bai soan hoa hoc 12 hoc ki 2 co ban

Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Bài 17: VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN VÀ CẤU TẠO
CỦA KIM LOẠI
I.Vò trí của kim loại trong bảng tuần hoàn
Nhóm IA trừ hiđrô và IIA
Nhóm IIIA trừ Bo và một phần của các nhóm IVA, VA
Các nhóm B từ IB đến VIII B
Họ lantan và actini, được xếp riêng thành hai hàng ở cuối bảng.
II. Cấu tạo của kim loại:
1. Cấu tạo nguyên tử:
Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng (
1, 2, 3 e)
VD Na: 1S
2
2S
2
2P
6
3S
1
( 2 / 8 / 1)
Mg: 1S
2
2S
2
2P
6
3S
2
( 2 / 8 / 2)

Al: 1S
2
2S
2
2P
6
3S
2
3P
1
( 2 / 8 / 3)
Trong cùng chu kì, nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn
hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim
2. Cấu tạo tinh thể: Ở nhiệt độ thường, trừ thuỷ ngân ở thể lỏng, còn các kim loại ở
thể rắn và có cấu tạo tinh thể.
Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nút mạng của mạng
tinh thể. Các electron hoa trò liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và
chuyển động tự do trong mạng tinh thể.
a. Mạng tinh thể lục phương: ion kim loại nằm trên các đỉnh và tâm các mặt của hình
lục giác đứng và ba nguyên tử, ion nằm phía trong của hình lục giác. Thuộc các kim
loại: Be, Mg, Zn..
b. Mạng tinh thể lập phương tâm diện: ion kim loại nằm trên các đỉnh và các mặt
của hình lập phương . Thuộc các kim loại:Cu, Ag, Au, Al…
c. Mạng tinh thể lập phương tâm diện: ion kim loại nằm trên các đỉnh và tâm của
hình lập phương . Thuộc các kim loại:Li, Na, K, V, Mo…
3. Liên kết kim loại: là liên kết đợc hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại
trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do.
Bài 18: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM
LOẠI
I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ:

1. Tính dẻo:
Khi tác dụng một lực đủ mạnh lên một vật bằng KL nó bò biến dạng.
Nguyên nhân: Khi tác dụng một lực thì các mạng tinh thể trượt lên nhau, nhưng
nhờ các e tự do chuyển động qua lại giữa các lớp mạng mà chúng không tách rời nhau.
2. Tính dẫn điện:
- Nối đầu KL với 1 nguồn điện thì kim loại cho dòng điện chạy qua.
Trang 1
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Do các e tự do chuyển động thành dòng.
Lưu ý:
+ Các KL khác nhau thì chúng dẫn điện khác nhau.
+ Khi nhiệt độ càng cao thì khả năng dẫn điện càng giảm.
3. Tính dẫn nhiệt:
Khi KL bò đun nóng các e tự do chuyển động nhanh va chạm vào các
Ion(+) và truyền năng lượng cho các Ion có năng lượng thấp hơn.
4. Ánh kim:
Các e tự do có khả năng phản xạ các ánh sáng và bước sóng mà mắt nhìn
thấy được.
Kết luận: Các e tự do là thành phần cơ bản gây nên tính chất vật lý chung của
kim loại.
* Tính chất vật lý riêng của kim loại:
1- Khối lượng riêng: Các KL có tỷ khối khác nhau (nặng, nhẹ khác nhau)
D < 5g/cm
3
kim loại nhẹ. VD: K, Na, Mg, Al
D>5g/cm
3
kim loại nặng VD: Fe, Pb, Ag
2- Tính cứng: Các kim loại có độ cứng khác nhau

- Kim loại mềm: Na, K
- Kim loại cứng: Cr, W
3- Nhiệt độ nóng chảy: Các kim loại có nhiệt độ nóng chảy khác nhau
VD: t
0
nc W = 3410
0C
t
0
nc Hg = -39
0C
Nguyên nhân do: R ≠ và Z + khác
II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI :
Kim loại dễ nhường e : M - ne = M
n+
→ kim loại thể hiện tính khử mạnh nên
tác dụng với chất oxi hóa (PK, dd axit, dd muối)
1- Tác dụng với PK: (O
2
, Cl, S, P ...)
a- Với oxi → ôxit KL : 4M + nO
2
→ 2M
2
O
n
VD: 2Al + 3/2 O
2
-> Al
2

O
3
Tác dụng với phi kim khác → Muối không có Oxy
Cu + Cl
2
-> CuCl
2
2Fe + 3Cl
2
-> 2FeCl
3
Fe + S -> FeS
Hg + S -> HgS pứ không cần t
o
2- Tác dụng với axit:
Axit thông thường: HCl, H
2
SO
4
KL HCl muối + H
2
H
2
SO
4
Trang 2
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
ĐK: KL đứng trước Hidrô
- Trong muối KL có mức oxi hóa thấp

VD: Fe + 2HCl = FeCl
2
+ H
2
Fe + H
2
SO
4
l = FeSO
4
+ H
2
b- Với axit có tính OXH mạnh HNO
3
, H
2
SO
4
đ
M + H
2
SO
4
đ → M
2
(SO
4
)n + SO
2
+ H

2
O
H
2
S
NO
2
M + HNO
3
→ M(NO
3
)n + NO + H
2
O
N
2
O
N
2
NH
4
NO
3
Lưu ý: Trừ Au, pt
- Kim loại trong muối có mức OXH cao nhất
- Fe, Al, Cr không tác dụng HNO
3
, H
2
SO

4
đặc nguội
- HNO
3
đặc → NO
2
VD: Fe + 4HNO
3
= Fe(NO
3
)
3
+ NO + 2H
2
O
3- Tác dụng với dung dòch muối:
a- TN: Cho Fe + dd CuSO
4
Hiện tượng: Cu có màu đỏ bám vào Fe
Dung dòch có màu xanh lục
PTPU: Fe + CuSO
4
= FeSO
4
+ Cu
Fe + Cu
2+
= Fe
2+
+ Cu

b- TN: Cu + dd AgNO
3

Hiện tượng: Ag tạo thành bám vào Cu
Dd có màu xanh thẩm
PTPU: 2AgNO
3
+ Cu = Cu(NO
3
)
2

+ 2Ag
2Ag
+
+ Cu = Cu
2+
+ 2Ag
Nhận xét:
Kim loại đứng trước có thể đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dung dòch muối của nó.
Lưu ý: Trừ kim loại tác dụng được với nước như: Na; K; Ca; Ba
4. Tác dụng với nước
Những kim loại có tính khử mạnh như Na, K, Ca, Ba. Khử H
2
O dể dàng ở nhiệt
độ thường: Hrôxit + H
2
↑
Na + H
2

O = NaOH + ½ H
2
↑
Một số kim loại có tính khử kém hơn những kim loại trên như Zn, Fe… Khử H
2
O
ở nhiệt độ cao:
3 Fe + 4 H
2
O -> Fe
3
O
4
+ 4 H
2
↑
Trang 3
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Những kim loại có tính khử yếu như Pb, Cu, Ag, Hg… không khử được H
2
O dù ở
nhiệt độ cao:
III. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI:
1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại: nguyên tử kim loại dể dàng nhường e trở thành
ion kim loại, ngược lại ion kim loại có thể nhận electron trở thành nguyên tử kim loại:
Fe
2+
+ 2e  Fe
Cu

2+
+ 2e  Cu
Ag
+
+ 1e  Ag
Tổng qt : M
n+
+ ne  M
dạng oxi hóa dạng khử
Kí hiệu: M
n+
/M
Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một ngun tố kim lọai tạo nên cặp oxi hóa khử của
kim loại. Các cặp oxi hóa khử trên được viết như sau : Fe
2+
/Fe ; Cu
2+
/Cu ; Ag
+
/Ag
2. So sánh tính chất của các cặp oxi hóa – khử
TD So sánh 2 cặp Cu
2+
/Cu và Ag
+
/Ag. Ta thấy Cu tác dụng với dd muối Ag
+
theo
pt ion rút gọn sau: Cu + 2 Ag
+

-> Cu
2+
+ 2 Ag
Ion Cu
2+
không ôxi hoá được Ag, trong khi đó Cu khử được ion Ag
+
. Như vậy:
Ion Cu
2+
có tính ôxi hoá yếu hơn ion Ag
+
Kim loại Cu có tính khử mạnh hơn Ag
TD2 so sánh cặp Fe
2+
/Fe và Cu
2+
/Cu:
Tương tự cũng nhận xét sau: Ion Fe
2+
có tính ôxi hoáyếu hơn ion Cu
2+
Kim loại Fe có tính khử mạnh hơn Cu
Nhận xét 3 cặp:
3. Dãy điện hoá của kim loại
Đi từ đầu đến cuối “ DÃY ĐIỆN THẾ HOÁ HỌC” của các kim loại thì tính
khử giảm dần.
Tính khử giảm dần.
K Na Ca Ba Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H
2

Cu Hg Ag Pt Au
K
+
Na
+
Ca
2+
Ba
2+
Mg
2+
Al
3+
Mn
2+
Zn
2+
Cr
3+
Fe
2+
Ni
2+
Sn
2+
Pb
2+
H
2
Cu

2+
Hg
2
2+
Ag
+
Pt
2+
Au
3+
Tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần
Nếu Kim loại có tính khử mạnh thì ion của nó có tính oxy sẽ yếu:
4. Ý nghóa của dãy điện hóa: cho phép dự đoán chiều của pứ giữa 2 cặp oxi hoá –
khử
Chất khử mạnh + Chất xy hóa mạnh = Chất xy hóa yếu + Chất Khử Yếu
Có thể dùng quy tắc anpha
Trang 4
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Bài 19: HP KIM
I. KHÁI NIỆM:
Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một số kim loại cơ bản và một số kim loại
hoặc phi kim.
- Thép là hợp kim sắt và cacbon
- Đuyra là hợp kim nhôm và đồng, mangan, magiê, silic.
II. TÍNH CHẤT CỦA HP KIM:
Tính chất hợp kim phụ thuộc vào thành phần các đơn chtá tham gia cấu tạo
mạng tinh thể của hợp kim:
- Hợp kim không bò ăn mòn: Fe-Cr-Mn ( thép inoc)
- Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe

III. ỨNG DỤNG CỦA HP KIM: (sgk)
Bài 20: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
I.KHÁI NIỆM:
Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại do tác dụng của các chất trong mơi trường
Kim loại bị oxi hóa thành các ion dương kim loại
M
→
M
n+
+ ne
II. CÁC DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI: Có 2 loại chính:
1. n mòn hoá học: là qúa trình ôxy hóa khử, trong đó các electron của kim loại được
chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường. Không tạo ra dòng điện
Thí dụ: Máy móc dùng trong các nhà máy hoá chất, những thiết bò của lò đốt,
nồi hơi, các chi tiết của động cơ đốt trong bò ăn mòn do tác dụng trực tiếp với các hóa
chất hoặc với hơi nước ở nhiệt độ cao…
2. n mòn điện hóa:
a. Khái niệm: Ăn mòn điện hóa học là q trình oxi hóa - khử trong đó kim loại bị ăn
mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm
đến cực dương.
Thí dụ: Nhúng thanh kẽm và thanh đồng vào cốc đựng dd H
2
SO
4
. Nối thanh sắt
với thanh đồng bằng dây dẩn cho đi qua một vôn kế. Kim vôn kế lệch.
Giải thích: ở cực âm ( anot), kẽm bò ăn mòn: Zn -> Zn
2+
+ 2e. ion Zn
2+

đi vào
dung dòch, còn electron theo dây dẫn sang điện cực đồng.
cực dương ( catot): ion H
+
của dd H
2
SO
4
, nhận electron biến thành nguyên tử
H rồi phân tử H
2
thoát ra:
2H
+
+ 2 e -> H
2
↑
b.Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt trong khơng khí ẩm:Gang thép là hợp kim
Fe- C
Cực âm: Fe
→
Fe
2+
+ 2e
Cực dương: O
2
+ 2H
2
O + 4e
→

4OH
-
Ion Fe
2+
tan vào dung dịch chất điện li có hòa tan oxi và tiếp tục bị oxi hóa dưới tác dụng
của OH
-
tạo thành gỉ Fe
2
O
3
Trang 5
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Cơ chế: Những kim loại có lẩn tạp chất ( kim loại khác hoặc phi kim ), khi tiếp
xúc với môi trường điện ly ( như hơi nước có lẩn khí CO
2
, NO
2
, SO
2
… hoặc nước biển
…) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hóa.
Xét cơ chế ăn mòn Fe có lẩn đồng trong không khí ẩm tạo môi trường điện ly
tạo thành 1 pin, trong đó Fe là kim loại hoạt động hơn là cực âm, Cu là cực dương.
c. Điều kiện của ăn mòn điện hoá:
- Các điện cực phải khác nhau
- Các điện cực phải tiếp xúc với nhau ( trực tiếp hoặc gián tiếp)
- Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dòch điện li
III. CÁCH CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI:

1. phương pháp bảo vệ bề mặt:
- Phủ lên bề mặt kim loại một lớp sơn,dầu mỡ,chất dẻo,tráng men,mạ lớp kim loại
khác….
2. phương pháp điện hóa:
phương pháp bảo vệ điện hóa là dùng một kim loại làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu kim
loại .
Bài 21: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
I.Ngun tắc điều chế kim loại :
Khử ion kim loại thành kim loại tự do. M
n+
+ ne
→
M
II. PHƯƠNG PHÁP
1.Phương pháp nhiệt luyện:
- Dùng chất khử như CO,H
2
,C,Al để khử ion kim loại ra khỏi oxit ở nhiệt độ cao.
- Vd: từ FeS
2
; ZnS.Viết các phương trình phản ứng điều chế Fe,Zn.
4FeS
2
+ 11O
2
→
2Fe
2
O
3

+ 8O
2
Fe
2
O
3
+ 3CO
→
2Fe + 3CO
2
-phương pháp nhiệt luyện dùng điều chế các kim loại đứng sau Al
2. Phương pháp thuỷ luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion
kim loại trong dung dòch muối ( trừ : K, Na, Ca, Ba ) dùng điều chế kim loại có tính
khử yếu như: Cu, Ag
Zn khử Cu
2+
thành Cu tự do: Zn + Cu
2+
= Zn
2+
+ Cu↓
Zn + CuSO
4
= ZnSO
4
+ Cu
Cu + 2 AgNO
3
= Cu(NO
3

)
2
+ 2 Ag↓
3. Phương pháp điện phân:
-Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại .
-Phương pháp điện phân điều chế hầu hết các kim loại .
a. Điện phân nóng chảy:dùng điều chế các kim loại từ Al trở về trước
- Điện phân nóng chảy 2Al
2
O
3

→
4Al + 3O
2
- Điện phân nóng chảy muối halogenua,hidroxit của kim loại nhóm I
A
,II
A
2MCl
n

→
2M + nCl
2
4M(OH)
n
→
4M+nO
2

+2nH
2
O
b. Điện phân dung dịch :dùng điều chế các kim loại đứng sau Al bằng cách điện phân
dung dịch muối của chúng
Trang 6
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
Vd : điều chế Zn từ dung dịch ZnSO
4
ZnSO
4

→
Zn
2+
+ SO
4
2-
Catot: Zn
2+
;H
2
O
Zn
2+
+ 2e
→
Zn
Anot :SO

4
2-
; H
2
O
H
2
O
→
4H
+
+ O
2
+ 4e
Phương trình điện phân
2 ZnSO
4
+ 2H
2
O
→
2Zn + 2H
2
SO
4
+ O
2
c. Tính lượng chất thu được ở các điện cực: dựa vào đònh luật faraday
Cơng thức: m = (AIt)/(nF)
m: khối lượng chất thu được: n:số e cho ,nhận

A:khối lượng mol T:thời gian
F = 96500 I:cường độ dòng điện.
Bài 22: LUYỆN TẬP TÍNH CHẤT CUAT KIM LOẠI
1. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI:
a. Cấu tạo nguyên tử:
Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài
cùng ( 1, 2, 3 e)
b. Cấu tạo tinh thể:
Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nút mạng của
mạng tinh thể. Các electron hoa trò liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên
tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể.
c. Liên kết kim loại: là liên kết đợc hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại
trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do.
2. TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI:
a. Tính chất vật lí: các kim loại dều dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo, có ánh kim là do các
electron tự do trong kim loại gây ra.
b. Tính chất hóa học chung: Các kim loại đều có tính khử: M
→
M
n+
+ ne
c. Dãy điện hoá cua kim loại: Pứ giữa 2 cặp oxi hóa khử xảy ra theo chiều chất ô xi
hóa mạnh hơn sẽ oxi hóa chất khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử
yếu hơn ( quy tắc α )
Bài 23: LUYỆN TẬP
ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI VÀ SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
1.Điều chế kim loại:
a. Nguyên tắc: khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại.
b. Các phương pháp: nhiệt luyện, thuỷ luyện, điện phân.
2. Sự ăn mòn kim loại:

a. 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.
b. Phân loại:
Trang 7
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
- n mòn hoá học: là qúa trình ôxy hóa khử, trong đó các electron của kim loại được
chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường
- Ăn mòn điện hóa học là q trình oxi hóa - khử trong đó kim loại bị ăn mòn do tác
dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực
dương.
c. Chống ăn mòn kim loại: có 2 cách:
- Phương pháp bảo vệ bề mặt.
- Phương pháp điện hóa.
Bài 25: KIM LOẠI KIỀM VÀ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM
A. KIM LOẠI KIỀM:
I) VỊ TRÍ, CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT VẬT LÝ:
Kim loại kiềm thuộc nhóm IA của BTH, gồm có: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Cấu tạo đều có 1 e ở lớp ngoài cùng : ns
1
Có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện tốt, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ
sôi thấp, khối lượng riêng nhỏ, độ cứng thấp.
II) TÍNH CHẤT HÓA HỌC: M – 1e => M
+
trong các hợp chất có số oxi hoá +1
a) Phản ứng với xy
Ở nhiệt độ thường: Li, Na, K + O
2
=> lớp ôxit trên mặt
Khi đung nóng: Li, Na, K bốc cháy mãnh liệt: 2 Na + O

2
-> 2 Na
2
O
b) Với phi kim khác: phản ứng mãnh liệt với halogen ở nhiệt độ thường:
2 Na + S -> Na
2
S
2 Na + Cl
2
-> 2 NaCl
c) Phản ứng với nước: phản ứng mạnh ở nhiệt độ thường:
2 Na + 2 H
2
O -> 2 NaOH + H
2
↑
d) Phản ứng với axit HCl và H
2
SO
4
loãng: phản ứng mãnh liệt:
2 Na + 2 HCl -> 2 NaCl + H
2
↑
Na + H
2
SO
4
-> Na

2
SO
4
+ H
2
↑
e) Tác dụng với dung dòch muối: phản ứng qua 2 giai đoạn:
2 Na + 2 H
2
O -> 2 NaOH + H
2
↑
2 NaOH + CuSO
4
-> Na
2
SO
4
+ Cu(OH)
2
↓ kết tủa xanh
III. ỨNG DỤNG , TRANG THÁI TỰ NHIÊN VÀ ĐIỀU CHẾ.
1. Ứng dụng, trạng thái tự nhiên: SGK
2. Điều chế kim loại kiềm: điện phân nóng chảy muối halogenua, ôxit, hiđrôxit
đpnc
2 NaCl = Na + Cl
2

đpnc
4 NaOH = 4 Na + O

2
+ 2 H
2
O
B. MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM:
I. Natri hiđrôxit NaOH:
a) Là chất rắn không màu, tan nhiều trong H
2
O, điện ly hoàn toàn:
NaOH -> Na
+
+ OH
-
Trang 8
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
b) Tác dụng với Axit, xit Axit, dung dòch muối:
2 NaOH + H
2
SO
4
-> Na
2
SO
4
+ H
2
O
NaOH + CO
2

-> NaHCO
3
2 NaOH + CO
2
-> Na
2
CO
3
+ H
2
O
2 NaOH + CuSO
4
-> Na
2
SO
4
+ Cu(OH)
2
↓
c) Điều chế: Điện phân dung dòch NaCl có vách ngăn:
đpdd có màng ngăn
2 NaCl + 2 H
2
O -> 2 NaOH + Cl
2
+ H
2
↑
II . MUỐI CỦA KIM LOẠI NATRI:

1.Natri clorua NaCl : NaCl là chất rắn, không màu, dễ tan trong nước
2.Natri hiđrôcacbonat NaHCO
3
: chất rắn, màu trắng, ít tan trong nước
- Bò phân huỷ ở nhiệt độ cao:
2 NaHCO
3
= Na
2
CO
3
+ H
2
O + CO
2
↑
NaHCO
3
có tính lưỡng tính
- Tác dụng với axit mạnh :
NaHCO
3
+ HCl = NaCl + CO
2
↑+ H
2
O
- Tác dụng với kiềm: NaHCO
3
+ NaOH = Na

2
CO
3
+ H
2
O
3. Muối Natri cácbonat Na
2
CO
3
:
- Tác dụng với axit mạnh:
Na
2
CO
3
+ 2 HCl = 2 NaCl + CO
2
↑ + H
2
O
- Sự thuỷ phân : Na
2
CO
3
+ H
2
O ⇔ NaHCO
3
+ NaOH

4. Muối của Na, K với gốc NO
3
-
( NaNO
3
, KNO
3
)
KNO
3
=> KNO
2
+ ½ O
2
Dùng làm thuốc nổ:
2 KNO
3
+ 3 C + S => N
2
↑ + 3 CO
2
↑ + K
2
S
Bài 26: KIM LOẠI KIỀM THỔ
VÀ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ
A. KIM LOẠI KIỀM THỔ:
I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO, TÍNH CHẤT VẬT LÝ:
- Ở phân nhóm chính nhóm IIA gồm các nguyên tố: ( Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra )
- Cấu tạo đều có 2 e ở lớp ngoài cùng : ns

2
- Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp, khối lượng riêng nhỏ.
II TÍNH CHẤT HÓA HỌC: tính khử mạnh, tắng dần từ beri đến bari.
M
→
M
2+
+ 2e
a) Phản ứng với các phi kim: 2 Ca + O
2
-> 2 CaO, 2 Mg + O
2
-> 2 MgO
b) Phản ứng với nước: Be không phản ứng, Mg tác dụng rất chậm.
Ca, Sr, Ba phản ứng mạnh với H
2
O ở nhiệt độ thường:
Ba + 2 H
2
O -> Ba(OH)
2
+ H
2
↑
c) Phản ứng với Axit: Mg + H
2
SO
4
-> MgSO
4

+ H
2
↑
4 Ca + 10 HNO
3
-> 4 Ca(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3
+ 3 H
2
O
Trang 9
t
o
t
o
Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG
Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009
4 Mg + 10 HNO
3
-> 4 Mg(NO
3
)
2
+ NH

4
NO
3
+ 3 H
2
O
4 Mg + 5 H
2
SO
4
-> 4 MgSO
4
+ H
2
S + 4 H
2
O
d) Phản ứng với dung dòch kiềm: chỉ có Be phản ứng:
Be + 2 NaOH + 2 H
2
O = Na
2
[Be(OH)
4
] + H
2
↑
e) Phản ứng với dung dòch muối: Mg + CuSO
4
= MgSO

4
+ Cu ↓
III ĐIỀU CHẾ: Điện phân muối halogenua nóng chảy:
đpnc
MX
2
= M + X
2
↑ X là halogen
B. MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI:
1. xit (CaO ) : CaO chất rắn, trắng, nóng chảy ở 2585
o
C
CaO + H
2
O = Ca(OH)
2
CaO + 2 HCl = CaCl
2
+ H
2
O
CaO + CO
2
= CaCO
3
=> Điều chế: CaCO
3
= CaO + CO
2

2. Hiđrôxit Ca(OH)
2
Ca(OH)
2
là chất rắn, ít tan trong nước, Dung dòch Ca(OH)
2
là một bazơ mạnh:
Ca(OH)
2
+ 2 HCl = CaCl
2
+ 2 H
2
O
Ca(OH)
2
+ Na
2
CO
3
= CaCO
3
+ 2 NaOH
Ca(OH)
2
+ CO
2
= CaCO
3

↓ + H
2
O
Ca(OH)
2
+ 2 CO
2
= Ca(HCO
3
)
2

Chú ý: 2 CaOCl
2
= 2 CaCl
2
+ O
2
↑
CaOCl
2
+ 2 HCl = CaCl
2
+ Cl
2
+ H
2
O
CaOCl
2

: Clorua vôi là chất oxy hóa mạnh, dùng để sát trùng và tẩy trắng
3. Muối:
Muối canxi Nitrat : Ca(NO
3
)
2
=> Ca(NO
2
)
2
+ O
2
↑ ( tan nhiều trong nước )
muối clorua: tan nhiều trong nước.
Muối Sunfat : từ BeSO
4
-> BaSO
4
độ tan giảm dần. SrSO
4
, BaSO
4
không tan.
Canxi sunfat: CaSO
4
.2H
2
O là thạch cao sống
2 CaSO
4

.H
2
O là thạch cao nung nhỏ lửa, điều chế bằng cách
nung thạch cao sống ở 180
o
C
CaSO
4
là thạch cao khan, điều chế bằng cách nung thạch cao
sống ở 350
o
C
Muối cacbonat trung hoà CaCO
3
: ít tan trong nước, khi nung nóng:
CaCO
3
= CaO + CO
2
CaCO
3
+ CO
2
+ H
2
O => Ca(HCO
3
)
2
pt này giải thích sự tạo thành thạch

nhũ , đá tai mèo, cặn trong ấm nước
Muối cacbonat axit Ca(HCO
3
)
2
tan nhiều trong nước
Ca(HCO
3
)
2
= CaCO
3
+ H
2
O + CO
2

Ca(HCO
3
)
2
+ 2 HCl => CaCl
2
+ 2 H
2
O + 2 CO
2
Ca(HCO
3
)

2
+ 2 NaOH => CaCO
3
+ Na
2
CO
3
+ 2 H
2
O
Trang 10
t
o
t
o
t
o
t
o
t
o
t
o