Cẩm nang ôn thi THPTQG năm 2022 môn Hóa học

Nội dung tài liệu: Cẩm nang ôn thi THPTQG năm 2022 môn Hóa học

1. CẨM NANG ễN THI THPTQG 2022 MễN HểA HỌC
2. DANH MỤC CÁC CHUYấN ĐỀ LỚP CHUYấN ĐỀ TRANG Chuyờn đề 1: Khỏi niệm cơ bản và cụng thức thường dựng 3 Chuyờn đề 2: Sự điện li 5 11 Chuyờn đề 3: Nitơ – photpho – cacbon – silic 7 Chuyờn đề 4: Đại cương húa hữu cơ – hiđrocacbon 15 Chuyờn đề 5: Ancol – phenol – anđehit – axitcacboxylic 22 Chuyờn đề 6: Este – chất bộo 30 Chuyờn đề 7: Cacbohiđrat 32 Chuyờn đề 8: Amin – amino axit – protein 36 Chuyờn đề 9: Polime 40 Chuyờn đề 10: Tổng hợp húa hữu cơ 42 Chuyờn đề 11: Đại cương kim loại 46 12 Chuyờn đề 12: Kim loại kiềm – kim loại kiềm thổ – nhụm 50 Chuyờn đề 13: Sắt 55 Chuyờn đề 14: Nhận biết – Húa học với mụi trường 58 Chuyờn đề 15: Tổng hợp húa vụ cơ 62 Chuyờn đề 16: Những phỏt biểu đỳng 68 Chuyờn đề 17: Thực hành – thớ nghiệm 71 Trang 2
3. CHUYấN ĐỀ 1: KHÁI NIỆM CƠ BẢN VÀ CễNG THỨC THƯỜNG DÙNG 1. Một số khỏi niệm cơ bản trong húa học Nguyờn tử Nguyờn tố Đơn chất Hợp chất Phõn tử - Vụ cựng nhỏ, - Tập hợp cỏc - Chỉ gồm 1 - Gồm 2 hay - Đại diện cho trung hũa điện (P = nguyờn tử cú cựng nguyờn tố. nhiều nguyờn tố. chất, gồm cỏc E) số proton. nguyờn tử liờn kết với nhau. Nguyờn tử khối: H = 1, He = 4, C = 12, N = 14, O= 16, F = 19, Na = 23, Mg = 24, Al = 27, P = 31, S = 32, K = 39, Ca = 40, Cr = 52, Mn = 55, Fe = 56, Cu = 64, Zn = 65, Ag = 108, Ba = 137. 2. Húa trị - cụng thức húa học Kim loại Phi kim Nhúm nguyờn tố OH, NO3 (nitrat), NO2 Húa trị I Li, Na, K, Ag, H, F, Cl, Br, I. (nitrit), NH4 (amoni), HSO3, HSO4. SO4 (sunfat), SO3 Húa trị II Cũn lại (Ca, Ba, Mg, Zn, ) O (sunfit), CO3 (cacbonat), HPO4. Húa trị III Al, Au. PO4 (photphat). Nhiều húa Fe (II, III); Cu (I, II); Sn (II, C (II, IV); N (I, II, III, trị IV); Pb (II, IV), Cr (II, III, VI). IV, V); S (II, IV, VI). 3. Cụng thức sử dụng trong giải toỏn Húa học (a) Cụng thức tớnh số mol 1. Khối lượng chất 2. Thể tớch khớ 3. Nồng độ mol Cụng m V n n n C .V thức M 22,4 M m: khối lượng chất (g) n: số mol C : nồng độ mol của dd (mol/l hay M) í nghĩa M M: khối lượng mol (g/mol). V: thể tớch khớ ở đktc (l) V: thể tớch dung dịch (l) (b) Nồng độ dung dịch 1. Nồng độ mol 2. Nồng độ phần trăm 3. Khối lượng riờng Cụng n mct mdd CM C% .100% D thức V mdd Vdd CM: nồng độ mol của dd mct: khối lượng chất tan (g) D: khối lượng riờng của dd (g/ml). í nghĩa (mol/l hay M) mdd: khối lượng dung dịch (g) Vdd: thể tớch dung dịch (ml) V: thể tớch dung dịch (l) MA (c) Tỉ khối hơi của khớ A so với khớ B dA/B = , MA, MB là khối lượng mol của A và B MB 4. Dóy hoạt động húa học của kim loại K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au Khi Bà Con Nào May Áo Zỏp Sắt Nờn Sang Phố Hỏi Cửa Hàng Á Phi Âu (1) Dóy hoạt động húa học sắp xếp theo chiều giảm dần tớnh kim loại. (2) Cỏc kim loại đứng trước Mg phản ứng với nước ở điều kiện thường. (3) Cỏc kim loại trước H tỏc dụng được với axit HCl, H2SO4 loóng. (4) Từ Mg trở đi, kim loại mạnh đẩy được kim loại yếu ra khỏi muối. 5. Một số định luật bảo toàn Trang 3
4. ĐLBT khối lượng ĐLBT electron ĐLBT điện tớch  mchất phản ứng  msả n phẩm  ne nhường  ne nhận  nđiện tích(+)  nđiện tích(-) 6. Tớnh chất húa học của cỏc chất KIM LOẠI PHI KIM (1) PƯ với phi kim. (1) PƯ kim loại ⟶ Muối/ Oxit - Với oxi ⟶ Oxit kim loại. (2) PƯ với O2 ⟶ Oxit phi kim. VD: 2Cu + O2 ⟶ 2CuO VD: C + O2 ⟶ CO2 - Với phi kim khỏc ⟶ Muối. (3) PƯ với H2 ⟶ Khớ. VD: Fe + Cl2 ⟶ FeCl3 VD: C + 2H2 ⟶ CH4 (2) PƯ với axit ⟶ Muối + H2. (4) C, H2 + Oxit KL ⟶ KL + CO, H2O. VD: Fe + 2HCl ⟶ FeCl2 + H2 VD: H2 + CuO ⟶ Cu + H2O (3) PƯ với nước ⟶ Bazơ + H2. VD: 2Na + 2H2O ⟶ 2NaOH + H2 MUỐI (4) PƯ với dung dịch muối. (1) PƯ kim loại ⟶ Muối mới + KL mới. VD: Fe + CuSO4 ⟶ Cu + FeSO4 (2) PƯ với axit ⟶ Muối mới + axit mới. (5) PƯ với dung dịch kiềm. (3) PƯ với bazơ ⟶ Muối mới + bazơ mới. VD: 2Al + 2NaOH + 2H2O ⟶ 2NaAlO2 + 3H2 (4) PƯ với muối ⟶ 2 muối mới OXIT BAZƠ OXIT AXIT (1) PƯ với nước ⟶ Bazơ. (1) PƯ với nước ⟶ Axit. VD: Na2O + H2O ⟶ 2NaOH VD: SO3 + H2O ⟶ H2SO4 (2) PƯ với oxit axit ⟶ Muối. (2) PƯ với oxit bazơ ⟶ Muối. VD: CaO + CO2 ⟶ CaCO3 VD: CaO + CO2 ⟶ CaCO3 (3) PƯ với axit ⟶ Muối + H2O. (3) PƯ với bazơ ⟶ Muối + H2O. VD: CuO + 2HCl ⟶ 2CuCl2 + H2O VD: CO2 + 2NaOH⟶Na2CO3+ H2O AXIT BAZƠ (1) Đổi màu quỡ tớm ⟶ đỏ. (1) Đổi màu quỡ tớm ⟶ xanh, phenolphtalein (2) PƯ với axit ⟶ hồng. - HCl/ H2SO4 loóng + KL ⟶ Muối + H2. (2) PƯ với oxit axit ⟶ Muối + H2O. - HNO3/H2SO4 đặc ⟶ Muối + sp khử + H2O. (3) PƯ với axit ⟶ Muối + H2O. (3) PƯ với oxit bazơ ⟶ Muối + H2O. (4) PƯ với muối ⟶ Muối mới + bazơ mới. (4) PƯ với bazơ ⟶ Muối + H2O. (5) Bị nhiệt phõn ⟶ Oxit KL + H2O. (5) PƯ với muối ⟶ Muối mới + axit mới Trang 4
5. CHUYấN ĐỀ 2: SỰ ĐIỆN LI A – Lí THUYẾT I. SỰ ĐIỆN LI – PHƯƠNG TRèNH ĐIỆN LI 1. Sự điện li. - Chất điện li là những chất khi tan trong nước (hoặc núng chảy) phõn li ra ion. Dung dịch chất điện li dẫn điện. Chất điện li bao gồm: Axit, bazơ và muối. - Sự điện li là quỏ trỡnh phõn li cỏc chất trong nước ra ion. 2. Phõn loại - Phõn loại chất điện li Chất điện li mạnh Chất điện li yếu Chất khụng điện li - Axit mạnh: HNO3, H2SO4, - Axit yếu: H2S, HF, CH3COOH, - Khụng phải axit, bazơ, muối: HClO4, HCl, HBr, HI, H2SO3, H2CO3, HClO, HNO2 SO2, Cl2, C6H12O6 (glucozơ), - Bazơ mạnh: NaOH, KOH, - Bazơ yếu: Mg(OH)2, Al(OH)3, C12H22O11 (saccarozơ), C2H5OH Ca(OH)2, Ba(OH)2, - H2O. (rượu etylic), - Hầu hết cỏc muối. 3. Phương trỡnh điện li - Chất điện li mạnh dựng “  ”; chất điện li yếu dựng “  ”. - Axit → H+ + anion gốc axit; Bazơ → Cation KL + OH-; Muối → Cation KL + anion gốc axit II. SỰ ĐIỆN LI CỦA H2O. Ph CỦA DUNG DỊCH 1. Tớch số ion của nước: Ở 25 oC, trong dung dịch loóng ta luụn cú: K = [OH-].[H+] = 10-14. H2O  [H+] = [OH-] = 10-7M: Mụi trường trung tớnh (pH = 7).  [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7M: Mụi trường axit (pH 7). 2. pH và pOH - Ph hoặc Poh là chỉ số đỏnh giỏ mức độ axit hay bazơ của dung dịch loóng (cú nồng độ < 0,1M). - Biểu thức tớnh: pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-]; pH + pOH = 14. - pH và mụi trường của dung dịch: III. AXIT – BAZƠ – MUỐI 1. Cỏc quan điểm axit - bazơ Quan điểm của A-rờ-ni-ut Quan điểm của Bronstờt Axit: là chất khi tan trong nước phõn li ra H+. Axit: là chất nhường proton (H+). Bazơ: là chất khi tan trong nước phõn li ra OH-. Bazơ: là chất nhận proton. Hiđroxit lưỡng tớnh: là chất khi tan trong nước vừa Chất lưỡng tớnh: là chất vừa cú khả năng nhường, phõn li ra H+, vừa phõn li ra OH-. vừa cú khả năng nhận proton. 2. Axit – bazơ – chất lưỡng tớnh theo Bronstet Trang 5
6. Axit Bazơ Chất lưỡng tớnh (nhường proton hay H+) (nhường proton hay H+) (Vừa nhường, vừa nhận H+) - Axit cũ: HCl, HNO3, H2SO4, - Bazơ cũ: NaOH, KOH, - Oxit, hiđroxit lưỡng tớnh: Al2O3, - Cation kim loại của bazơ yếu: - Gốc axit của axit yếu khụng Al(OH)3, ZnO, 2+ 3+ 2+ + 2- 2- 2- Mg , Al , Fe , và NH4 . cũn H: CO3 , SO3 , S , - Gốc axit của axit trung bỡnh và yếu - - - - - - Gốc axit của axit mạnh: HSO4 cũn H: HCO3 , HSO3 , HS , H2PO4 , 2- HPO4 , - Muối tạo thành từ axit yếu và bazơ yếu (NH4)2CO3, - H2O. + 3. Muối: là hợp chất khi tan trong nước phõn li ra cation kim loại (hoặc NH4 ) và anion gốc axit. Muối trung hũa Muối axit Muối khỏc - Gốc axit khụng cũn H cú khả - Gốc axit cũn H cú khả năng - Muối ngậm nước: CuSO4.5H2O; + + năng phõn li ra H . phõn li ra H . K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, VD: NaCl, K2SO4, BaCO3, VD: NaHCO3, KHSO4, - Muối hỗn tạp: CaOCl2, Một số muối cú khả năng tham gia phản ứng thủy phõn tạo ra mụi trường axit hoặc bazơ. - Muối tạo bởi axit mạnh + bazơ yếu thủy phõn cho mụi trường axit: AlCl3, Fe(NO3)2, NH4Cl - Muối tạo bởi axit yếu + bazơ mạnh thủy phõn cho mụi trường bazơ: Na2CO3, K2SO3, - Muối tạo bởi axit mạnh + bazơ mạnh khụng bị thủy phõn, mụi trường trung tớnh: NaCl, HNO3, - Muối tạo bởi axit yếu + bazơ yếu thủy phõn cho mụi trường axit hoặc bazơ tựy trường hợp. IV. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION 1. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch - Bản chất của phản ứng trao đổi trong dung dịch là phản ứng giữa cỏc ion. - Cỏc ion trong dung dịch phản ứng với nhau khi chỳng kết hợp với nhau tạo thành ớt nhất một trong cỏc chất sau:  chất kết tủa.  chất điện li yếu.  chất khớ. 2. Phương trỡnh ion thu gọn - Phương trỡnh ion rỳt gọn cho biết bản chất của phản ứng trao đổi ion trong dung dịch. - Cỏch viết phương trỡnh ion rỳt gọn:  Cỏc chất điện li mạnh phõn li thành ion.  Cỏc chất kết tủa, chất điện li yếu, chất khớ, kim loại, phi kim, oxit giữ nguyờn.  Lược bỏ cỏc ion giống nhau ở trước và sau phản ứng (theo số lượng). QUI TẮC XÁC ĐỊNH HỢP CHẤT TAN – CHẤT KẾT TỦA + + + 1. Tất cả cỏc hợp chất chứa Na , K , NH4 đều tan. 2. Tất cả cỏc hợp chất chứa NO - đều tan. Hợp 3 3. Hầu hết cỏc muối axit đều tan. chất tan 4. Hầu hết cỏc muối của halogen (Cl-, Br-, I-) đều tan trừ muối của Ag+ và Pb2+. 2- 2+ 2+ 2+ + 5. Đa số cỏc muối chứa SO4 đều tan trừ muối của Ca , Ba , Pb và Ag . 6. Đa số cỏc bazơ đều khụng tan trừ một số bazơ như LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH) , Hợp 2 Ca(OH) . chất kết 2 7. Đa số cỏc muối chứa SO 2-, CO 2-, PO 3- đều khụng tan trừ muối của Na+, K+, NH + tủa 3 3 4 4 8. Đa số cỏc muối chứa S2- đều kết tủa trừ muối của cỏc kim loại mạnh hơn Zn. B – CÁC DẠNG BÀI TẬP DẠNG 1: BÀI TOÁN VỀ pH CỦA DUNG DỊCH Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI 1. Tớch số ion của nước: Ở 25 oC, trong dung dịch loóng ta luụn cú: K = [OH-].[H+] = 10-14. H2O 2. pH và pOH: pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-]; pH + pOH = 14. 3. Cỏc bước tớnh pH của dung dịch B1: Tớnh [H+] hoặc [OH-] trong dung dịch B2: Tớnh pH = -lg[H+] hoặc pOH = -lg[OH] ⇒ pH = 14 – pOH Trang 6
7. 4. Pha loóng dung dịch - Khi pha loóng dung dịch axit ra 10a lần thỡ pH tăng a đơn vị. - Khi pha loóng dung dịch bazơ ra 10a lần thỡ pH giảm a đơn vị. DẠNG 2: BÀI TOÁN MUỐI NHễM TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH KIỀM Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI - Khi nhỏ từ từ dung dịch kiềm (OH-) vào muối nhụm (Al3+) thỡ ban đầu phản ứng tạo kết tủa, sau đú nếu OH- dư thỡ kết tủa sẽ bị hũa tan: 3+ - PTHH: (1) Al + 3OH → Al(OH)3↓ - - (2) Al(OH)3 + OH → AlO2 + 2H2O - Bài toỏn đồ thị: Dỏng của đồ thị: Tam giỏc lệch phải n Al(OH)3 a x n OH 0 3x 3a y 4a  Khi phản ứng thu được lượng kết tủa nhỏ hơn lượng kết tủa cực đại thỡ cú 2 giỏ trị của OH- n 3n OH min  thỏa món n 4n n OH max Al3  DẠNG 3: BÀI TOÁN SỬ DỤNG ĐỊNH LUẬT BẢO TOÀN ĐIỆN TÍCH Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI - Định luật bảo toàn điện tớch: Tổng điện tớch trong một dung dịch luụn bằng 0. - Hệ quả ỏp dụng:  nđtích(+) = nđtích(-) (mol điện tớch = số mol x điện tớch) - Một dung dịch tồn tại khi cỏc ion trong dung dịch khụng phản ứng với nhau và thỏa món định luật bảo toàn điện tớch. - Định luật BTKL: mmuối =  mion - - - Khi đun núng hoặc cụ cạn muối HCO3 thỡ muối HCO3 bị nhiệt phõn: o - t 2- 2HCO3  CO3 + CO2 + H2O - 2- ⇒ Khi tớnh khối lượng muối thỡ thay khối lượng HCO3 bằng khối lượng CO3 . Trang 7
8. CHUYấN ĐỀ 3: NITƠ – PHOTPHO – CACBON – SILIC A. NITƠ VÀ HỢP CHẤT I. Khỏi quỏt về nhúm nitơ - Thuộc nhúm VA trong bảng tuần hoàn gồm cỏc nguyờn tố: N, P, As, Sb, Bi. - Cấu hỡnh electron ns2np3. - Số oxi húa trong hợp chất: -3, +3, +5. Riờng nitơ cũn cú +1, +2, +4. II. Nitơ và hợp chất 1. Tớnh chất vật lớ NH3: Khớ, mựi khai, tan rất tốt trong nước. N2: Khớ khụng màu, nhẹ hơn khụng khớ. N2O: Khớ khụng màu, nặng hơn khụng khớ NO: Khớ khụng màu, dễ húa nõu ngoài khụng khớ NO2: Khớ màu nõu đỏ, tan trong nước tạo thành 2 axit: 2NO2 + H2O  HNO2 + HNO3 HNO3: Chất lỏng khụng màu, để trong khụng khớ cú màu vàng nhạt. 2. Tớnh chất húa học Nitơ (N2) Amoniac (NH3) 1. Tớnh oxi húa 1. Tớnh bazơ 2. Tớnh khử 2. Tớnh khử 3. Khả năng tạo phức + - Muối amoni (NH4 ) Muối nitrat (NO3 ) 1. Tỏc dụng với bazơ 1. Tớnh oxi húa trong MT axit 2. Bị nhiệt phõn 2. Bị nhiệt phõn Axit nitric (HNO3) Điều chế 1. Tớnh axit to 1. N2: NH4NO2  N2 + H2O 2. Tớnh oxi húa + - 2. NH3: NH4 + OH → NH3 + H2O 3. HNO3: to NaNO3(r) + H2SO4 (đ)  Na2SO4 + HNO3 O2 O2 NO2 O2 NH3  NO  NO2  HNO3 B. PHOTPHO VÀ HỢP CHẤT I. Photpho 1. Khỏi quỏt về photpho và hợp chất 2. Tớnh chất húa học của photpho (a) Tớnh oxi húa: Tỏc dụng với chất khử như kim loại → photphua kim loại. (b) Tớnh khử: Tỏc dụng với chất oxi húa như O2, Cl2, S, và hợp chất cú tớnh oxi húa: HNO3, H2SO4 đặc, KNO3, KClO3, Trang 8
9. 3. Trạng thỏi tự nhiờn và điều chế - Cú trong quặng photphorit: Ca3(PO4)2 và quặng apatit: 3Ca3(PO4)2.CaF2. to - Điều chế: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C  3CaSiO3 + 2P + 5CO II. Axit photphoric và muối photphat 1. Tớnh chất húa học của axit photphoric - Axit photphoric là axit ba nấc, cú độ mạnh trung bỡnh. - Khi tỏc dụng với dung dịch kiềm cú thể tạo thành 3 loại muối: n T OH T ≤ 1 1 < T < 2 T = 2 2 < T < 3 T ≥ 3 n H3PO4 2- - - 2- 2- HPO4 và 3- Sản phẩm muối H2PO4 H2PO4 và HPO4 HPO4 3- PO4 PO4 2. Điều chế axit photphoric o t - Trong PTN: P + 5HNO3 (đặc)  H3PO4 + 5NO2 + H2O - Trong CN: to + Từ quặng photphorit hoặc quặng apatit: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (đặc)  2H3PO4 + 3CaSO4 o O2 ,t H2O + Từ photpho: P  P2O5  H3PO4 3. Sự chuyển húa giữa axit photphoric và muối photphat OH  ‒ OH  2‒ OH  3‒ H3PO4  H2PO4  HPO4  PO4 H H H 3- 4. Nhận biết ion photphat (PO4 ) + 3- - Dựng AgNO3: Ag + PO4 → Ag3PO4↓ màu vàng III. Phõn bún húa học Phõn đạm Phõn lõn Phõn kali Phõn bún khỏc - Cung cấp N dưới dạng - Cung cấp P dưới dạng - Cung cấp K dưới - Cung cõp đồng thời + - 3- 2- - + NH4 , NO3 . PO4 , HPO4 , H2PO4 . dạng K . N, P, K. VD: NH4Cl, (NH4)2SO4, VD: supephotpht đơn: VD: KCl, K2SO4, VD: NPK NH4NO3, (NH2)2CO (đạm Ca(H2PO4)2, CaSO4; (NH4)2HPO4, KNO3 ure) supephotphat kộp: Amophot Ca(H2PO4)2. (NH4)2HPO4, NH4H2PO4. Độ dinh dưỡng = %mN Độ dinh dưỡng = Độ dinh dưỡng = %m %m P2O5 K2O Trang 9
10. C. CACBON – SILIC VÀ HỢP CHẤT I. Đơn chất cacbon, silic Cacbon (C) Silic (Si) Cấu hỡnh e 1s22s22p2 1s22s22p63s23p2 Tớnh chất Cú 3 Kim cương (rất cứng, khụng màu, Silic tinh thể và silic vụ định hỡnh. vật lý dạng khụng dẫn nhiệt, điện; cấu trỳc tứ diện). thự Than chỡ (mềm, xỏm đen, ỏnh kim, dẫn hỡnh điện khỏ tốt; cấu trỳc lớp) Fuleren (C60, C70 cú dạng ống hoặc cầu) Tớnh chất - Tớnh khử - Tớnh khử o t Si + 2F2 →SiF4 silic tetraflorua C + O2  CO2 (oxi thiếu) o o t t Si + O2  SiO2 silic đioxit CO2 + C  2CO to Si + 2NaOH + H2O C + 4HNO3đặc  CO2 + 4NO2 + 2H2O →Na2SiO3+2H2↑ - Tớnh oxi húa - Tớnh oxi húa to ,xt o C + 2H2  CH4 t 2Mg + Si  Mg2Si to 4Al + 3C  Al4C3 magie silixua nhụm cacbua Điều chế Từ cỏc chất cú trong tự nhiờn Phũng TN: SiO2 + Mg Cụng nghiệp: SiO2 + C II. Hợp chất của cacbon, silic Tờn CTHH Tớnh chất Điều chế - Khớ, nặng hơn KK. - PTN: CaCO3 + HCl Cacbon CO - Là một oxit axit - CN: nhiệt phõn CaCO3 đioxit 2 - Tớnh oxi húa yếu C + O2 - Khớ, bền, độc PTN: HCOOH/ H2SO4 đặc. Cacbon CO - Là một oxit khụng tạo muối. CN: C + H2O monoxit - Là chất khử mạnh C+ CO2 - Kộm bền CO2 + H2O Axit - Phõn li 2 nấc H CO cacbonic 2 3 - Tạo được 2 loại muối (cacbonat và hiđrocacbonat) - Dễ tan Muối 2- CO3 - Tỏc dụng với axit, bazơ cacbonat - Nhiệt phõn - Khụng tan trong nước Cú trong tự nhiờn (cỏt, thạch Silic SiO2 - Tan chậm trong kiềm đặc anh ) đioxit - Tan trong dd HF Là axit rất yếu (< H2CO3) Axit H SiO Dạng keo, khụng tan trong nước Silixic 2 3 Chỉ cú muối của kim loại kiềm tan được. Muối SiO 2- Thủy tinh lỏng: dd Na2SiO3, K2SiO3 đặc Silicat 3 D. CÁC DẠNG BÀI TẬP DẠNG 1: BÀI TOÁN TỔNG HỢP AMONIAC Trang 10
11. Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI xt,to - PƯ: N2 + 3H2  2NH3 npư nthực tế thuđược - Hiệu suất phản ứng: H%(chất pư) .100%;H%(sản phẩm) .100%. nbđầu nlí thuyết(tínhtheoPT) 1 3 - n n ;n n . N2 (PƯ) 2 khí giả m H2 (PƯ) 2 khí giả m DẠNG 2: BÀI TOÁN VỀ TÍNH CHẤT CỦA NH3 VÀ MUỐI AMONI Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI 1. Amoniac (NH3) - Tớnh bazơ: Tỏc dụng với axit - Tớnh khử: Tỏc dụng với phi kim (Cl2, O2, ) và oxit kim loại. + 2. Muối amoni (NH4 ) + - - Tỏc dụng với bazơ: NH4 + OH → NH3↑ + H2O - PƯ nhiệt phõn: to + Với cỏc muối gốc axit khụng cú tớnh oxi húa: NH4Cl, (NH4)2CO3,  NH3↑ + axit to + Với cỏc muối gốc axit cú tớnh oxi húa: NH4NO3, NH4NO2, (NH4)2SO4,  N2, NO + DẠNG 3: BÀI TOÁN KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI HNO3 Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI - PƯ: KL + HNO3 → Muối nitrat + sp khử + H2O (trừ Au, Pt) (KL húa trị max) (NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3) - Chỳ ý: Al, Fe, Cr thụ động, khụng phản ứng với HNO3 đặc nguội - ĐLBT e:  nenhường  nenhận NO2 NO N2O N2 NH4NO3 Số e trao đổi (a) 1 3 8 10 8 n - = a.nspkhử nNO 3n 8nN O 10nN 8n NH NO NO3 2 NO 2 2 4 3 n 2n 4n 10n 12n 10n HNO3 NO2 NO N 2O N2 NH4NO3 DẠNG 4: BÀI TOÁN HỢP CHẤT TÁC DỤNG VỚI HNO3 Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI O2 HNO3 - Quỏ trỡnh: Fe  Fe,FeO,Fe2O3,Fe3O4  Fe(NO3 )3 NO - Phương phỏp: Qui đổi và bảo toàn electron. Chỳ ý: n 2nO(oxit) nNO 3nNO 8nN O 10nN 8nNH NO NO3 (muối) 2 2 2 4 3 n 2n 2n 4n 10n 12n 10n HNO3 O(oxit) NO2 NO N2O N2 NH4NO3 DẠNG 5: BÀI TOÁN VỀ TÍNH OXI HểA CỦA MUỐI NITRAT Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI - Trong mụi trường axit, muối nitrat cú tớnh oxi húa tương tự HNO3. + - 2+ 3Cu + 8H + 2NO3 → 3Cu + 2NO + 4H2O - Phương phỏp: Sử dụng PT ion rỳt gọn, bảo toàn electron, phương phỏp ion – electron. DẠNG 6: BÀI TOÁN NHIỆT PHÂN MUỐI NITRAT Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI Kim loại K, Na, Ba, Ca Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, Cu Ag, Hg, Au Sản → Oxit kim loại + NO + O → Muối nitrit + O 2 2 → Kim loại + NO + O phẩm 2 (SOH cao nhất) 2 2 BT(N) H2O  n n Rắn  HNO NO (muối) NaOH 3 3 o R(NO ) t NO  BTKL : m m m ❖ 3 n 2 NaOH NaNO2 NaNO3 muối rắn khí  H2O O2 NaNO3 nNaOH 2nH O 2 Trang 11
12. ❖ Một số phương trỡnh cần lưu ý to (1) 4Fe(NO3)2  2Fe2O3 + 8NO2 + O2 (2) 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3 (3) 2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O (4) 4NO2 + O2 + 4NaOH→ 4NaNO3 + 2H2O DẠNG 7: BÀI TOÁN P2O5, H3PO4 TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH KIỀM Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI n T OH T ≤ 1 1 2) - Bài toỏn đồ thị: (1) Cho từ từ CO2 đến dư vào dung dịch Ca(OH)2 hoặc Ba(OH)2 Dỏng của đồ thị: Hỡnh tam giỏc vuụng cõn. n BaCO3 a x nCO 0 x a y 2a 2 (2) Cho từ từ CO2 đến dư vào dung dịch hỗn hợp NaOH và Ba(OH)2. Dỏng của đồ thị: Hỡnh thang cõn n BaCO3 a x Trang 12 nCO 0 x a a b y 2a b 2 n BaCO3 a x n CO2 0 x a y 2a
13. Khi phản ứng tạo ra lượng kết tủa nhỏ hơn kết tủa cực đại thỡ cú 2 giỏ trị của CO2 đều thỏa món: n n CO2 min  n n n CO2max OH  DẠNG 9: BÀI TOÁN CO, H2 KHỬ OXIT KIM LOẠI Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI to to CO + Oxit KL (< Al)  Kim loại + CO2 H2 + Oxit KL (< Al)  Kim loại + H2O B/chất: CO + O(oxit) → CO2 B/chất: H2 + O(oxit) → H2O n n n n n n O(oxit) COp ư CO2 sinh ra O(oxit) H2p ư H2O sinh ra Ta cú Ta cú mrắn giả m mOxit mKL mO(oxit) mrắn giả m mOxit mKL mO(oxit) n n n n n O(oxit) H2 p ư COp ư CO2 sinh ra H2Osinh ra  Nếu cả CO và H2 cựng khử oxit kim loại thỡ mrắn giả m mOxit mKL mO(oxit) DẠNG 10: BÀI TOÁN KHÍ THAN Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI 1. Bài toỏn khớ than CO Bazơ Kết tủa 2 n 2n 2(n n ) CO2 CO H2 khí tăng Y X TH1: C hhX  hhY CO CO H O Oxit kimloại Rắn 2 n n n 2n n 2  to CO2 Y CO H2 X Y H2  H2O BTC : n n n C CO CO2 CO 2 BTH : n n H2O H2 TH2: C H O  hhY CO 2 BTO : n n 2n H2O CO CO2 H2 BTe : 2n 4n 2n CO CO2 H2 DẠNG 11: BÀI TOÁN MUỐI CACBONAT TÁC DỤNG VỚI AXIT Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI 2- + TH1: Muối CO3 tỏc dụng với H + 2- + Nếu cho từ từ axit (H ) vào muối cacbonat (CO3 ) thỡ PƯ xảy ra theo thứ tự: 2- + - PTHH: (1) CO3 + H → HCO3 - + (2) HCO3 + H → CO2↑ + H2O ⇒ V CO2 min 2- + + Nếu cho từ từ muối cacbonat (CO3 ) vào axit (H ) thỡ PƯ tạo luụn khớ CO2 2- + PTHH: (3) CO3 + 2H → CO2↑ + H2O ⇒ V CO2 max + Nếu trộn đồng thời muối cacbonat và axit mà axit thiếu thỡ lượng CO2 thu được nằm trong khoảng V < V < V CO2 min CO2 CO2 max - 2- + TH2: Muối HCO3 , CO3 tỏc dụng với H + - 2- + Nếu cho từ từ axit (H ) vào hỗn hợp muối HCO3 và CO3 thỡ PƯ xảy ra theo thứ tự (1), (2) với n - = n - + n - HCO3 HCO3 bđ HCO3 (1) + - 2- + Nếu trộn đồng thời H và hỗn hợp muối HCO3 , CO3 mà axit thiếu thỡ phản ứng xảy ra đồng thời n - n - với tỉ lệ HCO3 pư = HCO3 bđ n 2- n 2- CO3 pư CO3 bđ Trang 13
14. + + - Đồ thị biểu diễn sự phụ thuộc của số mol CO2 vào mol H khi thờm từ H và muối cacbonat: Dạng 12: Bài toỏn C, S, P tỏc dụng với HNO3 Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI H SO 2 4 BaSO Ba(OH)2 4 dd H3PO4  Kết tủa Ba3(PO4 )2 HNO3 Bte o  HNO dư  4n 6n 5n n đặc,t ,dư 3 C S P NO2 C CO2 Ca(OH) khí 2 CaCO  3 hhX S NO2 P H3PO4 Ba(OH) BaSO4 dd 2 Kết tủa H2SO4 dư Ba3(PO4 )2 H2SO4 Bte o   4nC 4nS 5nP 2nH SO pư đặc,t ,dư CO 2 4 khí 2 NaOH Muối KOH SO2 Trang 14
15. CHUYấN ĐỀ 4: ĐẠI CƯƠNG HỮU CƠ – HIĐROCACBON A. ĐẠI CƯƠNG HỮU CƠ I. Khỏi niệm, phõn loại 1. Khỏi niệm: Hợp chất hữu cơ là hợp chất của cacbon trừ: oxit cacbon, muối cacbonat, hợp chất xianua, hợp chất cacbua. 2. Phõn loại: Gồm hiđrocacbon (chỉ chứa C, H) và dẫn xuất của hiđrocacbon (gồm C, H và cỏc nguyờn tố khỏc). II. Phõn tớch nguyờn tố 1. Phõn tớch định tớnh: Nhằm xỏc định nguyờn tố cú trong hợp chất hữu cơ. Nguyờn tắc: Chuyển hợp chất hữu cơ thành hợp chất đơn giản sau đú nhận biết bằng cỏc phản ứng đặc trưng. 2. Phõn tớch định lượng: Nhằm xỏc định tỉ lệ khối lượng (hàm lượng) cỏc nguyờn tố trong hợp chất hữu cơ. Nguyờn tắc: Chuyển hợp chất hữu cơ thành hợp chất đơn giản sau đú dựng cỏc phản ứng đặc trưng để xỏc định và tớnh hàm lượng cỏc nguyờn tố theo cụng thức: m %m nguyên tố .100% mhợpchất III. Cụng thức phõn tử hợp chất hữu cơ 1. Cụng thức tổng quỏt: Cho biết thành phần nguyờn tố. 2. Cụng thức đơn giản: Cho biết tỉ lệ số nguyờn tử mỗi nguyờn tố. - Giả sử hợp chất hữu cơ cú cụng thức tổng quỏt: CxHyOzNt %C %H %O %N + Dựa vào hàm lượng cỏc nguyờn tố: x : y : z : t : : : 12 1 16 14 + Dựa vào số mol cỏc nguyờn tố: x: y:z: t nC :nH :nO :nN 3. Cụng thức phõn tử: Cho biết số lượng nguyờn tử mỗi nguyờn tố. IV. Cấu trỳc phõn tử hợp chất hữu cơ 1. Thuyết cấu tạo Trang 15
16. a. Trong phõn tử hợp chất hữu cơ, cỏc nguyờn tử liờn kết với nhau theo đỳng húa trị và theo một thứ tự nhất định. Thứ tự liờn kết đú được gọi là cấu tạo húa học. Sự thay đổi thứ tự liờn kết đú sẽ tạo ra một hợp chất khỏc. — Húa trị cỏc nguyờn tố thường gặp trong Húa hữu cơ Cacbon: 4 Hiđro: 1 Oxi: 2 Nitơ: 3 Halogen: 1 VD: Ứng với cụng thức C2H6O cú 2 cụng thức: ete: CH3OCH3, ancol etylic: C2H5OH cú tớnh chất khỏc nhau. b. Trong phõn tử hợp chất hữu cơ, cacbon cú húa trị 4. Nguyờn tử cacbon khụng những cú thể liờn kết với nguyờn tử nguyờn tố khỏc mà cũn liờn kết với nhau thành mạch cacbon. VD: Mạch vũng, mạch hở (mạch thẳng - mạch nhỏnh). c. Tớnh chất của cỏc chất phụ thuộc vào thành phần phõn tử và cấu tạo húa học. VD: CH4 là chất khớ, dễ chỏy. CCl4 là chất lỏng, khụng chỏy. 2. Liờn kết trong phõn tử hợp chất hữu cơ Trang 16
17. B. HIĐROCACBON Trang 17
18. Trang 18
19.  CÁC DẠNG BÀI TẬP DẠNG 1: THIẾT LẬP CễNG THỨC PHÂN TỬ HỢP CHẤT HỮU CƠ Dạng 2.1 Thiết lập cụng thức phõn tử hợp chất hữu cơ dựa vào hàm lượng cỏc nguyờn tố Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI ✧ Bài toỏn: Cho hợp chất hữu cơ X cú hàm lượng cỏc nguyờn tố là %mC; %mH; %mO; Phõn tử khối của X là MX. Xỏc định cụng thức phõn tử của X. ✧ Phương phỏp: - Bước 1: Gọi cụng thức của X là: CxHyOzNt. Từ tỉ lệ nguyờn tử cỏc nguyờn tố ⇒ CTĐG %m %m %m %m x : y : z : t C : H : O : N 12 1 16 14 - Bước 2: Từ CTĐG và phõn tử khối ⇒ hệ số n ⇒ CTPT của X. Chỳ ý: %mC + %mH + %mO + %mN = 100% Dạng 2.2 Thiết lập cụng thức phõn tử hợp chất hữu cơ dựa vào phản ứng chỏy Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI ✧ Bài toỏn: Đốt chỏy hợp chất hữu cơ X thu được lượng CO 2 và H2O. Phõn tử khối của X là MX. Tỡm cụng thức phõn tử của X. y z o y t PTPƯ chỏy: C H O N (x )O t xCO H O N x y z t 4 2 2 2 2 2 2 2 ✧ Phương phỏp: – Bước 1: Gọi cụng thức của X là CxHyOzNt. Tớnh số mol cỏc sản phẩm chỏy ⇒ số mol mỗi nguyờn tố. – Bước 2: Tớnh tỉ lệ giữa cỏc nguyờn tử ⇒CTĐG. x : y : z : t = nC : nH : nO : nN – Bước 3: Từ CTĐG và phõn tử khối ⇒ hệ số n ⇒ CTPT của hợp chất. Chỳ ý: 1. Nếu đốt chỏy hchc X thu được CO2, H2O ⇒ X chứa C, H và cú thể chứa O. 2. n n ; n 2n ; n 2n . C CO 2 H H 2O N N 2 3. Dẫn CO2, H2O, N2 qua bỡnh (1) đựng H2SO4, P2O5, CuSO4, CaCl2; bỡnh (2) đựng Ca(OH)2, NaOH. ⇒ mbỡnh (1) tăng = m ; mbỡnh (2) tăng = m H 2O CO 2 4. Dẫn CO2, H2O, N2 qua bỡnh đựng dung dịch Ca(OH)2, Ba(OH)2. ⇒ mbỡnh tăng = m m ; mdd tăng = m m m ; mdd giảm = m (m m ) CO 2 H 2O CO 2 H 2O   CO 2 H 2O 5. Trong cựng điều kiện ỏp suất, to thỡ tỉ lệ về thể tớch bằng tỉ lệ về số mol. Dạng 2.3 Thiết lập cụng thức phõn tử hợp chất hữu cơ thụng qua biện luận Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI ✧ Bài toỏn: Cho hợp chất hữu cơ X cú khối lượng phõn tử MX. Tỡm cụng thức phõn tử của X. Hoặc đốt chỏy hợp chất hữu cơ X, cho ớt (thiếu) dữ kiện. Tỡm cụng thức phõn tử của X. ✧Phương phỏp: – Bước 1: Gọi cụng thức của X là CxHyOz (thường X chỉ chứa C, H; C, H, O hoặc C, H, N). – Bước 2: Dựa vào đề bài lập phương trỡnh chứa x, y, z. Giải phương trỡnh nghiệm nguyờn tỡm x, y, z. – Bước 3: Dựa vào dữ kiện (nếu cú), suy ra nghiệm phự hợp. Chỳ ý: 1. Trong cỏc hợp chất hữu cơ chứa C, H, O thỡ số H luụn là số chẵn và y ≤ 2x + 2 2. Bài toỏn cú thể cú nhiều nghiệm. 3. Trong cụng thức đơn giản, số nguyờn tử mỗi nguyờn tố là nhỏ nhất cú thể. DẠNG 2: BÀI TOÁN VỀ PHẢN ỨNG THẾ Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI as - Tổng quỏt: CnH2n+2 + aX2 1:a CnH2n+2-aXa + aHX (X = Cl, Br) as Nếu thế mono: CnH2n+2 + X2 1:1 CnH2n+1X + HX Trang 19
20. - Axit HX sinh ra cú thể được trung hũa bởi bazơ: HX + NaOH → NaX + H2O - Nếu phản ứng cựng tỉ lệ mà cú nhiều sản phẩm thế thỡ %mX trong mỗi sản phẩm thế là như nhau và mdẫn xuất =  msả n phẩm thế . DẠNG 3: BÀI TOÁN VỀ PHẢN ỨNG TÁCH (TÁCH H2 VÀ CRACKING) Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI xt,to - Phản ứng tỏch H2: CnH2n+2  CnH2n+2-2k + kH2 xt,to - Phản ứng cracking: CnH2n+2  CmH2m+2 + CqH2q (n = m + q) - Phương phỏp: BTKL: mT = mS ⇔ nT. MT = nS. MS Chỳ ý: nkhớ tăng = n k.n ; nếu k = 1 (tạo anken) ⇒ nkhớ tăng = nankan phản ứng. H2 ankan ph ả n ứng o - Cụng thức tớnh nhanh hiệu suất phản ứng tỏch: Hỗn hợp ankan X xt,t  Hỗn hợp Y M H% X 1 .100% ( M ,M là khối lượng mol trung bỡnh của X, Y) X Y MY DẠNG 4: BÀI TOÁN VỀ PHẢN ỨNG CHÁY ANKAN Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI 3n 1 to - Phản ứng đốt chỏy: CnH2n+2 + O2  nCO2 + (n +1)H2O 2 3 Chỳ ý: Khi đốt chỏy ankan ta luụn cú: nH O nCO ; n n và ngược lại. 2 2 O2 2 CO2 - n n n . ankan H2O CO2 - BTKL: m m m m ankan O2 CO2 H2O nCO 2nH O - BTNT (C) n n Số C 2 ; (H) n 2n Số H 2 C CO2 H H2O nankan nankan (O) 2n 2n n O2 CO2 H2O DẠNG 5: BÀI TOÁN VỀ PHẢN ỨNG CỘNG H2, Br2 Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI Ni,to - PƯ tổng quỏt: CnH2n+2-2k + kH2  CnH2n+2 Ni,to CnH2n+2-2k + kBr2  CnH2n+2-2kBr2k - Bảo toàn liờn kết π: mol liờn kết π = n k(n n ) lk Br2 H2 - Với phản ứng cộng H2; BTKL: mT = mS ⇔ nT .MT nS.MS nkhớ giảm = n H2 phả n ứng DẠNG 6: BÀI TOÁN VỀ PHẢN ỨNG THẾ CỦA ANK – 1 – IN Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI to - TQ: CnH2n-2 + xAgNO3 + xNH3  CnH2n-2-xAgx↓ + xNH4NO3 (x là số H linh động) to CnH2n-2 + AgNO3 + NH3  CnH2n-3Ag↓ + NH4NO3 to RC≡CH + AgNO3 + NH3  RC≡CAg↓ + NH4NO3 to THĐB: CH≡CH + 2AgNO3 + 2NH3  CAg≡CAg↓+ 2NH4NO3 C2Ag2 + 2HCl → C2H2 + 2AgCl↓ DẠNG 7: BÀI TOÁN VỀ PHẢN ỨNG ĐỐT CHÁY HIĐROCACBON KHễNG NO Lí THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI 3n to - PƯ đốt chỏy anken: CnH2n + O2  nCO2 + nH2O ⇒ n n 2 CO2 H2O Trang 20
21. 3n 1 to - PƯ đốt chỏy ankađien và ankin: CnH2n-2 + O2  nCO2 + (n-1)H2O 2 ⇒ nankađien, ankin = n n CO2 H2O o n n 3n k t CO2 H2O - TQ: CnH2n-2k + O2  nCO2 + (n-k)H2O ⇒ n 2 CnH2 n 2 2 k k 1 Trang 21
22. CHUYấN ĐỀ 5: ANCOL – PHENOL – ANĐEHIT - AXIT A. ANCOL I. Khỏi niệm, cụng thức, tờn gọi, đồng phõn. 1. Khỏi niệm: Ancol là hợp chất hữu cơ trong phõn tử cú nhúm OH liờn kết trực tiếp với cacbon no. - Nhúm OH được gọi là nhúm hiđroxyl. 2. Cụng thức: R(OH)a hoặc CnH2n+2-2kOa (a là số nhúm OH, n là số cacbon, n ≥ a ≥ 1) Ancol no, đơn chức, mạch hở: CnH2n+1OH hoặc CnH2n+2O (n ≥ 1). 3. Tờn gọi: Tờn thụng thường = Ancol + tờn gốc hidrocacbon + ic Tờn thay thế (IUPAC) = Tờn hiđrocacbon tương ứng + vị trớ OH + ol (Đỏnh số cacbon mạch chớnh từ phớa gần nhúm OH nhất) 4. Đồng phõn: Ancol cú đồng phõn về mạch cacbon, đồng phõn về vị trớ nhúm OH. 5. Bậc của ancol = bậc của nguyờn tử C liờn kết trực tiếp với nhúm OH (Bậc của nguyờn tử C = số nguyờn tử C liờn kết trực tiếp với C đú) 6. Độ ancol là số ml ancol etylic nguyờn chất cú trong 100 ml dung dịch ancol và H2O V Độ rượu C2H5OHnguyênchất .100% Vdd rượu MỘT SỐ ANCOL THƯỜNG GẶP CTPT Đồng phõn ancol Tờn thụng thường Tờn IUPAC Bậc ancol (số đồng phõn) CH4O (1) CH3OH ancol metylic metanol 1 C2H6O (1) CH3–CH2OH ancol etylic etanol 1 CH3–CH2–CH2OH ancol propylic propan – 1 – ol 1 C3H8O (2) CH3–CH(OH) – CH3 ancol isopropylic propan – 2 – ol 2 CH3–CH2–CH2-CH2OH ancol butylic butan – 1 – ol 1 CH3–CH2–CH(OH)–CH3 ancol sec-butylic butan – 2 – ol 2 C4H10O (4) CH3–CH(CH3)–CH2OH ancol isobutylic 2–metylpropan–1–ol 2 CH3–C(CH3)2–OH ancol tert-butylic 2–metylpropan–2–ol 3 C3H5OH (1) CH2=CH – CH2OH ancol anlylic propenol 1 C7H8O (1) C6H5 – CH2OH ancol benzylic phenylmetanol 1 C2H6O2 (1) C2H4(OH)2 etylen glicol etan – 1,2 – điol 1,1 C3H8O3 (1) C3H5(OH)3 glixerol propan – 1,2,3 – triol 1,2,1 II. Tớnh chất vật lớ - Liờn kết hiđro: Là lực hỳt tĩnh điện giữa H linh động (mang điện +) với phi kim điển hỡnh như F, O, N (mang điện õm). Cỏc chất chứa liờn kết H – F, H – O, H – N thỡ cú liờn kết hiđro. - Giữa cỏc ancol cú liờn kết hiđro liờn phõn tử làm tăng nhiệt độ sụi nờn ancol cú nhiệt độ sụi cao hơn so với hiđrocacbon, dẫn xuất halogen, ete cú cựng số nguyờn tử cacbon. - Cỏc ancol từ C1 đến C3 tan vụ hạn trong nước do tạo liờn kết hiđro với nước. III. Tớnh chất húa học a 1. Phản ứng thế với KL kiềm Na, K: R(OH)a+ aNa → R(ONa)a+ 2H2 CH3OH + Na → CH3ONa + ẵ H2 ; C2H4–(OH)2 + 2Na → C2H4–(ONa)2 + H2 Chỳ ý: Phản ứng này dựng để nhận biết ancol do cú hiện tượng sủi bọt khớ. 2. Phản ứng riờng của ancol đa chức - Cỏc ancol đa chức cú ớt nhất 2 nhúm OH cạnh nhau cú khả năng hũa tan Cu(OH)2 ở nhiệt độ thường tạo phức chất mà xanh lam thẫm. - Bản chất của phản ứng là 1 nguyờn tử H trong ancol bị thay thế bởi Cu trong Cu(OH)2: 2C2H4(OH)2 + Cu(OH)2 → [C2H4(OH)O]2Cu + 2H2O etylen glicol 2C3H5(OH)3 + Cu(OH)2 → [C3H5(OH)2O]2Cu + 2H2O Trang 22