g/a 12
Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (316.82 KB, 35 trang )
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Bài 19 KIM LOẠI VÀ HP KIM
A. KIM LOẠI:
I. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
Nhóm IA trừ hiđrô và IIA
Nhóm IIIA trừ Bo và một phần của các nhóm IVA, VA
Các nhóm B từ IB đến VIII B
Họ lantan và actini, được xếp riêng thành hai hàng ở cuối bảng.
Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng
( 1, 2, 3 e)
VD Na: 1S
2
2S
2
2P
6
3S
1
( 2 / 8 / 1)
Mg: 1S
2
2S
2
2P
6
3S
2
( 2 / 8 / 2)
Al: 1S
2
2S
2
2P
6
3S
2
3P
1
( 2 / 8 / 3)
Trong cùng chu kì, nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử
lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim
II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI:
1. Tính dẻo:
Khi tác dụng một lực đủ mạnh lên một vật bằng KL nó bò biến dạng.
Nguyên nhân: Khi tác dụng một lực thì các mạng tinh thể trượt lên nhau,
nhưng nhờ các e tự do chuyển động qua lại giữa các lớp mạng mà chúng không tách
rời nhau.
2. Tính dẫn điện:
- Nối đầu KL với 1 nguồn điện thì kim loại cho dòng điện chạy qua.
Do các e tự do chuyển động thành dòng.
Lưu ý:
+ Các KL khác nhau thì chúng dẫn điện khác nhau.
+ Khi nhiệt độ càng cao thì khả năng dẫn điện càng giảm.
3. Tính dẫn nhiệt:
Khi KL bò đun nóng các e tự do chuyển động nhanh va chạm vào các
Ion(+) và truyền năng lượng cho các Ion có năng lượng thấp hơn.
4. Ánh kim:
Các e tự do có khả năng phản xạ các ánh sáng và bước sóng mà mắt nhìn
thấy được.
Kết luận: Các e tự do là thành phần cơ bản gây nên tính chất vật lý chung của
kim loại.
* Tính chất vật lý riêng của kim loại:
1- Khối lượng riêng: Các KL có tỷ khối khác nhau (nặng, nhẹ khác nhau)
D < 5g/cm
3
kim loại nhẹ. VD: K, Na, Mg, Al
Trang 1
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
D>5g/cm
3
kim loại nặng VD: Fe, Pb, Ag
2- Tính cứng: Các kim loại có độ cứng khác nhau
- Kim loại mềm: Na, K
- Kim loại cứng: Cr, W
3- Nhiệt độ nóng chảy: Các kim loại có nhiệt độ nóng chảy khác nhau
VD: t
0
nc W = 3410
0C
t
0
nc Hg = -39
0C
Nguyên nhân do: R ≠ và Z + khác
III- TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI:
Kim loại dễ nhường e : M - ne = M
n+
→ kim loại thể hiện tính khử mạnh nên
tác dụng với chất oxi hóa (PK, dd axit, dd muối)
1- Tác dụng với PK: (O
2
, Cl, S, P )
a- Với oxi → ôxit KL : 4M + nO
2
→ 2M
2
O
n
VD: 2Al + 3/2 O
2
= Al
2
O
3
Tác dụng với phi kim khác → Muối không có Oxy
Cu + Cl
2
= CuCl
2
2Fe + 3Cl
2
= 2FeCl
3
2- Tác dụng với axit:
Axit thông thường: HCl, H
2
SO
4
KL HCl muối + H
2
H
2
SO
4
ĐK: KL đứng trước Hidrô
- Trong muối KL có mức oxi hóa thấp
VD: Fe + 2HCl = FeCl
2
+ H
2
Fe + H
2
SO
4
l = FeSO
4
+ H
2
b- Với axit có tính OXH mạnh HNO
3
, H
2
SO
4
đ
M + H
2
SO
4
đ → M
2
(SO
4
)n + SO
2
+ H
2
O
H
2
S
NO
2
M + HNO
3
→ M(NO
3
)n + NO + H
2
O
N
2
O
N
2
NH
4
NO
3
Lưu ý: Trừ Au, pt
- Kim loại trong muối có mức OXH cao nhất
- Fe, Al, Cr không tác dụng HNO
3
, H
2
SO
4
đặc nguội
- HNO
3
đặc → NO
2
VD: Fe + 4HNO
3
= Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
Trang 2
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
3- Tác dụng với dung dòch muối:
a- TN: Cho Fe + dd CuSO
4
Hiện tượng: Cu có màu đỏ bám vào Fe
Dung dòch có màu xanh lục
PTPU: Fe + CuSO
4
= FeSO
4
+ Cu
Fe + Cu
2+
= Fe
2+
+ Cu
b- TN: Cu + dd AgNO
3
Hiện tượng: Ag tạo thành bám vào Cu
Dd có màu xanh thẩm
PTPU: 2AgNO
3
+ Cu = Cu(NO
3
)
2
+ 2Ag
2Ag
+
+ Cu = Cu
2+
+ 2Ag
Nhận xét:
Kim loại đứng trước có thể đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dung dòch muối của nó.
Lưu ý: Trừ kim loại tác dụng được với nước như: Na; K; Ca; Ba
4. Tác dụng với nước
Những kim loại có tính khử mạnh như Na, K, Ca, Ba. Khử H
2
O dể dàng ở
nhiệt độ thường: Hrôxit + H
2
↑
Na + H
2
O = NaOH + ½ H
2
↑
Một số kim loại có tính khử kém hơn những kim loại trên như Zn, Fe… Khử
H
2
O ở nhiệt độ cao:
3 Fe + 4 H
2
O -> Fe
3
O
4
+ 4 H
2
↑
Những kim loại có tính khử yếu như Pb, Cu, Ag, Hg… không khử được H
2
O dù
ở nhiệt độ cao:
B. HP KIM:
I. ĐỊNH NGHĨA:
Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một số kim loại cơ bản và một số kim
loại hoặc phi kim.
- Thép là hợp kim sắt và cacbon
- Đuyra là hợp kim nhôm và đồng, mangan, magiê, silic.
II. TÍNH CHẤT CỦA HP KIM:
Tính chất hợp kim phụ thuộc vào thành phần các đơn chtá tham gia cấu tạo
mạng tinh thể của hợp kim:
- Hợp kim không bò ăn mòn: Fe-Cr-Mn ( thép inoc)
- Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe
III. ỨNG DỤNG CỦA HP KIM: (sgk)
Trang 3
Pin Cu
2+
/Cu Zn
2+
/Zn
H
+
/H
2
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Bài 20 DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI
I- KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXI HĨA KHỬ CỦA KIM LOẠI
Nguyên tử kim loại dể dàng nhường e trở thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại
có thể nhận electron trở thành nguyên tử kim loại:
Fe
2+
+ 2e Fe
Cu
2+
+ 2e Cu
Ag
+
+ 1e Ag
Tổng qt : M
n+
+ ne M
dạng oxi hóa dạng khử
Kí hiệu: M
n+
/M
Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một ngun tố kim lọai tạo nên cặp oxi hóa khử của
kim loại. Các cặp oxi hóa khử trên được viết như sau : Fe
2+
/Fe ; Cu
2+
/Cu ; Ag
+
/Ag
II- PIN ĐIỆN HĨA
1. Khái niệm về pin điện hóa, suất điện động của pin
a) Khái niệm về pin điện hóa
Nhúng lá Zn vào cốc chứa 50 ml dung dịch ZnSO
4
1M
Nhúng lá Cu vào cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO
4
1M
Nối 2 dung dịch bằng một ống hình chữ U đựng dung dịch NH
4
NO
3
(hoặc KNO
3
). Ống
này được goị là cầu muối. Thiết bị như trên được gọi là pin điện hóa, vì nối 2 lá kim loại
bằng dây dẫn thì có dòng điện chạy qua
b) Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa
+ Zn (cực -) , Cu(cực +)
+ Ở cực âm Zn cho e tạo Zn
2+
tan trong dung dịch: Zn Zn
2+
+ 2e (qúa trình oxi
hóa)
+ Ở cực dương Cu
2+
nhận e tạo Cu bám trên lá Cu: Cu
2+
+ 2e Cu (qúa trình
khử)
Các electron chuyển từ lá Zn qua dây dẫn đến lá Cu tạo thành dòng điện
+ Trong cầu muối : NH
4
+
chuyển sang cốc CuSO
4
, ion NO
3
-
chuyển sang cốc ZnSO
4
)Phương trình ion thu gọn xảy ra trong pin
Zn + Cu
2+
Zn
2+
+Cu
d) Suất điện động chuẩn của pin điện hóa
E
0
= E
0
– E
0
III- THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI
1. Điện cực chuẩn kim loại: Kim lọai M nhúng vào dung dịch M
n+
với [M
n+
] = 1M gọi
là điện cực chuẩn kim loại. Để đo thế điện cực chuẩn kim loại người ta lắp pin điện hóa
gồm một điện cực chuẩn kim loại đó với điện cực chuẩn hidro, suất điện động của pin là
thế điện cực chuẩn của kim lọai đó
2. Điện cực chuẩn hidro: (xem SGK)
Qui ước thế điện cực chuẩn hidro bằng khơng vơn E
0
= 0,00 V
IV- DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI: (XEM SGK)
V- Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI
Trang 4
M
n+
/M
Pin Cu
2+
/Cu Zn
2+
/Zn
Pin(Ni-Cu)
Cu
2+
/Cu
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
1.So sánh tính oxi hóa – khử:Trong dung mơi nước , thế điện cực chuẩn của kim loại
E
0
càng lớn thì tính oxi hóa của M
n+
càng mạnh và tính khử của M càng yếu
2.Xác định chiều của phản ứng oxi hóa–khử
Phản ứng xảy ra theo chiều : Chất oxi hóa mạnh + chất khử mạnh chất oxi hóa yếu +
chất khử yếu, Vd: Cu + 2Ag
+
Cu
2+
+ 2Ag
Quy tắc α
3. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa
Vd: Suất điện động chuẩn của pin điện hóa
Zn – Cu
E
0
= E
0
– E
0
= 0,34 – (-0,76) = 1,10V
4. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa khử
Vd: E
0
= 0,60V , E
0
= +0,34V
`````
E
0
= E
0
– E
0
= + 0,34V – 0,60V = -0,26V
Bài 21: LUYỆN TẬP TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI
I. NH Ữ NG KI Ế N T H Ứ C C Ầ N NH Ớ:
1. Tính ch ấ t chung c ủ a kim lo ạ i:
2. C ặ p oxi hóa-kh ử c ủ a kim lo ạ i:
-M → M
n+
+ ne
-M
n+
/M
3. Dãy th ế đ i ệ n c ự c chu ẩ n c ủ a kim lo ạ i
*E
0
M
n+
/
M
< 0,00V
→M
n+
/M đứng trước 2H
+
/H
2
*E
0
M
n+
/
M
> 0,00V
→ M
n+
/M đứng sau 2H
+
/H
2
4. Pin đ i ệ n hóa:
E
0
pin =
E
0
c
ự
c (+)
– E
0
c
ự
c (-)
=
E
0
catot
– E
0
anot
-Cực (+): xảy ra sự khử
-Cực (-): xảy ra sự oxi hố
-E
0
pin
luôn luôn > 0
-Sơ đồ pin : Cực (+): bên phải
Cực (-): bên trái
Bài 22: SỰ ĐIỆN PHÂN
I. Khái niệm
Trang 5
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
1. Thí dụ
Sơ đồ điện phân nóng chảy NaCl
Catot(-)< NaCl >Anot(+)
Na
+
, Cl
-
2Na
+
+2e2Na 2Cl
-
Cl
2
+2e
Phương trình điện phân:
2NaCl –đpnc-> 2Na + Cl
2
2. Khái niệm sự điện phân. (sgk)
II. Sự điện phân các chất điện li
1. Điện phân chất điện li nóng chảy (sgk)
2. Điện phân dung dịch chất điện li trong nước.
a.) Điện phân dung dịch CuSO
4
với các điện cực trơ ( graphit). (sgk)
b.) Điện phân dung dịch CuSO
4
với anot đồng (anot tan)
III. Ứng dụng của sự điện phân(sgk)
Trang 6
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Chú ý khi viết q trình điện phân dung dịch:
Catot: cation có tính oxh mạnh và trung bình bị khử trước sau đó tới nước.
Anot: ưu tiên anion có tính khử mạnh .
Bài 23: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
I.KHÁI NIỆM:
Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại do tác dụng của các chất trong mơi trường
Kim loại bị oxi hóa thành các ion dương kim loại
M
→
M
n+
+ ne
II. HAI DẠNG ĂN MỊN KIM LOẠI
1. Ăn mòn hóa học :
Vd :
3Fe + 4H
2
O
→
Fe
3
O
4
+ 4H
2
3Fe + 2O
2
→
Fe
3
O
4
- Ăn mòn hóa học là q trình oxi hóa khử trong đó các electron của kim loại được
chuyển trực tiếp đến các chất trong mơi trường.
2.Ăn mòn điện hóa học :
a. Khái niệm về ăn mòn điện hóa :
- Thí nghiệm:
- Hiện tượng :
- Giải thích:
- Khái niệm: Ăn mòn điện hóa học là q trình oxi hóa - khử trong đó kim loại bị ăn
mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực
âm đến cực dương.
b. Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa
-Các điện cực phải khác chất nhau.
-các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau.
-Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li.
c.Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt trong khơng khí ẩm:Gang thép là hợp kim Fe- C
Cực âm: Fe
→
Fe
2+
+ 2e
Cực dương: O
2
+ 2H
2
O + 4e
→
4OH
-
Ion Fe
2+
tan vào dung dịch chất điện li có hòa tan oxi và tiếp tục bị oxi hóa dưới tác dụng
của OH
-
tạo thành gỉ Fe
2
O
3
III. CHỐNG ĂN MỊN KIM LOẠI.
1. phương pháp bảo vệ bề mặt:
- Phủ lên bề mặt kim loại một lớp sơn,dầu mỡ,chất dẻo,tráng men,mạ lớp kim loại
khác….
2. phương pháp điện hóa:
phương pháp bảo vệ điện hóa là dùng một kim loại làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu kim
loại .
Bài 24: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
I.Ngun tắc điều chế kim loại :
Khử ion kim loại thành kim loại tự do. M
n+
+ ne
→
M
Trang 7
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
II.Phương pháp điều chế kim loại :
1.Phương pháp thủy luyện:
-Dùng kim loại có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại cần điều chế .
-VD: từ quặng sun fuaAg
2
S
Ag
2
S + 4NaCN
→
Na[Ag(CN)
2
] + Na
2
S
2Na[Ag(CN)
2
] + Zn
→
Na
2
[Zn(CN)
4
] + 2Ag
-phương pháp này dùng điều chế các kim loại có tính khử yếu….
2.Phương pháp nhiệt luyện:
- Dùng chất khử như CO,H
2
,C,Al để khử ion kim loại ra khỏi oxit ở nhiệt độ cao.
- Vd: từ FeS
2
; ZnS.Viết các phương trình phản ứng điều chế Fe,Zn.
4FeS
2
+ 11O
2
→
2Fe
2
O
3
+ 8O
2
Fe
2
O
3
+ 3CO
→
2Fe + 3CO
2
-phương pháp nhiệt luyện dùng điều chế các kim loại đứng sau Al
3.Phương pháp điện phân
-Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại .
-Phương pháp điện phân điều chế hầu hết các kim loại .
* Điện phân nóng chảy:dùng điều chế các kim loại từ Al trở về trước
- Điện phân nóng chảy 2Al
2
O
3
→
4Al + 3O
2
- Điện phân nóng chảy muối halogenua,hidroxit của kim loại nhóm I
A
,II
A
2MCl
n
→
2M + nCl
2
4M(OH)
n
→
4M+nO
2
+2nH
2
O
* Điện phân dung dịch :dùng điều chế các kim loại đứng sau Al bằng cách điện phân
dung dịch muối của chúng
Vd : điều chế Zn từ dung dịch ZnSO
4
ZnSO
4
→
Zn
2+
+ SO
4
2-
Catot: Zn
2+
;H
2
O
Zn
2+
+ 2e
→
Zn
Anot :SO
4
2-
; H
2
O
H
2
O
→
4H
+
+ O
2
+ 4e
Phương trình điện phân
2ZnSO
4
+ 2H
2
O
→
2Zn + 2H
2
SO
4
+ O
2
III. Định luật Faraday
Cơng thức: m = (AIt)/(nF)
m: khối lượng chất thu được: n:số e cho ,nhận
A:khối lượng mol T:thời gian
F = 96500 I:cường độ dòng điện.
Vd: SGK
BÀI 25: LUYỆN TẬP VỀ SỰ ĐIỆN PHÂN
1 – SỰ ĐIỆN PHÂN
a – khái niệm: Sự điện phân là q trình oxi hóa – khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi
có dòng điện một chiều chạy qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li.
b – Phản ứng xảy ra ở các điện cực trong thiết bị điện phân:
- Ở catot (cực - ) xảy ra sự khử, chất có tính oxi hóa mạnh hơn dễ bị khử.
- Ở anot (cực + ) xảy ra sự oxi hóa, chất có tính khử mạnh hơn dễ bị oxi hóa.
- Nếu anot (cực + ) khơng trơ thì anot tan ( mòn).
Trang 8
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
2 – SỰ ĂN MỊN KIM LOẠI
a-Sự ăn mòn hóa học và sự ăn mòn điện hóa
- Giống nhau: Bản chất sự ăn mòn hóa học và sự ăn mòn điện hóa là phản ứng oxi hóa –
khử.
- Khác nhau: Trong ăn mòn hóa học khơng hình thành dòng điện. trong ăn mòn điện hóa
có hình thành dòng electron ( các e được di chuyển thành dòng, từ cực âm đến cực
dương
⇒
tạo pin điện hóa ).
b- Chống ăn mòn kim loại
- Biện pháp bảo vệ bề mặt: sơn, tráng, mạ, bơi dầu mỡ, phủ chất dẻo, … lên bề mặt kim
loại.
- Biện pháp bảo vệ điện hóa: dùng kim loại có tính khử mạnh hơn để bảo vệ ( dùng anot
tan ).
3 – PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
- Phương pháp thủy luyện: để điều chế các kim loại có tính khử yếu như Cu, Hg, Ag,
Au,
- Phương pháp nhiệt luyện: để điều chế các kim loại có tính khử trung bình và yếu như
Zn, Fe, Sn, Pb, Cu, …
- Phương pháp điện phân:
+ Điện phân chất điện li nóng chảy ( muối, bazơ, oxit) để điều chế các kim loại có tính
khử mạnh như K, Na, Ca, Al.
+ Điện phân dung dịch chất điện li ( dung dịch muối) để điều chế kim loại có tính khử
yếu và trung bình như Zn, Fe, Sn, Pb, Cu, Hg, Ag, …
Bài 28: KIM LOẠI KIỀM
I) VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO:
1) Vò trí của kim loại kiềm trong bảng tuần hoàn
- Nằm ở đầu mỗ chu kì( trừ chu kì 1)
- gồm :Li,Na,K,Rb,Cs và Fr
2 ) Cấu tạo và tính của kim loại kiềm:
Bảng 6.1 một số đại lượng đặc trưng của kim loại kiềm
- Cấu hình electron: nguyên tố s, lớp ngoài cùng có 1 e , ở phân lớp ns
1
. So với
những eltron khác trong nguyên tử thì ns
1
ở xa hạt nhân nguyên tử nhất , do đó dễ
tách khỏi nguyên tử
- Các cation M
+
của kim loại kiềm có cấu hình electron của khí hiếm đứng trước
VD Na >Na
+
+e
[Ne]3s
1
[Ne]
- Năng lượng ion hóa : các kim loại kiềm có năng lượng ion hóa I
1
nhỏ nhất với kim
loại cùng chu kì. Do vậy kim loại kiềm có tính khử mạnh nhất
M > M
+
+ e
Năng lượng ion hóa I
2
của các kim loại kiềm lớn h7n năng lượng ion hóa I
1
nhiều lần ( từ 6 đến 14 lần). Vì vậy trong các phản ứng kim loại kiềm và nhường 1 e
- Số oxi hó a: +1
-Thế điện cực chuẩn âm
Trang 9
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
II) TÍNH CHẤT VẬT LÝù:
1) Nhiệt độ nóng chảy:
Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp hơn kim loại khác , do liên kết kim
loại trong tinh thể mạng kim loại kiềm kém bền vững.
2) Khối lượng riêng :
Khối rượng riêng nhỏ do cấu tạo mạng tinh thể kém đặc khít
3) Tính cứng:
Các kim loại kiềm mềm do liên kết kim loại trong mạng tinh thể yếu.
III) Tính chất hóa học:
Các nguyên tử kim loại kiềm đều có năng lượng ion hóa I
1
thấp thế điện cực chuẩn
E
0
có giá trò âm . Vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh
M > M
+
+e
1) Tác dụng với phi kim:
a) Tác dụng với oxi: 2Na + O
2
> Na
2
O
2
4Na + O
2
> 2Na
2
O
b) Tác dụng clo: 2K + Cl
2
> 2KCl
2) Tác dụng axit: 2Li + 2HCl > 2LiCl + H
2
2M + 2H
+
> 2M
+
+ H
2
3) Tác dụng với nước: 2K + 2H
2
O > 2KOH + H
2
Dạng tổng quát:2M + 2H
2
O > 2MOH dư+ H
2
IV. Ứng dụng và điều chế:
1) Ứng dụng:
-Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp.
-Các kim loại Kali và Natri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong lò phản ứng hạt nhân
-Hợp kim Li-Al siêu nhẹ dùng trong hàng không.
-Xs được dùng làm tế bào quang điện.
-Kim loại kiềm được dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ
2) Điều chế:
-Điều chế bằng cách khử ion của chúng: M
+
+ e > M
-Điện phân nóng chảy NaCl : 2NaCl > Na + Cl
2
+ ở catot(cực âm) xảy ra sự khử Na
+
thành Na: Na
+
+e > Na
+ ở anot ( cực dương) xảy ra sự oxi hóa ion Cl
-
thành Cl
2
: 2Cl
-
>
Cl
2
+ 2e
Bài 29: MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM
LOẠI KIỀM
I. Natri hi đ r ô xit ( NaOH) ( xút ăn gia)
1. Tính chất
+ Rắn, trắng, dễ tan trong nước
+ T í nh ch ấ t c ủ a dung d ò ch ki ề m :
-là bazơ mạnh tan trong nước và phân li hoàn toàn thành Na
+
và OH
-
.
Trang 10
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
-Làm quỳ tím chuyển sang màu xanh.
- Tác dụng với axit:
OHNaClHClNaOH
2
+→+
Ion:
OHHOH
2
→+
+−
-Tác dụng với muối: (tạo bazơ không tan): Ion:
2
2
)(OHFeFeOH →+
+−
-Tác dụng với oxit axit:
*muối axit:
32
NaHCONaOHCO →+
*muối trung hoà:
OHCONaNaOHCO
2322
2 +→+
Chú ý: Trường hợp 1:
2
2
≥
−
CO
NaOH
n
n
chỉ tạo muối trung hoà
Trường hợp 2:
1
2
≤
CO
NaOH
n
n
chỉ tạo muối axit
Trường hợp 3:
21
2
<<
CO
NaOH
n
n
tạo hai muối
2. Ứùng dụng:SGK
3. Điều chế: Điều chế NaOH bằng cách điện phân dung dòch NaCl (bão hoà) có
màng ngăn.
+ Sơ đồ điện phân
Cực dương
(Anot)
Quá trình oxi
hoá(nhường e)
NaCl
→
OH
2
Na
+
+
Cl
-
.
Cực âm
(Catot)
Quá trình
khử(thu e)
Cl
-
,H
2
O
2Cl
-
→
Cl
2
+
2e
Na
+
,H
2
O
2H
2
O +2e
→
H
2
+
2OH
-
.
+ Phương trình :
- Cho bay hơi dung dich
→
NaCl kết tinh trước.
II. Natrihi đ rcacbonat v à natricacbonat
1. Natri hiđrocacbonat: NaHCO
3
.
+ Bò phân huỷ ở t
0
cao :
22323
2 COOHCONaNaHCO ++→
↑
+Tính lưỡng tính :
↑++→+
223
COOHNaClHClNaHCO
↑+→+
+
−
223
COOHHHCO
(nhận H
+
)
*
OHCONaNaOHNaHCO
2323
+→+
Trang 11
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
−
−
−
+→+
3
23
COOHOHHCO
(nhường H
+
)
2. Natri cacbonat ( xô đa ): Na
2
CO
3
+ Dễ tan trong nước
+ Bền với nhiệt độ < không bò nhiệt phân >
+T/d với axit, với dung dòch muối, dung dich kiềm
−+−
→+
3
2
3
HCOHCO
22
2
3
2 COOHHCO +→+
+−
3
22
3
BaCOBaCO
→+
+−
↓
BÀI 30: KIM LOẠI KIỀM THỔ
I.Vị trí và cấu tạo:
1. Vị trí của KLKTtrong bảng tuần hồn:
- Thuộc nhóm Iia , gồm: Be, Mg, Ca, Sr, Ba và Ra(px).
- Trong mỗi chu kì đứng sau KLK.
2. cấu tạo của KLK thổ:
- là ngun tố s
- Cấu hình e ngồi cùng TQ: ns
2
.
- Xu hướng nhương 2e tạo ion M
2+
.
Vd. Mg Mg
2+
+ 2e
[Ne]3s
2
[Ne]
II.Tính chất vật lí:
- T
o
nc và t
o
s tương đối thấp
- Kim loại thuộc nhóm IIA có độ cứng cao hơn KLK nhưng mềm hơn nhơm và
những kim loại nhẹ, vì có d<g/cm
3
- Kiểu mạng tinh thể: khơng giống nhau.
III. Tính chất hố học:
KLK thổ có tính khử mạnh, yếu hơn KLK. Tính khử tăng dần từ Be Ba.
1.Tác dụng với phi kim:
- Khi đốt nóng, KLK thổ pư với oxi(cháy).
VD: 2Mg + O
2
2MgO
TQ: 2M + O
2
2MO
- Tác dụng với Hal:
VD: Ca + Cl
2
CaCl
2
2.Tác dụng với axit:
- KLK thổ khử được ion H
+
trong dung dịch axit thành H
2
và E
o
M
2+
/M < E
o
H
+
/H
2
.
VD: Ca + 2HCl CaCl
2
+ H
2
TQ: M + 2H
+
M
2+
+ H
2
3.Tác dụng với nước:
- Be khơng pư
- Mg: pứ chậm ở nhiệt độ thường.
- Ca,Sr,Ba pư ở nhiệt độ thường.
VD: Ca + 2 H
2
O Ca(OH)
2
+H
2
Mg + 2H
2
O -> MgO + H
2
Trang 12
đpnc
đpnc
t
o
t
o
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
IV.Ứng dụng và điều chế:
1. Ứng dụng:
- Kim loại Be tạo ra những hợp kim bền, có tính đàn hồi cao.
- Kim loai Mg tạo ra hợp kim nhẹ ,bền.
- Ca: Dùng đẻ tách oxi, S ra khỏi thép.
2. Điều chế:
* P
2
: Đpnc muối halogenua.
Vd:
MgCl
2
Mg + Cl
2
TQ:
MX
2
M + X
2
Bài 31: MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM
LOẠI KIỀM THỔ
I.Một số tính chất chung của hợp chất KLKT.
1.Tính bền đối với nhiệt: các muối nitrat,cacbonat, hidroxit của KLKT bị phân huỷ khi
đun nóng.
VD:
2Mg(NO
3
)
2
2MgO +4NO
2
+O
2
CaCO
3
CaO + CO
2
Mg(OH)
2
MgO + H
2
O
2.Tính tan trong H
2
O:SGK
I.Một số hợp chất của KLKT:
1.canxihidroxit:
a) Tính chất:
- là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước
- dung dịch Ca(OH)
2
(nước vơi trong) là một bazơ mạnh.
Ca(OH)
2
Ca
2+
+ 2OH
-
- dung dịch Ca(OH)
2
có những tính chất của một dung dịch bazơ kiềm.
VD: Ca(OH)
2
+ HNO
3
Ca(OH)
2
+ CuSO
4
b) Ứng dụng: SGK
2.Canxicacbonat:
a) Tính chất:
- là chất rắn màu trắng khơng tan trong nước
- là muối của axit yếu nên pư với những axit mạnh hơn
VD: CaCO
3
+ HCl
CaCO
3
+ CH
3
COOH
- phản ứng với CO
2
và H
2
O:
CaCO
3
+ CO
2
H
2
O Ca(HCO
3
)
2
b)Ứng dụng : SGK
3.Canxi sunfat: CaSO
4
- là chất rắn, màu trắng , ít tan trong nước.
- tuỳ theo lượng nước kết tinh mà ta có 3 loại:
. CaSO
4
.2H
2
O: thạch cao sống
Trang 13
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
. 2CaSO
4
. H
2
O: thạch cao nung
. CaSO
4
: thạch cao khan.
2CaSO
4
. 2H
2
O 2CaSO
4
.H
2
O + 3 H
2
O
* ứng dụng:
Bài: NƯỚC CỨNG
I. Nước cứng:
- Nước có vai trò cực kì quan trọng đối với đời sống con người và sản xuất.
- Nước thường dùng là nước tự nhiên có hồ tan một số hợp chất của canxi, magie
như: Ca(HCO
3
)
2
, Mg(HCO
3
)
2
, CaSO
4
, MgSO
4
, CaCl
2
vì vậy nước tự
nhiên có chứa các ion Ca
2+
, Mg
2+
.
• Nước có chứa nhiều ion Ca
2+
, Mg
2+
gọi là nước cứng. nước có chứa ít hoặc
khơng chứa các ion trên gọi là nước mềm.
II. Phân loại nước cứng:
Tuỳ thuộc vào thành phần anion gốc axit có trong nứơc cứng, chia làm 2 loại:
1. Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa anion HCO
3
-
. ( của các muối
Ca(HCO
3
)
2
, Mg(HCO
3
)
2
)
2. Nước cứng vĩnh cữu: là nước cứng có chứa các ion Cl
-
, SO
4
2-
hoặc cả 2. ( của
các muối CaCl
2
, CaSO
4
, MgCl
2
).
III. Tác hại của nước cứng:GV đàm thoại với học sinh các tác hại của nước
cứng .
IV. Cách làm mềm nước cứng:
Ngun tắc: làm giảm nồng độ ion Ca
2+
, Mg
2+
trong nước cứng bằng cách chuyển 2 ion
tự do này vào hợp chất khơng tan hoặc thay thế chúng bằng những cation khác.
có 2 phương pháp:
1. Phương pháp kết tủa:
a) Đối với nước cứng tạm thời:
- Đun sơi trước khi dùng
M(HCO
3
)
2
MCO
3
+ CO
2
+ H
2
O
lọc bỏ kết tủa được nước mềm.
- Dùng nước vơi trong vừa đủ:
M(HCO
3
)
2
+ Ca(OH)
2
MCO
3
+ CaCO
3
+ 2H
2
O
b) Đối với nước cứng vĩnh cữu:
dùng các dung dịch Na
2
CO
3
, Na
3
PO
4
để làm mềm nước.
M
2+
+ CO
3
2-
MCO
3
↓
3M
2+
+ 2PO
4
3-
M
3
(PO
4
)
2
↓
2. Phương pháp trao đổi ion: cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion( ionit), chất này
hấp thụ Ca
2+
, Mg
2+
, giải phóng Na
+
, H
+
nước mềm .
Bài 33: NHÔM
I. Vị trí và cấu tạo:
1. Vị trí của nhơm trong bảng tuần hồn:
Al
13
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1
vị trí: chu kì 3, nhóm IIIA
- Trong chu kì Al đưng sau Mg, trước Si
- Trong nhóm IIIA: Al đưng sau B.
Trang 14
t
o
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
2. Cấu tạo của nhơm:
- Là ngun tố p, có 3 e hố trị. Xu hướng nhường 3 e tạo ion Al
3+
Al Al
3+
+ 3e
[Ne]3s
2
3p
1
[Ne]
- Trong hợp chất nhơm có số oxi hố +3
vd: Al
2
O
3
, AlCl
3
- Cấu tạo đơn chất : LPTD
II. Tính chất vật lí của nhơm (sgk)
III. Tính chất hố học:
E
o
Al
3+
/Al = -1,66 V; I
1
, I
2
, I
3
thấp Al là kim loại có tính khử mạnh. ( yếu hơn KLK,
KLK thổ)
1. Tác dụng với phi kim: tác dụng trực tiếp và mãnh liệt với nhiều phi kim.
Vd: 4 Al + 3O
2
2 Al
2
O
3
2 Al + 3Cl
2
2 AlCl
3
Al khử nhiều phi kim thành ion âm .
2. Tác dụng với axit:
a) Với các dung dịch axit HCl, H
2
SO
4
lỗng:
Vd: 2Al + 6HCl 2AlCl
3
+ 3H
2
2Al + 3 H
2
SO
4
Al
2
(SO
4
)
3
+ 3 H
2
Pt ion: 2Al + 6H
+
2 Al
3+
+ 3H
2
Al khử ion H
+
trong dung dịch axit thành hidro tự do.
b) Với dung dịch HNO
3
, H
2
SO
4
đặc:
- Al khơng pư với HNO
3
đặc nguội, H
2
SO
4
đặc nguội.
- Với các axit HNO
3
đặc nóng, HNO
3
lỗng, H
2
SO
4
đặc nóng: Al khử được
5+
N
và
6+
S
xuống những mức oxi hố thấp hơn.
Al + 6HNO
3
đ Al(NO
3
)
3
+ 3NO
2
+ 3H
2
O
Al + H
2
SO
4
đ
3. Tác dụng với H
2
O:
Do E
o
Al
3+
/Al < E
o
H
2
O/H
2
Al khử được nước.
2Al + 6H
2
O 2 Al(OH)
3
+ 3 H
2
phản ứng dừng lại nhanh và có lớp Al(OH)
3
khơng tan trong H
2
O bảo vệ lớp nhơm
bên trong.
4. Tác dụng với oxit kim loại:
- ở nhiệt đọ cao, Al khử được nhiều ion kim loại kém hoạt dộng hơn trong oxit
( FeO, CuO, ) thành kim loại tự do.
Vd: Fe
2
O
3
+ 2 Al Al
2
O
3
+ 2 Fe
2 Al + 3 CuO
phản ứng nhiệt nhơm.
5. Tác dụng với bazơ: nhơm tác dụng với dung dịch bazơ mạnh: NaOH, KOH,
Ca(OH)
2
vd:2Al +2NaOH +6H
2
O2Na[Al(OH)
4
] +3H
2
natri aluminat
IV. Ứng dụng và sản xuất:
1. ứng dụng:
Trang 15
đpnc, xt
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
2. Sản xuất : Qua 2 cơng đoạn:
cơng đoạn tinh chế quặng boxit
cơng đoạn đpnc Al
2
O
3
- Để hạ nhiệt độ nóng chảy của Al
2
O
3
từ 2050
o
C xuống 900
o
C, hồ tan Al
2
O
3
trong criolit n/c.
ptđp: Al
2
O
3
2Al + 3/2 O
2
Bài 34: MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM
I. Nhơm oxit: Al
2
O
3
1. Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên:
- Là chất rắn màu trắng, khơng tan và khơng tác dụng với nước.t
o
n/c > 2000
o
C
- Trong vỏ quả đất, Al
2
O
3
tồn tại ở các dạng sau:
+ Tinh thể Al
2
O
3
khan là đá q rất cứng: corinddon trong suốt, khơng màu.
+ Đá rubi(hồng ngọc): màu đỏ
+ Đá saphia: màu xanh.
2. Tính chất hố học:
a) Al
2
O
3
là hợp chất rất bền:
- Al
2
O
3
là hợp chất ion, ở dạng tinh thể nó rất bền về mặt hố học, t
o
n/c = 2050
o
C.
- Các chất: H
2
, C, CO, khơng khử được Al
2
O
3
.
b) Al
2
O
3
là chất lưỡng tính:
- Tác dụng với axit mạnh:
Al
2
O
3
+ 6HCl 2AlCl
3
+ 3 H
2
O
Al
2
O
3
+ 6H
+
2Al
3+
+ 3 H
2
O
Có tính chất của oxit bazơ.
- Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh:
AL
2
O
3
+2NaOH + 3H
2
O 2Na[Al(OH)
4
]
Al
2
O
3
+2OH
-
+ 3H
2
O 2[Al(OH)
4
]
-
Có tính chất của oxit axit .
II. Nhơm hidroxit: Al(OH)
3
.
1. Tính chất hố học:
a) Tính bền với nhiệt:
2 Al(OH)
3
Al
2
O
3
+ 3 H
2
O
b) Là hợp chất lưỡng tính:
- Tác dụng với các dung dịch axit mạnh:
3 HCl + Al(OH)
3
AlCl
3
+ 3 H
2
O
3 H
+
+ Al(OH)
3
Al
3+
+ 3 H
2
O
- Tác dụng với các dung dịch bazơ mạnh :
Al(OH)
3
+ NaOH Na[Al(OH)
4
]
Al(OH)
3
+ OH
-
[Al(OH)
4
]
-
- Những đồ vật bằng nhơm bị hồ tan trong dung dịch NaOH, Ca(OH)
2
là do :
màng bảo vệ:
Al
2
O
3
+2NaOH + 3H
2
O 2Na[Al(OH)
4
]
2 Al + 6 H
2
O 2 Al(OH)
3
+ 3 H
2
Al(OH)
3
+ NaOH Na[Al(OH)
4
]
Điều chế Al(OH)
3
: AlCl
3
+ 3 NH
3
+ 3 H
2
O = Al(OH)
3
↓ + 3 NH
4
Cl
Trang 16
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
III. Nhơm sunfat: Al
2
(SO
4
)
3
.
Quan trọng là phèn chua:
Cơng thức hố học: K
2
SO
4
.Al
2
(SO
4
)
3
.24H
2
O
Hay KAl(SO
4
)
2
.12H
2
O
* Ứng dụng: Phèn chua được dùng trong cơng nghiệp thuộc da, CN giấy
IV. Cách nhạn biết ion Al
3+
trong dung dòch: cho từ từ dd NaOH đến dư vào dd thí
nghiệm, nếu thấy có kết tủa keo xuất hiện và rồi tan ra trong NaON dư thì chứng tỏ
có ion Al
3+
Al
3+
+ 3OH
-
-> Al(OH)
3
↓
Al(OH)
3
+ OH
-
dư -> [Al(OH)
4
]
-
V. Muối Aluminat: AlO
2
-
bền trong dung dòch kiềm, trong môi trường axit yếu tạo
kết tủa
NaAlO
2
+ CO
2
+ H
2
O = Al(OH)
3
↓ + NaHCO
3
Bài 35: LUYỆN TẬP: TÍNH CHẤT CỦA NHÔM VÀ HP
CHẤT CỦA NHÔM
1. Một số đại lượng đặc trưng:
- Cấu hình e
- Số oxi hóa của nhơm là +3
- Năng lượng ion hóa, độ âm điện, thế điện cực chuẩn.
2. Tính chất hóa học:
a)Tính khử của nhơm: pư với phi kim, axit, nước, oxit kim loại, dd kiềm mạnh.
b)Tính chất cáchợp chất của nhơm:
Nhơm oxit và nhơm hiđrơxit là những hợp chất lưỡng tính :
3. Sản xuất nhơm : Bằng pp điện phân nóng chảy
đpnc 2Al
2
O
3
4 Al + 3O
2
Bài 38: CROM
I. Vị trí và cấu tạo:
1. Vị trí của crơm trong BTH:
Crơm là kim loại chuyển tiếp vị trí: STT: 24, Chu kì: 4, Nhóm: VIB
2. Cấu tạo của crơm:
Cr
24
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1
- Trong hợp chất, crơm có số oxi hố biến đổi từ +1 đến +6. số oxi hố phổ biến
là +2,+3,+6. ( crơm có e hố trị nằm ở phân lớp 3d và 4s)
- ở nhiệt độ thường: cấu tạo tinh thể lục phương.
3. Một số tính chất khác: E
o
Cr
3+
/Cr = - 0,74 V
II. Tính chất vật lí:
- Crơm có màu trắng bạc, rất cứng ( độ cứng thua kim cương)
- Khó nóng chảy, là kimloại nặng, d = 7,2 g/cm
3
.
III. Tính chất hố học:
1. Tác dụng với phi kim:
4Cr + 3 O
2
2 Cr
2
O
3
2Cr + 3Cl
2
2 CrCl
3
Trang 17
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
- ở nhiệt độ thường trong khơng khí, kim loại crơm tạo ra màng mỏng crơm (III)
oxit có cấu tạo mịn, bền vững bảo vệ. ở nhiệt độ cao khử được nhiều phi kim.
2. Tác dụng với nước: khơng tác dụng với nước do có màng oxit bảo vệ.
3. Tác dụng với axit: với dung dịch axit HCl, H
2
SO
4
lỗng nóng, màng axit
bị phá huỷ
⇒
Cr khử được H
+
trong dung dịch axit.
Vd: Cr + 2HCl CrCl
2
+ H
2
Cr + H
2
SO
4
CrSO
4
+ H
2
Pt ion: 2H
+
+ Cr Cr
2+
+ H
2
- Crơm thụ động trong axit H
2
SO
4
và HNO
3
đặc ,nguội.
IV. Ứng dụng và sản xuất:
1. Ứng dụng: Sgk
2. Sản xuất
- Trong TN, crơm tồn tại ở dạng hợp chất. quặng chủ yếu của crơm là crơmit:
FeO.Cr
2
O
3
.
- P
2
: tách Cr
2
O
3
ra khỏi quặng, dùng phương pháp nhiệt nhơm.
Cr
2
O
3
+ 2 Al 2Cr + Al
2
O
3
Bài 39: MỘT SỐ HP CHẤT CỦA CROM
I. Một số hợp chất của crơm (II) vd: CrO, CrCl
2
, Cr(OH)
2
1. Crơm (II) oxit: CrO là một oxit bazơ.
- Tác dụng với axit HCl, H
2
SO
4
CrO + 2 HCl CrCl
2
+ H
2
O
- CrO có tính khử, trong khơng khí bị oxi hố thành Cr
2
O
3
.
2. Crơm (II) hidroxit Cr(OH)
2
:
- Là chất rắn màu vàng. đ/c: CrCl
2
+ 2 NaOH Cr(OH)
2
+ 2NaCl
- Cr(OH)
2
là một bazơ: Cr(OH)
2
+ 2 HCl
- Cr(OH)
2
có tính khử. 4 Cr(OH)
2
+ O
2
+ 2H
2
O 4 Cr(OH)
3
3. Muối crơm (II): có tính khử mạnh 4 CrCl
2
+ 4HCl + O
2
4CrCl
3
+ 2 H
2
O
II. hợp chất crơm (III):
1. Crơm (III) oxit: Cr
2
O
3
( màu lục thẩm)
Cr
2
O
3
là oxit lưỡng tính, tan trong axit và kiềm đặc.
Vd: Cr
2
O
3
+ HCl
Cr
2
O
3
+ NaOH + H
2
O
2. Crơm (III) hidroxit: Cr(OH)
3
là chất rắn màu xanh nhạt.
Điêù chế:CrCl
3
+3 NaOH Cr(OH)
3
+ 3NaCl
- Cr(OH)
3
là hidroxit lưỡng tính:
Cr(OH)
3
+ NaOH Na[Cr(OH)
4
]
Natri crơmit
Cr(OH)
3
+ 3HCl CrCl
3
+ 3 H
2
O
3. Muối crơm (III): vừa có tính khử vừa có tính oxi hố.: Hs nghiên cứu sgk
Zn + Cr
3+
Cr
3+
+ OH
-
+ Br
2
CrO
4
2-
+ Br
-
+ H
2
O
muối quan trọng là phèn crơm-kali: KCr(SO
4
)
2
.12H
2
O- có màu xanh tím, dùng trong
thuộc da, chất cầm màu trong nhộm vải.
III. Hợp chất Crơm (VI):
1. Crơm (VI) oxit: CrO
3
Trang 18
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
- Là chất rắn màu đỏ.
- CrO
3
là chất oxi hố rất mạnh. một số hợp chất vơ cơ và hữu cơ bốc cháy khi tiếp
xúc với CrO
3
.
Vd: 2CrO
3
+ 2 NH
3
Cr
2
O
3
+N
2
+3 H
2
O
- CrO
3
là một oxit axit, tác dụng với H
2
O tạo ra hỗn hợp 2 axit.
CrO
3
+ H
2
O H
2
CrO
4
: axit crơmic
2 CrO
3
+ H
2
O H
2
Cr
2
O
7
: axit đi crơmic
- 2 axit trên chỉ tồn tại trong dung dịch, nếu tách ra khỏi dung dịch chúng bị phân huỷ
tạo thành CrO
3
2. Muối crơmat và đicromat:
- Là những hợp chất bền
- Muối crơmat: Na
2
CrO
4
, là những hợp chất có màu vàng của ion CrO
4
2-
.
- Muối đicrơmat: K
2
Cr
2
O
7
là muối có màu da cam của ion Cr
2
O
7
2-
.
- Giữa ion CrO
4
2-
và ion Cr
2
O
7
2-
có sự chuyển hố lẫn nhau theo cân bằng.
Cr
2
O
7
2-
+ H
2
O 2 CrO
4
2-
+ 2H
+
(da cam) (vàng)
Cr
2
O
7
2-
+ 2 OH
-
2 CrO
4
2-
+ 2 H
+
* Tính chất của muối crơmat và đicromat là tính oxi hố mạnh. đặc biệt trong mơi
trường axit.
Vd: K
2
Cr
2
O
7
+ SO
2
+ H
2
SO
4
K
2
Cr
2
O
7
+ KI + H
2
SO
4
Khác với những axit, các muối cromat và đicromat là những chất bền
Muối cromat (Na
2
CrO
4
, K
2
CrO
4
) là muối của axit cromic, có màu vàng của ion
CrO
4
2-
Muối đicromat (Na
2
Cr
2
O
7
, K
2
Cr
2
O
7
) là muối của axit đicromic, có màu da cam
của ion Cr
2
O
7
2-
Giữa các ion CrO
4
2-
và ion Cr
2
O
7
2-
có sự chuyển hóa lẩn nhau theo cân bằng
hóa học:
Cr
2
O
7
2-
+ H
2
O ↔ 2 CrO
4
2-
+ 2 H
+
(Da cam ) (vàng)
Thêm dd axit vào muối cromat ( màu vàng), muối này chuyển thành muối
đicromat ( màu da cam)
2 CrO
4
2-
+ 2 H
+
→ Cr
2
O
7
2-
+ H
2
O
(vàng) (da cam )
Thêm dd kiềm vào muối đicromat ( màu da cam), muối này chuyển thành
muối cromat ( màu vàng)
Cr
2
O
7
2-
+ 2 OH
-
→ 2 CrO
4
2-
+ 2 H
2
O
(Da cam ) (vàng)
Các muối cromat và đicromat có tính oxi hóa mạnh, đặc biệt trong môi trường
axit, muối Cr (VI) bò khử thành muối Cr (III)
K
2
Cr
2
O
7
+ 3 SO
2
+ H
2
SO
4
-> Cr
2
(SO
4
)
3
+ K
2
SO
4
+ H
2
O
K
2
Cr
2
O
7
+ 6 KI + 7 H
2
SO
4
-> Cr
2
(SO
4
)
3
+ 4 K
2
SO
4
+ 3 I
2
+ 7 H
2
O
Trang 19
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
K
2
Cr
2
O
7
+ 6 FeSO
4
+ 7 H
2
SO
4
-> Cr
2
(SO
4
)
3
+ 3Fe
2
(SO
4
)
3
+ K
2
SO
4
+ 7 H
2
O
Bài 40: SẮT
I. Vị trí và cấu tạo:
1. Vị trí của Fe trong BTH vị trí: stt : 26, chu kì 4, nhóm VIIIB
- Nhóm VIIIB, cùng chu kì với sắt còn có các ngun tố Co, Ni. Ba ngun tố này
có tính chất giống nhau.
2. Cấu tạo của sắt:
- Fe là ngun tố d, có thể nhường 2 e hoặc 3 e ở phân lớp 4s và phân lớp 3d để
tạo ra ion Fe
2+
,Fe
3+
.
- Mạng tinh thể: phụ thuộc vào nhiệt độ
- Trong hợp chất, sắt có số oxi hố là +2, +3. Vd: FeO, Fe
2
O
3
3. Một số tính chất khác của sắt: E Fe
2+
/Fe = -0,44V; E Fe
3+
/Fe
2+
= + V
II. Tính chất vật lí:
- Sắt là kim loại màu trắng hơi xám, dẻo, dai, dễ rèn, nhiệt độ nóng chảy khá
cao( 1540
o
C)
- Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt, có tính nhiễm từ.
III. Tính chất hố học:
- Khi tham gia phản ứng hố học, ngun tử sắt nhường 2 e ở phân lớp 4s , khi tác
dụng với chất oxi hố mạnh thì sắt nhường thêm 1 e ở phân lớp 3d. tạo ra các ion
Fe
2+
, Fe
3+
.
Fe Fe
2+
+ 2e
Fe Fe
3+
+ 3 e
Tính chất hố học của sắt là tính khử.
1. Tác dụng với phi kim:
- Với oxi, phản ứng khi đun nóng.
3Fe + 2O
2
Fe
3
O
4
( FeO.Fe
2
O
3
)
- với S, Cl: pư cần đung nóng.
2Fe + 3Cl
2
2FeCl
3
2Fe + 3 Br
2
2 FeBr
3
Fe + I
2
FeI
2
Fe + S FeS
2. Tác dụng với axit:
a) Với các dung dịch axit HCl, H
2
SO
4
lỗng:
VD: Fe + 2 HCl FeCl
2
+ H
2
Fe + H
2
SO
4
FeSO
4
+ H
2
Pt ion: Fe + 2H
+
Fe
2+
+ H
2
Sắt khử ion H
+
trong dung dịch axit thành H
2
tự do.
b) Với các axit HNO
3
, H
2
SO
4
đặc:
- Với HNO
3
đặc, nguội;H
2
SO
4
đặc, nguội: Fe khơng phản ứng.
- Với H
2
SO
4
đặc, nóng; HNO
3
đặc, nóng:
vd: 2Fe + 6H
2
SO
4
Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
sắt (III) sunfat
Fe + 6HNO
3
Fe(NO
3
)
3
+ 3 NO
2
+ 3H
2
O
- Với HNO
3
lỗng:
Trang 20
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Fe + 4HNO
3
Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
3. Tác dụng với dung dịch muối:
vd: Fe + CuSO
4
FeSO
4
+ Cu
kh oxh
Fe + 2 Fe(NO
3
)
3
3 Fe(NO
3
)
2
Vd: Cho Fe dư tác dụng với dung dịch HNO
3
đặc, nóng.
4. Tác dụng với nước:
- Nếu cho hơi nước đi qua sắt ở nhiệt độ cao, Fe khử nước giải phóng H
2
.
3 Fe + 4 H
2
O Fe
3
O
4
+ 4 H
2
Fe + H
2
O FeO + H
2
IV . Điều chế: trong cơng nghiệp từ quặng sắt.
- Dùng phương pháp nhiệt luyện:
vd: Fe
2
O
3
+ 3 CO 2Fe + 3 CO
2
các pư khác: FeCl
2
Fe + Cl
2
Mg + FeSO
4
MgSO
4
+ Cu
V.TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN:
Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái đất
Trong tự nhiên sắt tồn tại ở dạng hợp chất: quặng manhetit ( Fe
3
O
4
), quặng
hematit đỏ (Fe
2
O
3
), quặng hematit nâu (Fe
2
O
3
.n H
2
O), quặng xiđexit ( FeCO
3
), quặng
pirit sắt (FeS
2
)
Sắt có trong hemoglobin ( huyết cầu tố ) trong máu người``
Bài 41: MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA SẮT
I. Hợp chất sắt (II):gồm muối, hidroxit, oxit của Fe
2+
Vd: FeO, Fe(OH)
2
, FeCl
2
1. Tính chất hố học chung của hợp chất sắt (II):
- Hợp chất sắt (II) tác dụng với chất oxi hố sẽ bị oxi hố thành hợp chất sắt (III).
Trong pư hố học ion Fe
2+
có khả năng cjo 1 electron.Fe
2+
Fe
3+
+ 1e
Tính chất hố học chung của hợp chất sắt (II) là tính khử.
Ví dụ 1: ở nhiêt độ thường, trong khơng khí ( có O
2
, H
2
O) Fe(OH)
2
bị oxi hố thành
Fe(OH)
3
. Pư: 4Fe(OH)
2
+ O
2
+ 2H
2
O 4 Fe (OH)
3
khử oxh
Ví dụ 2: Sục khí clo vào dung dịch muối FeCl
2
Pư: 2 FeCl
2
+ Cl
2
2 FeCl
3
Fe(NO
3
)
2
+ HNO
3
NO +
Ví dụ 3: Cho FeO vào dung dịch HNO
3
lỗng:
3FeO + 10 HNO
3
3 Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5H
2
O
Ví dụ 4: cho từ từ dung dịch FeSO
4
vào dung dịch hỗn hợp ( KMnO
4
+ H
2
SO
4
)
Kết luận:
c) Oxit và hidroxit sắt có tính bazơ:
2. Điều chế một số hợp chất sắt (II):
a) 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
Trang 21
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
b) FeO :
- Phân huỷ Fe(OH)
2
ở nhiệt độ cao trong mơi trường khơng có khơng khí .
Fe(OH)
2
FeO + H
2
O
- Hoặc khử oxit sắt ở nhiệt độ cao.
Fe
2
O
3
+ CO 2 FeO + CO
2
c) Muối sắt (II):
cho Fe hoặc FeO, Fe(OH)
2
tác dụng với các dung dịch HCl, H
2
SO
4
lỗng.
II. Hợp chất sắt (III):
1. Tính chất hố học của hợp chất sắt (III):
a) Hợp chất sắt (III) có tính oxi hố:
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 hố học : Fe
3+
+ 1e Fe
2+
Fe
3+
+ 3e Fe
tính chất chung của hợp chất sắt (III) là tính oxi hố.
Ví dụ 1: Nung hỗn hợp gồm Al và Fe
2
O
3
ở nhiệt độ cao:
Fe
2
O
3
+ 2Al Al
2
O
3
+ 2 Fe
Ví dụ 2: Ngâm một đinh sắt sạch trong dung dịch muối sắt (III) clorua.
2 FeCl
3
+ Fe 3 FeCl
2
Ví dụ 3: cho Cu tác dụng với dung dịch FeCl
3
.
Cu + 2 FeCl
3
CuCl
2
+ 2 FeCl
2
- Sục khí H
2
S vào dung dịch FeCl
3
có hiện tượng vẫn đục:
2 FeCl
3
+ H
2
S 2 FeCl
2
+ 2 HCl + S
2. Điều chế một số hợp chất sắt (III):
a. Fe(OH)
3
: Chất rắn, màu nâu đỏ.
- Điều chế: pư trao đổi ion giữa dung dịch muối sắt (III) với dung dịch kiềm.
Ví dụ :Fe(NO
3
)
3
+3NaOH Fe(OH)
3
+3 NaNO
3
Pt ion: Fe
3+
+ 3 OH
-
Fe(OH)
3
b. Sắt (III) oxit: Fe
2
O
3
phân huỷ Fe(OH)
3
ở nhiệt độ cao
2 Fe(OH)
3
- Fe
2
O
3
+ 3 H
2
O
c. Muối sắt (III):
2 Fe(OH)
3
+ 3 H
2
SO
4
-> Fe
2
(SO
4
)
3
+ 6 H
2
O
Fe
2
O
3
+ 6 HCl -> 2 FeCl
3
+ 3 H
2
O
3. ứng dụng của hợp chất sắt (III):
phèn sắt amoni: NH
4
Fe(SO
4
)
2
. 12H
2
O
phần đọc thêm HP CHẤT CỦA SẮT:
a) xit FeO, Fe
2
O
3
, Fe
3
O
4
- Cả 3 điều là chất rắn, không tan trong nước
FeO + 2 HCl = FeCl
2
+ H
2
O
Fe
2
O
3
+ 6 HCl = 2 FeCl
3
+ H
2
O
Fe
3
O
4
+ 8 HCl = 2 FeCl
3
+ FeCl
2
+ 4 H
2
O
- Cả 3 xit có thể bò H
2
, CO khử về kim loại Fe
FeO + H
2
= Fe + H
2
O
Trang 22
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Fe
2
O
3
+ 3 CO = 2 Fe + 3 CO
2
↑
- Với HNO
3
:
3 FeO + 10 HNO
3
= 3 Fe(NO
3
)
3
+ NO ↑ + 5 H
2
O
Fe
2
O
3
+ 6 HNO
3
= 2 Fe(NO
3
)
3
+ 3 H
2
O
Fe
3
O
4
+ 10 HNO
3
= 3 Fe(NO
3
)
3
+ NO
2
↑ + 5 H
2
O
b) Fe(OH)
2
, Fe(OH)
3
là chất rắn, không tan trong nước
Fe(OH)
2
= FeO + H
2
O
2 Fe(OH)
3
= Fe
2
O
3
+ 3 H
2
O
Fe(OH)
2
+ 2 HCl = FeCl
2
+ 2 H
2
O
Fe(OH)
3
+ 3 HCl = FeCl
3
+ 3 H
2
O
Riêng Fe(OH)
2
để ngoài không khí thì chuyển thành Fe(OH)
3
4 Fe(OH)
2
+ O
2
+ 2 H
2
O = 4 Fe(OH)
3
đỏ nâu
c) Muối của Fe
Muối Fe
2+
có tính khử, tính Oxy hóa:
2 FeCl
2
+ Cl
2
= 2 FeCl
3
10 FeSO
4
+ 2 KMnO
4
+ 8 H
2
SO
4
= 5 Fe
2
(SO)
3
+ K
2
SO
4
+ 2 MnSO
4
+ 8 H
2
O
Muối Fe
3+
có tính xy hóa:
2 FeCl
3
+ Cu = CuCl
2
+ 2 FeCl
2
2 FeCl
3
+ Fe = 3 FeCl
3
Bài 42: HỢP KIM CỦA SẮT
I. GANG:
1 Gang là gì: là hợp kim sắt – cacbon trong đó có từ 2 – 5 % cacbon, ngoài ra
còn một lượng nhỏ các nguyên tố khác: Si, Mn…
2 Phân loại: có 2 loại
Gang xám: là gang chứa cacbon ở dạng than chì
Gang trắng: là gang chứa ít cacbon hơn và cacbon chủ yếu ở dạng Xêmntit
( Fe
3
C)
Gang trắng được dùng để luyện thép
3 Sản Xuất Gang
Nguyên liệu: quặng sắt ( Hematit, Xiđeric, Pirit FeS
2
)
Nguyên tắc: khử sắt trong oxit bằng chất khử CO ở nhiệt độ cao:
Các phản ứng trong sản xuất gang:
Tạo khí CO
2
: C + O
2
= CO
2
+ Q
Tạo chất khử CO: CO
2
+ C = 2 CO – Q
Các pứ khử oxit sắt :
3 Fe
2
O
3
+ CO = 2 Fe
3
O
4
+ CO
2
↑
Fe
3
O
4
+ CO = 3 FeO + CO
2
↑
FeO + CO = Fe + CO
2
↑
Phản ứng tạo xỉ: CaCO
3
-> CaO + CO
2
↑
Trang 23
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
CaO + SiO
2
-> CaSiO
3
( canxi silicat)
II. SẢN XUẤT THÉP:
1 Thép là gì: là hợp kim sắt – cacbon trong đó có dưới 2 % cacbon, ngoài ra còn có
một lượng rất nhỏ các nguyên tố S, P, Mn, Si…
2 Phân loại: có 2 nhóm chính
Thép thông dụng: Thép mềm chứa 0.3 % C thép mềm dùng làm thép lá,
kéo sợi
Thép cứng: chứa từ 0,3 đến 1,9 % C dùng để chế tạo
công cụ, các chi tiết máy.
Thép đặc biệt: Thép chứa 13% Mn rất cứng được làm máy nghiền đá
Thép chứa khoảng 20% Cr, 10% Ni rất cứng và không
gỉ, dùng làm dao, dụng cụ phẩu thuật
Thép chứa 18% W , 5% Cr rất cứng, làm dụng cụ cắt gọt
kim loại
3. Sản xuất thép:
Nguyên liệu: Gang trắng, gang xám, hoặc thép phế liệu
Không khí hoặc ôxy
Nhiên liệu: dầu madút hoặc khí đốt
Chất cháy: Canxi oxit hoặc silic IV ôxit
Phản ứng tạo thép:
Cacbon và lưu huỳnh bò oxi hóa: 2 C + O
2
= 2 CO
S + O
2
= SO
2
Silic và photpho bò oxi hóa: Si + O
2
= SiO
2
2 Mn + O
2
= 2 MnO
4 P + 5 O
2
= 2 P
2
O
5
2 Fe + O
2
= 2 FeO
Những oxit này hóa hợp với chất chảy là CaO tại thành xỉ:
3 CaO + P
2
O
5
= Ca
3
(PO
4
)
2
CaO + SiO
2
= CaSiO
3
Phản ứng tạo thép: FeO + Mn = Fe + MnO
4. Các phương pháp luyện thép:
Phương pháp Bet-xơ-me ( lò thổi oxi)
Phương pháp Mac-tanh ( lò bằng)
Phương pháp lò điện
Trang 24
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Bài 43: ĐỒNG VÀ HP CHẤT CỦA ĐỒNG
A. ĐỒNG.
I. Vị trí và cấu tạo:
1. Vị trí của đồng trong BTH:
- Là kim loại chuyển tiếp
- Vị trí: STT: 29; chu kì 4; nhóm IB
2. Cấu tạo của đồng:
29
Cu : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
- Là ngun tố d, có electron hố trị nằm ở 4s và 3d
- Trong hợp chất: Cu có mức oxi hố phổ biến là: +1 và +2
tạo ra được 2 ion: Cu
+
(Ar) 3d
10
; Cu
2+
(Ar) 3d
9
- Bán kính ngun tử = 0,128(nm), có cấu tạo mạng tinh thể LPTD là tinh thể đặc
chắc liên kết trong đơn chất đồng vững chắc hơn.
3. Một số tính chất khác của đồng :
X
Cu
= 1,9; E
o
Cu
2+
/Cu = + 0,34 V. I
1
, I
2
là 744; 1956 ( KJ/mol)
II. Tính chất vật lí:
- Đồng là kim loại màu đỏ, dẻo, dai, dễ kéo sợi, dát mỏng.
- Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt.
- Là kim loại nặng, nhiệt độ nóng chảy cao.
III. Tính chất hố học:
E
o
Cu
2+
/Cu = + 0,34 V > E
o
H
+
/H
2
Đồng là kim loại kém hoạt động, có tính khử yếu
1. Tác dụng với phi kim:
Cu phản ứng với oxi khi đun nóng tạo CuO bảo vệ nên Cu khơng bị oxi hố tiếp tục.
2Cu + O
2
CuO
- Khi tiếp tục đun nóng tới (800-1000
o
C) : CuO + Cu > Cu
2
O (đỏ)
- Tác dụng trực tiếp với Cl
2
, Br
2
, S
Cu + Cl
2
CuCl
2
Cu + S CuS
2. Tác dụng với axit:
- Cu khơng tác dụng với dung dịch HCl, H
2
SO
4
lỗng.
- Khi có mặt oxi, Cu tác dụng với dung dịch HCl, nơi tiếp xúc giữa dung dịch axit
với khơng khí.
2 Cu + 4HCl + O
2
2 CuCl
2
+ 2 H
2
O
* với HNO
3
, H
2
SO
4
đặc :
Cu + 2 H
2
SO
4
đ CuSO
4
+ SO
2
+ H
2
O
Cu + 4 HNO
3
đ
Cu + HNO
3
lỗng
Trang 25
