CHUYÊN đề 5 đại CƯƠNG KIM LOẠI

Chuyên đề
5.

ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI

A. LÍ THUYẾT CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO
I. VỊ TRÍ KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN
Trong bảng tuần hoàn, các nguyên tố kim loại có mặt ở:
- Nhóm IA (trừ nguyên tố hidro) và IIA. Các kim loại này là những nguyên tố s.
- Nhóm IIIA (trừ nguyên tố bo), một phần các nhóm IVA, VA, VIA. Các kim loại này là
những nguyên tố p.
- Các nhóm B (từ IB đến VIIIB). Kim loại các nhóm B được gọi là những kim loại
chuyển tiếp, chúng là những nguyên tố d.
- Họ lantan và actini: Các kim loại thuộc hai họ này là những nguyên tố f. Chúng được
xếp thành hai hàng ở cuối bảng.
- Cấu tạo của kim loại: Các nguyên tử kim loại liên kết với nhau bằng liên kết kim loại
để hình thành 3 loại cấu trúc mạng tinh thể: lập phương tâm khối, lập phương tâm diện
và lục phương. Dạng kém đặc khít nhất là lập phương tâm khối.
II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI
Kim loại có tính dẻo, tính dẫn nhiệt, tính dẫn điện, có ánh kim. Những tính chất vật lí
chung của kim loại là do các electron tự do trong kim loại gây ra.
Ngoài ra, các kim loại còn có một số tính chất vật lí riêng biệt như tỉ khối, nhiệt độ nóng
chảy, tính cứng, ...
III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA KIM LOẠI
1. Tính chất hoá học chung của kim loại
Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử
M → M n + + ne

a) Tác dụng với oxi (trừ Ag, Pt, Au)
2Mg + O 2 → 2MgO
4Al + 3O2 → 2Al2 O3

o

t
3Fe + 2O 2 
→ Fe3O 4

Nếu O 2 dư:
Trang 1


to

4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O3

Mức độ phản ứng của các kim loại với oxi có khác nhau. Nếu xếp các kim loại theo dãy:
K

Ba

Ca

Na

Mg

Al

Zn

Fe

Pb

Cu

Hg

Ag

Pt

Au

Thì phản ứng sẽ diễn ra như sau:
- Các kim loại K, Na cháy tạo thành oxit (như Na 2 O, K 2O , ...) khi có lượng O 2 hạn chế, còn
nếu dư O2 thì sẽ tạo thành peoxit (như Na 2 O 2 , K 2O 2 , ...).
- Các kim loại Mg, Al, Zn, Fe cháy tạo thành oxit và khả năng phản ứng với O 2 giảm dần.
- Các kim loại Pb → Hg không cháy nhưng tạo thành một màng oxit trên bề mặt.
- Các kim loại Ag → Au không cháy và không tạo thành lớp màng Oxit trên bề mặt.
Chú ý:
- Các kim loại Be, Zn, Al, Pb, Cr, ... khi tác dụng với oxi có thể tạo oxit lưỡng tính như
BeO, ZnO, Al2O3 , PbO, Cr2O3 , ...
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2O
ZnO + 2NaOH + H 2O → Na 2 [ Zn(OH) 4 ]
Al2 O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2O
Al2 O3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na [ Al(OH) 4 ]

-Các oxit: Li 2 O, Na 2O, K 2O, BaO, CaO,SrO tan trong nước ngay ở nhiệt độ thường tạo dung
dịch kiềm.
Na 2 O + H 2O → 2Na + + 2OH −

BaO + H 2 O → Ba 2+ + 2OH −

- Hai oxit FeO, Fe3O4 khi phản ứng với chất oxi hoá mạnh tạo muối sắt (III).
3FeO + 10HNO3 → 3Fe ( NO3 ) 3 + NO ↑ +5H 2 O
3Fe3O 4 + 28HNO3 → 9Fe ( NO3 ) 3 + NO ↑ +14H 2 O

- Các khí: CO, H 2 , chỉ khử được các oxit từ ZnO đến Ag 2O khi đun nóng.
o

t
FeO + CO 
→ Fe + CO 2
o

t
ZnO + CO 
→ Zn + CO 2
o

t
CuO + H 2 
→ Cu + H 2O

Do có nhiều số oxi hoá nên Fe2O3 hoặc Fe3O4 bị khử từng nấc.

Trang 2


b) Tác dụng với clo (trừ Au, Pt)
o

t
2M + mCl 2 
→ 2MClm

m: Hoá trị cao của M
o

t
2Fe + 3Cl 2 
→ 2FeCl3
o

t
Cu + Cl 2 
→ CuCl 2

c) Tác dụng với lưu huỳnh (trừ Au, Pt)
o

t
2M + nS 
→ M 2Sn
o

t
Cu + S 
→ CuS
o

t
Fe + S 
→ FeS
o

t
2Al + 3S 
→ Al2S3
o

t
2Cr + 3S 
→ Cr2S3
o

t
Mg + S 
→ MgS

Chú ý: Al2S3, Cr2S3, MgS bị thuỷ phân hoàn toàn trong nước.

d) Tác dụng với nước
- Các kim loại kiềm, Ca, Ba, Sr phản ứng với nước ngay ở nhiệt độ thường.
2Na + 2H 2O → 2NaOH + H 2 ↑
Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 ↑

- Kim loại Mg phản ứng với H2O ở 80°C.
o

80 C

Mg + H 2 O 
→ MgO + H 2 ↑

- Kim loại Al phản ứng với H2O khi cạo sạch lớp màng oxit Al2O3 .
2Al + 6H 2 O → 2Al(OH)3 ↓ +3H 2 ↑

Tuy nhiên, do sinh ra Al(OH) 3 kết tủa bám trên bề mặt nhôm ngăn cản nhôm tiếp xúc
với nước nên phản ứng dừng lại ngay.
- Một số kim loại có tính khử trung bình như Zn, Fe, Ni, Pb,... khử được hơi nước ở
nhiệt độ cao.
Trang 3


o

o

t >570 C
Fe + H 2 O 
→ FeO + H 2 ↑
o

o

t < 570 C
3Fe + 4H 2 O 
→ Fe3O 4 + 4H 2 ↑

Những kim loại có tính khử yếu như Be, Cu, Ag, Hg,... không khử được H 2O , dù ở nhiệt
độ cao. Tuy nhiên, Be khử được H 2O trong môi trường kiềm tạo muối berilat.

Be + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 [ Be(OH) 4 ] + H 2 ↑

e) Tác dụng với axit
• Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng,... (tác nhân oxi hóa là ion H + ).
+

2M + 2nH + → 2M n + nH 2 ↑

( Kim loại M đứng trước H2, n là hóa trị thấp của M)
Fe + 2H + → 2Fe 2+ + H 2 ↑
Cu + H + → Không phản ứng.
+5
+6
• Với dung dịch axit có tính oxi hóa mạnh HNO3 , H 2SO 4 đặc (tác nhân oxi hóa N ,S ) .

Sản phẩm khử phụ thuộc vào tính khử của kim loại, nồng độ của axit, nhiệt độ tiến hành
phản ứng, ... Nói chung thì axit bị khử xuống bậc oxi hóa càng thấp khi nồng độ càng
loãng và tác dụng với kim loại càng mạnh:

Thông thường:

Thông thường:
Trang 4


Mg + 2H 2SO 4 → MgSO 4 + SO 2 ↑ +2H 2O
3Mg + 4H 2SO 4 → 3MgSO 4 + S ↓ +4H 2O
4Mg + 5H 2SO 4 → 4MgSO 4 + H 2S ↑ +4H 2O
t
2Fe + 6H 2SO 4 

→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 3SO 2 ↑ +6H 2O
o

Chú ý:
(1) m là hóa trị cao của M.
(2) Một số kim loại như Al, Fe, Cr, ... bị thụ động hóa trong H 2SO 4 đặc, nguội và HNO3
đặc, nguội. (3) Hỗn hợp HNO3 , đặc và HCl đặc theo tỉ lệ thể tích 1:3 gọi là nước cường
thủy, có tính oxi hóa rất mạnh có thể hòa tan Au và Pt.
Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO ↑ +2H 2O
3Pt + 4HNO3 + 12HCl → 3PtCl 4 + 4NO ↑ +8H 2O

g) Tác dụng với dung dịch bazơ
- Cho các kim loại nhóm IA, Ca, Ba, Sr vào dung dịch kiềm thì kim loại sẽ phản ứng
với nước.
- Các kim loại đứng trước H2 trong dãy điện hóa mà oxit và hiđroxit của chúng có tính
lưỡng tính như Al, Zn, Pb, Sn, Be có thể tác dụng được với dung dịch bazơ mạnh (kiềm)
- Với Al (kim loại hóa trị III):

Trang 5


- Với Zn, Pb, Sn, Be (kim loại hóa trị II)

h) Tác dụng với dung dịch muối
Dãy điện hóa của kim loại: Cho biết quy luật biến thiên tính oxi hóa của ion kim loại và
tính khử của nguyên tử kim loại.

- Phản ứng xảy ra theo quy tắc c (trừ những kim loại phản ứng với H2O ở nhiệt độ
thường như Na, K, Li, Cs, Rb, Sr, Ba, Ca)

Ví dụ:
Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu
Fe + 2Fe3+ → 3Fe 2+
Cu + 2Fe3+ → 2Fe 2+ + Cu 2+
Fe 2+ + Ag + → Fe3+ + Ag

Chú ý:
+

(1) Trong dãy điện hóa của một số kim loại thông dụng ngoài các cặp M n / M còn có thể
có các cặp khác như Fe3+ / Fe 2+ , Cu 2+ / Cu + , Cr 3+ / Cr 2+ ,... Tùy vị trí tương đối của các cặp này
so với cặp M n / M mà có thể dự đoán phản ứng có xảy ra hay không.
+

Ví dụ:
Trang 6


2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
2FeCl3 + Cu → 2FeCl 2 + CuCl 2
FeCl3 + Ag → không xảy ra

(2) Một số kim loại hoạt động mạnh đứng đầu dãy điện hóa tác dụng được với nước ở
điều kiện thường như kim loại kiềm (K, Na, ...) và một số kim loại kiềm thổ (Ca, Ba, ...)
khi tác dụng với dung dịch muối M n chúng không khử ion kim loại đứng sau mà khử
nước để tạo thành bazơ và giải phóng H 2 . Sau đó
+

bazơ có thể tác dụng với muối của kim loại tạo ra hiđroxit kết tủa (nếu có).
Ví dụ:

2. Điều chế kim loại.
a) Nguyên tắc điều chế kim loại
Thực hiện phản ứng khử ion kim loại ( M n ) thành kim loại tự do (M)
+

M n + ne → M
+

b) Các phương pháp điều chế kim loại
• Phương pháp thủy luyện hay phương pháp ướt
+ Cơ Sở của phương pháp này là dùng những dung môi thích hợp, như dung dịch H 2SO 4
, NaOH, NaCN,... để hòa tan kim loại hoặc hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần
không tan có trong quặng. Sau đó khử những ion kim loại này bằng kim loại có tính khử
mạnh hơn như Zn, Fe, Pb,..
+ Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại có tính khử yếu như Cu, Ag, Hg,
Au.
Ví dụ: Điều chế Ag bằng cách nghiền nhỏ quặng bạc sunfua Ag 2S , rồi xử lí bằng dung
dịch natrixianua NaCN, lọc được dung dịch muối phức bạc:
Ag 2S + 4NaCN → 2Na [ Ag(CN) 2 ] + Na 2S

Sau đó dùng Zn để khử Ag + trong phức:
2Na [ Ag(CN) 2 ] + Zn → Na 2 [ Zn(CN) 4 ] + 2Ag ↓

• Phương pháp nhiệt luyện
Trang 7


+ Cơ sở của phương pháp này là dùng các chất khử như CO, H2, C hoặc Al, kim loại
kiềm, kiềm thổ để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao.

+ Phương pháp này được dùng trong công nghiệp để sản xuất các kim loại có tính khử
yếu và trung bình như Zn, Fe, Sn, Sb, ...
o

t
ZnO + CO 
→ Zn + CO 2
o

t
Fe 2 O3 + 3CO 
→ 2Fe + 3CO 2
o

t
PbO + C 
→ Pb + CO
o

t
3TiO 2 + 4Al 
→ 3Ti + 2Al 2 O3

Nếu quặng kim loại là sunfua như FeS2 , Cu 2S, ZnS ... thì người ta phải nướng quặng để
chuyển chúng thành oxit. Sau đó dùng phương pháp nhiệt luyện.
Ví dụ:
o

t
Cu 2S + 2O 2 

→ 2CuO + SO 2
o

t
CuO + H 2 
→ Cu+ H 2O

Đối với quặng HgS, Ag 2S chỉ cần đốt cháy quặng là thu được kim loại.
o

t
HgS + O 2 
→ Hg + SO 2
o

t
Ag 2S + O 2 
→ 2Ag + SO 2

• Phương pháp điện phân
- Để điều chế các kim loại có tính khử mạnh (từ Li đến Al) người ta điện phân các hợp
chất nóng chảy của chúng (muối, oxit, bazơ):
2NaCl
4NaOH
2Al 2 O3

®pnc

→ 2Na + Cl2 ↑
®pnc


→ 4Na + O 2 ↑ +2H 2O
®pnc

→ 4Al + 3O 2 ↑

- Để điều chế những kim loại có tính khử yếu và trung bình, người ta điện phân dung dịch
muối của chúng trong nước.
®pnc
CuCl 2 
→ Cu + Cl 2
®
pnc
2CuSO 4 + 2H 2O 
→ 2Cu + O 2 ↑ +2H 2SO 4
®
pnc
4AgNO3 + 2H 2O 
→ 4Ag + O 2 ↑ +4HNO3

B. PHƯƠNG PHÁP GIẢI NHANH CÁC DẠNG BÀI TẬP
DẠNG 1: HOÀN THÀNH SƠ ĐỒ CHUYỂN HÓA VÀ ĐIỀU CHẾ
Phương pháp: Nắm vững phương pháp điều chế các kim loại và tính chất hóa học của
chúng.
Trang 8


Ví dụ 1: Viết phương trình hoá học của các phản ứng theo sơ đồ chuyển hoá sau:

Giải

a) Dành cho bạn đọc
b)
(1)

o

t
4FeS2 + 11O 2 
→ 2Fe 2O3 + 8SO 2
t0

(2)

Fe 2 O3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2

(3)

Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ↑

(4)

FeCl2 → Fe + Cl2

(5)

t
2FeCl2 + Cl 2 
→ 2FeCl3

(6)

2FeCl3 + Fe → 3FeCl2

(7)

Cu + 2FeCl3 → CuCl 2 + 2FeCl2

(8)

CuCl 2 → Cu + Cl 2

(9)

t
Cu + Cl 2 
→ CuCl2

(10)

t
2Cu + O 2 
→ 2CuO

(11)

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

(12)

CuO + 2HNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + H 2 O

®
pdd

o

®pdd

o

o

t0

t°

(13)

1
Cu ( NO3 ) 2 → CuO + 2NO 2 + O 2
2

(14)

Fe + Cu ( NO3 ) 2 → Fe ( NO3 ) 2 + Cu ↓

(15)

Fe ( NO3 ) 2 + Na 2S → FeS ↓ +2NaNO3

Ví dụ 2: Viết phương trình hoá học của các phản ứng theo sơ đồ:
Trang 9


o

t
FeS2 + (A) 
→(B) + SO 2

(B) + HNO3 → (C) + (D)
Cu + (C) → (E) + (F)
o

t
(E) 
→(G) + (H) + (A)
t0

(G) + (K) →(L) + (D)
(L) + HNO3 → (E) + (H) + (D)
t0

(F) →(B) + (H) + (A)
t0

(B) + (K) →(M) + (D)
(C) + (M) → (F)

Giải

Ví dụ 3: Từ các chất: Al, Al2O3 , Al 2S3 , Al(OH)3 , AlCl3 , Na [ Al(OH) 4 ] . Hãy thiết lập sơ đồ biểu
diễn mối liên hệ giữa các chất trên. Viết phương trình hóa học của các phản ứng theo sơ đồ
chuyển hóa đó.
Giải

Trang 10


Các phương trình hóa học theo sơ đồ chuyển hóa trên:
t0

(1) 2Al + 3S → Al2S3
t0

(2) 2Al + 3S → Al2S3
4Al + 3O 2
(3) 2Al2O3 →
Na AlF
®pnc
3

6

t0

(4) 4Al + 3O2 → 2Al2O3
t0

(5) 2Al + 3S → Al2S3

(6) Al2S3 + 6H 2 O → 2Al(OH)3 ↓ +3H 2S ↑
t0

(7) 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H 2O
(8) Al(OH)3 + NaOH → Na [ Al(OH) 4 ]
(9) Na [ Al(OH) 4 ] + CO 2 → Al(OH)3 ↓ + NaHCO3
(10)

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H 2O
t0

(11)

2Al + 3Cl 2 → 2AlCl3

(12)
(13)
(14)

3Mg + 2AlCl3 → 3MgCl2 + 2Al

(15)

Na [ Al(OH) 4 ] + 4HCl → NaCl + AlCl3 + 4H 2O

(16)

AlCl3 + 4NaOH(d ­ ) → Na [ Al(OH) 4 ] + 3NaCl

(17)

Al2 O3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na [ Al(OH) 4 ]

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H 2O
AlCl3 + 3NH 3 + 3H 2 O → Al(OH)3 ↓ +3NH 4Cl

Al2 O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2O
(18)
Ví dụ 4: Biết X1 , X 2 , X 3 , X 4 , X 5 là các hợp chất của Cu. Hãy viết phương trình hóa học thực
hiện sơ đồ biến hóa sau:

Trang 11


Giải
Dễ dàng suy ra:

Các phương trình hóa học:
0

t
→ CuCl 2
(1) Cu1 + Cl2 

(X1)
®
pdd

(2) CuCl2 → Cu + Cl 2
t°

(3) Cu + S → CuS
(X5)
(4) CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ +2NaCl
(5) Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2O
(6) CuCl2 + H 2S → CuS ↓ +2HCl
t0

(7) 2Cu + O 2 → 2CuO
(X3)
t0

(8) CuO + H 2 → Cu + H 2O
t
→ Cu ( NO3 ) 2 + 2NO 2 ↑ +2H 2 O
(9) Cu + 4HNO3 (®Æc) 
0

(X4)
(10)

Cu(OH) 2 + 2HNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + 2H 2O

(11)

Cu ( NO3 ) 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ +2NaNO 3
Trang 12


t°

(12)

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

(13)

CuO + 2HNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + H 2 O
t0

(15)

1
Cu ( NO3 ) 2 → CuO + 2NO 2 + O 2
2
Cu ( NO3 ) 2 + Na 2S → CuS ↓ +2NaNO3

(16)

CuS + 10HNO3 (®Æ
c) → Cu ( NO3 ) 2 + H 2SO 4 + 8NO 2 ↑ +4H 2O

(14)

Ví dụ 5: Viết 3 phương trình hoá học của phản ứng trực tiếp điều chế:
a) Kim loại Fe

b) Kim loại Na

c) Kim loại Ag

Giải

a)
FeCl2 + Mg → MgCl 2 + Fe
®
pdd
FeCl2 
→ Fe + Cl2
0

t
Fe 2 O3 + 3CO 
→ 2Fe + 3CO 2

b)
®pnc
2NaCl 
→ 2Na + Cl 2
®
pnc
4NaOH 
→ 4Na + O 2 + 2H 2O
®
pnc
2Na 2 O 
→ 4Na + O 2

c)
®
pdd

4AgNO3 + 2H 2 O 
→ 4Ag ↓ +O 2 + 4HNO3

Cu + 2AgNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + 2Ag ↓
0

t
Ag 2S + O 2 
→ 2Ag + SO 2

Ví dụ 6: Từ các chất ban đầu: KCl, FeS2 , H 2O, MgCO3 .CaCO3 , Cu(OH) 2 .CuCO3 và điều kiện cần
thiết. Hãy viết các phương trình hoá học của phản ứng điều chế các kim loại Cu, K, Ca,
Mg và Fe.
Giải
• Điều chế K:
®
pnc
2KCl 
→ 2K + Cl2

• Điều chế Cu:

Trang 13


2K + 2H 2 O 2KOH + H 2
0

t
Cu(OH) 2 ìCuCO3

2CuO + CO 2 + H 2O
0

t
CuO + H 2
Cu + H 2O

iu ch Fe:
đ
iệnưphâ
n
2H 2 O
2H 2 + O 2
NaOHưhoặ
cưH2SO4ưloã ng
0

t
4FeS2 + 11O 2
2Fe 2O3 + 8SO 2
0

t
Fe 2 O3 + 3H 2
2Fe + 3H 2O

iu ch Mg v Ca:
0

t

H 2 + Cl2
2HCl
HCl + H 2 O Dung dịch HCl

Cỏc phng trỡnh húa hc theo s trờn:
0

t
MgCO3 .CaCO3
MgO + CaO + 2CO 2
CaO + H 2 O Ca(OH) 2
Ca(OH) 2 + 2HCl CaCl 2 + 2H 2O
pnc
CaCl 2 đ

Ca + Cl 2

MgO + 2HCl MgCl2 + H 2O
đpnc
MgCl2
Mg + Cl 2

DNG 2: GII THCH HIN TNG TH NGHIM
Vớ d 1: Nờu hin tng, gii thớch v vit phng trỡnh hoỏ hc cho cỏc trng hp sau:
a) Cho kim loi K vo dung dch FeCl 2 .
b) Cho kim loi Al vo dung dch Ba(OH) 2 , thu c dung dch X. Sc khớ CO 2 ti d
vo dung dch X.
c) Cho Zn vo dung dch NH 3 c.
d) Cho thanh Fe vo dung dch CuSO 4 un núng.
f) Cho kim loi Cu vo dung dch H 2SO4 loóng, sau ú sc liờn tc khớ O 2 vo.

Gii
Trang 14


a)Có kết tủa trắng xanh xuất hiện hóa nâu trong không khí và sủi bọt khí thoát ra.
1
K + H 2O → KOH + H 2 ↑
2

Sủi bọt
2KOH + FeCl 2 → 2KCl + Fe(OH) 2 ↓

Trắng xanh
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2O → 4Fe(OH)3 ↓

Nâu đỏ

b) Có sủi bọt khí thoát ra và kết tủa trắng keo xuất hiện.
2Al + Ba(OH) 2 + 6H 2O → Ba [ Al(OH) 4 ] 2 + 3H 2 ↑

Sủi bọt
Ba [ Al(OH) 4 ] 2 + 2CO 2 → Al(OH)3 ↓ + Ba ( HCO3 ) 2

Trắng keo
c) Có kết tủa trắng xuất hiện sau đó tan và có sủi bọt khí thoát ra.
Zn + 2H 2 O → Zn(OH) 2 ↓ + H 2 ↑

Màu trắng
Zn(OH) 2 + 4NH 3 →  Zn ( NH 3 ) 4  (OH) 2

d) Khi đun nóng màu xanh của dung dịch nhạt dần và có kết tủa màu đỏ bám vào thanh
sắt.
0

t
Fe + CuSO 4 
→ FeSO 4 + Cu ↓

Màu xanh

màu đỏ

e) Kim loại Cu tan và tạo dung dịch màu xanh lam.
t0

2Cu + O 2 + 2H 2SO4 → 2CuSO 4 + 2H 2O

Ví dụ 2: Hỗn hợp A gồm Fe3O4 , Al, Fe, Al2O3 . Cho A tan trong NaOH dư được hỗn hợp chất
rắn A1, dung dịch B1 và khí C1. Khí C1 (dư) cho tác dụng với A đun nóng được hỗn hợp
chất rắn A2. Dung dịch B cho tác dụng với dung dịch H 2SO 4 loãng, dư được dung dịch B2.
Chất rắn A2 tác dụng với H 2SO 4 đặc, nóng được dung dịch B3 và khí C2.Viết các phương
trình phản ứng xảy ra.
Trang 15


Giải
Khi cho hỗn hợp chất rắn A tan trong NaOH dư:
2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na [ Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑
Al2 O3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na [ Al(OH) 4 ]

Chất rắn A gồm Fe3O4 và Fe. Dung dịch B1 có Na[Al(OH) 4 ], NaOH dư. Khí C1 là H2. Khi
cho khí C1 tác dụng với A:
0

Fe3O 4 + 4H 2 t
→ 3Fe + 4H 2O
Al2 O3 + H 2 → không phản ứng

Chất rắn A2 gồm Fe, Al, Al2O3.
Dung dịch B1 cho tác dụng với H2SO4 loãng, dư:
2NaOH + H 2SO 4 → Na 2SO 4 + 2H 2O
2Na [ Al(OH) 4 ] + 4H 2SO 4 → Na 2SO 4 + Al 2 ( SO 4 ) 3 + 8H 2O

Cho A tác dụng với H2SO4 đặc, nóng:
Al2 O3 + 3H 2SO 4 t
→ Al 2 ( SO 4 ) 3 + 3H 2O
0

t
2Fe + 6H 2SO 4 ®Æ
c 
→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 3SO 2 ↑ +6H 2O
0

t
2Al + 6H 2SO 4 ®Æ
c 
→ Al2 ( SO 4 ) 3 + 3SO 2 ↑ +6H 2O
0

Dung dịch B gồm Fe2 ( SO4 ) 3 và Al2 ( SO 4 ) 3 . Khí C2 là SO2.
DẠNG 3: NHẬN BIẾT VÀ TÁCH CHẤT
Phương pháp: Bảng thuốc thử cho một số kim loại và ion.

Chất cần
nhận biết
Li

Thuốc thử
Đốt cháy

Hiện tượng
Ngọn lửa đỏ
tía

K

Ngọn lửa tím

Na

Ngọn lửa
vàng

Ca

Ngọn lửa màu
da cam

Phương trình hóa học của hản ứng

Không phản ứng

Trang 16


Ngọn lửa màu
vàng lục

Ba

Dung dịch
trong suốt +
Li, Na, K,
Ca, Ba, Sr

H2O

H2 ↑

(với Ca thì
dung dịch vẩn
đục)

M + nH 2 O → M(OH) n +

n
H2 ↑
2

Be

Zn
Pb
Al

dung dịch OH(NaOH)

M + (4 − n)OH − + (n − 2)H 2O →
Tan + H 2 ↑

MO n2 − 4 +

n
H2 ↑
2

Sn
Các kim loại dung dịch H+
từ Mg đến
(HCl)
Sn
Dung dịch
HNO3 đặc nóng

Tan + H 2 ↑

Tan + dung
dịch màu
xanh + NO2 ↑

+

M + nH + → M n +

n
H2 ↑
2

Cu + 4HNO3 → Cu ( NO3 ) 2 + 2NO 2 + H 2 O

(nâu)
Cu

Ag

Dung dịch HCl/
H2SO4 loãng có
sục O2

Tan+ dung
dịch màu
xanh

Cu + O2 + 4HCl → 2CuCl 2 + 2H 2 O

Đốt cháy trong
O2

Màu đỏ
(Cu)→ màu
đen (CuO)

2Cu + O 2 → 2CuO

HNO3 đặc, nóng
sau đó cho NaCl
vào dung dịch

Tan + NO 2 ↑
(nâu) + ↓
trắng

t0

Ag + 2HNO3 → AgNO3 + NO 2 ↑ + H 2 O
AgNO3 + NaCl → AgCl ↓ + NaNO3

Hỗn hợp HNO3
đặc
Au

và HCl đặc trộn
theo tỉ lệ thể tích
1: 3

Tan + NO 2 ↑

Au + HNO3 + 3HCl → AuCl3 + NO ↑ +2H 2O

Trang 17

Li+
Na+

Tẩm lên dây Pt
rồi đốt trên đèn
khí.

K+
NH

+
4

2+

Ba

Ngọn lửa đỏ
tỉa
Ngọn lửa
vàng

Không phản ứng

Ngọn lửa tím
NaOH đặc
dung dịch H2SO4

+

−
Khí NH3 ↑ có NH 4 + OH → NH3 ↑ + H 2O
mùi khai
mùi khai

↓ trắng

Ba 2+ + SO 42− → BaSO 4 ↓
màu trắng

Ca2+

Mg

dung dịch
Na2CO3

2+

↓ trắng

↓ trắng

Ca 2+ +CO32- → CaCO3 ↓

màu trắng
Mg 2+ + 2OH − → Mg(OH) 2 ↓
màu trắng

Cu

↓ xanh

2+

Cu 2+ + 2OH − → Cu(OH) 2 ↓
màu xanh

2+

Fe

Fe

dung dịch OH-

↓ trắng xanh

Fe 2+ + 2OH − → Fe(OH) 2 ↓

(NaOH)

màu trắng xanh

↓ đỏ nâu

3+

Fe3+ + 3OH − → Fe(OH)3 ↓
màu nâu đỏ

Ag + + OH − → AgOH ↓
↓ nâu đen

2AgOH → Ag 2 O ↓ + H 2O

Ag +

màu đen

Dung dịch Cl-

↓ trắng

Ag + + Cl− → AgCl ↓
màu trắng

Cd

↓ vàng

2+

Dung dịch S 2−
Pb

Al3+
Zn

↓ đen

2+

2+

Cho từ từ dung
dịch NaOH đến
dư

↓ trắng tan

ngay trong
OH- dư

Cd 2+ + S2− → CdS ↓
màu vàng

Pb 2+ + S2− → PbS ↓
màu đen
−

OH −

3OH
Al3+ 
→ Al(OH)3 ↓ →

−

[ Al(OH)4 ]

OH −

−

2OH
Zn 2+ 
→ Zn(OH) 2 ↓ → [ Zn(OH) 4 ] 2−

Trang 18


OH −

−

Be 2+

2 OH
Be 2+ 
→ Be(OH) 2 ↓ → [ Be(OH) 4 ] 2−

Pb 2+

2 OH
Pb 2+ 
→ Pb(OH) 2 ↓ → [ Pb(OH) 4 ] 2−

↓ màu xanh
Cr

−

lục không tan
trong OH- dư
nhưng tan
trong dung
dịch NH3

2+

↓ xanh không

tan khi OH
dư

-

Ni 2+ + 2OH − → Ni(OH) 2 ↓
màu xanh lục

Ni(OH) 2 + 6NH 3 →  Ni ( NH 3 ) 6  (OH) 2
màu xanh

Cu 2+ + 2OH − → Cu(OH) 2 ↓
màu xanh

Cu 2+ + 2NH 3 + 2H 2 O → Cu(OH) 2 ↓ + 2NH +4

Cu 2+

màu xanh

↓ xanh tan

trong NH3 dư
Cho từ từ dung
dịch NH3 đến dư

2+

Cu(OH) 2 + 4NH 3 → Cu ( NH 3 ) 4  + 2OH −
màu xanh lam

↓ trắng tan

Zn 2+ + 2NH 3 + 2H 2O → Zn(OH) 2 ↓ + 2NH +4

trong

Zn 2+

NH3 dư
Ba 2+

OH −

3OH
→ Cr(OH)3 ↓ → [ Cr(OH) 4 ] −
tan ngay trong Cr 3+ 

OH- dư

3+

↓ màu xanh

Ni

OH −

−

Dung dịch CrO 24−
hoặc Cr2O72−

màu trắng
2+

Zn(OH) 2 + 4NH 3 →  Zn ( NH 3 ) 4  + 2OH −
Ba 2+ + CrO42− → BaCrO 4 ↓

Kết tủa màu
vàng tươi

2Ba 2+ + Cr2 O72− + H 2O → 2BaCrO 4 ↓ +2H +
màu vàng tươi

Fe3+

Sn 2+

Dung dịch SCN-

Dung dịch OH-

Ion phức chất
có màu đỏ
máu
↓ màu trắng

Fe3+ + 3SCN − → Fe(SCN)3
màu đỏ máu

Sn 2+ + 2OH − → Sn(OH) 2 ↓

màu trắng
tan ngay trong
2−
OH- dư
Sn(OH) 2 + 2OH − → [ Sn(OH) 4 ]

Trang 19


Ví dụ 1: Trình bày phương pháp hóa học để nhận biết các kim loại riêng biệt: Na, Ba, Mg,
Fe, Cu.
Giải
Dùng dung dịch H2SO4 loãng làm thuốc thử. Nhận ra:
• Kim loại Ba: Vì có kết tủa trắng xuất hiện và sủi bọt khí thoát ra.
Ba + H 2SO 4 → BaSO 4 ↓ + H 2 ↑

• Kim loại Cu: Không tan trong dung dịch H2SO4 loãng.
Các kim loại còn lại đều tan và có sủi bọt khí thoát ra.
2Na + H 2SO 4 → Na 2SO 4 + H 2 ↑
Mg + H 2SO 4 → MgSO 4 + H 2 ↑
Fe + H 2SO 4 → FeSO 4 + H 2 ↑

Cho ba dung dịch tạo thành tác dụng lần lượt với NaOH. Nhận ra:
- Dung dịch MgSO4: Có kết tủa trắng xuất hiện ⇒ Kim loại ban đầu là Mg.
MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH) 2 ↓ + Na 2SO 4

- Dung dịch FeSO4: Có kết tủa trắng xanh xuất hiện, hóa nâu trong không khí ⇒ Kim loại
ban đầu là Fe.
FeSO 4 + 2NaOH → Fe(OH) 2 ↓ + Na 2SO 4
4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2O → 4Fe(OH)3 ↓

Dung dịch không có hiện tượng gì là Na2SO4 ⇒ Kim loại ban đầu là Na.
Ví dụ 2: Trình bày phương pháp hóa học để tách riêng từng kim loại sau ra khỏi hỗn hợp
gồm: Al, Mg, Fe, Cu, Ag.
Giải
Sơ đồ tách chất:

Phương trình hóa học của các phản ứng theo sơ đồ trên:
Trang 20


2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na [ Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑
Na [ Al(OH) 4 ] + CO 2 + H 2O → Al(OH)3 ↓ + NaHCO 3
0

t
2Al(OH)3 
→ Al 2 O3 + 3H 2O
®pnc
2Al 2 O3 →
4Al + 3O 2
Na 3 AlF6

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2 ↑
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ↑
®pdd
FeCl2 
→ Fe + Cl 2 ↑
®pnc
MgCl2 
→ Mg + Cl 2 ↑
0

t
2Cu + O 2 
→ 2CuO
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O
®pdd
CuCl2 

→ Cu + Cl2

Ví dụ 3: Chỉ dùng một kim loại để nhận biết các dung dịch MgCl2, NH4NO3, FeCl3,
Al(NO3)3, (NH4)2SO4, NaNO3 đựng riêng biệt trong các lọ mất nhãn.
Giải

Trích mỗi dung dịch một ít làm mẫu thử
Cho kim loại Ba lần lượt vào các mẫu thử trên, đầu tiên có phản ứng:
Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 ↑

Sau đó:
- Mẫu thử nào cho kết tủa trắng là MgCl2
Ba(OH) 2 + MgCl 2 → Mg(OH) 2 ↓ + BaCl 2

- Mẫu nào cho kết tủa trắng xanh sau đó chuyển thành nâu đỏ là FeCl2
Ba(OH) 2 + FeCl 2 → Fe(OH) 2 ↓ + BaCl 2
4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 → 4Fe(OH)3 ↓

- Mẫu thử nào cho kết tủa trắng keo sau đó tan dần là Al(NO3)3.
3Ba(OH) 2 + 2Al ( NO3 ) 3 → 2Al(OH)3 ↓ +3Ba ( NO3 ) 2
Ba(OH) 2 + 2Al(OH)3 → Ba [ Al(OH) 4 ] 2

- Mẫu thử nào tạo khí mùi khai khi đun nóng nhẹ là NH4NO3.
Ba(OH) 2 + 2NH 4 NO3 → Ba ( NO3 ) 2 + 2H 2 O + 2NH 3 ↑
Trang 21


- Mẫu thử nào cho kết tủa trắng và khí mùi khai khi đun nóng nhẹ là (NH4)2SO4.
Ba(OH) 2 + ( NH 4 ) 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ +2H 2 O + 2NH 3 ↑

- Mẫu còn lại là NaNO3.
Ví dụ 4: Cho hỗn hợp A gồm: Mg và Fe vào dung dịch B gồm Cu(NO3)2 và AgNO3. Lắc
đều cho phản ứng xong thì thu được hỗn hợp rắn C gồm 3 kim loại và dung dịch D gồm 2
muối. Trình bày phương pháp tách riêng từng kim loại ra khỏi hỗn hợp C.
Giải
- Hỗn hợp rắn C gồm 3 kim loại: Ag, Cu, Fe dư và dung dịch D gồm 2 muối Mg(NO3)2,

Fe(NO3)2
- Cho dung dịch HCl dư vào chất rắn C chỉ có Fe tan tạo thành FeCl2. Cho dung dịch
FeCl2 tác dụng với dung dịch NaOH dư tạo kết tủa Fe(OH)2. Nung kết tủa trong không khí
đến khối lượng không đổi ta thu được Fe2O3, khử Fe2O3 bằng H2 dư ở nhiệt độ cao ta thu
được Fe.
Fe + 2HCl → FeCl 2 + H 2 ↑
FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH) 2 ↓ +2NaCl
0

4Fe(OH) 2 + O 2 t
→ 2Fe2 O3 + 4H 2 O
0

Fe 2 O3 + 3H 2 t
→ 2Fe + 3H 2 O

- Hỗn hợp Cu, Ag cho tác dụng với oxi dư chỉ có Cu tác dụng tạo ra hỗn hợp rắn (Ag
và CuO). Cho hỗn hợp rắn này tác dụng với dung dịch HCl dư lọc, tách ta thu được Ag
không phản ứng, CuO tan trong dung dịch HCl.
0

t
2Cu + O 2 
→ 2CuO

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O

- Cho dung dịch CuCl2 tác dụng với NaOH dư tạo Cu(OH)2 không tan. Nung Cu(OH)2
đến khối lượng không đổi thu được CuO, khử CuO bằng H2 dư ở nhiệt độ cao thu được
Cu.

2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ +2NaCl
0

Cu(OH) 2 t
→ CuO + H 2O
0

CuO + H 2 t
→ Cu + H 2 O

DẠNG 4: BÀI TẬP VỀ SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI
Phương pháp: Nắm vững các vấn đề sau:
Trang 22


1. Khái niệm
Ăn mòn là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường.
Hậu quả là kim loại bị oxi hóa bởi các ion dương bởi các quá trình hóa học hoặc điện hóa.
M 0 → M n + + ne

2. Hai dạng ăn mòn kim loại
Căn cứ vào môi trường và cơ chế của sự ăn mòn kim loại, người ta phân thành hai loại
chính: ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa.
a) Ăn mòn hóa học
Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hóa - khử, trong đó các electron của kim loại được
chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường. Ví dụ:
3Fe + 4H 2 O

0

t

→ Fe3O 4 + 4H 2 ↑
0

t
2Fe + 3Cl 2 
→ 2FeCl3

b) Ăn mòn điện hóa học
Ăn mòn điện hóa là quá 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. Ví
dụ:
Kim loại tiếp xúc với không khí ẩm, phần vỏ tàu biển ngâm trong nước, ống dẫn đặt trong
lòng đất,....
c) Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa học
- Các điện cực phải khác nhau về bản chất, có thể là cặp hai kim loại khác nhau, hoặc cặp
kim loại - phi kim, hoặc cặp kim loại - hợp chất hóa học, Ví dụ: xementit Fe3C, trong đó
kim loại có thể điện cực chuẩn nhỏ hơn là cực âm. Như vậy kim loại nguyên chất khó bị
ăn mòn điện hóa học.
- Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn.
- Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li.
Trong thực tế, các quá trình ăn mòn kim loại diễn ra phức tạp, có thể bao gồm cả sự ăn
mòn hóa học và sự ăn mòn điện hóa. Nhưng ăn mòn hóa học thường đóng vai trò chủ yếu.
Ví dụ 1: Cho 100ml dung dịch dung dịch H2SO4 1M vào cốc thuỷ tinh. Cắm hai lá kim
loại (một lá kẽm và một lá đồng) vào cốc. Nối hai lá kim loại bằng một dây dẫn. Nêu hiện
tượng xảy ra và giải thích.
Giải
Hiện tượng:
Trang 23

- Khi chưa nối dây dẫn, lá Zn bị hoà tan và bọt khí hiđro thoát ra ở bề mặt là Zn.
- Khi nối dây dẫn, lá Zn bị ăn mòn nhanh hơn và bọt khí thoát ra ở cả lá Cu.
Giải thích:
- Khi chưa nối dây dẫn, Zn bị ăn mòn hoá học do phản ứng oxi hoá Zn bởi ion H+ trong
dung dịch axit.
Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ↑
sủi bọt

Bọt khí H2 thoát ra trên bề mặt lá Zn.
- Khi nối dây dẫn, một pin điện hoá được hình thành, trong đó Zn là cực âm còn Cu là cực
dương. Các electron di chuyển từ cực Zn sang cực Cu qua dây dẫn, tạo ra dòng điện một
chiều.
+ Ở cực âm (anot): Xảy ra sự oxi hoá Zn
Zn → Zn2+ + 2e
+ Ở cực dương (catot): Xảy ra sự khử H+
2H+ + 2e → H2
Phản ứng điện hoá chung xảy ra trong pin là
Zn + 2H + → Zn 2+ + H 2 ↑

Kết quả là Zn vừa bị ăn mòn điện hoá học vừa bị ăn mòn hoá học.
Ví dụ 2: Có 4 dung dịch riêng biệt: CuSO4, ZnCl2, FeCl3, AgNO3. Nhúng vào mỗi dung
dịch một thanh Fe. Trường hợp nào xảy ra ăn mòn hóa học? Trường hợp nào xảy ra ăn
mòn điện hóa học? Giải thích.
Giải
• Khi nhúng thanh Fe vào các dung dịch CuSO4, AgNO3 thì ban đầu thanh Fe bị ăn mòn
hóa học:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu ↓
Fe + 2AgNO3 → Fe ( NO3 ) 2 + 2Ag ↓

Các kim loại Cu và Ag giải phóng ra sẽ bám trên bề mặt thanh Fe làm hình thành vô số pin
điện hóa mà Fe là cực âm còn cực dương là Cu hoặc Ag.
Ở cực dương: Cu 2+ + 2e → Cu
Hoặc: Ag + + 1e → Ag
Ở cực âm: Ni → Ni 2+ + 2e
Trang 24


⇒ Thanh Fe vừa bị ăn mòn hóa học vừa bị ăn mòn điện hóa học.

• Khi nhúng thanh Fe vào dung dịch FeCl3 thì thanh Fe chỉ bị ăn mòn hóa học.
Fe + 2FeCl3 →3FeCl2
• Khi nhúng thanh Fe vào dung dịch ZnCl2 thì thanh Fe không bị ăn mòn vì không có phản
ứng xảy ra.
DẠNG 5: BÀI TẬP VỀ XÁC ĐỊNH TÊN KIM LOẠI
Phương pháp: Bài tập xác định tên kim loại thường gồm các dạng sau đây:
• Từ cấu hình electron của nguyên tử kim loại ⇒ Z ⇒ tên kim loại
• Tính trực tiếp khối lượng mol kim loại M ⇒ tên kim loại
• Lập hàm M = f(n), trong đó n= 1, 2, 3, 4 (hóa trị của kim loại) ⇒ giá trị phù hợp của M
⇒ tên kim loại.
• Xác định tên hai kim loại A, B (MA < MB) thuộc hai chu kì liên tiếp trong bảng tuần
hoàn. Khi đó ta tìm khối lượng mol nguyên tử trung bình M và dựa vào tính chất
⇒ M A < M < M B ⇒ giá trị MA, MB phù hợp ⇒ tên kim loại A, B.

Ví dụ 1: Hai nguyên tố A và B thuộc hai nhóm liên tiếp trong bảng tuần hoàn. A thuộc
nhóm IIA. Tổng số hạt proton của nguyên tử A và B là 31. Cho 7,45 gam hỗn hợp A và B
vào nước dư thu được dung dịch X và 3,92 lít H2 (đktc). Hấp thụ hết 0,3 mol CO2 vào
dung dịch X thu được m gam kết tủa.
a) Xác định A và B.

b) Tính giá trị của m.
Giải
Theo đề ra, ta có:
Z A + Z B = 31 ⇒ Z A < 31

Do A thuộc nhóm IIA nên A có thể là Be (Z= 4), Mg (Z=12), Ca (Z = 20).
• Nếu A là Be ⇒ Z B = 27 (Co loại vì B thuộc nhóm VIIIB).
• Nếu A là Mg ⇒ Z B = 19( K )
Mg + H2O → Không phản ứng ở nhiệt độ thường
2K + 2H2O → 2KOH + H 2 ↑
0,35

¬

0,175

⇒ m K = 39.0,35 =13,65 gam > 7,45 gam (loại!)
Trang 25