Đề cương Ôn tập Học kì I Môn Hóa Học Lớp 11 Năm học 2022-2023

Nội dung tài liệu: Đề cương Ôn tập Học kì I Môn Hóa Học Lớp 11 Năm học 2022-2023

1. AMONIAC VÀ MUỐI AMONI A. AMONIAC I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ Amoniac là chất khí không màu, có mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí. Khí amoniac tan rất nhiều trong nƣớc, ở điều kiện thƣờng, 1 lít nƣớc hòa tan đƣợc khoảng 800 lít khí amoniac. II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC 1. Tính bazơ yếu a. Tác dụng với nƣớc + + - Khi tan trong nƣớc, NH3 kết hợp với ion H của nƣớc, tạo thành ion NH4 và ion hidroxit OH , làm cho dung dịch có tính bazơ và dẫn điện: + - NH3 + H2O ⇌ NH4 + OH Vì dung dịch amoniac có tính bazơ nên có thể dùng giấy quỳ tím ẩm để nhận biết khí amoniac, quỳ tím sẽ chuyển thành màu xanh. b. Tác dụng với dung dịch muối Dung dịch amoniac có thể tác dụng với dung dịch muối của các kim loại mà hidroxit tƣơng ứng của các kim loại đó là chất kết tủa. Ví dụ: AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3NH4Cl Fe(NO3)2 + 2NH3 + 2H2O → Fe(OH)2 + 2NH4NO3 c. Tác dụng với axit Khí amoniac, cũng nhƣ dung dịch amoniac, tác dụng với dung dịch axit tạo ra muối amoni. Ví dụ: NH3 + HCl → NH4Cl (amoni clorua) 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 (amoni sunfat) 2. Tính khử Trong phân tử amoniac, nitơ có số oxi hóa là -3 là số oxi hóa thấp nhất của nitơ, vì vậy phân tử amoniac có tính khử. a. Tác dụng với oxi Amoniac cháy trong oxi cho ngọn lửa màu vàng, tạo ra khí nitơ và hơi nƣớc. t0 4NH3 + 3O2  2N2 + 6H2O b. Tác dụng với clo Clo oxi hóa mạnh amoniac tạo ra khí nitơ và hidro clorua: 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl HCl sinh ra lại kết hợp ngay với NH3 tạo thành "khói" trắng NH4Cl. III. ỨNG DỤNG Amoniac đƣợc sử dụng chủ yếu để: Sản xuất axit nitric, phân đạm nhƣ urê, amoni nitrat, amoni sunfat... Điều chế hidrazin N2H4 làm nhiên liệu cho tên lửa. Amoniac lỏng dùng làm chất gây lạnh trong thiết bị lạnh. IV. ĐIỀU CHẾ 1. Trong phòng thí nghiệm Khí amoniac đƣợc điều chế bằng cách đun nóng muối amoni với Ca(OH)2. Ví dụ: NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + NH3 + H2O Để làm khô khí, ngƣời ta cho khí amoniac vừa tạo thành có lẫn hơi nƣớc đi qua bình đựng vôi sống CaO. 2. Trong công nghiệp 4500 C ,200 300 atm N2 + 3H2  2NH3 ΔH < 0 Fe
2. B. MUỐI AMONI + Muối amoni là chất tinh thể ion, gồm cation amoni NH4 liên kết với các anion gốc axit. Ví dụ: NH4Cl, NH4NO3, NH4HSO4... I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ Tất cả các muối amoni đều tan nhiều trong nƣớc, khi tan điện li hoàn toàn thành các ion, ion + NH4 không màu. II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC 1. Tác dụng với dung dịch kiềm Dung dịch đậm đặc của muối amoni phản ứng với dung dịch kiềm khi đun nóng sẽ cho khí amoniac bay ra. Ví dụ: NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O + - Phƣơng trình ion rút gọn: NH4 + OH → NH3 + H2O Dựa vào tính chất này ngƣời ta có thể nhận biết ion amoni và điều chế amoniac trong phòng thí nghiệm. 2. Phản ứng nhiệt phân Các muối amoni dễ bị phân hủy bởi nhiệt. Các muối amoni chứa gốc axit không có tính oxi hóa khi đun nóng bị phân hủy thành amoniac. Ví dụ: NH4Cl NH3 + HCl Các muối amoni cacbonat và amoni hiđrocacbonat bị phân hủy dần dần ngay ở nhiệt độ thƣờng giải phóng khí NH3 và CO2, khi đun nóng thì phản ứng xảy ra nhanh hơn. (NH4)2CO3 → NH3 + NH4HCO3 NH4HCO3 → NH3 + CO2 + H2O Trong thực tế, muối NH4HCO3 đƣợc dùng làm xốp bánh. Các muối amoni chứa gốc axit có tính oxi hóa nhƣ axit nitrơ, axit nitric khi bị nhiệt phân sinh ra khí N2, N2O. Ví dụ: NH4NO2 N2 + 2H2O NH4NO3 N2O + 2H2O Các phản ứng này đƣợc dùngt0 để điều chế N và N O trong phòng thí nghiệm.  2 2 AXIT NITRIC – MUỐI NITRAT A. AXIT NITRIC I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ Axit nitric tinh khiết là chất lỏng, không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm. Axit nitric kém bền, ở điều kiện thƣờng bị phân hủy một phần giải phóng khí nitơ đioxit. Khí này tan trong dung dịch axit, làm cho dung dịch có màu vàng. Axit nitric tan trong nƣớc với bất kì tỉ lệ nào. II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC 1. Tính axit Axit nitric là một trong các axit mạnh nhất, trong dung dịch loãng nó phân li hoàn toàn thành ion + - H và ion NO3 . Dung dịch HNO3 làm đỏ quỳ tím, tác dụng với oxit bazơ, bazơ và muối của axit yếu hơn tạo ra muối nitrat. CuO + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O CaCO3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O 2. Tính oxi hóa
3. Axit nitric là một trong những axit có tính oxi hóa mạnh. Tùy thuộc vào nồng độ của axit và độ mạnh yếu của chất khử mà HNO3 có thể bị khử đến những sản phẩm khử khác nhau của nitơ. a. Tác dụng với kim loại Axit nitric oxi hóa đƣợc hầu hết các kim loại, kể cả kim loại có tính khử yếu nhƣ Cu, Ag..., trừ Pt và Au. Khi đó, kim loại bị oxi hóa đến mức oxi hóa cao nhất và tạo ra muối nitrat. Cu + HNO3 đặc → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Cu + HNO3 loãng → Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Với các kim loại có tính khử mạnh nhƣ Mg, Al, Zn,... HNO3 loãng có thể bị khử thành N2O, N2 hoặc NH4NO3. Các kim loại nhƣ Al, Cr, Fe bị thụ động trong dung dịch HNO3 đặc nguội, do tạo ra một lớp màng oxit bền, bảo vệ cho kim loại khỏi tác dụng của các axit. b. Tác dụng với phi kim Khi đun nóng, HNO3 đặc có thể oxi hóa đƣợc các phi kim nhƣ C, S, P... S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O c. Tác dụng với hợp chất HNO3 đặc còn oxi hóa đƣợc nhiều hợp chất vô cơ và hữu cơ. Vải, giấy, mùn cƣa, dầu thông... bị phá hủy hoặc bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc. III. ỨNG DỤNG - Phần lớn axit nitric đƣợc sản xuất ra dùng để điều chế phân đạm NH4NO3, Ca(NO3)2... - Một lƣợng nhỏ axit nitric dùng để sản xuất thuốc nổ, thuốc nhuộm, dƣợc phẩm... IV. ĐIỀU CHẾ 1. Trong phòng thí nghiệm Để điều chế một lƣợng nhỏ axit nitric trong phòng thí nghiệm, ngƣời ta đun hỗn hợp natri nitrat hoặc kali nitrat rắn với axit sunfuric: 2NaNO3(r) + H2SO4 đ Na2SO4 + 2HNO3 (hơi) Hơi HNO3 thoát ra đƣợc dẫn vào bình làm lạnh và ngƣng tụ ở đó. 2. Trong công nghiệp Axit nitric đƣợc sản xuất trong công nghiệp với 3 giai đoạn: 0 Oxi hóa khí amoniac  bằngt oxi không khí thành nitơ mono oxit (NO): 850 9000 C , Pt NH3 + O2  4NO + 6H2O △H < 0 Oxi hóa nitơ monooxit thành nitơ đioxit bằng oxi không khí ở điều kiện thƣờng: 2NO + O2 → 2NO2 Nitơ đioxit tác dụng với nƣớc vào oxi tạo thành axit nitric: 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3 Dung dịch HNO3 thu đƣợc có nồng độ từ 52 - 68%. Để có axit nitric với nồng độ cao hơn, ngƣời ta chƣng cất axit này với H2SO4 đậm đặc. B. MUỐI NITRAT Muối nitrat là muối của axit nitric, ví dụ: natri nitrat NaNO3, amoni nitrat NH4NO3... I. TÍNH CHÁT CỦA MUỐI NITRAT 1. Tất cả các muối nitrat đều dễ tan trong nƣớc và là chất điện li mạnh. Trong dung dịch loãng, chúng phân li hoàn toàn thành các ion. Ví dụ: + - NaNO3 → Na + NO3 2. Phản ứng nhiệt phân Các muối nitrat dễ bị nhiệt phân hủy, giải phóng khí oxi. Đối với các muối nitrat của kim loại hoạt động mạnh nhƣ kali, natri... bị phân hủy thành muối nitrit là O2.
4. 2KNO3 2KNO2 + O2 Muối nitrat của magie, kẽm, sắt, chì, đồng,... bị phân hủy tạo ra oxit của kim loại tƣơng ứng, NO2 và O2. 2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2 Muối nitrat của bạc, vàng, thủy ngân,... bị phân hủy thành kim loại tƣơng ứng, NO2 và O2. 2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2 t0 
5. CHỦ ĐỀ : PHOTPHO VÀ HỢP CHẤT CỦA PHOTPHO A. PHOTPHO I. Vị trí, cấu tạo nguyên tử - Ô thứ 15, chu kỳ 3, nhóm VA - Cấu hình e: 1s22s22p63s23p3 Có hóa trị 3 hoặc hóa trị 5 trong hợp chất cộng hóa trị. II. Tính chất hoá học - P trắng hoạt động hơn P đỏ - Khi tham gia pƣ hóa học, P thể hiện tính oxi hóa hoặc tính khử 1. Tính oxi hóa Tác dụng với một số kim loại mạnh (K, Na, Ca, Mg...) Photphua kim loại to 2P + 3Ca  Ca3P2 (Canxiphotphua) 2. Tính khử - Tác dụng với các phi kim hoạt động nhƣ oxi, hal, lƣu huỳnh và các chất oxihóa mạnh khác a. Tác dụng với Oxi t 0 - Thiếu Oxi: 4P + 3O2  2P2O3 (Điphotpho trioxit) - Dư Oxi: 4P +5O2 2P2O5 (Điphotpho pentaoxit) b. Tác dụng với Clo Khi cho Clo đi qua Photpho - nóng chảy 0 - Thiếu Clo: 2P + 3Cl2 2PCl3 (Photpho triclorua) 0 - Dư Clo: 2P + 5Cl2 2PCl5 (Photpho pentaclorua) III . Ứng dụng: (SGK) - SX axit photphoric, SX diêm - SX bom, đạn cháy, đạn khói... - Dùng SX phân bón hóa học IV. Trạng thái tự nhiên: - Không có P dạng tự do: - Thƣờng ở dạng muối của axít photphpric: có trong quặng apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2 và photphoric Ca3(PO4)2 - Có trong protien thực vật, trong xƣơng, răng, bắp thịt, tế bào não, ... của ngƣời và động vật V. Sản xuất: 0 Bằng cách nung hỗn hợp Ca3(PO4)2, cát và than cốc ở 1200 C Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C 3CaSiO3 + 2P + 5CO B. AXIT PHOTPHORIC I. Tính chất vật lí: Axit phot phoric là chất rắn ở dạng tinh thể không màu. Nó tan vô hạn trong nƣớc. II. Tính chất hoá học: 1. Tính axit + - H3PO4 H + H2PO4 - + 2- H2PO4 H + HPO4 - + 3- HPO4 H + PO4 - 2- 3- - Dung dịch H3PO4 chứa H2PO4 , HPO4 , PO4 - Dung dịch H3PO4 có đầy đủ tính chất của một axit, nó là một axit có độ mạnh trung bình và là một chất điện li yếu. - Tác dụng với chỉ thị, bazơ, oxit bazơ, muối, kim loại trƣớc H.
6. 2H3PO4 + 6Na → 2Na3PO4 +3 H2 2H3PO4 + 3K2O →2 K3PO4 + 3H2O 2H3PO4 + 3K2CO3 →2 K3PO4 + 3CO2 + 3H2O Tác dụng với dung dịch kiềm H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O (1) H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + H2O (2) H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O (3) n Đặt k = NaOH n H3PO4 Nếu k ≤ 1 thì xảy ra (1) Nếu 1< k < 2 thì xảy ra (1) và (2) Nếu k= 2 thì xảy ra (2) Nếu 2< k < 3 thì xảy ra (2) và (3) Nếu k≥ 3 thì xảy ra (3) III. Điều chế 2. Trong công nghiệp o t O2 H 2O Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (đặc)  2H3PO4 + 3CaSO4 ↓ Hoặc P  P2O5  H3PO4 IV. Ứng dụng Làm phân lân và thuốc trừ sâu. C. MUỐI PHOTPHAT 3- - Muối photphat PO4 2- - Muối hiđrophophat HPO4 - - Muối đihiđrophotphat H2PO4 1. Tính tan Tất cả các muối photphat, hiđrophophat đều không tan trừ photphat kim loại kiềm và amoni. Với các kim loại khác chỉ có muối đihđrophophat là tan. 2. Nhận biết AgNO3 + Na3PO4 → Ag3PO4 ↓ + 3NaNO3 + 3- Ag + PO4 → Ag3PO4 ↓ màu vàng D. PHÂN BÓN HÓA HỌC
7. CHỦ ĐỀ: CACBON VÀ HỢP CHẤT CỦA CACBON A. CACBON M = 12; nhóm IVA (ns2np2; 4 e lớp ngoài cùng, ) 1. Dạng thù hình: + Kim cƣơng: chất cứng nhất; ánh kim làm trang sức; làm mũi khoan, + Than chì: mềm; dễ trƣợt lên nhau làm điện cực, bút chì, + Cacbon vô định hình: than hoạt tính hấp phụ khí độc , khẩu trang y tế,.. . 2. TÍNH CHẤT HÓA HỌC: vừa khử vừa oxi hóa C0 C+2;+4: tính khử C + O2 CO; CO2; C + 2F2 CF4; C + 4HNO3 CO2 + 4NO2 + 2H2O; 3C + 2KClO3 3CO2 + 2KCl ; .. 0 -4 C C : tính oxi hóa (+H2; + kim loại) C + 2H2 CH4: metan khí thiên nhiên C + kim loại muối cacbua -4 VD: 4Al + 3C Al4C 3 -1 Ca + 2C CaC 2 B. HỢP CHẤT CỦA CACBON I. CO2 - Khí cacbonic; cacbon đioxit; nặng hơn không khí; ít tan trong nƣớc, không độc, không duy trì sự cháy bình cứu hỏa. - Hiệu ứng nhà kính: CO2; CH4; - Nƣớc đá khô: CO2 rắn. - TÍNH CHẤT HÓA HỌC +4 +2 0 + C O2 C ; C : tính oxi hóa CO2 + C 2CO CO2 + Kim loại mạnh (Mg, Al, Zn) oxit kim loại + C t0 VD: CO2 + Mg MgO + C Lƣu ý: không dùng bình cứu hỏa để dập tắt đám cháy chứa kim loại mạnh nhƣ Mg, Al, Zn . + CO2: là oxit axit. CO2 + H2O H2CO3: axit cacbonic: axit rất yếu, kém bền CO2; H2O. CO2 + CaO CaCO3 - - 2- CO2 + OH 2 muối: HCO3 ; CO3 - C1: xét tỷ lệ mol: nOH /nCO2 kết luận C2: tính toán theo phƣơng trình hóa học - - CO2 + OH HCO3 (1) - - - 2- Nếu (1) dƣ OH : OH + HCO3 CO3 + H2O(2) - - 2- Lƣu ý: Nếu cho OH dƣ: CO2 + 2OH CO3 + H2O. Điều chế: - Công nghiệp: sản xuất dầu mỏ; lên men rƣợu; C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2 - Phòng thí nghiệm: muối cacbonat + axit CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O II. CO - Cacbon oxit; khí độc có nhiều trong đám cháy thƣờng; không tan trong nƣớc.
8. - TÍNH CHẤT HÓA HỌC C+2O : C+4 tính khử mạnh. CO + 1/2O2 CO2; CO + Cl2 COCl2 (photgen) CO + oxit kim loại (từ Zn trở về sau) kim loại + CO2 K Na Ba Ca Mg Al Zn Fe H Cu Hg Ag VD: CO + Fe2O3 Fe + CO2 CO + MgO ko phản ứng. Điều chế: - Công nghiệp: C + H2O (không khí) CO + H2; C + 1/2O2 CO Hỗn hợp khí sau phản ứng: CO; H2; N2; : khí than ƣớt C + CO2 2CO (CO;N2; CO2; khí than khô) - Phòng thí nghiệm: HCOOH CO + H2O (ít dùng) Axit fomic III. Muối cacbonat: 2- +  Muối CO3 : cacbonat; tính bazo (pH >7; quỳ xanh; + axit H ) 2- + CO3 + 2H CO2 + H2O + Tính tan; độ bền với nhiệt: M2(CO3)n . n = 1 (M hóa trị I): M2CO3: tan (-Ag2CO3); bền với nhiệt. VD: Na2CO3: tính bazo; tính tan; bền với nhiệt (Na2CO3 ko phản ứng) . n = 2: MCO3: kết tủa (ko tan trong nƣớc); kém bền với nhiệt MCO3 MO + CO2 . n = 3; M2(CO3)3 : dễ bị thủy phân (+ H2O) bazo M(OH)3 + CO2 VD: AlCl3 + Na2CO3 + H2O NaCl + Al(OH)3 + CO2 - + -  Muối HCO3 : hidrocacbonat; lƣỡng tính (+ H ; + OH ) - + HCO3 + H CO2 + H2O - - 2- HCO3 + OH CO3 + H2O + Tính tan; độ bền với nhiệt: M(HCO3)n . Tan (-NaHCO : hơi ít tan).t0 3  - 2- . Kém bền với nhiệt: 2HCO3 CO3 + CO2 + H2O SILIC VÀ HỢP CHẤT CỦA SILIC I. Silic - Silic ở thể rắn, có 2 dạng thù hình : Si vô định hình (bột màu nâu); Si tinh thể (cấu trúc tƣơng tự kim cƣơng, độ cứng = 7/10 kim cƣơng, màu xám, giòn, d = 2,4, có vẻ sáng kim loại, dẫn nhiệt). - Si là phi kim yếu, tƣơng đối trơ. 1. Tính chất hóa học a. Tính khử ● Với phi kim: Si + 2F2 SiF4 (Silic tetra florua) to o o Si + O2  SiO2 (t = 400 - 600 C) ● Với hợp chất: 2NaOH + Si + H2O Na2SiO3 + 2H2 b. Tính oxi hoá Tác dụng với kim loại: Ca, Mg, Fe... ở nhiệt độ cao.
9. 2Mg + Si Mg2Si Magie silixua 2. Điều chế a. Trong phòng thí nghiệm o 2Mg + SiO2 2MgO + Si (900 C) b. Trong công nghiệp o SiO2 + 2C 2CO + Si (1800 C) II. HỢP CHẤT CỦA SILIC 1. Silic đioxit ( SiO2 ) - Dạng tinh thể, không tan trong nƣớc, nhiệt độ nóng chảy là 1713oC, tồn tại trong tự nhiên ở dạng cát và thạch anh. - Là oxit axit: a. Tan chậm trong kiềm hoặc cacbonat kim loại kiềm nóng chảy: SiO2 + 2NaOH Na2SiO3 + H2O SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2 b. Tác dụng với HF (dùng để khắc thủy tinh) SiO2 + 4HF SiF4 + 2H2O 2. Axit silixic ( H2SiO3 ) - Là chất keo, không tan trong nƣớc. Khi sấy khô, axit silixic mất 1 phần nƣớc tạo Silicagen (đƣợc dùng để hút ẩm): H2SiO3 SiO2 + H2O - H2SiO3 là axit rất yếu, yếu hơn H2CO3 : Na2SiO3 + CO2 + H2O Na2CO3 + H2SiO3  3. Muối silicat - Dung dịch đậm đặc của Na2SiO3 và K2SiO3 đƣợc gọi là thủy tinh lỏng dùng để chế keo dán thủy tinh và sứ, vải hoặc gỗ tẩm thủy tinh lỏng sẽ khó bị cháy. o  t
10. CHỦ ĐỀ: ĐẠI CƢƠNG HÓA HỌC HỮU CƠ 1. Khái niệm về hợp chất hữu cơ và hóa học hữu cơ - Hợp chất hữu cơ là hợp chất của cacbon (trừ CO, CO2, muối cacbonat, ). - Hóa học hữu cơ là nghành hóa học nghiên cứu các hợp chất hữu cơ. 2. Phân loại hợp chất hữu cơ - Thƣờng chia thành hai loại: + Hiđrocacbon là những hợp chất đƣợc tạo thành từ hai nguyên tố C và H. Đƣợc phân loại thành hidrocacbon no (CH4, C2H6), hidrocacbon không no (CH2=CH2) và hidrocacbon thơm (C6H6) + Dẫn xuất hiđrocacbon là những hợp chất mà trong nguyên tử ngoài C và H còn có một hay nhiều nguyên tử của nguyên tố khác nhƣ O, N, S, Halogen, 3. Sơ lƣợc về phân tích nguyên tố a) Phân tích định tính  Mục đích: Xác định nguyên tố nào có trong hợp chất hữu cơ. - Nguyên tắc: Chuyển các nguyên tố trong hợp chất hữu cơ thành các chất vô cơ đơn giản rồi nhận biết chúng bằng các phản ứng đặc trƣng. - Cách tiến hành: Hợp chất hữu cơ + CuO CO2 (đục nƣớc vôi trong), H2O (xanh CuSO4 khan), NH3 (xanh giấy quỳ ẩm)... b) Phân tích định lƣợng  Mục đích: Xác định thành phần % về khối lƣợng các nguyên tố có trong phân tử hợp chất hữu cơ. - Nguyên tắc: Cân chính xác khối lƣợng hợp chất hữu cơ, sau đó chuyển nguyên tố C → CO2, H → H2O, N → N2, sau đó xác định chính xác khối lƣợng hoặc thể tích của các chất tạo thành, từ đó tính % khối lƣợng các nguyên tố. 4. Công thức phân tử hợp chất hữu cơ a) Công thức đơn giản nhất - Là công thức biểu thị tỉ lệ tối giản về số nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử. - Cách thiết lập công thức đơn giản nhất: t0 Thiết lập công thức đơn  giản nhất của hợp chất hữu cơ CxHyOz là thiết lập tỉ lệ mmm %C %H %O x:y:z=n:n:n =CO :H : ; x : y : z = : : CHO 12 1 16 12 1 16 b) Công thức phân tử - Là công thức biểu thị số lƣợng nguyên tử của mỗi nguyên tố trong phân tử. - Cách thiết lập công thức phân tử: Dựa vào công thức đơn giản nhất. 5. Cấu trúc phân tử hợp chất hữu cơ Đặc điểm cấu tạo: Liên kết hóa học chủ yếu trong hợp chất hữu cơ là liên kết cộng hóa trị a) Công thức cấu tạo Là công thức cấu tạo biểu diễn thứ tự và cách thức liên kết (liên kết đơn, liên kết bội) của các nguyên tử trong phân tử. - Các loại công thức cấu tạo + Công thức cấu tạo khai triển VD: H H H H H H H H C C C H H C C C C H H C H H H H H H H H + Công thức cấu tạo thu gọn
11. VD: C4H6: CH2=CH-CH=CH2 hay b) Đồng đẳng, đồng phân i. Đồng đẳng - Những hợp chất có thành phần phân tử hơn kém nhau một hay nhiều nhóm CH2 nhƣng có tính chất hoá học tƣơng tự nhau là những chất đồng đẳng, chúng hợp thành dãy đồng đẳng. VD: (1) CH4, C2H6, C3H8, C4H10... (2) CH3OH, C2H5OH, C3H7OH... (1), (2): là các dãy đồng đẳng. ii. Đồng phân - Những hợp chất khác nhau nhƣng có cùng công thức phân tử đƣợc gọi là các chất đồng phân của nhau. VD: CH3-O-CH3 và CH3-CH2-OH là đồng phân của nhau vì đều có cùng công thức phân tử là C2H6O. B. ĐỀ MINH HỌA