Chương VIII: PHÂN BIỆT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ CHUẨN ĐỘ DUNG DỊCH
Bài 48: NHẬN BIẾT MỘT SỐ CATION TRONG DUNG DỊCH


I. NGUYÊN TẮC NHẬN BIẾT MỘT ION TRONG DUNG DỊCH
- Ion mẫu thử + dung dịch thuốc thử tác dụng với mẫu thử tạo một sản
phẩm đặc trưng như : một chất kết tủa, một hợp chất cómàu hoặc một chất
khí.
II. NHẬN BIẾT CÁC CATION KIM LOẠI KIỀM Na+ , K+, NH4+
- Nhận biết cation kim loại kiềm (Na+ , K+ ) bằng cách thử màu ngọn lửa
Na+ cháy với ngọn lửa màu vàng tươi
- Thuốc thử dùng để nhận biết ion NH4+ là dung dịch kiềm.
NH4+ + OH– ==> NH3 ↑ + H2O
- Dấu hiệu : khí mùi khai hoặc làm quỳ tím tẩm ướt hóa xanh.
III. NHẬN BIẾT CÁC CATION Ba2+
- Ion Ca2+ không cản trở việc nhận biết ion Ba2+ nếu tạo môi trường axit
axetic cho dung dịch nhận biết. Vì khi đó kết tủa BaCrO4 màu vàng tươi
không tan, còn kết tủa CaCrO4 lại tan ra.
- Nếu trong dung dịch cần nhận biết ion Ca2+ có chứa đồng thời ion Ba2+
và ion Pb2+ thì trước hết cần phải tách ion này ra khỏi dung dịch vì các
ion này cũng tạo thành kết tủa với thuốc thử amoni oxalat khó tan trong
axit axetíc loãng.
IV. CÁCH NHẬN BIẾT CÁC CATION Al3+ VÀ ION Cr3+
- Dung dịch muối nhôm không có màu, còn dung dịch muối crôm (III) có màu xanh tím. Nếu 2 dung dịch muối này đựng trong 2 ống nghiệm riêng biệt thì chỉ cần dựa vào màu sắc cũng có thể phân biệt được.
- Nếu dung dịch nhận biết chứa đồng thời 2 ion Al3+, Cr3+ có lẫn các tạp
chất là các ion Fe3+ , Mn2+ thì phải oxihoá ion [Cr(OH)4]- thành ion
CrO42_ để tránh khả năng mất ion [Cr(OH)4]*- do kết tủa các ion Fe3+ ,
Mn2+ .
- Nhận biết được ion Cr3+ thông qua ion [Cr(OH)4]- có màu xanh. Còn ion Cr3+ có màu xanh tím.
- Nếu cho dung dịch muối amoni dư vào dung dịch chứa ion cromat màu vàng
và ion aluminat không màu sẽ thấy kết tủa keo nhôm hiđroxit màu trắng
xuất hiện.
V. NHẬN BIẾT CÁC CATION Fe2+, Fe3+ , Cu2+, Ni2+ :
1.Nhận biết cation Fe3+:
* Thuốc thử đặc trưng của ion Fe3+ là dd chứa ion thioxianat SCN– tạo ra ion phức chất có màu đỏ máu :
Fe3+ + 3SCN– → Fe(SCN)3
* Cho dung dịch kiềm NaOH, KOH hoặc NH3 vào dd chứa ion Fe3+ tạo kết tủa Fe(OH)3 màu nâu đỏ
Fe3+ + 3OH– → Fe(OH)3
2.Nhận biết cation Fe2+:
* Cho dd kiềm hoặc NH3 vào dd Fe2+ tạo ra Fe(OH)2 màu trắng hơi xanh, sau đó chuyển dần thành Fe(OH)3 màu nâu đỏ :
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4 Fe(OH)3
* DD chứa ion Fe2+ làm mất màu dd thuốc tím có mặt của ion H+ :
MnO4– + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
Màu tím không màu

3.Nhận biết cation Cu2+:
*Thuốc thử là dd NH3 : lúc đầu tạo kết tủa Cu(OH)2 màu xanh , sau đ1o
kết tủa này tan ra trong thuốc thử dư tạo ion phức [Cu(NH3)4]2+ có màu
xanh lam đặc trưng:
Cu2+ + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2 + 2NH4+
Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 2OH–

4.Nhận biết cation Ni2+ :
*Thuốc thử : dd NaOH hoặc KOH
*Hiện tượng ; dd màu xanh lá cây chuyển sang xanh lục
Ni2+ + 2OH– → Ni(OH)2
Xanh lá cây xanh lục
*Ni(OH)2 không tan trong NaOH dư nhưng tan trong NH3 tạo ion phức màu xanh :
Ni(OH)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6]2+ + 2OH–
xanh
Dung dịch các ion trên đều có màu:
- Dung dịch của Fe3+ có màu đỏ nâu.
- Dung dịch của Fe2+ có màu xanh rất nhạt
- Dung dịch của Cu2+ có màu xanh da trời
- Dung dịch của Ni2+ có màu xanh lá cây



Bài 49: NHẬN BIẾT MỘT SỐ ANION NO3-, Cl-, SO42-, CO32-


1.Nhận biết ion NO3– :
*Thuốc thử : dd H2SO4 loãng, lá đồng, dd chứa ion NO3– .
*Hiện tượng: dd có màu xanh, khí không màu hóa nâu đỏ trong không khí.
3Cu + 2NO3– + 8H+ → 3Cu2+ + 2NO ↑ + 4H2O
Xanh
2NO + O2 → 2NO2 ( màu nâu đỏ)

2.Nhận biết ion SO42– :
*Thuốc thử: dd BaCl2
Ba2+ + SO42– → BaSO4↓
*Chú ý: Cần lấy môi trường axit dư vì một số các anion như CO32–,
PO43–, SO32–, HPO42– cũng tạo kết tủa trắng với ion Ba2+, nhưng các kết
tủa đ1o đều tan trong các dung dịch HCl, HNO3 loãng, riêng BaSO4 không
tan.

3.Nhận biết anion Cl–:
*Thuốc thử: dd AgNO3 /HNO3 loãng.
Ag+ + Cl– → AgCl ↓ trắng
*Tương tự : Br– tạo ra kết tủa vàng nhạt AgBr
I– tạo ra kết tủa vàng AgI
*Chú ý: AgCl tan trong dd NH3 loãng: AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl–

4.Nhận biết anion CO32–:
*Thuốc thử: dd axit mạnh như HCl, H2SO4 loãng
*Hiện tượng : sủi bọt khí làm đục nước vôi dư.
CO32– + 2H+ → CO2 ↑ + H2O
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 ↓ + H2O



Bài 50: NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT KHÍ

- Khí CO2 được điều chế bằng phản ứng của muối cacbonat với axit HCl hoặc H2SO4 loãng .
- Khí CO2 phản ứng với lượng dư dung dịch Ca(OH)2 hoặc Ba(OH)2 tạo kết tủa trắng.
- Thuốc thử tốt nhất để nhận biết SO2 là dung dịch brom ( hoặc dd iot). Khí SO2 làm nhạt màu dung dịch brôm ( hoặc dd iot).
- Nhận biết khí clo bằng giấy tẩm dung dịch KI và hồ tinh bột.
- Khí NO2 có màu nâu đỏ; NO2 phản ứng với nước tạo thành axit HNO3 . Nhận ra HNO3 bằng bột Cu.
- Khí H2S không màu, có mùi trứng thối ; H2S phản ứng với dung dịch muối Pb2+ cho kết tủa màu đen.
- Nhận biết khí NH3 bằng giấy quỳ tím ẩm và mùi khai đặc trưng.

Bài 34: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM

I.Nhôm oxit: Al2O3
1.Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên:
- Là chất rắn màu trắng, không tan và không tác dụng với nước.ton/c > 2000oC
- Trong vỏ quả đất, Al2O3 tồn tại ở các dạng sau:
+ Tinh thể Al2O3 khan là đá quý rất cứng: corindon trong suốt, không màu.
+ Đá rubi(hồng ngọc): màu đỏ
+ Đá saphia: màu xanh.(Có lẫn TiO2 và Fe3O4)
+ Emeri ( dạng khan) độ cứng cao làm đá mài
2.Tính chất hoá học:



II.Nhôm hidroxit: Al(OH)3.
1.Tính chất hoá học:



* Ứng dụng: Phèn chua được dùng trong công nghiệp thuộc da, CN giấy., chất cầm màu, làm trong nước .....

Bài 41: MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA SẮT


I.Hợp chất sắt (II): gồm muối, hidroxit, oxit của Fe2+
Vd: FeO, Fe(OH)2, FeCl2
1.Tính chất hoá học chung của hợp chất sắt (II):
- Hợp chất sắt (II) tác dụng với chất oxi hoá sẽ bị oxi hoá thành hợp
chất sắt (III). Trong pư hoá học ion Fe2+ có khả năng cjo 1 electron.
Fe2+ ==> Fe3+ + 1e
==>Tính chất hoá học chung của hợp chất sắt (II) là tính khử.
Ví dụ 1: ở nhiêt độ thường, trong không khí ( có O2, H2O) Fe(OH)2 bị oxi hoá thành Fe(OH)3.
Pư: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O ==> 4 Fe (OH)3
khử oxh
Ví dụ 2: Sục khí clo vào dung dịch muối FeCl2
Pư: 2 FeCl2 + Cl2 ==> 2 FeCl3
Fe(NO3)2 + HNO3 ==> NO + ...
Ví dụ 3: Cho FeO vào dung dịch HNO3 loãng:
3FeO + 10 HNO3 à 3 Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
Ví dụ 4: cho từ từ dung dịch FeSO4 vào dung dịch hỗn hợp ( KMnO4 + H2SO4)
==> Kết luận: Oxit và hidroxit sắt có tính bazơ:

2.Điều chế một số hợp chất sắt (II):
a.Fe(OH)2 : Dùng phản ứng trao đổi ion giữa dung dịch muối sắt (II) với dung dịch bazơ.
Ví dụ: FeCl2 + 2 NaOH ==> Fe(OH)2 + 2 NaCl
Fe2+ + 2 OH- ==> Fe(OH)2
b.FeO :
- Phân huỷ Fe(OH)2 ở nhiệt độ cao trong môi trường không có không khí .
Fe(OH)2 ==> FeO + H2O
- Hoặc khử oxit sắt ở nhiệt độ cao. to


Fe2O3 + CO ==> 2 FeO + CO2
c.Muối sắt (II): cho Fe hoặc FeO, Fe(OH)2 tác dụng với các dung dịch HCl, H2SO4 loãng.

II.Hợp chất sắt (III):
1.Tính chất hoá học của hợp chất sắt (III):
a.Hợp chất sắt (III) có tính oxi hoá: khi tác dụng với chất khử, hợp chất sắt (III) bị khử thành hợp chất sắt (II) hoặc kim loại sắt tự do.
Trong pư hoá học : Fe3+ + 1e ==> Fe2+
Fe3+ + 3e ==> Fe
==>tính chất chung của hợp chất sắt (III) là tính oxi hoá.
Ví dụ 1: Nung hỗn hợp gồm Al và Fe2O3 ở nhiệt độ cao:
Fe2O3 + 2Al ==> Al2O3 + 2 Fe
Ví dụ 2: Ngâm một đinh sắt sạch trong dung dịch muối sắt (III) clorua.
2 FeCl3 + Fe → 3 FeCl2
Ví dụ 3: cho Cu tác dụng với dung dịch FeCl3.
Cu + 2 FeCl3 → CuCl2 + 2 FeCl2
- Sục khí H2S vào dung dịch FeCl3 có hiện tượng vẫn đục:
2 FeCl3 + H2S → 2 FeCl2 + 2 HCl + S$

2.Điều chế một số hợp chất sắt (III):
a. Fe(OH)3: Chất rắn, màu nâu đỏ.
- Điều chế: pư trao đổi ion giữa dung dịch muối sắt (III) với dung dịch kiềm.
Ví dụ : Fe(NO3)3 +3NaOH→ Fe(OH)3+3NaNO3
Pt ion: Fe3+ + 3 OH- → Fe(OH)3
b. Sắt (III) oxit: Fe2O3 phân huỷ Fe(OH)3 ở nhiệt độ cao
2 Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3 H2O
c. Muối sắt (III):

3. Ứng dụng của hợp chất sắt (III): phèn sắt amoni: NH4Fe(SO4)2. 12H2O



Bài 42: HỢP KIM CỦA SẮT

I. GANG:
- Gang là hợp kim của sắt – cacbon và một số nguyên tố khác, trong đó hàm lượng cacbon biến độngtrong giới hạn 2% - 5%.
- Có 2 loại gang: gang trắng và gang xám.
- Gang trắng cứng, giòn, được dùng để luyện thép. Gang xám ít cứng và ít giòn hơn, được dùng để đúc các vật dụng.
- Nguyên liệu để luyện gang là quặng sắt, than cốc và chất chảy CaCO3
- Nguyên tắc luyện gang là dùng chất khử CO để khử các oxit sắt thành sắt
- Các phản ứng khử sắt xảy ra trong lò cao
II. THÉP:
- Thép là hợp kim của sắt với cacbon và một lượng rất ít nguyên tố Si, Mn . . . Hàm lượng cacbon trong thép chiếm 0,01 – 2%.
- Có 2 loại thép : dựa trên hàm lượng của các nguyên tố có trong từng loại thép
+ Thép thường hay thép cacbon chứa ít cacbon, silic, mangan và rất ít S,P.
+ Thép đặc biệt là thép có chứa thêm các nguyên tố khác như Si, Mn, Ni, W, Vd …
- Thép có nhiều ứng dụng trong cuộc sống và trong kĩ thuật
- Nguyên tắc để sản xuất thép là oxihoá để giảm tỉ lệ cacbon, silic, lưu hùnh, phôtpho có trong gang.
- Nguyên liệu để sản xuất thép là:
+ Gang trắng hoặc gang xám, sắt thép phế liệu.
+ Chất chảy là CaO
+ Chất oxihoá là oxi nguyên chất hoặc không khí giàu oxi.
+ Nguyên liệu là dầu mazút, khí đốt hoặc dùng năng lượng điện.

- Có 3 phương pháp luyện thép là:
+ phương pháp lò thổi oxi, thời gian luyện thép ngắn, chủ yếu dùng để luyện thép thường.
+ Phương pháp lò bằng: thường dùng để luyện thép có chất lượng cao.
+ Phương pháp hồ quang điện: dùng để luyện thép đặc biệt, thành phần có những km loại khó chảy như W, Mo, crôm, . . .



Bài 43: ĐỒNG. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG


A.ĐỒNG.
I.Vị trí và cấu tạo:
1.Vị trí của đồng trong BTH:
- Là kim loại chuyển tiếp
- Vị trí: STT: 29; chu kì 4; nhóm IB
2.Cấu tạo của đồng:
Cu : 1s22s22p63s23p63d104s1
- Là nguyên tố d, có electron hoá trị nằm ở 4s và 3d
- Trong hợp chất: Cu có mức oxi hoá phổ biến là: +1 và +2
tạo ra được 2 ion: Cu+ (Ar) 3d10; Cu2+ (Ar) 3d9
- Bán kính nguyên tử = 0,128(nm), có cấu tạo mạng tinh thể LPTD là tinh thể đặc chắc à liên kết trong đơn chất đồng vững chắc hơn.
3.Một số tính chất khác của đồng :
XCu = 1,9; Eo Cu2+/Cu = + 0,34 V. I1, I2 là 744; 1956 ( KJ/mol)
II.Tính chất vật lí:
- Đồng là kim loại màu đỏ, dẻo, dai, dễ kéo sợi, dát mỏng.
- Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt.
- Là kim loại nặng, nhiệt độ nóng chảy cao.
III.Tính chất hoá học:
Eo Cu2+/Cu = + 0,34 V > EoH+/H2
==>Đồng là kim loại kém hoạt động, có tính khử yếu
1.Tác dụng với phi kim:
- Cu phản ứng với oxi khi đun nóng tạo CuO bảo vệ nên Cu không bị oxi hoá tiếp tục.
2Cu + O2 ==> CuO
- Khi tiếp tục đun nóng tới (800-1000oC)
CuO + Cu ==> Cu2O (đỏ)
- Tác dụng trực tiếp với Cl2, Br2, S...
Cu + Cl2 ==> CuCl2
Cu + S ==> CuS
2.Tác dụng với axit:
- Cu không tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng.
- Khi có mặt oxi, Cu tác dụng với dung dịch HCl, nơi tiếp xúc giữa dung dịch axit với không khí.
2 Cu + 4HCl + O2 ==> 2 CuCl2 + 2 H2O
* Với HNO3, H2SO4 đặc :
Cu + 2 H2SO4 đ ==> CuSO4 + SO2 + H2O
Cu + 4 HNO3 đ ==>
Cu + HNO3 loãng ==>
3.Tác dụng với dung dịch muối:
- Khử được ion kim loại đứng sau nó trong dung dịch muối.
vd: Cu + 2 AgNO3 ==> Cu(NO3)2 + 2 Ag
IV.Ứng dụng của đồng: dựa vào tính dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt, bền của đồng và hợp kim.
1.Đồng thau : Cu-Zn
2.Đồng bạch : Cu-Ni
3.Đồng thanh : Cu-Sn
4.Cu-Au : ( vàng tây)
V.Sản xuất đồng:
- Trong tự nhiên : phần lớn tồn tại ở dạng hợp chất.
- Các loại quặng : pirit đồng CuFeS2, malachit Cu(OH)2.CuCO3, chancozit : Cu2S
- Sản xuất đồng từ CuFeS2 : chia làm 2 giai đoạn:
+ Làm giàu qặng bằng phương pháp tuyển nổi.
+ Chuyển hoá quặng đồng thành đồng , gồm 3 bước: CuFeS2 ==> Cu2S ==> Cu2O ==> Cu
+Tinh luyện đồng thô bằng phương pháp điện phân.

B.MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG:
I.Đồng (II) oxit: CuO
- Là chất rắn màu đen.
- Điều chế: nhiệt phân.
2 Cu(NO3)2 ==> 2 CuO + 4 NO2 + O2
CuCO3. Cu(OH)2 ==> 2 CuO + CO2 + H2O
Cu(OH)2 ==> CuO + H2O
- CuO có tính oxi hoá:
Vd : CuO + CO ==> Cu + CO2
3 CuO + 2 NH3 ==> N2 + 3Cu + 3 H2
II.Đồng (II) hidroxit: Cu(OH)2
- Là chất rắn màu xanh.
- Điều chế: từ dung dịch muối Cu2+ và dung dịch bazơ.
Vd: CuSO4 + 2 NaOH ==> Cu(OH)2 + Na2SO4
- Cu(OH)2 dễ tan trong dung dịch NH3 tạo dung dịch màu xanh thẩm gọi là nước Svayde.
Vd: Cho từ từ dung dịch NH3 cho đến dư vào dung dịch CuSO4.
* Nguyên nhân gây ra tính bazơ của các amin là do phân tử Amin có
nguyên tử Nitơ còn đôi electron chưa liên kết (tương tự như trong phân
tử NH3) có thể nhường cho proton H+.

* Mọi yếu tố làm tăng độ linh động của cặp electron tự do trong nguyên tử nitơ sẽ làm tăng tính bazơ của Amin và ngược lại.
- Nếu R là gốc đẩy e sẽ làm tăng mật độ e trên nguyên tử Nitơ ==> Tính Bazơ tăng.
- Nếu R là gốc hút e sẽ làm giảm mật độ e trên nguyên tử Nitơ ==> Tính Bazơ giảm.
- Amin bậc ba khó kết hợp với proton H+ là do sự án ngữ không gian của
nhiều nhóm R đã cản trở sự tấn công của H+ vào nguyên tử Nitơ.

* Nhóm Ankyl có ảnh hưởng làm tăng mật độ electron ở nguyên tử nitơ do
đó làm tăng lực bazơ; nhóm phenyl (C6H5-) làm giảm mật độ electron ở
nguyên tử nitơ do đó làm giảm lực bazơ.

* Lực bazơ giảm dần theo thứ tự: CnH2n+1-NH2 > H-NH2 > C6H5NH2 .

* Với các amin mạch hở, no, amin bậc 3 có tính bazơ yếu hơn amin bậc 2.
- Nguyên tử H của NH3 (H-NH2) được coi là không đẩy e và cũng không hút e.
- Đối với các Ankylamin: Gốc R càng lớn (càng nhiều nguyên tử C) thì khả năng đẩy e càng mạnh ==> Tính bazơ càng mạnh.


Chương 7: CRÔM - SẮT - ĐỒNG
Bài 38: CRÔM


I.Vị trí và cấu tạo:
1.Vị trí của crôm trong BTH:
Crôm là kim loại chuyển tiếp
vị trí: STT: 24
Chu kì: 4
Nhóm: VIB
2.Cấu tạo của crôm:
Cr:1s22s22p63s23p63d54s1
- Trong hợp chất, crôm có số oxi hoá biến đổi từ +1 đến +6. số oxi hoá
phổ biến là +2,+3,+6. ( crôm có e hoá trị nằm ở phân lớp 3d và 4s)
- Ở nhiệt độ thường: cấu tạo tinh thể lục phương.
3.Một số tính chất khác:
Eo Cr3+/Cr = - 0,74 V

II.Tính chất vật lí:
- Crôm có màu trắng bạc, rất cứng ( độ cứng thua kim cương)
- Khó nóng chảy, là kimloại nặng, d = 7,2 g/cm3.
III.Tính chất hoá học:
1.Tác dụng với phi kim:
4Cr + 3 O2 → 2 Cr2O3
2Cr + 3Cl2 → 2 CrCl3
- Ở nhiệt độ thường trong không khí, kim loại crôm tạo ra màng mỏng
crôm (III) oxit có cấu tạo mịn, bền vững bảo vệ. ở nhiệt độ cao khử được
nhiều phi kim.
2.Tác dụng với nước: không tác dụng với nước do có màng oxit bảo vệ.
3.Tác dụng với axit: với dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng nóng, màng axit bị phá huỷ Cr khử được H+ trong dung dịch axit.
Vd: Cr + 2HCl → CrCl2 + H2
Cr + H2SO4 → CrSO4 + H2
Pt ion:
2H+ + Cr → Cr2+ + H2
- Crôm thụ động trong axit H2SO4 và HNO3 đặc ,nguội.
IV.Ứng dụng và sản xuất:
1.Ứng dụng: Sgk
2.Sản xuất
- Trong TN, crôm tồn tại ở dạng hợp chất. quặng chủ yếu của crôm là crômit: FeO.Cr2O3.
- PP: tách Cr2O3 ra khỏi quặng, dùng phương pháp nhiệt nhôm.
Cr2O3 + 2 Al → 2Cr + Al2O3



Bài 39: MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CRÔM





III.Hợp chất Crôm (VI):





Bài 40: SẮT

I.Vị trí và cấu tạo:
1.Vị trí của Fe trong BTH
vị trí: stt : 26
chu kì 4, nhóm VIIIB
- Nhóm VIIIB, cùng chu kì với sắt còn có các nguyên tố Co, Ni. Ba nguyên tố này có tính chất giống nhau.
2.Cấu tạo của sắt:
- Fe là nguyên tố d, có thể nhường 2 e hoặc 3 e ở phân lớp 4s và phân lớp 3d để tạo ra ion Fe2+,Fe3+.
- Mạng tinh thể: phụ thuộc vào nhiệt độ
- Trong hợp chất, sắt có số oxi hoá là +2, +3. Vd: FeO, Fe2O3
3.Một số tính chất khác của sắt:
- Thế điện cực chuẩn:
Fe2+ / Fe = -0,44V; Fe3+ / Fe2+ = +0,77V

II. Tính chất vật lí:
- Sắt là kim loại màu trắng hơi xám, dẻo, dai, dễ rèn, nhiệt độ nóng chảy khá cao( 1540oC)
- Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, có tính nhiễm từ.

III.Tính chất hoá học:
- Khi tham gia phản ứng hoá học, nguyên tử sắt nhường 2 e ở phân lớp 4s ,
khi tác dụng với chất oxi hoá mạnh thì sắt nhường thêm 1 e ở phân lớp
3d. ==> tạo ra các ion Fe2+, Fe3+.
Fe → Fe2+ + 2e
Fe → Fe3+ + 3 e
==>Tính chất hoá học của sắt là tính khử.




IV.Điều chế: trong công nghiệp từ quặng sắt.
- Dùng phương pháp nhiệt luyện:
vd: Fe2O3 + 3 CO ==> 2Fe + 3 CO2
*các pư khác:
FeCl2 ==> Fe + Cl2
Mg + FeSO4 ==> MgSO4 + Cu

Bài 31: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ


I.Một số tính chất chung của hợp chất KLKT.



II.Một số hợp chất của Canxi:
1.Canxihidroxit: Ca(OH)2
a.Tính chất:
- Là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước
- Dung dịch Ca(OH)2 (nước vôi trong) là một bazơ mạnh.
Ca(OH)2 ==> Ca2+ + 2OH-
- Dung dịch Ca(OH)2 có những tính chất của một dung dịch bazơ kiềm.
VD: Ca(OH)2 + HNO3 →
Ca(OH)2 + CuSO4 →
b.Ứng dụng: SGK

2.Canxicacbonat: CaCO3
a.Tính chất:
- Là chất rắn màu trắng không tan trong nước
- Là muối của axit yếu nên pư với những axit mạnh hơn
VD: CaCO3 + HCl →
CaCO3 + CH3COOH →
- Phản ứng với CO2 và H2O:
CaCO3 + CO2 H2O ==> Ca(HCO3)2
b.Ứng dụng :
3.Canxi sunfat: CaSO4
- Là chất rắn, màu trắng , ít tan trong nước.
- Tuỳ theo lượng nước kết tinh mà ta có 3 loại:
+ CaSO4.2H2O: thạch cao sống
+ 2CaSO4. H2O: thạch cao nung
+ CaSO4 : thạch cao khan.
2CaSO4 . 2H2O ==> 2CaSO4.H2O + 3 H2O
* Ứng dụng:


III.Nước cứng:
- Nước có vai trò cực kì quan trọng đối với đời sống con người và sản xuất.
- Nước thường dùng là nước tự nhiên có hoà tan một số hợp chất của
canxi, magie như: Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 ..., CaSO4, MgSO4, CaCl2
...==> vì vậy nước tự nhiên có chứa các ion Ca2+, Mg2+.
- Nước có chứa nhiều ion Ca2+, Mg2+ gọi là nước cứng. nước có chứa ít hoặc không chứa các ion trên gọi là nước mềm.

IV.Phân loại nước cứng:
- Tuỳ thuộc vào thành phần anion gốc axit có trong nứơc cứng, chia làm 2 loại:
1.Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa anion HCO3-. ( của các muối Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 )
2.Nước cứng vĩnh cửu: là nước cứng có chứa các ion Cl-, SO42- hoặc cả 2. ( của các muối CaCl2, CaSO4, MgCl2...).

V.Tác hại của nước cứng:
VI.Cách làm mềm nước cứng:
- Nguyên tắc: làm giảm nồng độ ion Ca2+, Mg2+ trong nước cứng bằng cách chuyển
2 ion tự do này vào hợp chất không tan hoặc thay thế chúng bằng những cation khác.
- Có 2 phương pháp:




Bài 33: NHÔM

I.Vị trí và cấu tạo:
1.Vị trí của nhôm trong bảng tuần hoàn:
Al: 1s22s22p63s23p1
vị trí: chu kì 3, nhóm IIIA
- Trong chu kì Al đưng sau Mg, trước Si
- Trong nhóm IIIA: Al đưng sau B.
2.Cấu tạo của nhôm:
- Là nguyên tố p, có 3 e hoá trị. Xu hướng nhường 3 e tạo ion Al3+
Al → Al3+ + 3e
[Ne]3s23p1 [Ne]
- Trong hợp chất nhôm có số oxi hoá +3
vd: Al2O3, AlCl3
- Cấu tạo đơn chất : LPTD
II.Tính chất vật lí của nhôm (sgk)
I.Tính chất hoá học:
EoAl3+/Al = -1,66 V; I1, I2, I3 thấp ==> Al là kim loại có tính khử mạnh. ( yếu hơn KLK, KLK thổ)
1.Tác dụng với phi kim: tác dụng trực tiếp và mãnh liệt với nhiều phi kim.
Vd: 4 Al + 3O2 → 2 Al2O3

2 Al + 3Cl2 → 2 AlCl3
==> Al khử nhiều phi kim thành ion âm .
2.Tác dụng với axit:


II.Ứng dụng và sản xuất:
1.Ứng dụng:
2.Sản xuất : Qua 2 công đoạn:
- Công đoạn tinh chế quặng boxit
- Công đoạn đpnc Al2O3
- Để hạ nhiệt độ nóng chảy của Al2O3 từ 2050o C xuống 900oC, hoà tan Al2O3 trong criolit n/c.
Đpnc, xt


*ptđp: Al2O3 ==> 2Al + 3/2 O2



Bài 34: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM

I.Nhôm oxit: Al2O3
1.Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên:
- Là chất rắn màu trắng, không tan và không tác dụng với nước.ton/c > 2000oC
- Trong vỏ quả đất, Al2O3 tồn tại ở các dạng sau:
+ Tinh thể Al2O3 khan là đá quý rất cứng: corindon trong suốt, không màu.
+ Đá rubi(hồng ngọc): màu đỏ
+ Đá saphia: màu xanh.(Có lẫn TiO2 và Fe3O4)
+ Emeri ( dạng khan) độ cứng cao làm đá mài
2.Tính chất hoá học:



II.Nhôm hidroxit: Al(OH)3.
1.Tính chất hoá học:



* Ứng dụng: Phèn chua được dùng trong công nghiệp thuộc da, CN giấy., chất cầm màu, làm trong nước .....
CHƯƠNG VI: KIM LOẠI KIỀM – KIM LOẠI KIỀM THỔ - NHÔM


Bài 28: KIM LOẠI KIỀM
[/center]
I- VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO:
1- Vị trí của kim loại kiềm trong bảng tuần hoàn:
Liti (Li), natri (Na), kali (K), rubidi (Rb), xesi (Cs), franxi (Fr) . các kim loại này thuộc nhóm IA ( kim loại kiềm)
2- cấu tạo và tính chất của kim loại kiềm:
- Viết cấu hình theo yêu cầu của thầy
- Xem bảng 6.1 để biết một số tính chất vật lí cơ bản của kim loại kiềm.
Kết luận:
- Nguyên tử kim loại kiềm chỉ có 1e ờ lớp ngoài cùng thuộc phân lớp ns.
- Năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) có giá trị thấp nhất trong các kim
loại và giảm dần từ Li đến Cs. Năng lượng ion hóa thứ hai (I2) có giá
trị lớn hơn năng lượng ion hóa thứ nhất (I1) rất nhiều.
- Thế điện cực chuẩn có giá trị rất âm
- Nguyên tử kim loại kiềm dễ dàng tách 1e để trở thành ion dương có điện
tích 1+ (M ==> M+ + e ). Do đó kim loại kiềm có tính khử rất mạnh .
II- TÍNH CHẤT VẬT LÍ: SGK
III- TÍNH CHẤT HÓA HỌC:
- Kim loại kiềm có tính khử rất mạnh do:
+ Chỉ có 1e ở phân lớp ns ngoài cùng, năng lượng ion hóa thấp nên nguyên tử rất dễ mất 1e:
M ==> M+ + 1e
+ Thế điện cực chuẩn E có giá trị rất âm
- Kim loại kiềm thể hiện tính khử khi phản ứng với phi kim, dung dịch axit và nước.
+Khử được các phi kim tạo thành oxit baz hoặc muối:
4M + O2 → 2M2O
2M + Cl2 → 2MCl
- Đặc biệt Natri cháy trong oxi khô tạo thành peoxit Na2O2.
+Khử dễ dàng ion H+ trong dd axit tạo thành khí H2. Phản ứg mãnh liệt, gây nổ :
2M + 2H+ → 2M+ + H2
+Khử được nước dễ dàng, tạo thành dung dịch baz va khí H2 :
2M + 2H2O → 2MOH + H2
IV- ỨNG DỤNG VÀ ĐIỀU CHẾ:
1-Ứng dụng : học theo SGK.
2-Điều chế:
Nguyên tắc: điện phân muối nóng chảy:
M+ + e ==> M
Điều chế Na:
+Nguyên liệu: NaCl tinh khiết
+Phương pháp: Điện phân nóng chảy NaCl, trong bình điện phân có cực dương bằng than chì, cực âm bằng thép.
+Các phản ứng xảy ra khi điện phân:
* Cực âm: Na+ + e → Na ( Quá trình khử)
* Cực dương: 2Cl– → Cl2 + e ( QT oxi hóa)
-Phương trình điện phân:
2NaCl(r) ==> 2Na + Cl2



Bài 29: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM


I.Natrihidroxit: NaOH
1.Tính chất:
- NaOH là chất rắn không màu, dễ hút ẩm, dễ nóng chảy, tan nhiều trong nước.
- NaOH là một bazơ mạnh, phân li hoàn toàn thành ion khi tan trong nước.
NaOH ==> Na+ + OH-
- Tác dụng với dung dịch axit, oxit axit, muối.
VD: NaOH + HCl ==>
CO2 + NaOH ==>
2.Ứng dụng và điều chế:
a. Ưng dụng: có nhiều ứng dụng quan trọng trong công nghiệp: sx nhôm , xà phòng......
b. Điều chế: điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn



II.Natrihidro cacbonat và natricacbonat:
1. Muối natrihidrocacbonat: NaHCO3
a.Tính chất:
- Là chất rắn màu trắng ít tan trong nước, bị phân huỷ ở nhiệt độ cao.
2NaHCO3 ==> Na2CO3+CO2 +H2O
- Là muối của axit yếu, không bền, tác dụng với axit mạnh.
NaHCO3 +HCl ==> NaCl + CO2 + H2O
HCO3- + H+ ==> CO2 + H2O
- Là muối axit nên pư được với dung dịch bazơ
VD: NaHCO3 + NaOH→ Na2CO3 + H2O
HCO3- + OH- → CO3- + H2O
b.Ứng dụng : sgk
2. Natricacbonat: Na2CO3
a.Tính chất:
- Là chất rắn màu trắng dễ tan trong nước, to nc = 850oC , không phân huỷ ở nhiệt độ cao.
- Là muối của axit yếu nên pư với axit mạnh.
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 +H2O
CO3- + 2H+ → CO2 + H2O
==> ion CO32- nhận proton, nên có tính bazơ
b) Ứng dụng: sgk



Bài 30: KIM LOẠI KIỀM THỔ

I.Vị trí và cấu tạo:
1.Vị trí của KLKT trong bảng tuần hoàn:
- Thuộc nhóm Iia , gồm: Be, Mg, Ca, Sr, Ba và Ra(px).
- Trong mỗi chu kì đứng sau KLK.
2.cấu tạo của KLK thổ:
- Là nguyên tố s
- Cấu hình e ngoài cùng TQ: ns2.
- Xu hướng nhương 2e tạo ion M2+.
Vd. Mg ==> Mg 2+ + 2e
[Ne]3s2 [Ne]
II.Tính chất vật lí:
- Tonc và tos tương đối thấp
- Kim loại thuộc nhóm IIA có độ cứng cao hơn KLK nhưng mềm hơn nhôm và những kim loại nhẹ, vì có d
- Kiểu mạng tinh thể: không giống nhau.

III. Tính chất hoá học:
- KLK thổ có tính khử mạnh, yếu hơn KLK. Tính khử tăng dần từ Be → Ba.



IV.Ứng dụng và điều chế:
1. Ứng dụng:
- Kim loại Be tạo ra những hợp kim bền, có tính đàn hồi cao.
- Kim loai Mg tạo ra hợp kim nhẹ ,bền.
- Ca: Dùng đẻ tách oxi, S ra khỏi thép.
2. Điều chế:
* PP: Đpnc muối halogenua.
Vd: dpnc
MgCl2 ==> Mg + Cl2
TQ: dpnc
MX2 ==> M + X2

Bài 22: SỰ ĐIỆN PHÂN


I. KHÁI NIỆM :
- Sự điện phân là quá trình oxi hóa khử xảy
ra trên bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua chất điện
li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li.

II. SỰ ĐIỆN PHÂN CÁC CHẤT ĐIỆN LI
1. Sự điện phân NaCl nóng chảy
- Khi có dòng điện một chiều chạy qua.
- Cực dương (anot) diễn ra sự oxi hóa.
- Cực âm (catot) diễn ra sự khử.
- Quá trình oxi hoá-khử được biểu diễn

2. Sự điện phân dd CuSO4:
a) Điện phân dd CuSO4 với các điện cực trơ ( graphit)
* Bình điện phân là ống chữ U, 2 điện cực bằng graphit, một điện cực âm và một điện cực dương, dd chất điện phân là CuSO4.
* Khi cho dòng điện một chiều đi qua (có hiệu điện thế ³ 1,3 V) có hiện tượng:
- ở catot: kim loại Cu bám vào điện cực.( cực õm)
- ở anot: Bọt khí O2 thoát ra. ( cực dương )



III. ỨNG DỤNG CỦA SỰ ĐIỆN PHÂN
1. Điều chế kim loại.
2. Điều chế một số phi kim (H2 ; O2...)
3. Điều chế một số loại hợp chất (KMnO4, NaOH, H2O, nước giaven...)
4. Tinh chế một số kim loại: Cu, Pb, Zn, Fe, Ag, Au...
5. Mạ điện...


Bài 23: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI


I- KHÁI NIỆM:
- Ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường.
M ==> Mn+ + ne
II- HAI DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI:
1. Sự ăn mòn hoá học
- Bản chất của sự ăn mòn hoá học là quá trình
oxi hoá khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp
đến các chất trong môi trường.
- Thí dụ:
3Fe + 4H2O ==> Fe3O4 + 4 H2
2Fe + 3 Cl2 ==> 2 FeCl3
3 Fe + 2 O2 ==> Fe3O4
2. Ăn mòn điện hoá học:
a – Khái niệm về Ăn mòn điện hoá học:
- Ăn mòn điện hóa học là quá trình oxi hóa –
khử , trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li
và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương.
b – Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hoá học :
* Các điện cực phải khác nhau về bản chất :
- kim loại – kim loại.
- kim loại – phi kim.
- kim loại – hợp chất hóa học.
* Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn.
* Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li.
c- Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt ( gang , thép) trong không khí ẩm :

==>Ion Fe2+ tiếp tục bị oxi hóa dưới tác dụng của ion OH– tạo ra gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.nH2O



Bài 24: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI


I. NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI.
Thực hiện sự khử : Mn+ + ne ==> M

II. PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
1.Phương pháp thuỷ luyện
- Dùng hoá chất thích hợp như H2SO4, NaOH,
NaCN… tách hợp chất của kim loại ra khỏi quặng. Sau đó dùng chất khử để
khử ion kim loại thành kim loại tự do
- Phương pháp này dùng để điều chế kim loại yếu.
2. Phương pháp nhiệt luyện
- Cơ sở: Khử những ion kim loại trong
oxit ở nhiệt độ cao bằng các chất khử như: C, CO, H2 hoặc AL, KL
kiềm, KL kiềm thổ.
- Dùng trong CN, để điều chế những kim loại hoạt động trung bình.
3. Phương pháp điện phân.
- Phương pháp điện phân dùng năng
lượng của dòng điện để gây ra sự biến đổi hoá học, đó là phản ứng oxi
hoá - khử. Trong sự điện phân, tác nhân khử là cực (–) mạnh hơn nhiều
lần tác nhân khử là chất hoá học. Thí dụ, không một chất hoá học nào có
thể khử được các ion kim loại kiềm thành kim loại. Trong điện phân, tác
nhân oxi hoá là cực (+) mạnh hơn nhiều lần tác nhân oxi hoá là chất hoá
học.
- Dùng trong CN, để điều chế những kim loại hoạt động trung bình.
III. ĐỊNH LUẬT FARADAY
- Công thức: m=Ait / 96500n

CHƯƠNG V: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

Bài 19: KIM LOẠI VÀ HỢP KIM

A. KIM LOẠI

[/center]

I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI:
Trong bảng tuần hoàn , kim loại có mặt ở các vị trí:
- Nhóm IA (trừ hidro) và IIA :: nguyên tố s.
- Nhóm IIIA ( trừ Bo) , một phần của các nhóm IVA, VA, VIA : Kim loại này là nguyên tố p.
- Các nhóm B ( từ IB đến VIIIB) : kim loại chuyển tiếp, chúng là nguyên tố d.
- Họ lantan và actini : kim loại hai họ này là nguyên tố f .
II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI:
1. Tính chất chung
a. Tính dẻo:
- Khi tác dụng một lực đủ mạnh lên một vật bằng KL nó bị biến dạng.
- Nguyên nhân: Khi tác dụng một lực thì các mạng tinh thể trượt
lên nhau, nhưng nhờ các e tự do chuyển động qua lại giữa các lớp mạng mà
chúng không tách rời nhau.
b. Tính dẫn điện:
- Nối đầu KL với 1 nguồn điện thì kim loại cho dòng điện chạy qua.
Do các e tự do chuyển động thành dòng.
Lưu ý:
+ Các KL khác nhau thì chúng dẫn điện khác nhau.
+ Khi nhiệt độ càng cao thì khả năng dẫn điện càng giảm.
c. Tính dẫn nhiệt:
- Khi KL bị đun nóng các e tự do chuyển động nhanh va chạm vào các Ion(+) và truyền năng lượng cho các Ion có năng lượng thấp hơn.
d. Ánh kim:
- Các e tự do có khả năng phản xạ các ánh sáng và bước sóng mà mắt nhìn thấy được.
Kết luận: Các e tự do là thành phần cơ bản gây nên tính chất vật lý chung của kim loại.
2.Tính chất vật lý riêng của kim loại:
a- Tỉ khối: Các KL có tỷ khối khác nhau (nặng, nhẹ khác nhau)
* d<5 kim loại nhẹ.
VD: K, Na, Mg, Al
* d>5 kim loại nặng
VD: Fe, Pb, Ag
b- Độ cứng:
Các kim loại có độ cứng khác nhau
- Kim loại mềm: Na, K
- Kim loại cứng: Cr, W
c- Nhiệt độ nóng chảy:
- Các kim loại có nhiệt độ nóng chảy khác nhau
VD: t0nc W = 34100C
t0nc Hg = -390C
Nguyên nhân do: R  và Z + khác

III- TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI:
Kim loại dễ nhường e

M ==> Mn+ + ne
==> kim loại thể hiện tính khử mạnh nên tác dụng với chất oxi hóa ((PK, dd axit, dd muối)

1- Tác dụng với PK: (O2, Cl, S, P ...)
a- Với oxi ==> ôxit KL
4M + nO2 ==> 2M2On
VD: 2Al + 3/2 O2 ==> Al2O3
b-Tác dụng với phi kim khác ==> Muối không có Oxy
Cu + Cl2 ==> CuCl2
2Fe + 3Cl2 ==> 2FeCl3




Lưu ý: Trừ Au, Pt
- Kim loại trong muối có mức oxh cao nhất
- Fe, Al, Cu không tác dụng HNO3, H*2SO4 đặc nguội
- HNO3 đặc ==> NO2
VD: Fe + 4HNO3 ==> Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
3- Tác dụng với dung dịch muối:
a- TN: Cho Fe + dd CuSO4
Hiện tượng: Cu có màu đỏ bám vào Fe. Dung dịch có màu xanh lục
PTPU: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu
b- TN: Cu + dd AgNO3
Hiện tượng: Ag tạo thành bám vào Cu. Dd có màu xanh thẩm
PTPU: 2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2Ag
2Ag+ + Cu = Cu2+ + 2Ag
Nhận xét:
- Kim loại đứng trước có thể đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của nó.
- Lưu ý: Trừ kim loại tác dụng được với nước như: Na; K; Ca; Ba

4- Tác dụng với nước:
* Ở nhiêt độ thường: Gồm có Kim loại IA và 1 phần IIA .
2Na + 2H2O ==> 2NaOH + 4H2
* Kim loại trung bình như Zn, Fe... khử được hơi nước ở nhiệt độ cao .
3Fe + 4H2O ==> Fe3O4 + 4H2
* Kim loại yếu như Cu, Ag, Hg... không khử được H2O, dù nhiệt độ cao.


I. Định nghĩa: Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác

II. Tính chất hợp kim: phụ thuộc vào thành phần các đơn chất tham gia cấu tạo mạng tinh thể hợp kim.
* Hóa tính tương tự.
* Lí tính và tính chất cơ học thì khác nhiều.
III.Ứng dụng của hợp kim:Xem SGK



Bài 20: DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI


I. Khái niệm về cặp oxi hoá khử
-Chất oxi hoá và chất khử của cùng 1 nguyên tố tạo nên cặp
oxi hoá-khử. Cặp oxi hoá khử của các kim loại trên được viết
như sau :
Fe2+/Fe ; Cu2+/Cu ; Ag+/Ag.
Tổng quát: Mn+/M

II. Pin điện hoá
1. Khái niệm về pin điện hóa, suất điện động và thế điện cực:
* Điện cực Zn (cực âm) là nguồn cung cấp e, Zn bị oxi hoá thành Zn2+ tan vào dung dịch:
Zn ==> Zn2+ + 2e
* Điện cực Cu (cực dương) các e đến cực Cu, ở đây các ion Cu2+ bị khử thành kim loại Cu bám trên bề mặt lá đồng.
Cu2+ + 2e ==> Cu
2. Cơ chế phát sinh dũng điện:
* Cầu muối trái: Cation NH4+ ( hoặc K+) di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4
* Cầu muối phải: các cation NO3– di chuyển sang cốc đựng dung
dịch ZnSO4. Sự di chuyển của các ion này làm cho các dung dịch muối luôn
trung hoà điện.
* Phương trình ion rút gọn biểu diễn quá trình oxi hoá-khử xảy ra trên bề mặt các điện cực của pin điện hoá:
Cu2+ + Zn ==> Cu + Zn2+
Oxh Kh Kh. yếu Oxh yếu
3.Nhận xét
– Có sự biến đổi nồng độ các ion Cu2+ và Zn2+ trong quá trình hoạt động của pin. Cu2+ giảm, Zn2+ tăng
– Năng lượng của phản ứng oxi hóa – khử trong pin điện hóa đã sinh ra dòng điện một chiều.
– Những yếu tố ảnh hưởng đến suất điện động của pin điện hóa như:
* Nhiệt độ.
* Nồng độ của ion kim loại.
* bản chất của kim loại làm điện cực.


III. Thế điện cực chuẩn của kim loại
1. Điện cực hidro chuẩn:
*Cấu tạo:
- Điện cực platin.
- Điện cực nhúng vào dd axit H+ 1 M.
*Cách xác định thế điện cực chuẩn hiđro chuẩn.
- Cho dòng khí H2 có p =1 atm liên tục đi qua dd axit để bột Pt hấp thụ khí H2.
- Qui ước thế điện cực hiđro chuẩn cặp oxi hoá khử H+/H2 là 0,00 V ; E0 (H+/H2)= 0,00 V

2. Thế điện cực chuẩn của kim loại:
- Thiết lập pin điện hoá gồm: điện cực chuẩn của kim loại ở bên phải,
điện cực chuẩn của hiđro ở bên trái vôn kế ==>hiệu số điện thế lớn
nhất giữa hai điện cực chuẩn. Nếu điện cực kim loại là cực âm → E0<0,
nếu điện cực kim loại là cực dương → E0>0.
- Hiđro là điện cực dương (+): 2H+ + 2e ==>? H2
- Kẽm là điện cực âm ( –) : Zn ==>? Zn2+ + 2e

* Vôn kế chỉ số 0,76 V.
Cho biết hiệu số điện thế lớn nhất giữa 2 điện cực chuẩn của cặp Zn2+/Zn và H+/H2.
Ký hiệu: E0(Zn2+/Zn)= –0,76 V.
* Xác định thế điện cực chuẩn cặp Ag+/Ag :
Các phản ứng xảy ra:
– Ag là cực dương (catot): Ag+ + e ==> Ag
– Hidro là cực âm (anot) : H2 ==> 2H+ + 2e
Phản ứng xảy ra trong pin: 2Ag+ + H2 ==>2Ag + 2H+

IV. Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại: Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy sắp xếp các kim loại theo thứ tự tăng dần thế điện cực chuẩn
V. Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại:
1. So sánh tính oxihóa–khử:
- Trong dung môi nước, thế điện cực chuẩn của kim loại E càng lớn thì
tính oxihóa của cation Mn+ càng mạnh và tính khử của kim loại M càng
yếu.
- Ngược lại thế điện cực chuẩn của kim loại càng nhỏ thì tính oxihóa của cation càng yếu và tính khử của kim loại càng mạnh.

2. Xác định chiều của phản ứng oxihóa –khử:
Cu2+/Cu (E0 = +0,34V) và Ag+/Ag ( E0 = +0,80V) thấy:
– ion Cu2+ có tính oxi hóa yếu hơn ion Ag+.
– kim loại Cu có tính khử mạnh hơn Ag.
– Cặp oxihóa–khử Cu2+/Cu có thế điện cực chuẩn nhỏ hơn của cặp oxihóa –khử Ag+/Ag.

Kết luận : Cation kim loại trong cặp oxihóa–khử có thế điện cực
chuẩn lớn hơn có thể oxihóa được kim loại trong cặp có thế điện cực
chuẩn nhỏ hơn.

3. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa:
- Suất điện động chuẩn của pin điện hóa (E0pin) bằng thế điện cực chuẩn của cực dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực âm. Sức điện động của pin điện hóa luôn là số dương.

4. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxihóa–khử:
CHƯƠNG 4: POLIME VÀ VẬT LIỆU POLIME

Bài 16: ĐẠI CƯƠNG VỀ POLIME

[/center]

I. ĐỊNH NGHĨA, PHÂN LOẠI VÀ DANH PHÁP



II. CẤU TRÚC
1. Cấu tạo điều hoà và không điều hoà



2. Các dạng cấu trúc mạch polime
Các mắt xích của polime có thể nối với nhau thành:
- Mạch không nhánh.
- Mạch phân nhánh.
- Mach mạng lưới.
III. TÍNH CHẤT
1. Tính chất vật lí: SGK
2. Tính chất hoá học
a) Phản ứng giữ nguyên mạch polime


IV.Điều chế Polime:
1.Phản ứng trùng hợp:
- Định nghĩa: Trùng hợp là quá trình kết hợp nhiều phân tử nhỏ (monomer), giống nhau hay tương tự nhau thành phân tử rất lớn (polime)
- Điều kiện cần về cấu tạo của monome tham gia phản ứng trùng hợp là trong phân tử phải có liên kết bội hoặc là vòng kém bền.

2.Phản ứng trùng ngưng:
- Định nghĩa: Trùng ngưng là quá trình kết hợp nhiều phân tử nhỏ
(monomer) thành phân tử lớn (polime) đồng thời giải phóng những phân tử
nhỏ khác ( như H2O)
- Điều kiện cần : Về cấu tạo của monome tham gia phản ứng trùng ngưng là phân tử phải có ít nhất 2 nhóm chức có khả năng phản ứng.





A- CHẤT DẺO:
I- Khí niệm về chất dẻo và vật liệu compozit
- Chất dẻo là những vật liệu polime có tính dẻo: Tính dẻo là
những vật thể bị biến dạng khi chịu tác dụng nhiệt độ và áp suất và vẫn
giữ nguyên sự biến dạng đó khi thôi tác dụng.VD: PE, PVC, Cao su buna ...
- Vật liệu compozit là vật liệu hỗn hợp gồm ít nhất 2 thành phần phân tán vào nhau mà không tan vào nhau.
- Thành phần compozit:
1- Chất nền (Polime): Nhựa nhiệt dẻo hay nhựa nhiệt rắn.
2- Chất độn: Sợi hoặc bột silicat, bột nhẹ (CaCO3), bột tan (3MgO.4SiO2.2H2O)..
3- Chất phụ gia

II - Một số hợp chất polime dùng làm chất dẻo:



B- TƠ :
I. Khái niệm:
- Tơ là những vật liệu polime hình sợi dài và mảnh với độ bền nhất định.
II.Phân loại:
1- Tơ thiên nhiên: Tơ tằm, bông, len
2- Tơ hóa học: Điều chế từ phản ứng hóa học.


a- Tơ nhân tạo: Từ vật liệu có sẵn trong tự nhiên và chế biến bằng phương pháp hóa học.
VD: Xenluozơ axetat, tơ visco
b- Tơ tổng hợp: Từ các polime tổng hợp.
Vd: tơ poliamit (nilon, capron), tơ vinilic thế ( vinilon, nitron)
III.Vài loại tơ tổng hợp thường gặp:


Enlarge this imageClick to see fullsize

3) Tơ lapsan: thuộc loại tơ polieste được tổng hợp từ axit terephtalic và etylen glycol.
C- CAO SU :
I.Khái niệm: Cao su là vật liệu Polime có tính đàn hồi. Có 2 loại cao su: Cao su thiên nhiên và cao su tổng hợp.

II.Cao su thiên nhiên: Cao su thiên nhiên lấy từ mũ của cây cao su
a.Cấu trúc : Cao su thiên nhiên là polime của isoprene ;
b.Tính chất và ứng dụng: đàn hồi, không dẫn nhiệt và dẫn điện,
không thấm nước và khí, không tan trong nước, etanol.. nhưng tan trong
xăng và benzen, tham gia phản ứng cộng H2, HCl, Cl2…tác dụng với lưu
huỳnh cho cao su lưu hóa.
III.Cao su tổng hợp:
1. Cao su buna: trùng hợp buta-1,3-đien có mặt Na :
nCH2=CH–CH=CH2 ( CH2–CH=CH–CH2)n
- Đồng trùng hợp buta-1,3-dien với stiren có mặt Na ta được cao su buna-S có tính đàn hồi cao.
- Đồng trùng hợp buta-1,3-dien với acrilonitrin có mặt Na được cao su buna-N
2. Cao su isopren: cấu trúc gần giống cao su thiên nhiên :

D. KEO DÁN:
1. Khái niệm:
- Là loại vật liệu có khả năng kết dính 2 mảnh vật liệu
giống nhau hoặc khác nhau mà không cần biến đổi bản chất các
vật liệu được kết dính.
2. Phân loại:
a- Theo bản chất hóa học: hồ tinh bột, keo epoxi…và keo dán vô cơ
như thủy tinh lỏng, mati vô cơ ( hỗn hợp dẻo của thủy tinh lỏng với các
oxit kim loại như ZnO, MnO, Sb2O3…)
b- Theo dạng keo: keo lỏng ( dd hồ tinh bột trong nước
nóng, dd cao su trong xăng ) Keo nhựa dẻo ( matit vô cơ, matit hữu cơ,
bitum,..) và keo dán dạng bột hay bản mỏng

3. Keo dán tổng hợp thông dụng:

a- Keo dán epoxi: là polime có chứa nhóm epoxi kết hợp thêm chất đóng rắn thường gọi là các triamin như H2NCH2CH2NHCH2CH2NH2

- Ke dán epoxi dùng để dán các vật liệu kim loại, gỗ, thủy tinh, chất
dẻo trong các ngành sản xuất ôtô, máy bay, xây dựng và trong đời sống
hàng ngày .
b- Keo dán ure-fomandehit :
- Được điều chế từ ure và fomandehit trong môi trường axit, sau đó trùng hợp mono metylolure sẽ thu được poli(ure-fomandehit) :



- Khi dùng, phải thêm chất đóng rắn như axit oxalic, axit lactic…để tạo
polime dạng không gian rắn lại bền với dầu mỡ và một số dung môi thong
dụng. keo ure-fomandehit dùng để dán các vật liệu bằng gỗ, chất d ẻo.
4. Một số loại keo dán tự nhiên
a- Nhựa vá săm : là dung dịch keo của cao su thiên nhiên trong dung môi hữu cơ như toluene, xilen..
b- keo hồ tinh bột : nấu từ tinh bột sắn hoặc tinh bột gạo

:
CHƯƠNG III : AMIN - AMINOAXIT - PEPTIT VÀ PROTEIN


Bài 11: AMIN
[/center]

I. ĐỊNH NGHĨA, PHÂN LOẠI, DANH PHÁP VÀ ĐỒNG PHÂN
1. Định nghĩa
- Amin là những hợp chất hữu cơ được tạo ra khi thay thế một hoặc
nhiều nguyên tử hiđro trong phân tử NH3 bằng một hoặc nhiều gốc
hiđrocacbon.
Thí dụ: NH3; C6H5NH2 ;CH3NH2 ; CH3-NH-CH3
2. Phân loại
Amin được phân loại theo 2 cách:
- Theo loại gốc hiđrocacbon.
- Theo bậc của amin.
3. Danh pháp
- Cách gọi tên theo danh pháp gốc-chức:
Ankan + vị trí + yl + amin
- Cách gọi tên theo danh pháp thay thế:
Ankan+ vị trí+ amin
- Tên thông thường
Chỉ áp dụng cho một số amin như :
C6H5NH2 Anilin
C6H5-NH-CH3 N-Metylanilin



4. Đồng phân
HS viết các đồng phân amin của hợp chất hữu cơ có cấu tạo phân tử C4H11N
Dùng quy luật gọi tên áp dụng cho 7 đồng phân vừa viết.
Kết luận:
Amin có các loại đồng phân:
- Đồng phân về mạch cacbon.
- Đồng phân vị trí nhóm chức.
- Đồng phân về bậc của amin.
II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ:
- Metylamin, đimetylamin, trimetylamin và etylamin là những chất khí có
mùi khó chịu, độc , dễ tan trong nước, các amin đồng đẳng cao hơn là
chất lỏng hoặc rắn,
- Anilin là chất lỏng, nhiệt độ sôi là 1840C, không màu , rất độc,ít tan trong nước, tan trong rượu và benzen.
III. CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
- Do có đôi electron chưa liên kết ở nguyên tử nitơ mà amin có biểu hiện
những tính chất của nhóm amino như tính bazơ. Ngoài ra anilin còn biểu
hiện phản ứng thế rất dễ dàng vào nhân thơm do ảnh hưởng của nhóm amino.
1. Tính chất của nhóm -NH2




I.ĐỊNH NGHĨA, CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ DANH PHÁP
1.Định nghĩa
- Amino axit là loại HCHC tạp chức mà phân tử chứa đồng thời nhóm amoni (NH2) và nhóm cacboxyl (COOH).
VD: H2N – CH2 – COOH
R – CH[NH2] – COOH



3.Danh pháp
- Tên thay thế:
axit + (vị trí nhóm NH2 : 1, 2,…) + amino + tên axit cacboxylic tương ứng.
- Tên bán hệ thống:
axit + (vị trí nhóm NH2: , , , …) + amino + tên thông thường axit cacboxylic tương ứng.
II.TÍNH CHẤT VẬT LÝ
- Các amin axit là các chất rắn không màu, vị hơi ngọt, nhiệt độ nóng chảy cao, dễ tan trong nước.



IV.ỨNG DỤNG
- Amino axit thiên nhiên là cơ sở kiến tạo protein của cơ thể sống một
số amino axit được dùng phổ biến trong đời sống và sản xuất như chế tạo
mì chính, thuốc bổ thần kinh …., chế tạo nilon – 6, nilon – 7…


Bài 13: PEPTIT VÀ PROTEIN

[/center]
I. Khái niệm về peptit và protein
1. Peptit
- Peptit là những hợp chất polime được hình thành bằng cách ngưng tụ hai hay nhiều phân tử –aminoaxit.



- Tuỳ theo số lượng đơn vị aminoaxit chia ra : đipeptit, tripeptit… và polipeptit.
- Khi số phân tử aminoaxit tạo ra peptit tăng lên n lần thì số lượng đồng phân tăng nhanh theo giai thừa của n (n!).
- Tên của các peptit được gọi bằng cách ghép tên các gốc axyl, bắt đầu
từ aminoaxit đầu còn tên của aminoaxit đuôi C được giữ nguyên vẹn.




2. Protein
- Protein là những polipeptit, phân tử có khối lượng từ vài chục ngàn
đến vài chục triệu (đvC), là nền tảng về cấu trúc và chức năng của mọi
sự sống.
- Protein được chia làm 2 loại : protein đơn giản và protein phức tạp.
II. SƠ LƯỢC VỀ CẤU TRÚC PHÂN TỬ PROTEIN
- Người ta phân biệt 4 bậc cấu trúc phân tử của protein, cấu trúc bậc 1
là trình tự sắp xếp các đơn vị –aminoaxit trong mạch protein.
III. TÍNH CHẤT CỦA PROTEIN
1. Tính chất vật lí của protein
- Dạng tồn tại: protein tồn tại ở 2 dạng chính là dạng sợi và dạng hình cầu.
- Tính tan của protein khác nhau: protein hình sợi không tan trong nước, protein hình cầu tan trong nước.
- Sự đông tụ : khi đun nóng, hoặc cho axit, bazơ, một số muối vào dung
dịch protein, protein sẽ đông tụ lại, tách ra khỏi dung dịch.
2. Tính chất hoá học của protein



- Khi tác dụng với Cu(OH)2, protein tạo màu tím đặc trưng.
IV. KHÁI NIỆM VỀ ENZIM VÀ AXIT NUCLEIC
1. Enzim
- Enzim là những chất, hầu hết có bản chất protein, có khả năng xúc tác
cho các quá trình hoá học, đặc biệt trong cơ thể sinh vật.
- Xúc tác enzim có 2 đặc điểm :
+ Có tính đặc hiệu cao, mỗi enzim chỉ xúc tác cho một sự chuyển hoá nhất định.
+ Tốc độ phản ứng nhờ xúc tác enzim rất lớn, gấp 10^9  10^11 tốc độ nhờ xúc tác hoá học.
2. Axit nucleic (AN)
- Axit nucleic là polieste của axit photphoric và pentozơ (monosaccarit có 5 C), mỗi pentozơ lại có một nhóm thế là bazơ nitơ.
+ Nếu pentozơ là ribozơ tạo axit ARN.
+ Nếu pentozơ là đeoxi-ribozơ tạo axit AND.
- Khối lượng ADN từ 4 - 8 triệu đơn vị C, =
Chương 2: CACBOHIĐRAT



I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ VÀ TRẠNG THÁI THIÊN NHIÊN: SGK
II. CẤU TRÚC PHÂN TỬ
- Glucozơ có công thức phân tử là C6H12O6, tồn tại ở hai dạng mạch hở và mạch vòng.
1. Dạng mạch hở
a) Các dữ kiện thực nghiệm sgk
b) Kết luận
- Glucozơ có cấu tạo của anđehit đơn chức và ancol 5 chức, có công thức cấu tạo thu gọn là
CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CH=O.
2. Dạng mạch vòng
a) Hiện tượng
- Glucozơ có hai nhiệt độ nóng chảy khác nhau, như vậy có hai dạng cấu tạo khác nhau.
b) Nhận xét
- Trong phân tử Glucozơ có nhóm -OH có thể phản ứng với nhóm -CH=O cho các cấu tạo mạch vòng.
c) Kết luận
- OH ở C5 cộng vào nhóm C=O tạo ra 2 dạng vòng 6 cạnh  và .
-Trong thiên nhiên, Glucozơ tồn tại hoặc ở dạng  hoặc ở dạng . Trong dung dịch, hai dạng này chiếm ưu thế hơn và luôn chuyển hoá lẫn nhau theo một cân bằng qua dạng mạch hở.
III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
- Glucozơ có các tính chất của nhóm anđehit và ancol đa chức.
1. Tính chất của nhóm anđehit
a)Oxi hóa Glucozơ bằng phức bạc amoniac (AgNO3 trong dung dịch NH3)
*Thí nghiệm: sgk
*Hiện tượng: Thành ống nghiệm láng bóng.



Bài 6 : SACCAROZƠ

I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ
- Kết tinh , không màu, vị ngọt, dễ tan trong nước, nóng chảy ở 185oC.
- Saccaroz củ trong mớa, củ cải, thốt nốt


III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
- Saccarozơ không còn tính khử vì không còn nhóm -CHO và không còn -OH
hemixetan tự do nên không còn dạng mạch hở. Vì vậy saccarozơ chỉ còn
tính chất của ancol đa chức và đặc biệt có phản ứng thuỷ phân của
đisaccarit.
1. Phản ứng của ancol đa chức
Phản ứng với Cu(OH)2
- Thí nghiệm: sgk
- Hiện tượng: kết tủa Cu(OH)2 tan ra cho dung dịch màu xanh lam.



- Tính chất:
1.Tính chất của poliol giống saccarozơ, tác dụng với Cu(OH)2 cho phức đồng mantozơ.
2. Có tính khử tương tự Glucozơ.
3. Bị thuỷ phân ra 2 phân tử Glucozơ.

Bài 7: TINH BỘT

I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ
- Tinh bột là chất rắn vô định hình, màu trắng, không tan trong nước
nguội. nước nóng 65oC trở lên, tinh bột chuyển thành dd keo nhớt gọi là
hồ tinh bột.
- Tinh bột có trong các loại hạt ( gạo, ngô , mì..), củ ( khoai, sắn..) và quả( táo chuối..)
II. CẤU TRÚC PHÂN TỬ: SGK


III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
Là một polisaccarit có cấu trúc vòng xoắn, tinh bột biểu hiệu rất yếu
tính chất của một poliancol, chỉ biểu hiện rõ tính chất thuỷ phân và
phản ứng màu với iot.
1. Phản ứng thuỷ phân

Bài 8 : XENLULOZƠ


I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ. TRẠNG THÁI THIÊN NHIÊN
- Xenluloz là chất rắn hình sợi, màu trắng, không mùi, không vị, không tan trong nước và dung môi hữu cơ ( ete, benzen..)
- Là thành phần chính tạo nên màng tế bào thực vật, là bộ khung của cây cối.Bông có95-98% xenluloz, đay, gai, tre,nứa (50-80%)…



III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC
Xenlulozơ là polisaccarit và mỗi mắt xích có 3 nhóm -OH tự do nên xenlulozơ có phản ứng thuỷ phân và phản ứng của ancol đa chức.
1. Phản ứng thuỷ phân(phản ứng của polisaccarit)
a) Mô tả thí nghiệm sgk
b) Giải thích sgk



- Xenluloz triaxetat là một chất dẻo dễ kéo thành sợi
d) Sản phẩm giữa xenluloz với CS2 và NaOH là một dung dịch rất nhốt gọi là visco.

IV.ỨNG DỤNG:
- Làm vật liệu xây dựng, đồ dùng gia đình.
- làm tơ sợi, giấy viết , giấy bao bì.
- làm thuốc sung, ancol.

CHƯƠNG I : ESTE - LIPIT

Bài 1: ESTE

[/center]
I.Khái niệm về Este và dẫn xuất khác của axit cacboxylic:
1.Cấu tạo phân tử:


II.Tính chất vật lý:
- Nhiệt độ sôi thấp hơn axit tương ứng do không có liên kết hydro giữa các phân tử.
- Các este là chất lỏng không màu (mmột số este có Kl phân tử lớn
ở trạng thái rắn như sáp ong, mỡ động vật…), dễ bay hơi, ít tan trong
nước, có mùi thơm hoa quả.
III.Tính chất hoá học:
1.Phản ứng ở nhóm chức

Enlarge this imageClick to see fullsize





I- KHÁI NIỆM , PHÂN LOẠI VÀ TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN
1. Khái niệm và phân loại
- Chất béo là trieste của glixerol với các axit monocacboxylic có số
chẵn nguyên tử cacbon (khoảng từ 12C đến 14C) không phân nhánh (axit
béo), gọi chung là triglixerit hay triaxylglixerol.
- Chất béo có công thức chung là :


2. Trạng thái tự nhiên: Chất béo là thành phần chính của dầu mỡ
động, thực vật. Sáp điển hình là sáp ong. Steroit và photpholipit có
trong cơ thể sinh vật và đóng vai trò quan trọng trong hoạt động của
chúng.

II- TÍNH CHẤT CỦA CHẤT BÉO
1. Tính chất vật lí (Sgk)
2. Tính chất hóa học
a) Phản ứng thủy phân trong môi trường axit
- Đun nóng với nước có xúc tác axit, chất béo bị thủy phân tạo ra glixerol và các axit béo, đây là phản ứng thuận nghịch
b) Phản ứng xà phòng hóa
- Khi đun nóng với dung dịch kiềm (NaOH hoặc KOH) thì tạo ra glixerol và
hỗn hợp muối của các axit béo. Muối natri hoặc kali của các axit béo
chính là xà phòng.
- Phản ứng của chất béo với dung dịch kiềm được gọi là phản ứng xà phòng
hóa. Phản ứng xà phòng hóa xảy ra nhanh hơn phản ứng thủy phân trong
môi trường axit và không thuận nghịch.
c) Phản ứng hiđro hóa
- Chất béo có chứa các gốc axit béo không no tác dụng với hiđro ở nhiệt
độ và áp suất cao có Ni xúc tác. Khi đó hiđro cộng vào nối đôi C = C
d) Phản ứng oxi hóa
- Nối đôi C = C ở gốc axi không no của chất béo bị oxi hóa chậm bởi oxi
không khí tạo thành peoxit, chất này bị phân hủy thành các sản phẩm có
mùi khó chịu. Đó là nguyên nhân của hiện tượng dầu mỡ để lâu bị ôi.

III - VAI TRÒ CỦA CHẤT BÉO
1. Vai trò của chất béo trong cơ thể
- Chất béo bị thủy phân thành axit béo và glixerol rồi được hấp thụ vào
thành ruột. Ở đó, glixerol và axit béo lại kết hợp với nhau tạo thành
chất béo rồi được máu vận chuyển đến các tế bào. Nhờ những phản ứng sinh
hóa phức tạp, chất béo bị oxi hóa chậm thành CO2, H2O và cung cấp năng
lượng cho cơ thể.
2. Ứng dụng trong công nghiệp
- Dùng để điều chế xà phòng, glixerol và chế biến thực phẩm. Ngày nay,
người ta đã sử dụng một số dầu thực vật làm nhiên liệu cho động cơ
điezen.
- Glixerol được dùng trong sản suất chất dẻo, mĩ phẩm, thuốc nổ,…Ngoài
ra, chất béo còn được dùng trong sản xuất một số thực phẩm khác như mì
sợi, đồ hộp,…




1. Khái niệm:Chất giặt rửa là những chất khi dùng cùng với nước
thì có tác dụng làm sạch các chất bẩn bám trên các vật rắn mà không gây
ra phản ứng hóa học với các chất đó.

2. Tính chất giặt rửa
a) Một số khái niệm liên quan
- Chất tẩy màu làm sạch các vết màu bẩn nhờ những phản ứng hóa
học. Thí dụ: nước Giaven, nước clo oxi hóa chất màu thành chất không
màu; SO2 khử chất màu thành chất không màu. Chất giặt rửa, như xa phòng,
làm sạch các vết bẩn không phải nhờ những phản ứng hóa học.
- Chất ưa nước là những chất tan tốt trong nước, như : metanol, etanol, axit axetic, muối axetat kim loại kiềm…
- Chất kị nước là những chất hầu như không tan trong nước, như :
hiđrocacbon, dẫn xuất halogen,…Chất kị nước thì lại ưa dầu mỡ, tức là
tan tốt vào dầu mỡ. Chất ưa nước thì thường kị dầu mỡ, tức là không tan
trong dầu mỡ.
b) Đặc điểm cấu trúc phân tử muối natri của các axit béo

c) Cơ chế hoạt động của chất giặt rửa
- Lấy trường hợp natri stearat làm thí dụ, nhóm CH3[CH2]16 -, “đuôi” ưa
dầu mỡ của phân tử natri stearat thâm nhập vào vết dầu bẩn, còn nhóm
COO-Na+ ưa nước lại có xu hướng kéo ra phía các phân tử nước. Kết quả là
vết dầu bị phân chia thành những hạt rất nhỏ được giữ chặt bởi các phân
tử natri stearat, không bám vào vật rắn nữa mà phân tán vào nước rồi bị
rửa trôi đi.

II- XÀ PHÒNG
1. Sản xuất xà phòng:
- Đun dầu thực vật hoặc mỡđộng vật với dung dịch NaOH hoặc KOH ở nhiệt
độ và áp suất cao.Sau khi phản ứng xà phòng hóa kết thúc, người ta cho
thêm natriclorua vào và làm lạnh. Xà phòng tách ra khỏi dung dịch được
cho thêm phụ gia
- Ngươì ta còn sản xuất xà phòng bằng cách oxi hóa parafin của dầu mỏ
nhờ oxi không khí, ở nhiệt độ cao, có muối mangan xúc tác, rồi trung hòa
axit sinh ra bằng NaOH :
R - COOH + R’- COOH ==> R - COONa + R’- COONa

2. Thành phần của xà phòng và sử dụng xà phòng
- Thành phần chính của xà phòng là các muối natri (hoặc kali) của axit
béo thường là natri stearat (C17H35COONa), natri panmitat (C15H31COONa),
natri oleat (C17H33COONa),…Các phụ gia thường gặp là chất màu, chất
thơm.

III- CHẤT GIẶT RỬA TÔNG HỢP
1. Sản xuất chất giặt rửa tổng hợp
- Để đáp ứng nhu cầu to lớn và đa dạng về chất giặt rửa, người ta đã
tổng hợp ra nhiều chất dựa theo hình mẫu ”phân tử xà phòng” (tức là gồm
đầu phân cực gắn với đuôi dài không phân cực), chúng đều có tính chất
giặt rửa tương tự xà phòng và được gọi là chất giặt rửa tổng hợp.