Tổng hợp kiến thức Hóa Học vô cơ

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

1

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 ñối nhỏ
⇒
Kim loại dễ nhường electron
⇒
Tính chất chung của kim loại là tính KHỬ

2. Câu tạo mạng tinh thể

Ở nhiệt ñộ 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
ñộng 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 ñược hình thành do lực hút giữa các electron chuyển ñộng 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 ðIỆN HÓA

I .Tính chất vật lí :
Kim loại có tính dẻo , tính dẫn nhiệt, tính dẫn ñiện, tính ánh kim tất cả các tính chất này do sự có
mặt của electron tự do
II. Tính chất hoá học :
- Do ñặc ñiểm cấu tạo ít electron lớp ngoài cùng ( 1,2,3e),
- Năng lượng ion hoá tương ñối 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+
ði từ ñầu ñến cuối "dãy ñiện 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: ða số các kim loại ñều bị oxi hóa bởi O
2
(ñặc biệt ở nhiệt ñộ cao). Khả
năng phản ứng tuỳ thuộc vào ñiều 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 ñun nóng.
+ Với phi kim mạnh thì kim loại có hoá trị cao:
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

2

2Fe + 3Cl
2
→
0
t
2FeCl
3
+ Với phi kim yếu phải ñun 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 ñứng 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
ñặc, ñun nóng
Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng ñược với HNO
3
(ñặc hoặc loãng), H
2
SO

4
(ñặc,
nóng),
Pt tổng quát: Kim loại + HNO
3
> muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử + H
2
O
−
Với HNO
3
ñặc nóng : thường giải phóng khí NO
2
( màu nâu ñỏ )
Mg + 4HNO
3 ñ, n

→
0
t
Mg(NO
3
)
2
+ 2NO
2
+ 2H
2
O
Cu + 4HNO

3 ñ, 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 ñiều kiện ñề bài có thể là: N
2,
N
2
O, NO, NH
4
NO
3
.
Ví dụ:
8Na + 10HNO
3 ñ, n

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

→
0
t
4Mg(NO
3
)
2
+ N
2
O + 5H
2
O
3Cu + 8HNO
3 ñ, 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
ñặc nóng.
Pt tổng quát: Kim loại + H
2
SO
4
ñ.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 ñ, n

→
0
t
4Na
2
SO
4
+ H
2
S + 5H
2

O
2Mg + 3H
2
SO
4 ñ, n

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

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

2
SO
4
ñặc, nóng không sinh khí H
2

Chú ý: Al , Fe và Cr bị thụ ñộng hoá trong H
2
SO
4
ñặc, nguội và HNO
3
ñặc, nguội
d/ Phản ứng với nước:
−
Ở t
o
thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng ñược 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 ñộ 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:
ðiều kiện: Kim loại ñứng trước sẽ phản ứng với kim loại ñứng sau trong dãy ñiện hoá ( trừ kim
loại tan trong nước : KL kiềm, Ca )

Ví dụ:
Fe + CuSO
4
-> FeSO
4
+ Cu
↓

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

3

α

−
Ngoài ra kim loại mạnh ( Al) còn ñẩy ñược 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 ñiện 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 ñể
trở thành kim loại. Do ñó 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 ñó.
Ví dụ:Các cặp oxi hoá - khử : Fe
2+
/Fe, Cu

2+
/Cu, Al
3+
/Al.

2. Dãy ñiện 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 ñiện hoá của kim loại
- Dự ñoán 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 ñứng trước H ñẩy ñược hiñro 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 ñịnh ?
2/ Kim loại có tính chất hoá học ñặc trưng là gì? Nguyên nhân tạo nên tính chất này?
3/ Kim loại có thể phản ứng ñược 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
ñặc, ñun nóng ?
5/ Nêu ñiều kiện ñể 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 ñiện hoá
7/ Dãy ñiện hoá cho ta biết ñiều gì? Lưu ý những bài tập dự ñoán 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 ðuyra 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 ðuyra Al-Cu-Mn-Si-Mg cứng nhẹ và bền
Hợp kim không rỉ: Fe-Cr-Mn
Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-W-Cr-Fe

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

4


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 ñiện hoá. Trong ñó 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 ñó các electron của Kim Loại chuyển trực tiếp
ñến 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

- ðiều kiện ăn mòn hóa học:Kim loại phải tiếp xúc trực tiếp với các chất của môi trường
2. Ăn mòn ñiện hoá:
Ăn mòn ñiện hoá học là quá trình oxi hóa- khử, trong ñó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của
dung dịch chất ñiện li và tạo nên dòng ñiện chuyển dời từ cực âm ñến cực dương
Cơ chế ăn mòn ñiện hoá:
Những kim loại dùng trong ñời sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác
hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường ñiện 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 ñiện hoá.
Xét cơ chế ăn mòn của gang ñể 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 ñiện li.
Fe có lẫn C tiếp xúc với môi trường ñiện li tạo thành vô số pin ñiện hóa, trong ñó Fe là kim loại
hoạt ñộng 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 ñiện li, trên sắt dư e. Các e
dư này chạy sang Cu (ñể giảm bớt sự chênh lệch ñiện tích
âm giữa thanh sắt và ñồng).
−
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 ñó 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 ñiện hóa:
- Bản chất của ăn mòn ñiện hoá là một quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt các ñiện cực.
Ở cực âm xảy ra quá trình oxi hóa kim loại
- Kim loại hoạt ñộng mạnh ñóng vai trò cực dương xảy ra quá trình oxi hóa ( nhường e ñể
trở thành ion dương)
- Kim loại kém hoạt ñộng hơn ( hoặc phi kim) ñóng vai trò cực âm. Xảy ra quá trình oxi hóa (
quá trình nhận e )
Các ñiều kiện cần và ñủ ñể xảy ra hiện tượng ăn mòn ñiện hóa:
- Các ñiện cực phải khác chất nhau : có thể là cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi
kim .Trong ñó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm.
⇒
kim loại nguyên chất khó bị ăn mòn.
- Các ñiện cực phải tiếp xúc với nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn).
- Các ñiện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch ñiện li.
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

5

Lưu ý: Quá trình ăn mòn ñiện 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, ñồng, 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
ñộng (trơ) ñối với môi trường ăn mòn.
2.Phương pháp ñiện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với 1 tấm kim loại khác có tính khử mạnh
hơn.
Ví dụ
: ðể bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1
tấm kẽm. Khi tàu hoạt ñộng, tấm kẽm bị ăn mòn dần, vỏ tàu ñược 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 ñiểm giống và khác nhau của các loại ăn mòn này?
3/ Nêu ñiều kiện của ăn mòn ñiện hoá và ăn mòn hoá học
4/ Giải thích cơ chế bảo vệ kim loại bằng phương pháp ñiện hoá


Bài 21: ðIỀU CHẾ KIM LOẠI

I. Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại.
M
n+
+ ne -> M
II. Các phương pháp ñiều chế

Tuỳ thuộc vào tính khử của kim loại mà ta có những phương pháp sau:
1. Phương pháp nhiệt luyện (Dùng ñiều chế kim loại trung bình, yếu sau Al): Dùng các chất khử
như CO, H
2
, C hoặc kim loại ñể khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt ñộ cao. Phương pháp này ñược
sử dụng ñể 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 (ñiều chế kim loại yếu sau H): Dùng kim loại tự do có tính khử
mạnh hơn ñể khử ion kim loại trong dung dịch muối.
Ví dụ:
−

ðiều chế ñồng kim loại:
Zn + Cu
2+
-> Zn
2+
+ Cu

−
ðiều chế bạc kim loại:
Fe + Ag
+
-> Fe
2+
+ Ag

3. Phương pháp ñiện phân: Dùng dòng ñiện ñể khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại

a. ðiện phân nóng chảy (ñiều chế kim loại mạnh từ Na ñến Al): ðiện phân hợp chất nóng
chảy (muối, kiềm, oxit).
VD: ðiện 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.ðiện phân dung dịch (ñiều chế kim loại trung bình, yếu): ðiện phân dung dịch muối của
chúng ( có H
2
O )
Lưu ý: Thứ tự ñiện phân
Cực ( + ) SO
4
2-
,NO
3
-
< H
2
O < Cl
-

Nếu H
2
O bị ñiện phân: 2H

2
O > 4 H
+
+ O
2
+ 4e
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

6

Cực ( - ) Na< Al
3+
< H
2
O < Zn
2+
, Fe
2+
…<… < Au
3+

Nếu H
2
O bị ñiện phân: 2H
2
O + 2 e > 2OH

-
+ H
2

VD: ðiện 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 ñiện phân có thể ñiều chế ñược kim loại có ñộ tinh khiết cao.

CÂU HỎI:
1/ Nguyên tắc chung ñể ñiều chế kim loại là gì?
2/ Kim loại mạnh ñược ñiều chế bằng phương pháp nào? Xét cơ chế ñiện phân nóng chảy CaCl
2

3/ Nêu khái niệm của các phương pháp ñiều chế kim loại
4/ Cho biết thứ tự xảy ra quá trình oxi hoá cực (+) và quá trình khử ở cực (- ) khi ñiện phân dd
5/ Viết cơ chế và pt ñiện 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), Rubiñi (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 ñiện dẫn nhiệt tốt, nhiệt ñộ nóng chảy và
nhiệt ñộ sôi thấp, khối lượng phân tử nhỏ, ñộ cứng thấp. KL Kiềm có t
s
, t
nc
thấp, khối lượng riêng
nhỏ ñộ 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 hiñrua )
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 ñộ thường
Na
2
O ( Natri oxit )
Na + O
2

nhiệt ñộ 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 ñều 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 ñộ thường. Mức ñộ mãnh liệt
của phản ứng tăng từ Li ñến Cs
K + H
2
O > KOH + ½ H
2

=> Do KLK rất dễ phản ứng với O
2
và H
2
O nên ñể bảo quản KLK người ta ngâm vào dầu hỏa

IV: Ứng dụng-trạng thái tự nhiên và ñiều chế:
1/ Ứng dụng:
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

7

-KLK có nhiều ứng dụng trong ñời sống và kĩ thuất
+ Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt ñộ nóng chảy thấp. VD hợp kim K-Na có t
nc
70
o
C dùng làm chất
trao ñổi 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 ñiện
2/ Trạng thái TN
:
Do có tính khử mạnh nên KLK tồn tại trong TN dưới dạng hợp chất
3/ ðiều chế
:
KL kiềm ñược ñiều chế bằng pp ñiện phân nóng chảy: M  M
n+
+ ne

B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KLK:
I. NATRI HIðROXIT: NaOH
1. Tính chất:
a/ Tính chất vật lí:
Natri hiñroxit (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 hiñroxit 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 gọn Cu
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 HIðROCACBONAT
: 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 ñộ thường Na
2
CO
3
tồn tại dạng muối
ngậm nước Na
2
CO

3
.10H
2
O, nhiệt ñộ 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 ñun ở nhiệt ñộ cao thì bị nhệt
phân
KNO
3
> KNO
2

+ O
2

1. Ứng dụng:
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
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

8

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 ñoán 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 ñược với những ñơn chất và hợp chất nào ?
5/ ðể ñiều chế kim loại Kiềm ta dùng phương pháp nào? Viết cơ chế và pt ñiều 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 rañi (Ra)
- Nguyên tử của các kim loại kiềm thổ ñều 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 ñối thấp.
- Khối lượng riêng tương ñối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ bari).
- ðộ cứng hơi cao hơn các kim loại kiềm nhưng vẫn tương ñối mềm
- Lưu ý : Nhiệt ñộ nóng chảy, nhiệt ñộ sôi và khối lượng riêng của các kim loại kiềm thổ không
theo một quy luật nhất ñịnh như các kim loại kiềm. ðó 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 ñến 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
MgO

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
ñặc ,HNO
3

Kim loại kiềm thổ có thể khử

+
5
N
trong HNO
3
và
+
6
S
trong H
2
SO
4
ñặc xuống số oxi hoá thấp hơn
Ví dụ:

−
→
3
4
2 3 2
+ NH NO + 3H O
0 +5 +2
3 lo·ng
3
4 Mg + 10HNO 4 Mg(NO )

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

9

+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 ñộ thường, Be không khử ñược nước, Mg khử chậm. Các kim loại còn lại khử mạnh nước
giải phóng khí hiñro.
→ ↑
2 2 2
Ca + 2H O Ca(OH) + H

4. ðiều chế: Dùng phương pháp ñiện phân nóng chảy muối Halogenua
MX
2
M + X
2


B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI
1. Canxi hiñroxit: Ca(OH)
2

- Canxi hiñroxit (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 ñược dùng ñể nhận biết khí CO
2
.
- Ca(OH)
2

là một bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên ñược 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 ñộ
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 ñá vôi, ñá hoa, ñá phấn và là thành phần chính của
vỏ và mai các loài sò, hến, mực,
• Ở nhiệt ñộ thường, CaCO
3
tan dần trong nước có hoà tan khí CO
2
tạo ra canxi hiñrocacbonat
(Ca(HCO
3

)
2
), chất này chỉ tồn tại trong dung dịch.
CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O
→
Ca(HCO
3
)
2

Khi ñun 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 ñá vôi, cặn trong
ấm nước,
• ðá vôi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thuỷ tinh, ðá hoa dùng làm các công
trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ). ðá phấn dễ nghiền thành bột mịn làm phụ gia của thuốc
ñánh 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 ñun nóng ñến 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 ñược trộn vào clanhke khi nghiền ñể làm cho xi măng chậm ñông cứng.
+ Thạch cao nung còn ñược dùng ñể nặn tượng, ñúc khuôn và bó bột khi gãy xương.



C.NƯỚC CỨNG:
1 Khái niệm :
ñpnc

1000

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

10

Nước chứa nhiều ion Ca
2+
hoặc Mg
2+
ñược gọi là nước cứng.
Nước chứa ít ion Ca
2+
và Mg
2+
ñược 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 ñun 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
ñun sôi, các muối này không bị phân huỷ nên không tạo kết tủa, do ñó 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 ñộ các ion Ca
2+
, Mg
2+
trong nước cứng.
a. Phương pháp kết tủa
- ðun 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 ñược nước mềm
- Dùng Ca(OH)
2
với một lượng vừa ñủ ñể 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
) ñể 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 ñồng thời một số hoá chất, thí dụ Ca(OH)
2
và Na
2
CO
3
.
b. Phương pháp trao ñổi ion
- Phương pháp trao ñổi ion dùng các chất hoặc polime có khả năng trao ñổi 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-
ñể 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 44 2 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 ñộ sôi và nhiệt ñộ nóng chảy biên ñổi không theo quy ñịnh?
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
3/ Kim loại kiềm thổ tác dụng ñược với những ñơn chát và hợp chất nào ? Viết ptpư của Mg vơi
HCl, HNO
3
loãng, H
2
SO
4

ñặc
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 ñộng của núi ñá vôi
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

11

6/ Nước cứng là gì,? Nước cứng ñược chia làm mấy loại. Nêu ñặc ñiểm 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, ñẫn ñiện và ñânx 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 ñiều 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
ñặc 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
ñặc nóng > Al
2
(SO
4
)
3
+ 3SO
2
+ 6H
2
O
3/ Tác dụng với oxit kim loại
( phản ứng nhiệt nhôm)
Nhôm khử ñược các ion của kim loại yếu hơn trong oxit thành kim loại tự do ở nhiệt ñộ 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 ñã bị phá
vỡ. Nhôm phản ứng với nước theo pt (1). Sau ñó 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 ñó 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:
- Nhôm là kim loại mạnh nên sản xuất bằng phương pháp ñiện phân nóng chảy Al
2
O
3

- Khi ñiện phân người ta cho thêm Criolit ( 3NaF.AlF
3
hay Na
3
AlF
6
) vào nhàm mục ñích:
o Hạ nhiệt ñộ nóng chảy của Al
2
O

3
( 2050 xuống 900)
o Tăng tính ñẫn ñiện của dd ñiện phân
o Bảo vệ Nhôm sinh ra không bị oxi hóa
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

12

2/ Nguyên liệu: Quặng Boxit Al
2
O
3
. 2H
2
O
3/ Cơ chế ñiện 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


Ptñp: 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 hiñroxit
: 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. ðiều chế Al(OH)
3

Al(OH)
3
là chất lượng tính nên dễ tan trong dd kiềm dư do ñó muốn ñiều 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 ñược với axit à tan ñược trong dd kiềm, ta kết luận Nhôm có tính lưỡng tính ñược

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 Hiñroxit. 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)
Al(OH)
3
+ OH
-
AlO
2
- + 2H
2

O (2)
Dạng toán 1: Biết
+3
Al
n
và
−
OH
n
. Xác ñinh lượng Al(OH)
3

Nguyên tắc: lập tỉ lệ
+
−
=
3
Al
OH
n
n
T

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

13

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 ñịnh 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

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

+3
Al
n
≠

3
)(OHAl
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 ñể 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 ñiện dẫn nhiệt tương ñối 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 ñến số oxi hóa +2
Fe > Fe
2+
+ 2e
+Còn khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh bị oxi hóa ñến số oxi hóa +3
Fe > Fe
3+
+3e
1/ Tác dụng với phi kim
:Ở nhiệt ñộ cao, sắt khử nguyên tử phi kim thành ion âm và bị oxi hóa ñến
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 ñến 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 ñến
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 ñến 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 ñến số oxi hóa +2
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
ñặc, HNO

3
:
- Fe khử
65
,
++
SN
xuống số oxi hóa thấp hơn, còn Fe bị oxi hóa lến tới số oxi hóa là +3
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


Thư viện Tài liệu học

Trang

14

Fe + 4HNO
3
> Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
Fe + 6 H
2
SO
4

ññ
> Fe
2
(SO
4
)
3
+ 3 SO
2
+ 6 H
2
O
*
Lưu ý
: Fe bị thụ ñộng hóa bới các axit HNO
3
, H
2
SO
4
ñặc nguội
3/ Tác dụng với dd muối: Fe có thể khử ñược các ion kim loại ñứng sau trong dãy hoạt ñộng hóa
học
Fe + CuSO
4
> FeSO
4
+ Cu
4/ Tác dụng với nước

:
- Ở nhiệt ñộ thướng sắt không khử ñược nước, nhưng ở nhiệt ñộ cao sắt khử ñược 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 ñất
- Sắt tồn tại chủ yếu dạng hợp chất. Các quặng sắt quan trọng là: manhetic ( Fe
3
O
4
), hematic ñỏ (
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 ñể trở thành sắt ion Fe
3+
. Tuy nhiên cũng có thể nhận
22 ñể 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 ñen, 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
ñặc
3FeO + 10 HNO
3
> 3 Fe(NO
3
)
3
+ NO + 5H
2
O
2FeO + 4 H
2
SO
4
ñặc > Fe
2
(SO
4
)
3
+ SO
2
+ 4H
2

O
- Sắt II oxit ñược ñiều 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 ) hiñroxit: Fe(OH)
2

- Fe(OH)
2
tinh khiết tồn tại dạng chất rắn màu trắng hơi xanh.
- Fe(OH)
2
ñược ñiều chế bằng cách cho muối sắt Fe (II) phản ứng với dd kiềm trong ñiều kiện
không có không khí
Fe
2+
+ 2 OH

-
> Fe(OH)
2

- Nếu ñể 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

- ðiều chế Fe(OH)
2
: dùng phản ứng trao ñổi 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

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


Thư viện Tài liệu học

Trang

15

3/ Muối sắt II
- ða 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
- ðể ñiều 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 ñiều chế xong phải dùng ngay vài ñể 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 ñỏ, 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
- ðiều chế sắt III oxit bằng phản ứng phân hủy Fe(OH)
3
ở nhiệt ñộ 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 ) hiñroxit: Fe(OH)
3
- Fe(OH)
3
là chất rắn màu nâu ñỏ, không tan trong nước
- Fe(OH)
3
là bazo dễ tan trong axit
Fe(OH)
3
+ 3HCl

FeCl
3
+ 3H
2
O
- ðiều chế Fe(OH)
3
bằng phản ứng trao ñổi ion giữa dd muối sắt III với dd kiềm
FeCl
3
+ 3NaOH

Fe(OH)
3
+ 3NaCl
3. Muối sắt ( III ) có màu vàng
- ða 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 ñể lâu trong không khí. Viết pthh
4/ Fe(OH)
2
ñược ñiều chế bằng cách nào? Viết pt
5/ Muối Fe ( II ) thường có màu gì? ñược ñiều 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 ñược ñiều chế bằng cách nào?


Bài 33: HỢP KIM CỦA SĂT

I. GANG
1/ Khái niệm:
Gang là hợp kim của sắt với C, trong ñó có từ 2% ñến 5% khối C, ngoài ra còn 1
lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S…
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


Thư viện Tài liệu học

Trang

16

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 ñỏ 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 ñược nén vào phần trên cảu nồi lò ñể ñốt 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 ñộ 1000
o
C > 1500
o
C
- Ở phân này nhiệt ñộ 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 ñó 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 ñời sống và xây dựng
-
Thép cứng: Chứa trên 0.9% C. Dùng chế tạo các dụng cụ, chi tiết máy….
b/ Thép ñặc biệt: Người ta ñưa thêm vào thếp một số kim loại làm cho kim loại có những tính chất
ñặc biệt
+ Thép 13% Mn rất cứng dùng làm máy nghiềm ñá
+ Thép chứa 20% Cr, 10% Ni rất cứng và không rỉ, dùng làm dụng cụ gia ñình 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 ñiểm: Luyện nhanh
- Nhược ñiểm: Không luyên ñược thép chứa nhiều P và có thành phần như ý muối
Phương pháp Mac – tanh
: dùng không khí nóng hoặc nhiên liệu khí oxi hóa các tạp chất trong
thời gian dày
- Ưu ñiểm: Luyện ñược thép có thành phần mong muốn
- Nhược ñiểm: Mất nhiều thời gian và năng lượng

Phương pháp lò ñiện
: Dùng dòng ñiện tạo ra hồ quang ñể oxi hóa các tạp chất với ñiện cực than
chì
-Ưu ñiểm: Luyện ñược thép có kim loại nhiệt ñộ nóng chảy cao và thép không chứa P, S
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


Thư viện Tài liệu học

Trang

17

- Nhược ñiểm: Dung tích nhỏ, tốn ñiện năng
CÂU HỎI:
1/ Hợp kim là gì? Giữa gang và théo có ñiểm gì giống và khác nhau
2/ Nêu nguyên tắc và nguyên liểuan xuất Gang
3/ Cho biết cá giai ñoạn 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 ñặc biệt có ñiểm 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
. ðể ñạt 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 ñược 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 ñộ thường Crom chỉ phản ứng ñược với Flo. Còn ở nhiệt ñộ cao Crom tác dụng ñược 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 ñộ cao, do có màng oxit Cr
2
O
3
bảo vệ, nên Crom ñược
dùng ñể 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 ñiều kiện thường,
nhưng khin ñun 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
ñặc 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
Lưu ý
: Cr bị thụ ñộng hóa trong HNO
3
ñặc nguội và H
2
SO
4
ñặc 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

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


Thư viện Tài liệu học

Trang

18

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 ) hiñroxit
: Cr(OH)
3
- Cr(OH)
3

là chất rắn màu lục xám, không tan trong nước
- Cr(OH)
3
là một hiñroxit 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 ñỏ 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 ñicromic )
- Axit này chỉ tồn tại trong dd không tách ra ñược 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 ñicromat: Na
2
Cr
2
O
7
, K
2
Cr
2
O
7
là muối của axit ñicromat, ion Cr
2
O

7
2-
trong dd có màu
vàng cam

- Các muối Cromat và ñicromat 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 ñicromat
( 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 ñơn 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 ñổi qua lại của Cromat và ñiCromat trong dd axit và dd bazo

Bài 35: ðỒNG và HỢP CHẤT

I. Vị trí và cấu hình của ðồng
:
- ðồng ( Cu ) thuộc ô thứ 29, chu ki 4, nhóm IB
- ðồng có cấu hình e bất thường: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
Nguyên tử ñồng có cấu hình e ñặc biệt, do 1e ở phân lớp 4s chuyển vào phân lớp 3d ñể ñặc cấu hình
bền hơn. Nên ñồng có 2 số oxi hóa +1, +2
II .Tính chất hóa học
:
ðồng kim loại có màu ñỏ, khôi lượng riêng lớn, nóng chảy 1083
o
C. ðồng tinh khiết tương ñối mèm
và dẻo. ðồng dẫn ñiện, dẫn nhiệt tốt chỉ kém Ag
III. Tính chất hóa học
:
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ

Thư viện Tài liệu học

Trang

19

ðồng là kim loại kém hoạt ñộng, có tính khử yếu
1/ Tác dụng với phi kim:
- Ở nhiệt ñộ thường ñồng phản ứng với Clo, Brom tác dụng yếu với oxi tạo màng oxit CuO
- Ở nhiệt ñộ cao Cu phản ứng ñược với O
2
, S nhưng không phản ứng ñược với H
2
, N
2
và C
2/ Tác dụng với axit
:
- Cu là kim loại yếu ñứng sau H và trước Ag trong dãy hoạt ñộng hóa học nên không phản ứng
ñược với H
2
O và với H
+
trong dd HCl và H
2
SO
4
loãng
- ðối với HNO
3

và H
2
SO
4
ñặc nóng thì Cu khử
5+
N
và
6+
S
xuống số oxi hoá thấp hơn

0
Cu
+ 2
4
6
2
OSH
+
( ñặc) >
4
2
SOCu
+
+
2
4
OS
+

+ 2H
2
O

0
Cu
+ 4
3
5
ONH
+
( ñặc) >
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 ñồng
:
1.
ðồng ( II ) oxit: CuO

- ðồng ( II ) oxit là chất rắn màu ñen, 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
ñặc > Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
- Khi ñun nóng CuO bị H
2
, CO, C khử thành Cu
CuO + H
2
> Cu + H
2
O
2/
ðồng ( II ) hiñroxit
:
Cu(OH)
2

- ðồng ( II ) hiñroxit 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 ñồng ( II )
:
- Dung dịch muối ñồng 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
:
- ðồng kim loại có nhiều ứng dụng trong nghành công nghiệp và kĩ thuật. Dùng làm ñây dẫn ñiện,
chế tạo hợp kim
- Hợp chất của ñồng sunfat dạng khan dùng nhận biết dấu vết hơi nước trong các chất


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 ñiều kiện thường bền với không khí và nước. Ở
nhiệt ñộ cao tác dụng ñược với nhiều ñơn chất và hợp chất
Ni + O
2
> 2NiO
Ni + Cl
2
> NiCl
2

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


Thư viện Tài liệu học

Trang

20

- Niken ứng dụng ñể chế tạo hợp kim có ñộ bền cơ học và hóa học cao, mạ lên bề mặt sắt ñể 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 ñể trong không khí có màu xám do bị phủ
một lớp oxit ( ZnO). Ở ñiều thường Zn khá giòn, khi ñun nóng 100 – 150
o
C thì trở nên dẻo ñến 200
o
C thì giòn trở lại
- Kẽm có tính khử mạnh hơn sắt. Tác dụng ñược với nhiều ñơn chất và hợp chất
2Zn + O
2
> 2ZnO
Zn + S > ZnS
- Kẽm dùng ñể chế tạo hợp kim, mạ lên sắt ñể 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 ñiều kiện thường chi không phản ứng với O
2 ,
S do có màng oxit bảo vệ, khi ñun 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 ñộc
- Chì ñược 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 ñiều kiện thường thiếc là kim loại màu trắng bạc, có khối lượng riêng lớn, mèm dẻo
- Thiếc phản ứng chậm nhiều ñơn chất và hợn chất
Sn + 2 HCl > SnCl
2
+ H
2

Sn + O
2
> SnO
2

- Thiếc dùng ñể phủ lên bề mặt của sắt ñể chống gỉ, làm bảng tụ ñiện. SnO
2
ñược 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:
ðể nhận biết 1 ion trong dd người ta thêm vào dd thuốc thử tạo với ion ñó 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 ñể 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. ðó là màu của ion Na
+

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


Thư viện Tài liệu học

Trang

21

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 ñược nhận biết bằng mùi ( mùi khai) hoặc bằng giấy quỳ ẩm ( quỳ ẩm hóa xanh)
3. Nhận biết cation Ba
2+
:
- ðể nhận biết ion Ba
2+
hoặc ñể 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+
:
- ðể 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+
:
- ðể nhận biết ion Fe
3+
ta dùng ion OH
-
( dd kiềm, dd NH
3
), tạo thành kết tủa Fe(OH)
3
màu nâu ñỏ
Fe

3+
+ 3OH
-
> Fe(OH)
3

b/ Nhận biết ion Fe
2+
:
- ðể nhận biết ion Fe
2+
ta dùng ion OH
-
sẽ thu ñược kết tủa màu trắng hơi xanh
Fe
2+
+ OH
-
> Fe(OH)
2
(trắng xanh)
- Sau ñó ñể kết tủa này ngoài kk sẽ dần chuyển sang màu ñỏ nâu
Fe(OH)
2
+ O
2
+ H
2
O > Fe(OH)
3

(ñỏ nâu)

6. Nhận biết cation Cu
2+
:
- ðể nhận biết ion Cu
2+
ta dùng dd NH
3
, lúc ñầu tạo thành kết tủa Cu(OH)
2
mà xanh, sau ño 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 ñể 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 ñặc trưng dùng nhận biết ion SO
4
2-
là dd BaCl
2
trong môi trường axit dư
Ba
2+
+ SO
4
2-
> BaSO
4
- Tạo môi trường axit vì:Ba
2+
cũng tạo ñược 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 ñặc trưng ñể 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: ðể nhận biết ion CO
3
2-
ta dùng axit mạnh ñể 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
Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ


Thư viện Tài liệu học

Trang

22

I. Nguyên tắc nhận biết các khí:
ðể nhận biết các chất khí người ta có thể dựa và các tính chất vật lí hoặc tính chất hóa học ñặc
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
ñược hấp thụ bằng nước vôi trong hoặc Ba(OH)
2


hiện tượng vẫn ñục
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 ñặc trưng ñể nhận biết SO
2
là dd nước Br
2
màu nâu ñỏ
SO
2
+ 2H
2
O + Br
2
> 2HBr + H
2
SO
4

3. Nhận biết H
2
S
- ðể nhận biết H
2
S ta ñùng dd Cu
2+
, Pb
2+
ñể kết tủa H
2

S dưới dạng CuS, PbS màu ñen
Cu
2+
+ S
2-
> CuS ( màu ñen)
4. Nhận biết NH
3
:
- ðể nhận biết NH
3
ta có thể dựa vào mùi ñặc trưng
- Hoặc dựa vào tính bazo của khí NH
3
. Dùng quỳ tím ẩm thì chuyển sang xanh