7,1Full lý thuyết trọng tâm chương VII

Full Lý Thuyết Trọng Tâm Chƣơng VII:
Crom - Sắt - Đồng và Một số kim loại khác
Biên soạn: Nguyễn Văn Công
Đc: />
KIM LOẠI SẮT
1. Vị trí – cấu hình e – tính chất vật lí:
- Fe thuộc ô 26, chu kì 4, nhóm VIIIB
- Cấu hình e: 1s2 2s22p63s23p63d6 4s2, => Fe là nguyên tố d, có 2e ngoài cùng, 8e hoá trị
- Fe là kim loại nặng, dễ rèn, màu trắng hơi xám, có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt và có tính
nhiễm từ ( khác với các kim loại khác), Fe có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm diện hoặc tâm
khối tuỳ vào nhiệt độ
2. Tính chất hoá học: Fe là kim loại có tính khử trung bình

Các phƣơng trình phản ứng
a Tác dụng với phi kim:
Fe + S FeS
3Fe + 2O2 Fe3O4,
( Có thể tạo ra hỗn hợp sản phẩm FeO, Fe2O3....)
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
b) Tác dụng với axit
Fe
Fe2+ + H2
Fe
Fe3+ + sp khử của + H2O (*)
- Đối với phản ứng (*) nếu Fe dư thì Fe + 2Fe3+
3Fe2+
- Fe thụ động trong HNO3 đặc nguội hoặc H2SO4 đặc nguội
c) Tác dụng với dung dịch muối: Fe bị oxi hoá thành Fe2+
Fe + 2AgNO3
Fe(NO3)2 + 2Ag (1)
d) Tác dụng với nƣớc

* Ở nhiệt độ thường Fe không phản ứng với nước, nhưng Fe bị tan trong nước có khí oxi
4Fe + 6H2O + 3O2
4Fe(OH)3
* Ở nhiệt độ cao( >5700)
Fe + H2O
FeO + H2
0
Ở nhiệt độ cao (<570 )
3Fe + 4H2O
Fe3O4 + 4H2
3.Điều chế:
FeCl2 Fe + Cl2↑
FeSO4 + H2O Fe+ O2↑+ H2SO4
FeSO4 + Mg Fe + MgSO4
FeO + H2 Fe + H2O
Fe3O4 + 4CO Fe + 4CO2↑


Hợp chất của sắt
1. Hợp chất sắt (II)
FeO dung dịch muối Fe3+:
3FeO + 10 HNO3 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
Fe(OH)2 Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O
4Fe(OH)3
(trắng xanh)
(nâu đỏ)
2+
3+
Muối Fe muối Fe

:
2FeCl2 + Cl2
2FeCl3
(lục nhạt)
(vàng nâu)
3+
Muối FeSO4 muối Fe :
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4
5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
(dung dịch màu tím hồng)
(dung dịch màu vàng)
2. Hợp chất sắt (III)
Muối Fe3+ muối Fe2+
:
2FeCl3 + Fe
3FeCl2
2FeCl3 + Cu
2FeCl2 + CuCl2
Fe2O3 , Fe:
Fe2O3 + 2Al
Al2O3 + 2Fe
9Fe3O4 + 8Al
4Al2O3 + 9Fe
3. FeO, Fe(OH)2 có tính bazơ :
FeO, Fe(OH)2 tác dụng với ddHCl, H2SO4 (l) à muối Fe2+ và H2O
* Fe2O3, Fe(OH)3 có tính bazơ :
Fe2O3, Fe(OH)3 tác dụng với ddHCl, H2SO4,HNO3 à muối Fe3+ và H2O
4. Đối với Fe3O4:
Fe3O4 + 8HCl
FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

Fe3O4 + 4H2SO4
FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O
3Fe3O4 + 28HNO3
9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O
5. Một số quặng sắt: xiđerit: FeCO3; hematit đỏ: Fe2O3 khan; pirit: FeS2, hematit nâu:
Fe2O3.nH2O,manhetit: Fe3O4 (giàu sắt nhất)
6. Điều chế
a) FeO:
từ Fe(OH)2
FeO + H2O (không có không khí)
từ Fe2O3 + CO 2FeO + CO2
b) Fe(OH)2: thực hiện phản ứng trao đổi ion từ dung dịch muối sắt (II) tác dụng với dd
kiềm
Fe2+ + 2OHFe(OH)2
c) Fe2O3:
từ 2Fe(OH)3
Fe2O3 + 3H2O
d) Fe(OH)3: thực hiện phản ứng trao đổi ion từ dung dịch muối sắt (III) tác dụng với dd
kiềm
Fe3+ + 3OHFe(OH)3↓


7. Hợp kim của sắt
GANG

THÉP

- Khái niệm: là hợp kim của Fe với C (2- - Khái niệm: là hợp kim của Fe với C (0,015%), ngoài ra còn một lượng nhỏ Si, Mn, 2%), ngoài ra còn một lượng nhỏ Si, Mn, Cr,
S,...

Ni...

- Phân loại: + Gang trắng: chứa ít C. Si,

- Phân loại: + Thép thường (thép cacbon):

rất cứng, dùng để luyện thép

chứa ít C,Si,Mn và rất ít S,P

+ Gang xám: chứa nhiều C, Si, kém cứng,

+ Thép đặc biệt: là thép có thêm một số các

dùng để đúc các bộ phận máy móc, ống dẫn

nguyên tố: Si, Mn, Cr, Ni, W, V

nước, cánh cửa,....

- Nguyên tắc sản xuất thép: Làm giảm

- Nguyên tắc sản xuất gang: khử oxit sắt hàm lượng các tạp chất (C, S, Si, Mn,..) có
bằng than cốc (CO) trong lò cao

trong gang bằng cách oxi hoá các tạp chất đó

- Nguyên liệu sản xuất gang: Quặng sắt,

thành oxit rồi biến thành xỉ và tách ra khỏi

than cốc, chất chảy (CaCO3, SiO2)

thép

- Nguyên liệu sản xuất thép: gang trắng

Fe trong hợp chất:
Số oxi hoá +2

Số oxi hoá +3

- Tính khử và oxi hóa

- Tính oxi hoá.

- Oxit và hiđroxit có tính bazơ.

- Oxit và hiđroxit có tính bazơ.

CROM
I/ Vị trí – cấu tạo
Thuộc nhóm VIB, chu kì 4, số thứ tự 24, là kim loại chuyển tiếp.
Cấu hình e: 1s22s22p63s23p6 3d54s1
Số oxi hóa: +1 đến + 6 (số oxi hóa bền: +2, +3, +6)
Khi Crom thể hiện hóa trị thấp là II, III có tính chất của kim loại, còn hóa trị VI có tính chất
của phi kim
Cấu tạo đơn chất: mạng tinh thể lập phương tâm khối.
II/ Tính chất vật lý
Màu trắng ánh bạc, rất cứng.

Khối lượng riêng lớn, khó nóng chảy


III/ Tính chất hóa học.
Ở nhiệt độ thường crom rất trơ. Khi đun nóng nó tác dụng tốt hơn, crom có tính khử tốt.
1/ Tác dụng với phi kim
Ví dụ:
4 Cr +
3 O2
2 Cr2O3
2Cr
+
3Cl2
2CrCl3
4Cr
+
3S
2Cr2Cl3
2/ Tác dụng với H2O
Trong thực tế Crom không tác dụng với H2O vì có màng oxit rất bền.
3/ Tác dụng với axit
a) Với axit HCl, H2SO4 loãng .
Ví dụ:
Cr +
2HCl
CrCl2 + H2
Cr +
H2SO4 (loãng)
CrSO4 + H2
b) Với axit H2SO4 đặc, nóng, HNO3:

Ví dụ:
2Cr +
6H2SO4 (đặc)
Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Cr +
6HNO3 (đặc)
Cr(NO3)3
+ 3NO2 + 3H2O
Cr +
4HNO3 (loãng) Cr(NO3)3
+ NO
+ 2 H2 O
Chú ý: Crom không tác dụng với H2SO4, HNO3 đặc, nguội.
4/ Tác dụng với dd muối: Crom trực tiếp đẩy kim loại yếu hơn ra khỏi dd muối.
Ví dụ:
III/ Điều chế

Cr
Cr2O3

2AgNO3 →

+
+

2Al

Al2O3

Cr(NO3)2

+ 2Ag

+ 2Cr

IV/ Ứng dụng
Dùng mạ các chi tiết máy.
Sản xuất thép crom. + Thép có chứa 18% Cr là thép không gỉ (inox).
+ Thép chứa từ 25-30% Cr có tính siêu cứng dù ở nhiệt độ cao.

Hợp chất của Crom
I. HỢP CHẤT CROM (II)
1. CROM (II) OXIT CrO: CrO là một oxit bazơ. Màu đen

CrO có tính khử, trong không khí CrO dễ bị oxi hóa thành Cr2O3.
+2
+3
4 CrCl2 + O2 + 4HCl → 4CrCl3 + 2H2O
+2
+3
4Cr(OH)2 +O2 + 2H2O→ 4Cr(OH)3
Dung dịch CrCl2 để ngòai không khí lại chuyển từ màu xanh lam sang màu lục
- CrCl2 trong dung dịch phân ly ra Cr2+ và Cl-. Ion Cr2+ tồn tại ở dạng
[ Cr(H2O) ]2+ có màu xanh ,nên dung dịch CrCl2 có màu xanh.
Mặt khác trạng thái oxi hóa +2 của Cr có tính khử mạnh ,ngay trong dung dịch CrCl2 bị oxi hóa bởi
oxi không khí chuyển thành CrCl3 . Ion Cr3+ trong dung dịch tồn tại duới dạng [ Cr(H2O) ]3+ có màu
lục.Nên trong không khí CrCl2 chuyển từ màu xanh lam sang màu lục .
2. Cr(OH)2
- Cr(OH)2 là chất rắn, màu vàng.
- Cr(OH)2 có tính khử, trong không khí oxi hóa thành Cr(OH)3

- Cr(OH)2 là một bazơ.
3. Muối crom (II)


Mui crom (II) cú tớnh kh mnh.

III. HP CHT CROM (III)
1. Cr2O3
*Cr2O3 cú cu trỳc tinh th, mu lc thm, cú nhit núng chy cao( 22630C)
* Cr2O3 l oxit lng tớnh, tan trong axit v kim c.

Cr2O3 c dựng to mu lc cho s, thy tinh.
2. Cr(OH)3
Cr(OH)3 l hiroxit lng tớnh, kt ta nhy, mu lc nht, tan c trong dung dch axit v dung
dch kim.
+ B phõn hu bi nhit to oxit tng ng :
2Cr(OH)3 Cr2O3 + 3H2O
Vd1 : Phn ng ca Cr(OH)3 ln lut vi Na2O2, H2O2, Cl2, Br2, NaOCl, PbO2, KmnO4 trong
moõi trung kim.( Cr3+ bũ oxi hoựa ủeỏn +6)
Cr(OH)3 +3Na2O2 2Na2CrO4 + 2NaOH + 2H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH 2Na2CrO4 + 8H2O
2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10 NaOH 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8 H2O
2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10NaOH 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O
2 Cr(OH)3 + 3NaOCl + 4NaOH 2Na2CrO4 + 3NaCl + 5H2O
2Cr(OH)3 + 3PbO2 + 4NaOH 2Na2CrO4 + 3PbO + 5H2O
Cr(OH)3 + 3KmnO4 + 5KOH K2CrO4 + 3K2MnO4 + 4H2O
Vd2: Cho NaOH n d vaứo dung dch CrCl3, sau ủoự cho vaứo dung dch thu duc mt ớt tinh
th Na2O2
- Ban du xut hin kt ta keo maứu xanh nht ,lung kt ta taờng dn ủn cc ủi ,do phn ng
:

CrCl3 + 3NaOH Cr(OH)3 + 3NaCl
- Lung kt ta tan dn ủn ht trong NaOH dử
Cr(OH)3 + NaOH NaCrO2 + 2H2O
- Cho tinh th Na2O2 vaứo dung dch thu ủuc , thy dung dch xut hin maứu vaứng do to mui
cromat
2NaCrO2 + 3Na2O2 + 4H2O 2 Na2CrO4 + 4NaOH
3. Mui crom (III)
- Mui crom (III) cú tớnh kh v tớnh oxi húa.
- Mui Cr(III): CrCl3 mu tớm, Cr2(SO4)3 mu hng.
Chỳ ý: khi vo dung dch, mui Cr(III) cú mu tớm- nhit thng v mu lc khi un núng.
- Trong mụi trng axit, mui crom (III) cú tớnh oxi húa b Zn kh thnh mui crom (II)
2CrCl3 Zn
2CrCl2 ZnCl 2
Cr2 (SO 4 ) 3 Zn
2CrSO 4 ZnSO 4

- Trong mụi trng kim, mui crom (III) cú tớnh kh v b cht oxi húa mnh oxi húa thnh mui
crom (VI).


Phương trình ion:

- Phèn crom-kali K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O có màu xanh tính, được dùng để thuộc da, làm chất cầm
màu trong ngành nhuộm vải.
III. HỢP CHẤT CROM (VI)
1. CrO3
- CrO3là chất oxi hóa rất mạnh. Một số chất vô cơ và hữu cơ nhƣ S, P, C, NH3, C2H5OH … bốc
cháy khi tiếp xúc với CrO3, CrO3 bị khử thành Cr2O3.

- CrO3 là oxit axit, khi tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic H2CrO4 và 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.
2. Muối cromat và đicromat
- Ion cromat CrO42 -có màu vàng. Ion đicromat Cr2O7 2- có màu da cam.
- Trong môi trƣờng axit, cromat(màu vàng), chuyển hóa thành đicromat.(màu da cam)

- Trong môi trƣờng kiềm đicromat.(màu da cam), chuyển hóa thành cromat (màu vàng)

Tổng quát:
- Muối cromat và đicromat có tính oxi hóa mạnh, chúng bị khử thành muối Cr(III)

.


(NH4)2Cr2O7 bị nhiệt phân theo phản ứng
Phèn Crom : Cr2(SO4)3.K2SO4.24H2O
Cr2(SO4)3 + 6KOH → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4
2Cr(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2CrO4 + 6KBr + 8 H2O.
2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4
K2Cr2O7 + H2SO4 đặc → CrO3 + K2SO4 + H2O

ĐỒNG VÀ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG
A. ĐỒNG
I. Vị trí và cấu tạo:
Kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm IB,Chu kỳ 4, Số hiệu NT là 29, Kí hiệu Cu ® .
Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d104s1. hoặc: 3d104s1.
Trong các hợp chất đồng có soh phổ biến là: +1; +2.
Cấu hình e của: Ion Cu+: 3d10 Ion Cu2+: 3d9
2. Cấu tạo của đơn chất:
- Đồng có BKNT nhỏ hơn kim loại nhóm IA

- Ion đồng có điện tích lớn hơn kim loại nhóm IA
- Kim loại đồng có cấu tạo kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện là tinh thể đặc chắc ® liên kết
trong đơn chất đồng bền vững hơn.
3. Một số tính chất khác của đồng:
- BKNT: 0,128 (nm).
- BK các ion Cu2+: 0,076(nm); Cu+: 0,095 (nm)
- Độ âm điện: 1,9
- Năng lượn ion hóa I1, I2: 744; 1956 (KJ/mol)
- Thế điện cực chuẩn: E0Cu2+/Cu: +0,34(V).
II. Tính chất vật lí:
Là kim loại màu đỏ, dẻo, dễ kéo sợi và tráng mỏng.
Dẫn điện và nhiệt rất cao (chỉ kém hơn bạc). D = 8,98g/cm3; t0nc= 10830C
III. Hóa tính: Cu là KL kém hoạt động; có tính khử yếu.
1. Pứ với phi kim:
- Khi đốt nóng 2Cu + O2 2CuO (đồng II oxit)
- Cu td Với Cl2, Br2, S… ở nhiệt độ thường hoặc đun nóng.
PT: Cu + Cl2 CuCl2 (đồng clorua)
Cu +S CuS (đồng sunfua).
2. Tác dụng với axit:
a. Với HCl, H2SO4(l):
Không phản ứng nhưng nếu có mặt O2 của không khí thì Cu bị oh Cu2+ (H 7.11)
PT:
2Cu + 4HCl + O2 2CuCl2 + 2H2O.
2Cu + 2H2SO4 (l) + O2 2CuSO4 + 2H2O
b. Với HNO3, H2SO4 đặc nóng:
3. Tác dụng với dung dịch muối:
- Đồng khử được ion của những kim loại đứng sau nó trong dãy điện hóa ở trong dd muối KL tự do
TD: Cu + 2AgN03 Cu(N03)2 + 2Ag !
Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag!
B. Một số hợp chất của đồng:

1. Đồng (II) Oxit: CuO là chất rắn, màu đen
Tính oxi hóa: TD:
Tính oxit bazơ : CuO + 2HCl CuCl2 + H2O
2. Đồng (II) hiđroxit: Cu(OH)2 Chất rắn, màu xanh
Tính bazơ: Phản ứng với axit M + H2O


TD: Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 + 2H20
Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân: Cu(OH)2
CuO + H20
3. Muối Đồng II : CuS04 (khan) màu trắng, chất rắn. CuSO4 hấp thụ nước tạo thành CuSO4.5H2O
màu xanh  dùng CuSO4 khan dùng để phát hiện dấu vết của nước trong các chất lỏng.

SƠ LƢỢC VỀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC
I/ BẠC - Ag
Bạc là kim loại chuyển tiếp ở chu kì 5, nhóm IB.
Trong các hợp chất, bạc có số oxi hóa phổ biến là +1.
1/ Tính chất của bạc.
Bạc là kim loại nặng, t0nc = 960,50C, có màu trắng, dẫn điện và dẫn nhiệt tốt nhất.
Bạc không bị oxi hóa trong không khí ở bất kì nhiệt độ nào. Nó tác dụng với axit có tính
oxi hóa mạnh như HNO3, H2SO4 đặc nóng.
Ag + 2HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O
Bạc có màu đen khi tiếp xúc với nước hoặc không khí ẩm có chứa H2S:
4Ag + 2H2S + O2 → 2Ag2S↓ (đen) + 2H2O
2/ Ứng dụng của bạc
Bạc tinh khiết dùng để chế tác đồ trang sức, vật trang trí, mạ bạc, chế tạo các linh kiện kĩ
thuật trong vô tuyến,¼
Chế tạo một số hợp kim có tính chất rất quí như hợp kim Ag - Cu, Ag - Au được dùng để
chế tác đồ trang sức, đúc tiền,¼
Ion Ag+ có khả năng sát trùng, diệt khuẩn.

3/ Trạng thái tự nhiên
Trong tự nhiên, bạc có ở trạng thái tự do, nhưng phần lớn ở dạng hợp chất lẫn trong quặng
đồng, quặng chì.
Bạc được điều chế chủ yếu từ các hợp chất cùng với đồng và chì.
II/ VÀNG - Au
Vàng là kim loại chuyển tiếp ở chu kì 6, nhóm IB.
Trong các hợp chất, vàng có số oxi hóa phổ biến là +3.
1/ Tính chất của vàng
Vàng là kim loại mềm, màu vàng, dẻo, có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt (sau Ag và Cu).
Vàng có tính khử yếu nhất so với các kim loại khác. Không bị oxi hóa trong không khí kể
cả ở nhiệt độ cao. Không bị hòa tan trong các axit có tính oxi hóa, chỉ bị hòa tan trong
nước cường toan (đó là dung dịch hỗn hợp gồm 1 thể tích HNO3 đặc và 3 thể tích HCl
đặc):
Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + 2H2O + NO
Vàng tan trong dung dịch xianua của kim loại kiềm do tạo thành ion phức [Au(CN)2]2-.
2/ Ứng dụng của vàng
Chế tạo đồ trang sức.
Mạ vàng cho các đồ trang sức.
Chế tạo hợp kim quí.
3/ Trạng thái tự nhiên và điều chế vàng
Trong tự nhiên, vàng ở trạng thái tự do, phân tán trong các lớp đất, cát,...
Khai thác vàng bằng phương pháp đãi: dùng nước để tách các hạt vàng (vàng cám) ra khỏi
cát, đất,...
Ngoài ra còn dùng phương pháp thủy luyện: dùng dung dịch NaCN hòa tan những hạt vàng
lẫn trong cát đất.
Au + 2NaCN → [Au(CN)2]2- + 2Na+
Lọc lấy dd chứa [Au(CN)2]2- rồi dùng kim loại mạnh như Zn để khử ion phức, thu vàng tự
do:

Zn + [Au(CN)2]2- → [Zn(CN)2]2- + Au
Vàng thu được có lẫn Zn, dùng H2SO4 loãng hòa tan Zn, thu được Au.
III/ NIKEN - Ni
Niken là kim loại chuyển tiếp nằm ở ô số 28, thuộc chu kì 4, nhóm VIIIB.
Trong các hợp chất, niken có số oxi hóa phổ biến là +2, ngoài ra còn có số oxi hóa +3.
1/ Tính chất của Ni
Ni là kim loại màu trắng bạc, rất cứng, khối lượng riêng lớn (D = 8,9g/cm3),
t0nc = 14550C.
Ni có tính khử yếu hơn sắt, không tác dụng được với nước và oxi không khí ở nhiệt độ
thường. Không tác dụng với axit thường do trên bề mặt có lớp oxit bảo vệ. Niken dễ dàng
tan trong dung dịch axit HNO3 đặc nóng,
Ni + 4HNO3 (đặc, nóng) → Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Tác dụng được với nhiều đơn chất và hợp chất, nhưng không tác dụng được với H2:
2/ Ứng dụng của Ni
Niken được dùng để chế tạo hợp kim chống ăn mòn và chịu nhiệt cao. Chẳng hạn như:
Hợp kim Inva Ni - Fe có hệ số giãn nở rất nhỏ, được dùng trong kĩ thuật vô tuyến, replay
nhiệt.
Hợp kim Cu - Ni có tính bền vững cao, không bị nước biển ăn mòn, được dùng để đúc
chân vịt tàu biển, tuabin cho động cơ máy bay.
Ngoài ra, một phần Ni được dùng trong kĩ thuật mạ điện, chế tạo ắc - qui. Trong công nghiệp
hóa chất thì Ni được dùng chất xúc tác. Hơn 80% lượng Ni được sản xuất dùng trong ngành luyện
kim, thép chứa Ni có độ bền cao về mặt hóa học và cơ học.
IV/ KẼM - Zn
Kẽm là kim loại chuyển tiếp nằm ở ô số 30, chu kì 4, nhóm IIB.
Trong các hợp chất, kẽm có số oxi hóa là +2.
1/ Tính chất của kẽm
Zn là kim loại có màu lam nhạt. Trong không khí ẩm, kẽm bị phủ một lớp oxit mỏng nên
có màu xám. Kẽm là kim loại có khối lượng riêng lớn (D = 7,13g/cm3), có t0nc = 419,50C.
Ở điều kiện thường, Zn khá giòn nên không kéo dài được, nhưng khi đun nóng từ 100 1500C lại dẻo và dai, đến 2000C thì dòn trở lại và có thể tán được thành bột.
Zn ở trạng thái rắn và các hợp chất của kẽm không độc. Riêng hơi của ZnO thì rất độc.

Zn là một kim loại khá hoạt động, có tính khử mạnh hơn sắt. Phản ứng với nhiều phi kim
như O2, Cl2, S, ...
t
 2ZnO
2Zn( bột) + O2 
Zn + Cl2 →
t o ZnCl2
oZnS
Zn + S 
t

 ZnO + H2↑
Zn + H2O
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑
Zn + H2SO4(l) → ZnSO
4 + H2 ↑
to
 ZnSO4 + S↓ + 4H2O
3Zn + 4H2SO4 
4Zn + H2SO4(đ) →4ZnSO4 + H2S↑+ 4H2O
Zn + 2NaOH →Na2ZnO2 + H2↑
( Natri zincat)
2/ Ứng dụng của kẽm
Mạ (hoặc tráng) để bảo vệ bề mặt các dụng cụ, thiết bị bằng sắt, thép để chống gỉ, chống ăn
mòn.
Chế tạo hợp kim như hợp kim với Cu - Zn.
Chế tạo pin điện hóa, phổ biến nhất là pin Zn - Mn ...
Một số hợp chất của Zn dùng trong y học, chẳng hạn như ZnO dùng làm thuốc giảm đau
dây thần kinh, chữa bệnh eczema, bệnh ngứa,...
3/ Trạng thái tự nhiên và điều chế kẽm

o

-

Trong tự nhiên, Zn tồn tại dưới dạng hợp chất của quặng ZnS (sphalerit), ZnCO3,...


Sản xuất kẽm từ quặng có 2 giai đoạn:
+ Đốt quặng để chuyển thành kẽm oxit:
2ZnS + 3O2→ 2ZnO + 2SO2
+ Khử ZnO thành Zn bằng cách điện phân hay nhiệt luyện.
-

V/ CHÌ - Pb
Chì nằm ở ô số 82, thuộc nhóm IVA, chu kì 6 trong bảng tuần hoàn.
Trong hợp chất, chì có số oxi hóa là +2 và +4, trong đó số oxi hóa phổ biến và bền hơn là +2.
1/ Tính chất của chì
là kim loại có màu trắng hơi xanh (trắng bạc), có khối lượng riêng lớn (D =
11,34g/cm3), nóng chảy ở 327,40C. Pb miềm nên dễ dát thành lá mỏng.
Ở điều kiện thường, Pb tác dụng với oxi của không khí tạo thành màng oxit bảo vệ cho kim
loại Pb không tiếp tục bị oxi hóa. Khi đun nóng trong không khí, Pb bị oxi hóa dần dần đến
hết, tạo ra PbO.
to
2Pb + O2 
2PbO
Khi đun nóng, Pb tác dụng trực tiếp với lưu huỳnh tạo ra PbS
-

to
Pb + S 

PbS
Pb hầu như không tác dụng với axit thường (HCl, H2SO4 l) vì tạo thành muối không tan
bảo vệ.
Pb tác dụng với axit có tính oxi hóa tạo thành muối Pb (II).
to
Pb + HNO3 (đặc) 
Pb(NO3)2 + 2NO2
Tác dụng với dung dịch kiềm
Pb + 2KOH→ K2PbO2 + H2
Chì và các hợp chất của chì đều rất độc. Một lượng chì vào cơ thể sẽ gây ra bệnh làm xám
men răng và có thể gây rối loạn thần kinh.
2/ Ứng dụng của chì
Chì được dùng để chế tạo các bản cực ắcquy, vỏ dây cáp, đầu đạn và dùng để chế tạo thiết
bị để bảo vệ các tia phóng xạ. Ngoài ra, nó còn dùng để chế tạo các hợp kim.

VI/ THIẾC - Sn
Thiếc nằm ở ô số 50, thuộc nhóm IVA, chu kì 5 trong bảng tuần hoàn.
Trong hợp chất, thiết có số oxi hóa là +2 và +4, trong đó số oxi hóa phổ biến và bền hơn là
+2.
1/ Tính chất của thiếc
Sn + O2 → SnO2
Sn + 2S → SnS2
Sn + HCl → SnCl2 + H2↑
Sn + 4HCl + O2 →SnCl4 + 2H2O
Sn + 4HNO3 → H2SnO3 + 4NO↑ + H2O
( axit metastanics)
Sn + 2KOH + 2H2O → K2 [Sn(OH)4] +H2
(Sn + O2 + KOH → K2SnO3 + H2O)
2/ Ứng dụng của thiếc
-

Một lượng lớn Sn dùng để phủ lên bề mặt của sắt để chống gỉ (sắt tây), dùng trong


-

-

công
nghiệp thực phẩm.
Lá thiếc mỏng (giấy thiếc) dùng trong tụ điện. Hợp kim Sn - Pb (nóng chảy ở
1800C) dùng
để hàn.
SnO2 được dùng làm men trong công nghiệp gốm sứ và thủy tinh
mờ.