Kiến thức lý thuyết chuyên đề 2 kim loại phân nhóm chính và hợp chất

CHUN ĐỀ 2 – KIM LOẠI PHÂN NHĨM CHÍNH VÀ HỢP CHẤT
KIẾN THỨC LÝ THUYẾT
A. KIM LOẠI NHÓM IA VÀ HỢP CHẤT
I. KIM LOẠI NHĨM IA
1. Vị trí của kim loại kiềm trong bảng hệ thống tuần hoàn
- Kim loại kiềm là những nguyên tố hóa học thuộc phân nhóm chính nhóm I trong bảng hệ
thống tuần hồn. Nhóm kim loại kiềm có các ngun tố: líti (Li), natri (Na), kali (K), rubidi (Rb),
xesi (Cs), franxi (Fr) - là nguyên tố phóng xạ tự nhiên.
- Chúng được gọi là kim loại kiềm vì hiđroxit của chúng là chất kiềm mạnh.
- Các nguyên tố này cũng là những nguyên tố đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu kì 1).
2. Cấu tạo và tính chất
Nguyên tố

Li

Na

K

Rb

Cs

[He] 2s1

[Ne] 3s1

[Ar] 4s1

[Kr] 5s1

[Xe] 6 s1

520

500

420

400

380

Bán kính ngun tử (nm)

0,123

0,157

0,203

0,216

0,235

Nhiệt độ nóng chảy (°C)

180

98

64

39

29

Nhiệt độ sơi (°C)

1330

892

760

688

690

Khối lượng riêng (g/cm3)

0,53

0,97

0,86

1,53

1,90

Độ cứng (lấy kim cương = 10)

0,6

0,4

0,5

0,3

0,2

Cấu hình electron
Năng lượng ion hóa (kJ/mol)

Lập
Kiểu mạng tinh thể

phương
tâm khối

Nhận xét:
- Cấu hình electron chung: ns1
- Năng lượng ion hóa: Các nguyên tử kim lọai kiềm có năng lượng ion hóa I1 nhỏ nhất so với
các kim loại khác cùng chu kì.
- Năng lượng ion hóa I2 lớn hơn năng lượng ion hóa I1 nhiều lần (6 đến 14 lần), năng lượng ion hóa
I1 giảm dần từ Li đến Cs.
- Liên kết kim loại trong kim loại kiềm là liên kết yếu.
- Cấu tạo mạng tinh thể: Lập phương tâm khối (rỗng nhẹ + mềm).
3. Tính chất vật lý



Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi thấp: Do mạng tinh thể kim loại kiềm có kiểu lập phương

tâm khối trong đó liên kết kim loại kém bền. Hai đại lượng trên có giá trị giảm dần từ Li đến Cs,
Trang 1


giải thích là do từ Li tới Cs, bán kính nguyên tử tăng, dẫn đến liên kết kim loại càng yếu dần. Liên
kết kim loại yếu cũng dẫn đến tính mềm của các kim loại kiềm.


Khối lượng riêng nhỏ: Tăng dần từ Li đến Cs, là do các kim loại kiềm có mạng tinh thể

rỗng hơn và nguyên tử có bán kính lớn hơn so với các kim loại khác trong cùng chu kì.


Độ cứng thấp: là do lực liên kết giữa các nguyên tử kim loại yếu. Có thể cắt các kim loại

kiềm bằng dao một cách dễ dàng


Độ dẫn điện: Các kim loại kiềm có độ dẫn điện cao nhưng kém hơn nhiều so với bạc do

khối lượng riêng tương đối bé làm giảm số hạt mang điện tích.


Độ tan: Tất cả các kim lọai kiềm có thể hòa tan lẫn nhau và đều dễ tan trong thủy ngân tạo nên

hỗn hống. Ngồi ra chúng cịn tan đuợc trong amoniac lỏng và độ tan của chúng khá cao.



Chú ý: Các kim loại tự do cũng như hợp chất dễ bay hơi của chúng khi được đưa vào ngọn lửa

khơng màu làm ngọn lửa trở nên có màu đặc trưng:
- Li cho màu đỏ tía.
- Na màu vàng.
- K màu tím.
- Rb màu tím hồng.
- Cs màu xanh lam.
Giải thích: Khi bị đốt, những electron của nguyên tử hoặc ion kim loại kiềm bị kích thích nhảy
lên những mức năng lượng cao hơn. Khi những electron đó trở về trạng thái ban đầu, chúng
hoàn trả lại những năng lượng đã hấp thụ dưới dạng bức xạ vùng khả kiến. Vì vậy ta thấy được
màu của ngọn lửa.
4. Tính chất hóa học
- Năng lượng cần dùng để phá vỡ mạng tinh thể lập phương tâm khối của các kim loại kiềm
(năng lượng nguyên tử hóa) tương đối nhỏ.
- Kim loại kiềm là những nguyên tố nhóm s (electron hóa trị làm đầy ở phân lớp s) có bán kính
ngun tử tương đối lớn. Năng lượng cần dùng để tách electron hóa trị (năng lượng ion hóa)
tương đối nhỏ.
- Từ những đặc điểm trên, chúng ta dễ dàng suy ra kim loại kiềm là chất khử mạnh nhất trong
số các kim loại.

M  M  e
a. Tác dụng với nước
2M  2H 2O  2MOH  H 2 

Ví dụ: 2Na  2H 2O  2NaOH  H 2 


Để bảo quản các kim loại kiềm người ta ngâm kim loại kiềm trong dầu hỏa.
Trang 2




Kim loại kiềm phản ứng với dung dịch muối: Với cation kim loại của muối tan trong nước thì

kim loại kiềm tác dụng với nước trước mà không tuân theo quy luật bình thường là kim loại
hoạt động mạnh đẩy kim loại hoạt động yếu ra khỏi muối của chúng.
Ví dụ:
K + dung dịch CuCl2:

2K  2H 2O  2KOH  H 2
2KOH  CuCl2  Cu(OH) 2  2KCl
Na + dung dịch NH4NO3:
2Na  2H 2O  2NaOH  H 2 
NaOH  NH 4Cl  NH3   NaCl  H 2O

b. Tác dụng với axit
Kim loại kiềm khử dễ dàng ion dương trong dung dịch axit:
2M  2H   2M   H 2 

Ví dụ: 2Na  2HCl  2NaCl  H2
Chú ý: Phản ứng gây nổ nguy hiểm.
c. Tác dụng với phi kim
Ở nhiệt độ thường: tạo oxit có cơng thức M2O (Li, Na) hay tạo M2O2 (K, Rb, Cs, Fr).
Ví dụ: 2Na  O2  Na 2O2

4Na  O2  2Na 2O

Ở nhiệt độ cao: tạo M2O2 (Na) hay MO2 (K, Rb, Cs, Fr) (trừ trường hợp Li tạo LiO).
t
Ví dụ: 2Na  O2 
 Na 2O2
0

Phản ứng mãnh liệt với halogen  X 2  để tạo muối halogenua.
t
2M  X2 
 2MX
0

Ví dụ: 2Na  Cl2  2NaCl
Phản ứng với hidro tạo hidrua kim loại:
t
2M  H2 
 2MH
0

t
Ví dụ: 2Na  H2 
 2NaH
0

d. Tác dụng với các kim loại khác
Một số kim loại kiềm tạo thành hợp kim rắn với các kim loại khác, natri tạo hợp kim rắn với
thủy ngân - hỗn hống natri (Na-Hg).
e. Tác dụng với NH3
Khi đun nóng trong khí amoniac, các kim loại kiềm dễ tạo thành amiđua:
Trang 3

2Na  2NH3  2NaNH2  H2
5. Ứng dụng
- Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp.
- Các kim loại kali và natri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong các lò phản ứng hạt nhân.
- Kim loại cesi dùng chế tạo tế bào quang điện.
- Kim loại kiềm được dùng để điều chế một số kim loại kiềm bằng phương pháp nhiệt kim
loại.
- Kim loại kiềm được dùng làm chất xúc tác trong nhiều phản ứng hữu cơ và chế tạo chất
chống nổ cho xăng.
6. Điều chế
Kim loại kiềm rất dễ bị oxi hóa thành ion dương, do vậy trong tự nhiên kim loại kiềm chỉ tồn
tại ở dạng hợp chất (muối). Nguyên tắc điều chế là khử các ion kim loại kiềm:

M  e  M
Tuy nhiên sự khử các ion này là rất khó khăn. Phương pháp quan trọng nhất là điện phân muối
halogenua hoặc hiđroxit của chúng ở dạng nóng chảy.
Ví dụ:
- Na được điều chế bằng cách điện phân nóng chảy hỗn hợp NaCl với 25% NaF và 12% KC1 ở
nhiệt độ cao, cực dương than chì và cực âm làm bằng Fe. Phương trình điện phân điều chế natri
có thể biểu diễn như sau:
dpnc
2NaCl 
 2Na  Cl2

Ta thu được kim loại Na nóng chảy ở cực âm, các chất cịn lại thoát ra ở cực dương.
- Li được điều chế bằng cách điện phân hỗn hợp LiCl và KC1.
- Rb và Cs được điều chế bằng cách dùng kim loại Ca khử các clorua ở nhiệt độ cao và trong
chân không:

700 C
2RbCl  Ca 
 CaCl2  2Rb
0

700 C
CaC2  2CsCl 
 2C  CaCl2  2Cs
0

II. NATRI HIĐROXIT NAOH
1. Tính chất vật lý
- NaOH là chất rắn, màu trắng, dễ hút ẩm, tan nhiều trong nước và tỏa nhiều nhiệt do tạo
thành hiđrat. Dễ nóng chảy ở 3220 C .
- NaOH tan tốt trong nước và rượu, quá trình tan tỏa nhiều nhiệt.
- NaOH là bazơ mạnh, khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion

NaOH 
 Na   OH
2. Tính chất hóa học
Trang 4


a. Tác dụng với axit:

NaOH  HCl 
 NaCl  H 2O

H



 OH   H 2O 

b. Tác dụng với oxit axit:
Khi tác dụng với axit và oxit axit trung bình, yếu thì tùy theo tỉ lệ mol các chất tham gia mà
muối thu được có thể là muối axit, muối trung hòa hay cả hai.

2NaOH  CO2 
 Na 2CO3  H 2O
NaOH  CO2 
 NaHCO3
- Nếu tỉ lệ số mol: n NaOH : n CO2  1  Chỉ thu được muối axit.
- Nếu tỉ lệ số mol: n NaOH : n CO2  2  Chỉ thu được muối trung hòa.
- Nếu tỉ lệ số mol: 1  n NaOH : n CO2  2  Thu được cả muối trung hòa và muối axit.
t
Chú ý: 2NaOH  SiO2 
 Na 2SiO3  H2O
0

Phản ứng trên là phản ứng ăn mòn thủy tinh (NaOH ở nhiệt độ nóng chảy) vì thế khi nấu chảy
NaOH, người ta dùng các dụng cụ bằng sắt, niken hay bạc.
c. Tác dụng với dung dịch muối:
2KOH  CuCl 2  Cu  OH 2  2KCl

 Cu

2

 2OH   Cu  OH 2  

NaOH  NH 4 Cl  NH 3   NaCl  H 2O
AlCl3  3NaOH  Al  OH 3  3NaCl
Al  OH 3  NaOH  NaAlO 2  2H 2 O
NaHCO3  NaOH  Na 2 CO3  H 2O
NaHSO 4  NaOH  Na 2SO 4  H 2 O

Chú ý: NaOH có thể hịa tan Al, Al2O3, Al(OH)3.
Tương tự, NaOH có thể tác dụng với kim loại Be, Zn, Sb, Pb, Cr và oxit và hiđroxit tương ứng
của chúng.
e. Tác dụng với phi kim:
NaOH có thể tác dụng với một số phi kim như Si, C, S, P, halogen.
Si  H 2 O  2NaOH nóng chảy  Na 2SiO3  H 2
C  6NaOH nóng chảy  2Na  2Na 2CO3  3H 2
4Ptraéng  3NaOH  3H 2O  PH 3  3NaH 2 PO 2
Cl2  2NaOH  NaCl  NaClO  3H 2 O
t
3Cl2  6NaOH 
 NaCl  NaClO3  3H 2 O
0

3. Ứng dụng
Trang 5


Natri hiđroxit có nhiều ứng dụng quan trọng trong các ngành cơng nghiệp chế biến dầu mỏ,
luyện nhơm, xà phịng, giấy, dệt.
4. Điều chế
Natri hiđroxit được điều chế bằng phương pháp điện phân dung dịch muối natri clorua:


 2NaOH  Cl2  H2
2NaCl  2H2O 

dien phan dung dich
co mang ngan xop

Kết quả thu được NaOH có lẫn tạp chất NaCl. Cho dung dịch bay hơi, NaCl kết tinh trước
được tách dần khỏi dung dịch NaOH.
III. NATRI CLORUA NACl
1. Trạng thái tự nhiên
- NaCl là hợp chất rất phổ biến trong thiên nhiên. Nó có trong nước biển (khoảng 3% về khối
lượng), nước của hồ nước mặn và trong khoáng vật halít (gọi là muối mỏ). Những mỏ muối lớn
có lớp muối dày tới hàng trăm, hàng ngàn mét.
- Người ta thường khai tác muối từ mỏ bằng phương pháp ngầm, nghĩa là qua các lỗ khoan
dùng nước hòa tan muối ngầm ở dưới lòng đất rồi bơm dung dịch lên để kết tinh muối ăn.
- Cô đặc nước biển bằng cách đun nóng hoặc phơi nắng tự nhiên, người ta có thể kết tinh muối
ăn.
2. Tính chất vật lý
- Là hợp chất ion có dạng mạng lưới lập phương tâm diện. Tinh thể NaCl khơng có màu và
hồn tồn trong suốt.
- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi cao, t 0nc  8000 C, t s0  14540 C
- Dễ tan trong nước và độ tan không biến đổi nhiều theo nhiệt độ nên không dễ tinh chế bằng
cách kết tinh lại.
- Độ tan của NaCl ở trong nước giảm xuống khi có mặt NaOH, HC1, MgCl2, CaCl2, ... Lợi dụng
tính chất này người ta sục khí HC1 vào dung dịch muối ăn bão hòa để điều chế NaCl tinh khiết.
3. Tính chất hóa học
- Khác với các muối khác, NaCl không phản ứng với kim loại, axit, bazơ ở điều kiện thường.
Tuy nhiên, NaCl vẫn phản ứng với một muối:
NaCl  AgNO3  NaNO3  AgCl 

- Ở trạng thái rắn, NaCl phản ứng với H2SO4 đậm đặc (phản ứng sản xuất HCl, nhưng hiện nay rất ít
dùng vì phương pháp tạo ra nhiều khí độc hại, gây nguy hiểm tới hệ sinh thái, ô nhiễm môi
trường).
t
NaCl  H 2SO4 
 NaHSO4  HCl
0

t
2NaCl  H 2SO4 
 Na 2SO4  2HCl
0

- Điện phân dung dịch NaCl:
Trang 6


dien phan
2NaCl  2H2O 
 2NaOH  Cl2  H2
co mang ngan

4. Ứng dụng
Là nguyên liệu để điều chế Na, Cl2, HC1, NaOH và hầu hết các hợp chất quan trọng khác của
natri. Ngồi ra, NaCl cịn được dùng nhiều trong các ngành công nghiệp như thực phẩm (muối
ăn...), nhuộm, thuộc da và luyện kim.
IV. MUỐI NATRI HIĐROCACBONAT NaHCO3
1. Tính chất vật lý
Là chất rắn, màu trắng, tan ít trong nước, bền ở nhiệt độ thường và phân hủy ở nhiệt độ cao.

2. Tính chất hóa học
 Tính lưỡng tính
- Là muối của axit yếu, không bền, tác dụng với axit mạnh:

NaHCO3  HCl 
 NaCl  H 2O  CO2 

 HCO


3

 H  
 H 2O  CO2  

 HCO3 thể hiện tính bazơ

- Là muối axit, tác dụng với kiềm:
t
NaHCO3  NaOH 
 Na 2CO3  H 2O
0

 HCO


3

 OH  
 CO32  H 2O 

 HCO3 thể hiện tính axit

 Tham gia phản ứng nhiệt phân:
t
2NaHCO3 
 Na 2CO3  CO2
0

 Bị thủy phân trong mơi trường nước tạo dung dịch có tính kiềm yếu (khơng làm đổi màu
quỳ tím).
3. Ứng dụng
- Natri bicacbonat với tên thường gặp trong đời sống là sô đa hay bột nở có tác dụng tạo xốp,
giịn cho thức ăn và ngồi ra cịn có tác dụng làm đẹp cho bánh.
- Dùng để tạo bọt và tăng pH trong các loại thuốc sủi bọt (ví dụ thuốc nhức đầu, v...)
- Baking soda được sử dụng rộng rãi trong chế biến thực phẩm và nhiều ứng dụng khác, nhưng
cần chọn mua loại tinh khiết khi dùng với thực phẩm.
Vì khi gặp nhiệt độ nóng hay tác dụng với chất có tính acid, baking soda sẽ giải phóng ra khí
CO2 (carbon dioxide/khí cacbonic), do đó nó thường được dùng trong nấu ăn, tạo xốp cho nhiều
loại bánh như cookies, muffin, biscuits, quẩy..., thêm vào sốt cà chua hay nước chanh để làm
giảm nồng độ acid, hoặc cho vào nước ngâm đậu hay lúc nấu sẽ làm giảm thời gian chế biến, đậu
mềm ngon và hạn chế tình trạng bị đầy hơi khi ăn các loại hạt đậu, đỗ. Baking soda cũng rất hiệu
Trang 7


quả khi được dùng để chế biến các món thịt hầm hay gân, cơ bắp động vật tương tự như nấu đậu,
có được điều đó là do khí carbonic khi được giải phóng đã ngấm vào và làm mềm các loại thực
phẩm.
- Trong y tế, baking soda còn được dùng trung hòa acid chữa đau dạ dày; dùng làm nước xúc
miệng hay sử dụng trực tiếp chà lên răng để loại bỏ mảng bám và làm trắng...

- Ngoài sử dụng trực tiếp cho con người, soda còn được dùng lau chùi dụng cụ nhà bếp, tẩy rửa
các khu vực cần vệ sinh nhờ tính năng mài mịn, tác dụng với một số chất (đóng cặn), rắc vào các
khu vực xung quanh nhà để chống một số loại côn trùng.
4. Điều chế
- NaHCO3 là sản phẩm trung gian của quá trình điều chế Na2CO3 theo phương pháp Solvay,
cho phản ứng giữa CaCO3, NaCl, NH3 và CO2 trong nước.
- NaHCO3 có thể thu được từ phản ứng của CO2 với dung dịch NaOH trong nước. Phản ứng ban đầu
tạo ra natri cacbonat:

CO2  2NaOH  Na 2CO3  H2O
- Sau đó cho thêm CO2 để tạo natri bicacbonat, và được cô đặc đủ cao để thu được muối khô:

Na 2CO3  CO2  H2O  NaHCO3
V. MUỐI NATRI CACBONAT Na2CO3
1. Tính chất vật lý
Là chất rắn, màu trắng, dễ tan trong nước. Ở nhiệt độ thường (dưới 320 C ) nó tồn tại ở dạng
muối ngậm nước Na2CO3.10H2O. Ở nhiệt độ cao, muối này mất nước kết tinh, trở thành muối
khan có nhiệt độ nóng chảy là 8500 C .
2. Tính chất hóa học


Tính bazơ: là muối của axit yếu, khơng bền (axit cacbonic), tác dụng với axit mạnh:

Na 2CO3  2HCl 
 2NaCl  H 2O  CO2 

 CO


2

3

 2H  
 H 2O  CO2  

Tham gia phản ứng thủy phân trong môi trường nước tạo dung dịch có tính kiềm (làm

xanh giấy quỳ).


Na 2CO3 là một chất bền với nhiệt, không bị nhiệt phân hủy.

3. Ứng dụng
- Muối natri cacbonat là nguyên liệu hóa học quan trọng để sản xuất thủy tinh, xà phòng và
nhiều muối khác.
- Trong nhà máy, dung dịch natri cacbonat dùng để tẩy sạch dầu mỡ bám trên các chi tiết máy
trước khi sơn, mạ điện.
4. Điều chế
Trang 8


- Từ xưa đến nay, có khá nhiều phương pháp điều chế natri cacbonat. Trước đây trong công
nghiệp, Na2CO3 được sản xuất theo phương pháp sunfat do nhà hóa học người Pháp N. LeBlanc
(1742 - 1806) để ra năm 1791.
Phương pháp LeBlanc: Nung hỗn hợp natri sunfat, đá vôi và than ở 10000 C .
t
Na 2SO4  2C 
 Na 2S  2CO2
0

t
Na 2S  CaCO3 
 Na 2CO3  CaS
0

Hòa tan hỗn hợp sản phẩm phản ứng vào nước sẽ tách được CaS ít tan ra khỏi Na2CO3.
- Phương pháp điều chế Na2CO3 trong công nghiệp hiện nay được sử dụng phổ biến là phương
pháp amoniac do kĩ sư người Bỉ tên E. Solvay (1838 - 1922) đề ra năm 1864.
Các quá trình được diễn tả bằng phản ứng:

NaCl  NH3  CO2  H 2 O  NaHCO3  NH 4C1
t
2NaHCO3 
 Na 2CO3  CO2  H 2 O
0

Các sản phẩm phụ sau phản ứng được chế hóa lại để sử dụng lại trong q trình điều chế natri
cacbonat.
Chú ý: Nhận biết hợp chất của natri bằng phương pháp thử màu ngọn lửa. Dùng dây platin
sạch nhúng vào hợp chất natri (hoặc natri kim loại) rồi đem đốt trên ngọn lửa đèn cồn, ngọn lửa
sẽ có màu vàng.
B. KIM LOẠI NHÔM IIA VÀ HỢP CHẤT
I. KIM LOẠI NHĨM IIA
1. Vị trí của kim loại nhóm IIA trong bảng hệ thống tuần hồn
Kim loại các phân nhóm chính nhóm II có các nguyên tố sau: beri (Be), magie (Mg), canxi
(Ca), stronti (Sr), bari (Ba), rađi (Ra).
Trong mỗi chu kì, nguyên tố này đứng liền sau kim loại kiềm (trừ chu kì 1).
2. Cấu tạo và tính chất
Ngun tố

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

(He) 2s2

(Ne) 3s2

(Ar) 4s2

(Kr) 5s2

(Xe) 6s2

1800

1450

1150

1060

970

Bán kính nguyên tử (nm)

0,113

0,160

0,197

0,215

0,217

Nhiệt độ nóng chảy (°C)

1280

650

838

768

714

Nhiệt độ sơi (°C)

2770

1110

1440

1380

1640

Cấu hình electron
Năng lượng ion hóa,
2+

(kJ/mol M - 2e = M )

Trang 9


Khối lượng riêng(g/cm3)

1,85

Độ cứng (lấy kim cương =10)

1,74

1,55

2,6

2,0

1,5

1,8

3,5

Lục giác đểu
Kiểu mạng tinh thể

Lập phương tâm diện
Lập phương tâm khối

Chú ý:
- Be tạo nên chủ yếu những hợp chất trong đó liên kết giữa Be với các nguyên tố khác là liên
kết cộng hóa trị.
- Ca, Sr, Ba và Ra chỉ tạo nên hợp chất ion.
- Bằng phương pháp nhiễu xạ Rơghen, người ta xác định được rằng trong một số rất ít hợp chất kim
loại kiềm thổ có thể có số oxi hóa +1. Ví dụ: Trong hợp chất CaCl được tạo nên từ CaCl2
và Ca (ở 10000 C ).
3. Tính chất vật lí


Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi tương đối thấp (trừ beri).



Độ cứng tuy có cao hơn kim loại kiềm nhưng chúng là những kim loại mềm hơn nhôm.



Khối lượng riêng tương đối nhỏ, chúng là những kim loại loại nhẹ hơn nhôm (trừ bari).



Những kim loại này có tính chất vật lí nêu trên là do ion kim loại có bán kính tương đối

lớn, điện tích nhỏ, lực liên kết kim loại trong mạng tinh thể yếu.


Kim loại các phân nhóm chính nhóm II có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi, khối lượng

riêng biến đổi không theo một quy luật nhất định như kim loại kiềm là do các kim loại các phân
nhóm chính nhóm II có những kiểu mạng tinh thể khơng giống nhau.
Chú ý: Trừ Be, Mg; các kim loại kiềm thổ tự do và hợp chất dễ bay hơi, cháy khi đưa vào ngọn
lửa khơng màu, làm cho ngọn lửa có màu đặc trưng.
- Ca: màu đỏ da cam
- Sr: màu đỏ son
- Ba: màu lục hơi vàng
4. Tính chất hóa học
- Kim loại các phân nhóm chính nhóm II là những nguyên tố nhóm s, nguyên tử có 2 electron hóa trị, phần cịn lại có cấu tạo giống ngun tử khí trơ đứng trước trong hệ thống tuần
hồn.
- Những kim loại các phân nhóm chính nhóm II có bán kính nguyên tử tương đối lớn.
- Từ những đặc điểm trên, chúng ta dễ dàng suy ra kim loại các phân nhóm chính nhóm II là
những chất khử mạnh, trong các hợp chất chúng có số oxi hóa là +2. Tính khử của các kim loại
kiềm thổ tăng từ Be  Ba.
Trang 10


a. Tác dụng với nước:
- Trong nước (ở nhiệt độ thường), Be khơng có phản ứng, Mg khử chậm, các kim loại còn lại
khử nước mạnh mẽ và tạo ra dung dịch bazơ:

Ba  2H 2 O  Ba  OH 2  H 2 

b. Tác dụng với axit:
- Kim loại các phân nhóm chính nhóm II khử dễ dàng ion H+ trong dung dịch axit (HC1,
H2SO4) thành hiđro tự do:

Ca  2HC1  CaCl2  H 2 
Mg  H 2SO 4  MgSO 4  H 2 
- Kim loại các phân nhóm chính nhóm II có thể khử N+5 của dung dịch HNO3 loãng xuống N-3

4Mg  10HNO3  4Mg( NO3 )2  NH4 NO3  3H2O
c. Tác dụng với phi kim:
Khi đốt nóng trong khơng khí, các kim loại kiềm thổ đều bốc cháy tạo oxit, phản ứng phát ra nhiều
nhiệt.
Ví dụ: 2Mg  O2  2MgO H  610 KJ / mol
- Trong không khí ẩm Ca, Sr, Ba tạo nên lớp cacbonat (phản ứng với khơng khí như oxi) cho
nên cần cất giữ các kim loại này trong bình rất kín hoặc dầu hỏa khan.
- Khi đun nóng, tất cả các kim loại kiềm thổ tương tác mãnh liệt với halogen, nitơ, lưu huỳnh,
photpho, cacbon, silic.
t
Ba  Cl2 
 BaCl2
0

t
2Mg  Si 
 Mg 2Si
0

- Do có ái lực lớn hơn oxi, khi đun nóng các kim loại kiềm thổ khử được nhiều oxit

bền (B2O3 , CO2 ,SiO2 ,TiO2 , Al2O3 ,Cr2O, ...) .
t
2Be  TiO2 
 2BeO  Ti
0

t
2Mg  CO2 
 MgO  C
0

5. Ứng dụng
- Kim loại beri tạo ra những hợp kim cứng, đàn hồi, khơng bị ăn mịn, dùng chế tạo máy bay,
vỏ tàu biển...
- Kim loại magie tạo ra những hợp kim có đặc tính nhẹ và bền, dùng chế tạo máy bay, tên lửa…
- Kim loại canxi dùng làm chất khử để tách một số kim loại khỏi hợp chất, tách oxi, lưu huỳnh
ra khỏi thép...
- Các kim loại kiềm thổ cịn lại ít có ứng dụng trong thực tế.
6. Điều chế
- Phương pháp chính để điều chế là điện phân muối halogenua của chúng ở dạng nóng chảy.
Trang 11


Phương trình biểu diễn điện phân dạng tổng qt có thể biểu diễn dưới dạng:
dien phan nong chay
MX2 
 M  X2

- Một số phương pháp khác:
+ Dùng than cốc khử MgO; CaO từ đolomit bằng febositic (hợp chất Si và Fe) ở nhiệt độ cao

và trong chân không.
t
MgO  C 
 Mg  CO
0

t
CaO  2MgO  Si 
 2Mg  CaO.SiO2
0

+ Dùng nhôm hay magie khử muối của Ca, Sr, Ba trong chân không ở 11000 C  12000 C.
t
2Al  4CaO 
 CaO.Al2O3  3Ca
0

t
2Al  4SrO 
 SrO. A12 O3  3Sr
0

t
2Al  4BaO 
 BaO. A12 O3  3Ba
0

II. HIDROXIT CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ


Các hiđroxit M(OH)2 khan đều ở dạng màu trắng.



Tính tan: Be(OH)2, Mg(OH)2 rất ít tan trong nước.

Ca(OH)2 tương đối ít tan (0,12g/100g H2O)
Các hiđroxit còn lại tan nhiều trong nước.


Độ bền nhiệt của hiđroxit tăng từ Be  Ba: Mg(OH)2 mất nước ở 1500 C ; Ba(OH)2 mất

nước ở 10000 C tạo thành oxit.


Tính bazơ: Be(OH)2 là bazơ rất yếu; Mg(OH)2 là bazơ trung bình; Ca(OH)2, Ba(OH)2,

Sr(OH)2 là bazơ mạnh.


Ca(OH)2:

- Dung dịch Ca(OH)2 gọi là nước vôi trong, là bazơ mạnh
Ca (OH)2  Ca 2  2OH

- Ca(OH) có tính chất chung của một bazơ kiềm (tác dụng với oxit axit, axit, muối).
Tác dụng với axit, oxit axit, muối axit
Ca  OH 2  2HC1  CaCl 2  2H 2O
Ca  OH 2  CO 2  CaC03   H 2O
Ca  OH 2  2CO 2  Ca  HCO 3 2

Hay CaCO3  CO 2  H 2O  Ca  HCO3 2
Ca  OH 2  Ca  HCO3 2  2CaCO3   2H 2O

Nhưng: 2Ca  OH 2  Mg  HCO3 2  2CaCO3   Mg  OH 2  2H 2 O
Tác dụng với dung dịch muối

Trang 12


Ba  OH 2  Na 2SO 4  BaSO 4  2NaOH

Ca  OH 2  2NH 4 C1  CaCl 2  2NH 3  2H 2 O
Ca  OH 2  CuCl 2  Cu (OH ) 2  CaCl 2

Ca  OH 2  Mg  HCO3 2  CaCO3  MgCO3  2H 2O

Chú ý:
- Khi cho Cl2 tác dụng với Ca(OH)2 ta thu được clorua vơi:

2C12  2Ca  OH 2 ướt  Ca  OCl 2  CaCl2  2H 2O

Cl2  Ca  OH 2 khô  CaOCl2  H 2O

- Khi cho Ba(HCO3)2 tác dụng với KOH:
Ba  HCO3 2  2KOH  K 2CO3  BaCO3   2H 2O

Ứng dụng: Hợp chất hidroxit kim loại kiềm thổ Ca(OH)2 ứng dụng rộng rãi hơn cả: trộn vữa
xây nhà, khử chua đất trồng, sản xuất clorua vôi dùng để tẩy trắng và khử trùng.
III. CANXI CACBONAT CACO3



CaCO3 là chất rắn màu trắng, không tan trong nước, tan trong amoni clorua:
t
CaCO3  2NH4CI 
 CaCl2  2NH3  H2O  CO2 
0



Bị phân hủy bởi nhiệt (khoảng 10000 C ):
t
CaCO3 
 CaO  CO2
0



Tác dụng với dung dịch axit:

CaCO3  2HC1  CaCl2  CO2  H2O


Bị tan dần trong nước có hịa tan khí CO2
t
CaCO3  CO2  H 2O 
 Ca(HCO3 ) 2

(1)

t
Ca(HCO3 ) 2 
 CaCO3  CO2  H 2O

(2)

0

0

Phản ứng (1) giải thích sự xâm thực của nước vào núi đá vơi.
Phản ứng (2) giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang đá vôi.
IV. CANXI SUNFAT CASO4


Là chất rắn màu trắng tan ít trong nước (ở 250 C tan 0,15g/100g H2O).



Tùy theo lượng nước kết tinh trong muối sunfat, ta có 3 loại:

- CaSO4 .2H2O : thạch cao sống trong tự nhiên, bền ở nhiệt độ thường.
- CaSO4 .H2O hoặc CaSO4.0,5H2O: thạch cao nung (hemihiđrat)
125 C
CaSO4 .2H2O 
 CaSO4 .0,5H2O  1,5H2O
0

- Đun nóng 2000 C ; thạch cao nung thành thạch cao khan (CaSO4).
200 C

CaSO4 .0,5H2O 
 CaSO4  0,5H2O
0

Trang 13


- CaSO4: không tan trong nước, không tác dụng với nước, chỉ phân hủy ở nhiệt độ rất cao.
960 C
2CaSO4 
 CaO  2SO2  O2
0



Ứng dụng:

- Thạch cao nung có thể kết hợp với nước tao thành thạch cao sống và khi đơng cứng thì giãn
nở thể tích, do vậy thạch cao rất ăn khuôn. Thạch cao nung thường được đúc tượng, đúc các mẫu
chi tiết tinh vi dùng trang trí nội thất, làm phấn viết bảng, bó bột khi gãy xương...
- Thạch cao sống dùng để sản xuất xi măng.
V. NƯỚC CỨNG
1. Khái niệm, phân loại
- Nước cứng là nước chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+.
- Nước chứa ít hoặc không chứa các ion Mg2+ và Ca2+ được gọi là nước mềm.


Phân loại: Gồm 3 loại

Tính cứng tạm thời là tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2. Gọi là tạm

thời vì độ cứng sẽ mất đi khi đun sôi:

M(HCO3 )2  MCO3  CO2  H2O
Tính cứng vĩnh cửu là tính cứng gây nên bởi các muối sunfat, clorua của canxi và magie. Gọi là
vĩnh cửu vì khi đun nóng muối đó sẽ khơng phân hủy.
Tính cứng tồn phần gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
Nước tự nhiên thường có cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu.
2. Tác hại của nước cứng


Trong sinh hoạt:

- Nước cứng cũng không dùng để pha chế thuốc vì có thể gây kết tủa làm thay đổi thành phần
của thuốc.
- Khi dùng nước cứng nấu làm rau, thịt khó chín; làm mất vị của nước chè.
- Giặt bằng nước cứng tốn xà phòng do Ca2+ làm kết tủa gốc axit trong xà phòng và làm xà
phịng khơng lên bọt.


Trong cơng nghiệp:

- Nước cứng gây cho các thiết bị công nghiệp (thiết bị lạnh, nồi hơi,...) dẫn đến tình trạng bám
cặn trên bề mặt thiết bị đun nấu, làm giảm hệ số lưu thông lưu lượng trên đường ống, dần dần có
thể gây áp lực lớn có thể gây nổ nồi hơi trong một thời gian dài.
- Nước cứng không được phép dùng trong nồi hơi vì khi đun sơi nước cứng thì canxi cacbonat (CaCO3) và magie cacbonat (MgCO3) sẽ kết tủa bám vào phía trong thành nồi hơi supde (nồi
cất, ấm nước, bình đựng...) tạo thành một màng cặn cách nhiệt, làm giảm hệ số cấp nhiệt, có khi
cịn làm nổ nồi hơi.

Trang 14

- Nhiều cơng nghệ hố học cũng u cầu nước có độ cứng nhỏ. Nếu độ cứng vượt giới hạn cho
phép (tuỳ mục đích sử dụng) thì phải làm mềm hóa nước cứng bằng cách cho kết tủa Mg2+ và
Ca2+ với sođa (Na2CO3), photphat hoặc tách chúng bằng nhựa trao đổi ion hoặc đun sôi.
3. Cách làm mềm nước cứng


Nguyên tắc: Làm giảm nồng độ ion Ca2+ và Mg2+ trong nước cứng.



Phương pháp

 Phương pháp kết tủa
- Đối với nước có tính cứng tạm thời:
+ Đun sơi nước có tính cứng tạm thời trước khi dùng, muối hiđrocacbonat chuyển thành muối
cacbonat không tan:
t
Ca  HCO3 3 
 CaCO3  CO2  H 2O
0

t
Mg(HCO3 )2 
 MgCO3  CO2  H 2O
0

Lọc bỏ kết tủa được nước mềm.
+ Dùng một khối lượng vừa đủ dung dịch Ca(OH)2, Na2C03 để trung hòa muối hiđrocacbonat
thành muối cacbonat kết tủa. Lọc bỏ chất không tan, được nước mềm.

Ca (OH) 2  Ca (HCO3 )2  2CaCO3  2H 2O
Ca (HCO3 ) 2  Na 2 CO3  CaCO3  2NaHCO3

- Đối với nước có tính cứng vĩnh cửu:
Dùng hóa chất Na2CO3 hoặc Na3PO4 kết tủa ion Ca2+ và Mg2+.
t
CaSO4  Na 2CO3 
 CaCO3  Na 2SO 4
0

t
MgCl2  Na 2CO3 
 MgCO3  2NaCl
0

 Phương pháp trao đổi ion
Phương pháp trao đổi ion được dùng phổ biến để làm mềm nước. Phương pháp này dựa trên
khả năng trao đổi ion của các hạt zeolít (các alumino silicat kết tinh, có trong tự nhiên hoặc được
tổng hợp, trong tinh thể có chứa những lỗ trống nhỏ) hoặc nhựa trao đổi ion.
Ví dụ: Cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion là các hạt zeolít thì số mol ion Na+ của zeolít rời
khỏi mạng tinh thể, đi vào trong nước nhường chỗ cho các ion Ca2+và Mg2+ bị giữ lại trong mạng
tinh thể silicat.
C. NHƠM VÀ HỢP CHẤT
I. NHƠM
1. Vị trí của nhơm trong bảng hệ thống tuần hồn
- Nhơm có số hiệu ngun tử 13, thuộc nhóm IIIA, chu kì 3.
- Cấu hình electron: ls22s22p63s23p1, hay [Ne] 3s23p1.
Al là nguyên tố p.
- Năng lượng ion hóa nhỏ, dễ nhường 3 e, có số oxi hóa +3
Trang 15

I3 : I2  2744 :1816  1,5:1.
- Độ âm điện 1,61.
- Mạng tinh thể: nhơm có cấu tạo kiểu mạng lập phương tâm diện.
2. Tính chất vật lý
- Nhơm là kim loại màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng. Có thể dát mỏng được, lá
nhơm mỏng 0,01mm (dùng gói thực phẩm).
- Nhơm là kim loại nhẹ (2,7g/cm3), nóng chảy ở 6600 C.
- Nhơm dẫn điện và nhiệt tốt do cấu trúc mạng lập phương tâm diện, mật độ electron tương
đối lớn. Độ dẫn nhiệt bằng 2/3 đồng nhưng lại nhẹ hơn đồng (8,92g/cm3) 3 lần. Độ dẫn điện của
nhơm hơn sắt 3 lần.
3. Tính chất hóa học
Nhơm có tính khử mạnh. Nhìn chung tính khử của nhôm yếu hơn các kim loại kiềm
và kiềm thổ.

Al  Al3  3e
a.

Tác dụng với phi kim

- Nhôm tác dụng mãnh liệt với các phi kim, điển hình là với các halogen, oxi, lưu huỳnh…
- Nhôm tự bốc cháy khi tiếp xúc với các halogen.
t
2A1  3C12 
 2A1C13
0

- Phản ứng với oxi: Bột nhơm cháy trong khơng khí cho ngọn lửa sáng chói và phát ra một
nhiệt lượng lớn tạo ra nhôm oxit và một lượng nhỏ nitrua:

t
4A1  3O2 
 2A12 O3
0

t
2Al  N 2 
 2AlN
0

- Nhôm phản ứng với oxi tạo ra một màng oxit mỏng (không quá 10-6 cm) ngăn cản không
cho oxi tác dụng sâu hơn, màng oxit này lại rất đặc khít khơng thấm nước, vì vậy nó bảo vệ cho
nhơm chống được sự ăn mòn.
b. Tác dụng với oxit kim loại
- Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều oxit kim loại như (Fe2O3 , Cr2O3 , CuO...) thành kim loại
tự do.
t
2A1  Fe2O3 
 A12 O3  2Fe
0

- Nhiệt độ của phản ứng lên tới gần 30000 C làm nhôm oxit nóng chảy. Do đó phản ứng của Al
với oxit kim loại gọi là phản ứng nhiệt nhôm.
c. Tác dụng với nước

2AI  6H2O  2Al(OH)3  3H2
Trang 16


Phản ứng nhanh chóng ngừng lại vì lớp Al(OH)3 khơng tan trong nước đã ngăn cản không cho

nhôm tiếp xúc với nước vật liệu bằng nhôm không phản ứng với nước.
d. Tác dụng với axit


HC1, H2SO4 (lỗng): Nhơm khử H+ thành H2.

2A1  6H   2A13  3H 2



Nhôm khử N+5 trong HNO3 ở dung dịch loãng hoặc đặc, nóng và S+6 trong H2SO4 ở dung

dịch đặc, nóng xuống số oxi hóa thấp hơn:
Ví dụ: Al  6HNO3  3H2O  3NO2  A1(NO3 )3

2A16H2SO4  A12 (SO4 )3 6H2O  3SO2


Nhôm không tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc, nguội. Những axit này đã oxi hóa bề mặt

kim loại tạo thành một màng oxit có tính trơ, làm cho nhôm thụ động. Nhôm thụ động sẽ không
tác dụng với các dung dịch HC1, H2SO4 loãng.
e. Tác dụng với dung dịch kiềm
Nhơm bị hịa tan trong dung dịch kiềm như NaOH, Ca(OH)2,... Hiện tượng này được giải
thích như sau:
- Trước hết, màng bảo vệ là A12O3 bị phá hủy trong dung dịch kiềm:
A12 O3  2NaOH  2NaAlO 2  H 2O 1

- Tiếp đến, kim loại nhôm khử H2O:
2Al  6H 2O  2A1 OH 3  3H 2

2

- Màng A1(OH)3 bị phá hủy trong dung dịch bazơ:
A1 OH 3  NaOH  NaA1O 2  2H 2 O  3 

- Các phản ứng (2) và (3) xảy ra luân phiên nhau cho đến khi nhôm bị hịa tan hết.
Có thể viết gọn thành:

2Al  2NaOH  2H2O  2NaAlO2  3H2
4. Ứng dụng
Tính theo cả số lượng lẫn giá trị, việc sử dụng nhôm vượt tất cả các kim loại khác, trừ sắt, và
nó đóng vai trị quan trọng trong nền kinh tế thế giới. Nhơm nguyên chất có sức chịu kéo thấp,
nhưng tạo ra các hợp kim với nhiều nguyên tố như đồng, kẽm, magiê, mangan và silic. Khi được
gia công cơ-nhiệt, các hợp kim nhơm này có các thuộc tính cơ học tăng lên đáng kể.


Các hợp kim nhôm tạo thành một thành phần quan trọng trong các máy bay và tên lửa do

tỷ lệ sức bền cao trên cùng khối lượng.


Khi nhôm được bay hơi trong chân khơng, nó tạo ra lớp bao phủ phản xạ cả ánh sáng và bức xạ

nhiệt. Các lớp bao phủ này tạo thành một lớp mỏng của ơxít nhơm bảo vệ, nó khơng bị hư
hỏng như các lớp bạc bao phủ vẫn hay bị. Trên thực tế, gần như toàn bộ các loại gương hiện đại
Trang 17


được sản xuất sử dụng lớp phản xạ bằng nhôm trên mặt sau của thủy tinh. Các gương của kính

thiên văn cũng được phủ một lớp mỏng nhôm, nhưng là ở mặt trước để tránh các phản xạ bên
trong mặc dù điều này làm cho bề mặt nhạy cảm hơn với các tổn thương.


Hợp kim nhôm, nhẹ và bền, được dùng để chế tạo các chi tiết của phương tiện vận tải (ô

tô, máy bay, xe tải, toa xe tàu hỏa, tàu biển, v.v.)


Đóng gói (can, giấy gói, v.v)



Xử lý nước



Các hàng tiêu dùng có độ bền cao (trang thiết bị, đồ nấu bếp, v.v)



Các đường dây tải điện (mặc dù độ dẫn điện của nó chỉ bằng 60% của đồng, nó nhẹ hơn nếu

tính theo khối lượng và rẻ tiền hơn.


Nhôm siêu tinh khiết (SPA) chứa 99,980% - 99,999% nhôm được sử dụng trong công

nghiệp điện tử và sản xuất đĩa CD.


Nhôm dạng bột thông thường được sử dụng để tạo màu bạc trong sơn. Các bơng nhơm có thể

cho thêm vào trong sơn lót, chủ yếu là trong xử lý gỗ - khi khô đi, các bông nhôm sẽ tạo ra
một lớp kháng nước rất tốt.


Phần lớn các bộ tản nhiệt cho CPU của các máy tính hiện đại được sản xuất từ nhơm vì

nó dễ dàng trong sản xuất và độ dẫn nhiệt cao.


Sự oxi hóa nhơm tỏa ra nhiều nhiệt, nó sử dụng để làm nguyên liệu rắn cho tên lửa, nhiệt

nhôm và các thành phần của pháo hoa.


Phản ứng nhiệt nhôm dùng để điều chế các kim loại có nhiệt độ nóng chảy cao (như crôm

Cr Vonfarm W...)
5. Trạng thái tự nhiên và sản xuất


Trạng thái tự nhiên

- Trong tự nhiên nhôm chiếm khoảng 5,5% tổng số nguyên tử trong quả đất.
- Phần lớn tập trung vào các alumosilicat.
- Hai khoáng vật quan trọng đối với công nghiệp của nhôm là boxit (Al2O3.xH2O) và
criolit (Na3[AlF6]).


Sản xuất: Gồm 3 giai đoạn:

Giai đoạn 1: làm sạch quặng boxit lẫn Fe2O3.SiO2
- Cho quặng vào dung dịch NaOH dư, SiO2 và Al2O3 tan ra, lọc bỏ Fe2O3

SiO 2  2NaOH  Na 2SiO3  H 2O
A12 O3  2NaOH  2NaAlO2  H 2 O

- Sục CO2 vào dung dịch sẽ thu được kết tủa Al(OH)3

NaAlO2  CO2  2H2O  Al(OH)3  NaHCO3
- Lọc kết tủa đem đun nung thu được oxit:
Trang 18


t
2Al(OH)3 
 A12 O3  3H 2O
0

Giai đoạn 2: Chuẩn bị chất điện ly nóng chảy: criolit 3NaF.AlF3 nhằm:
- Giảm nhiệt độ nóng chảy của A12 O3 (20500 C  9000 C) . Tiết kiệm năng lượng.
- Hỗn hợp chất lỏng dẫn điện tốt hơn.
- Criolít nhẹ, nổi lên ngăn cản nhơm nóng chảy sinh ra tác dụng với khơng khí.
Giai đoạn 3: Điện phân nóng chảyAl2O3.
criolit.đpnc
A12 O3 
 4Al  3O2

Sản phẩm thu được khá tinh khiết và có hàm lượng vào khoảng 99,4 - 99,8%. Điện phân lần
hai có thể đến hàm lượng 99,9998%.
II. NHƠM OXIT Al2O3
1. Tính chất vật lí
- A12O3 là chất rắn màu trắng, chịu nhiệt rất tốt, rất cứng, không tan trong nước.
- Trong tự nhiên tồn tại ở cả dạng ngậm nước như A12O3.2H2O và dạng khan như emeri,
corinđon có độ cứng cao (thích hợp để sử dụng như là vật liệu mài mòn và như là thành phần
của các thiết bị cắt).
- Dạng thù hình nguyên chất là những tinh thể trong suốt, không lẫn màu của các loại đá quý:
màu đỏ ngọc rubi (tạp chất Cr2+), màu xanh ngọc saphia (tạp chất Fe3+ và Ti4+).
- Ơxít nhơm là một chất cách nhiệt và cách điện tốt.
2. Tính chất hóa học
- Ion Al3+ có điện tích lớn (3+) và bán kính nhỏ (0,048nm), bằng 1/2 bán kính ion Na+ nên lực
hút giữa ion Al3+ và ion O2 rất mạnh, tạo ra liên kết rất bền vững. Vì thế A12O3 có nhiệt độ nóng
chảy rất cao  20500 C  và rất khó bị khử thành kim loại Al.
- A12O3 không tác dụng với H2, CO ở bất kì nhiệt độ nào. Ở nhiệt độ trên 20000 C A12O3 tác dụng
với C nhưng không cho Al mà thu được A14C3.
 2000 C
A12 O3  9C 
 Al4C3  6CO
0

- A12O3 là oxit lưỡng tính

A12 O3  6HC1  2A1C13  3H 2 O
A12 O3  2NaOH  2NaA1O 2  H 2 O

3. Ứng dụng
- Phần chủ yếu nhôm oxit được dùng để điều chế nhôm.
- Một lượng nhỏ để điểu chế đá quý nhân tạo bằng cách nấu chảy A12O3 với một lượng nhỏ oxít

của kim loại tạo màu ở trong ngọn lửa hiđro - oxi hoặc hồ quang rồi cho kết tinh thành những
tinh thể lớn. Những đá quý này trong suốt, lấp lánh và có màu rất đẹp được dùng làm trang sức.
- Tinh thể A12O3 rất cứng khó bị ăn mòn cơ học nên dùng để chế tạo các chi tiết như chân kim
Trang 19


đồng hồ, dùng làm vật liệu mài. Ngoài ra, do tính chịu nhiệt cao A12O3 cịn được dùng làm: chén
nung, ống nung và lớp lót trong các lị điện.
- Tinh thể A12O3 còn được dùng để chế tạo thiết bị phát tia laze,...do chúng có khả năng hấp
thụ và phát xạ năng lượng một cách đồng nhất.
- Trong y học, nhơm oxit tinh khiết cịn được dùng làm xi măng trám rang.
4. Điều chế
Trong công nghiệp, A12O3 điều chế bằng cách nung Al(OH)3 ở nhiệt độ cao 1200 14000 C.

2Al(OH)3  A12 O3  3H2O
III. NHƠM HIĐROXIT Al(OH)3
1. Tính chất
- Là hợp chất màu trắng, kết tủa keo, không tan trong nước, không bền nhiệt.
- Dễ bị nhiệt phân thành nhơm oxit.

2Al(OH)3  A12 O3  3H2O
- Al(OH)3 CĨ tính lưỡng tính
Al(OH)3  3HC1  A1C13  3H 2 O
Al(OH)3  NaOH  NaAlO 2  2H 2 O

2. Điều chế
- Muối nhôm tác dụng với dung dịch kiềm (vừa đủ)
A1C13  NaOH  Al(OH)3   NaCl

Nếu dư: Al(OH)3  NaOH  NaA1O2  2H2O

- Dùng các muối thủy phân hoặc kiềm yếu
2AlCl3  3Na 2CO3  3H 2 O  2Al(OH)3  6NaCl  3CO 2 
A1C13  3NH3  3H 2O  2Al(OH)3  3NH 4C1

- Từ muối NaAlO2 và axit
2NaAlO 2  CO 2  3H 2 O  2Al  OH 3   Na 2CO3

NaA1O2  HC1 vừa đủ  H 2 O  Al  OH 3   NaCl
IV. NHÔM SUNFAT VÀ PHÈN CHUA
- Nhôm sunfat A12SO4 là chất bột màu trắng, bị nhiệt phân trên 7700 C.
- K2SO4.A12(SO4)3.24H2O: phèn nhôm (phèn chua, thủy phân trong nước tạo môi trường
axit).
- Phèn chua có dạng tinh thể, khơng màu, có vị hơi chua và chát, được dùng nhiều trong công
nghiệp giấy, nhuộm, thuộc da và làm sạch các kết tủa có trong nước. Những công dụng này đều
xuất phát từ sự thủy phân khá mạnh trong nước của muối nhôm tạo thành nhôm hiđroxit
Trang 20


KA1(SO4 )2 .12H 2O  K   Al3  2SO42  12H 2O
Al3  3H 2O  Al  OH 3  3H 
- Khi nhuộm vải, hiđroxit Al  OH 3  được sợi vải hấp phụ và giữ chặt trên sợi sẽ kết hợp với
phẩm nhuộm tạo thành màu bền, nên nó được gọi là chất giữ màu.
- Tác dụng làm sạch nước cũng là do hiđroxit Al  OH 3  gây ra, nó kéo các chất bay lơ lửng
trong nước cùng lắng xuống.
- Trong công nghiệp giấy, nhôm sunfat và phèn nhôm được cho vào bột giấy cùng với muối
ăn. Nhôm clorua được tạo nên do phản ứng trao đổi và bị thủy phân cho ra hiđroxit Al  OH 3  .
Hiđroxit này sẽ kết dính các phân tử xenlulozơ với nhau làm giấy khơng bị nhịe mực khi viết.

Trang 21