Kiến Thức Cơ Ban hóa Vô cơ ( Ôn Thi TN )

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Bài 17 : VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
VÀ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI
I. Vị trí của các nguyên tố kim loại trong bảng tuần hoàn
- Kim loại chiếm khoản 90 nguyên tố trong bảng tuần hoàn
- Gồm nhóm IA  IIIA (trừ H, B), một phần của nhóm IVA  VIA, nhóm IB  VIIIB,họ lan
tan và actini
II. Cấu tạo của nguyên tử kim loại:
1.Cấu tạo nguyên tử
-Các nguyên tử kim loại có 1,2,3e ngoài cùng Ví dụ: Na:[Ne]3s
1
. Mg[Ne]3s
2
. Al[Ne]3s
2
3p
1

- Năng lượng ion hoá tương đối nhỏ
⇒
Kim loại dễ nhường electron
⇒
Tính chất chung của kim loại là tính KHỬ
2. Câu tạo mạng tinh thể
Ở nhiệt độ thường trừ Hg ở trạng thái lỏng
-Các kim loại khác ở trạng thái rắn và có cấu tạo tinh thể.
-Tinh thể kim loại gồm có 3 phần: nguyên tử, ion dương nằm ở nút mạng và các electron chuyển
động tự do trong mạng tinh thể
-Có 3 kiểu mang tinh thể phổ biến:lục,lập phương tâm diên, lập phương tâm khối. (xem các kiểu
mạng tinh thể sgk)
3. Liên kết kim loại

Liên kết kim loại là liên kết được hình thành do lực hút giữa các electron chuyển động tự do với
các ion dương trong mạng tinh thể
CÂU HỎI:
1/ Tính chất chung của Kim Loại là gì? Nêu nguyên nhân
2/ Trong tinh thể kim loại tồn tại những thành phần nào?
3/ Thế nào là liên kết kim loại ?
Bài 18 : TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI VÀ DÃY ĐIỆN HÓA
I .Tính chất vật lí :
Kim loại có tính dẻo , tính dẫn nhiệt, tính dẫn điện, tính ánh kim tất cả các tính chất này do sự có
mặt của electron tự do
II. Tính chất hoá học :
- Do đặc điểm cấu tạo ít electron lớp ngoài cùng ( 1,2,3e),
- Năng lượng ion hoá tương đối nhỏ
- Bán kính nguyên tử lớn
⇒
Các nguyên tử kim loại dễ dàng nhường các e hoá trị hoá trị này
⇒
thể hiện tính khử:
Phương trình tổng quát: M – ne -> M
n+
Đi từ đầu đến cuối "dãy điện hóa" của kim loại thì tính khử của kim loại giảm dần, còn tính
oxi hoá của ion kim loại tăng dần
Tính Oxi hoá: K
+
Na
+
Mg
2+
Al
3+

Zn
2+
Cr
2+
Fe
2+
Ni
2+
Sn
2+
Pb
2+
H
+
Cu
2+
Hg
2
2+
Fe
3+
Ag
+
Pt
2+
Au
3+
Tính Khử K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe
2+
Ag Pt Au

1/ Tác dụng với phi kim:
a/ Phản ứng với oxi: Đa số các kim loại đều bị oxi hóa bởi O
2
(đặc biệt ở nhiệt độ cao). Khả
năng phản ứng tuỳ thuộc vào điều kiện và tính khử mạnh hay yếu của kim loại
Ví dụ:
4Na + O
2
2Na
2
O
3Fe + 2O
2

→
0
t
Fe
3
O
4
b/ Phản ứng với halogen và các phi kim khác
− Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở t
o
thường. Các kim loại khác
phải đun nóng.
+ Với phi kim mạnh thì kim loại có hoá trị cao:
Trang 1
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
2Fe + 3Cl

2
→
0
t
2FeCl
3
+ Với phi kim yếu phải đun nóng và kim loại có hoá trị thấp :
Fe + S
→
0
t
FeS
Zn + S
→
0
t
ZnS
c/ Tác dụng với axit
* Với axit HCl, H
2
SO
4
loãng (tính oxi hóa thể hiện ở ion H
+
)
- Kim loại sẽ khử ion H
+
trong dd HCl và H
2
SO

4
loãng thành H
2
-Lưu ý: Kim loại đứng trước H
2
.
Ví dụ:
Mg + 2HCl > MgCl
2
+ H
2
↑
2Al + 3H
2
SO
4
loãng > Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
* Với axit HNO
3
, H
2
SO
4

đặc, đun nóng
Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO
3
(đặc hoặc loãng), H
2
SO
4
(đặc,
nóng),
Pt tổng quát: Kim loại + HNO
3
> muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử + H
2
O
− Với HNO
3
đặc nóng : thường giải phóng khí NO
2
( màu nâu đỏ )
Mg + 4HNO
3 đ, n

→
0
t
Mg(NO
3
)
2
+ 2NO

2
+ 2H
2
O
Cu + 4HNO
3 đ, n

→
0
t
Cu(NO
3
)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O
− Với HNO
3
loãng: thường sinh ra khí NO ( không màu hoá nâu trong không khí )
Tuy nhiện tuỳ theo điều kiện đề bài có thể là: N
2,
N
2
O, NO, NH
4
NO
3

.
Ví dụ:
8Na + 10HNO
3 đ, n

→
0
t
8NaNO
3
+ NH
4
NO
3
+ 3H
2
O
4Mg + 10HNO
3 đ, n

→
0
t
4Mg(NO
3
)
2
+ N
2
O + 5H

2
O
3Cu + 8HNO
3 đ, n

→
0
t
3Cu(NO
3
)
2
+ NO + 4H
2
O
☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với HNO
3
không sinh khí H
2
− Với axit H
2
SO
4
đặc nóng.
Pt tổng quát: Kim loại + H
2
SO
4
đ.n → muối ( hoá trị cao ) + (H
2

S, S, SO
2
) + H
2
O.
Thường thì tạo SO
2
tuy nhiên một số trường hợp tạo H
2
S haợc S
Ví dụ:
8Na + 5H
2
SO
4 đ, n

→
0
t
4Na
2
SO
4
+ H
2
S + 5H
2
O
2Mg + 3H
2

SO
4 đ, n

→
0
t
2MgSO
4
+ S+ 3H
2
O
Cu + 2H
2
SO
4 đ, n

→
0
t
CuSO
4
+ SO
2
+ 2H
2
O
☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với H
2
SO
4

đặc, nóng không sinh khí H
2
Chú ý : Al , Fe và Cr bị thụ động hoá trong H
2
SO
4
đặc, nguội và HNO
3
đặc, nguội
d/ Phản ứng với nước:
− Ở t
o
thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng được với nước tạo thành dung dịch
kiềm và giải phóng H
2
. Một số kim loại yếu hơn phản ứng chậm hoạc không phản ứng
Ví dụ:
Na + H
2
O > NaOH + 1/2H
2
Be + H
2
O >
− Ở nhiệt độ cao, một số kim loại phản ứng với hơi nước
Fe + H
2
O
 →
> C

0
570
FeO + H
2
↑
Fe + H
2
O
 →
< C
0
570
Fe
3
O
4
+ H
2
↑
e/ Phản ứng với dd muối:
Điều kiện: Kim loại đứng trước sẽ phản ứng với kim loại đứng sau trong dãy điện hoá ( trừ
kim loại tan trong nước : KL kiềm, Ca )
Ví dụ:
Trang 2
α
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Fe + CuSO
4
-> FeSO
4

+ Cu
↓
− Ngoài ra kim loại mạnh ( Al) còn đẩy được kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại).
Xảy ra ở t
o
cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại:
Al + Fe
2
O
3
→
0
t

Al
2
O
3
+ Fe
2Al + 3NiO
→
0
t
Al
2
O
3
+ 3Ni
III. Dãy điện hoá của kim loại
1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại

- Kim loại dễ nhường electron thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại có thể nhận electron
để trở thành kim loại. Do đó giữa kim loại M và ion kim loại M
n+
tồn tại một cân bằng:
M
+n
+ ne M
0
- Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oh/kh) của
nguyên tố đó.
Ví dụ:Các cặp oxi hoá - khử : Fe
2+
/Fe, Cu
2+
/Cu, Al
3+
/Al.
2. Dãy điện hóa của kim loại:
Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần
Dạng oh: K
+
Na
+
Mg
2+
Al
3+
Zn
2+
Cr

2+
Fe
2+
Ni
2+
Sn
2+
Pb
2+
H
+
Cu
2+
Hg
2
2+
Fe
3+
Ag
+
Pt
2+
Au
3+
Dạng khử: K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe
2+
Ag Pt Au
Tính khử của kim loại giảm dần
3. Ý nghĩa của dãy thế điện hoá của kim loại
- Dự đoán chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh:

Khi cho 2 cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxi hóa mạnh hơn sẽ tác dụng với dạng khử mạnh hơn
tạo thành dạng oxi hóa yếu hơn và dạng khử yếu hơn: Hay là quy tắc anpha
Ví dụ: Có 2 cặp oxh - kh : Zn
2+
/Zn và Fe
2+
/Fe phản ứng:
Zn + Fe
2+
> Zn
2+
+ Fe
0
Có 2 cặp oxh - kh: Zn
2+
/Zn và Cu
2+
/Cu phản ứng:
Zn + Cu
2+
> Zn
2+
+ Cu
0
- Những kim loại đứng trước H đẩy được hiđro ra khỏi dung dịch axit.
Ví dụ: Fe + H
2
SO
4
> FeSO

4
+ H
2
↑
CÂU HỎI
1/ Tính chất vật lí chung của kim loại là gì? Do yếu tố nào quyết định ?
2/ Kim loại có tính chất hoá học đặc trưng là gì? Nguyên nhân tạo nên tính chất này?
3/ Kim loại có thể phản ứng được với những chất nào? Mỗi chất viết pthh minh hoạ tính khử
của kim loại
4/ Khi kim loại phản ứng với HCl , H
2
SO
4
loãng có gì khác so với khi phản ứng với HNO
3
,
H
2
SO
4
đặc, đun nóng ?
5/ Nêu điều kiện để phản ứng của kim loại với dd muối xảy ra? Viết pthh minh hoạ ?
6/ Học thuộc thứ tự của các nguyên tử / ion kim loại trong dãy điện hoá
7/ Dãy điện hoá cho ta biết điều gì? Lưu ý những bài tập dự đoán khả năng xảy ra phản ứng của
kim loịa với dd muối
Bài 19 : HỢP KIM
I. Khái niệm: Hợp kim là vật liệu kim loại chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc
phi kim khác.
VD: Thép là hợp kim của Fe và C
Hợp kim Đuyra là hợp kim của Al với Cu, Mn, Si

II. Tính chất: Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của các chất tạo thành
hợp kim, nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều.
VD: Hợp kim Đuyra Al-Cu-Mn-Si-Mg cứng nhẹ và bền
Hợp kim không rỉ: Fe-Cr-Mn
Trang 3
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-W-Cr-Fe
Bài 20 : SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
I.:Khái niệm:
Sự ăn mòn kim loại là Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi
trường xung quanh. Sự ăn mòn có thể là quá trình hoá học hoặc quá trình điện hoá. Trong đó kim
loại bị oxi hoá thành ion dương
M > M
n+
+ n.e
II. Các dạng ăn mòn:
1. Ăn mòn hoá học:
Ăn mòn hoá học là quá trình oxi hóa- khử, trong đó các electron của Kim Loại chuyển trực
tiếp đến các chất trong môi trường.
Ví dụ:
3Fe + 4H
2
O
→
0
t
Fe
3
O
4

+ 4H
2
↑
Cu + Cl
2

→
0
t
CuCl
2
- Điều kiện ăn mòn hóa học:Kim loại phải tiếp xúc trực tiếp với các chất của môi trường
2. Ăn mòn điện hoá:
Ăn mòn điện hoá học là quá trình oxi hóa- khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của
dung dịch chất điện li và tạo nên dòng điện chuyển dời từ cực âm đến cực dương
Cơ chế ăn mòn điện hoá:
Những kim loại dùng trong đời sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác
hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường điện li (như hơi nước có hoà lẫn các khí CO
2
, NO
2
,
SO
2
,…hoặc nước biển, …) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hoá.
Xét cơ chế ăn mòn của gang để ngoài không khí ẩm. Gang là Fe có lẫn C, trong không khí
ẩm có hoà tan H
+
, O
2

, CO
2
, NO
2
,…tạo thành môi trường điện li.
Fe có lẫn C tiếp xúc với môi trường điện li tạo thành vô số pin điện hóa, trong đó Fe là kim
loại hoạt động hơn là cực âm, C là cực dương.
− Ở cực âm (Fe): Fe bị oxi hoá và bị ăn mòn.
Fe – 2e -> Fe
2+
Ion Fe
2+
tan vào môi trường điện li, trên sắt dư e. Các e
dư này chạy sang Cu (để giảm bớt sự chênh lệch điện
tích âm giữa thanh sắt và đồng).
− Ở cực dương(C): Xảy ra quá trình khử ion H
+
và O
2

2H
+
+ 2e -> H
2
O
2
+ H
2
O + 4e -> 4OH
-

Sau đó xảy ra quá trình tạo thành gỉ sắt:
Fe
2+
+ 2OH
-
-> Fe(OH)
2
4Fe(OH)
2

+O
2
+ 2H
2
O

->
4Fe(OH)
3
2
H O−
→
xFeO.
yFe
2
O
3
. mH
2
O

Bản chất của sự ăn mòn điện hóa:
- Bản chất của ăn mòn điện hoá là một quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt các điện
cực. Ở cực âm xảy ra quá trình oxi hóa kim loại
- Kim loại hoạt động mạnh đóng vai trò cực dương xảy ra quá trình oxi hóa ( nhường e để
trở thành ion dương)
- Kim loại kém hoạt động hơn ( hoặc phi kim) đóng vai trò cực âm. Xảy ra quá trình oxi
hóa ( quá trình nhận e )
Các điều kiện cần và đủ để xảy ra hiện tượng ăn mòn điện hóa:
- Các điện cực phải khác chất nhau : có thể là cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi
kim .Trong đó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm.
⇒
kim loại nguyên chất khó bị ăn mòn.
- Các điện cực phải tiếp xúc với nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn).
Trang 4
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
- Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch điện li.
Lưu ý: Quá trình ăn mòn điện hoá học thường kèm theo quá trình ăn mòn hoá học
III. Chống ăn mòn kim loại:
1. Phương pháp bảo vệ bề mặt:
+ Cách li kim loại với môi trường: Dùng những chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim
loại:
− Các loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime.
− Mạ một số kim loại bền như crom, niken, đồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần bảo
vệ.
+ Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox): Chế tạo những hợp kim không gỉ trong môi trường
không khí, môi trường hoá chất.
+ Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm): Chất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên
thụ động (trơ) đối với môi trường ăn mòn.
2.Phương pháp điện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với 1 tấm kim loại khác có tính khử mạnh
hơn.

Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1
tấm kẽm. Khi tàu hoạt động, tấm kẽm bị ăn mòn dần, vỏ tàu được bảo vệ. Sau một thời gian người
ta thay tấm kẽm khác.
CÂU HỎI:
1/ Thế nào là ăn mòn kim loại? Kết quả của quá trình ăn mòn kim loại ?
2/ Có mấy kiểu ăn mòn kim loại? Nêu điểm giống và khác nhau của các loại ăn mòn này?
3/ Nêu điều kiện của ăn mòn điện hoá và ăn mòn hoá học
4/ Giải thích cơ chế bảo vệ kim loại bằng phương pháp điện hoá
Bài 21: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
I. Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại.
M
n+
+ ne -> M
II. Các phương pháp điều chế
Tuỳ thuộc vào tính khử của kim loại mà ta có những phương pháp sau:
1. Phương pháp nhiệt luyện (Dùng điều chế kim loại trung bình, yếu sau Al): Dùng các chất
khử như CO, H
2
, C hoặc kim loại để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Phương pháp này
được sử dụng để sản xuất kim loại trong công nghiệp:
CuO + H
2

→
0
t
Cu + H
2
O
Fe

2
O
3
+ 3CO
→
0
t
2Fe + 3CO
2
2 Phương pháp thủy luyện (điều chế kim loại yếu sau H): Dùng kim loại tự do có tính khử
mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối.
Ví dụ: − Điều chế đồng kim loại:
Zn + Cu
2+
-> Zn
2+
+ Cu
− Điều chế bạc kim loại:
Fe + Ag
+
-> Fe
2+
+ Ag
3. Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện để khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại
a. Điện phân nóng chảy (điều chế kim loại mạnh từ Na đến Al): Điện phân hợp chất
nóng chảy (muối, kiềm, oxit).
VD: Điện phân nóng chảy Al
2
O
3

Cực ( -) catot: Al
3+
+ 3e - Al
Cực (+) anot : 2O
2-
 O
2
+ 4e
Pt: 2Al
2
O
3
→ 4Al + 3O
2
b. Điện phân dung dịch (điều chế kim loại trung bình, yếu): Điện phân dung dịch muối
của chúng ( có H
2
O )
Trang 5
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Lưu ý: Thứ tự điện phân
Cực ( + ) SO
4
2-
,NO
3
-
< H
2
O < Cl

-

Nếu H
2
O bị điện phân: 2H
2
O > 4 H
+
+ O
2
+ 4e
Cực ( - ) Na< Al
3+
< H
2
O < Zn
2+
, Fe
2+
…<… < Au
3+
Nếu H
2
O bị điện phân: 2H
2
O + 2 e > 2OH
-
+ H
2
VD: Điện phân dd CuSO

4
Ở anot ( - ) : Cu
2+
, H
2
O Cu
2+
+ 2e > Cu
Ở catot ( +): SO
4
2-
, H
2
O 2H
2
O > 4H
+
+ O
2
+ 4e

Pt: CuSO
4
+ H
2
O > Cu + O
2
+ H
2
SO

4
Bằng phương pháp điện phân có thể điều chế được kim loại có độ tinh khiết cao.
CÂU HỎI:
1/ Nguyên tắc chung để điều chế kim loại là gì?
2/ Kim loại mạnh được điều chế bằng phương pháp nào? Xét cơ chế điện phân nóng chảy CaCl
2
3/ Nêu khái niệm của các phương pháp điều chế kim loại
4/ Cho biết thứ tự xảy ra quá trình oxi hoá cực (+) và quá trình khử ở cực (- ) khi điện phân dd
5/ Viết cơ chế và pt điện phân dd AgNO
3
Bài 25 : KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT QUAN TRONG CỦA
KIM LOẠI KIỀM
A. KIM LOẠI KIỀM
I. Vị trí trong bảng TH và cấu hình electron:
- Kim loại kiềm thuộc nhóm IA của bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố: Liti (Li), Natri (Na), Kali
(K), Rubiđi (Rb), Xesi (Cs) và Franxi (Fr)
- Cấu hình electron nguyên tử: ns
1

( n là số thứ tự của lớp).
II. Tính chất vật lí:
-Các kim loại kiềm có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện dẫn nhiệt tốt, nhiệt độ nóng chảy và
nhiệt độ sôi thấp, khối lượng phân tử nhỏ, độ cứng thấp. KL Kiềm có t
s
, t
nc
thấp, khối lượng riêng
nhỏ độ cứng nhỏ .Nguyên nhân: cấu trúc mạng tinh thể lập phương tâm khối
III. Tính chất hóa học:
Các nguyên tử KLK có năng lượng ion hóa nhỏ, itư electron lớp ngoài cúng ( 1e) vì vậy kim loại

kiềm có tính khử rất mạnh. Tính khử tăng từ Li  Cs
M  M
n+
+ ne
Trong hợp chất các kim loại kiềm có số oxi hóa +1 ( trừ hợp chất hiđrua )
1/ Phản ứng với phi kim:
Kim loại kiềm có tính khử mạnh nên khử dễ dành các phi kim thành ion âm
a/ Phản ứng với oxi: tạo oxit hoặc peoxit
Natri cháy trong khí oxi tạo ra oxit hoặc peoxit
Na + O
2

nhiệt độ thường
Na
2
O ( Natri oxit )
Na + O
2

nhiệt độ cao
Na
2
O
2
( Natri peoxit )
b/ Tác dụng với khí Clo: tạo muối clorua
2K + Cl
2
2KCl
2/ Tác dụng với axit:

KL Kiềm khử mạnh H
+
của axit HCl và H
2
SO
4
loãng thành khí H
2

VD: Na + HCl  NaCl + H
2
Phản ứng rất mãnh liệt. Tất cả KLK đều gây nổ
3/ Tác dụng với nước: tạo dd bazo và giải phóng H
2
KLK tác dụng dễ dàng với nước tạo bazo và giả phóng khí H
2
ở nhiệt độ thường. Mức độ mãnh
liệt của phản ứng tăng từ Li đến Cs
K + H
2
O > KOH + ½ H
2
=> Do KLK rất dễ phản ứng với O
2
và H
2
O nên để bảo quản KLK người ta ngâm vào dầu hỏa
Trang 6
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
IV: Ứng dụng-trạng thái tự nhiên và điều chế:

1/ Ứng dụng:
-KLK có nhiều ứng dụng trong đời sống và kĩ thuất
+ Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. VD hợp kim K-Na có t
nc
70
o
C dùng làm chất
trao đổi nhiệt trong lò hạt nhân
+ Hợp kim Li-Al là họp kim siêu nhẹ dùng sx thiết bị hàng không
+Xesi dùng làm tế bào quang điện
2/ Trạng thái TN:
Do có tính khử mạnh nên KLK tồn tại trong TN dưới dạng hợp chất
3/ Điều chế:
KL kiềm được điều chế bằng pp điện phân nóng chảy: M  M
n+
+ ne
B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KLK:
I. NATRI HIĐROXIT: NaOH
1. Tính chất:
a/ Tính chất vật lí:
Natri hiđroxit (NaOH) hay xút ăn da là chất rắn, không màu, dễ nóng chảy ( t
nc
= 322
o
C ), hút ẩm
mạnh ( dễ chảy rữa), tan nhiều trong nước và tỏa nhiệt mạnh
b/ Tính chất hoá học:
- Tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion:
NaOH > Na
+

+ OH
—
- Natri hiđroxit là bazo mạnh tác dụng với oxit axit, axit và muối:
*Pt phân tử : NaOH + CO
2
 Na
2
CO
3
+ H
2
O
Pt ion thu gọn OH
-
+ CO
2
 CO
3
2-
+ H
2
O
*Pt phân tử HCl + NaOH  NaCl + H
2
O
Pt ion thu gọn H
+
+ OH
-
 H

2
O
*Pt phân tử CuSO
4
+ 2NaOH  Cu(OH)
2
+ Na
2
SO
4
Pt ion thu gọnCu
2+
+ 2OH
-
 Cu(OH)
2
2.Ứng dụng:
NaOH là hóa chất quan trọng hang thứ hai trong các ngành CN. Dùng nấu xà phòng, chế phẩm
nhuộm, tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhôm, CN chế biến dầu mỏ
II. NATRI HIĐROCACBONAT: NaHCO
3
1. Tính chất:
- NaHCO
3
là chất bột màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân tạo ra Na
2
CO
3
và khí CO
2

2NaHCO
3
> Na
2
CO
3
+ CO
2
+ H
2
O
- NaHCO
3
là hợp chất lường tính
NaHCO
3
+ NaOH > Na
2
CO
3
+ H
2
O
NaHO
3
+ HCl > NaCl + CO
2
+ H
2
O

2.Ứng dụng:
Dùng trong CN dược phẩm và thực phẩm
III. NATRI CACBONAT: Na
2
CO
3
1.Tính chất:
- Na
2
CO
3
là chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước. ở nhiệt độ thường Na
2
CO
3
tồn tại dạng
muối ngậm nước Na
2
CO
3
.10H
2
O, nhiệt độ tăng lên mất dẫn nước thành muối kết tinh và nóng
chảy ở 850
o
C
- Na
2
CO
3

là muối của axit yếu có tính chất chung của muối. Tan trong nước cho môi trường kiềm
2. Ứng dụng: Na
2
Co
3
là chất quan trọng trong CN thủy tinh, phẩm nhuộm, giấy sợi
IV: KALI NITRAT: KNO
3
1.Tính chất:
KNO
3
là tinh thể không màu, bền trong kk, tan nhiều trong nước. Khi đun ở nhiệt độ cao thì bị
nhệt phân
KNO
3
> KNO
2
+ O
2
1. Ứng dụng:
Trang 7
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
KNO
3
dùng làm phân bón, và dùng chế tạo thuốc nổ
Phản ứng cháy của thuốc súng:
2KNO
3
+ 3C + S  N
2

+ 3CO
3
+ K
2
S
CÂU HỎI:
1/ Tại sao kim loại kiềm lại mềm và có t
nc
, t
s
thấp?
2/ Viết cấu hình tổng quát của kim loại kiềm. Dự đoán tính chất hoá học của KL kiềm
3/ Nguyên nhân tính khử mạnh của KL kiềm
4/ Với tính khử mạnh KL kiềm phản ứng được với những đơn chất và hợp chất nào ?
5/ Để điều chế kim loại Kiềm ta dùng phương pháp nào? Viết cơ chế và pt điều chế Na từ NaCl
6/ Nêu tính chất hoá học của NaOH, viết pt chứng minh
7/ Nêu tính chất hoá học cảu NaHCO
3
. Viết pt chứng minh tính lưỡng tính cảu NaHCO
3
8/ Viết pt nhiệt phân NaHCO
3
và KNO
3

Bài 26 : KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG
CỦA KI LOẠI KIỀM THỔ
A. KIM LOẠI KIỀM THỔ
I. Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử
- Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố beri (Be), magie

(Mg), canxi (Ca), stronti (Sr), bari (Ba) và rađi (Ra)
- Nguyên tử của các kim loại kiềm thổ đều có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns
2
(n là số thứ
tự của lớp).
Be : [He] 2s
2
;

Mg : [Ne] 3s
2
; Ca : [Ar] 4s
2
;

Sr : [Kr] 5s
2
; Ba : [Xe] 6s
2
II. Tính chất vật lí
- Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, có thể dát mỏng.
-

t
nc
, t
s
của kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối thấp.
- Khối lượng riêng tương đối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ bari).
- Độ cứng hơi cao hơn các kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối mềm

- Lưu ý : Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và khối lượng riêng của các kim loại kiềm thổ không
theo một quy luật nhất định như các kim loại kiềm. Đó là do các kim loại kiềm thổ có kiểu mạng
tinh thể không giống nhau.
III. Tính chất hoá học
- Các nguyên tử kim loại kiềm thổ có năng lượng ion hoá nhỏ, vì vậy kim loại kiềm thổ có tính
khử mạnh. Tính khử tăng dần từ beri đến bari
M→ M
2+
+ 2e.
- Trong hợp chất, các kim loại kiềm thổ có số oxi hoá +2.
1. Tác dụng với phi kim
Kim loại kiềm thổ khử các nguyên tử phi kim thành ion âm.

2
0
Mg
+
0
2
O
→ 2
+2 -2
Mg O
2. Tác dụng với dung dịch axit
a) Với dung dịch axit H
2
SO
4
loãng ,HCl
Kim loại kiềm thổ khử mạnh ion H

+
trong các dung dịch H
2
SO
4
loãng, HCl thành khí H
2
.
0
Mg
+ 2
+1
HCl
→
+2
2
MgCl
+
0
2
H
↑
b) Với dung dịch axit H
2
SO
4
đặc ,HNO
3

Kim loại kiềm thổ có thể khử

+
5
N
trong HNO
3
và
+6
S
trong H
2
SO
4
đặc xuống số oxi hoá thấp hơn
Ví dụ:
Trang 8
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
−
→
3
4
2 3 2
+ NH NO + 3H O
0 +5 +2
3 lo ng·
3
4 Mg + 10HNO 4 Mg(NO )
+6
0 +2 2
2 4 2 2
4 ®Æc

4 Mg + 5 H SO 4 Mg SO + H S + 4H O
−
→
3. Tác dụng với nước
Ở nhiệt độ thường, Be không khử được nước, Mg khử chậm. Các kim loại còn lại khử mạnh nước
giải phóng khí hiđro.
→ ↑
2 2 2
Ca + 2H O Ca(OH) + H
4. Điều chế: Dùng phương pháp điện phân nóng chảy muối Halogenua
MX
2
M + X
2
B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI
1. Canxi hiđroxit: Ca(OH)
2
- Canxi hiđroxit (Ca(OH)
2
) còn gọi là vôi tôi, là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước. Nước vôi
trong là dung dịch Ca(OH)
2
.
- Ca(OH)
2
hấp thụ dễ dàng khí CO
2
:
Ca(OH)
2

+ CO
2
→ CaCO
3
↓ + H
2
O
Phản ứng trên thường được dùng để nhận biết khí CO
2
.
- Ca(OH)
2
là một bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên được sử dụng rộng rãi trong nhiều ngành công nghiệp:
sản xuất xút NaOH, amoniac NH
3
, clorua vôi CaOCl
2
,
2. Canxi cacbonat : CaCO
3
• Canxi cacbonat (CaCO
3
) là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước, bị phân huỷ ở nhiệt độ
khoảng 1000
0
C.
CaCO
3
CaO + CO
2

Phản ứng trên xảy ra trong quá trình nung vôi.
• Trong tự nhiên, canxi cacbonat tồn tại ở dạng đá vôi, đá hoa, đá phấn và là thành phần chính của
vỏ và mai các loài sò, hến, mực,
• Ở nhiệt độ thường, CaCO
3
tan dần trong nước có hoà tan khí CO
2
tạo ra canxi hiđrocacbonat
(Ca(HCO
3
)
2
), chất này chỉ tồn tại trong dung dịch.
CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O → Ca(HCO
3
)
2
Khi đun nóng, Ca(HCO
3
)
2
bị phân huỷ tạo ra CaCO
3
kết tủa.

Ca(HCO
3
)
2

→
0
t
CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O
Các phản ứng trên giải thích sự tạo thành thạch nhũ (CaCO
3
) trong các hang đá vôi, cặn trong
ấm nước,
• Đá vôi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thuỷ tinh, Đá hoa dùng làm các
công trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ). Đá phấn dễ nghiền thành bột mịn làm phụ gia của
thuốc đánh răng,
3. Canxi sunfat: CaSO
4
• Trong tự nhiên, canxi sunfat (CaSO
4
) tồn tại dưới dạng muối ngậm nước CaSO
4
.2H
2

O gọi là
thạch cao sống.
• Khi đun nóng đến 160
0
C, thạch cao sống mất một phần nước biến thành thạch cao nung.
CaSO
4
.2H
2
O CaSO
4
.H
2
O CaSO
4
(thạch cao nung) (thạch cao sống) thạch cao khan
• + Một lượng lớn thạch cao được trộn vào clanhke khi nghiền để làm cho xi măng chậm đông cứng.
+ Thạch cao nung còn được dùng để nặn tượng, đúc khuôn và bó bột khi gãy xương.
Trang 9
đpnc
1000
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
C.NƯỚC CỨNG:
1 Khái niệm :
Nước chứa nhiều ion Ca
2+
hoặc Mg
2+
được gọi là nước cứng.
Nước chứa ít ion Ca

2+
và Mg
2+
được gọi là nước mềm.
Người ta phân biệt nước cứng có tính cứng tạm thời, vĩnh cửu và toàn phần.
a) Tính cứng tạm thời là tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO
3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
. Gọi là tính
cứng tạm thời vì chỉ cần đun sôi nước, các muối Ca(HCO
3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
bị phân huỷ tạo ra kết
tủa CaCO
3
và MgCO
3
nên sẽ làm mất tính cứng gây ra bởi các muối này.
o
t

3 2 3 2 2
Ca(HCO ) CaCO + CO + H O
→ ↓ ↑

o
t
3 2 3 2 2
Mg(HCO ) MgCO + CO + H O
→ ↓ ↑
b) Tính cứng vĩnh cửu là tính cứng gây nên bởi các muối CaSO
4
, MgSO
4
hoặc CaCl
2
,MgCl
2
. Khi
đun sôi, các muối này không bị phân huỷ nên không tạo kết tủa, do đó không làm mất tính cứng
này.
c) Tính cứng toàn phần gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
2. Tác hại :
3. Cách làm mềm nước cứng
Nguyên tắc làm mềm nước cứng là làm giảm nồng độ các ion Ca
2+
, Mg
2+
trong nước cứng.
a. Phương pháp kết tủa
- Đun sôi nước cứng tạm thời, xảy ra phản ứng phân huỷ Ca(HCO

3
)
2
và Mg(HCO
3
)
2
tạo ra muối
cacbonat không tan. Loại bỏ kếy tủa ta được nước mềm
- Dùng Ca(OH)
2
với một lượng vừa đủ để trung hoà muối Ca(HCO
3
)
2
hoặc Mg(HCO
3
)
2
, tạo ra
kết tủa làm mất tính cứng tạm thời.
Ca(HCO
3
)
2
+ Ca(OH)
2
→ 2CaCO
3
↓ + 2H

2
O
Ca(OH)
2
+ Mg(HCO
3
)
2
→

Mg(OH)
2
↓ + Ca(HCO
3
)
2
- Dùng Na
2
CO
3
(hoặc Na
3
PO
4
) để làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
Thí dụ:
Ca(HCO
3
)
2

+ Na
2
CO
3
→ CaCO
3
↓ + 2NaHCO
3
CaSO
4
+ Na
2
CO
3
→ CaCO
3
↓ + Na
2
SO
4
Trên thực tế, người ta dùng đồng thời một số hoá chất, thí dụ Ca(OH)
2
và Na
2
CO
3
.
b. Phương pháp trao đổi ion
- Phương pháp trao đổi ion dùng các chất hoặc polime có khả năng trao đổi các ion với môi
trường thông qua quá trình này có thể loại ion Ca

2+
,Mg
2+
4. Nhận biết ion Ca
2+
, Mg
2+
trong dung dịch
Bước 1: Dùng dd chứa ion CO
3
2-
, PO
4
3-
để tạo kết tủa với Ca
2+
hoặc Mg
2+
Bước 2: Dẫn khí CO
2
vào thì kết tủa tan

2+ 2-
3 3
Ca + CO CaCO ¯→ ↓

→
1 442 4 43
2+ -
3

3 2 2 3 2
Ca +2HCO
CaCO + CO + H O Ca(HCO )
(tan)

+ −
+ → ↓
2 2
3 3
Mg CO CaCO

+ −
+
+ + →
1 44 2 4 43
2
3
3 2 2 3 2
Mg 2HCO
MgCO CO H O Mg(HCO )
(tan)
CÂU HỎI:
1/ Tại sao KL kiềm thổ có nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy biên đổi không theo quy định?
2/ Viết cấu hình tổng quát của KL nhóm II A. Dựa vào cấu hình này cho biết tính chất hoá học
của KL kiềm thổ
Trang 10
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
3/ Kim loại kiềm thổ tác dụng được với những đơn chát và hợp chất nào ? Viết ptpư của Mg vơi
HCl, HNO
3

loãng, H
2
SO
4
đặc
4/ So sánh khả năng phản ứng với H
2
O của KL kiềm thổ với KL kiềm
5/ Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động của núi đá vôi
6/ Nước cứng là gì,? Nước cứng được chia làm mấy loại. Nêu đặc điểm của mỗi loại
7/ Nêu cách làm mềm nước cứng tạm thời, cứng vĩnh cữu và cứng taòn phần
Bài 27 : NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM
A. NHÔM
I/ Vị trí và cấu hình:
- Nhôm thuộc ô thứ 13, chu kì 3, nhóm IIIA
- Cấu hình: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1
. Nhôm dễ nhương 3e nên thường có số oxi hoá +3
II/ Tính chất vật lí:
- Nhôm là kim loại màu trắng bạc, mềm, dẻo, đẫn điện và đânx nhiệt tốt
- Nhôm rất bền trong không khí và nước do có lớp oxit Al
2

O
3
bảo vệ
III/ Tính chất hóa học:
Nhôm là kim loại có tính khử mạnh (chỉ sau KL kiềm và kiềm thổ). Nên dễ bị oxi hoá thành ion
dương
Al > Al
3+
+ 3e
1/ Phản ứng với phi kim:
Nhôm khử các nguyên tố phi kim thành ion âm
a. Tác dụng với Halogen: muối nhôm halogenua
2Al + 3Cl
2
> 2AlCl
3
b/ Tác dụng với oxi: > Oxit nhôm
4Al + 3O
2
> Al
2
O
3
Lưu ý: Ở điều kiện thường Nhôm bền với không khí do có lớp oxi bảo vệ
2/ Tác dụng với axit:
a/ Axit HCl và H
2
SO
4
loãng > H

2
Al khử dễ dàng ion H
+
trong dd HCl và H
2
SO
4
loãng thành H
2
- Al + HCl > AlCl
3
- 2Al + 3H
2
SO
4
loãng > Al
2
(SO
4
)
3
+ 3H
2
b/ Tác dụng với H
2
SO
4
đặc và HNO
3
:

Al khử
5+
N
và
6+
S
xuống số oxi hoá thấp hơn
- 8Al + 30HNO
3
> 8Al(NO
3
)
3
+ 3NH
4
NO
3
+ 9H
2
O
- 2Al + 6H
2
SO
4
đặc nóng > Al
2
(SO
4
)
3

+ 3SO
2
+ 6H
2
O
3/ Tác dụng với oxit kim loại ( phản ứng nhiệt nhôm)
Nhôm khử được các ion của kim loại yếu hơn trong oxit thành kim loại tự do ở nhiệt độ cao
Fe
2
O
3
+ 2Al > Al
2
O
3
+ 2Fe
4/ Tác dụng với H
2
O:
Nhôm chỉ phản ứng với nước khi lớp oxit Al
2
O
3
bị phá vỡ
Al +3H
2
O > Al(OH)
3
+ 3/2 H
2

(1)
5/ Dung dịch kiềm:
Lớp oxit Al
2
O
3
có tính lưỡng tính sẽ tác dụng với dd Kiềm, lớp oxit bảo về nhôm đã bị
phá vỡ. Nhôm phản ứng với nước theo pt (1). Sau đó Al(OH)
3
phản ứng với NaOH theo pt
Al(OH)
3
+ NaOH > NaAlO
2
+ 2H
2
O (2)
Kết luận: Nhôm không tác dụng trực tiếp với Kiềm mà tác dụng với H
2
O trước sau đó Al(OH)
3

mới tác dụng với Kiềm
⇒
Nhôm không có tính lưỡng tính
Al +NaOH + H
2
O > NaAlO
2
+ 3/2H

2
II/ Sản xuất:
1/ Nguyên tắc:
Trang 11
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
- Nhôm là kim loại mạnh nên sản xuất bằng phương pháp điện phân nóng chảy Al
2
O
3

- Khi điện phân người ta cho thêm Criolit ( 3NaF.AlF
3
hay Na
3
AlF
6
) vào nhàm mục đích:
o Hạ nhiệt độ nóng chảy của Al
2
O
3
( 2050 xuống 900)
o Tăng tính đẫn điện của dd điện phân
o Bảo vệ Nhôm sinh ra không bị oxi hóa
2/ Nguyên liệu: Quặng Boxit Al
2
O
3
. 2H
2

O
3/ Cơ chế điện phân:
Al
2
O
3
nóng chảy Al
2
O
3
> 2 Al
3+
+ 3 O
2-
Cực ( + ): 2O
2-

> O
2
+ 2.2e
Cực ( - ) : Al
3+
+ 3e > Al

Ptđp: 2Al
2
O
3
> 4Al + 3O
2

B. HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM:
I. Nhôm oxit: là chất lưỡng tính
1. Tác dụng với dd NaOH: Al
2
O
3
+ 2NaOH > 2NaAlO
2
+ H
2
O
pt ion: Al
2
O
3
+ 2OH
-
> 2AlO
2
-
+ H
2
O
2. Tác dụng với dd HCl: Al
2
O
3
+ 6HCl > 2AlCl
3
+ 3H

2
O
pt ion: Al
2
O
3
+ 6H
+
> 2Al
3+
+ 3H
2
O
II. Nhôm hiđroxit: là chất lượng tính
1. Tác dụng với dd NaOH: Al(OH)
3
+ NaOH > NaAlO
2
+ 2 H
2
O
pt ion: Al(OH)
3
+ OH
-
> AlO
2
-
+ 2H
2

O
2. Tác dụng với dd HCl: Al(OH)
3
+6HCl > AlCl
3
+ 3H
2
O
pt ion: Al(OH)
3
+ 3H
+
> Al
3+
+3H
2
O
Al(OH)
3
thể hiện tính BaZo trội hơn tính axit, khi ở dạng axit Al(OH)
3
yếu hơn cả
axit cacbonic
NaAlO
2
+ CO
2
+ 2H
2
O > NaHCO

3
+ Al(OH)
3
3. Điều chế Al(OH)
3
Al(OH)
3
là chất lượng tính nên dễ tan trong dd kiềm dư do đó muốn điều chế Al(OH)
3
cho
muối Al
3+
tác dụng với dd NH
3
AlCl
3
+ 3NH
3
+ 3H
2
O

> Al(OH)
3
+ 3NH
4
Cl
III. Nhôm sunfat:
- Muối nhôm sunfat có nhiều ứng dụng nhất là muối kép của Nhôm với Kali ngậm nước gọi là
phèn chua K

2
SO
4
.Al
2
(SO
4
)
3
.24H
2
O ( hay viết gọn KAl
2
(SO
3
)
2
.12H
2
O
- Nếu thay ion K
+
bằng các ion khác như Li
+
Na
+
hay NH
4
+
ta không gọi là phen chua mà gọi

chung là phèn nhôm
IV: Nhận biết ionAl
3+
:
Cho từ từ dung dịch NaOH dư vào dung dịch, nếu thấy có kết tủa keo xuất hiện rồi tan trong NaOH thì
chứng tỏ có ion Al
3+
.
Al
3+
+ 3OH
-

→
Al(OH)
3

Al(OH)
3
+ OH
-
(dư)
→
AlO
2
−
+ 2H
2
O
CÂU HỎI:

1/ Tính chất hoá học chung của Al là gì? Viét pt chứng minh tính chất này?
2/ Tại sao nhôm không tan trong nước.? Nếu ngâm nhôm trong dd kiềm thì nhôm tan? Giải thích
3/ Nhôm tác dụng được với axit à tan được trong dd kiềm, ta kết luận Nhôm có tính lưỡng tính
được không ?
4/ Viết cong thức của Criolit và cho biết vai trò của nó trong quá trình sản xuất nhôm
5/ nêu tính chất hoá học của Al
2
O
3
viết pt chứng minh
6/ Nêu tính chất hoá học của Nhôm Hiđroxit. Viết pt chứng minh
7/ Trình bày cách nhận biết ion Al
3+
Phương Pháp Giải toán:
Có 2 dạng thường gặp:
Căn cứ vào phản ứng:
Al
3+
+ 3OH
-
Al(OH)
3
(1)
Trang 12
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Al(OH)
3
+ OH
-
AlO

2
- + 2H
2
O (2)
Dạng toán 1: Biết
+3
Al
n
và
−
OH
n
. Xác đinh lượng Al(OH)
3
Nguyên tắc: lập tỉ lệ
+
−
=
3
Al
OH
n
n
T
Giá trị T Phản ứng xảy ra Sản phẩm
3≤
(1) Al(OH)
3
3<T<4 (1) và (2) Al(OH)
3

và AlO
2
-
4≥
(2) AlO
2
-
Dạng toán 2: Biết
+3
Al
n
và
3
)(OHAl
n
. Xác định lượng OH
-
Nguyên tắc: So sánh
+3
Al
n
với
3
)(OHAl
n
Nếu Phản ứng xảy ra Kết quả
+3
Al
n
=

3
)(OHAl
n
(1)
−
OH
n
= 3
3
)(OHAl
n
+3
Al
n
≠

3
)(OHAl
n
Có 2 trường hợp xảy ra
Trường hợp 1: Chỉ có phản ứng (1) xảy ra
+3
Al
n
dư so với
−
OH
n
Trường hợp 2: Xảy ra cả 2 phản ứng (1) và
(2)

∑
−
OH
n
=
−
OH
n
(pư 1)
+
−
OH
n
(pư 2)
Bài 31 : SẮT
I/ Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử:
- Sắt ở ô thứ 26, thuộc nhóm VII B, chu kì 4
- Cấu hình electron: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s

2
hay viết gọn [Ar]3d
6
4s
2
- Sắt có 2e lớp ngoài cùng và phân lớp 3d chưa bão hòa nên dễ dàng nhường 2e ở phân lớp 4s
hoạc nhường thêm 1e ở phân lớp 3d để tạo thành ion Fe
2+
, Fe
3+
.
+ Cấu hình của Fe
2+
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
+ Cấu hình của Fe
3+
: 1s
2
2s

2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
II. Tính chất vật lí:
Sắt là kim loại có màu trắng hơi xám, có khối lượng riêng lớn 7.9 g/cm
3
, nóng chảy ở 1540
o
. Sắt
dẫn điện dẫn nhiệt tương đối tốt, và khác với các kim loại khác sắt có tính nhiễm từ
III. Tính chất hóa học:
Sắt có tính khử trung bình
+Khi tác dụng với chất oxi hóa yếu bị oxi đến số oxi hóa +2
Fe > Fe
2+
+ 2e
+Còn khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh bị oxi hóa đến số oxi hóa +3
Fe > Fe
3+
+3e
1/ Tác dụng với phi kim:Ở nhiệt độ cao, sắt khử nguyên tử phi kim thành ion âm và bị oxi hóa
đến số oxi hóa +2 hoặc +3
a/ Tác dụng với S: là chất oxi hóa yếu nên Fe khử S xuống số oxi hóa -2 còn bị oxi hóa đến
số oxi hóa +2

Fe + S > FeS
b/ Tác dụng với oxi: là chất oxi hóa mạnh nên Fe khử O
2
xuống số oxi hóa -2 còn Fe bị oxi hóa
đến số oxi hóa +2 hoặc +3
3Fe + 2O
2
> Fe
3
O
4
c/ Tác dụng với Clo:
Fe sẽ khử Clo xuống số oxi hóa -1 còn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +3
Fe + Cl
2
 FeCl
3
2/ Tác dụng với axit:
a/ Tác dụng với H
2
SO
4
loãng, HCl
- Fe khử ion H
+
trong dd axit thành khí H
2
, còn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +2
Trang 13
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Ví dụ: Fe + 2 HCl > FeCl
2
+ H
2
Fe + H
2
SO
4
loang > FeSO
4
+ H
2
Pt ion: Fe + 2 H
+
> Fe
2+
+ H
2
b/ Tác dụng với H
2
SO
4
đặc, HNO
3
:
- Fe khử
65
,
++
SN

xuống số oxi hóa thấp hơn, còn Fe bị oxi hóa lến tới số oxi hóa là +3
Fe + 4HNO
3
> Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
Fe + 6 H
2
SO
4

đđ
> Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3 SO
2
+ 6 H
2
O
* Lưu ý: Fe bị thụ động hóa bới các axit HNO
3
, H

2
SO
4
đặc nguội
3/ Tác dụng với dd muối: Fe có thể khử được các ion kim loại đứng sau trong dãy hoạt động hóa
học
Fe + CuSO
4
> FeSO
4
+ Cu
4/ Tác dụng với nước:
- Ở nhiệt độ thướng sắt không khử được nước, nhưng ở nhiệt độ cao sắt khử được nước tạo ra khí
H
2
và FeO hoặc Fe
3
O
4
Fe + H
2
O


570>
FeO + H
2
3Fe + 4H
2
O

570<
Fe
3
O
4
+ 4H
2
IV: Trạng thái tự nhiên:
-Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái đất
- Sắt tồn tại chủ yếu dạng hợp chất. Các quặng sắt quan trọng là: manhetic ( Fe
3
O
4
), hematic đỏ
( Fe
2
O
3
), quặng hematic nâu (Fe
2
O
3
.nH
2
O), quặng xideric FeCO
3
, quặng pirit (FeS
2

).
- Sắt có trong hemoglobin của máu
- Trong các mẫu thiên thạch có Fe tự do
CÂU HỎI:
1/ Viết cấu hình e của Fe, Fe
2+
Fe
3+
. Từ cấu hình tìm vị trí của Sắt trong bảng tuần hoàn
2/ Khi nào Fe thể hiện số oxi hoá +2. Viết pthh
3/ Khi nào Fe thể hiện số oxi hoá +3. Viết pthh
4/ Nêu tên và viết công thức của các loại quặng sắt
Bài 32: HỢP CHẤT CỦA SẮT
I . Hợp chất sắt (II):
Trong phản ứng hóa học Fe
2+
dễ nhường 1e để trở thành sắt ion Fe
3+
. Tuy nhiên cũng có thể nhận
22 để trở thành Fe. Vậy Fe
2+
vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá
Fe
2+
> Fe
3+
+ 1e
(Khử)
Fe
2+

+ 2e > Fe
( Oxi hoá )
1/ Sắt (II) oxit: FeO
- Là chất rắn màu đen, không tồn tại trong tự nhiên. Do bị oxi không khí oxi hó thành Fe
3+
- Sắt II oxit là chất khử nên phản ứng dễ dàng với chất oxi hóa
Ví dụ : Cho FeO vào dung dịch HNO
3
loãng, H
2
SO
4
đặc
3FeO + 10 HNO
3
> 3 Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5H
2
O
2FeO + 4 H
2
SO
4
đặc > Fe
2
(SO
4

)
3
+ SO
2
+ 4H
2
O
- Sắt II oxit được điều chế bằng cách cho Fe
2
O
3
tác dụng với chất khử mạnh như H
2
CO ở t
o
cao
Fe
2
O
3
+ CO > 2FeO + CO
2
2/ Sắt ( II ) hiđroxit: Fe(OH)
2
- Fe(OH)
2
tinh khiết tồn tại dạng chất rắn màu trắng hơi xanh.
- Fe(OH)
2
được điều chế bằng cách cho muối sắt Fe (II) phản ứng với dd kiềm trong điều kiện

không có không khí
Trang 14
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Fe
2+
+ 2 OH
-
> Fe(OH)
2

- Nếu để lâu trong không khí Fe(OH)
2
thì Fe(OH)
2
dễ chuyển thành Fe(OH)
3
4Fe(OH)
2
+ O
2
+ H
2
O  4Fe(OH)
3
- Điều chế Fe(OH)
2
: dùng phản ứng trao đổi ion giữa dung dịch muối sắt (II) với dung dịch bazơ.
Ví dụ: FeCl
2
+ 2 NaOH > Fe(OH)

2
+ 2 NaCl
Fe
2+
+ 2 OH
-
> Fe(OH)
2
3/ Muối sắt II
- Đa số các muối sắt II dễ tan trong nước, khi kết tinh ở dạng muối ngậm nước
- Muối sắt II dễ bị oxi hóa thành sắt III bởi các chất oxi hóa
2FeCl
2
+ Cl
2
> 2FeCl
3
- Để điều chế muối sắt II cho Fe, FeO, Fe(OH)
2
tác dụng với axit
Fe + 2HCl > FeCl
2
+

H
2
FeO + H
2
SO
4

> FeSO
4
+ H
2
O
Lưu ý: Dung dịch muối sắt II khi điều chế xong phải dùng ngay vài để lâu sẽ chuyển thành sắt III
II. Hợp chất sắt (III):
Trong hợp chất sắt (III) Fe có số oxi hóa là +3, khi tác dụng với chất khử, hợp chất sắt (III) bị khử
thành hợp chất sắt (II) hoặc kim loại sắt tự do.
Trong pư hoá học : Fe
3+
+ 1e  Fe
2+
Fe
3+
+ 3e  Fe
 tính chất chung của hợp chất sắt (III) là tính oxi hoá.
1. Sắt ( III ) oxit: Fe
2
O
3
- Fe
2
O
3
là chất rắn màu nâu đỏ, không tan trong nước
- Fe
2
O
3

là oxit bazo và là chất oxi hoá
+ Fe
2
O
3
là oxit bazo nên dễ tan trong dd axit:
Fe
2
O
3
+ 6HCl ? 2FeCl
3
+ 3H
2
O
+ Fe
2
O
3
dễ bị khử bởi các chất khử ở t
o
cao: CO, C, H
2
thành sắt
Fe
2
O
3
+ 3H
2

> 2Fe + 3H
2
O
- Điều chế sắt III oxit bằng phản ứng phân hủy Fe(OH)
3
ở nhiệt độ cao
2Fe(OH)
3
> Fe
2
O
3
+ 3H
2
O
Trong tự nhiên sắt III oxit tồn tại dạng quặng hematic
2. Sắt ( III ) hiđroxit: Fe(OH)
3
- Fe(OH)
3
là chất rắn màu nâu đỏ, không tan trong nước
- Fe(OH)
3
là bazo dễ tan trong axit
Fe(OH)
3
+ 3HCl  FeCl
3
+ 3H
2

O
- Điều chế Fe(OH)
3
bằng phản ứng trao đổi ion giữa dd muối sắt III với dd kiềm
FeCl
3
+ 3NaOH  Fe(OH)
3
+ 3NaCl
3. Muối sắt ( III ) có màu vàng
- Đa số muôi sắt ( III ) tan trong nước, khi kết tinh tồn tại dạng muối ngậm nước
- Các muối sắt ( III ) có tính oxi hóa
2FeCl
3
+ Fe  3FeCl
2
2FeCl
3
+ Cu  2FeCl
2
+ CuCl
2
CÂU HỎI:
1/ Cho biết tính chất chung của hợp chất Fe ( II )
2/ Nêu tính chất hoá học của FeO. Viết pthh
3/ Tại sao Fe(OH)
2
không thể để lâu trong không khí. Viết pthh
4/ Fe(OH)
2

được điều chế bằng cách nào? Viết pt
5/ Muối Fe ( II ) thường có màu gì? được điều chế bằng cách nào?
6/ Tính chất chung của sắt III là gì ? Viết pt minh hoạ
7/ Nêu tính chất của Fe
2
O
3
và viết pt minh hoạ
8/ Muối sắt III có màu gì và được điều chế bằng cách nào?
Trang 15
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Bài 33: HỢP KIM CỦA SĂT
I. GANG
1/ Khái niệm: Gang là hợp kim của sắt với C, trong đó có từ 2% đến 5% khối C, ngoài ra còn 1
lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S…
2/ Phân loại:
a/ Gang xám: là gang có chứa C ở dạng than chì
b/ Gang trắng: là gang có chứa C ít hơn, chủ yếu dạng xêmentit
3/ Sản xuất
a/ Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxit bằng than cốc trong lò cao
b/ Nguyên liệu:
Quặng sắt oxit ( thường là quặng hematite đỏ Fe
2
O
3
), than cốc và chất chảy( CaCO
3
, SiO
2
)

c/ Các phản ứng xảy ra trong lò cao:
Phản ứng tạo thành chất khử: xảy ra ở phần nồi lò ở 1400
o
C > 1800
o
C
- Không khí nóng được nén vào phần trên cảu nồi lò để đốt cháy C thành CO
2
C + O
2
 CO
2

0>∆H
- Khí CO
2
bay lên gặp lớp than cốc bị khử thành CO
CO
2
+ C  2CO
0
<∆
H
Phản ứng khử sắt oxit: xảy ra ở phần thân lò 400
o
C > 800
o
C
- Phần trên của thân lò: ở 400
o

C săt III oxit bị khử thành oxit sắt từ
3 Fe
2
O
3
+ CO  2Fe
3
O
4
+ CO
2
- Phần giữa của thân lò: oxit sắt từ bị khử thành sắt II oxit ở 500
o
C > 600
o
C
Fe
3
O
4
+ CO  3FeO + CO
2
- Phần dưới của thân lò: sắt II oxit bị khử thành sắt kim loại ở 700
o
C > 800
o
C
FeO + CO  Fe + CO
2
Phản ứng tạo xỉ: xảy ra ở bụng lò ở nhiệt độ 1000

o
C > 1500
o
C
- Ở phân này nhiệt độ 1000
o
C thì CaCO
3
bị phân hủy và tạo xỉ
CaCO
3
> CaO + CO
2
CaO +SiO
2
>CaSiO
3
d/ Sự tạo thành gang:
Ở phần bụng lò sắt chảy lỏng ra hòa tan một phần C và một số nguyên tố khác: Mn, Si, S tạo
thành gang. Sau đó người ta tháo gang ra ở nồi lò
II. Thép:
1/ Khái niệm: Thép là hợp kim của sắt có chứa 0.01  2% khối lượng C cùng với một
soosnguyeen tos khác Si, Mn, Cr, Ni…
2/ Phân loại: dựa vào thành phần chia làm 2 loại
a/ Thép thường ( hay thép Cacbon)
- Thép mềm: Chứa không quá 0.1 % C. Dùng gia công kéo sợi, vật liệu đời sống và xây
dựng
- Thép cứng: Chứa trên 0.9% C. Dùng chế tạo các dụng cụ, chi tiết máy….
b/ Thép đặc biệt: Người ta đưa thêm vào thếp một số kim loại làm cho kim loại có những tính chất
đặc biệt

+ Thép 13% Mn rất cứng dùng làm máy nghiềm đá
+ Thép chứa 20% Cr, 10% Ni rất cứng và không rỉ, dùng làm dụng cụ gia đình và y tế
+ Thép chứa khoảng 18% W, 5% Cr rất cứng dùng chế máy cắt, gọt, máy nghiền
3/ Sản xuất thép:
a/ Nguyên tắc: Làm giảm các tạp chất C, Si, Mn … có trong gang bằng cách oxi hóa và tách
chúng ra dưới dạng xỉ
b/ Các phương pháp luyện thép:
Phương pháp Bet-xơ-me: Dùng luồng không khí mạnh thổi vào gang lỏng
-Ưu điểm: Luyện nhanh
- Nhược điểm: Không luyên được thép chứa nhiều P và có thành phần như ý muối
Trang 16
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Phương pháp Mac – tanh: dùng không khí nóng hoặc nhiên liệu khí oxi hóa các tạp chất trong
thời gian dày
- Ưu điểm: Luyện được thép có thành phần mong muốn
- Nhược điểm: Mất nhiều thời gian và năng lượng
Phương pháp lò điện: Dùng dòng điện tạo ra hồ quang để oxi hóa các tạp chất với điện cực than
chì
-Ưu điểm: Luyện được thép có kim loại nhiệt độ nóng chảy cao và thép không chứa P, S
- Nhược điểm: Dung tích nhỏ, tốn điện năng
CÂU HỎI:
1/ Hợp kim là gì? Giữa gang và théo có điểm gì giống và khác nhau
2/ Nêu nguyên tắc và nguyên liểuan xuất Gang
3/ Cho biết cá giai đoạn xảy ra ở lò cao trong quá trình luyện Gang
4/ Viết pt chuyển Fe
2
O
3
thành Fe ở phân thân lò cao
5/ Cho biết vai trò xỉ lò cao? Viết pt tạo xỉ

6/ Thép đặc biệt có điểm gì khác với thép thường
Bài 34: CROM và HỢP CHẤT CỦA CROM
I / Vị trí và cấu hình electron của Crom:
- Crom thuộc ô thứ 24, chu kì 4, nhóm VI B
- Cấu hình e: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
4
4s
2
. Để đạt cấu hình electron bền hơn nên 1e của phân lớp 4s sẽ
chuyển và 3p, nên ta có cấu hình e của Crom là: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d

5
4s
1
II / Tính chất vật lí:
Crom là kim loại màu trắng ánh bạc, có khối lượng riêng lơn. Crom là kim loại cứng nhất có thể
rạch được thủy tinh
III / Tính chất hóa học:
- Crom là kim loại có tính khử trung bình. Mạnh hơn Sắt nhưng yếu hơn Kẽm
- Trong các phản ứng hóa học Crom tạo hợp chất có số oxi hóa từ +1  +6 ( thường là số oh +2;
+4; +6)
1/ Tác dụng với phi kim:
Ở nhiệt độ thường Crom chỉ phản ứng được với Flo. Còn ở nhiệt độ cao Crom tác dụng được với
O
2
, Cl
2
và S…
4Cr + 3O
2
> 2Cr
2
O
3
2Cr + 3Cl
2
> 2CrCl
3
2Cr + 3S > Cr
2
S

3
2/ Tác dụng với nước:
Crom không tác dụng với nước dù ở nhiệt độ cao, do có màng oxit Cr
2
O
3
bảo vệ, nên Crom được
dùng để mạ lên những dụng cụ bằng thép
3/ Tác dụng với axit:
a/ Axit HCl và H
2
SO
4
- Do có màng oxit bảo vệ nên Crom không pahnr ứng với HCl, H
2
SO
4
loãng ở điều kiện thường,
nhưng khin đun nóng lớp oxit bị phá vỡ Crom sẽ phản ứng giải phóng H
2
Cr + 3HCl > CrCl2 + H
2
Cr + H
2
SO
4
> CrSO
4
+ H
2

b/ Axit HNO
3
và H
2
SO
4
đặc nóng
Crom sẽ khử
6+
S
và
5+
N
trong H
2
SO
4
và HNO
3
xuống số oxi hóa thấp hơn, còn Crom bị oxi thành
3+
Cr
0
Cr
+ 4
5
3
+
NOH


33
3
)(NOCr
+
+
ON
2+
+ 2H
2
O
Trang 17
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Lưu ý: Cr bị thụ động hóa trong HNO
3
đặc nguội và H
2
SO
4
đặc nguội
IV. Hợp chất của Crom
1/ Hợp chất crom ( III )
Hợp chất Crôm III có số oxi hoá trung gian nên vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá
a/ Crom ( III ) oxit: Cr
2
O
3
- Crom ( III ) oxit là chất rắn, màu lục thẩm, không tan trong nước
- Cr
2
O

3
là oxit lưỡng tính
Tác dụng với axit: Cr
2
O
3
+ 6HCl > 2CrCl
3
+ 3H
2
O
Tác dụng với bazo: Cr
2
O
3
+ 2NaOH > 2NaCrO
2
+ H
2
O
Trong hợp chất Crom( III ) Crom có số oxi hóa trung gian, nên ion Cr
3+
trong dd vừa có tính oxi
hóa ( trong môi trường axit) vừa có tính khử ( trong môi trường kiềm)
2
3
3
ClCr
+
+ Zn > 2

2
2
ClCr
+
+ ZnCl
2
2
3+
Cr
+ Zn > 2
2+
Cr
+
2+
Zn
2
2
3
OCrNa
+
+ 3
2
0
Br
+ 8NaOH > 2
2
42
+
CrONa
+ 6

1−
BrNa
+ 4H
2
O
b/ Crom ( III ) hiđroxit: Cr(OH)
3
- Cr(OH)
3
là chất rắn màu lục xám, không tan trong nước
- Cr(OH)
3
là một hiđroxit lưỡng tính, giống như Al(OH)
3

Cr(OH)
3
+ 3HCl > CrCl
3
+ 3H
2
O
Cr(OH)
3
+ NaOH > NaCrO
2
+ 2H
2
O
2/ Hợp chất Crom (VI)

a/ Crom ( VI) oxit: CrO
3
- CrO
3
là rắn, màu đỏ thẩm
- CrO
3
là một oxit axit tác dụng với nước tạo ra axit
CrO
3
+ H
2
O > H
2
CrO
4
( axit cromic)
2CrO
3
+ H
2
O > H
2
Cr
2
O
7
( axit đicromic )
- Axit này chỉ tồn tại trong dd không tách ra được ở dạng tự do
- CrO

3
có tính oxi hóa mạnh làm bốc cháy một số chất vô cơ và hữu cơ: C, P, C
2
H
5
OH…
b/ Muối crom ( VI )
- Muối crom ( VI ) là hợp chất bền có thể tách ra khỏi dd
+ Muối Cromat: Na
2
CrO
4
, K
2
CrO
4
là muối của axit Cromic, ion CrO
4
2-
trong dd có màu vàng
chanh
+ Muối đicromat: Na
2
Cr
2
O
7
, K
2
Cr

2
O
7
là muối của axit đicromat, ion Cr
2
O
7
2-
trong dd có màu
vàng cam
- Các muối Cromat và đicromat có tính oxi hóa mạnh trong môi trường axit
7
6
2
OCrK
+
+ 6
4
2
SOFe
+
+ 7H
2
SO
4
 3
34
3
)(SOFe
+

+
34
2
3
)(SOCr
+
+ K
2
SO
4
+ 7H
2
O
Trong dd có ion Cr
2
O
7
2-
(vàng cam ) luôn có mặt ion CrO
4
2-
( vàng chanh) ở dạng cân bằng
Cr
2
O
7
2-
+

H

2
O CrO
4
2-

+ H
+
(vàng cam ) ( vàng chanh)
Nên dd cromat ( vàng chanh) thêm H
+
vào chuyển thành ( vàng cam) và thêm OH vào dd
đicromat
( vàng cam) sẽ chuyển thành màu (vàng chanh)
CÂU HỎI
1/ Viết cấu hình của Cr. Từ cấu hình tìm vị trí của Cr trong bảng tuần hoàn
2/ Nêu tính chất hoá học của Cr đơn chất . Viết pthh với HCl và HNO
3
loãng (so sánh với Fe )
3/ Nêu tính chất hoá học cảu CrO
3
. Viêt pthh ( so sánh với Al
2
O
3
)
4/ Tính chất hoá học của Cr(OH)
3
là gì? Viết pt ( so sánh với Al(OH)
3
)

5/ Giải thích sự chuyển đổi qua lại của Cromat và điCromat trong dd axit và dd bazo
Trang 18
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Bài 35: ĐỒNG và HỢP CHẤT
I. Vị trí và cấu hình của Đồng:
- Đồng ( Cu ) thuộc ô thứ 29, chu ki 4, nhóm IB
- Đồng có cấu hình e bất thường: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
Nguyên tử đồng có cấu hình e đặc biệt, do 1e ở phân lớp 4s chuyển vào phân lớp 3d để đặc cấu
hình bền hơn. Nên đồng có 2 số oxi hóa +1, +2
II .Tính chất hóa học:
Đồng kim loại có màu đỏ, khôi lượng riêng lớn, nóng chảy 1083
o
C. Đồng tinh khiết tương đối
mèm và dẻo. Đồng dẫn điện, dẫn nhiệt tốt chỉ kém Ag
III. Tính chất hóa học:
Đồng là kim loại kém hoạt động, có tính khử yếu
1/ Tác dụng với phi kim:

- Ở nhiệt độ thường đồng phản ứng với Clo, Brom tác dụng yếu với oxi tạo màng oxit CuO
- Ở nhiệt độ cao Cu phản ứng được với O
2
, S nhưng không phản ứng được với H
2
, N
2
và C
2/ Tác dụng với axit:
- Cu là kim loại yếu đứng sau H và trước Ag trong dãy hoạt động hóa học nên không phản ứng
được với H
2
O và với H
+
trong dd HCl và H
2
SO
4
loãng
- Đối với HNO
3
và H
2
SO
4
đặc nóng thì Cu khử
5+
N
và
6+

S
xuống số oxi hoá thấp hơn

0
Cu
+ 2
4
6
2
OSH
+
( đặc) >
4
2
SOCu
+
+
2
4
OS
+
+ 2H
2
O

0
Cu
+ 4
3
5

ONH
+
( đặc) >
23
2
)(NOCu
+
+ 2
2
4
ON
+
+ 2H
2
O
3
0
Cu
+ 8
3
5
ONH
+
( loãng) > 3
23
2
)(NOCu
+
+ 2
ON

2+
+ 4H
2
O
IV. Hợp chất của đồng:
1. Đồng ( II ) oxit: CuO
- Đồng ( II ) oxit là chất rắn màu đen, không tan trong nước
- CuO là oxit bazo và có tính oxi hoá tác dụng dễ dàng với axit và oxit axit
CuO + H
2
SO
4
> CuSO
4
+ H
2
O
CuO + 2HNO
3
đặc > Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
- Khi đun nóng CuO bị H
2
, CO, C khử thành Cu
CuO + H

2
> Cu + H
2
O
2/ Đồng ( II ) hiđroxit: Cu(OH)
2
- Đồng ( II ) hiđroxit là chất rắn màu xanh, không tan trong nước
- Cu(OH)
2
là bazo, dễ tan trong dd axit
Cu(OH)
2
+ 2HCl  CuCl
2
+ H
2
O
- Cu(OH)
2
dễ bị phân hủy bởi nhiệt
Cu(OH)
2

t
CuO + H
2
O
3/ Muối đồng ( II ):
- Dung dịch muối đồng có màu xanh
- Thường gặp là muối CuCl

2
, CuSO
4
, Cu(NO
3
)
2
- CuSO
4
kết tinh ở dạng muối ngậm nước có màu xanh, dạng khan có màu trắng
CuSO
4
.H
2
O
t
CuSO
4
+ 5H
2
O
Xanh trắng
4/ Ứng dụng:
- Đồng kim loại có nhiều ứng dụng trong nghành công nghiệp và kĩ thuật. Dùng làm đây dẫn điện,
chế tạo hợp kim
- Hợp chất của đồng sunfat dạng khan dùng nhận biết dấu vết hơi nước trong các chất
Trang 19
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
Bài: SƠ LƯỢC NIKEN – KẼM - THIẾC – CHÌ
I. Niken: Ni

1. Vị trí trong bảng tuần hoàn:
Niken thuộc ô thứ 28, nhóm VIIIB, chu kì 4 của bảng tuần hoàn
2. Tính chất và ứng dụng:
- Niken là kim loại có màu trắng bạc, rất cứng, khối lượng riêng lớn, t
o
nc
cao
- Niken là kim loại có tính khử yếu hơn sắt. Nên ở điều kiện thường bền với không khí và nước. Ở
nhiệt độ cao tác dụng được với nhiều đơn chất và hợp chất
Ni + O
2
> 2NiO
Ni + Cl
2
> NiCl
2
- Niken ứng dụng để chế tạo hợp kim có độ bền cơ học và hóa học cao, mạ lên bề mặt sắt để
chống gỉ
II. Kẽm: Zn
1. Vị trí trong bảng tuần hoàn:
Kẽm ở ô thứ 30 thuộc nhóm IIB, chu kì 4 của bảng tuần hoàn
2. Tính chất và ứng dụng:
- Kẽm nguyên chất là kim loại có màu lam nhạt, nhưng để trong không khí có màu xám do bị phủ
một lớp oxit ( ZnO). Ở điều thường Zn khá giòn, khi đun nóng 100 – 150
o
C thì trở nên dẻo đến
200
o
C thì giòn trở lại
- Kẽm có tính khử mạnh hơn sắt. Tác dụng được với nhiều đơn chất và hợp chất

2Zn + O
2
> 2ZnO
Zn + S > ZnS
- Kẽm dùng để chế tạo hợp kim, mạ lên sắt để bảo vệ sắt. ZnO dùng trong y học
III. Chì: Pb
1. Vị trí trong bảng tuần hoàn
Chì ở ô thứ 82, nhóm IV A, chu kì 6
2. Tính chất và ứng dụng:
- Chì là kim loại có màu trắng hơi xanh, khối lượng riêng lớn, mềm và dẻo
- Ở điều kiện thường chi không phản ứng với O
2 ,
S do có màng oxit bảo vệ, khi đun nóng chi
phản ứng hoàn toàn với O
2
, S
2 Pb + O
2
> 2 PbO
Pb + S > PbS
- Chì và hợp chất của chì rất độc
- Chì được dùng chế tạo các bản cực acquy
IV: Thiếc: Sn
1. Vị trí trong bảng tuần hoàn :
Thiếc ở ô thứ 50, thuộc nhóm IV A, chu kì 5 của bảng tuần hoàn
2. Tính chất và ứng dụng:
- Thiếc có 2 dạng thù hình: thiếc trắng và thiếc xám
- Ở điều kiện thường thiếc là kim loại màu trắng bạc, có khối lượng riêng lớn, mèm dẻo
- Thiếc phản ứng chậm nhiều đơn chất và hợn chất
Sn + 2 HCl > SnCl

2
+ H
2
Sn + O
2
> SnO
2
Trang 20
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
- Thiếc dùng để phủ lên bề mặt của sắt để chống gỉ, làm bảng tụ điện. SnO
2
được dùng làm men
trong trong CN gốm sứ
Bài 40: NHẬN BIẾT CÁC ION TRONG DUNG DỊCH
I. Nguyên tắc nhận biết các ion trong dd:
Để nhận biết 1 ion trong dd người ta thêm vào dd thuốc thử tạo với ion đó sản phẩm trưng: kết
tủa, chất có màu, hoặc khí khó tan (sủi bọt hoặc bay hơi)
II. Nhận biết các cation trong dd:
1. Nhận biết cation Na
+


:
- Các muối Natri tan tốt trong nước và không có màu. Nên để nhận biết ion Na
+
ta dùng pp vật lí
là thử màu ngọn lửa
- Cách nhận biết: Cho một ít muối Na (dạng dd hoặc rắn) lên dây Platin rồi nung trên ngọn lửa vô
sắc thì thấy ngọn lửa màu vàng tươi. Đó là màu của ion Na
+

2. Nhận biết cation ion NH
+

4
:
- Thêm lượng dư OH
-
( NaOH, KOH ) và dd có ion NH
+
4
rồi nung nhẹ, sẽ có khí NH
3
sinh ra.
NH
+
4
+ OH
-
> NH
3
+ H
2
O
- Khí này được nhận biết bằng mùi ( mùi khai) hoặc bằng giấy quỳ ẩm ( quỳ ẩm hóa xanh)
3. Nhận biết cation Ba
2

+
:

- Để nhận biết ion Ba
2+
hoặc để tách ra khỏi dd ta dùng dd của ion SO
4
2-
vì 2 ion này kết hợp với
nhau tạo kết tủa màu trắng bền trong axit mạnh
Ba
2+
+ SO
4
2-
> BaSO
4
4. Nhận biết ion Al
3

+
:
- Để nhận biết ion Al
3+
ta dùng ion OH
-
vì ion này có thể tạo với Al
3+
chất kết tủa dạng keo trắng
có tính lưỡng tính, nên bị tan trong dd OH
-
dư
Al

3+
+ 3 OH
-
> Al(OH)
3
Al(OH)
3
+ OH
-
> AlO
2
-
+ H
2
O
5. Nhận biết các cation Fe
2+
, Fe
3+
:
a/ Nhận biết cation Fe
3+
:
- Để nhận biết ion Fe
3+
ta dùng ion OH
-
( dd kiềm, dd NH
3
), tạo thành kết tủa Fe(OH)

3
màu nâu
đỏ
Fe
3+
+ 3OH
-
> Fe(OH)
3

b/ Nhận biết ion Fe
2+
:
- Để nhận biết ion Fe
2+
ta dùng ion OH
-
sẽ thu được kết tủa màu trắng hơi xanh
Fe
2+
+ OH
-
> Fe(OH)
2
(trắng xanh)
- Sau đó để kết tủa này ngoài kk sẽ dần chuyển sang màu đỏ nâu
Fe(OH)
2
+ O
2

+ H
2
O > Fe(OH)
3
(đỏ nâu)
6. Nhận biết cation Cu
2

+
:
- Để nhận biết ion Cu
2+
ta dùng dd NH
3
, lúc đầu tạo thành kết tủa Cu(OH)
2
mà xanh, sau đo kết
tủa này tan ra dạng dd màu xanh lam do tạo thành phức
Cu
2+
+ OH
-
> Cu(OH)
2

Cu(OH)
2
+ NH
3
> [Cu(NH

3
)
4
](OH)
2
II. Nhận biết anion trong dd:
1. Nhận biết anion NO
3
-
:
- Ion NO
3
-
có tính oxi hóa mạnh trong môi trường axit nên để nhận biết ion NO
3
-
ta dd Cu kim
loại trong môi trường axit
⇒
dd màu xanh của ion Cu
2+

3Cu + 2NO
3
-
+ 8H
+
> 3Cu
2+
+ 2NO + 4H

2
O
và khí bay ra hóa nâu trong kk
NO + O
2
> NO
2

2. Nhận biết ion SO
4
2-
:
- Thuốc thử đặc trưng dùng nhận biết ion SO
4
2-
là dd BaCl
2
trong môi trường axit dư
Ba
2+
+ SO
4
2-
> BaSO
4
Trang 21
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ
- Tạo môi trường axit vì:Ba
2+
cũng tạo được kết tủa với nhiều ion: CO

3
2-
, PO
4
3-
, SO
3
2-
, nhưng
những kết tủa này bị tan trong axit dư còn BaSO
4
bền
3. Nhận biết ion Cl
-
:
Thuốc thử đặc trưng để nhận biết ion Cl
-
là AgNO
3
 tạo kết tủa trắng AgNO
3
Ag
+
+ Cl
-
> AgCl
4. Nhận biết ion CO
3
2-
:

- H
2
CO
3
rất yếu và kém bền bị phân hủy ngay trong kk H
2
CO
3
> CO
2
+ H
2
O. Ion CO
3
2-
chỉ
tồn tại trong dd kiềm và khí CO
2
ít tan trong nước
Bước 1: Để nhận biết ion CO
3
2-
ta dùng axit mạnh để chuyên CO
3
2-
thành CO
2
và H
2
O, do khí này

ít tan nên gây hiện tượng sủi bọt
Bước 2: dẫn vào dd Ca(OH)
2
tạo kết tủa trắng
CO
2
+ Ca
2+
+ 2 OH
-
> CaCO
3
+ H
2
O
Bài 41 : NHẬN BIẾT CÁC CHẤT KHÍ
I. Nguyên tắc nhận biết các khí:
Để nhận biết các chất khí người ta có thể dựa và các tính chất vật lí hoặc tính chất hóa học đặc
trương
II. Nhận biết các Khí
1. Nhận biết CO
2

:
- Khí CO
2
không màu, không mùi, nặng hơn không khí, rất ít tan trong nước, khi tạo thành từ dd
gây sủi bọt mạnh
- Cách nhận biêt:
+ Axit hóa CO

3
2-
thành H
2
CO
3
. Axit này kém bền bị phân hủy thành CO
2
và H
2
O
CO
3
2-
+ 2 H
+
> H
2
CO
3
H
2
CO
3
> CO
2
+ H
2
O
+ CO

2
giải phóng ra gây sủi bọt
+ Khí CO
2
được hấp thụ bằng nước vôi trong hoặc Ba(OH)
2
 hiện tượng vẫn đục
CO
2
+ Ca(OH)
2
> CaCO
3
+ H
2
O
Lưu ý: khí SO
2
cũng có hiện tượng như CO
2
2. Nhận biết SO
2
:
Thuốc thử đặc trưng để nhận biết SO
2
là dd nước Br
2
màu nâu đỏ
SO
2

+ 2H
2
O + Br
2
> 2HBr + H
2
SO
4
3. Nhận biết H
2
S
- Để nhận biết H
2
S ta đùng dd Cu
2+
, Pb
2+
để kết tủa H
2
S dưới dạng CuS, PbS màu đen
Cu
2+
+ S
2-
> CuS ( màu đen)
4. Nhận biết NH
3
:
- Để nhận biết NH
3

ta có thể dựa vào mùi đặc trưng
- Hoặc dựa vào tính bazo của khí NH
3
. Dùng quỳ tím ẩm thì chuyển sang xanh
Trang 22