DAP AN BÀI TẬP ĐIỀN KHUYẾT VÔ CƠ 12 - 2017

Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

ĐÁP ÁN BÀI TẬP ĐIỀN KHUYẾT HĨA VƠ CƠ 12
CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI
BÀI . VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BTH - TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI
DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI
I.Vị trí của kim loại trong bảng hệ thống tuần hoàn:
- IA (trừ H), IIA, IIIA (trừ B)
- IB đến nhóm VIIIB
- Họ lantan và họ actini (những nguyên tố xếp riêng ở dưới bảng).
- Một phần nhóm IVA, VA, VIA.
II. Cấu tạo của nguyên tử kim loại:
- Số electron lớp ngoài cùng: thường 1, 2, 3 e, dễ dàng cho đi trong các phản ứng hoá học.
- Bán kính nguyên tử (so với phi kim cùng chu kì) lớn hơn
- Năng lượng ion hóa (so với phi kim cùng chu kì) nhỏ hơn
III. TÍNH CHẤT VẬT LÍ.
- Các tính chất vật lí chung : dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt,ánh kim.
Nguyên nhân: do các electron tự do trong kim loại gây ra.
- Tính chất vật lí riêng: nặng nhất: Os ; nhẹ nhất: Li , cứng nhất: Cr , mềm nhất: Cs , dẻo nhất: Au
Nhiệt độ nc cao nhất: W , nhiệt độ nc thấp nhất: Hg , dẫn điện tốt nhất: Ag
IV. TÍNH CHẤT HỐ HỌC
Tính chất hố học chung của kim loại là: tính khử
M → Mn+ + ne
1. Tác dụng với phi kim:
- Khi nung nóng, phần lớn kim loại cháy trong oxi.
- Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở to thường. Các kim loại khác phản
ứng yếu hơn, phải đun nóng. Hợp chất tạo thành là muối halogenua trong đó kim loại thường có
số oxi hóa cao nhất.
t
t
t

Fe + Cl2 
Fe + Br2 
Fe + I2 
 FeCl3
 FeBr3
 FeI2
- (Chú ý: Hg tác dụng với S ở đk thường): dùng S để gom thủy ngân bị vun vãi
Hg + S 
 HgS
o

o

o

2. Tác dụng với dung dịch axit .
a. Với dd HCl, H2SO4 loãng. Phản ứng xảy ra dễ dàng khi:
- Kim loại đứng trước H2.
- Muối tạo thành phải tan
VD: Fe + 2HCl 
 FeCl2 + H2
b. với dd HNO3, H2SO4 đặc: (trừ Pt , Au ) 
 muối + sản phẩm khử + nước.
*HNO3
M +
→ muối + H2O +
3Cu + 8HNO3 (loãng)
3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O
Fe + 4HNO3 (loãng)

Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O

Trang 1


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

*H2SO4 đặc:
M +

→ muối + H2O +

VD: Cu + 2H2SO4 (đặc)

t0

CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O

Chú ý : HNO3 , H2SO4 đặc nguội làm thụ động hoá Al, Fe, Cr, . . .
3. Tác dụng với nước
Ở điều kiện thường; Li , Na , K , Ca , Ba + H2O 
 dd kiềm + H2
2Na + 2H2O 
 2NaOH + H2
4. Tác dụng với dung dịch Muối.
KL + dd Muối → dd Muối mới + KL mới
Điều kiện
- Kim loại mạnh hơn khử ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do.
- Kim loại không tan trong nước
- Muối tạo thành phải tan

VD: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓
Fe chất khử : Cu2+ chất oxh
V. DÃY ĐIỆN HOÁ KIM LOẠI
1. Cặp oxi hóa - khử của kim loại . Vd Ag+ /Ag ,Cu2+/Cu,. . . .
2. So sánh tính chất cặp oxi hóa khử: Ag+ /Ag , Cu2+/Cu, Zn2+/Zn
Tính oxh các ion: Zn2+ Tính khử:
Zn> Cu> Ag
3. Dãy điện hóa của kim loại, qui luật biến đổi tính oxi hóa và tính của ion và kim loại tương
ứng
Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần
Li+
Li

K+
K

Ba2+
Ba

Li khi bà

Ca2+
Ca

Na+
Na

Mg2+
Mg

Al3+
Al

con nào may áo

Mn2+
Mn

Zn2+
Zn

Cr3+
Cr

Fe2+
Fe

Ni2+
Ni

Sn2+
Sn

Pb2+
Pb

H+
H2

Cu2+
Cu

Fe3+
Fe2+

Hg+
Hg

Ag+
Ag

Au3+
Au

màu za cam sắt nhớ sang phố hỏi cửa sắt (3)

Tính khử của kim loại giảm dần
4 Ý nghĩa dãy điện hóa
Cho phép dự đốn chiều của pư giữa 2 cặp oxh-khử theo qui tắc α
VD: phản ứng giữa 2 cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu là:
Cu2+
mạnh

+

Fe
khử mạnh

Fe2+ +

oxh yếu

Cu Oxh
khử yếu

Trang 2


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

BÀI. SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
I. Khái niệm chung: Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy KL hoặc hợp kim do tác dụng của các chất

trong môi trường xung quanh.
M

Mn+ + ne

Bản chất của ăn mòn kim loại: là q trình oxi hóa khử
II. Các dạng ăn mịn kim loại
1. Ăn mịn hóa học
 Khái niệm: Ăn mịn hóa học là q trình oxi hóa - khử, trong đó các electron của kim loại được
chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.
 Đặc điểm:
- Đặc điểm của ăn mịn hóa học là khơng phát sinh dịng điện (khơng có các điện cực) và nhiệt độ
càng cao thì tốc độ ăn mịn càng nhanh.
- Sự ăn mịn hóa học thường xảy ra ở những thiết bị của lò đốt, các chi tiết của động cơ đốt trong
hoặc các thiết bị tiếp xúc với hơi nước ở nhiệt độ cao.
2. Ăn mịn điện hóa
a. Khái niệm: Ăn mịn điện hóa là q trình oxi hóa – khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng

của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương.
b. Cơ chế và kết quả ăn mịn:
Chúng ta hãy tìm hiểu diễn biến ăn mịn một vật bằng gang (hoặc thép) trong mơi trường khơng
khí ẩm. Gang thép là những hợp kim Fe-C, trong đó cực âm là những tinh thể Fe, cực dương là
những tinh thể C. Các điện cực này tiếp xúc trực tiếp với nhau và cùng tiếp xúc với một dung dịch
điện li phủ ngồi (hơi nước trong khơng khí có hồ tan một số axit như CO2, SO2 , H2S...) Như vậy,
vật sẽ bị ăn mòn theo kiểu điện hố.

Cơ chế ăn mịn các vật làm bằng gang – thép
Ở cực âm (tinh thể Fe): Các nguyên tử Fe bị oxi hóa thành Fe2+

 Fe2+ +2e
Feo 

Các ion này tan vào dung dịch điện li trong đó đã có một lượng khí oxi, tại đây chúng bị oxi hóa tiếp
 Fe3+ + e . Gỉ sắt là hỗn hợp các hợp chất Fe3+ có màu nâu đỏ.
thành Fe3+ Fe2+ 
Ở cực dương (tinh thể C): Các ion hiđro H+ của dung dịch điện li (nếu là dung dịch axit) di chuyển
đến cực dương, tại đây chúng bị khử thành hiđro tự do, sau đó thốt khỏi dung dịch điện li: 2H+ + 2e

 H2
Nước có hịa tan oxi, hoặc dung dịch chất điện li trung tính, hoặc dung dịch bazơ có thể ăn mịn
điện hố với nhiều kim loại. Trong trường hợp này, ở cực dương sẽ xảy ra sự khử oxi:

Trang 3


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

2H2O + O2 + 4e 

 4OHˉ
Các tinh thể Fe lần lượt bị oxi hóa từ ngồi vào trong. Sau một thời gian, vật bằng gang (thép sẽ bị
ăn mòn hết)
c. Điều kiện ăn mịn điện hóa:
- Các điện cực phải khác chất nhau:
(có thể là cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi kim (C), cặp kim loại - hợp chất hóa học
(xêmentit Fe3C). Trong đó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm. Như vậy, kim loại ngun chất
khó bị ăn mịn)
- Các điện cực phải tiếp xúc với nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn).
- Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li.
II - CÁCH CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI
1-Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn, mạ , …
2-Dùng phương pháp điện hoá
Nguyên tắc: Gắn kim loại có tính khử mạnh với kim loại cần được bảo vệ (có tính khử yếu hơn)
VD: để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn các tấm kẽm vào phía ngồi vỏ tàu ở phần chìm
trong nước biển (nước biển là dung dịch điện li). Phần vỏ tàu bằng thép sẽ giữ vai trị cực dương,
khơng bị ăn mòn. Các tấm kẽm sẽ giữ vai trò cực âm, chúng bị ăn mòn. Sau một thời gian đi biển,
người ta lại thay những tấm kẽm đã bị ăn mòn bằng những tấm kẽm khác.

BÀI. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
I-NGUYÊN TẮC: Khử ion kim loại thành nguyên tử.
Mn+ + ne → M
II- PHƯƠNG PHÁP:
1. Phương pháp nhiệt luyện
a. Cơ sở: Dùng các chất khử mạnh như: C, CO, H2 hoặc Al để khử các ion kim loại trong oxit ở
nhiệt độ cao.
b. Điều kiện: dùng điều chế những kim loại có tính khử trung bình (có thể sau Al: như: Zn , Fe ,
Sn , Pb , Cu , Hg)
0

t
VD: PbO + H2
Pb + H2O
2. Phương pháp thủy luyện
a. Cơ sở: Dùng kim loại có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối
b. Điều kiện: dùng điều chế những kim loại có tính khử yếu: Cu , Ag , Hg …
VD: Fe + CuSO4
Cu + FeSO4

3. Phương pháp điện phân:
a) Điện phân hợp chất nóng chảy:
+ Cơ sở: điện phân nóng chảy các hợp chất (muối, oxit, bazơ) của chúng.
+ Điều kiện: điều chế những kim loại K , Ba, Ca, Na, Mg , Al.
VD: 2NaCl dpnc 2Na + Cl2
dpnc
2Al2O3
4Al + 3O2
Trang 4


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

b) Điện phân dung dịch:
+ Cơ sở: khử ion kim loại bằng dòng điện
 Vai trò của nước: trước hết là dung mơi hịa tan các chất điện phân, sau đó có thể tham gia
trực tiếp vào q trình điện phân:
Tại catot (cực âm) H2O bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OH −
Tại anot (cực dương) H2O bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H + + 4e
 Tại catot (cực âm) xảy ra quá trình khử M+, H+ (axit), H2O theo quy tắc:
Các cation nhóm IA, IIA, Al3+ khơng bị khử (khi đó H2O bị khử)

Các ion H+ (axit) và cation kim loại khác bị khử theo thứ tự trong dãy thế điện cực chuẩn
(ion có tính oxi hóa mạnh hơn bị khử trước): Mn+ + ne → M
Các ion H+ (axit) dễ bị khử hơn các ion H+ (H2O)
 Tại anot (cực dương) xảy ra quá trình oxi hóa anion gốc axit, OH–(bazơ kiềm), H2O theo quy
tắc:
Các anion gốc axit có oxi như NO3–, SO42–, PO43–, CO32–, ClO4–…khơng bị oxi hóa
Các trường hợp khác bị oxi hóa theo thứ tự: S2– > I– > Br– > Cl– > RCOO– > OH– > H2O

+ Điều kiện: điều chế kim loại trung bình, yếu: kim loại đứng sau Al.
c) Tính lượng chất thu được ở các điện cực: m =

A.I .t
n.F

t: Thời gian (giây)
m: Khối lượng chất thu được ở các điện cực
A: Khối lượng mol nguyên tử (hay M)
I: Cường độ dòng điện (ampe)

Trang 5


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

CHƯƠNG VI: KIM LOẠI KIỀM, KIM LOẠI KIỀM THỔ, NHÔM

I. Kim loại kiềm, kiềm thổ, Nhơm
1. Vị trí trong bảng tuần hồn, cấu hình e ngtử:
Kim loại kiềm gồm: Liti (Li), Natri (Na) , Kali (K) , Rubiđi (Rb) , Xesi (Cs) , Franxi
(Fr). Thuộc nhóm IA Cấu hình electron:

ns1 đều có 1e ở lớp ngồi cùng
Li (Z=3) 1s22s1
hay [He]2s1
Na (Z=11) 1s22s22p63s1

hay

[Ne]3s1

K (Z=19) 1s22s22p63s23p64s1

hay

[Ar]4s1

Vị trí
trong
BTH
Gồm
các
ngun
tố

Cấu
hình e
lớp
ngồi
cùng
dạng

Kloại kiềm

Kim loại kiềm thổ:

nhóm IA

nhóm IIA

Liti
(Li)
Natri (Na)
Kali (K)
Rubiđi (Rb)
Xesi (Cs)
Franxi (Fr)

Li
Na
Khơng
Rời bỏ
Cộng sản
Fáp
ns1

VD:
2

1

Li (Z=3) 1s 2s

hay [He]2s1
Na (Z=11) 1s22s22p63s1
Hay [Ne]3s1
K (Z=19) 1s22s22p63s23p64s1
Hay [Ar]4s1

Số oxi
hóa
trong
hợp
chất

+1

Nhơm
nhóm IIIA

beri (Be)
Bé
magie (Mg)
Mua
canxi (Ca)
Cá
stronti (Sr)
Sợ
bari
(Ba)
Ba
Radi (Ra)
Rầy

ns2
Be (Z=4) 1s22s2
hay [He]2s2
Mg (Z=12) 1s22s22p63s2
hay [Ne]3s2
Ca (Z= 20)
1s22s22p63s23p64s2
hay [Ar]4s2

+2

Al (Z=13): 1s22s22p63s23p1
hay [Ne]3s23p1

+3

Trang 6


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

2. Tính chất hóa học, phương pháp điều chế của kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm:
kim loại kiềm
Khử mạnh

Kim loại kiềm thổ
Khử mạnh nhưng yếu hơn
kim loại kiềm, mạnh hơn kim
Al

nhôm
Khử mạnh yếu hơn kl kiềm,
kiềm thổ

M → M+ + e
4Na + O2 → 2Na2O

Al → Al3+ + 3e

2Na + Cl2 →2NaCl

M → M 2+ + 2e
2Mg + O2 → 2MgO
Ca + Cl2 → CaCl2

HCl, H2SO4 loãng
→ muối + H2
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑

Với axit HCl, H2SO4 loãng
→ muối + H2
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

Với axit HCl, H2SO4 loãng

Với axit HNO3, H2SO4 đặc
→ muối + sản phẩm khử +
H2O

Với axit HNO3, H2SO4 đặc,

nóng

Tính khử

Tác dụng
với phi
kim

Tác dụng
với axit

0

4Al +3O2 t
2Al2O3
2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

2Al+6HCl → 2AlCl3 + 3H2

Al + 4HNO3 (loãng) →
4Mg + 10HNO3 (loãng) →
Al(NO3)3 + NO + 2H2O
4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O

4Mg + 5H2SO4 (đặc) →
4MgSO4 + H2S + 4H2O

2Al + 6H2SO4 (đặc)

t0

Al2(SO4)3+3SO2+6H2O
Lưu ý: Al không tác dụng
với HNO3 đặc nguội
và H2SO4 đặc nguội

Tác dụng
với nước

→ dung dịch kiềm + H2
2Na + 2H2O →2NaOH + H2↑

Tác dụng
với dd
kiềm
Tác dụng
với dd
muối

Ca, Sr, Ba + H2O →
dd kiềm + H2.
Be, Mg không td với H2O ở đk
thường
Ca + 2H2O→Ca(OH)2 + H2

Al không tác dụng với nước
dù ở nhiệt độ cao vì trên bề
mặt của Al phủ kín một lớp
Al2O3 rất mỏng, bền.

2Al + 2NaOH + 2H2O→
2NaAlO2 + 3H2 ↑
KL tác dụng được với nước ở đk thường: IA, Ca Sr, Ba + dd
muối thì
+ Kim loại + nước → dung dịch kiềm + hiđro.
+ Sau đó kiềm + dung dịch muối
(phản ứng chỉ xảy ra nếu sau phản ứng có kết tủa, bay hơi
hoặc điện ly yếu).

Al đẩy được kim loại đứng sau
ra khỏi dung dịch muối của
chúng:
2Al+3CuSO4 → Al2(SO4)3 +3Cu

Trang 7


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

Phản ứng nhiệt nhôm

Tác dụng
với oxit
kim loại
Phương
pháp
điều chế

2Al+Fe2O3→Al2O3+2Fe
Nguyên tắc: Khử ion kim

loại kiềm thành nguyên tử.
Phương pháp: đpnc muối
halogen hoặc hiđroxit của
chúng.

Sản xuất
- Nguyên liệu:
quặng boxit (Al2O3.2H2O)
- Phương pháp: điện phân
nhơm oxit nóng chảy
2Al2O3

II.Hợp chất của kim loại kiềm: (Giảm tải)
NaOH
Tính chất

NaHCO3

dpnc

4Al + 3O2

Na2CO3

III. Hợp chất của kim loại kiềm thổ:
Ca(OH)2
Ca(OH)2 vôi tôi

CaCO3
Đá vôi

Canxisunfat
(thạch cao)

Ca(OH)2 rất mịn trong nước: vôi
sữa
Tác dụng với axit:
Ca(OH)2 + 2HCl →CaCl2 + 2H2O

Tính
chất

Phản ứng phân hủy:
CaCO3

t0

CaO+CO2

Tác dụng với oxit axit:

Phản ứng với axit mạnh:
CaCO3+2HCl

Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+ H2O

→ CaCl2 + CO2 + H2O

Thạch cao sống
CaSO4.2H2O

Thạch cao nung
CaSO4.H2O

(nhận biết khí CO2)

+ Tác dụng với dung dịch muối:
Ca(OH)2 + Na2CO3→CaCO3↓+
2NaOH

Ứng
dụng

Phản ứng với nước có CO2
CaCO3+H2O+CO2→Ca(HCO3)2

Thạch cao khan
CaSO4

Thạch cao nung:
đúc tượng, bó
bột, gãy xương

Trang 8


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

IV.Hợp chất của Nhơm:
Al2O3

Tính chất

Điều chế

Al(OH)3

Nhơm sunfat

Là oxit lưỡng tính

Là hidroxit lưỡng tính.

Tác dụng với axit:
Al2O3 + 6HCl →
2AlCl3 + 3H2O

Tác dụng với axit
Al(OH)3+3HCl→
AlCl3 + 3H2O

phèn chua:

Tác dụng với dung
dịch kiềm:
Al2O3 + 2NaOH →
2NaAlO2 + H2O

Tác dụng với dung
dịch kiềm:
Al(OH)3 + NaOH→

NaAlO2 + 2H2O

hay KAl(SO4)2.12H2O

K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O

AlCl3 + 3NH3 + 3H2O→
Al(OH)3↓ + 3NH4Cl

Hay: AlCl3 + 3NaOH→
Al(OH)3 + 3NaCl
Nhận biết
Al3+

Cách nhận biết ion Al3+ trong dung dịch:
+ Thuốc thử: dung dịch NaOH dư
+ Hiện tượng: kết tủa keo trắng xuất hiện sau đó tan trong NaOH dư.

V. Nước cứng:
1. Khái niệm:
+ Nước cứng là nước có chứa nhiều ion nhiều ion Ca2+ và Mg2+ được gọi là nước cứng.
VD: Nước sông, suối, ao, hồ, giếng,…
+ Nước có chứa ít hoặc khơng chứa các ion trên gọi là nước mềm
VD: Nước mưa, nước cất.
2. Phân loại nước cứng:
+ Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa anion: HCO−
3
VD: Nước có chứa muối Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2.
−
+ Nước cứng vĩnh cữu: là nước cứng có chứa các anion SO2−

4 , Cl hoặc cả 2.
VD: Nước có chứa muối CaCl2, CaSO4,...
+ Nước cứng toàn phần: Là nước cứng chứa cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cữu
3. Cách làm mềm nước cứng:
* Nguyên tắc: làm giảm nồng độ ion Ca2+, Mg2+ trong nước cứng bằng cách chuyển 2 ion tự do này
vào hợp chất không tan hoặc thay thế chúng bằng những cation khác.
 có 2 phương pháp:

Trang 9


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

a/ Phương pháp kết tủa:
Đối với nước cứng tạm thời:
t
Đun sôi: M(HCO3)2 
MCO3  + CO2 + H2O lọc bỏ kết tủa được nước mềm.
Dùng Ca(OH)2 vừa đủ: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2→ CaCO3 + 2H2O
*
Đối với nước cứng vĩnh cữu và toàn phần: dùng các dung dịch Na2CO3 (hoặc Na3PO4) để làm
mềm nước.
M2+ + CO32- → MCO3 ↓.
M2+ + 2PO43- → M3(PO4)2 ↓
b/ Phương pháp trao đổi ion: cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion (ionit),chất này hấp thụ
2+
Ca , Mg2+, giải phóng Na+, H+ → nước mềm .
0

*

Trang 10


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

CHƯƠNG VII: SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC
I. Sắt (Fe):
1. Vị trí và cấu tạo Fe.
- Fe có số hiệu ngun tử 26, Chu kì 4 , Nhóm VIIIB
- Cấu hình e: Fe (Z=26): 1s22s22p63s23p63d64s2 hay
→ Cấu hình e ion Fe2+: [Ar]3d6,
Fe3+: [Ar]3d5

[Ar]3d64s2

- Trong hợp chất, sắt có số oxi hố là +2, +3, +8/3
2. Tính chất vật lí.
Tính chất đặc biệt của sắt so với kim loại khác là: có tính nhiễm từ khí bị nam châm hút.
3. Tính chất hố học.
- Sắt là một kim loại có tính khử trung bình. Fe có thể bị oxi hố thành Fe+2 hoặc Fe+3 tuỳ thuộc vào
chất oxi hoá tác dụng với Fe.
a. Tác dụng với phi kim.
- Tác dụng với O2 : Sắt cháy sáng trong khơng khí:
t
 Fe3O4
3Fe + 2O2 
- Fe tác dụng với phi kim khác
o

t
 2FeCl3
2Fe + 3Cl2 
o

t
 FeS
Fe + S 
b.Tác dụng với axit.
* Với axit HCl, H2SO4 loãng→ muối sắt (II) + H2
VD: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑
o

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

* Với HNO3, H2SO4 đặc: →muối sắt (III)
Chú ý: Fe bị thụ động (không tan) trong dd axit HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội
VD: Fe + 4HNO3 loãng dư  Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O
2Fe + 6H2SO4 đ, nóng dư  Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O
c. Tác dụng với dd muối (đk Fe khử được ion của các kim loại đứng sau nó)
VD: Fe + CuCl2  FeCl2 + Cu
II. Hợp chất sắt (II):
gồm dd muối, hidroxit, oxit .
1. Tính chất hố học chung của hợp chất sắt (II):
- Hợp chất sắt (II) tác dụng với chất oxi hoá sẽ bị oxi hoá thành hợp chất sắt (III). Trong pư hố
học ion Fe2+ có khả năng cho 1 electron: Fe2+  Fe3+ + 1e
 Tính chất hố học chung của hợp chất sắt (II) là tính khử (dễ bị oxi hóa)
FeO
Fe(OH)2
Tính chất

Dd muối Fe2+

khi tác dụng với HCl hay H2SO4 khi tác dụng với HCl hay
H2SO4 loãng tạo muối sắt (II)
loãng tạo muối sắt (II)
FeO+2HCl→FeCl2+H2

Fe(OH)2+2HCl→FeCl2+2H2O

Điều chế

Trang 11


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

III. Hợp chất sắt (III):
1. Tính chất hố học của hợp chất sắt (III): Hợp chất sắt (III) có tính oxi hoá: 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 : Fe3+ + 1e  Fe2+
Fe3+ + 3e  Fe
 tính chất chung của hợp chất sắt (III) là tính oxi hóa
Fe2O3
Fe(OH)3
Dd muối Fe3+
Tác dụng với axit  Có tính oxi hóa (dễ bị
Tính  Là oxit bazơ:
chất

muối sắt(III) + H 2 O

Tác dụng với axit  muối
sắt(III) + H 2 O

Fe(OH)3+3H2SO4 
Fe2(SO4)3+6H2O

khử)
Fe +2FeCl3  3FeCl2
Cu +2FeCl3 
2FeCl2+CuCl2

Fe2O3+6HCl  2FeCl3+3H2O
Fe2O3+6HNO3 
2Fe(NO3)3+ 2H2O

 Bị CO, H2, Al khử thành Fe
ở nhiệt độ cao:
Fe2O3+3CO  2Fe +3CO2

Điều phân hủy Fe(OH)3 ở nhiệt độ
chế cao.
2Fe(OH)3

t0

cho dung dịch kiềm tác
dụng với muối sắt (III)
FeCl3+3NaOH 

Fe(OH)3

Fe2O3 + H2O

IV. Hợp kim của sắt:
Gang

Thép

Định nghĩa
Ng tắc sản xuất
Các ptpu xảy ra

CROM VÀ HỢP CHẤT
A. Crom:
I. Vị trí của crơm trong BTH:
Crom là kim loại chuyển tiếp, vị trí: STT: 24, Chu kì: 4 , Nhóm: VIB
II. Cấu hình electron: Cr (z=24) 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar]3d54s1
→ cấu hình e của Cr2+ [Ar]3d4

Cr3+ [Ar]3d3
Trang 12


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

-Trong hợp chất, crom có số oxi hố biến đổi từ +1 đến +6. số oxi hoá phổ biến là +2, +3
III. Tính chất vật lí:
- Crom có màu trắng bạc, cứng nhất trong các kim loại (độ cứng thua kim cương)
IV. Tính chất hố học:

1.Tác dụng với phi kim:
0

t
4Cr + 3O2
2Cr2O3
2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3
Cr + S → CrS
2.Tác dụng với nước: khơng tác dụng với nước do có màng oxit bảo vệ.
3.Tác dụng với axit:
Với dung dịch axit HCl, H2SO4 lỗng nóng, màng axit bị phá huỷ  Cr khử được H+ trong dung dịch
axit. Vd: Cr + 2HCl → CrCl2 + H2
Cr + H2SO4 → CrSO4 + H2

Chú ý: Crom thụ động trong axit H2SO4 và HNO3 đặc, nguội.

B. HỢP CHẤT CỦA CROM
I-.Một số hợp chất của crơm (III)
Cr2O3
Tính
chất
vật
lí
Tính là oxit lưỡng tính
chất Cr2O3 + 2NaOH→ 2NaCrO2 + H2O
hóa Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O
học

Cr(OH)3

Muối crơm (III)

là một hidroxit lưỡng tính.
Cr(OH)3+NaOH→NaCrO2+ 2H2O
Cr(OH)3+3HCl→CrCl3 +3H2O

muối crom (III) vừa có tính oxi
hóa vừa có tính khử.
Tính OXH:
2CrCl3 +Zn →
2CrCl2 + ZnCl2
Tính khử:
2NaCrO2+3Br2+8NaOH→
2Na2CrO4 + 6NaBr+4H2O

II. Hợp chất Crom (VI):
1. Crơm (VI) oxit: CrO3
- Là chất rắn màu đỏ thẩm.
-

CrO3 là chất oxi hóa rất mạnh, một số hợp chất vơ cơ và hữu cơ bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3.

Vd: 2CrO3 + 2NH3→ Cr2O3 +N2 +3H2O
-

CrO3 là một oxit axit tác dụng với H2O tạo ra hỗn hợp 2 axit.

CrO3 + H2O → H2CrO4 ( axit cromic)
2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7 ( axit đicromic)
2 axit trên chỉ tồn tại trong dung dịch, nếu tách ra khỏi dung dịch chúng bị phân huỷ tạo thành CrO3

2. Muối cromat và đicromat:
- Là những hợp chất bền
Trang 13


Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12

- Muối cromat: CrO42- là những hợp chất có màu vàng của ion CrO42-.
- Muối đicromat: Cr2O72- là muối có màu da cam của ion Cr2O72-.
- Giữa ion CrO42- và ion Cr2O72- có sự chuyển hố lẫn nhau theo cân bằng.
Cr2O72- + H2O 
2 CrO42- + 2H+
(da cam)
(vàng)
Cr2O72- + 2OH- → 2 CrO42- + H2O
(da cam)
(vàng)
2 CrO42- + 2 H+ → Cr2O72- + H2O
(vàng)
(da cam)
* Tính chất của muối cromat và đicromat là tính oxi hóa đặc biệt trong MT axit.
Vd:
K2Cr2O7 + 14 HCl →2KCl + 2Cr2Cl3 + 3Cl2 + 7H2O
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

Trang 14