CHUYÊN đề 6 KIM LOẠI KIỀM – KIỀM THỔ NHÔM

Chuyên đề
6.

KIM LOẠI KIỀM – KIỀM THỔ - NHÔM

A. LÝ THUYẾT CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO
I. KIM LOẠI KIỀM
1. Vị trí và cấu tạo
a) Vị trí các kim loại kiềm trong bảng tuần hoàn
Các kim loại kiềm thuộc nhóm IA trong bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố: liti (Li),
natri (Na), kali (K), rubidi (RD), xesi (Cs) và franxi (Fr).
b) Cấu tạo và tính chất của kim loại kiềm
• Cấu hình electron: Kim loại kiềm là những nguyên tố s. Lớp electron ngoài cùng của
nguyên tử chỉ có một electron, ở phân lớp ns1 (n là số thứ tự của chu kì). So với những
electron khác trong nguyên tử thì electron ns1 ở xa hạt nhân hơn, do đó dễ tách ra khỏi
nguyên tử. Tính chất đặc trưng của kim loại kiềm là tính khử mạnh:
M � M   1e

• Năng lượng ion hóa : Kim loại kiềm có năng lượng ion hóa I1 nhỏ nhất so với các kim
loại khác. Theo chiều từ Li đến Cs năng lượng ion hóa giảm. Riêng Frlà nguyên tố phóng
xạ.
• Số oxi hóa: Năng lượng ion hóa thứ nhất nhỏ hơn nhiều so với năng lượng ion hóa thứ
hai nên các kim loại kiềm chỉ có số oxi hóa +1.
• Thế điện cực chuẩn: Thế điện cực chuẩn của kim loại kiềm có giá trị rất ấm.
Nguyên tố

Li

Na

K

Pb

Cs

EM0  /M (V)

-3,05

-2,71

-2,93

-2,98

-2,92

• Cấu trúc mạng tinh thể : Tất cả các kim loại kiềm đều có mạng tinh thể lập phương
tâm khối.

Trang 1


Ô mạng cơ sở
- Số nguyên tử trong một ô mạng cơ sở là:
N = 8.

1
+1= 2 (nguyên tử)
8

- AB = a 2  a 2  a 2 � AC  (a 2)2  a 2  a 3  4rnt � rnt 

a 3
4

- Thể tích chiếm chỗ của các nguyên tử trong ô mạng cơ sở (coi nguyên tử có dạng hình
cầu):
3

VNT

4
8 �a 3 � a 3 3
 2.  r 3   �
�
� 8
3
3 �
�4 �

- Thể tích của ô nạng cơ sở: VIT = a3.
� Độ đặc khít (hay phần trăm thể tích của nguyên tử chiếm trong mạng tinh thể)
VN
 3
3,14 �3
�
100% 
�
100% 

�
100%  68%
VTT
8
8
m

N .M

2M

3
NT
X
X
- Khối lượng riêng: D  V  a3 .N  6, 022.1023 a 3  gam/ cm 
TT
A

Mx: Khối lượng mol nguyên tử kim loại X (gam/mol).
a: Độ dài cạnh của ô mạng cơ sở (cm).
NA = 6,022.1023 là số Avogađro.
2. Tính chất vật lí
- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp hơn nhiều so với các kim loại khác (đều nhỏ
hơn 200°C). Tính chất này là do liên kết kim loại trong mạng tinh thể kim loại kiềm kém
bền vững.
- Khối lượng riêng cũng nhỏ hơn nhiều so với các kim loại khác là do nguyên tử của các
kim loại kiềm có bán kính lớn và do cấu trúc mạng tinh thể của chúng kém đặc khít.

Trang 2

- Tính cứng: Các kim loại kiềm đều mềm, có thể cắt chúng bằng dao. Tính chất này là
do liên kết kim loại trong mạng tinh thể yếu.
3. Tính chất hóa học
Các kim loại kiềm có tính khử rất mạnh, tính khử tăng từ Li đến Cs.
M � M   1e

a) Tác dụng với phi kim
Hầu hết các kim loại kiềm đều khử được các phi kim. Thí dụ: Kim loại Na cháy trong
môi trường khí oxi khô tạo ra natri peoxit Na2O2.
t�

2Na  O 2 � Na 2 O2
Na 2 O 2 là một sản phẩm thương mại vì khi tác dụng với nước sẽ tạo thành hiđropeoxit

(còn gọi là nước oxi già)
Na 2 O2  2H 2 O � 2NaOH  H 2 O 2

Nước oxi già là chất oxi hoá mạnh. Dung dịch nước oxi già pha loãng dùng làm thuốc
sát trùng. Khi đun nóng nó bị phân huỷ tạo ra oxi.
t�

2H 2 O 2 � 2H 2 O  O 2 �

Do đó:
o

t
2Na 2 O 2  2H 2 O ��

� 4NaOH  O 2 �

Kali, rubidi, xesi cháy tạo supeoxit MO2
t�

K  O 2 � KO 2

KO2 được dùng chủ yếu làm nguồn cung cấp O2 trong các máy hô hấp nhân tạo dùng
khi cấp cứu. “Mặt nạ oxi” được chế tạo để khí CO2 và hơi nước của người đeo mặt nạ thở
ra phản ứng với KO2 giải phóng O2).
4KO2  2H 2O  4CO 2 � 4KHCO3  3O 2 �

Liti tạo Li2O có lẫn một ít Li2O2
Các kim loại kiềm cũng phản ứng mạnh với halogen. Chúng bốc cháy khi gặp khí clo
ẩm ở nhiệt độ thường. Với brom lỏng thì K, Rb, Cs gây nổ mạnh, còn Li và Na chỉ phản
ứng bề mặt. Với iot, các kim loại kiềm chỉ tác dụng mạnh khi đun nóng. Trong tất cả các
trường hợp tương tác với halogen, sản phẩm đều là muối halogenua.
t�

2Na  Cl2 � 2NaCl
Trang 3


t�

2Na  Br2 � 2NaBr

Các kim loại kiềm tác dụng trực tiếp với kim loại kiềm tạo muối sunfua M2S.
o

t
2 M  S ��
� M 2S

Với phân tử nitơ, chỉ có Li phản ứng trực tiếp ở nhiệt độ thường tạo ra Li3N. Các kim
loại còn lại cũng phản ứng tạo ra M3N khi cho hơi kim loại tác dụng với “nitơ hoạt động”
trong trường phóng điện êm.
b) Tác dụng với axit
0
Do thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa - khử E 2H



/H 2

= 0,00V, thế điện cực chuẩn của cặp

oxi hóa - khử của kim loại kiềm có giá trị từ -3,05V đến -2,94V. Vì vậy các kim loại kiềm
đều dễ dàng khử được ion H+ của dung dịch axit (HCl, H2SO4 loãng) thành khí H2 (phản
ứng gây nổ nguy hiểm):
2 M  2 H  � 2M   H 2 �

Với axit có tính oxi hoá mạnh H2SO4 đặc, HNO3 thì có thể sinh ra nhiều sản phẩm khử
của S+6 và N+5. Thí dụ:
16Na + 11 H2SO4 đặc � 8Na2SO4 + SO2 � + S � + H2S � + 10H2O
Na + 2HNO3 đặc � NaNO3 + NO2 � + H2O
29Na + 36HNO3 loãng � 29NaNO3 + N2 � + NO � + N2O � + NH4NO3 +
16H2O
c) Tác dụng với nước
0

Do thế điện cực chuẩn E M



/M

của kim loại kiềm nhỏ hơn nhiều so với thế điện cực chuẩn

E 0H2O/H 2 =

-0,41V của nước ở pH = 7 nên kim loại kiềm khử được nước dễ dàng, giải phóng H2.
2M  2H 2O � 2MOH  H 2 �

d) Tác dụng với dung dịch muối
Trước hết kim loại kiềm phản ứng với nước tạo ra dung dịch kiềm, sau đó dung dịch
kiềm tham gia phản ứng trao đổi với muối.
Ví dụ: K + dung dịch CuSO4

2K  2H 2O � 2KOH  H 2 �
CuSO 4  2KOH � Cu(OH) 2 �K 2SO 4
Trang 4


2K  CuSO 4  2H 2O � Cu(OH) 2 � K 2SO 4  H 2 �

4. Điều chế kim loại kiềm
Nguyên tắc chung để điều chế kim loại kiềm là dùng dòng điện để khử các ion kim loại
kiềm, tách các kim loại đó ra khỏi hợp chất của chúng bằng phương pháp điện phân
hiđroxit hoặc muối clorua nóng chảy.
�

pnc

2MCl � 2M  Cl 2 �
�
pnc
4MOH ���
� 4M+O2 � H 2 O

5. Ứng dụng
Kim loại kiềm có nhiều ứng dụng quan trọng:
- Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy ....
- Các kim loại kali và natri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong một vài lò phản ứng hạt
nhân.
- Kim loại xesi dùng chế tạo tế bào quang điện.
- Kim loại kiềm được dùng để điều chế một số kim loại hiếm bằng phương pháp nhiệt
luyện.
- Kim loại kiềm còn được dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ.
II. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM
1. Oxit - peoxit - supeoxit
a) Oxit M2O
Là những oxit bazơ mạnh, tác dụng dễ dàng với nước, oxit axit, axit:
Li 2 O  H 2 O � 2LiOH
Na 2 O  CO 2 � Na 2 CO3
K 2 O  2HCl � 2KCl  H 2 O

b) Peoxit (M2O2) - supeoxit (MO2)
Thể hiện tính oxi hóa mạnh. Chúng đều tác dụng mạnh với H2O hoặc với axit
M 2 O 2  2H 2 O � 2MOH  H 2 O 2
M 2 O 2  H 2SO4 � 2M 2SO 4  H 2 O 2

Riêng với Na2O2 tác dụng mạnh với nước và phát nhiều nhiệt do tạo ra hiđrat
Na 2 O 2 .8H 2 O và sau đó phân huỷ tạo O2.
Na 2 O 2  2H 2O � 4NaOH  O 2 �
Trang 5


Còn ở nhiệt độ thấp hay trong dung dịch loãng thì phân huỷ tạo H2O2
Na 2 O 2  2H 2O � 2NaOH  H 2 O2

Trong phân tích, dùng Na2O2 để phá quặng sunfua bằng cách nấu nóng chảy quặng với
hỗn hợp gồm Na2O2 và Na2CO3 trong chén bạc:
to

2FeS2  15Na 2O 2 � Fe 2 O3  4Na 2SO4  11Na 2 O

Hoặc chuyển Cr(OH)3 thành cromat:
2Cr(OH)3  3Na 2 O2 � 2Na 2CrO 4  2NaOH  2H 2O

Phản ứng của Na2O2 với CO tạo ra Na2CO3 và với CO2 tạo ra đi nhưng với dung dịch
CO2 tạo ra H2O.
Na 2 O 2  CO � Na 2 CO3
2Na 2O 2  2CO 2 � 2Na 2CO 3  O 2 �
Na 2 O 2  H 2O  CO2 � Na 2 CO3  H 2O 2

Với supeoxit thì tạo ra H2O2 và O2
2MO 2  2H 2O � 2MOH  H 2 O 2  O 2 �
2MO 2  H 2SO 4 � M 2SO 4  H 2O 2  O 2 �

2. Hiđroxit MOH
a) Lí tính

MOH là những chất rắn màu trắng nóng chảy ở nhiệt độ tương đối thấp, hút ẩm mạnh.
MOH rất bền đối với nhiệt, đun nóng ở nhiệt độ cao thì nóng chảy và bay hơi mà không bị
phân hủy, ngoại trừ LiOH bị phân hủy thành Li2O ở gần 600°C:
t�

2LiOH � Li 2 O  H 2O

Hiđroxit của các kim loại kiềm đều tan mạnh trong nước, giải phóng nhiều nhiệt.
b) Hóa tính
Dung dịch MOH có tính bazơ mạnh nhất, thể hiện tính chất đặc trưng của ion OH-.
MOH → M+ + OH• Phản ứng đặc trưng với chất chỉ thị: Dung dịch MOH làm quỳ tím hóa xanh, dung dịch
phenolphtalein (không màu) thành màu hồng (đỏ).
• Phản ứng với oxit axit và axit tạo muối và nước:
1:2

CO 2  2NaOH � Na 2CO 3  H 2O
1:2
CO 2  NaOH ��
� NaHCO3

Trang 6


HCl  NaOH � NaCl  H 2O

Chú ý: Khi tác dụng với oxit axit và axit trung bình, yếu thì tùy theo tỉ lệ mol các chất
tham gia phản ứng mà muối tạo thành có thể là muối axit, muối trung hòa hoặc cả hai.
• Tác dụng với muối axit
NaOH  NaHCO3 � Na 2CO3  H 2O

• Tác dụng với muối của bazơ dễ bay hơi
NaOH  NH 4 Cl � NaCl  NH 3 � H 2O

• Tác dụng với muối của bazơ khó tan:
2NaOH  MgCl 2 � Mg(OH) 2 �2NaCl

• Tác dụng với các kim loại Be, Zn, Pb, Al, Sn và oxit, hiđroxit của chúng
Zn  2NaOH  2H 2O � Na 2  Zn(OH) 4   H 2 �
ZnO  2NaOH  H 2 O � Na 2  Zn(OH)4 
Zn(OH) 2  2NaOH � Na 2  Zn(OH) 4 

• Tác dụng với một số phi kim như halogen, S, Si, ...
Cl2  2NaOH � NaCl  NaClO  H 2 O
o

t
3Cl 2  6NaOH ��
�SNaCl  NaClO3  3H 2 O
o

t
3S  6NaOH ��
� 2Na 2S  Na 2SO 3  3H 2O

Si  2NaOH  H 2O � Na 2SiO 3  2H 2 �

c) Điều chế
• Khi cần một lượng nhỏ hiđroxit rất tinh khiết người ta cho kim loại kiềm phản ứng với
nước:
2Na  2H 2 O � 2NaOH  H 2 �

• Điện phân dung dịch muối clorua có màng ngăn:
2NaCl  2H 2 O

đpdd

2NaOH  H 2 �Cl2 �

có vách ngăn
• Thực hiện phản ứng trao đổi giữa muối kim loại kiềm và hiđroxit kim loại kiềm thổ:
Na 2 CO3  Ca(OH)2 � 2NaOH  CaCO3 �

3. Muối của kim loại kiềm M+
Trang 7


• Các muối của của kim loại kiềm đều không màu, trừ trường hợp anion có màu
(KMnO4 có màu tím là do màu của ion MnO 4 ).
• Nói chung muối của kim loại kiềm đều dễ tan trong nước (trừ KClO4 ở 0oC chỉ hòa tan
0,75 gam KClO4/100g H2O) và một số muối của Li tương đối khó tan. NaHCO3 vẫn là
chất tan nhưng do có độ tan nhỏ hơn nhiều so với các chất khác nên sẽ kết tủa trong dung
dịch bão hòa các chất dễ tan hơn (có độ tan lớn hơn).
• Trong kỹ thuật, KCl được điều chế từ khoảng chất sinvinit (NaCl.KCl) bằng cách hòa
tan sinvinit trong dung dịch bão hòa muối ăn NaCl khi đun nóng (độ tan của KCl tăng
nhanh hơn NaCl khi nhiệt độ tăng). Ở nhiệt độ cao độ tan của KCl lớn hơn độ tan của
NaCl nên chỉ có KCl tan được. Để nguội thì độ tan của KCl lại nhỏ hơn độ tan của NaCl
nên chỉ có KCl kết tủa và tách ra.
• Khi đun nóng dụng dịch MHCO3 sẽ giải phóng CO2 và dung dịch trở nên kiềm mạnh:
2MHCO3 � M 2CO3  CO 2 � H 2O

Muối hiđrocacbonat được tạo ra khi cho CO2 tác dụng với muối cacbonat:
CO32  CO2  H 2 O � 2HCO3

• Các muối cacbonat của kim loại kiềm đều tan, dung dịch có tính kiềm mạnh do sự
thủy phân:
�
�
M 2 CO3  H 2 O ��
� MHCO3  MOH

• Các muối hidrocacbonat của kim loại kiềm đều có tính lưỡng tính của ion HCO 3 .
HCO3  OH  � CO32  H 2O
HCO3  H  � CO 2 � H 2O

• Cả MHCO3 và M2CO3 đều bị axit mạnh phân hủy giải phóng CO2:
HCO3  H  � CO 2 � H 2O
CO32  2H  � CO 2 � H 2O

• NaHCO3 có thể điều chế bằng cách cho khí CO2 tác dụng với dung dịch NaOH:
CO 2  NaOH � NaHCO3

Hoặc cho khí CO2 lội qua dung dịch Na 2 CO3 bão hòa:
Na 2 CO3  CO 2  H 2O � 2NaHCO3

NaHCO3 được dùng trong y khoa chữa bệnh dạ dày và ruột do thừa axit, dễ tiêu, chữa
chứng nôn mửa, giải độc axit. Trong công nghiệp thực phẩm NaHCO3 là bột nở, gây xốp
cho các loại bánh.
Trang 8

• Na2CO3 tinh khiết được điều chế bằng cách nhiệt phân NaHCO3:
t�

2NaHCO3 � Na 2 CO3  CO 2 � H 2 O

Trong công nghiệp người ta điều chế Na2CO3 bằng phương pháp Sonvay (Bỉ, 1838 1922) theo phản ứng:
��
� NaHCO3  NH 4Cl
NaCl  NH 4 HCO3 �
�
�

Do NaHCO3 ít tan nên cân bằng chuyển dịch sang phải. Trong thực tế người ta cho khí
NH và CO đi qua dung dịch NaCl bão hòa:
�

��
� NaHCO3  NH 4 Cl
NaCl  CO2  NH3  H 2O ��
�

Lọc tách NaHCO3 rồi nung nóng:
o

t
2NaHCO3 ��
� Na 2CO3  CO 2 � H 2O

Khí CO2 thu được tiếp tục làm nguyên liệu điều chế, sản phẩm phụ NH 4Cl lại cho phản
ứng với vôi tôi để tái sinh NH3, thực hiện chu trình khép kín:

o

t
2NH 4Cl  Ca(OH) 2 ��
� 2NH 3 �CaCl 2  2H 2O

III. KIM LOẠI KIỀM THỔ
1. Vị trí và cấu tạo
a) Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hoàn
Các kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA, gồm: Beri (Be), magie (Mg), canxi (Ca), stronti
(Sr), bari (Ba).
b) Cấu tạo và tính chất của kim loại kiềm thổ
• Cấu hình electron: Kim loại kiềm thổ là những nguyên tố s. Lớp ngoài cùng của
nguyên tử có 2e ở phân lớp ns2. So với những electron khác trong nguyên tử thì hai
electron ns2 ở xa hạt nhân hơn cả, chúng dễ tách khỏi nguyên tử. Do đó tính chất đặc trưng
của các kim loại kiềm thổ là tính khử mạnh.
M � M 2   2e

• Năng lượng ion hóa: Kim loại kiềm thổ có năng lượng ion hóa nhỏ so với các kim loại
khác, nhưng lớn hơn kim loại kiềm tương ứng. Theo chiều từ Be đến Ba bán kính nguyên
tử tăng dần và năng lượng ion hóa giảm dần.
• Số oxi hóa: Kim loại kiềm thổ luôn có số oxi hóa +2 trong mọi hợp chất.
• Thế điện cực chuẩn: Các cặp oxi hoá - khử M 2 / M của kim loại kiềm thổ đều có thể
điện cực chuẩn rất âm.
Trang 9


Nguyên tố

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

EM0 2 / M (V)

-1,85

-2,37

-2,87

-2,89

-2,90

Mạng tinh
thể

Lục phương

Lập phương tâm diện

Lập phương tâm
khối

Lưu ý: Mạng tinh thể lập phương tâm diện

Ô mạng cơ sở
- Số nguyên tử trong ô mạng cơ sở:
N = 8.

1
1
+ 6. = 4 (nguyên tử)
8
2

- AC  AB 2  BC 2  a 2  4rnt � rnt 

a 2
4

- Thể tích chiếm chỗ của các nguyên tử trong ô mạng cơ sở (coi nguyên tử có dạng hình
cầu):
3

VNT

4
16 �a 2 � a 3 2
 4.  r 3   �
�
� 6
3

3 �
�4 �

- Thể tích của ô mạng cơ sở:
VTT  a 3
� Độ đặc khít (hay phần trăm thể tích của nguyên tử chiếm trong mạng tinh thể)
VNT
 2
3,14 �2
.100% 
.100% 
.100%  74%
VTT
6
6

- Khối lượng riêng:
D

mNT N .M X
4M X
 3

gam/ cm3
23 3
VTT
a .N A 6, 022.10 a





Mx: Khối lượng mol nguyên tử kim loại X (gam/mol).
a: Độ dài cạnh của ô mạng cơ sở (cm).
Trang 10


NA = 6,022.1023 là số Avogađro.
2. Tính chất vật lí
- Khối lượng riêng tương đối nhỏ, là những kim loại nhẹ hơn nhôm (trừ Ba).
- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tuy cao hơn kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối
thấp.
- Độ cứng tuy cao hơn kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối thấp (trừ Be).
- Sự biến đổi tính chất vật lí không đều đặn như các kim loại kiềm vì các kim loại kiềm
thổ có kiểu mạng tinh thể khác nhau. Tuy nhiên, chúng có những tính chất vật lí chung ở
trên là vì liên kết kim loại của chúng tương đối yếu, bán kính nguyên tử lớn.
3. Tính chất hóa học
Các kim loại kiềm thổ đều có tính khử mạnh, nhưng yếu hơn so với kim loại kiềm. Tính
khử của kim loại kiềm thổ tăng dần từ Be đến Ba.
a) Tác dụng với phi kim
• Tác dụng với oxi: Khi đốt nóng, các kim loại kiềm thổ đều bốc cháy trong không khí
tạo ra oxit.
Thí dụ:
o

t
2Mg  O 2 ��
� 2MgO

• Tác dụng với các phi kim khác (halogen, H2, C, S, N2, ...)

M  X 2 � MX 2 (halogenua)
M  H 2 � MH 2 (hiđrua)
M  S � MS (sunfua)

3M  N 2 � M 3 N 2 (nitrua)

b) Tác dụng với nước
Ca, Sr, Ba tác dụng với H2O ở nhiệt độ thường, tạo thành dung dịch bazơ kiềm. Mg tác
dụng chậm với H2O ở nhiệt độ thường tạo ra Mg(OH)2, tác dụng nhanh với H2O ở nhiệt độ
cao, tạo ra MgO. Be không phản ứng với H2O dù ở nhiệt độ cao:
Ca  2H 2 O � Ca(OH) 2  H 2 �
o

t
Mg  H 2 O ��
� MgO  H 2 �

c) Tác dụng với axit

Trang 11


Các kim loại kiềm thổ có thế điện cực chuẩn rất nhỏ (từ -2,90V đến - 1,85V) so với thế
điện cực chuẩn của 2H  / H 2 (0,00V), vì vậy chúng đều khử được H+ trong các dung dịch
axit (HCl, H2SO4 loãng) thành khí hiđro:
M  2H  � M 2  H 2 �

Với axit có tính oxi hoá mạnh như H2SO4 đặc, HNO3 thì có thể tạo ra nhiều sản phẩm
khử của S+6 và N+5. Thí dụ:
8Mg  11H 2SO 4 đặc � 8MgSO 4  SO2 �S � H 2S �10H 2O

Mg  4HNO3 đặc � Mg  NO3  2  2NO 2 �2H 2O
29Mg  72HNO3 loãng � 29Mg  NO3  2  2N 2 �2NO �2N 2O �2NH 4 NO3  32H 2 O

4. Điều chế
Phương pháp cơ bản để điều chế các kim loại kiềm thổ là điện phân muối clorua nóng
chảy của chúng.
�
pnc
MgCl2 ���
� Mg  Cl 2 �
�
pnc
CaCl 2 ���
� Ca  Cl 2 �

5. Ứng dụng
Kim loại Be được dùng làm chất phụ gia để chế tạo hợp kim có tính đàn hồi cao, bền
chắc, không bị ăn mòn. Kim loại Mg có nhiều ứng dụng hơn cả. Nó được dùng để chế tạo
hợp kim có tính cứng, nhẹ, bền. Những hợp kim này dùng để chế tạo máy bay, tên lửa,
ôtô,... Kim loại Mg còn được dùng để tổng hợp nhiều chất hữu cơ. Bột Mg trộn với chất
oxi hoá dùng để chế tạo chất chiếu sáng ban đêm. Kim loại Ca dùng làm chất khử để tách
oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép. Canxi còn được dùng để làm khô một số hợp chất hữu cơ.
IV. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ
1. Canxi oxit, CaO
• CaO còn gọi là vôi sống, tan trong nước (phần dung dịch gọi là nước vôi). CaO là một
oxit bazơ màu trắng, tne0 = 2575°C.
• Các phản ứng:
CaO  H 2 O � Ca(OH) 2
CaO  2HCl � CaCl2  H 2 O
CaO  H 2SO 4 � CaSO 4  H 2 O

CaO  CO 2 � CaCO3
CaO  SO 2 � CaSO3

Trang 12


2000�C

CaO  3C � CaC2  CO �

• Điều chế CaO:
2Ca  O 2 � 2CaO
t�

CaCO3 � CaO  CO 2

2. Canxi hiđroxit, Ca(OH)2
• Ca(OH)2 là chất rắn (gọi là vôi tôi) tan ít trong nước, khi tan trong nước gọi là dung
dịch nước vôi trong (độ tan của Ca(OH)2 ở 20°C là 0,02 mol/lít nước). Dung dịch
Ca(OH)2 là một bazơ yếu hơn bazơ kiềm.
• Các phản ứng:
Ca(OH) 2  2HCl � CaCl 2  2H 2O
Ca(OH) 2  H 2SO 4 � CaSO 4 �2H 2O
Ca(OH) 2  2HNO 3 � Ca  NO 3  2  2H 2O
Ca(OH) 2  Na 2CO3 � CaCO3 �2NaOH
Ca(OH) 2  2NaHCO3 � CaCO3 � Na 2CO 3  2H 2O
Ca(OH) 2  CO 2 � CaCO3 � H 2O

Nếu Ca(OH)2 hết mà CO2 còn thì kết tủa bị hoà tan dần
CaCO3  CO 2  H 2 O � Ca  HCO3  2

Đồ thị biến thiên khối lượng CaCO3 theo số mol CO2:

Với mỗi giá trị của kết tủa m < m0 thì sẽ có hai giá trị số mol (hoặc thể tích) của CO2
thoả mãn điều kiện:
x 0  x1  x 2  x 0 � x 0  n Ca (OH)2 ban đầu 

x1  x2
2

• Điều chế Ca(OH)2

Trang 13


CaO  H 2O � Ca(OH) 2
Ca  2H 2 O � Ca(OH) 2  H 2 �

Cũng cần lưu ý rằng:
- Ba(OH)2, Sr(OH)2 được điều chế tương tự như Ca(OH)2
BaO  H 2 O � Ba(OH) 2
Ba  2H 2 O � Ba(OH) 2  H 2 �

- Be(OH)2 được điều chế bằng cách cho muối beri tác dụng với dung dịch kiềm.
BeCl2 + 2NaOH (thiếu) → Be(OH)2 + 2NaCl
BeCl2 + 2NH3 + 2H2O → Be(OH)2+ + 2NH4CI
Hoặc cho hỗn hợp berilat của kim loại kiềm tác dụng với dung dịch axit:
[Be(OH)4]- + 2H+ (thiếu) + Ba(OH)2+ + 2H2O
- Điều chế Mg(OH)2:
MgCl2 + 2NaOH → Mg(OH)2 + 2NaCl

Nhưng Mg(OH)2 lại không kết tủa hoàn toàn khi cho muối magie tác dụng với dung dịch
amoniac, do phản ứng thuận nghịch sau:
��
� Mg(OH) � + 2NH Cl
�
MgCl2 + 2NH3 + 2H 2O ��
4
2

•Ứng dụng
Trộn vữa xây nhà. Khử chua đất trồng trọt. Sản xuất clorua vôi dùng để tẩy trắng và khử
trùng.
3. Muối của kim loại kiềm thổ
a) Tính tan:
• Hầu hết các muối halogenua, muối nitrat của kim loại kiềm thổ đều tan.
• Các muối cacbonat, photphat của các kim loại kiềm thổ đều không tan.
• Các muối sunfat của các kim loại kiềm thổ đều không tan (trừ BeSO 4 , MgSO 4 ).
b) Các phản ứng:
��
�
�
• CaCO3 + CO 2 + H 2 O ��

(Đun nóng: Ca  HCO3  2

Ca  HCO3  2

0

t � CaCO3 + CO 2 � + H 2 O )

��

Trang 14


Phản ứng thuận giải thích sự xâm thực của nước mưa (có chứa CO 2 ) đối với đá vôi.
Phản ứng nghịch giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong các hang động núi đá vôi, sự
tạo thành lớp cặn canxi cacbonat ( CaCO3 ) trong ấm đun nước, phích đựng nước nóng,…
• CaCO3 + 2HCl � CaCl2 + CO 2 � +

H 2O

CaCO3 + 2CH3COOH →  CH 3COO  2 Ca + CO 2 � + H2O

• Canxi sunfat CaSO 4 , là chất rắn, màu trắng, tan ít trong nước (độ tan ở 25oC là
0,15g/100g H 2 O ).
Tùy theo lượng nước kết tinh trong muối canxi sunfat, ta có 3 loại:
- CaSO 4 .2H 2O có trong tự nhiên là thạch cao sống, bền ở nhiệt độ thường. Thạch cao
sống dùng để sản xuất xi măng.
- CaSO 4 .H 2 O hoặc CaSO 4 .0, 5H 2O là thạc cao nung, được điều chế bằng cách nung thạch
cao sống ở nhiệt độ khoảng 160oC :
1600 c
CaSO 4 .2H 2 O ���
� CaSO 4 .H 2O + H 2 O

Thạch cao nung thường được đúc tượng, đúc các mẫu chi tiết tinh vi dùng trang trí nội
thất, làm phấn viết bảng, bó bột khi gãy xương, ...
- CaSO 4 có tên là thạch cao khan, được điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở nhiệt độ
cao hơn. Thạch cao khan không tan và không tác dụng với nước.
4. Nước cứng

a) Nước cứng
• Nước cứng là nước có chứa nhiều cation Ca 2 , Mg 2
• Nước mềm là nước không chứa hoặc chứa một lượng không đáng kể các ion Ca 2 , Mg 2
b) Phân loại nước cứng.
Căn cứ vào thành phần của anion gốc axit có trong nước cứng người ta phân thành 3 loại:
Nước cứng có tính tạm thời, nước cứng có tính vĩnh cửu và nước cứng có tính toàn phần.
• Tính cứng tạm thời của nước cứng là do các muối Ca  HCO3  2 , Mg  HCO3  2 gây ra:
Ca  HCO3  2 → Ca 2 + 2HCO3
Mg  HCO3  2 → Mg 2 + 2HCO3

• Tính cứng vĩnh cửu của nước cứng là do các muối CaCl 2 , MgCl2 , CaSO 4 , MgSO 4 gây ra:
CaCl 2 → Ca 2 +  2Cl 
Trang 15


MgCl2 → Mg 2 + 2Cl
CaSO 4 → Ca 2 + SO24
MgSO4 � Mg 2 + SO 24

Nước tự nhiên thường có cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu.
• Nước có tính cứng toàn phần là nước có cá tính cứng tạm thời và vĩnh cửu.
c) Tác hại của nước cứng
• Nước cứng gây nhiều trở ngại cho đời sống hàng ngày. Giặt bằng xà phòng (natri stearat
C17 H 35COONa ) trong nước cứng sẽ tạo muối không tan canxi stearat ( CH3COO  2 Ca , chất
này bám lên bề mặt vải sợi, làm cho quần áo mau mục nát. Mặt khác, nước cứng còn làm
cho xà phòng ít bọt, giảm khả năng tẩy rửa của nó. Nếu dùng nước cứng để nấu thức ăn, sẽ
làm cho thực phẩm lâu chín và giảm mùi vị.
• Nước cứng cũng gây tác hại cho các ngành sản xuất như tạo ra các cặn bã trong nồi hơi,
gây lãng phí nhiên liệu và không an toàn. Nước cứng gây ra hiện tượng làm tắc ống dẫn
nước nóng trong sản xuất và trong đời sống. Nước cứng cũng làm hỏng nhiều dung dịch

cần pha chế.
d) Các biện pháp làm mềm nước cứng.
Nguyên tắc làm mềm nước cứng là giảm nồng độ các cation Ca 2 , Mg 2 trong nước cứng.
Thực hiện nguyên tắc này, người ta dùng phương pháp chuyển những cation tự do này vào
hợp chất không tan (phương pháp kết tủa) hoặc thay thế những cation này bằng những
cation khác (phương pháp trao đổi ion).
• Phương pháp kết tủa.
* Đối với nước có tính cứng tạm thời.
Đun sôi nước có tính cứng tạm thời trước khi dùng, muối hiđrocacbonat sẽ chuyển thành
muối cacbonat không tan:
Ca  HCO3  2 ��
t � CaCO3 � + CO 2 � + H 2 O
0

Mg  HCO3  2 ��
t � MgCO3 � + CO 2 � + H 2 O
0

Lọc bỏ kết tủa, được nước mềm.
Dùng một lượng vừa đủ dung dịch Ca(OH) 2 để trung hòa muối hiđrocacbonat thành muối
cacbonat kết tủa. Lọc bỏ chất không tan, được nước mềm.
Ca  HCO3  2 + Ca(OH) 2 → 2 CaCO3 �+ 2 H 2 O
Mg  HCO3  2 + 2 Ca(OH) 2 → MgCO3 �+ CaCO3 �+ 2 H 2 O
Trang 16


* Đối với nước có tính cứng vĩnh cửu.
Dùng dung dịch Na 2CO3 , Ca(OH) 2 và dung dịch Na 3PO 4 để làm mềm nước cứng:
2
Ca 2 + CO3 � CaCO3 �

3
3Ca 2 + 2PO 4 → Ca 3  PO 4  2 �

Mg 2 + Na 2 CO3 + Ca(OH) 2 � Mg(OH) 2 �+ CaCO3 �+ 2Na 

Dung dịch Na2CO3 cũng được làm mềm nước có tính cứng tạm thời.
• Phương pháp trao đổi ion.
Phương pháp trao đổi ion được dùng phổ biến để làm mềm nước. Phương pháp này dựa
trên khả năng trao đổi ion của các hạt zeolit (các alumino silicat kết tinh, có trong tự
nhiên hoặc được tổng hợp, trong tinh thể có chứa những lỗ trống nhỏ) hoặc nhựa trao
đổi ion. Thí dụ: Cho nước cứng, đi qua chất trao đổi ion là các hạt zeolit thì một số ion
Na  của zeolit rời khỏi mạng tinh thể, đi vào trong nước, nhường chỗ cho các ion Ca 2
và Mg 2 bị giữ lại trong mạng tinh thể slicat.
V. NHÔM
1. Vị trí và cấu tạo
a) Vị trí của nhóm trong bảng tuần hoàn
Nhôm là nguyên tố hoá học có số hiệu nguyên tử 13, thuộc chu kì 3, nhóm IIIA.
b) Cấu tạo của nhôm
• Cấu hình electron nguyên tử: Al (Z = 13): 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p1 , trong đó có 3e hoá trị ( 3s 2 3p1
). Ion Al 3 có cấu hình electron của nguyên tử khí hiếm Ne:
Al
[Ne]3s 2 3p1

→

Al3

+ 3e

[Ne]

Al là nguyên tố p.
• Năng lượng ion hoá: So sánh năng lượng ion hoá I3 với I2 của nguyên tử nhôm ta thấy I3
: I2 = 1,5 : 1. Như vậy, năng lượng ion hoá I3, chỉ lớn hơn I2 là 1,5 lần. Do đó khi cung cấp
năng lượng cho nguyên tử Al sẽ có 3e tách ra khỏi nguyên tử.
• Số oxi hoả : Trong hợp chất, nguyên tố Al có số oxi hoá bền là +3
• Mạng tinh thể : Nhôm có cấu tạo kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện
2. Tính chất vật lí

Trang 17


Nhôm là kim loại màu trắng bạc, nhẹ, d=2,7 gam/cm3. Nhôm dẫn điện tốt gấp 3 lần độ
dẫn điện của sắt, bằng 2/3 đồng nhưng lại nhẹ bằng 1/3 đồng. Mặt khác giá thành của
nhôm rẻ hơn đồng, vì vậy trong kĩ thuật điện, nhôm dần thay thế đồng làm dây dẫn
điện.
3. Tính chất hóa học.
Nhôm có thế điện cực nhỏ so với nhiều kim loại khác ( E Al / Al  1, 66V ). Nguyên tử
nhôm có năng lượng ion hóa thấp. Do vậy nhôm là kim loại có tính khử mạnh:
0

3

Al0 � Al3 + 3e

Tuy nhiên tính khử của nhôm yếu hơn các kim loại kiềm và kiềm thổ.
a) Tác dụng với phi kim
Nhôm tác dụng trực tiếp và mạnh với nhiều phi kim như O2, Cl2, S, ...
Thí dụ:
0

t � 2Al 2 O3
4Al + 3O2 ��
0

t � Al2S3
2Al + 3S ��
0

t � Al4 C3
4Al + 3C ��
0

2Al

t�
+ N2 ��
2AlN
0

Al

+ P

t�
��
AlP

Các sản phẩm trên (trừ Al2O3 ) đều bị H 2 O thuỷ phân tạo ra Al(OH)3 .
Al2S3 + 6H 2 O � 2Al(OH)3 � + 3H 2S �

AlN + 3H 2 O � Al(OH)3 � + NH 3 �
AlP + 3H 2 O → Al(OH)3 �+ PH3 �
Al4 C3 + 12H 2O � 4 Al(OH)3 � + 3CH 4 �

Lưu ý nhôm không phản ứng trực tiếp với H2.
Bột nhôm tự bốt cháy khi tiếp xúc với khí flo, clo, brom lỏng:
2A1 + 3F2 � 2AlF3
2A1 + 3Cl2 → 2AlCl3
2Al + 3Br2 � 2AlBr3
Trang 18


Với I2 thì bột nhôm chỉ bốc cháy khi có mặt của nước.
H O
2Al + 3I 2 ���
� 2AlI3
2

Lưu ý AlF3, ít tan trong nước còn các muối AlCl3, AlBr3, AlI3 đều dễ tan trong nước và
bị thuỷ phân tạo ra môi trường axit. AlCl3 khan hút ẩm rất mạnh, nên bốc khói trong
không khí ẩm do hiện tượng thuỷ phân giải phóng hiđroclorua:
AlCl3 + 3H 2 O → Al(OH)3 + 3HCl
b) Tác dụng với nước
0

Thế điện cực của hiđro ở pH = 7 ( E H O / H = - 0,41V) cao hơn thế điện cực chuẩn của
2

nhôm ( E

0
Al 3 / Al

2

) nên nhôm có thể khử được nước, giải phóng khí hiđro.
2Al + 6H 2 O � 2Al(OH)3 �+ 3H 2 �

Phản ứng nhanh chóng dừng lại vì lớp Al(OH)3 không tan trong nước đã ngăn cản không
cho nhôm tiếp xúc với nước.
Những vật dụng bằng nhôm hàng ngày tiếp xúc với nước dù ở nhiệt độ cao cũng không
xảy ra phản ứng vì trên bề mặt của vật được phủ kín bằng lớp màng Al2 O3 rất mỏng
(không dày hơn 10-5 mm) rất mịn và bền không cho nước và khí thấm qua.
c) Tác dụng với axit
• Với HCl đặc/loãng, H 2SO 4 loãng: Thế điện cực của nhôm trong môi trường axit khá
thấp.
Al3+ +

3e

�

Al

E 0 = -1,66V

Nhưng do có màng oxit bảo vệ bề mặt, nên nhôm khá bền với một số axit kể cả khi đun
nóng, chẳng hạn nhôm không phản ứng với dung dịch loãng của CH3COOH , H 3PO 4 .
Nhôm chỉ tan trong dung dịch HCl và H 2SO 4 , nhất là khi đun nóng. Phản ứng chung xảy

ra theo phương trình:
2Al + 6H+ � 2 Al3+ + 3H 2 �
• Với H 2SO 4 đặc, nguội và HNO3 đặc, nguội: Al không phản ứng do bị H 2SO 4 đặc nguội
hoặc HNO3 đặc nguội oxi hóa trên bề mặt tạo lớp màng Al2 O3 (dày khoảng 20 - 30 μm)
đặc biệt bền với axit và ngăn cản phản ứng tiếp diễn, ta nói "Al bị thụ động hóa" vì khi
đó axit loãng như HCl và H 2SO 4 cũng không phản ứng với Al (trừ khi đánh sạch lớp
Al 2O3 ).
• Với H 2SO 4 đặc nóng, tùy theo nồng độ mà có thể tạo ra các sản phẩm khử khác nhau:
2Al

+ 6 H 2SO 4

t0
��
� Al 2  SO 4  3 + 3SO 2 � +

6H 2 O
Trang 19


(rất đặc)
t
2Al + 4 H 2SO 4 ��
� Al2  SO 4  3 + 3S � + 4H 2 O
0

( đặc)
8Al

15 H 2SO 4

+

t
��
� 4 Al 2  SO 4  3
0

+

H 2S � +

12H 2O

(hơi đặc)
• Với HNO3 đặc, nóng:
Al + 6 HNO3

t0
��
� Al  NO3  3 + 3NO 2 � + 3 H 2 O

(đặc).
•Với HNO3 loãng, tùy nồng độ có thể tạo ra các sản phẩm khử khác nhau:
Al + 4 HNO3 → Al  NO3  3 +  NO � + 2 H 2 O
(hơi loãng)
8Al + 30 HNO3 � 8 Al  NO3  3 + 3NO 2 � + 15 H 2 O
(loãng)
10Al + 36 HNO3 → 10 Al  NO3  3 + 3 N 2 �+ 18 H 2 O
(loãng hơn)

8Al + 30 HNO3 → 8 Al  NO3  3 + 3NH 4 NO3 + 9 H 2 O
(rất loãng)
d) Tác dụng với oxit kim loại
Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều oxit kim loại như Fe2 O3 , Cr2O3 , ... thành kim loại tự
do.
t
2Al + Fe2 O3 ��
� Al2 O3 + 2Fe
o

Phản ứng của Al với oxit kim loại gọi là phản ứng nhiệt nhôm.
e) Tác dụng với dung dịch kiềm
2A1 + 2NaOH + 6 H 2 O � 2Na  Al(OH) 4  + 3H 2 �
natri aluminat
Quá trình xảy ra như sau:
- Lớp màng Al2O3 bị phá vỡ:
Trang 20


Al2 O3 + 2NaOH + 3 H 2 O → Na  Al(OH) 4 

- Al tác dụng với nước
Al + 3 H 2 O → Al(OH)3 � +

3
H2 �
2

Kết tủa Al(OH)3 tan ngay trong dung dịch NaOH tạo điều kiện cho Al liên tục phản ứng
với nước.

Al(OH)3 + NaOH → Na  Al(OH) 4 

Do vậy không dùng những đồ vật bằng nhôm để đựng dung dịch có tính bazơ.
g) Tác dụng với dung dịch muối
2Al + 3 FeSO 4

→

Al 2  SO 4  3 + 3Fe �

2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu �
3. Điều chế
• Trong công nghiệp, nhôm được sản xuất bằng phương pháp điện phân nhôm oxit nóng
chảy từ quặng boxit ( Al2 O3 .2H 2O lẫn Fe2 O3 , SiO2 và tạp chất). Từ quặng boxit người ta
tách được Al2O3 nguyên chất.
• Điện phân Al2O3 , nóng chảy với hai điện cực bằng than chì. Để tiết kiệm nhiên liệu,
người ta hòa tan Al2 O3 vào criolit ( Na 3 AlF6 ) để làm giảm nhiệt độ nóng chảy của Al2O3
từ 2050oC xuống khoảng 850 - 900oC .
Ở cực âm (catot): Xảy ra sự khử ion Al3+ thành kim loại Al
�

Al3+ + 3e

Al

Ở cực dương (anot): Xảy ra sự oxi hóa ion O2- thành khí O2
�

2O-2

O2 + 4e

Phương trình điện phân Al2O3 nóng chảy:
�
pnc
2 Al2 O3 ����
4Al
Na AlF
3

6

(K)

+ 3O2
(A)

Khí O2 sinh ra ở anot đốt cháy dần dần than chì:
t
C + O2 ��
� CO2
0

CO2

t
C ��
� 2CO
0

+

� Khí thoát ra ở anot tối đa gồm: O2, CO2 và CO.
Trang 21


4. Ứng dụng
Nhôm và hợp kim có đặc tính nhẹ, bền đối với không khí và nước, được dùng làm vật
liệu chế tạo máy bay, ô tô, tên lửa, tàu vũ trụ.
Nhôm và hợp kim nhôm có màu trắng bạc, đẹp, được dùng làm khung cửa và trang trí
nội thất.
Nhôm có tính dẫn điện và dẫn nhiệt tốt, được dùng làm dây cáp thay thế cho đồng là
kim loại đắt tiền. Nhôm được dùng để chế tạo các thiết bị trao đổi nhiệt, các dụng cụ
đun nấu trong gia đình.
Bột nhôm dùng để chế tạo hỗn hợp tecmit (hỗn hợp bột Al và Fe2 O3 ), được dùng để hàn
gắn đường ray,...
VI. HỢP CHẤT CỦA NHÔM
1. Nhôm oxit, Al2 O3
a) Tính chất vật lí và trạng thái tự nhiên
• Al2O3 là chất rắn màu trắng, không tác dụng với H2O và không tan trong nước. Nóng
chảy ở 2050°C.
• Trong tự nhiên, nhôm oxit tồn tại cả ở dạng ngậm nước và dạng khan: Dạng ngậm
nước như boxit Al2 O3 .2H 2O là nguyên liệu quan trọng để sản xuất nhôm. Dạng khan như
emeri, có độ cứng cao, dùng làm đá mài. Coriđon là ngọc thạch rất cứng, cấu tạo tinh
thể trong suốt, không màu. Coriđon thường có màu là do lẫn một số tạp chất oxit kim
loại. Nếu tạp chất là Cr2O3 , ngọc có màu đỏ tên là rubi, nếu tạp chất là TiO 2 và Fe3O4 ,
ngọc có màu xanh tên là saphia. Rubi và saphia nhân tạo được điều chế bằng cách nung
nóng hỗn hợp nhôm oxit với Cr2O3 hoặc TiO 2 và Fe3O 4 .
b) Tính chất hóa học
• Tính bền: Ion Al3+ có điện tích lớn (3+) và bán kính ion nhỏ (0,048 nm) bằng 1/2 bán

kính ion Na+ hoặc 2/3 bán kính ion Mg2+ nên lực hút giữa ion Al3+ và ion O2- rất mạnh,
tạo liên kết rất bền vững. Do cấu trúc này mà Al2O3 có nhiệt độ nóng chảy rất cao
(2050°C) và khó bị khử thành kim loại Al. Khử bằng C không cho nhôm kim loại mà
cho nhôm cacbua:
2 Al2 O3

+

9C

0

2000 C
���
� Al4 C3
L߮i�n

+ 6CO

Al 2O3 không phản ứng với H2, CO ở bất kì nhiệt độ nào.

• Tính lưỡng tính: Al2O3 có tính lưỡng tính: Tác dụng được với dung dịch axit và dung
dịch kiềm.
Al2 O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
Trang 22


( Al2O3 + 6H+ → 2A13+ + 3H2O)
Al2 O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

( Al2O3

2OH- +

+

3H2O →

2[Al(OH)4]-)

• Ứng dụng: Tinh thể Al2 O3 (corinđon) được dùng làm đồ trang sức, chế tạo các chi tiết
trong các ngành kĩ thuật chính xác, như chân kính đồng hồ, thiết bị phát tia lade,... Bột
Al 2O3 có độ cứng cao được dùng làm vật liệu mài. Boxit Al 2 O3 .2H 2O là nguyên liệu sản
xuất nhôm kim loại.
c) Điều chế:
Al2 O3

t
2Al(OH)3 ��
�
0

+

3H2O

Trong công nghiệp điều chế Al2 O3 từ quặng boxit.
2. Nhôm hiđroxit Al(OH)3
Al(OH)3 màu trắng, kết tủa keo, không bền.
a) Tính chất hóa học

• Tinh không bền với nhiệt
Nhôm hiđroxit (Al(OH)3) là hợp chất không bền với nhiệt, khi đun nóng bị phân hủy
thành nhôm oxit.
t
2 Al(OH)3 ��
�
0

Al2 O3

+

3H2O

• Tính lưỡng tính
Al(OH)3 là một hiđroxit lưỡng tính.
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]
Al(OH)3 + OH- → [Al(OH)4]-

b) Điều chế Al(OH)3
• Muối Al3+ tác dụng với dung dịch kiềm vừa đủ
AlCl3

+ 3NaOH

→ Al(OH)3 � + 3NaCl

Nếu NaOH dư

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO 2 + 2H2O

• Để thu kết trọn vẹn:
Trang 23


2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2 Al(OH)3 � + 6NaCl + 3
CO 2 �

2AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → 2 Al(OH)3 � + 3NH4Cl
• Từ muối Na  Al(OH) 4  :
Na  Al(OH) 4  + CO2 → Al(OH)3 �+ NaHCO3
Na  Al(OH) 4  + CH3COOH → Al(OH)3 �+ CH3COONa + H2O
Na  Al(OH) 4  + HCl → Al(OH)3 �+ NaCl + H2O

(vừa đủ)
3. Nhôm sunfat
• Muối nhôm sunfat có nhiều ứng dụng quan trọng là muối sunfat kép kali và nhôm
ngâm nước, trên thị trường có tên gọi là phèn chua. Công thức hóa học là
K 2SO 4 .Al2  SO 4  3 .24H 2 O , viết gọn là KAl  SO 4  2 .12H 2 O

• Phèn chua được dùng trong nghành thuộc da, công nghiệp giấy (làm cho giấy không
thấm nước), chất cầm màu trong công nghiệp nhuộm vải, ...
• Phèn chua có tác dụng làm trong nước vì khi thủy phân tạo kết tủa Al(OH)3 kéo các
chất bẩn lắng xuống:
KAl  SO 4  2 .12H 2 O → K+
Al  H 2 O  3

3

+

Al  H 2 O  3 + 2 SO 24 + 9 H 2 O

��
�
��
�

+ 3 H 2O

3

Al(OH)3 � +

3 H 3O 

• Trong công thức hoá học của phèn chua, nếu thay ion K+ bằng Li+, Na+ hay NH 4 , ta
được các muối kép khác có tên chung là phèn nhôm (không gọi là phèn chua).
4. Cách nhận biết ion Al3+ trong dung dịch
Cho từ từ dung dịch NaOH đến dư vào dung dịch thí nghiệm, nếu thấy có kết tủa keo
xuất hiện rồi tan trong dung dịch NaOH dư thì chứng tỏ có ion A13+.
A13+ + 3OH- → Al(OH)3 �
Al(OH)3

+

OH-

→

[Al(OH)4]-

B. PHƯƠNG PHÁP GIẢI NHANH CÁC DẠNG BÀI TẬP
DẠNG 1: GIẢI THÍCH QUY LUẬT BIẾN THIÊN TÍNH CHẤT CỦA ĐƠN CHẤT
VÀ HỢP CHẤT

Trang 24


Phương pháp: Nắm vững cấu tạo và sự biến thiên tính chất của đơn chất và hợp chất kim
loại kiềm, kiềm thổ và nhôm.
Ví dụ 1:
a) Cho biết cấu tạo nguyên tử, thế ion hóa, độ bền của bậc oxi hóa, qui luật biến thiên tính
kim loại của các kim loại kiềm.
b) Tại sao các tính chất lí học của kim loại kiềm lại gần như biến thiên đều đặn theo
nhóm?
Giải
a) Nguyên tử kim loại kiềm chỉ có 1 elctron hóa trị ns 1, bán kính nguyên tử rM lớn nên
đều là kim loại điển hình, thể hiện ở thế ion hóa I 1 nhỏ. Trong các hợp chất, chúng
có số oxi hóa +1. Tính kim loại (tức khả năng electron: M � M+ + le) tăng và bậc
oxi hóa +1 có độ bền tăng vì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân Z, lực hút giữa
hạt nhân và electron hóa trị:
kZ*2e2
F
�
v�
i�
Z  Z  b
2

r

Hằng số chắn b tăng nhanh hơn Z nên Z* giảm và rnt tăng nên F giảm.
Biểu hiện ở tính khử của các đơn chất tăng theo dãy: Li - Na- K - Rb – Cs. Tính
bazơ của M2O và MOH tăng.
b) Vì các kim loại kiềm đều có cùng kiểu mạng lập phương tâm khối, chỉ khác nhau về
khoảng cách giữa các nguyên tử hoặc ion M+ (rM tăng nên rM tăng).
Ví dụ 2: Tại sao các kim loại K, Rb và Cs có tính chất của đơn chất và hợp chất giống
nhau nhiều, còn tính chất hóa học của Li và các hợp chất của nó lại giống nhiều với Mg và
các hợp chất tương ứng của Mg, thể hiện trong các dữ kiện sau: K, Rb, Cs đều tạo ra nhiều
muối khan, nhiều muối ít tan kiểu MClO 4 , M2[PtCl6], M[B(C6H5)4], tác dụng với O2 tạo ra
supeoxit MO2, tác dụng với O3 tạo ra MO3. Li và Mg đều phản ứng với N2 tạo ra Li3N,
Mg3N2, đều tạo ra các hợp chất ít tan trong nước như Li2CO3-MgCO3, Li3PO4-Mg3(PO4)2,
LiF- MgF2.


Giải
Các kim loại K, Rb và Cs cho nhiều hợp chất giống nhau và đơn chất giống nhau nhiều
về tính chất vì rM và rM đặc biệt lớn, có cùng kiểu vỏ electron của ion M+ (8 electron) và
điện tích ion nhỏ (+1) nên ion M+ (M = K, Rb, Cs) có tác dụng phân cực hóa yếu và với
mức độ gần bằng nhau. Chẳng hạn, phản ứng với khi nóng đều tạo ra MO2 (supeoxit),
tạo ra các muối khan, một số muối ít tan. Li giống nhiều với Mg vì tác dụng phân cực
hóa của ion Li+ (nút mạng tinh thể của Li) và Mg2+ gần nhau do điện tích gây ra được bù
trừ bằng tác dụng phân cực hóa do bán kính ion và kiểu vỏ electron của ion gây ra:


Trang 25