CHUYÊN ĐỀ-NHÔM-SẮT-CROM-ĐỒNG-LƯU HÀNH NỘI BỘ

u n



–

–

–

NHÔM – CROM – SẮT – ĐỒNG

Chuyên
đề
A.

13

CHỦ ĐỀ 1 :

26,98

Al
Nhôm
[Ne]3s23p1
3

Bài 1 : NHÔM
I – VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO
1. Cấu hình electron ngun tử

–
–

Ngun tử nhơm có 13e được phân bố như sau : 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1.
Al là nguyên tố p.
2. Số oxi hóa

–
–

Trong hợp chất, ngun tố nhơm có số oxi hóa đều là +3.
Nhơm có cấu tạo kiểu mạng lập phương t}m diện.

II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ

–

Nhơm là kim loại nhẹ, có màu trắng bạc,khá mềm,dễ kéo sợi,dễ dát mỏng, tonc = 6600C. Dẫn điện
và dẫn nhiệt tốt.

III – TÍNH CHẤT HĨA HỌC

–

Al có tính khử mạnh,thể hiện đầy đủ tính chất của kim loại.

–

Tác dụng trực tiếp và mạnh với nhiều phi kim như : O2, Cl2, S, …

1. Tác dụng với phi kim

o

4Al  3O2 t 2Al 2O3

2Al + 3Cl 2  2AlCl 3 (bộnhô bố chá trong khí clo)

t
m c
y
o

–

t
2Al + N 2  2AlN

Nhơm bền trong khơng khí ở nhiệt độ thường do có màng Al2O3 rất mỏng và bền chắc bảo vệ :
o

t
4Al  3O2  2Al 2O3


2. Tác dụng với axit

–

Với dung dịch HCl (loãng) cũng như đặc và H2SO4 (lỗng) đều cho khí H2 :

2Al + 6HCl  2AlCl 3 + 3H 2 


2Al + 3H 2SO4 ( loaõg)  Al 2  SO4 3 + 3H 2 

n

–

5

6

Với HNO3 lỗng hoặc đặc nóng, H2SO4 đặc nóng thì nhơm khử N và S xuống số oxi hóa thấp
hơn.
Al + 4HNO3 ( loaõg)  Al  NO3  + NO  + 2H 2O

n
3

Al + 6HNO3 ( đặ, nóg)  Al  NO3 3 + 3NO2  + 3H 2O

c
n

2Al + 6H 2SO4 ( đặ, nóg)  Al 2  SO4 3 + 3SO2  + 6H 2O

c
n
2Al + 4H 2SO4 ( đặ, nóg)  Al 2  SO4 3 + 3S + 4H 2O


c
n

8Al + 15H 2SO4 (đặ, nóg)  4Al 2  SO4 3 + 3H 2S  + 12H 2O

c
n
Chú ý :

+ Với HNO3 và H2SO4 đặc nguội  Al khơng tác dụng.
+ Với HNO3 đặc nóng cho khí NO2.
+ Với HNO3 lỗng cho NO, N2O, N2, NH4NO3 và muối nitrat.


u n



–

–

–

3. Tác dụng với oxit kim loại kém hoạt đ ng (phản ứng nhi t nhôm) : Ở nhiệt độ cao,Al khử các oxit
kim loại : Fe2O3, Cr2O3, … thành kim loại tự do.
o

t

2Al + Fe2O3  Al 2O3 + 2Fe

o

t
2Al + Cr2O3  Al 2O3 + 2Cr


4. Tác dụng vớ

–
–

ớc

Các vật bằng nhôm không phản ứng với nước do có lớp oxit Al2O3 bảo vệ.
Nếu phá hủy lớp oxit này, nhơm có thể khử được nước tạo thành khí H2.
2Al
+
6H 2O


2Al  OH 3 

+

3H 2 

(nguyê chấ)
n

t
 Al(OH)3 sinh ra bám vào Al làm phản ứng dừng lại  Al không tiếp tục tác dụng với nước.
5. Tác dụng với dung dịch kiềm
– Nhôm tan trong dung dịch kiềm như : NaOH, KOH, Ca(OH)2, …
3
Al + NaOH + H 2O  NaAlO2 + H 2 

2
– Hiện tượng trên được giải thích như sau :
+ Màng bảo vệ Al2O3 bị phá hủy trong dung dịch kiềm :

Al 2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O



+ Nhôm khử nước : 2Al + 6H2O  2Al  OH 3 + 3H 2 


+ Màng Al(OH)3 bị phá hủy : Al  OH 3 + NaOH  NaAlO2

+ 2H2O

+ Nhôm phản ứng với hon hợp dd NaNO3, NaOH :
2Al + 6H2O + 2NaOH  2Na Al(OH)4  + 3H2 




2Al + 18H2O + 5NaOH + 2NaNO3  8Na Al(OH)4  + 3NH3 




Lưu ý :

+ Al(OH)3 không tan trong NH3 dư, nên muốn có Al(OH)3 kết tủa ho{n to{n người ta cho muối nhôm
tác dụng với dung dich amoniac hay dung dich kiềm với lượng vừa đủ :
Al 3+ + 3NH 3 + 3H 2O  Al(OH)3 + 3NH +

4

Al 3+ + 3OH  ( vừ đủ  Al(OH)3

a )

2AlCl 3 + 3Na2CO3 + 3H 2O  2Al  OH 3 + 6NaCl + 3 CO2 

+ Al(OH)3 là một i roxit lưỡng tính.

6. Tác dụng vớ
ị
ối : 2Al + 3CuSO4  Al 2  SO4 

3

IV –

–

V–

+ 3Cu

Ạ

Trong tự nhiên Al chỉ tồn tại dạng hợp chất như :
+ Đất sét : Al2O3.2SiO2.2H2O.
+ Mica : K2O.Al2O3.6SiO2.2H2O.
+ Quặng boxit : Al2O3.2H2O.
+ Criolit : 3NaF.AlF3.

Ấ
Trong công nghiệp, nhôm được sản xuất từ quặng boxit bằng phương ph|p điện phân nóng chảy. Có 2 công

đoạn :

–
–

–
–

Tinh chế quặng boxit (Al2O3.2H2O) : loại bỏ tạp chất SiO2, Fe2O3, …
Điện phân Al2O3 nóng chảy : Trước khi điện ph}n, người ta trộn criolit (Na3AlF6) vào Al2O3 , việc
làm này có 3 tác dụng :
+ Làm giảm nhiệt độ nóng chảy của hỗn hợp điện phân (từ 2050oC xuống còn 900oC).
+ Tạo hỗn hợp dẫn điện tốt hơn.
+ Bảo vệ nhôm sinh ra không bị oxi hóa bởi oxi khơng khí.
ðpnc
P ư n tr n iện p ân l2O3 n n c ả 2Al 2O3  4Al + 3O2 


Trong qu| trình điện phân khí O2 sinh ra ăn mòn cực dương nên phải hạ thấp dần cực dương
xuống bình điện phân.


u n



–

–

–

Bài 2 : MỘT SỐ HP CHẤT CỦA NHÔM
I – NHƠM OXIT (Al2O3)
1. Tính chất

–
–

Al2O3 là chất rắn màu trắng không tan trong nước H2O, t o > 2050oC, không tác dụng với CO, H2.
nc
Al2O3 là một oxit lưỡng tính.
Al 2O3 + 6HCl  2AlCl 3 + 3H 2O

Al 2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + 3H 2O


Natri aluminat 

ụng

–
–
–
II –

Tinh thể Al2O3 (corinđon) dùng l{m đồ trang sức, chế tạo các chi tiết trong c|c ng{nh kĩ thuật
chính xác, như ch}n kính đồng hồ, thiết bị phát tia laze, ...
Bột Al2O3 có độ cứng cao được dùng làm vật liệu mài.
Boxit Al2O3.2H2O là nguyên liệu sản xuất nhôm kim loại.
A(

1. Tính chất

–
–

)3

Al(OH)3 là chất rắn, màu trắng, kết tủa ở dạng keo.
Al(OH)3 là một hiđroxit lưỡng tính.
Al  OH 3 + 3HCl  AlCl 3 + 3H 2O


Hay : Al  OH 3 + 3H +  Al 3+ + 3H 2O


Al  OH 3 +NaOH  Na  Al  OH 4 





Hay : Al  OH 3 + OH    Al  OH 4 
 




ều chế : Cho muối nhom tac dung với dung dich amoniac hoặc dung dich aO vừa ủ :

AlCl 3 + 3NH3 + 3H 2O  Al  OH 3  + 3NH 4Cl


Hoaë : Al 3+ + 3OH  vừ đủ  Al  OH 3 
c

a 
III – NHÔM SUNFAT

–
–

a chất rắn tinh thể tồn tại ở dạng ngậm nước.
Muối nhơm có nhiều ứng dụng nhất là :
+ Phèn chua : (K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O.
+ Phèn nhôm : (M2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay (M.Al(SO4)2.12H2O).
24

CHỦ ĐỀ 2 :

51,996

Cr
Crom
[Ar]3d54s1
2,3,4,6

Bài 1 : CROM
I – VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO

–
–
–

Crom là kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm VIB, chu kì 4, số hiệu ngun tử là 24.
Cấu hình electron nguyên tử : 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar] 3d54s1
Crom có số oxi hóa +1 đến +6. Phổ biến hơn cả là các số oxi hóa +2, +3 và +6.

–

Crom : + là kim loại màu trắng bạc, khó nóng chảy ( tonc = 1890oC ).

II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ

+ là kim loại cứng nhất trong số các kim loại, có thể rạch được thuỷ tinh.
+ là kim loại nặng, có khối lượng riêng lớn (d = 7,2g/cm3).
III – TÍNH CHẤT HĨA HỌC

–
–

Là kim loại có tính khử mạnh hơn sắt.
Trong các hợp chất crom có số oxi hố từ +1  +6 (hay gặp +2, +3 và +6).

1. Tác dụng với phi kim


u n


–

–

–

–

Ở nhiệt độ cao, crom tác dụng được với nhiều phi kim
t0
4Cr + 3O 2  2Cr2 O3

2Cr + 3Cl 2

t
 2CrCl3


2Cr + 3S

t
 2Cr2S3


0

0

2. Tác dụng vớ
ớc : Crom bền với nước và khơng khí do có lớp màng oxit rất mỏng, bền bảo vệ  mạ crom lên
sắt để bảo vệ sắt và dùng crom để chế tạo thép không gỉ.
3. Tác dụng với axit :

–

Khi tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng tạo ra muối Cr(II).
Cr + 2HCl
 CrCl2 + H 2 


Cr + H 2SO4  CrSO4 + H 2 

– Cr không phản ứng với HNO3 và H2SO4 ặc nguội.

IV –

–
–

–
–

NG DỤNG

Thép chứa 2,8-3,8% crom có độ cứng cao, bền, có khả năng chống gỉ.
Thép chứa 18% crom là thép không gỉ (thép inox).
Thép chứa 25-30% crom siêu cứng dù ở nhiệt độ cao.
Crom dùng để mạ thép. Thép mạ crom bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn v{ tạo vẻ đẹp cho đồ vật.

V – S N XUẤT

–

P ư n p áp n iệt nhôm : Cr2O3 được tách ra từ quặng cromit FeO.Cr2O3.
4FeCr2O4 + 8Na2CO3 + 7O2  8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2


2Na2CrO4 + H 2SO4




Na2Cr2O7 + 2C
Cr2O3 + 2Al

 Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 + CO

o

t
 2Cr + Al 2O3


Bài 2 : MỘT SỐ HP CHẤT CỦA CROM

Crom  II  oxit : CrO
I – HỢP CHẤT CROM (II)

Crom  II  hiðroxit : Cr  OH 2
Muoácrom  II  : Cr 2
i

1. Crom(II) oxit : CrO

–
–

CrO là một oxit baz :

CrO + 2HCl

 CrCl2 + H2 O


CrO + H 2SO4  CrSO4 + H2 O

CrO có tính khử, trong khơng khí CrO dễ bị oxi hóa thành Cr2O3.

2. ro ( )

đrox t : Cr(OH)2

–
–

Cr(OH)2 là chất rắn, màu vàng.
Cr(OH)2 có tính khử, trong khơng khí oxi hóa thành Cr(OH)3 :
4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2O  4Cr(OH) 3


–


Cr(OH)2 là một bazơ : Cr(OH) 2 + 2HCl  CrCl2 + 2H 2O

3. Muối crom(II) : Cr2+

–

Muối crom (II) có tính khử mạnh : 2CrCl 2 + Cl2

 2CrCl3


Crom  III  oxit : Cr2O3
II – HỢP CHẤT CROM (III)

Crom  III  hiðroxit : Cr  OH 3
Muoácrom  III  : Cr 3
i

1. Crom(III) oxit : Cr2O3

–
–

Cr2O3 là chất rắn, màu lục thẩm, khơng tan trong nước.
Cr2O3 là oxit lưỡng tính, tan trong axit và kiềm đặc.


u n



–

–

–
 2CrCl 3


Cr2O3 + 2NaOH
Cr2O3 + 2NaOH

–

(đặ)
c

+ H 2O

+ 3H 2O  2Na[Cr(OH)4 ]


Cr2O3 ược dùng tạo màu lục c o ồ sứ, ồ thủy tinh.

2. ro (

–
–

(đặ)
c

+ 3H 2O

 2NaCrO2


Cr2O3 + 6HCl

)

đrox t : Cr(OH)3

Cr(OH)3 là chất rắn, màu lục xám, không tan trong nước.

Cr(OH)3 là iroxit lưỡng tính, tan được trong dung dịch axit và dung dịch kiềm.
Cr(OH)3 + 3HCl  CrCl 3 + 3H2O


Cr(OH)3 + NaOH  Na[Cr(OH)4

Caùh ghi khaù : Cr(OH)3 + NaOH  NaCrO2 + 2H2O
c
c

3. Muối crom(III) : Cr3+

–

Muối crom (III) có tính khử và tính oxi hóa.
– Tron mơi trường axit, muối crom (III) có tính oxi hóa bị Zn khử thành muối crom (II) :
2CrCl3
+ Zn  2CrCl2 + ZnCl2


Cr2 (SO4 )3 + Zn  2CrSO4 + ZnSO 4


 2Cr
–

 Zn  2Cr


( dd )

( dd )

 Zn ( dd )

Tron mơi trường ki m, muối crom (III) có tính khử và bị chất oxi hóa mạnh oxi hóa thành
muối crom (VI) :
2CrBr3
+ 3Br2 + 16KOH  2K 2 CrO4 + 12KBr + 8H 2O


2CrCl 3

+ 3Br2 + 16KOH

 2K 2 CrO4 + 6KBr


+ 6KCl

Cr2 (SO4 )3

+ 3Br2 + 16KOH

 2K 2CrO4 + 6KBr


+ 3K 2 SO4 + 8H 2O

2Cr(NO3 )3 + 3Br2 + 16KOH

 2K 2 CrO4 + 6KBr


+ 6KNO3

+ 8H 2 O
+ 8H 2 O


3

 2Cr
–

0

(dd)

+ 3Br2 + 16OH 

6

 2Cr O2 (dd) + 6Br  (dd)

4

+ 8H 2O

Phèn crom–kali K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O (hay KCr2(SO4)2.12H2O) có m{u xanh tính, được dùng

để thuộc da, làm chất cầm màu trong ngành nhuộm vải.
Crom(VI) oxit : CrO3

III – HỢP CHẤT CROM (VI)

Muoácromat : CrO2
i
4
Muoáðicromat : Cr2O2
i
7

1. Crom(VI) oxit : CrO3

–

CrO3 là chất rắn màu đỏ thẫm.

–

CrO3 là oxit axit, khi tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic H2CrO4 v{ axit đicromic
H2Cr2O7. Hai axit này không thể tách ra ở dạng tự do, chỉ tồn tại trong dung dịch. Nếu tách ra khỏi
dung dịch, chúng bị phân hủy thành CrO3 :
CrO3  H 2 O  H 2CrO4  axit cromic

2CrO3

–



H2O




H 2Cr2O7  axit đicromic

CrO3 là chất oxi hóa rất mạnh. Một số chất vô cơ v{ hữu cơ như S, P, C,
khi tiếp xúc với CrO3, CrO3 bị khử thành Cr2O3.

3,

C2H5OH, … bốc cháy


u n



–

–

–

4CrO3  3S  3SO 2  2Cr2O3

10CrO3  6P  3P2O5  5Cr2O3


4CrO3  3C  3CO2  2Cr2O3

C2 H5OH  4CrO3  2CO 2  3H 2O  2Cr2O3

2CrO3  2NH 3  Cr2O3  N 2  3H 2O

2. Muối cromat ( CrO42– ) v đ ro at ( Cr2O72– ) : la nhưng hơp chat ben.

–

Ion cromat CrO42– c màu vàn . Ion icromat Cr2O72– có màu da cam.

–

Muối cromat và icromat c tín oxi a mạnh, chúng bị khử thành muối Cr(III).
K 2Cr2O7 + 6FeSO 4 + 7H 2SO 4  Cr2 (SO 4 )3 + 3Fe2 (SO4 )3 + K 2SO4 + 7H 2O


K 2Cr2O7 + 6KI
K 2Cr2O7 + 14HCl
K 2Cr2O7 + 3H 2S
–

+ 4H 2SO 4

 Cr2 (SO4 )3 + 4K 2SO 4


+ 3I 2

+ 7H 2 O

 2KCl


+ 7H 2SO 4

+ 3Cl2

+ 7H 2O

+ 7H 2O

+ 3S

+ 3CrCl3

 Cr2 (SO4 )3 + K 2SO 4


Trong moi trương th ch hơp, ion CrO42– va ion Cr2O72– chuyen hoa lan nhau :
+ Tron mơi trường axit, cromat chuyển hóa th{nh đicromat :
2K 2 CrO 4

 K 2 Cr2 O7


+ H 2SO 4

+ K 2SO 4 + H 2 O

+ Tron môi trường ki m, đicromat chuyển hóa thành cromat :
K 2 Cr2 O 7

 Tổng quát :
–

2CrO2
4



 2K 2 CrO 4


+ 2KOH

2H






u n
 maø vaøg

+ H 2O

2

Cr2O7



u
 maø da cam

H2O

(NH4)2Cr2O7 bị nhiệt phân theo phản ứng :
to
(NH4 )2Cr 2O7  N2  + Cr2O3 + 4H 2O

26

CHỦ ĐỀ 3 :

55,85

Fe
Sắt
[Ar]3d64s2
2,3,(4,5,6)

Bài 1 : SẮT
I – VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HỒN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ

–
–

Cấu hình electron c a Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2 hay [Ar]3d64s2.
Ơ thứ 26, nhóm VIIIB, chu kì 4.

 Sắt dễ nhường 2 electron ở phân lớp 4s trở thành ion Fe2+ và có thể nhường thêm 1 electron ở phân lớp 3d để trở
thành ion Fe3+ 

Fe2 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6

Fe3 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5  bề vữg nhấ
n n
t
II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ : Là kim loại màu trắng hơi xám, có khối lượng riêng lớn (d = 8,9 g/cm3), nóng chảy ở
1540oC. Sắt có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt và có tính nhiễm từ.
III – TÍNH CHẤT HỐ HỌC
– Có tính khử trung bình.
– Với chất oxi hố yếu : Fe → Fe2+ + 2e
– Với chất oxi hoá mạnh : Fe → Fe3+ + 3e
1. Tác dụng với phi kim
0

0

a) Tác dụng với lưu huỳnh : Fe + S

o

t



+2 2

Fe S


u n



–

–

–

0

+8

0

to




Fe + 2O2 (khôg khí)
n
b) Tác dụng với oxi :
0

0

0

0

+3

1

2FeCl 3

+1

+2




Fe + 2H Cl
0

+2

2

+3

o

0

2

Fe2 O3

t



c) Tác dụng với halogen : 2Fe + 2Cl 2
2. Tác dụng với dung dịch axit
a) Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng :

3

o

t



4Fe + 3O2 (dö)

3

Fe3 O4 ( FeO.Fe2 O3 )

+1

FeCl 2 + H 2 




Fe + H 2 SO4
5

0

+2

0

FeSO4 + H 2 

6

b) Với dung dịch HNO3 và H2SO4 đặc, nóng : Fe khử N hoặc S trong HNO3 hoặc H2SO4 đặc, nóng đến số
3

oxi hố thấp hơn, cịn Fe bị oxi hố thành Fe :
6

0

0

+5

+3

6H 2O

+2

+ 6H N O3 (ðaë)
c

Fe(NO3 )3 + N O  + H 2O




5

0

4




Fe + 4H N O3 (loaõg)
n
Fe

3

Fe2  SO4 3 + 3SO2  +

o

t



2Fe + 6H 2 SO4 (ðaë)
c

Fe  NO3 3 + 3N O2  + 3H 2O

3

4

 Fe bị thụ động bởi các axit HNO3 đặc, nguội hoặc H2SO4 đặc, nguội.
3. Tác dụng với dung dịch muối

Fe + Cu2+
Fe + 2Fe3+

 Fe2+ + Cu2

 3Fe2+

Fe + 2Ag+

Nế Ag dư thì : Fe2

u

+ Ag
o

4. Tác dụng với nước :

 Fe2+ + 2Ag

 Fe3+ + Ag


o

t < 570 C
3Fe + 4H2O  3Fe3O4 + 4H2 

o

o

t > 570 C
Fe + H2O  FeO + H2 


IV – TRẠNG THÁI THIÊN NHIÊN

–
–

–
–

Chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái đất, đứng hàng thứ hai trong các kim loại (sau Al).
Trong tự nhiên sắt ch yếu tồn tại dưới dạng hợp chất có trong các quặng :
+ Quặng manhetit (Fe3O4).
+ Quặng hematit đỏ (Fe2O3).
+ Quặng hematit nâu (Fe2O3.nH2O).
+ Quặng xiđerit (FeCO3).
+ Quặng pirit (FeS2).
Có trong hemoglobin (huyết cầu tố) c a máu.
Có trong các thiên thạch.
Bài 2 : MỘT SỐ HP CHẤT CỦA SẮT

Sắ(II) oxit : FeO
t
I – ỢP

Ấ

( )

Muốsắ(II) : Fe2+
i t
Sắ(II) hiðroxit : Fe(OH)2
t

Tín c ất ố ọc c bản của ợp c ất sắt (II) là tín k ử Fe2+ → Fe3+ + 1e
1. Sắt (II) oxit : FeO
a. Tính chất vật lí : Là chất rắn m{u đen, khơng tan trong nước.

b. Tính chất hố học :




–

Tính chất của oxit baz : FeO + H2SO4 (loãg)
n

–

Tính khử : thể hiện khi tác dụng với chất oxi hoá mạnh như oxi, dd

FeSO4 + H2O

O3, dd H2SO4 đặc, …


u n



–

–

–



4FeO +
2FeO +

4H 2SO4 (đặ)
c

3FeO +

–

O2

10HNO3 (loãg)
n

2Fe2O3
o

t



Fe2  SO4 3 +

SO2 

Tính oxi hố : thể hiện khi tác dụng với các chất khử như C, CO,
FeO  H2  Fe  H2O


2,

4H 2O

NO 

3Fe  NO3 3 +




+
+

5H 2O

Al :

c. Điều chế :

Fe(OH)2

o

t
 FeO + H 2O

o

500-600 C
hoaë : Fe2O3 + CO  2FeO + CO2 
c


2. Sắt (II) hiđroxit : Fe(OH)2
a. Tính chất vật lí : Là chất rắn màu lục nhạt, khơng tan trong nước.
b. Tính chất hố học :

–
–

Tính chất baz : Fe OH  + H2SO4 (loãg)
n
2




FeSO4 + 2H2O

Tính khử : ở nhiệt độ thường Fe(OH)2 bị oxi hố nhanh chóng trong khơng khí ẩm thành Fe(OH)3
m{u n}u đỏ :
4Fe  OH  + O2 + 2H2O  4Fe  OH 

2

3

n

 traég xanh

u 
 nâ ðỏ

c. Điều chế : Cho dung dịch muối sat (II) tác dụng với dung dịch kiềm trong ĐK khơng có khơng khí.

FeCl 2 + 2NaOH  Fe  OH 2  + 2NaCl

Fe2+

 Fe  OH 2 


+ 2OH

3. Muối sắt (II) : Fe
a. Tính chất vật lí :
2+

–
–

ung d ch có màu lục nhạt.
Đa số các muối sắt (II) tan trong nước, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước. Thí dụ : FeSO4.7H2O ;
FeCl2.4H2O
b. Tính chất hoá học :

 Muối tan : FeCl2, FeSO4, Fe(NO3)2 :
– Tính chất của muối : các phản ứng trao đổi : FeSO4 + 2NaOH 


–

Fe OH 2  + Na2SO4

Tính khử mạnh : thể hiện khi tác dụng với chất oxi hố mạnh như khí Cl2, dung dịch HNO3, dung
dịch H2SO4 đặc, dung dịch KMnO4 trong mơi trường H2SO4 lỗng, …
2FeCl 2 + Cl 2  2FeCl 3


2FeSO4 + 2H2SO4 (đặ)
c

3Fe2+ + NO3 + 4H +

 Fe2  SO4 3 + SO2  + 2H2O





3Fe3+ + NO 

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H 2SO4

+ 2H 2O

 5Fe2  SO4 3 + K 2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O


Dạ g ion thu gọ : 5Fe2+ + MnO + 8H +  5Fe3+ + Mn2+ + 4H 2O
n
n

4
– Tính oxi hố : thể hiện khi tác dụng với các kim loại mạnh hơn :
Mg + FeSO4  MgSO4 + Fe

– Muối không tan :
 Muối FeCO3 :
– Phản ứng nhiệt phân : FeCO3  FeO + CO2 

Nếu nung trong khơng khí : 4FeO + O2
–

Phản ứn trao ổi : FeCO3 + 2HCl

–

Tính khử :

FeCO3 +

4HNO3

 2Fe2O3


 FeCl 2 + CO2  + H2O


 Fe  NO3 3 + NO2  + CO2  + 2H2O


2FeCO3 + 4H2SO4 (đặ)
c

 Fe2  SO4 3 + SO2  + 2CO2  + 4H2O



u n




–

–

Muối FeS :
– Phản ứn trao ổi : FeS + 2HCl
–



–

 FeCl 2 + H2S


 Fe  NO3 3 + H 2SO4 + 3NO  + 2H2O


Tính khử : FeS + 6HNO3

Muối FeS2 :
–

Tính khử :

 2Fe2O3 + 8SO2 


4FeS2 + 11O2

 Fe  NO3 3 + H 2SO4 + 15NO2  + 7H 2O


FeS2 + 18HNO3

c. Điều chế : Cho Fe (hoặc FeO; Fe(OH)2) tác dụng với HCl hoặc H2SO4 loãng :
Fe + 2HCl  FeCl 2 + H 2 


FeO + H 2SO4  FeSO4 + H 2O

 Dung dịch muối sắt (II) điều chế được phải dùng ngay vì trong khơng khí sẽ chuyển dần thành muối sắt (III).
Saé(III) oxit : Fe2O3
t

II – HỢP CHẤT S T (III)

Oxit sắtừ Fe3O4
t :
Muốsắ(III) : Fe3+
i t
Sắ(III) hiðroxit : Fe(OH)3
t

Tính chất hố học ặc trưn của hợp chất sắt (III) là tính oxi hố :

Fe3  1e  Fe2
Fe3  2e  Fe

1. Sắt (III) oxit : Fe2O3
a. Tính chất vật lí : Là chất rắn m{u n}u đỏ, khơng tan trong nước.
b. Tính chất hố học :

 2FeCl 3 + 3H2O


Fe2O3 + 6HCl

 Fe2  SO4 3 + 3H2O


Fe2O3 + 3H 2SO4

–

Fe2O3 là oxit bazơ :

–

Tổg quá: Fe2O3 + 6H +  2Fe3+ + 3H 2O
n
t

Tính oxi hố : thể hiện khi tác dụng với các chất khử thông thường như C, CO,

 2Fe  NO3 3 + 3H 2O


Fe2O3 + 6HNO3

Fe2O3 + 3CO

2,

Al :

to

 2Fe + 3H2O

o

t
 2Fe + 3H2O


Fe2O3 + 3H2



c. Điều chế : Nhiệt phân Fe(OH)3 : 2Fe OH



o

t
 Fe2O3 + 3H 2O


3

 Fe3O3 có trong tự nhiên dưới dạng quặng hematit đỏ (Fe2O3) dùng để luyện gang.
2. Oxit sắt từ : Fe3O4 (hay FeO.Fe2O3)
a. Tính chất vật lí : Là chất rắn m{u n}u, khơng tan trong nước.
b. Tính chất hố học :

–

Tín baz :

Fe3O4 + 8HCl




FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2O



Fe3O4 + 4H 2SO4 (loaõg)
n

FeSO4 + Fe2  SO4 3 + 4H 2O

t
 3Fe2  SO4 3 + SO2  + 10H2O

o

2Fe3O4 + 10H2SO4 (ðặ)
c

–

Tính khử :

–

Tính oxi hố : Thể hiện khi tác dụng với các chất khử thông thường như C, CO,




Fe3O4 + 10HNO3

Fe3O4 + 4CO

o

t



3Fe  NO3 3

+ NO2  +

5H2O
2,

Al :

3Fe + 4CO2 

c. Điều chế :
3. Sắt (III) hiđroxit : Fe(OH)3
a. Tính chất vật lí : Fe(OH)3 là chất rắn, màu nâu đỏ, không tan trong nước, dễ tan trong dung d ch axit tạo thành
dung d ch muối sắt (III).
b. Tính chất hố học :

–

Tính chất baz : 2Fe  OH 3 + 3H2SO4





Fe2  SO4 3 + 6H2O


u n


–

–

–

–

Phản ứng nhiệt phân : 2Fe  OH 3

o

t
 Fe2O3 + 3H2O


c. Điều chế : Cho dung dịch muối Fe(III) tác dụng với dung dịch NH3 hoặc các dung dịch bazơ kiềm :




FeCl 3 + 3NH3 + 3H2O

Fe  OH 3




FeCl 3 + 3NaOH

Fe  OH 3

+

3NH4Cl

+ 3NaCl

4. Muối sắt (III)
a. Tính chất vật lí : Đa số các muối sắt (III) tan trong nước, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước.
Thí dụ: FeCl3.6H2O; Fe2(SO4)3.9H2O
b. Tính chất hố học :

 Muối tan : FeCl3, Fe2(SO4)3, Fe(NO3)3 , … :
– Phản ứn trao ổi :
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3  + 3NaCl

–

Tính oxi hố : Muối sắt (III) có tính oxi hố, dễ b khử thành muối sắt (II)
+ Thể hiện khi tác dụng với chất khử như Cu, Fe, … :
3

0

Fe
0

Cu

+

2Fe  NO3 3

+

2Fe  NO3 3

2




3Fe  NO3 2




2Fe  NO3 2 +

3

2

2

Cu  NO3 2

+ Khi tác dụng với các kim loại mạnh hơn :
3

0

Mg

+ 2FeCl 3
2

0

Mg

+

FeCl 2

2

2




MgCl 2 + 2FeCl 2




MgCl 2 +

2

0

Fe

to
2Fe + 3Cl
 2FeCl 3

2


 Fe + 4HNO3 (loaõg)  Fe(NO3 )3 + NO  + H 2O
n
c. Điều chế : 

2Fe  OH 3 + 3H 2SO4  Fe2  SO4 3 + 6H 2O


 Fe2O3 + 6HCl  2FeCl 3 + 3H 2O


Bài 3 : HP KIM CỦA SẮT
I – GANG
1. Khái ni m : Gang là hợp kim của sắt v{ cacbon trong đó có từ 2 – 5% khối lượng cacbon, ngồi ra cịn có một
lượng nhỏ các ngun tố Si, Mn, S, …
2. Phân loại : Có 2 loại gang :
a) Gang xám : Chứa cacbon ở dạng than chì. Gẫngms được dùng để đúc bệ máy, ống dẫn nước, cánh cửa,…
b) Gang trắng :

–
–
–
–

Gang trắng chứa ít cacbon hơn v{ chủ yếu ở dạng xementit (Fe3C).
Gang trắng (có m{u s|ng hơn gang x|m) được dùng để luyện thép.
ả x ất a
a) Nguyên tắc :
Khử oxit sắt bằng CO ở nhiệt độ cao (phương ph|p nhiệt luyện).
Trong lò cao, sắt có số oxi hố cao bị khử dần dần đến sắt có số oxi hố thấp theo sơ đồ :
Fe2O3  Fe3O4  FeO  Fe

b) Nguyên liệu :

Quặg hematit ðỏchứ Fe2O3 (thườg sử ng)
n
,
a
n
dụ


n
a
Quặg manhetit, chứ Fe3O4
Quặng sắt oxit 
, than cốc và chất chảy (CaCO3 hoặc SiO2).
Quặg xiðerit, chứ FeCO3
n
a

Quặg pirit, chứ FeS2
n
a

c) Các phản ứng hố học xảy ra trong q trình luyện quặng thành gang :

–

Phản ứng tạo chất khử CO :

C + O2
CO2 + C

–

Phản ứng CO khử oxit sắt :

o

t



o

t



CO2
2CO


u n



–

–

–
o

t
 2Fe3O4 + CO 2 


+ Phần trên thân lò (400oC) : 3Fe2O3 + CO
+ Phần giữa thân lò (500 – 600oC) : Fe3O4
–

+ Phần dưới thân lò (700 – 800oC) : FeO + CO
Phản ứng tạo xỉ (1000oC) :
CaCO3  CaO + CO2 

CaO +

SiO2

o

t
 3FeO + CO 2 


+ CO

o

t
 Fe + CO 2 


 CaSiO3

(canxi silicat)

d) Sự tạo thành gang : Ở phần bụng lò (nhiệt độ khoảng 1500oC) sắt nóng chảy có hịa tan một phần
cacbon và một lượng nhỏ mangan, silic, ... đó l{ gang.
II – THÉP

1. Khái ni m : Thép là hợp kim của sắt chứa từ 0,01 – 2% khối lượng cacbon cùng với một số nguyên tố khác (Si,
Mn, r, Ni,…).
2. Phân loại :
a) Thép thường (thép cacbon) :

–
–

Thép m m : Chứa không quá 0,1%C. Thép mềm dễ gia công, được dùng để kép sợi,, cán thành thép
lá dùng chế tạo các vật dụng trong đời sống và xây dựng nhà cửa.
Thép cứng : Chứa trên 0,9%C, được dùng để chế tạo các công cụ, các chi tiết m|y như c|c vòng bi,
vỏ xe bọc thép,…
b) Thép đặc biệt : Đưa thêm v{o một số nguyên tố làm cho thép có những tính chất đặc biệt.

–
–
–

Thép chứa 13% Mn rất cứng, được dùng để làm máy nghiền đ|.
Thép chứa khoảng 20% Cr và 10% Ni rất cứng và không gỉ, được dùng làm dụng cụ gia đình (thìa,
dao,…), dụng cụ y tế.
Thép chứa khoảng 18% W và 5% Cr rất cứng, được dùng để chế tạo máy cắt, gọt như m|y phay,
máy nghiền đ|, …

3. Sản xuất thép
a) Nguyên tắc : Giảm h{m lượng các tạp chất C, Si, S, Mn, … có trong thành phần gang bằng cách oxi hố các
tạp chất đó th{nh oxit rồi biến thành xỉ và tách khỏi thép.
b) Nguyên liệu

–

ồm

+ Gang trắng hoặc gang xám, sắt thép phế liệu;

+ Chất chảy là canxi oxit;
+ Nhiên liệu là dầu ma zút hoặc khí đốt; khí oxi.
c) Nh ng phản ứng h học ảy a t ng u t nh luyện gang th nh thép

–

Khí oxi được dùng làm chất oxi hóa các nguyên tố phi kim trong gang thành những oxit :
C + O2  CO2

S +

–

O2

 SO2


Silic v{ photpho bị oxi hóa th{nh những oxit khó bay hơi l{ SiO2 và P2O5 :
Si + O2 
 SiO24

P + 5O2  2P2O5

– SiO2 và P2O5 hóa hợp với chất chảy l{ CaO tạo th{nh xỉ nổi lên trên bề mặt thép lỏng :

3CaO + P2O5  Ca3 (PO4)2

(canxi photphat)
CaO + SiO2

 CaSiO3

(canxi silicat)

d) C c phương ph p luyện gang thành thép :

–
–
–

P ư n p áp Bet-x -me.
P ư n p áp Mac-tanh.
P ư n p áp lị iện.

CHỦ ĐỀ 4 :

29

63.55


u n



–

–

–

Cu
Đồng
[Ar]3d104s1
1,2
Bài 1 : ĐỒNG
I – VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HỒN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUN TỬ

–
–

Là kim loại chuyển tiếp.
Ơ thứ 29, nhóm IB, chu kì 4.

–

Cấu hình electron : 1s22s22p63s23p63d104s1 hay [Ar]3d104s1 

Cu+ : [Ar]3d10
Cu2+ : [Ar]3d9

 Trong các phản ứng hoá học, Cu dễ nhường electron ở lớp ngoài cùng và electron c a phân lớp 3d :
Cu  Cu+ + 1e

 Trong các hợp chất, đồng có số oxi hố là +1 và +2.

Cu

 Cu2+ + 2e

– Bán kính ngun tử nhỏ hơn K nhóm IA, có cấu tạo mạng tinh thể lập phương t}m diện là tinh
thể đặc chắc  liên kết trong đơn chất đồng vững chắc.

II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ

–
–
–

Là kim loại màu đỏ, khối lượng riêng lớn (d = 8,98g/cm3), tnc = 1083oC.
Đồng tinh khiết tương đối mềm, dễ kéo dài và dát mỏng, dẫn nhiệt và dẫn điện tốt, chỉ kém bạc và hơn
hẳn các kim loại khác.
Là kim loại nặng, nhiệt độ nóng chảy cao.

III – TÍNH CHẤT HỐ HỌC : 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 hóa tiếp tục :

2Cu + O2
–
–

o

t



2CuO

Khi tiếp tục đun núng tới (800-1000oC) : 2CuO + Cu
Tác dụng trực tiếp với Cl2, Br2, S, ...
2Cu + Cl 2  CuCl 2

o

t



2Cu + S

o

t



Cu2O (ðoû
)

2CuS

2. Tác dụng với axit

–
–

Cu khơng tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 lỗn .
Khi có mặt O2, Cu tác dụng với dung dịch Cl, nơi tiếp xúc giữa dung dịch axit với khơng khí  Đồng chỉ
tác dụng với HCl, H2SO4 lỗn khi có mặt O2.
2Cu + 4HCl + O2  2CuCl 2 + 2H2O


1
O + H2SO4
2 2
– Tac dung de dang với HNO3, H2SO4 đặc :
Cu +

6

0

Cu + 2H 2 SO4 (ðaë)
c
0

5

Cu + 4H N O3 (ðaë)
c

0

5

o

 CuSO4 + H2O


t






2

CuSO4 +

4

SO2  +

2

2H 2O

4

Cu  NO3 2 + 2N O2  + 2H 2O3
2

2

Cu + 8H N O3 (loaõg)  3Cu  NO3 2 + 2N O  + 4H 2O

n
3. Tác dụng với dung dịch muối

–

Khử được ion kim loại đứng sau nó trong dung dịch muối :
Cu + 2AgNO3  Cu  NO3 2 + 2 Ag

Cu + 2Fe(NO3 )3

 Cu(NO3 )2 + 2Fe(NO3 )2


Bài 2 : MỘT SỐ HP CHẤT CỦA ĐỒNG


u n



–

I – HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG

–

–

Đồg (II) oxit : CuO
n
Đồg (II) hiðroxit : Cu(OH)2
n
Muốðồg (II) : Cu2+
i n

1. Đồng (II) oxit : CuO
a. Tính chất vật lí : Chất rắn, màu đen, khơng tan trong nước.
b. Tính chất hố học :

–
–

u là oxit bazơ : CuO + H2SO4 
 CuSO4 + H2O
Tính oxi hố : Thể hiện khi tác dụng với các chất khử thông thường như C, CO,
:

2,

Al  Cu kim loai

o

t
CuO + CO  Cu + CO2 


CuO +

H2

o

t



H 2O

t
 3Cu + N 2  + 3H 2O


3CuO + 2NH 3

–

Cu +

o

Cu2O có tính khử : 3Cu2O + 14HNO3

 6Cu(NO3 )2 + 2NO 


+ 7H2O

c. Điều chế : nhiệt phân các hợp chất Cu(OH)2, Cu(NO3)2, CuCO3.Cu(OH)2, …

2Cu(NO3 )2

o

t
 2CuO + 4NO2  + O2 

o

t
 2CuO + CO2  + H2O


CuCO3.Cu(OH)2
2. Đồng (II) hiđroxit : Cu(OH)2
a. Tính chất vật lí :

–
–

Cu(OH)2 là chất rắn m{u xanh, khơng tan trong nước
Dễ tan trong NH3 (giống như Zn(O )2) tạo nước Svayde có khả năng hịa tan xenlulơzơ :
Cu  OH 2 + 3NH 3  Cu  NH 3 4   OH 2

 


–

Dễ bị nhiệt phân : Cu  OH 
2

–

CuOH là chất kết tủa màu vàng, có tính khử khi tác dụng với chất oxi hóa :
CuOH + 3HNO3 (ðặ)  Cu(NO3 )2 + NO2  + 2H2O

c

(nướ Svayde)
c
o

t
 CuO + H 2O


b. Tính chất hoá học :

–
–

Cu(OH)2 là một bazơ : Cu OH  + 2HCl
2

Dễ b nhiệt phân : Cu  OH 
2

 CuCl 2 + H2O


o

t
 CuO + H2O


c. Điều chế : dung dò Cu2+ + OH
ch
3. Muối đồng (II) : CuCl2, CuSO4, Cu(NO3)2, …

 Cu(OH)2


– Các dung d ch muối đồng đều có màu xanh.
– CuSO4 ơ dang khan la chat ran mau trang.
– Muối đồng (II) kết tinh từ dung dịch thường ở dạng tinh thể ngậm nước như CuSO4.5H2O.
to
CuSO4 .5H 2O  CuSO4 + 5H 2O


(mà xanh)
u
(mà trắg)
u n

II – ỨNG ỤNG CỦA ĐỒNG V HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG
ng dụng c a đ ng dựa vào tính dẻo, dẫn iện, dẫn nhiệt, b n của ồng và hợp kim :
– Đồng dùng làm dây dẫn điện.
– Đồng thau là hợp kim Cu−Zn (45% Zn) có tính cứng và bền hơn đồng, dùng chế tạo các chi tiết
máy, chế tạo các thiết bị dùng trong cơng nghiệp đóng t{u biển.
– Đồng bạch là hợp kim Cu−Ni (25% Ni) có tính bền, đẹp, khơng bị ăn mịn trong nước biển. Đồng
bạch được dùng trong công nghiệp tàu thủy, đúc tiền, ...
– Đồng thanh là hợp kim Cu−Sn, dùng để chế tạo máy móc, thiết bị.
1
2
– Hợp kim Cu−Au, trong đó
là Cu, là Au (được gọi là vàng 9 cara), dùng để đúc c|c đồng tiền
3
3
vàng, vật trang trí, ...


u n


–
–
–

–

–

–

Dung d ch CuSO4 dùng trong nông nghiệp để chữa bệnh mốc sương cho cà chua, khoai tây.
CuSO4 khan dùng để phát hiện dấu vết c a nước trong các chất lỏng.
CuCO3.Cu(OH)2 được dùng để pha chế sơn vô cơ màu xanh, màu lục.

B. CÁC ẠNG

I TẬP QUAN TRỌNG

DẠNG 1 : KIM LOẠI / OXIT KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI AXIT
. .T

ỤNG VỚI AXIT LO I I (HCl, H2SO4 lỗng)

 KIM LOẠI + HCl  muối clorua + H2

mmuốclorua = mKL + 71.nH
i

 Oxit KIM LOẠI + HCl  muối clorua + H2O

mmuoáclorua = moxit + 27,5.nHCl = moxit + 55.nH O
i

 KIM LOẠI + H2SO4  muối sunfat + H2

mmuoásunfat = mKL + 96.nH
i

 OXIT KIM LOẠI + H2SO4  muối sunfat + H2

mmuoásunfat = moxit + 80.nH SO
i

. .T

2

2

2

2

ỤNG VỚI AXIT LO I II (HNO3, H2SO4

4

c n n

3

N H 4NO3
0

N2
0

5

n



TH1 : KL M + H N O3  M NO3


1

n  SPK N 2 O

 H 2O

2

NO
4

N O2
 Tìm sản phẩm khử dựa vào định luật bảo toàn số mol electron :

i

KL

.nKL =  i spk .nspk

=n

- o
NO3/tạ muố

i

VD : i A .nA + i B .nB = nNO2 + 3.nNO + 8.nN2O + 8.nNH4NO3 + 10.nN2

Với :

iKL = số e nhường c a kim loại = hóa tr cao nhất c a kim loại.
ispk = số e nhận c a sp khử. i NO2 = 1e ; i NO = 3e ; i N2O = 8e ; i NH4 NO3 = 8e ; i N2 = 10e.

 Tìm khối lượng muối thu được bằng cơng thức tổng qt :

mmuố = mKL pứ+  i KL .nKL .
i

M gố axit
c
hó trịgố axit
a
c

= mKL pứ+  i spk .nspk .

M gố axit
c
hó trịgố axit
a
c

 Với muối nitrat :
mmuốnitrat

i

= m KL pứ + 62. i spk .nspk + 80.nNH NO = m KL pứ+ 62.(nNO + 3.nNO + 8.nN O + 8.nNH NO + 10.nN ) + 80.nNH NO
4

3

2

 Tìm số mol axit tham gia phản ứng :

nHNO =
3

i

spk

2

4

3

2

4

3



+ soá trong spk .nspk
N

VD : nHNO = 2.nNO + 4.nNO + 10.nN O + 10.nNH NO + 12.nN
2
2
4
3
2
3

nHNO =
3

i

spk



+ soá trong spk .nspk
N

VD : nHNO = 2.nNO + 4.nNO + 10.nN O + 10.nNH NO + 12.nN
2
2
4
3

2
3


u n



–

–

–
2

H2 S
6

0

n



TH2 : KL M + H2 SO4(ðặ, nóg)  M NO3

c
n

n  SPK S

0

 H2O

4

SO2
 Tìm sản phẩm khử dựa vào định luật bảo toàn số mol electron :

i

KL

.n KL =  ispk .n spk

VD : i A .n A + i B .n B = 2.n SO2 + 6.n S + 8.n H2S

Với :

iKL = số e nhường c a kim loại = hóa tr cao nhất c a kim loại.
ispk = số e nhận c a sp khử. i SO2  2e ; i S = 6e ; i H 2 S  8e.

 Tìm khối lượng muối sunfat thu được :

mmuốsunfat = m KL pứ
+
i



96
. i spk .nspk = m KL pứ+ 96. nSO2 + 3.nS + 4.nH2S
2



 i spk

+ soá trong spk .nspk
S
 2


2 4


VD : nH SO = 2.nSO + 4.nS + 5.nH S
nH SO =

 Tìm số mol axit tham gia phản ứng :

2
2
4
 Chú ý: Khi cho Fe tác dụng với HNO3, H2SO c n n nếu sau phản ứng Fe dư thì muối sinh ra là muối Fe2+.
Fe  2Fe3  3Fe2

T

2

DẠNG 2 : KIM LOẠI / OXIT KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI AZƠ

.1.

T TÁC DỤNG VỚI
H O


2
 AlO2  H 2 


Al
Al 2O3


AlO2  H 2O
O


2
KL & OXIT Cr
 OH    CrO2  H 2O



Cr2O3
CrO2  H 2O
CrO3

CrO2  H O
4

. .

Ủ

TÁC DỤNG VỚI
 Al(OH)3 trắg, dạ g keo
n
n

3+

Al

Cr

tan  dung dị ZnO2
ch
2

 Fe(OH)2 trắg xanh
n

Fe2+
Muố Fe
i



tan  dung dị AlO2
ch

 Zn(OH)2 trắg
n

Zn2+
3+

2

+ OH



 Kếtủ  Fe(OH)3 nâ ðỏ

t a
u

2+

Cr 3+
Cu2+

ài to n 2.2.1 –

Al3+
H

+

khôg tan
n
 OH  dư

 khôg tan

n
khôg tan
n
 Cr(OH)2 vàg (ĐK: O có
n
KK)

tan  dung dị CrO2
ch
 Cr(OH)3 xanh
khôg tan
n
 Cu(OH)2 xanh lam

vừ ðuû
a

+ OH  


Al(OH)3 
AlO

2

H+ + OH–  H2O
Al3+ + 3OH–  Al(OH)3
Al(OH)3 + OH–  AlO2– + 2H2O
Đặt T =
T

nOH 
nAl 3+

= ...
T<3

T=3

3
T=4

T>4


u n



–

–

 Al(OH)3
& Al3+ dư

Sản
phẩ
C ng
thức

n

OH

 Tính

-

Al(OH)3
 MAX

= 3.nAl(OH)

ha

M

–

3


 Al(OH)3 & AlO2

+ nH+

của dun d ch ba

n

OH



= 4.n

Al

3+


AlO2

 nAl(OH)

3

+ nH+


AlO2

& OH– dư

nAl(OH) = 0
3

:

–

ượng bazơ nhỏ nhất : nOH = 3.nAl(OH)3 + nH+

–

ượng bazơ lớn nhất : nOH = 4.nAl 3+  nAl(OH)3 + nH+

Zn2+

ài to n 2.2.2 –

+ OH  


H+

Zn(OH)2 
ZnO2
2

H+ + OH–  H2O
Zn2+ + 2OH–  Zn(OH)2

Zn(OH)2 + 2OH–  ZnO22– + 2H2O
Đặt T =

nOH 

 ...

nZn2

T
Sản
phẩ
m

T<2

T=2

2
T=4

T>4

 Zn(OH)2
& Zn2+ dư

Zn(OH)2
 MAX

 Zn(OH)2
2
& ZnO2

2
ZnO2

2
ZnO2
& OH– dư

n

C ng
thức

OH

= 2.nZn(OH)



 Tính

ha

M

+ nH+ nOH = 4.nZn  2.nZn(OH) + nH+ nZn(OH) = 0


2

2+

2

của dun d ch ba

2

:

–

ượng bazơ nhỏ nhất : nOH = 2.nZn(OH)2 + nH+

–

ượng bazơ lớn nhất : nOH = 4.nZn2+  2.nZn(OH)2 + nH+

ài to n 2.2.3 –

AlO
2

 hay Al OH    + H


4






OH 

Al(OH)3 
Al3+

H+ + OH–  H2O


 Al  OH 4  + H+  Al(OH)3 + H2O


Al(OH)3 + H+  Al3+ + H2O

Đặt T =

nH 
nAlO

 ...

2

T
Sản

phẩ
C ng
thức

T<1
 Al(OH)3
&

AlO2 dư

n + = nAl(OH)
H

T=1

T=4

T>4

Al(OH)3
 MAX

3

1 Al(OH)3 & Al3+

Al3+

Al3+ & H+ dư

+ nOH

n

H

+

= 4.n


AlO2

 3.nAl(OH) + nOH
3

nAl(OH) = 0
3

T

Caâu 1. (ĐHCĐK – 2007): Hỗn hợp X gồm Na và Al. Cho m gam X vào một lượng dư nước thì thốt ra V
lít khí. Nếu cũng cho m gam X vào dung d ch NaOH (dư) thì được 1,75V lít khí. Thành phần phần
trăm theo khối lượng c a Na trong X là (biết các thể tích khí đo trong cùng điều kiện, cho Na = 23, Al
= 27)
A. 39,87%.

B. 77,31%.

C. 49,87%.

D. 29,87%.


u n



–

–

–

Caâu 2. (ĐHCĐK – 2008): Hỗn hợp rắn X gồm Al, Fe2O3 và Cu có số mol bằng nhau. Hỗn hợp X tan hoàn
toàn trong dung d ch
A. NaOH (dư).

B. HCl (dư).

C. AgNO3 (dư).

D. NH3(dư).

Caâu 3. (ĐHK – 2010): Cho 150 ml dung d ch KOH 1,2M tác dụng với 100 ml dung d ch AlCl3 nồng độ x
mol/l, thu được dung d ch Y và 4,68 gam kết t a. Loại bỏ kết t a, thêm tiếp 175 ml dung d ch KOH
1,2M vào Y, thu được 2,34 gam kết t a. Giá tr c a x là
A. 1,2.

B. 0,8.

C. 0,9.

D. 1,0.

Caâu 4. (ĐHK – 2010): Đốt cháy hoàn toàn m gam FeS2 bằng một lượng O2 vừa đ , thu được khí X. Hấp
thụ hết X vào 1 lít dung d ch chứa Ba(OH)2 0,15M và KOH 0,1M, thu được dung d ch Y và 21,7 gam
kết t a. Cho Y vào dung d ch NaOH, thấy xuất hiện thêm kết t a. Giá tr c a m là
A. 23,2.

B. 12,6.

C. 18,0.

D. 24,0.

Caâu 5. (ĐHK – 2010): Hỗn hợp bột X gồm Cu, Zn. Đốt cháy hoàn toàn m gam X trong oxi (dư), thu được
40,3 gam hỗn hợp gồm CuO và ZnO. Mặt khác, nếu cho 0,25 mol X phản ứng với một lượng dư
dung d ch KOH lỗng nóng, thì thu được 3,36 lít khí H2 (đktc). Phần trăm khối lượng c a Cu trong X
là
A. 19,81%.

B. 29,72%.

C. 39,63%.

D. 59,44%.

Caâu 6. (ĐHK – 2011): Cho 400 ml dung d ch E gồm AlCl3 x mol/lít và Al2(SO4)3 y mol/lít tác dụng với

612 ml dung d ch NaOH 1M, sau khi các phản ứng kết thúc thu được 8,424 gam kết t a. Mặt khác,
khi cho
400 ml E tác dụng với dung d ch BaCl2 (dư) thì thu được 33,552 gam kết t a. Tỉ lệ x : y là
A. 3 : 4.
B. 3 : 2.
C. 4 : 3.
D. 7 : 4.
DẠNG 3 : KIM OẠI ĐỨNG TR ỚC ĐẨ ION KIM OẠI ĐỨNG SAU TRONG UNG ỊCH MU I
3.1.
ĐI N HỐ CỦA KIM OẠI
TÍNH OXI HOÁ A ION KIM LOẠ TĂ G DẦ
CỦ
I
N
N





TÍNH KHỬ A KIM LOẠ GIẢ DẦ
CỦ
I
M
N

3.2. QU TẮC ANPHA (  )
Qu tắc : Kim loại đứng trước (có tính khử mạnh hơn) trong d y điện hoá đ y được ion kim loại đứng sau trong dung
muối tan c a ion đó.
í dụ :

Cu2+

Ag+
Cu

Cu + 2Ag+  Cu2+ + 2Ag

Cu2+

Ag

Fe3+
Cu

Fe2+

Cu + 2Fe3+  Cu2+ + 2Fe2+
T

Fe2+

Fe3+
Fe

Fe + 2Fe3+  3Fe2+

Fe2+

Fe3+

Ag+
Fe2+

Ag

Fe2+ + Ag+  Fe3+ + Ag

DẠNG 4 : GIẢI TOÁN BẰNG PH ƠNG PHÁP QUI ĐỔI
Quy đổi là một phương pháp biến đổi tốn học nhằm đưa bài tốn hóa học từ các dữ kiện ban đầu là một hỗn hợp
phức tạp về dạng đơn giản hơn, qua đó các phép tính trở nên đơn giản và thuận tiện hơn.
Nguyên tắc c a phương pháp quy đổi là dựa trên nguyên tắc bảo tồn ngun tố và bảo tồn điện tích (bảo tồn số oxi
hóa).
. Qu ổi hỗn hợp nhiều chất thành ít chất h n : Loại này thường áp dụng cho các bài toán hỗn hợp Fe và các oxit.
* Để đưa hỗn hợp X về Fe và Fe2O3 ta làm như sau:
 Cứ 3FeO  Fe.Fe2O3  1Fe và 1 Fe2O3. (bảo toàn Fe và O)
Như vậy y mol FeO tương đương với

y
y
mol Fe vµ mol Fe2O3
3
3




u n

–

–

–

y
3

y
3

Vậy hỗn hợp X có thể xem là gồm (x  )mol Fe vµ (z+ ) mol Fe2O3 . Như vậy trường hợp quy đổi này không xuất
hiện số âm.
* Để đưa hỗn hợp X về Fe và FeO, ta làm như sau :
Ghép z mol Fe với z mol Fe2O3 ta có z mol (Fe.Fe2O3)  3z mol FeO. Khi đó số mol Fe cịn là (x – z) mol. Khi
đó hỗn hợp X trở thành hỗn hợp gồm: (x – z) mol Fe; (y + 3z) mol FeO. Trong trường hợp này nếu x < z thì bài toán giải
sẽ xuất hiện số mol Fe âm. Việc tính tốn sẽ khơng ảnh hưởng gì vì khi đó lượng sắt và oxi tính tốn được trong hỗn hợp
sẽ bù trừ cho nhau.
* Để đưa về hỗn hợp X về FeO và Fe2O3, ta làm như sau:
Ghép x mol Fe với x mol Fe2O3 ta có x mol (Fe.Fe2O3)  3x mol FeO. Khi đó số mol Fe2O3 cịn là (z – x) mol.
Khi đó hỗn hợp X trở thành hỗn hợp gồm: (y + 3x) mol FeO; (z - x) mol Fe2O3. Trong trường hợp này nếu x > z thì bài
tốn giải sẽ xuất hiện số mol Fe2O3 âm. Việc tính tốn sẽ khơng ảnh hưởng gì vì khi đó lượng sắt và oxi tính tốn được
trong hỗn hợp sẽ bù trừ cho nhau.
. Qu ổi hỗn hợp nhiều chất thành các nguyên tử ho c n chất riêng biệt :
Các dạng thường gặp:
- Hỗn hợp Fe, FeO, Fe3O4, Fe2O3 có thể quy đổi thành Fe và O
- Hỗn hợp gồm (Fe, Cu, S, Cu2S, CuS, FeS, FeS2, CuFeS2, Cu2FeS2, ...) có thể quy về hỗn hợp chỉ gồm Cu, Fe và
S.
DẠNG 5 : BÀI TOÁN OXI HÓA 2 LẦN
D NG 5.1.
3

N H 4NO3
0

N2
1

 O2
 HNO3
Fe  hỗn hợ p oxit A (FeO, Fe2O3, Fe3O4 , Fe d- )  Fe NO3 3  SPK N 2 O



H 2O

2

NO
4

N O2
2

H2 S
0

2
2
4
Hoc : Fe hỗn hợ p oxit A (FeO, Fe2O3 , Fe3O4 , Fe d- )  Fe NO3 3  SPK S



O

 H SO

4

SO2
C ch 1 : SỬ ỤNG PH ƠNG PHÁP QUI ĐỔI

Fe : x mol
O : y mol
56x  16y  mhh oxit

 nNO2 + 3.nNO + 8.nN2O + 8.nNH4NO3 + 10.nN2
 Ta có được hệ phương trình 
3x  2y   i spk .nspk  2.n + 6.n + 8.n
 SO2
S
H2S



 Fe(NO3 )2  x mol
 m  56x
x  ...   Fe
 mmuèi 

 Tính các đại lượng đề yêu cầu 

mFe  mhh oxit  mO
 Fe2 (SO4 )3  y mol


2

y  ...  mO

Qui đổi hỗn hợp A về 

C ch 2 : SỬ ỤNG CÁC C NG THỨC T NH NHANH

 H 2O




u n

–

–

–

 nNO + 3.nNO + 8.nN O + 8.nNH NO + 10.nN
2
4
3
2

mFe = 0,7.mhh oxit + 5,6. i spk .nspk = 0,7.mhh oxit + 5,6.  2
2.nSO2 + 6.nS + 8.nH2S

mmuèi

mFe
242

 mMuèi nitrat = 56 .M Fe(NO3 )3 (+mNH4NO3 ) = 80 .(mhh oxit + 8. i spk .nspk )
=
mFe
400
m
.M Fe2 (SO4 )3 (+mNH4NO3 ) =
.(mhh oxit + 8. i spk .nspk )
Muèi sunfat =

56.2
160


naxit Pø

3.mFe

 nHNO3 pø = 56 + nspk =  nspk .(i spk + sè N trong spk) = 2.nNO2 + 4.nNO + 10.nN2O + 10.nNH 4NO3 + 12.nN2
=
i spk
3.mFe


nH2SO4 pø =
+ nspk =  nspk .(
+ sè S trong spk) = 2.nSO2 + 4.nS + 5.nH2S


112
2

D NG 5.2.

O2
HNO3
Cu hỗn hợ p oxit A (CuO, Cu2O, Cu d- )  Cu NO3 2 S H2O


PK

2
2
4
Hoc : Cu hỗn hợ p oxit A (CuO, Cu2O, Cu d- )  Cu NO3 2  S

PK  H2O

O

H S
O

C ch 1 : SỬ ỤNG PH ƠNG PHÁP QUI ĐỔI (Tư ng tự như e)

Cu : x mol
O : y mol
64x  16y  mhh oxit

 nNO + 3.nNO + 8.nN2O + 8.nNH4NO3 + 10.nN2
 Ta có được hệ phương trình 
2x  2y   i spk .nspk   2

2.nSO2 + 6.nS + 8.nH2S



 mCu  64x
Cu(NO3 )2  x mol
 mmuèi 
x  ...  
 Tính các đại lượng đề yêu cầu 
 mCu  mhh oxit  mO
CuSO4  y mol

y  ...  mO
Qui đổi hỗn hợp A về 

C ch 2 : SỬ ỤNG CÁC C NG THỨC T NH NHANH

mCu = 0,8.mh2oxit + 6,4. i spk .nspk = 0,8.mhh oxit

 nNO + 3.nNO + 8.nN O + 8.nNH NO + 10.nN
2

4
3
2
+ 6,4.  2
2.nSO2 + 6.nS + 8.nH2S


mmuèi

mCu

 mMuèi nitrat  64 .M Cu(NO3 )2 ( mNH4NO3 )

mCu
m
.M CuSO4 ( mNH4NO3 )
Muèi sunfat 

64


naxit Pø

 nHNO3 pø =  nspk .(i spk + sè N trong spk) = 2.nNO2 + 4.nNO + 10.nN2O + 10.nNH 4NO3 + 12.nN 2

= 
i spk
 nH2SO4 pø =  nspk .( 2 + sè S trong spk) = 2.nSO2 + 4.nS + 5.nH2S


D NG 5.3. Để m gam hỗn hợp A gồm phoi bào sắt và một kim loại M có hóa trị khơng đổi ngồi khơng khí sau
một thời gian biến thành hỗn hợp B có khối lượng 1 m gam gồm Fe và các oxit FeO, Fe3O4,Fe2O3. M2On, M. Cho
B tác dụng hoàn toàn với axit nitric dư thấy giải phóng ra V lít khí duy nhất NxOy. Tính khối lượng m của A, khối
lượng muối tạo thành, số mol HNO3 cần dùng.
 CẦN NHỚ CÁC C NG THỨC T NH NHANH SAU :

mA = 0,7.mhh oxit + 5,6.u + 0,3b 

5,6n.b
M




u n

–

–

–

mMuốnitrat tạo thàh
i
n

mM(NO )
b
(m  b). 242


3 n
=
.(M + 62.n) +

56
mFe(NO3 )3 M


nHNO

3.b 3.(m  b)
+
) + x.c
M
56

3

Tron

cầ dùg
n n

=(

:
M : khối lượng mol c a kim loại M.
n: Hóa tr c a kim loại M.
b: khối lượng c a kim loại M.
u: số mol e trao đổi.

c: số mol c a NxOy.
x: hệ số chuyển hóa.
T

ẠNG : O IT KIM OẠI ĐỨNG SAU Al TÁC ỤNG VỚI CHẤT KHỬ Al C CO H2

 Al

C
to
R2Ox + 


CO

H2


 R + Al 2O3 (Pứ
nhiệnhô )
t
m

 R + CO2
 R + CO
2

 R + H 2O


 Dùng cơng thức :

nO

=
Oxit

mchấrắ giả
t n m

=

16

mchấrắ ban ðầ  mchấrắ sau p.ứ
t n
u
t n
16

= nCO = nH = nCO = nH O
2

2

2

T
DẠNG 8 : ÁC ĐỊNH CƠNG THỨC CỦA OXIT
 ác nh cơng thức FexOy :

- Nếu

x
=1
y



FexOy là: FeO

- Nếu

x 2
=
y 3



FexOy là: Fe2O3

- Nếu

3
x
=
y
4



FexOy là: Fe3O4

 Thông thường ta xác đ nh tỷ lệ :

n
x
= Fe
y
nO

 Để xác định tỷ lệ này có thể dựa vào: Đ nh luật bảo toàn nguyên tố, Đ nh luật bảo toàn số mol electron, phản ứng với
axit, với chất khử mạnh C, CO, H2, Al,…
 Nếu oxit sắt (FexOy) tác dụng với H2SO4 đặc, HNO3 đặc không giải phóng khí đó là Fe2O3.
 ác nh c n thức các o it hác t n t
T
DẠNG 9 : GIẢI TỐN BẰNG PH ƠNG TRÌNH ION THU GỌN
 iết ph n trinh ion thu ọn v c n b n ph n tr nh b n ph

í dụ : Al + 4H+ + NO3  Al 3 + NO + 2H2O


n pháp c n b n o i hoá hử :


Fe + 4H+ + NO3  Fe3 + NO + 2H2O


3Cu + 8H+ + 2NO3  3Cu2 + 2NO + 4H2O

 Thế các số mol đề bài cho vào phương trình  Tìm số mol chất phản ứng hết  Suy ra các số mol c a các chất mà đề

yêu cầu tính dựa tho PT phản ứng.



h

u n
:

–

–

–

mmuốsau phả ứg = mion â + dương cò lại trong dung dịch sau côcạn
i
n n
m
n
T

DẠNG : ĐI N PH N N NG CHẢ – ĐI N PH N UNG ỊCH

to

1–
P
Phương ph|p đien phân nóng chảy chỉ áp dụng điều chế các kim loại hoạt động rất mạnh như : Na,
K, Mg, Ca, Ba, Al, …

a)
n phân nóng chảy oxit : (chỉ áp dụn
i u chế Al)
í dụ : Điện phân Al2O3 nóng chảy để điều chế Al.
t
 2Al 3+ + 3O2

o

Al 2 O3
Ở
catot (cự â )
c m

: 4Al 3+ + 12e  4Al


Ở (cự dương) : 6O2
atot
c

 3O2


+ 12e


ðpnc
2Al 2 O3
 4Al


: eu đien cưc lam bang than ch th co phan ưng :
2C + O2  2CO 




2CO + O2

 2CO2 


+ 3O2

 hỗ hợ khí sau phả ứg
 n p
n n

O2 dư 

Và
:

) Đi n ph n n ng chả hiđroxit : ( h áp dụng để điều chế các kim loại kiềm : a
…)
+
Ở
catot (cự â ) : 2M
c m
+ 2e  2M


1
Ở (cự dương) : 2OH   2e 
atot
c

O2
+ H 2O
2

1
ðpnc
2MOH
 2M

+
O2 + H 2O (M = Na, K, ...)
2
)
ả
ố clorua : ( ỉ áp dụn
i u c ế kim loại ki m và ki m t ổ)
ðpnc
2MCl x  2M + xCl 2 (x = 1, 2)

to
–
P
Ị
Qua tr nh đien phan thương xay ra gom nhieu giai đoan :

o
iai đ ạn
+
cat t cực
) Mn+ ( ứn sau l3+ tron dã iện oá) bị k ử theo nguyen tac nếu kim loại
nào có tính khử càng yếu (cation kim loại có tính oxi hố càng mạnh) thì sẽ bị khử trước :
 Thứ tự khử tại catot (cực âm) xảy ra theo thứ tự ưu tiên từ phải qua trái :
K+

Na+

Mg2+ Al3+

H2 O

Zn2+

Fe2+

Ni2+

…

H+

Cu2+

Fe3+

Ag+

...

Caù ion bịđiệ phâ trong dung dị
c
n
n
ch

Cá ion khôg bị
c
n
điệ phâ trong dung dò
n
n
ch

2H2O + 2e  H2 + 2OH–

Mn+ + ne  M

+
an t cực dương) Xm– (S2– > I– > Br– > Cl– > OH–) bi oxi hoa :
 Thứ tự oxi hóa tại anot (cực dương) xảy ra theo thứ tự ưu tiên từ trái qua phải :

M

 Anot tan

S2–

I–

Br–

Cl–

Cá ion bịđiệ phâ
c
n
n
trong dung dị
ch

OH–


2
2
NO3 ; SO4 ; CO3  ;
2

SO3  ; PO3 ; ClO4 .
4

Caù ion khôg bịđiệ phâ
c
n
n
n

trong dung dị
ch


u n



–

–

–

M  Mn+ + ne ; S2–  S + 2e ; 4OH–  O2 + 2H2O + 4e ; 2H2O  O2 + 4H+ +
4e
2X  X2 + 2e
o

iai đ ạn
+
ết Mn+ th H2O tiep tuc bị k ử

catot (bat đau co kh H2 bay ra) :

2H2O + 2e  H2 + 2OH–

+
o

ết

m–

th H2O bị oxi oá

anot (khi đo co kh O2 bay ra) :

2H2O  O2 + 2H+ + 2e

iai đ ạn

c th c ) H2O bi đien phan cho

2

ơ catot va O2 ơ anot.

>> PH ƠNG PHÁP GIẢI <<
–

B ớc 1 : p dụng CT Faraday để tính lượng đơn chất giải phóng ở mỗi điện cực, thời gian điện
phân và cường độ d ng điện :

mX

I .t
m
=
= nX

A
A Q
A I .t

n.F
= × = ×
 

n F
n F
 m × n = I .t = n
electron trao đổ
i
A

F

Trong ó : mX – khối lượng chất thốt ra ở điện cực (gam) ;
A – khối lượng mol (nguyên tử hay phân tử) c a chất ;
Q = I.t – điện lượng (C) ;
I – cường độ d ng điện (A) ;
t – thời gian điện phân (s) ;
n – số e tham gia phản ứng ở điện cực khi giải phóng mol đơn chất ;
F – hằng số Faraday phục thuộc vào đơn v c a t :
t – tính bằng giây  F = 96500.
t – tính bằng giờ  F = 26,8.
– B ớc 2 :
+ Xác đ nh thứ tự khử trên catot, thứ tự oxi hóa trên anot c a các ion và H2O.
+ Viết q trình khử trên catot và oxi hóa trên anot theo đúng thứ tự ưu tiên  PT điện phân tổng
quát.

– B ớc 3 :
+ Áp dụng định luật bảo toàn electron định luật bảo toàn nguyên tố cho quá trình điện phân :
Số mol electron trao đổi = Số mol electron mà các ion dương và H 2 O nhận ở catot = Số mol
electron mà các ion âm và H 2 O nhường ở anot.
+
o c sử dụng
điện ph n t ng quát : như những PT hố học thơng thường để tính số mol các
chất khác từ những chất đ biết.

u ý:
– Nếu đ thành thạo phương pháp bảo tồn e ch ng ta có thể bỏ qua
ớc trong giải toán.
– Phản ứng điện phân nước ở trên các điện cực :

 4H+ + O2 + 4e
–
+ Tại catot : 2H2O + 2e  H2 + 2OH
+ Tại anot : 2H2O

–
–
–

Khi giai bai tap can dưa vao so mol cua n+, Xm–, ... đe biet sau moi giai đoan het ion nao va con ion
nao, tư đo ket luan giai đoan ke tiep ion nao se bi đien phan.
Khối lượng catot tăng chính l{ khối lượng kim loại tạo th{nh sau điện phân bám vào.
Độ giảm khối lượng của dung dịch : Δ = (  + m)

 mdung dịch sau đ
T

n phân

= mdung dị

tr ớ đ n phân

– (m + m)




u n

–

–

–

Caâu 7. (ĐHCĐK – 2007): Điện phân dung d ch chứa a mol CuSO4 và b mol NaCl (với điện cực trơ, có
màng ngăn xốp). Để dung d ch sau điện phân làm phenolphtalein chuyển sang màu hồng thì điều kiện
c a a và b là (biết ion SO42- không b điện phân trong dung d ch)
A. b > 2a.

B. b = 2a.

C. b < 2a.

D. 2b = a.

Caâu 8. (ĐHK – 2009): Điện phân có màng ngăn 500 ml dung d ch chứa hỗn hợp gồm CuCl2 0,1M và
NaCl 0,5M (điện cực trơ, hiệu suất điện phân 100%) với cường độ dòng điện 5A trong 3860 giây.
Dung d ch thu được sau điện phân có khả năng hồ tan m gam Al. Giá tr lớn nhất c a m là
A. 4,05.

B. 2,70.

C. 1,35.

D. 5,40.

Caâu 9. (ĐHK – 2009): Điện phân nóng chảy Al2O3 với anot than chì (hiệu suất điện phân 100%) thu được m
kg Al ở catot và 67,2 m3 (ở đktc) hỗn hợp khí X có tỉ khối so với hiđro bằng 16. ấy 2,24 lít (ở đktc)
hỗn hợp khí X sục vào dung d ch nước vôi trong (dư) thu được 2 gam kết t a. Giá tr c a m là
A. 108,0.

B. 75,6.

C. 54,0.

D. 67,5.

Caâu 10.
(ĐHK – 2010): Điện phân (với điện cực trơ) 200 ml dung d ch CuSO4 nồng độ x mol/l, sau
một thời gian thu được dung d ch Y vẫn cịn màu xanh, có khối lượng giảm 8 gam so với dung d ch
ban đầu. Cho 16,8 gam bột sắt vào Y, sau khi các phản ứng xảy ra hoàn toàn, thu được 12,4 gam kim
loại. Giá tr c a x là
A. 2,25.

B. 1,50.

C. 1,25.

D. 3,25.

Caâu 11.
(ĐHK – 2012): Điện phân dung d ch hỗn hợp gồm 0,1 mol FeCl3, 0,2 mol CuCl2 và 0,1 mol
HCl (điện cực trơ). Khi ở catot bắt đầu thốt khí thì ở anot thu được V lít khí (đktc). Biết hiệu suất
c a quá trình điện phân là 100%. Giá tr c a V là
A. 5,60.

B. 11,20.

C. 22,40.

D. 4,48.

Caâu 12.
(ĐHK – 2013): Điện phân nóng chảy Al2O3 với các điện cực bằng than chì, thu được m
kilogam Al ở catot và 89,6 m3 (đktc) hỗn hợp khí X ở anot. Tỉ khối c a X so với H2 bằng 16,7. Cho
1,12 lít X (đktc) phản ứng với dung d ch Ca(OH)2 dư, thu được 1,5 gam kết t a. Biết các phản ứng
xảy ra hoàn toàn. Giá tr c a m là
A. 144,0.

1
11
21
31
41

51
61

B. 104,4.

2
12
22
32
42
52
62

3
13
23
33
43
53

C. 82,8.
ĐÁP ÁN
4
14
24
34
44
54

5

15
25
35
45
55

D. 115,2.

6
16
26
36
46
56

7
17
27
37
47
57

Chúc các bạn thành công !!!

8
18
28
38
48
58

9
19
29
39
49
59

10
20
30
40
50
60