Bài giảng Ôn tập kiến thức cơ bản môn hoá học – lớp 12

an trong nước hay ở trạng thái nóng chảy.
2. Chất điện ly là chất dẫn được điện khi tan trong nước (hay ở trạng thái nóng chảy).
3. Độ điện ly:	a = 	trong đó: n là số phân tử điện ly còn no là tổng phân tử đầu.
	Chất điện ly mạnh :	a ³ 0,3 	(phân ly gần như hoàn toàn)
	Chất điện ly trung bình :	0,03 < a < 0,3.
	Chất điện ly yếu :	a Ê 0,03	(phân ly một phần)
4. Hằng số điện ly là hằng số cân bằng của sự điện ly.
	Xét phản ứng điện ly:	XY ƒ X+ + Y-
Ka = 	và	pKa = -lgKa
5. Phản ứng axit - bazơ là phản ứng hóa học trong đó có sự cho và nhận H+ (proton):
dd axit + dd bazơ	dd axit + oxit bazơ
dd axit + bazơ không tan	oxit axit + dd kiềm v.v...
6. H3PO4 là axit đa chức.
So sánh tỉ lệ:	
1
2
3
NaH2PO4
Na2HPO4
Na3PO4
NaH2PO4
H+ dư
NaH2PO4
Na2HPO4
Na2HPO4
Na3PO4
Na3PO4
OH- dư
II/- Muối
1. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (hoặc amoni) liên kết với anion gốc axit.
	Ngoại lệ: 	Ag - C º C - Ag	 và CH3 - CH2 - O - Na cũng là muối.
2. Dung dịch muối: Khi tan trong nước, muối phân ly thành các ion. Dung dịch muối có chứa cation kim loại (amoni) và anion gốc axit.
3. Màu của dung dịch muối:
	CuSO4 khan	: 	màu trắng.
	dd CuSO4	:	xanh lam 	(CuSO4.5H2O)
	dd FeSO4	:	xanh lục nhạt	(FeSO4.7H2O)
	dd KMnO4	:	tím là màu của MnO4-
	dd K2MnO4	:	xanh lục là màu MnO42-.
4. Phân loại muối:
a) Muối trung hòa: Trong gốc axit không còn nguyên tử hiđro có khả năng thay thế bởi kim loại .
	- Muối thường: gồm 1 loại cation và 1 anion.
	- Muối kép: gồm nhiều loại cation khác nhau kết hợp với một loại anion. Ví dụ: KAl(SO4)2 - phèn.
	- Muối hỗn tạp: 1 loại cation kết hợp với nhiều loại anion khác. 
	Ví dụ: 	 	hay	CaOCl2 : clorua vôi.
b) Muối axit: Trong gốc axit vẫn còn hiđro có khả năng thay thế bởi kim loại . Thông thường gốc axit có hidro là muối axit .
 Ngoại lệ hay Na2HPO3 là muối trung hòa.
5. Tính axit - bazơ trong dung dịch muối
Sự tương tác giữa các ion trong muối với nước gọi là sự thủy phân muối và thường là quá trình thuận nghịch.
Muối
Dung dịch
pH
am + bm
trung tính
7
am + by
Axit
< 7
ay + bm
bazơ
> 7
ay + by
tùy quá trình cho hay nhận H+ mạnh hơn
tùy
Muối của axit mạnh và bazơ mạnh không bị thủy phân.
	Ví dụ:	NaCl hòa tan trong nước, NaCl không thủy phân, pH = 7.
Muối của axit yếu và bazơ mạnh bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính bazơ.
Ví dụ: Thủy phân Na2CO3:
	 Na2CO3 = 2Na+ + CO32-
	CO32- + H2O D HCO3- + OH-
	 	dung dịch có OH- đ pH > 7.	
Muối của axit mạnh và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch có tính axit.
 	Ví dụ: Thủy phân NH4Cl:	NH4Cl = NH4+ + Cl-
	Ph.trình ion:	NH4+ + H2O D NH3ư + H3O+
	dung dịch có H3O+ đ pH < 7.
Muối của axit yếu và bazơ yếu bị thủy phân tạo ra dung dịch trung tính nên những muối này thực ra không tồn tại trong dung dịch.
Ví dụ:	 AlN + 3H2O = Al(OH)3 ¯ + NH3ư
	Fe2(CO3)3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 ¯ + 3CO2ư
	Al2(CO3)3 + 3H2O = 2Al(OH)3 ¯ + 3CO2ư
Một số trường hợp đặc biệt: Một số muối lại có khả năng thủy phân hoàn toàn trong dung dịch (hầu hết là do các chất tạo thành không phản ứng được với nhau để cho phản ứng thuận nghịch).
Ví dụ:
a) Cho dung dịch Na2CO3 tác dụng với dung dịch FeCl3 hoặc AlCl3 có CO2ư và kết tủa tạo thành. 	Vì:	CO32- + H2O D HCO3- + OH-
	 	HCO3- D CO2ư + OH-
	 Fe3+ + 3 OH- = Fe(OH)3 ¯
	3 Na2CO3 + 2 FeCl3 + 3 H2O = 2 Fe(OH)3 ¯ + 3 CO2ư + 6 NaCl
b) Cho dung dịch NH4Cl tác dụng với dung dịch NaAlO2 tạo kết tủa và có khí bày ra.
	 NH4Cl = NH4+ + Cl-
	NH4+ + H2O D NH3ư + H3O+
	 NaAlO2 = Na+ + AlO2-
	 AlO2- + H3O+ = Al(OH)3 ¯
 	 NH4Cl + NaAlO2 + H2O = Al(OH)3 ¯ + NH3ư + NaCl
III/- Axit - bazơ
1. Axit có các dạng sau
	- Phân tử trung hòa: HCl , HNO3 , H2SO4 , ...
	- Ion dương: NH4+ , Fe3+ , Al3+ , ...
	- Ion âm: HSO4-.
	HCl + H2O = H3O+ + Cl-	
	HSO4- + H2O = H3O+ + SO42-
	NH4+ + H2O D NH3 + H3O+
 	Fe3+ + 3 H2O D Fe(OH)3 + 3 H+
	ị Tạo môi trường axit, làm quì tím ngả hồng, có khả năng cho proton.
2. Bazơ có các dạng
	- Phân tử trung hòa: NaOH , NH3 , ...
	- Ion gốc axit yếu: S2- , SO32- , CO32- , ...
Tạo ra môi trường OH- 	đ 	quì tím ngả xanh, có khả năng nhận proton.
	NH3 + H2O D NH4 + OH-
	S2- + H2O D HS- + OH-
	CO32- + H2O D HCO3- + OH-.
3. Những ion trung tính
	- Ion kim loại mạnh: K+ , Na+ , Ca2+ , Ba2+ , ...
	- Ion gốc axit mạnh: Cl- , SO42- , NO3- , Br-.
4. Những chất lưỡng tính (vừa cho H+ vừa nhận H+)
	- Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Be(OH)2 , Cr(OH)3.
	- Muối axit của axit yếu: NaHCO3.
	HCO3- D CO32- + H+
	HCO3- + H+ D H2CO3.
	- H2O là chất lưỡng tính:
	H2O + H2O D H3O+ + OH-
5. pH
Nếu biểu diễn nồng độ mol của H+ bằng hệ thức	[H+] = 10-a mol/lít
thì số trị a được xem là pH của dung dịch, nên pH = a = -lg[H+].
Tương tự 	[OH-] = 10-b mol/lit. Suy ra:	pOH = -lg[OH].
	Với môi trường trung hòa	:	pH = 7
	Với môi trường axit	:	pH < 7
	Với môi trường bazơ	:	pH > 7
Từ tích số ion	[H+] ´ [OH-] = 10-14	ị	pH + pOH = 14.
IV/- Phản ứng trao đổi
1. Định nghĩa : Phản ứng trao đổi là phản ứng xảy ra với sự đổi chỗ các ion.
2. Điều kiện để phản ứng trao đổi thực hiện được hoàn toàn:
	- Sau phản ứng có chất kết tủa hoặc khí bay lên, hoặc chất điện ly yếu.
	- Chất tham gia phản ứng phải là chất tan.
3. Trường hợp đặc biệt
Một chất tan được vẫn có thể kết tinh trong dung dịch đã bão hòa chính nó hoặc chất khác dễ tan hơn.
	Ví dụ:
* Thêm NaCl vào dung dịch NaCl bão hòa thì phần NaCl thêm sẽ không thể tan được nữa.
* Để tách NaCl ra khỏi dung dịch chứa hỗn hợp NaCl và NaOH người ta dùng phương pháp kết tinh phân đoạn. Chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh nhanh hơn khi cô cạn dung dịch.
Do độ tan của NaCl nhỏ hơn của NaOH nên khi cô cạn dung dịch NaCl sẽ kết tinh trước. Lập lại nhiều lần sẽ tách được hết NaCl và thu được dung dịch NaOH riêng.
* Phản ứng giữa một số muối tan trong dung dịch có thể là phản ứng oxi hóa - khử.
	2 FeCl3 + 2 KI = 2 FeCl2 + I2 + 2 KCl
	2 FeCl3 + H2S = 2 FeCl2 + S¯ + 2 HCl.
* Một số kết tủa có khả năng tạo phức tan như: Cu(OH)2 , Zn(OH)2 , AgCl.
	Cu(OH)2 + 4 NH3 = [Cu(NH4)3](OH)2
	AgCl + 2 NH3 = [Ag(NH3)2]Cl
V/- Phản ứng oxi hóa - khử
1. Định nghĩa: Phản ứng oxi hóa - khử là phản ứng hóa học trong đó nguyên tử hoặc ion này nhường electron cho nguyên tử hoặc ion khác.
 Chất khử là chất cho electron đ Quá trình oxi hóa là quá trình cho electron.
 Chất oxi hóa là chất nhận electron đ Quá trình khử là quá trình nhận electron.
2. Bản chất của phản ứng oxi hóa - khử: Có sự thay đổi số oxi hóa.
3. Chiều phản ứng: Chất oxi hóa mạnh + chất khử mạnh đ chất oxi hóa yếu + chất khử yếu.
4. Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa - khử:
	- Phương pháp electron.
	- Phương pháp ion - electron.
	- Phương pháp đại số.
VI/- Ăn mòn kim loại và chống ăn mòn kim loại
1. Sự ăn mòn kim loại
a) Định nghĩa: Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại.
 Ăn mòn hóa học là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa học với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao.
- Đặc điểm của ăn mòn hóa học là không phát sinh dòng điện. Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh.
- Bản chất của ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa - khử, trong đó các kim loại nhường electron cho các chất trong môi trường.
 Ăn mòn điện hóa là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc trực tiếp với dung dịch chất điện ly tạo nên dòng điện.
* Các điều kiện ăn mòn điện hóa:
	- Các điện cực phải khác chất nhau, trong đó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm và dễ bị ăn mòn.
	- Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp.
	- Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch điện ly.
* Cơ chế của sự ăn mòn điện hóa: .
2. Cách chống ăn mòn kim loại 
	- Cách ly kim loại với môi trường.
	- Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox).
	- Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) - urotropin.
	- Dùng phương pháp điện hóa.
VII/- Điều chế kim loại
1. Nguyên tắc điều chế kim loại: Khử ion dương kim loại thành kim loại tự do:	Mn+ + ne = Mo.
2. Các phương pháp điều chế kim loại: có 3 phương pháp sau:
a) Phương pháp thủy luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại khác trong dung dịch muối.
	Phương pháp này dùng để điều chế các kim loại trung bình và kim loại yếu (từ Zn đ Ag).
	Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu.
b) Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử như CO , H2 , C , Al để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao.
	Phương pháp này để điều chế các kim loại từ Zn đ Cu.
	CuO + H2 Cu + H2O.
c) Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện một chiều trên catot (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất.
	Phương pháp này điều chế được hầu hết các kim loại.
* Phương pháp điện phân nóng chảy dùng để điều chế các kim loại mạnh từ K đ Al.
	2 NaCl khan 2 Na + Cl2
	2 Al2O3 4 Al + 3 O2.
* Phương pháp điện phân dung dịch dùng để điều chế các kim loại có tính khử trung bình và yếu như các kim loại từ Zn đ Ag .
	CuCl2 Cu + Cl2
	4 AgNO3 + 2 H2O = 4 Ag + 4 HNO3 + O2
3. Sự điện phân là quá trình oxi hóa - khử, xảy ra trên bề mặt điện cực, dưới tác dụng của dòng điện một chiều chạy qua chất điện ly ở dạng dung dịch hoặc ở dạng nóng chảy.
- Chất điện phân là chất có khả năng phân ly thành các ion trái dấu ở trong dung dịch hoặc ở trong chất nóng chảy.
- Công thức Faraday:	m = 	ị	số mol = 
trong đó:	m - khối lượng đơn chất thu được ở điện cực (g);
	A - khối lượng mol nguyên tử = số khối = M;
	I - cường độ dòng điện (Ampe);
	t - thời gian (giây);
	F - hằng số Faraday ; F = 96500;
	n - số e trao đổi.	
q = It : điện lượng (culông).
VIII/- Nước cứng
1. Định nghĩa: Nước cứng là nước có chứa nhiều ion Ca2+ , Mg2+.
2. Các loại nước cứng: có 3 loại nước cứng:
	- Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa HCO3- (của muối Ca2+ , Mg2+).
	- Nước cứng vĩnh cửu: : là nước cứng có chứa Cl- , SO42- .
	- Nước cứng toàn phần: : là nước cứng có chứa đồng thời HCO3- và SO42- hoặc Cl- ,NO3-...
3. Nguyên tắc làm mềm nước cứng: Làm giảm, hoặc loại bỏ nồng độ các ion Ca2+, Mg2+ trong nước bằng cách tạo thành các chất kết tủa.
* Phương pháp hóa học làm mềm nước cứng:
	- Đối với nước cứng tạm thời: có thể đun nóng h