SO4 ) và tạo NO2, NO, N2, NH4NO3 ( đối với HNO3 ).
3. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 3 Lưu ý: Các axit có tính oxi hoá mạnh ( HNO3, H2SO4 đặc ) khi tác dụng với các hợp chất oxit, bazơ, hoặc muối của kim loại có hoá trị chưa cao thì cho sản phẩm như khi tác dụng với kim loại đặc nóng Ví dụ : 4HNO3 + FeO  Fe(NO3)3 + 2H2O + NO2  5) Tác dụng với muối ( xem bài muối ) 6) Tác dụng với phi kim rắn : C,P,S ( xảy ra đối với axit có tính oxi hoá mạnh : H2SO4 đặc , HNO3 ) H2SO4 đặc SO2 Phi kim + HNO3 đặc Axit của PK + nước + NO2 HNO3 loãng NO Đặc nóng Ví dụ : S + 2H2SO4  3SO2  + 2H2O Đặc nóng P + 5HNO3  H3PO4 + 5NO2  + H2O II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP 1) Đối với axit có oxi : * oxit axit + nước axit tương ứng * axit + muối muối mới + axit mới * Một số PK rắn + Axit có tính oxi hoá mạnh 2) Đối với axit không có oxi * Phi kim + H2 hợp chất khí ( Hoà tan trong nước thành dung dịch axit ) * Halogen (F2 ,Cl2,Br2 ) + nước : Ví dụ : 2F2 + 2H2O 4HF + O2  * Muối + Axit muối mới + axit mới Ví dụ : Na2S + H2SO4 H2S  + Na2SO4 MUỐI I- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC 1) Tác dụng với kim loại Dung dịch muối + kim loại KT muối mới + Kim loại mới Ví dụ : Fe + Cu(NO3)2 Fe(NO3)2 + Cu  Điều kiện : kim loại tham gia phải KT và mạnh hơn kim loại trong muối 2) Tác dụng với muối : Hai dung dịch muối tác dụng với nhau tạo thành 2 muối mới Ví dụ: CuCl2 + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2AgCl  3) Tác dụng với bazơ Dung dịch muối + dung dịch bazơ muối mới + bazơ mới Ví dụ: Fe2(SO4)3 + 6NaOH 3Na2SO4 + 2Fe(OH)3  dd vàng nâu KT nâu đỏ 4) Tác dụng với axit Muối + dung dịch axit muối mới + axit mới Ví dụ : H2SO4 + BaCl2 BaSO4  + 2HCl ( trắng ) CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2  5) Muối bị nhiệt phân huỷ: ( Xem bài phản ứng nhiệt phân )
4. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 4 II- PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI TRONG DUNG DỊCH 1) Khái niệm Phản ứng trao đổi là phản ứng hoá học trong đó hai hợp chất trao đổi thành phần cấu tạo để tạo ra các sản phẩm Vd : phản ứng của muối với : muối, bazơ, axit ( kể cả phản ứng của axit với bazơ hoặc oxit bazơ ) 2) Điều kiện để phản ứng trao đổi xảy ra được Sản phẩm sinh ra có ít nhất một chất không tan, hoặc chất khí, hoặc nước Lưu ý : -Đa số muối của axit yếu hơn thường bị tan trong axit mạnh hơn ( do xảy ra phản ứng hoá học) Ví dụ : AgNO3 + H3PO4 Ag3PO4 + HNO3 ( Ag3PO4 bị tan trong HNO3 nên không tồn tại kết tủa ) -Riêng muối sunfua của các kim loại từ Pb về sau trong dãy hoạt động hoá học của kim loại không tan trong các axit thường gặp. Vì vậy pư sau đây xảy ra được: CuCl2 + H2S CuS  ( đen ) + 2HCl II- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP 1) Các phản ứng thông thường Có thể điều chế các muối bằng sơ đồ tóm tắt như sau: Kim loại (1 ) ( 1’ ) Phi kim Muối (2 ) ( 2’) Oxit bazơ oxit axit (3) Muối + H2  (3’) Axit Hoặc khí khác Bazơ (4) Muối + H2O (4’) ( 4 ) (4’) Muối + KL, Axit, muối, dd bazơ Muối Giải thích : Các chất ở nhánh trái tác dụng các chất cùng số ở nhánh phải tạo sản phẩm ở trung tâm. Ví dụ : ( 2 ) + ( 2’) : oxit bazơ + oxit axit muối 2) Các phản ứng chuyển đổi giữa muối trung hoà và muối axit. * Muối axit + kiềm muối trung hoà + nước ví dụ : NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O 2NaHCO3 + Ca(OH)2 CaCO3  + Na2CO3 + 2H2O * Muối trung hoà + oxit tương ứng / H2O muối axit (1) Ví dụ : 2CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 (1) Phản ứng này giải thích vì sao khi thổi hơi thở vào nước vôi trong đầu tiên nước vôi bị đục, sau đó trong trở lại.
5. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 5 3) Phản ứng chuyển mức hoá trị của kim loại PK mạnh ( Cl2 , Br2 ) Muối Fe(II)       Muối Fe(III)   Fe (Cu )  Ví dụ : 2FeCl2 + Cl2 2FeCl3 6Fe(NO3)2 + 3Cl2 4Fe(NO3)3 + 2FeCl3 Fe2(SO4)3 + Fe 3FeSO4 2FeCl3 + Cu 2FeCl2 + CuCl2 PHẢN ỨNG NHIỆT PHÂN MUỐI ( Sản phẩm phụ thuộc vào độ hoạt động hoá học của kim loại tạo muối ) 1- Nhiệt phân muối Nitrat Qui luật phản ứng chung : t0C Muối Nitrat Sản phẩm X + O2  -Nếu KL tan thì sản phẩm X là : Muối Nitrit ( mang gốc - NO2) t0C 2NaNO3  2NaNO2 + O2  -Nếu KL từ Mg Cu :Sản phẩm X là: Oxit kim loại + NO2  t0C 2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2  + O2  -Nếu KL sau Cu : Sản phẩm X là : Kim loại + NO2  t0C 2AgNO3  2Ag + 2NO2  + 2O2  2-Nhiệt phân muối Cacbonat ( Chỉ có muối không tan mới bị nhiệt phân huỷ ) t0C Muối Cacbonat  Sản phẩm Y + CO2  -Kim loại từ Cu về trước, thì sản phẩm Y là : Oxit kim loại t0C CuCO3  CuO + CO2 -Kim loại sau Cu, thì sản phẩm Y là: Kim loại + O2 t0C Ag2CO3  2Ag + O2  + CO2 3- Nhiệt phân muối Hiđrocacbonat t0C Hiđrocacbonat Cacbonat trung hòa + CO2  + H2O t0C Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O 4- Nhiệt phân muối sunfat ( trừ muối Sunfat của K, Na, Ba bền với nhiệt ) t0C Muối sunfat  sản phẩm Z + O2 + SO2  * Từ Mg Cu thì sản phẩm Z là: Oxit kim loại t0C 4FeSO4  2Fe2O3 + 4SO2  + O2 * Sau Cu thì sản phẩm Z là : Kim Loại t0C Ag2SO4  2Ag + SO2  + O2  5- Các muối của nguyên tố hoá trị rất cao khi nhiệt phân đều cho khí O2 t0C 2KClO3  2KCl + 3O2  6- Nhiệt phân muối Amôni : * Amoni của gốc axit dễ bay hơi (- Cl, = CO3 ) : sản phẩm là Axit tạo muối + NH3 
6. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 6 t0C Ví dụ : NH 4Cl  NH3  + HCl t0C (NH4)2CO3  2NH3  + H2O + CO2  * Amôni của axit có tính oxi hoá mạnh : NH3 chuyển hoá thành N2O hoặc N2 tuỳ thuộc nhiệt độ 2500 C Ví dụ : NH4NO3  N2O + 2H2O 4000 C 2NH4NO3  2N2 + O2 + 2H2O TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA MUỐI AXIT Ngoài tính chất chung của muối, các muối axit còn có những tính chất sau đây: 1- Tác dụng với kiềm : Muối axit + Kiềm Muối trung hoà + Nước VD: NaHCO3 + NaOH Na 2CO3 + H2O Ca(HCO3)2 + 2NaOH Na 2CO3 + CaCO3  + 2H2O 2- Muối axit của axit mạnh thể hiện đầy đủ tính chất hoá học của axit tương ứng. 2NaHSO4 + Na2CO3 2Na2SO4 + H2O + CO2 2KHSO4 + Ba(HCO3)2 BaSO4 + K2SO4 + 2CO2  + 2H2O * Trong phản ứng trên, các muối NaHSO4 và KHSO4 tác dụng với vai trò như H2SO4. SỰ THỦY PHÂN MUỐI Khi cho một muối tan trong nước thì dung dịch thu được có môi trường trung tính, bazơ, hoặc axit. Sự thuỷ phân muối được tóm tắt theo bảng sau đây : Muối của Thuỷ phân Môi trường Đổi màu quì tím Axit mạnh và bazơ mạnh Không Trung tính Tím Axit mạnh và bazơ yếu Có Axit Đỏ Axit yếu và bazơ mạnh Có Bazơ Xanh Axit yếu và bazơ yếu Có Tùy Tùy Ví dụ : dd Na2CO3 trong nước làm quì tím hoá xanh dd (NH4)2SO4 trong nước làm quì tím hoá đỏ dd Na2SO4 trong nước không làm đổi màu quì tím Thang pH Thang pH cho biết một dung dịch có tính bazơ hay tính axit: - Nếu pH 7 môi trường có tính Bazơ ( pH càng lớn thì bazơ càng mạnh ) Tùy vào độ yếu của bazơ và axit đã tạo nên muối đó mà môi trường tạo ra có thể là axit hoặc bazơ.
7. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 7 PHẢN ỨNG ĐIỆN PHÂN MUỐI 1) Điện phân nóng chảy: Thường dùng muối clorua của các kim loại mạnh , oxit kim loại (mạnh), hoặc các bazơ (bền với nhiệt). đpnc -Tổng quát: 2RClx  2R + xCl2  đpnc Ví dụ: 2NaCl  2Na + Cl2  -Có thể đpnc oxit của nhôm: đpnc 2Al2O3  4Al + 3O2  2) Điện phân dung dịch a) Đối với muối của kim loại tan : * điện phân dd muối Halogenua ( gốc : – Cl , – Br ) có màng ngăn đp Ví dụ : 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2  có màng ngăn * Nếu không có màng ngăn cách điện cực dương thì Cl2 tác dụng với NaOH tạo dd JaVen đp Ví dụ : 2NaCl + H2O  NaCl + NaClO + H2 không có màng ngăn ( dung dịch Javen ) b) Đối với các kim loại TB và yếu : khi điện phân dung dịch thì cho ra kim loại * Nếu muối chứa gốc halogenua (– Cl , – Br ) : Sản phẩm là: KL + Phi kim đpd.d Ví dụ : CuCl2  Cu + Cl2 ( nước không tham gia điện phân ) * Nếu muối chứa gốc có oxi: : Sản phẩm thường là: kim loại + axit + O2 đp 2Cu(NO3)2 + 2H2O  2Cu + O2  + 4HNO3 đp 2CuSO4 + 2H2O  2Cu + 2H2SO4 + O2  KIM LOẠI I- DÃY HOẠT ĐỘNG HOÁ HỌC CỦA KIM LOẠI K, Ba, Ca, Na,Mg,Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb H Cu , Hg, Ag, Pt, Au   (1)  (3) (2) * (1) Các kim loại mạnh * (2) Các kim loại hoạt động ( trong đó : từ Zn đến Pb là kim loại trung bình ) * (3) Các kim loại yếu II- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC 1) Tác dụng với nước ( ở nhiệt độ thường) * Kim loại ( K Na) + H2O dung dịch bazơ + H2  Ví dụ : Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2  2) Tác dụng với axit * Kim loại hoạt động + dd axit (HCl,H2SO4 loãng) muối + H2  Ví dụ : 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2  * Kim loại khi tác dụng với HNO3 và H2SO4 đặc thường không giải phóng khí H2 đặc, nóng Ví dụ : Ag + 2HNO3  AgNO3 + NO2  + H2O
8. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 8 * Al,Fe,Cr : Không tác dụng với HNO3 đặc, H2SO4 đặc ở nhiệt độ thường: 3) Tác dụng với muối : * Kim loại (KT) + Muối Muối mới + Kim loại mới Ví dụ : Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag  4) Tác dụng với phi kim ở nhiệt độ cao: a) Với O2 oxit bazơ t0C Ví dụ: 3Fe + 2O2  Fe3O4 ( Ag,Au,Pt không Pư ) b) Với phi kim khác ( Cl2,S ) muối t0C Ví dụ: 2Al + 3S  Al2S3 5) Tác dụng với kiềm : * Kim loại lưỡng tính ( Al,Zn,Cr ) + dd bazơ muối + H2  Ví dụ: 2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + 3H2  III- PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ TRỰC TIẾP. 1) Nhiệt luyện kim * Đối với các kim loại trung bình và yếu : Khử các oxit kim loại bằng H2,C,CO, Al t0C Ví dụ: CuO + H2 Cu  + H 2O  * Đối với các kim loại mạnh: điện phân nóng chảy muối clorua đpnc Ví dụ: 2NaCl  2Na + Cl2  2) Thuỷ luyện kim: điều chế các kim loại không tan trong nước * Kim loại mạnh hơn đẩy kim loại yếu hơn ra khỏi dd muối Ví dụ: Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu  * Điện phân dd muối của kim loại trung bình và yếu: đpdd Ví dụ: FeCl2  Fe + Cl2  3) Điện phân oxit kim loại mạnh : đpnc Ví dụ: 2Al2O3 4Al  + 3O 2  4) Nhiệt phân muối của kim loại yếu hơn Cu: t0C Ví dụ: 2AgNO3 2Ag  + O 2  + 2NO2  PHI KIM I- TRẠNG THÁI CỦA PHI KIM Ở điều kiện thường các phi tồn tại được 3 trạng thái : -Khí : H2,N2, O2, Cl2, F2 -Rắn : C.S,P,Si -Lỏng : Br2 II- TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA PHI KIM 1) Tác dụng với oxi oxit: t0C Ví dụ: 4P + 5O2  2P2O5 Lưu ý : N2 không cháy, các đ/c Cl2,Br2,I2 không tác dụng trực tiếp với oxi 2) Tác dụng với kim loại muối (2) Ví dụ : xem bài kim loại (2) Các phi kim mạnh : Cl2, Br2, O2 khi tác dụng với kim loại sẽ nâng hoá trị của kim loại lên trạng thái hoá trị cao nhất.
9. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 9 3) Tác dụng với Hiđro hợp chất khí t0C Ví dụ: H2 + S  H2S a.s H2 + Cl2  2HCl H2 + F2  2HF ( Xảy ra ngay trong bóng tối ) 4) Một số tính chất đặc biệt của phi kim a) Các phi kim F2,Cl2 : Tác dụng được với nước Ví dụ : Cl2 + H2O HCl + HClO ( không bền dễ huỷ ra : HCl + O ) 2F2 + 2H2O 4HF + O2  Lưu ý : HF có khả năng ăn mòn thuỷ tinh : SiO2 + 4HF SiF4 + 2H2O b) Các phi kim Cl2,F2 ,Si : Tác dụng được với kiềm Ví dụ : Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O đặc, nóng 3Cl2 + 6NaOH  5NaCl + NaClO3 + 3H2O c) Các phi kim rắn C,S,P tan trong HNO3, H2SO4 đặc: Đặc nóng Ví dụ : P + 5HNO3  H3PO4 + 5NO2  + H2O III- CƠ SỞ ĐÁNH GIÁ ĐỘ MẠNH YẾU CỦA PHI KIM Phi kim nào dễ phản ứng với H2 hơn , hoặc dễ phản ứng với kim loại hơn thì phi kim đó mạnh hơn t0C Ví dụ: H2 + S  H2S a.s H2 + Cl2  2HCl H2 + F2  2HF ( Xảy ra ngay trong bóng tối ) Suy ra : F2 > Cl2 > S ( chú ý : F2 là phi kim mạnh nhất ) IV- ĐIỀU CHẾ PHI KIM * Các phi kim được điều chế chủ yếu dựa vào các phản ứng điện phân , nhiệt phân * Dùng phi kim mạnh đẩy phi kim yếu hơn khỏi hợp chất ( thường dùng muối ) Ví dụ : Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2 MỘT SỐ PHẢN ỨNG NÂNG CAO I- Phản ứng đốt cháy: Khi đốt một hợp chất trong không khí thì các nguyên tố chuyển sang dạng oxit ( trừ N,Ag,Au,Pt ) t0C 4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2 t0C 2PH3 + 4O2  P2O5 + 3H2O t0C 2H2S + 3O2  2SO2 + 2H2O ( đủ oxi, cháy hoàn toàn ) t0C 2H2S + O2  2S + 2H2O ( thiếu oxi, cháy không hoàn toàn ) t0C 4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O II- Phản ứng sản xuất một số phân bón t0C, x.t -Sản xuất Urê: 2NH3 + CO2  CO(NH2)2 + H2O -Sản xuất Amoni nitrat : Ca(NO3)2 + (NH4)2CO3 2NH4NO3 + CaCO3  -Điều chế Supe photphat đơn : hỗn hợp Ca(H2PO4)2 + CaSO4 2H2SO4 + Ca3 (PO4)2 3CaSO4 + 2H3PO4 Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 đặc Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4 -Điều chế Supe Photphat kép : 4 H3PO4 + Ca3 (PO4)2 3Ca(H2PO4)2
10. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 10 - Sản xuất muối amoni : Khí amoniac + Axit Muối amôni III- Các phản ứng quan trọng khác 5700C 2) Fe + H2O FeO   + H 2  3) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3 0 (*) t C 4) 2Mg + CO2  2MgO + C t0C Mg + H2O ( hơi)  MgO + H2  đpnc 5) 2NaOH  2Na + 2H2O + O2  6) 3Na2CO3 + 2AlCl3 + 3H2O 2Al(OH)3  + 6NaCl + 3CO2  7) NaAlO2 + CO2 + H2O Al(OH)3  + NaHCO3 8) Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3  + 3H2S ( phản ứng thuỷ phân ) 9) Al4C3 + 12H2O 4Al(OH)3  + 3CH4  10) SO2 + H2S S  + H2O 11) SO2 + Br2 + 2H2O 2HBr + H2SO4 ( tương tự cho khí Cl2) 12) 8NH3 + 3Br2 6NH4Br + N2 ( tương tự cho Cl2) a.s 13) 4HNO3 4NO 2 + 2H2O + O2 14) CaOCl2 + 2HCl CaCl2 + Cl2  + H2O ( clorua vôi) 2500C 15) NaCl (r) + H2SO4 đặc NaHSO 4 + HCl  t0C 16) 2KNO3 + 3C + S  K2S + N2 + 3CO2 + Q ( Pư của thuốc nổ đen) 17) Các PK kém hoạt động : H2, N2 , C chỉ tác dụng được với kim loại mạnh ở nhiệt độ rất cao: t0C Ví dụ : 4Al + 3C  Al4C3 t0C Ca + 2C  CaC2 ( Canxi cacbua – thành phần chính của đất đèn ) t0C 2Na + H2  2NaH ( Natri hiđrua ) 18) NaH ( Natri hiđrua) , Na2O2 ( Natri peoxit ) tác dụng được với nước: NaH + H2O NaOH + H2  ( xem NaH Na dư hiđrô ) 2Na2O2 + 2H2O 4NaOH + O2  ( xem Na2O2 Na2O dư Oxi ) a.s 19) 2AgCl  2Ag + Cl2  20) Điều chế Cl2: đun nhẹ 2KMnO4 + 16HCl  2KCl + 2MnCl2 + 5 Cl2  + 8H2O đun nhẹ MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2  + 2H2O 21) Mg(AlO2)2 + 2NaOH Mg(OH)2  + 2NaAlO2 22) NaClO + CO2 + H2O NaHCO3 + HClO 2CaOCl2 + 2CO2 + H2O 2CaCO3 + Cl2O  + 2HCl - HClO và Cl2O đều dễ bị phân huỷ thánh oxi nguyên tử, nên có tính tẩy màu. 23) 3Na2O2 + 2H3PO4 2Na3PO4 + 3H2O + 3/2 O2  ( nếu dư axit ) 3Na2O2 + H3PO4 Na3PO4 + 3NaOH + 3/2 O2  ( nếu thiếu axit ) 24) Cu + 4NaNO3 + H2SO4 đặc Cu(NO3)2 + 2Na2SO4 + 2NO2  + 2H2O t0C 25) Si + 2NaOH + H2O  Na2SiO3 + 2H2  26) NH4Cl + Na2CO3 NaCl + H2O + CO2  + NH3  ( xem NH4Cl HCl.NH3 ) (*) phản ứng số 4 giải thích được vì sao không dùng CO2 để chữa cháy trong các đám cháy Mg
11. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 13 27) FeS2 + 2HCl FeCl2 + H2S  + S  ( xem FeS2 FeS dư S )
12. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 12 TÁCH CHẤT RA KHỎI HỖN HỢP I- PHƯƠNG PHÁP CHUNG: 1) Sơ đồ tách hỗn hợp rời khỏi nhau: A AC  Y A Thu gián tiếp A. Hỗn hợp : X B B  , (Thu trực tiếp B) -Trong đó X thường là chất dùng hoà tan hỗn hợp. Chất Y dùng để tái tạo lại chất đã bị biến đổi trong lần hoà tan vào X. -Chỉ thu được một chất tinh khiết nếu các chất trong môi trường khác thể với nó. -Có thể kết hợp với phương pháp vật lý để tách : gạn, chưng cất, cô cạn, hoà tan trong nước, chiết 2) Làm khô khí : dùng các chất có khả năng hút ẩm nhưng chất này không được tác dụng với chất cần làm khô. Thường dùng Axit đặc ( H2SO4), các anhiđric axit (P2O5); các muối khan hoặc kiềm khan .v.v. II- VÍ DỤ: + d.dNaOH t 0C CuO +d.d HCl ( dư ) CuCl2 (dd)    Cu(OH )2   CuO(Thu được) Hỗn hợp     SiO 2 SiO2  (Thu trực tiếp B) Các PTHH xảy ra: CuO + 2HCl CuCl2 + H2O CuCl2 + 2NaOH Cu(OH)2 + 2NaCl t0C Cu(OH)2  CuO + H 2O  TÍNH PHỨC TẠP CỦA PHẢN ỨNG GIỮA OXIT AXIT ( HOẶC ĐA AXIT ) VỚI DUNG DỊCH KIỀM I- KIẾN THỨC CẦN NHỚ: Tuỳ vào tỉ lệ số mol cặp chất tham gia phản ứng mà có thể tạo thành muối trung hoà hoặc muối axit 1) Cặp CO2, SO2 H2G ( axit) và kiềm của kim loại hoá trị I : NaOH,KOH n Đặt T kiềm thì kết quả tạo muối như sau : noxit axit T 2 phản ứng tạo muối trung hoà ( kiềm có thể dư ) T 1 phản ứng tạo muối axit ( oxit axit có thể dư ) 1 < T < 2 phản ứng tạo hỗn hợp 2 muối ( phản ứng không có chất nào dư) 2) Cặp CO2, SO2 H2G ( axit) và kiềm của kim loại hoá trị II : Ca(OH)2,Ba(OH)2 n Đặt T oxit axit thì kết quả tạo muối như sau : nkiềm T 2 phản ứng tạo muối axit (oxit axit có thể dư ) T 1 phản ứng tạo muối trung hoà (kiềm có thể dư) 1 < T < 2 phản ứng tạo hỗn hợp 2 muối ( phản ứng không có chất nào dư) 3) Cặp P2O5, hoặc H3PO4 với các dung dịch bazơ thì có thể tạo 3 loại muối khác nhau ứng với 3 gốc : – H2PO4, = HPO4 ,  PO4 ( Hãy thử xét trường hợp P2O5 tác dụng với NaOH và P2O5 với Ca(OH)2 )
13. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 13 II- PHƯƠNG PHÁP GIẢI TOÁN Việc giải bài toán xác định loại muối tạo thành trong trường hợp oxit axit hoặc đa axit tác dụng với dung dịch bazơ có thể được tóm tắt theo các bước sau đây : B1 : Tìm số mol của kiềm và số mol oxit B2 : Lập tỉ số T xác định loại muối tạo thành , viết PTHH tạo ra muối đó. B3 : Tính toán theo PTHH Nếu tạo một muối : Tính theo 1 PTHH dựa vào số mol của chất pư hết. Nếu tạo 2 muối : Đặt x, y là số mol mỗi muối , Tính theo 2 PTHH dựa vào x,y B4: Hoàn thành yêu cầu của đề bài. Lưu ý : Nếu đề bài cho biết kiềm dư thì luôn tạo muối trung hoà, còn oxit axit dư thì tạo muối axit. NHẬN BIẾT HOÁ CHẤT MẤT NHÃN I) PHƯƠNG PHÁP HOÁ HỌC NHẬN BIẾT HOÁ CHẤT MẤT NHÃN: - Phân loại các chất mất nhãn để xác định tính chất đặc trưng, từ đó chọn thuốc thử đặc trưng. - Trình bày : Nêu thuốc thử đã chọn ? Chất nhận ra ? Dấu hiệu để nhận biết (Hiện tượng) ? Viết PTHH xảy ra để minh hoạ * Lưu ý : Nếu chỉ được lấy thêm 1 thuốc thử , thì chất lấy vào phải nhận ra được một chất sao cho chất này có khả năng làm thuốc thử cho các chất còn lại. II) TÓM TẮT THUỐC THỬ VÀ DẤU HIỆU NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ: Chất cần nhận biết Thuốc thử Dấu hiệu ( Hiện tượng) dd axit * Quì tím *Quì tím đỏ * Quì tím *Quì tím xanh dd kiềm * phenolphtalein *Phênolphtalein hồng Axit sunfuric *Có kết tủa trắng : BaSO  * ddBaCl 4 và muối sunfat 2 Axit clohiđric *Có kết tủa trắng : AgCl  * ddAgNO và muối clorua 3 Muối của Cu (dd Xanh lam) *Kết tủa xanh lơ : Cu(OH)2  *Kết tủa trắng xanh bị hoá nâu đỏ trong Muối của Fe(II) nước : (dd lục nhạt ) * Dung dịch kiềm 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 4Fe(OH)3 ( Trắng xanh) ( nâu đỏ ) Muối Fe(III) (dd vàng nâu) * Kết tủa nâu đỏ Fe(OH)3 *Kết tủa keo tan được trong kiềm dư : d.dịch muối Al, Cr (III) * Dung dịch kiềm, dư Al(OH)3  ( trắng , Cr(OH)3  (xanh xám) Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O Muối Amoni * dd kiềm, đun nhẹ *Khí mùi khai : NH3  Muối Photphat * dd AgNO3 *Kết tủa vàng: Ag3PO4  * Axit mạnh *Khí mùi trứng thối : H S  Muối Sunfua 2 * dd CuCl2, Pb(NO3)2 *Kết tủa đen : CuS  , PbS  * Axit (HCl, H SO ) Muối Cacbonat 2 4 *Có khí thoát ra : CO  , SO  ( mùi hắc) * Nước vôi trong 2 2
14. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 14 và muối Sunfit * Nước vôi bị đục: do CaCO3, CaSO3  Muối Nitrat * ddH2SO4 đặc / Cu *Dung dịch màu xanh , có khí màu nâu NO2  Kim loại hoạt động * Dung dịch axit *Có khí bay ra : H2  * H2O * Có khí thoát ra ( H2 ) , toả nhiều nhiệt Kim loại đầu dãy : * Đốt cháy, quan sát * Na ( vàng ) ; K ( tím ) ; Li ( đỏ tía ) ; K , Ba, Ca, Na màu ngọn lửa Ca ( đỏ cam) ; Ba (lục vàng ) Kim loại lưỡng tính: *Dung dịch kiềm *Kim loại tan ra và có sủi bọt khí H2  Al; Zn; Be; Cr * Kim loại tan + NO2  ( nâu ) Kim loại yếu : ( nếu phải phân biệt các Kim loại này với nhau Cu, Ag, Hg *HNO3 đặc thì chọn thuốc thử để phân biệt các muối). ( thường để lại sau cùng) Ví dụ : muối tạo kết tủa với NaCl là AgNO3 suy ra kim loại ban đầu là Ag. Các hợp chất có kim loại hoá trị thấp như : *Có khí bay ra : *HNO3 , H2SO4 đặc FeO, Fe3O4, NO2 ( màu nâu ), SO2 ( mùi hắc ) FeS,FeS2,Fe(OH)2,,Cu2S BaO, Na2O, K2O * tạo dd trong suốt, làm quì tím xanh CaO * H2O * Tan , tạo dung dịch đục P2O5 * Dung dịch tạo thành làm quì tím đỏ SiO2 (có trong thuỷ tinh) *dd HF * Chất rắn bị tan ra. CuO * Dung dịch màu xanh lam : CuCl2 *dung dịch HCl Ag2O * Kết tủa trắng AgCl  ( đun nóng nếu MnO2,PbO2 ) MnO2, PbO2 * Có khí màu vàng lục : Cl2  * Dung dịch Brôm * mất màu da cam của dd Br2 Khí SO2 * Khí H2S * Xuất hiện chất rắn màu vàng ( S  ) *Nước vôi trong bị đục ( do kết tủa ) : Khí CO2 , SO2 *Nước vôi trong CaSO3  , CaCO3  Khí SO3 *dd BaCl2 *Có kết tủa trắng : BaSO4  Khí HCl ; H2S *Quì tím đỏ Khí NH3 *Quì tím tẩm nước *Quì tím xanh Khí Cl2 *Quì tím mất màu ( do HClO ) Khí O2 *Than nóng đỏ *Than bùng cháy Khí CO *Đốt trong không khí *Cháy, ngọn lửa màu xanh nhạt NO *Tiếp xúc không khí *Hoá nâu : do chuyển thành NO2 H2 *Đốt cháy *Nổ lách tách, lửa xanh Lưu ý : * Dung dịch muối của Axit yếu và Bazơ mạnh làm quì tím hóa xanh ( Ví dụ: Na2CO3) * Dung dịch muối của Axit mạnh và Bazơ yếu làm quì tím hóa đỏ. ( Ví dụ : NH4Cl ) * Nếu A là thuốc thử của B thì B cũng là thuốc thử của A. * Dấu hiệu nhận biết phải đặc trưng và dấu hiệu rõ ràng, không giống các chất khác .
15. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 15 PHẢN ỨNG CHUYỂN ĐỔI MỨC HÓA TRỊ CỦA NGUYÊN TỐ Trong các phản ứng kết hợp hoặc phản ứng trao đổi thì hóa trị của các nguyên tố thường không thay đổi. Vì vậy muốn chuyển đổi hóa trị các nguyên tố thì phải dùng một số phản ứng đặc biệt. 1- Nâng hóa trị của nguyên tố trong oxit oxit (HT thấp ) + O2 oxit (HT cao) t0C, xúc tác VD: 2SO2 + O2  2SO3 t0C 2CO + O2  2CO2 t0C 2Fe3O4 + ½ O2  3Fe2O3 2- Nâng hóa trị của nguyên tố trong hợp chất với Clo hoặc Oxi Hợp chất HT thấp + Cl2; O2 Hợp chất HT cao t0C VD: 2FeCl2 + 3Cl2  2FeCl3 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3 PCl3 + Cl2  PCl5 3- Hạ hóa trị của muối sắt: Muối Fe (HT cao) + Fe ( hoặc KL yếu) Muối Fe (HT thấp) VD: 2FeCl3 + Fe 3FeCl2 Fe2(SO4)3 + Fe  3FeSO4 2FeCl3 + Cu 2FeCl2 + CuCl2 Lưu ý: Phản Cu với FeCl3 xảy ra không phải do Cu đẩy được Fe ( không phải phản ứng thế) 4- Dùng H2SO4 đ.đ hoặc HNO3 để nâng hóa trị của các nguyên tố trong hợp chất. VD: 3FeO + 10HNO3 loãng  3Fe(NO3)3 + NO  + 5H2O * Khi gặp các phản ứng như ở mục 4 thì nên cân bằng theo phương pháp thăng bằng hóa trị theo các bước chung như sau: - Xác định nguyên tố có hoá trị tăng và nguyên tố có hoá trị giảm. - Số hóa trị giảm là hệ số của các chất trong quá trình tăng hóa trị. - Số hóa trị tăng là hệ số tạm thời của các chất trong quá trình giảm hóa trị. - Cộng thêm cho hệ số của axit bằng số lần gốc axit ở sau phản ứng. 0 V III V IV VD: Fe H NO3 Fe(N O3 )3 N O2  H2O Ta có : Từ Fe Fe(NO3)3 tăng 3 hóa trị của Fe . ( 1 để tăng bằng giảm) Từ HNO3 NO2 giảm 1 hóa trị của N. ( 3 để tăng bằng giảm ) Suy ra hệ số tạm thời là : 1Fe + 3HNO3 1Fe(NO3)3 + 3NO2  + H2O Bù 3(NO3) cho vế trái ta được 6HNO3, suy ra hệ số của nước là 3H2O Fe + 6HNO3 Fe(NO 3)3 + 3NO2  + 3H2O
16. Hoá học 9 : căn bản và nâng cao Nguyễn Đình Hành 16 TÊN THƯỜNG GỌI CỦA MỘT SỐ CHẤT VÔCƠ Diêm tiêu: KNO3 Muối ăn: NaCl Đá vôi: CaCO3 Vôi sống: CaO Vôi tôi: Ca(OH)2 Thạch cao sống: CaSO4.2H2O Thạch cao nung: 2CaSO4.H2O Thạch cao khan: CaSO4 Quặng : Hêmatic: Fe2O3 Quặng Manhêtic: Fe3O4 Quặng pyric: FeS2 Qặng cupit : Cu2S Diêm sinh: S Xút : NaOH Potat: KOH Thạch anh: SiO2 Ôlêum: H2SO4.nSO3