Tổng hợp kiến thức cơ bản hóa 12

Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

Bài 17 : VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HỒN
VÀ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI
I. Vị trí của các nguyên tố kim loại trong bảng tuần hoàn
- Kim loại chiếm khoản 90 ngun tố trong bảng tuần hồn
- Gồm nhóm IA
IIIA (trừ H, B), một phần của nhóm IVA
VIA, nhóm IB
VIIIB,họ lan tan
và actini
II. Cấu tạo của nguyên tử kim loại:
1.Cấu tạo nguyên tử
-Các nguyên tử kim loại có 1,2,3e ngồi cùng Ví dụ: Na:[Ne]3s1. Mg[Ne]3s2. Al[Ne]3s23p1
- Năng lượng ion hố tương đối nhỏ
⇒ Kim loại dễ nhường electron ⇒ Tính chất chung của kim loại là tính KHỬ
2. Câu tạo mạng tinh thể
Ở nhiệt ñộ thường trừ Hg ở trạng thái lỏng
-Các kim loại khác ở trạng thái rắn và có cấu tạo tinh thể.
-Tinh thể kim loại gồm có 3 phần: nguyên tử, ion dương nằm ở nút mạng và các electron chuyển
ñộng tự do trong mạng tinh thể
-Có 3 kiểu mang tinh thể phổ biến:lục,lập phương tâm diên, lập phương tâm khối. (xem các kiểu
mạng tinh thể sgk)
3. Liên kết kim loại
Liên kết kim loại là liên kết được hình thành do lực hút giữa các electron chuyển ñộng tự do với các
ion dương trong mạng tinh thể

CÂU HỎI:
1/ Tính chất chung của Kim Loại là gì? Nêu nguyên nhân
2/ Trong tinh thể kim loại tồn tại những thành phần nào?
3/ Thế nào là liên kết kim loại ?

Bài 18 : TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI VÀ DÃY ðIỆN HĨA
I .Tính chất vật lí :
Kim loại có tính dẻo , tính dẫn nhiệt, tính dẫn điện, tính ánh kim tất cả các tính chất này do sự có
mặt của electron tự do
II. Tính chất hố học :
- Do đặc điểm cấu tạo ít electron lớp ngoài cùng ( 1,2,3e),
- Năng lượng ion hố tương đối nhỏ
- Bán kính ngun tử lớn
⇒ Các nguyên tử kim loại dễ dàng nhường các e hoá trị hố trị này ⇒ thể hiện tính khử:
Phương trình tổng quát: M – ne -> Mn+
ði từ ñầu ñến cuối "dãy điện hóa" của kim loại thì tính khử của kim loại giảm dần, cịn tính
oxi hố của ion kim loại tăng dần
Tính Oxi hố: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg22+ Fe3+ Ag+ Pt2+ Au3+
Tính Khử
K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe2+ Ag Pt Au

1/ Tác dụng với phi kim:
a/ Phản ứng với oxi: ða số các kim loại đều bị oxi hóa bởi O2 (ñặc biệt ở nhiệt ñộ cao). Khả
năng phản ứng tuỳ thuộc vào điều kiện và tính khử mạnh hay yếu của kim loại
Ví dụ:
4Na + O2
2Na2O
0

t
Fe3O4
3Fe + 2O2 →
b/ Phản ứng với halogen và các phi kim khác
− Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở to thường. Các kim loại khác
phải đun nóng.

+ Với phi kim mạnh thì kim loại có hố trị cao:

Thư viện Tài liệu học

Trang 1


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12
0

t
2Fe + 3Cl2 →
2FeCl3
+ Với phi kim yếu phải đun nóng và kim loại có hố trị thấp :
0

t
FeS
Fe + S →
t0
Zn + S → ZnS

c/ Tác dụng với axit
* Với axit HCl, H2SO4 lỗng (tính oxi hóa thể hiện ở ion H+)
- Kim loại sẽ khử ion H+ trong dd HCl và H2SO4 lỗng thành H2
-Lưu ý: Kim loại đứng trước H2.
Ví dụ:
Mg + 2HCl ----> MgCl2 + H2 ↑

2Al + 3H2SO4 loãng ---- > Al2(SO4)3 + 3H2
* Với axit HNO3, H2SO4 đặc, đun nóng
Trừ Au và Pt, cịn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO3 (đặc hoặc lỗng), H2SO4 (đặc,
nóng),
Pt tổng qt: Kim loại + HNO3 ----- > muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử + H2O
− Với HNO3 đặc nóng : thường giải phóng khí NO2 ( màu nâu đỏ )
t0
Mg + 4HNO3 đ, n →
Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
t0
Cu + 4HNO3 ñ, n → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
− Với HNO3 loãng: thường sinh ra khí NO ( khơng màu hố nâu trong khơng khí )
Tuy nhiện tuỳ theo điều kiện đề bài có thể là: N2, N2O, NO, NH4NO3.
Ví dụ:
0

t
8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O
8Na + 10HNO3 ñ, n →
t0
4Mg + 10HNO3 ñ, n → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O
t0
3Cu + 8HNO3 ñ, n →
3Cu(NO3)2 + NO + 4H2O
☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với HNO3 khơng sinh khí H2
− Với axit H2SO4 đặc nóng.
Pt tổng qt: Kim loại + H2SO4 đ.n → muối ( hoá trị cao ) + (H2S, S, SO2) + H2O.
Thường thì tạo SO2 tuy nhiên một số trường hợp tạo H2S haợc S
Ví dụ:
0

t
8Na + 5H2SO4 đ, n →
4Na2SO4 + H2S + 5H2O
t0
2Mg + 3H2SO4 ñ, n → 2MgSO4 + S+ 3H2O
t0
Cu + 2H2SO4 ñ, n →
CuSO4 + SO2 + 2H2O
☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với H2SO4 đặc, nóng khơng sinh khí H2
Chú ý: Al , Fe và Cr bị thụ động hố trong H2SO4 ñặc, nguội và HNO3 ñặc, nguội
d/ Phản ứng với nước:
− Ở to thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng ñược với nước tạo thành dung dịch
kiềm và giải phóng H2. Một số kim loại yếu hơn phản ứng chậm hoạc khơng phản ứng
Ví dụ:
Na + H2O ---- > NaOH + 1/2H2
Be + H2O --- >
− Ở nhiệt ñộ cao, một số kim loại phản ứng với hơi nước
0

570 C
Fe + H2O >
→ FeO + H2 ↑
<570 0 C
Fe + H2O  → Fe3O4 + H2 ↑
e/ Phản ứng với dd muối:
ðiều kiện: Kim loại ñứng trước sẽ phản ứng với kim loại ñứng sau trong dãy ñiện hoá ( trừ kim
loại tan trong nước : KL kiềm, Ca... )
Ví dụ:
Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu ↓

Thư viện Tài liệu học
Trang 2


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

− Ngồi ra kim loại mạnh ( Al) cịn đẩy được kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại).
Xảy ra ở to cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại:
0

t
Al + Fe2O3 →
Al2O3 + Fe
t0
2Al + 3NiO → Al2O3 + 3Ni
III. Dãy điện hố của kim loại
1. Cặp oxi hố - khử của kim loại
- Kim loại dễ nhường electron thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại có thể nhận electron để
trở thành kim loại. Do đó giữa kim loại M và ion kim loại Mn+ tồn tại một cân bằng:
M+n + ne
M0
- Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hố - khử (oh/kh) của
ngun tố đó.
Ví dụ:Các cặp oxi hố - khử : Fe2+/Fe, Cu2+/Cu, Al3+/Al.

2. Dãy điện hóa của kim loại:
Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần
Dạng oh: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr2+Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg22+ Fe3+ Ag+ Pt2+ Au3+

Dạng khử: K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe2+ Ag Pt Au
Tính khử của kim loại giảm dần
3. Ý nghĩa của dãy thế điện hố của kim loại
- Dự đốn chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh:
Khi cho 2 cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxi hóa mạnh hơn sẽ tác dụng với dạng khử mạnh hơn tạo
thành dạng oxi hóa yếu hơn và dạng khử yếu hơn: Hay là quy tắc anpha
Ví dụ: Có 2 cặp oxh - kh : Zn2+/Zn và Fe2+/Fe phản ứng:
Zn + Fe2+ -----> Zn2+ + Fe0
Có 2 cặp oxh - kh: Zn2+/Zn và Cu2+/Cu phản ứng:
Zn + Cu2+ -----> Zn2+ + Cu0
- Những kim loại ñứng trước H đẩy được hiđro ra khỏi dung dịch axit.
Ví dụ:
Fe + H2SO4 ----> FeSO4 + H2 ↑

α

CÂU HỎI
1/ Tính chất vật lí chung của kim loại là gì? Do yếu tố nào quyết định ?
2/ Kim loại có tính chất hố học đặc trưng là gì? Ngun nhân tạo nên tính chất này?
3/ Kim loại có thể phản ứng được với những chất nào? Mỗi chất viết pthh minh hoạ tính khử của
kim loại
4/ Khi kim loại phản ứng với HCl , H2SO4 lỗng có gì khác so với khi phản ứng với HNO3,
H2SO4 đặc, đun nóng ?
5/ Nêu điều kiện ñể phản ứng của kim loại với dd muối xảy ra? Viết pthh minh hoạ ?
6/ Học thuộc thứ tự của các nguyên tử / ion kim loại trong dãy điện hố
7/ Dãy điện hố cho ta biết điều gì? Lưu ý những bài tập dự đốn khả năng xảy ra phản ứng của
kim loịa với dd muối

Bài 19 : HỢP KIM
I. Khái niệm: Hợp kim là vật liệu kim loại chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi

kim khác.
VD: Thép là hợp kim của Fe và C
Hợp kim ðuyra là hợp kim của Al với Cu, Mn, Si
II. Tính chất: Hợp kim có những tính chất hố học tương tự tính chất của các chất tạo thành
hợp kim, nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều.
VD: Hợp kim ðuyra Al-Cu-Mn-Si-Mg cứng nhẹ và bền
Hợp kim không rỉ: Fe-Cr-Mn
Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-W-Cr-Fe
Thư viện Tài liệu học

Trang 3


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

Bài 20 : SỰ ĂN MỊN KIM LOẠI
I.:Khái niệm:
Sự ăn mịn kim loại là Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi
trường xung quanh. Sự ăn mịn có thể là q trình hố học hoặc q trình điện hố. Trong đó kim
loại bị oxi hố thành ion dương
M ---- > Mn+ + n.e
II. Các dạng ăn mịn:
1. Ăn mịn hố học:
Ăn mịn hố học là q trình oxi hóa- khử, trong đó các electron của Kim Loại chuyển trực tiếp
đến các chất trong mơi trường.
Ví dụ:
0

t
3Fe + 4H2O →
Fe3O4 + 4H2 ↑
0

t
Cu + Cl2 →
CuCl2
- ðiều kiện ăn mịn hóa học:Kim loại phải tiếp xúc trực tiếp với các chất của mơi trường
2. Ăn mịn điện hố:
Ăn mịn điện hố học là q trình oxi hóa- khử, trong đó kim loại bị ăn mịn do tác dụng của
dung dịch chất ñiện li và tạo nên dịng điện chuyển dời từ cực âm đến cực dương
Cơ chế ăn mịn điện hố:
Những kim loại dùng trong đời sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác
hoặc phi kim), khi tiếp xúc với mơi trường điện li (như hơi nước có hồ lẫn các khí CO2, NO2,
SO2,…hoặc nước biển, …) sẽ xảy ra q trình ăn mịn điện hố.
Xét cơ chế ăn mịn của gang để ngồi khơng khí ẩm. Gang là Fe có lẫn C, trong khơng khí ẩm
có hồ tan H+, O2, CO2, NO2,…tạo thành mơi trường điện li.
Fe có lẫn C tiếp xúc với mơi trường điện li tạo thành vơ số pin điện hóa, trong đó Fe là kim loại
hoạt ñộng hơn là cực âm, C là cực dương.
− Ở cực âm (Fe): Fe bị oxi hoá và bị ăn mịn.
Fe – 2e -> Fe2+
Ion Fe2+ tan vào mơi trường ñiện li, trên sắt dư e. Các e
dư này chạy sang Cu (ñể giảm bớt sự chênh lệch ñiện tích
âm giữa thanh sắt và đồng).
− Ở cực dương(C): Xảy ra quá trình khử ion H+ và O2
2H+ + 2e -> H2
O2 + H2O + 4e -> 4OHSau đó xảy ra quá trình tạo thành gỉ sắt:
Fe2+ + 2OH- -> Fe(OH)2
− H 2O

4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O -> 4Fe(OH)3 
→ xFeO.
yFe2O3. mH2O
Bản chất của sự ăn mịn điện hóa:
Bản chất của ăn mịn điện hố là một q trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt các ñiện cực.
Ở cực âm xảy ra q trình oxi hóa kim loại
Kim loại hoạt động mạnh đóng vai trị cực dương xảy ra q trình oxi hóa ( nhường e để
trở thành ion dương)
Kim loại kém hoạt ñộng hơn ( hoặc phi kim) đóng vai trị cực âm. Xảy ra q trình oxi hóa (
q trình nhận e )
Các điều kiện cần và đủ để xảy ra hiện tượng ăn mịn điện hóa:
- Các điện cực phải khác chất nhau : có thể là cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi
kim .Trong đó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm. ⇒ kim loại nguyên chất khó bị ăn mịn.
- Các điện cực phải tiếp xúc với nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn).
- Các ñiện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch ñiện li.

Thư viện Tài liệu học

Trang 4


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

Lưu ý: Q trình ăn mịn điện hố học thường kèm theo q trình ăn mịn hố học
III. Chống ăn mịn kim loại:
1. Phương pháp bảo vệ bề mặt:
+ Cách li kim loại với môi trường: Dùng những chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại:
− Các loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime.

− Mạ một số kim loại bền như crom, niken, ñồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần bảo vệ.
+ Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox): Chế tạo những hợp kim khơng gỉ trong mơi trường
khơng khí, mơi trường hố chất.
+ Dùng chất chống ăn mịn (chất kìm hãm): Chất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên thụ
động (trơ) đối với mơi trường ăn mịn.
2.Phương pháp điện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với 1 tấm kim loại khác có tính khử mạnh
hơn.
Ví dụ: ðể bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1
tấm kẽm. Khi tàu hoạt động, tấm kẽm bị ăn mịn dần, vỏ tàu ñược bảo vệ. Sau một thời gian người
ta thay tấm kẽm khác.
CÂU HỎI:
1/ Thế nào là ăn mịn kim loại? Kết quả của q trình ăn mịn kim loại ?
2/ Có mấy kiểu ăn mịn kim loại? Nêu ñiểm giống và khác nhau của các loại ăn mịn này?
3/ Nêu điều kiện của ăn mịn điện hố và ăn mịn hố học
4/ Giải thích cơ chế bảo vệ kim loại bằng phương pháp điện hố

Bài 21: ðIỀU CHẾ KIM LOẠI
I. Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại.
Mn+ + ne -> M
II. Các phương pháp điều chế
Tuỳ thuộc vào tính khử của kim loại mà ta có những phương pháp sau:
1. Phương pháp nhiệt luyện (Dùng điều chế kim loại trung bình, yếu sau Al): Dùng các chất khử
như CO, H2, C hoặc kim loại ñể khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt ñộ cao. Phương pháp này ñược
sử dụng ñể sản xuất kim loại trong công nghiệp:
0

t
Cu + H2O
CuO + H2 →
t0

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
2.. Phương pháp thủy luyện (ñiều chế kim loại yếu sau H): Dùng kim loại tự do có tính khử
mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối.
Ví dụ: − ðiều chế ñồng kim loại:
Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu
− ðiều chế bạc kim loại:
Fe + Ag+ -> Fe2+ + Ag
3. Phương pháp điện phân: Dùng dịng điện để khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại

a. ðiện phân nóng chảy (ñiều chế kim loại mạnh từ Na ñến Al): ðiện phân hợp chất nóng
chảy (muối, kiềm, oxit).
VD: ðiện phân nóng chảy Al2O3
Cực ( -) catot:
Al3+ + 3e -
Al
Cực (+) anot :
2O2-
O2 + 4e
Pt: 2Al2O3 → 4Al + 3O2

b.ðiện phân dung dịch (ñiều chế kim loại trung bình, yếu): ðiện phân dung dịch muối của
chúng ( có H2O )
Lưu ý: Thứ tự ñiện phân
Cực ( + ) SO42-,NO3- < H2O < ClNếu H2O bị ñiện phân: 2H2O ---- > 4 H+ + O2 + 4e
Thư viện Tài liệu học

Trang 5


Kiến thức cơ bản Hóa 12

Phần: VƠ CƠ

Cực ( - ) Na<.. Al3+< H2O < Zn2+, Fe2+…<… < Au3+
Nếu H2O bị ñiện phân: 2H2O + 2 e ---- > 2OH- + H2
VD: ðiện phân dd CuSO4
Cu2+ + 2e ----- > Cu
Ở anot ( - ) : Cu2+, H2O
2Ở catot ( +): SO4 , H2O
2H2O ----- > 4H+ + O2 + 4e
Pt: CuSO4 + H2O ------ > Cu + O2 + H2SO4

Bằng phương pháp điện phân có thể điều chế được kim loại có độ tinh khiết cao.

CÂU HỎI:
1/ Ngun tắc chung để điều chế kim loại là gì?
2/ Kim loại mạnh ñược ñiều chế bằng phương pháp nào? Xét cơ chế điện phân nóng chảy CaCl2
3/ Nêu khái niệm của các phương pháp ñiều chế kim loại
4/ Cho biết thứ tự xảy ra q trình oxi hố cực (+) và q trình khử ở cực (- ) khi điện phân dd
5/ Viết cơ chế và pt ñiện phân dd AgNO3

Bài 25 : KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT QUAN TRONG CỦA
KIM LOẠI KIỀM
A. KIM LOẠI KIỀM
I. Vị trí trong bảng TH và cấu hình electron:
- Kim loại kiềm thuộc nhóm IA của bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố: Liti (Li), Natri (Na), Kali
(K), Rubiñi (Rb), Xesi (Cs) và Franxi (Fr)
- Cấu hình electron nguyên tử: ns1 ( n là số thứ tự của lớp).
II. Tính chất vật lí:
-Các kim loại kiềm có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện dẫn nhiệt tốt, nhiệt độ nóng chảy và
nhiệt ñộ sôi thấp, khối lượng phân tử nhỏ, ñộ cứng thấp. KL Kiềm có ts, tnc thấp, khối lượng riêng
nhỏ ñộ cứng nhỏ .Nguyên nhân: cấu trúc mạng tinh thể lập phương tâm khối

III. Tính chất hóa học:
Các ngun tử KLK có năng lượng ion hóa nhỏ, itư electron lớp ngồi cúng ( 1e) vì vậy kim loại
kiềm có tính khử rất mạnh. Tính khử tăng từ Li
Cs
M
Mn+ + ne
Trong hợp chất các kim loại kiềm có số oxi hóa +1 ( trừ hợp chất hiđrua )
1/ Phản ứng với phi kim:
Kim loại kiềm có tính khử mạnh nên khử dễ dành các phi kim thành ion âm
a/ Phản ứng với oxi: tạo oxit hoặc peoxit
Natri cháy trong khí oxi tạo ra oxit hoặc peoxit
Na + O2 nhiệt ñộ thường Na2O ( Natri oxit )
Na + O2 nhiệt ñộ cao
Na2O2 ( Natri peoxit )
b/ Tác dụng với khí Clo: tạo muối clorua
2K + Cl2
2KCl
2/ Tác dụng với axit:
KL Kiềm khử mạnh H+ của axit HCl và H2SO4 lỗng thành khí H2
VD: Na + HCl
NaCl + H2
Phản ứng rất mãnh liệt. Tất cả KLK ñều gây nổ
3/ Tác dụng với nước: tạo dd bazo và giải phóng H2
KLK tác dụng dễ dàng với nước tạo bazo và giả phóng khí H2 ở nhiệt độ thường. Mức ñộ mãnh liệt
của phản ứng tăng từ Li ñến Cs
K + H2O ----- > KOH + ½ H2
=> Do KLK rất dễ phản ứng với O2 và H2O nên ñể bảo quản KLK người ta ngâm vào dầu hỏa
IV: Ứng dụng-trạng thái tự nhiên và ñiều chế:
1/ Ứng dụng:
Thư viện Tài liệu học

Trang 6

Kiến thức cơ bản Hóa 12

Phần: VƠ CƠ

-KLK có nhiều ứng dụng trong ñời sống và kĩ thuất
+ Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. VD hợp kim K-Na có tnc 70oC dùng làm chất
trao đổi nhiệt trong lò hạt nhân
+ Hợp kim Li-Al là họp kim siêu nhẹ dùng sx thiết bị hàng không
+Xesi dùng làm tế bào quang điện
2/ Trạng thái TN:
Do có tính khử mạnh nên KLK tồn tại trong TN dưới dạng hợp chất
3/ ðiều chế:
KL kiềm ñược ñiều chế bằng pp ñiện phân nóng chảy: M
Mn+ + ne
B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KLK:
I. NATRI HIðROXIT: NaOH

1. Tính chất:
a/ Tính chất vật lí:
Natri hiđroxit (NaOH) hay xút ăn da là chất rắn, khơng màu, dễ nóng chảy ( tnc = 322oC ), hút ẩm
mạnh ( dễ chảy rữa), tan nhiều trong nước và tỏa nhiệt mạnh
b/ Tính chất hố học:
- Tan trong nước phân li hồn tồn thành ion:
NaOH ----- > Na+ + OH—
- Natri hiñroxit là bazo mạnh tác dụng với oxit axit, axit và muối:
*Pt phân tử : NaOH + CO2
Na2CO3 + H2O
Pt ion thu gọn OH- + CO2
CO32- + H2O
*Pt phân tử HCl + NaOH
NaCl + H2O
Pt ion thu gọn H+ +
OH-
H2O

*Pt phân tử CuSO4 + 2NaOH
Cu(OH)2 + Na2SO4
Pt ion thu gọn Cu2+ + 2OH-
Cu(OH)2
2.Ứng dụng:
NaOH là hóa chất quan trọng hang thứ hai trong các ngành CN. Dùng nấu xà phòng, chế phẩm
nhuộm, tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhôm, CN chế biến dầu mỏ
II. NATRI HIðROCACBONAT: NaHCO3
1. Tính chất:
- NaHCO3 là chất bột màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân tạo ra Na2CO3 và khí CO2
2NaHCO3 ----- > Na2CO3 + CO2 + H2O
- NaHCO3 là hợp chất lường tính
NaHCO3 + NaOH ------ > Na2CO3 + H2O
NaHO3 + HCl ------ > NaCl + CO2 + H2O
2.Ứng dụng:
Dùng trong CN dược phẩm và thực phẩm
III. NATRI CACBONAT: Na2CO3
1.Tính chất:
- Na2CO3 là chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước. ở nhiệt ñộ thường Na2CO3 tồn tại dạng muối
ngậm nước Na2CO3.10H2O, nhiệt ñộ tăng lên mất dẫn nước thành muối kết tinh và nóng chảy ở
850oC
- Na2CO3 là muối của axit yếu có tính chất chung của muối. Tan trong nước cho môi trường kiềm
2. Ứng dụng: Na2Co3 là chất quan trọng trong CN thủy tinh, phẩm nhuộm, giấy sợi
IV: KALI NITRAT: KNO3

1.Tính chất:
KNO3 là tinh thể khơng màu, bền trong kk, tan nhiều trong nước. Khi ñun ở nhiệt ñộ cao thì bị nhệt
phân
KNO3 ----- > KNO2 + O2
1. Ứng dụng:
KNO3 dùng làm phân bón, và dùng chế tạo thuốc nổ
Phản ứng cháy của thuốc súng:

2KNO3 + 3C + S
N2 + 3CO3 + K2S
Thư viện Tài liệu học
Trang 7


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

CÂU HỎI:
1/ Tại sao kim loại kiềm lại mềm và có tnc, ts thấp?
2/ Viết cấu hình tổng quát của kim loại kiềm. Dự đốn tính chất hố học của KL kiềm
3/ Ngun nhân tính khử mạnh của KL kiềm
4/ Với tính khử mạnh KL kiềm phản ứng ñược với những ñơn chất và hợp chất nào ?
5/ ðể ñiều chế kim loại Kiềm ta dùng phương pháp nào? Viết cơ chế và pt điều chế Na từ NaCl
6/ Nêu tính chất hố học của NaOH, viết pt chứng minh
7/ Nêu tính chất hố học cảu NaHCO3. Viết pt chứng minh tính lưỡng tính cảu NaHCO3
8/ Viết pt nhiệt phân NaHCO3 và KNO3

Bài 26 : KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG
CỦA KI LOẠI KIỀM THỔ
A. KIM LOẠI KIỀM THỔ
I. Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hồn, cấu hình electron nguyên tử
- Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hồn, gồm các ngun tố beri (Be), magie (Mg),
canxi (Ca), stronti (Sr), bari (Ba) và rañi (Ra)
- Nguyên tử của các kim loại kiềm thổ đều có cấu hình electron lớp ngồi cùng là ns2 (n là số thứ tự
của lớp).
Mg : [Ne] 3s2 ;
Ca : [Ar] 4s2 ; Sr : [Kr] 5s2 ;
Ba : [Xe] 6s2

Be : [He] 2s2;
II. Tính chất vật lí
- Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, có thể dát mỏng.
- tnc , ts của kim loại kiềm nhưng vẫn tương ñối thấp.
- Khối lượng riêng tương ñối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ bari).
- ðộ cứng hơi cao hơn các kim loại kiềm nhưng vẫn tương ñối mềm
- Lưu ý : Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi và khối lượng riêng của các kim loại kiềm thổ không
theo một quy luật nhất ñịnh như các kim loại kiềm. ðó là do các kim loại kiềm thổ có kiểu mạng
tinh thể khơng giống nhau.
III. Tính chất hố học
- Các nguyên tử kim loại kiềm thổ có năng lượng ion hố nhỏ, vì vậy kim loại kiềm thổ có tính khử
mạnh. Tính khử tăng dần từ beri đến bari
M→ M2+ + 2e.
- Trong hợp chất, các kim loại kiềm thổ có số oxi hố +2.
1. Tác dụng với phi kim
Kim loại kiềm thổ khử các nguyên tử phi kim thành ion âm.
0

+2 - 2

0

2 Mg + O 2 → 2 Mg O
2. Tác dụng với dung dịch axit
a) Với dung dịch axit H2SO4 loãng ,HCl
Kim loại kiềm thổ khử mạnh ion H+ trong các dung dịch H2SO4 loãng, HCl thành khí H2.
0

+2

+1

0

Mg + 2 H Cl → Mg Cl 2 + H 2 ↑
b) Với dung dịch axit H2SO4 ñặc ,HNO3
+5

+6

Kim loại kiềm thổ có thể khử N trong HNO3 và S trong H2SO4 đặc xuống số oxi hố thấp hơn
Ví dụ:
0

+5

+2

−3

4 Mg + 10 HNO3 lo·ng → 4 Mg(NO3 )2 + NH 4 NO3 + 3H 2 O

Thư viện Tài liệu học

Trang 8


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

0

+6

+2

−2

4 Mg + 5 H 2 SO 4 đặc 4 Mg SO 4 + H 2 S + 4H 2 O
3. Tác dụng với nước
Ở nhiệt độ thường, Be khơng khử được nước, Mg khử chậm. Các kim loại còn lại khử mạnh nước
giải phóng khí hiđro.

Ca + 2H 2O → Ca(OH)2 + H 2 ↑
4. ðiều chế: Dùng phương pháp ñiện phân nóng chảy muối Halogenua
đpnc
MX2
M + X2
B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI
1. Canxi hiñroxit: Ca(OH)2
- Canxi hiñroxit (Ca(OH)2) cịn gọi là vơi tơi, là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước. Nước vơi
trong là dung dịch Ca(OH)2.
- Ca(OH)2 hấp thụ dễ dàng khí CO2:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O
Phản ứng trên thường ñược dùng ñể nhận biết khí CO2.
- Ca(OH)2 là một bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên ñược sử dụng rộng rãi trong nhiều ngành công nghiệp:
sản xuất xút NaOH, amoniac NH3, clorua vơi CaOCl2, ...
2. Canxi cacbonat : CaCO3
• Canxi cacbonat (CaCO3) là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước, bị phân huỷ ở nhiệt ñộ
khoảng 10000C.

1000
CaCO3
CaO + CO2
Phản ứng trên xảy ra trong q trình nung vơi.
• Trong tự nhiên, canxi cacbonat tồn tại ở dạng đá vơi, đá hoa, ñá phấn và là thành phần chính của
vỏ và mai các lồi sị, hến, mực,...
• Ở nhiệt độ thường, CaCO3 tan dần trong nước có hồ tan khí CO2 tạo ra canxi hiñrocacbonat
(Ca(HCO3)2), chất này chỉ tồn tại trong dung dịch.
CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2
Khi đun nóng, Ca(HCO30)2 bị phân huỷ tạo ra CaCO3 kết tủa.
t
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O
Các phản ứng trên giải thích sự tạo thành thạch nhũ (CaCO3) trong các hang đá vơi, cặn trong
ấm nước,...
• ðá vơi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thuỷ tinh, ... ðá hoa dùng làm các cơng
trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ...). ðá phấn dễ nghiền thành bột mịn làm phụ gia của thuốc
đánh răng, ...
3. Canxi sunfat: CaSO4
• Trong tự nhiên, canxi sunfat (CaSO4) tồn tại dưới dạng muối ngậm nước CaSO4.2H2O gọi là thạch
cao sống.
• Khi đun nóng ñến 1600C, thạch cao sống mất một phần nước biến thành thạch cao nung.
CaSO4.2H2O
CaSO4.H2O
CaSO4
(thạch cao nung)
(thạch cao sống)
thạch cao khan
• + Một lượng lớn thạch cao ñược trộn vào clanhke khi nghiền để làm cho xi măng chậm đơng cứng.
+ Thạch cao nung cịn được dùng để nặn tượng, đúc khn và bó bột khi gãy xương.

C.NƯỚC CỨNG:
1 Khái niệm :
Thư viện Tài liệu học

Trang 9


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

Nước chứa nhiều ion Ca2+ hoặc Mg2+ ñược gọi là nước cứng.
Nước chứa ít ion Ca2+ và Mg2+ ñược gọi là nước mềm.
Người ta phân biệt nước cứng có tính cứng tạm thời, vĩnh cửu và tồn phần.
a) Tính cứng tạm thời là tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2. Gọi là tính
cứng tạm thời vì chỉ cần đun sơi nước, các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 bị phân huỷ tạo ra kết
tủa CaCO3 và MgCO3 nên sẽ làm mất tính cứng gây ra bởi các muối này.
to

to

Ca(HCO3 )2 → CaCO3 ↓ + CO2 ↑ + H2O Mg(HCO3 )2 → MgCO3 ↓ + CO2 ↑ + H2O
b) Tính cứng vĩnh cửu là tính cứng gây nên bởi các muối CaSO4 , MgSO4 hoặc CaCl2 ,MgCl2. Khi
đun sơi, các muối này khơng bị phân huỷ nên khơng tạo kết tủa, do đó khơng làm mất tính cứng
này.
c) Tính cứng tồn phần gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
2. Tác hại :
3. Cách làm mềm nước cứng
Nguyên tắc làm mềm nước cứng là làm giảm nồng ñộ các ion Ca2+, Mg2+ trong nước cứng.
a. Phương pháp kết tủa

- ðun sôi nước cứng tạm thời, xảy ra phản ứng phân huỷ Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 tạo ra muối
cacbonat không tan. Loại bỏ kếy tủa ta ñược nước mềm
- Dùng Ca(OH)2 với một lượng vừa đủ để trung hồ muối Ca(HCO3)2 hoặc Mg(HCO3)2, tạo ra kết
tủa làm mất tính cứng tạm thời.
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 ↓ + 2H2O
Ca(OH)2+ Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2↓ + Ca(HCO3)2
- Dùng Na2CO3 (hoặc Na3PO4) để làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu.
Thí dụ:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaHCO3
CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4
Trên thực tế, người ta dùng ñồng thời một số hố chất, thí dụ Ca(OH)2 và Na2CO3.
b. Phương pháp trao ñổi ion
- Phương pháp trao ñổi ion dùng các chất hoặc polime có khả năng trao đổi các ion với mơi trường
thơng qua q trình này có thể loại ion Ca2+,Mg2+
4. Nhận biết ion Ca2+, Mg2+ trong dung dịch
Bước 1: Dùng dd chứa ion CO32-, PO43- ñể tạo kết tủa với Ca2+ hoặc Mg2+
Bước 2: Dẫn khí CO2 vào thì kết tủa tan
Ca2+ + CO32- → CaCO3 ¯↓
CaCO3 +CO2 + H2O → Ca(HCO3 )2 (tan)
1 44 2 4 43

Ca2+ +2HCO3-

Mg 2+ + CO32− → CaCO3 ↓
MgCO3 + CO2 + H2 O → Mg(HCO3 )2 (tan)
1 44 2 4 43
Mg2+ + 2HCO3−

CÂU HỎI:
1/ Tại sao KL kiềm thổ có nhiệt độ sơi và nhiệt độ nóng chảy biên đổi khơng theo quy định?

2/ Viết cấu hình tổng qt của KL nhóm II A. Dựa vào cấu hình này cho biết tính chất hoá học của
KL kiềm thổ
3/ Kim loại kiềm thổ tác dụng ñược với những ñơn chát và hợp chất nào ? Viết ptpư của Mg vơi
HCl, HNO3 loãng, H2SO4 ñặc
4/ So sánh khả năng phản ứng với H2O của KL kiềm thổ với KL kiềm
5/ Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động của núi đá vơi
Thư viện Tài liệu học

Trang 10


Kiến thức cơ bản Hóa 12

Phần: VƠ CƠ

6/ Nước cứng là gì,? Nước cứng được chia làm mấy loại. Nêu ñặc ñiểm của mỗi loại
7/ Nêu cách làm mềm nước cứng tạm thời, cứng vĩnh cữu và cứng taòn phần

Bài 27 : NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM
A. NHÔM
I/ Vị trí và cấu hình:
- Nhơm thuộc ơ thứ 13, chu kì 3, nhóm IIIA
- Cấu hình: 1s22s22p63s23p1 . Nhơm dễ nhương 3e nên thường có số oxi hố +3
II/ Tính chất vật lí:
- Nhơm là kim loại màu trắng bạc, mềm, dẻo, đẫn điện và đânx nhiệt tốt
- Nhơm rất bền trong khơng khí và nước do có lớp oxit Al2O3 bảo vệ
III/ Tính chất hóa học:
Nhơm là kim loại có tính khử mạnh (chỉ sau KL kiềm và kiềm thổ). Nên dễ bị oxi hoá thành ion
dương
Al ----- > Al3+ + 3e

1/ Phản ứng với phi kim:
Nhôm khử các nguyên tố phi kim thành ion âm
a. Tác dụng với Halogen:
muối nhôm halogenua
2Al + 3Cl2 ----- > 2AlCl3
b/ Tác dụng với oxi: ---- > Oxit nhôm
4Al + 3O2 ----- > Al2O3
Lưu ý: Ở điều kiện thường Nhơm bền với khơng khí do có lớp oxi bảo vệ
2/ Tác dụng với axit:
a/ Axit HCl và H2SO4 loãng ----- > H2
Al khử dễ dàng ion H+ trong dd HCl và H2SO4 loãng thành H2
- Al + HCl ---- > AlCl3
- 2Al + 3H2SO4 loãng ----- > Al2(SO4)3 + 3H2
b/ Tác dụng với H2SO4 ñặc và HNO3:
+5

+6

Al khử N và S xuống số oxi hoá thấp hơn
- 8Al + 30HNO3 --- > 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
- 2Al + 6H2SO4 đặc nóng --- > Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
3/ Tác dụng với oxit kim loại ( phản ứng nhiệt nhơm)
Nhơm khử được các ion của kim loại yếu hơn trong oxit thành kim loại tự do ở nhiệt ñộ cao
Fe2O3 + 2Al ---- > Al2O3 + 2Fe
4/ Tác dụng với H2O:
Nhôm chỉ phản ứng với nước khi lớp oxit Al2O3 bị phá vỡ
Al +3H2O ---- > Al(OH)3 + 3/2 H2 (1)
5/ Dung dịch kiềm:
Lớp oxit Al2O3 có tính lưỡng tính sẽ tác dụng với dd Kiềm, lớp oxit bảo về nhơm đã bị phá
vỡ. Nhôm phản ứng với nước theo pt (1). Sau đó Al(OH)3 phản ứng với NaOH theo pt
Al(OH)3 + NaOH ---- > NaAlO2 + 2H2O (2)

Kết luận: Nhôm không tác dụng trực tiếp với Kiềm mà tác dụng với H2O trước sau đó Al(OH)3
mới tác dụng với Kiềm ⇒ Nhơm khơng có tính lưỡng tính
Al +NaOH + H2O ---- > NaAlO2 + 3/2H2
II/ Sản xuất:
1/ Nguyên tắc:
- Nhôm là kim loại mạnh nên sản xuất bằng phương pháp ñiện phân nóng chảy Al2O3
- Khi điện phân người ta cho thêm Criolit ( 3NaF.AlF3 hay Na3AlF6 ) vào nhàm mục đích:
o Hạ nhiệt độ nóng chảy của Al2O3 ( 2050 xuống 900)
o Tăng tính đẫn điện của dd điện phân
o Bảo vệ Nhơm sinh ra khơng bị oxi hóa
Thư viện Tài liệu học

Trang 11


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

2/ Ngun liệu: Quặng Boxit Al2O3. 2H2O
3/ Cơ chế điện phân:
Al2O3 nóng chảy Al2O3 ----- > 2 Al3+ + 3 O2Cực ( + ): 2O 2- --- > O2 + 2.2e
Cực ( - ) : Al3+ + 3e ------ > Al
Ptñp: 2Al2O3 ------ > 4Al + 3O2
B. HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM:
I. Nhơm oxit: là chất lưỡng tính
1. Tác dụng với dd NaOH: Al2O3 + 2NaOH ---- > 2NaAlO2 + H2O
pt ion:
Al2O3 + 2OH- --- > 2AlO2- + H2O
2. Tác dụng với dd HCl: Al2O3 + 6HCl ------ > 2AlCl3 + 3H2O

pt ion:
Al2O3 + 6H+ ---- > 2Al3+ + 3H2O
II. Nhơm hiđroxit: là chất lượng tính
1. Tác dụng với dd NaOH: Al(OH)3 + NaOH ----- > NaAlO2+ 2 H2O
pt ion:
Al(OH)3 + OH- ------ > AlO2- + 2H2O
2. Tác dụng với dd HCl: Al(OH)3 +6HCl ------ > AlCl3 + 3H2O
pt ion:
Al(OH)3 + 3H+ ------ > Al3+ +3H2O
Al(OH)3 thể hiện tính BaZo trội hơn tính axit, khi ở dạng axit Al(OH)3 yếu hơn cả axit
cacbonic
NaAlO2 + CO2 + 2H2O ------ > NaHCO3 + Al(OH)3
3. ðiều chế Al(OH)3
Al(OH)3 là chất lượng tính nên dễ tan trong dd kiềm dư do đó muốn điều chế Al(OH)3 cho
muối Al3+ tác dụng với dd NH3
AlCl 3 + 3NH3 + 3H2O ------ > Al(OH)3 + 3NH4Cl
III. Nhôm sunfat:
- Muối nhơm sunfat có nhiều ứng dụng nhất là muối kép của Nhôm với Kali ngậm nước gọi là phèn
chua K2SO4.Al2(SO4)3 .24H2O ( hay viết gọn KAl2(SO3)2.12H2O
- Nếu thay ion K+ bằng các ion khác như Li+ Na+ hay NH4+ ta không gọi là phen chua mà gọi
chung là phèn nhôm
IV: Nhận biết ionAl3+:
Cho từ từ dung dịch NaOH dư vào dung dịch, nếu thấy có kết tủa keo xuất hiện rồi tan trong NaOH thì
chứng tỏ có ion Al3+.
Al3+ + 3OH- → Al(OH)3

Al(OH)3 + OH-(dư)

→

AlO 2− + 2H2O

CÂU HỎI:
1/ Tính chất hố học chung của Al là gì? Viét pt chứng minh tính chất này?
2/ Tại sao nhơm khơng tan trong nước.? Nếu ngâm nhơm trong dd kiềm thì nhơm tan? Giải thích
3/ Nhơm tác dụng được với axit à tan được trong dd kiềm, ta kết luận Nhơm có tính lưỡng tính được
khơng ?
4/ Viết cong thức của Criolit và cho biết vai trị của nó trong q trình sản xuất nhơm
5/ nêu tính chất hố học của Al2O3 viết pt chứng minh
6/ Nêu tính chất hố học của Nhơm Hiđroxit. Viết pt chứng minh
7/ Trình bày cách nhận biết ion Al3+
Phương Pháp Giải tốn:
Có 2 dạng thường gặp:
Căn cứ vào phản ứng:
Al3+ + 3OHAl(OH)3
(1)
Al(OH)3 + OHAlO2- + 2H2O
(2)
Dạng toán 1: Biết n Al 3+ và nOH − . Xác ñinh lượng Al(OH)3
Nguyên tắc: lập tỉ lệ T =

nOH −
n Al 3+

Thư viện Tài liệu học

Trang 12


Kiến thức cơ bản Hóa 12

Phần: VƠ CƠ

Giá trị T
Phản ứng xảy ra
(1)
≤3
3(1) và (2)
(2)
≥4
Dạng toán 2: Biết n Al 3+ và n Al ( OH )3 . Xác ñịnh lượng OH-

Sản phẩm
Al(OH)3
Al(OH)3 và AlO2AlO2-

Nguyên tắc: So sánh n Al 3+ với n Al (OH )3

Nếu
n Al 3+ = n Al (OH )3
n Al 3+ ≠ n Al (OH )3

Phản ứng xảy ra
(1)

Kết quả
nOH − = 3 n Al (OH )3

Có 2 trường hợp xảy ra

Trường hợp 1: Chỉ có phản ứng (1) xảy ra
n Al 3+ dư so với nOH −
Trường hợp 2: Xảy ra cả 2 phản ứng (1) và
(2)

∑n

OH −

= nOH − (pư 1) + nOH − (pư 2)

Bài 31 : SẮT
I/ Vị trí trong bảng tuần hồn, cấu hình electron ngun tử:
- Sắt ở ơ thứ 26, thuộc nhóm VII B, chu kì 4
- Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d64s2 hay viết gọn [Ar]3d64s2
- Sắt có 2e lớp ngồi cùng và phân lớp 3d chưa bão hịa nên dễ dàng nhường 2e ở phân lớp 4s hoạc
nhường thêm 1e ở phân lớp 3d ñể tạo thành ion Fe2+, Fe3+.
+ Cấu hình của Fe2+: 1s22s22p63s23p63d6
+ Cấu hình của Fe3+ : 1s22s22p63s23p63d5
II. Tính chất vật lí:
Sắt là kim loại có màu trắng hơi xám, có khối lượng riêng lớn 7.9 g/cm3, nóng chảy ở 1540o. Sắt
dẫn điện dẫn nhiệt tương ñối tốt, và khác với các kim loại khác sắt có tính nhiễm từ
III. Tính chất hóa học:
Sắt có tính khử trung bình
+Khi tác dụng với chất oxi hóa yếu bị oxi đến số oxi hóa +2
Fe ------ > Fe2+ + 2e
+Cịn khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh bị oxi hóa đến số oxi hóa +3
Fe ------- > Fe3+ +3e
1/ Tác dụng với phi kim:Ở nhiệt ñộ cao, sắt khử nguyên tử phi kim thành ion âm và bị oxi hóa đến
số oxi hóa +2 hoặc +3

a/ Tác dụng với S: là chất oxi hóa yếu nên Fe khử S xuống số oxi hóa -2 cịn bị oxi hóa đến số
oxi hóa +2
Fe + S ------ > FeS
b/ Tác dụng với oxi: là chất oxi hóa mạnh nên Fe khử O2 xuống số oxi hóa -2 cịn Fe bị oxi hóa đến
số oxi hóa +2 hoặc +3
3Fe + 2O2 ------ > Fe3O4
c/ Tác dụng với Clo:
Fe sẽ khử Clo xuống số oxi hóa -1 cịn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +3
Fe + Cl2
FeCl3
2/ Tác dụng với axit:
a/ Tác dụng với H2SO4 loãng, HCl
- Fe khử ion H+ trong dd axit thành khí H2, cịn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +2
Ví dụ:
Fe + 2 HCl ---- > FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 loang ------ > FeSO4 + H2
Pt ion: Fe + 2 H+ ---- > Fe2+ + H2
b/ Tác dụng với H2SO4ñặc, HNO3 :
+5 +6

- Fe khử N , S xuống số oxi hóa thấp hơn, cịn Fe bị oxi hóa lến tới số oxi hóa là +3
Thư viện Tài liệu học
Trang 13


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

Fe + 4HNO3 ------ > Fe(NO3)3 + NO + 2H2O
Fe + 6 H2SO4 ññ ----- > Fe2(SO4)3 + 3 SO2 + 6 H2O

* Lưu ý: Fe bị thụ động hóa bới các axit HNO3, H2SO4 ñặc nguội
3/ Tác dụng với dd muối: Fe có thể khử được các ion kim loại đứng sau trong dãy hoạt động hóa
học
Fe + CuSO4 ----- > FeSO4 + Cu
4/ Tác dụng với nước:
- Ở nhiệt ñộ thướng sắt khơng khử được nước, nhưng ở nhiệt độ cao sắt khử được nước tạo ra khí
H2 và FeO hoặc Fe3O4
> 570
Fe + H2O
FeO + H2
< 570
3Fe + 4H2O
Fe3O4 + 4H2
IV: Trạng thái tự nhiên:
-Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái ñất
- Sắt tồn tại chủ yếu dạng hợp chất. Các quặng sắt quan trọng là: manhetic ( Fe3O4), hematic ñỏ (
Fe2O3), quặng hematic nâu (Fe2O3.nH2O), quặng xideric FeCO3, quặng pirit (FeS2 ).
- Sắt có trong hemoglobin của máu
- Trong các mẫu thiên thạch có Fe tự do

CÂU HỎI:
1/ Viết cấu hình e của Fe, Fe2+ Fe3+. Từ cấu hình tìm vị trí của Sắt trong bảng tuần hồn
2/ Khi nào Fe thể hiện số oxi hoá +2. Viết pthh
3/ Khi nào Fe thể hiện số oxi hoá +3. Viết pthh
4/ Nêu tên và viết công thức của các loại quặng sắt

Bài 32: HỢP CHẤT CỦA SẮT
I . Hợp chất sắt (II):
Trong phản ứng hóa học Fe2+ dễ nhường 1e ñể trở thành sắt ion Fe3+. Tuy nhiên cũng có thể nhận
22 để trở thành Fe. Vậy Fe2+ vừa có tính khử vừa có tính oxi hố

Fe2+ ------ > Fe3+ + 1e
(Khử)
Fe2+ + 2e ----- > Fe
( Oxi hoá )
1/ Sắt (II) oxit: FeO
- Là chất rắn màu ñen, không tồn tại trong tự nhiên. Do bị oxi không khí oxi hó thành Fe3+
- Sắt II oxit là chất khử nên phản ứng dễ dàng với chất oxi hóa
Ví dụ : Cho FeO vào dung dịch HNO3 loãng, H2SO4 ñặc
3FeO + 10 HNO3 ------ > 3 Fe(NO3)3 + NO + 5H2O
2FeO + 4 H2SO4 ñặc ----- > Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O
- Sắt II oxit ñược ñiều chế bằng cách cho Fe2O3 tác dụng với chất khử mạnh như H2 CO ở to cao
Fe2O3 + CO ----- > 2FeO + CO2
2/ Sắt ( II ) hiñroxit: Fe(OH)2
- Fe(OH)2 tinh khiết tồn tại dạng chất rắn màu trắng hơi xanh.
- Fe(OH)2 ñược ñiều chế bằng cách cho muối sắt Fe (II) phản ứng với dd kiềm trong điều kiện
khơng có khơng khí
Fe2+ + 2 OH- ----- > Fe(OH)2
- Nếu để lâu trong khơng khí Fe(OH)2 thì Fe(OH)2 dễ chuyển thành Fe(OH)3
4Fe(OH)2 + O2 + H2O
4Fe(OH)3
- ðiều chế Fe(OH)2 : dùng phản ứng trao ñổi ion giữa dung dịch muối sắt (II) với dung dịch bazơ.
Ví dụ: FeCl2 + 2 NaOH ----- > Fe(OH)2 + 2 NaCl
Fe2+ + 2 OH- ------ > Fe(OH)2
Thư viện Tài liệu học
Trang 14


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

3/ Muối sắt II
- ða số các muối sắt II dễ tan trong nước, khi kết tinh ở dạng muối ngậm nước
- Muối sắt II dễ bị oxi hóa thành sắt III bởi các chất oxi hóa
2FeCl2 + Cl2 ------ > 2FeCl3
- ðể ñiều chế muối sắt II cho Fe, FeO, Fe(OH)2 tác dụng với axit
Fe + 2HCl ----- > FeCl2 + H2
FeO + H2SO4 ------ > FeSO4 + H2O
Lưu ý: Dung dịch muối sắt II khi ñiều chế xong phải dùng ngay vài ñể lâu sẽ chuyển thành sắt III
II. Hợp chất sắt (III):
Trong hợp chất sắt (III) Fe có số oxi hóa là +3, khi tác dụng với chất khử, hợp chất sắt (III) bị khử
thành hợp chất sắt (II) hoặc kim loại sắt tự do.
Trong pư hoá học : Fe3+ + 1e
Fe2+
Fe3+ + 3e
Fe

tính chất chung của hợp chất sắt (III) là tính oxi hố.
1. Sắt ( III ) oxit: Fe2O3
- Fe2O3 là chất rắn màu nâu đỏ, khơng tan trong nước
- Fe2O3 là oxit bazo và là chất oxi hoá
+ Fe2O3 là oxit bazo nên dễ tan trong dd axit:
Fe2O3 + 6HCl ----- ? 2FeCl3 + 3H2O
+ Fe2O3 dễ bị khử bởi các chất khử ở to cao: CO, C, H2 thành sắt
Fe2O3 + 3H2 ----- > 2Fe + 3H2O
- ðiều chế sắt III oxit bằng phản ứng phân hủy Fe(OH)3 ở nhiệt ñộ cao
2Fe(OH)3 ------- > Fe2O3 + 3H2O
Trong tự nhiên sắt III oxit tồn tại dạng quặng hematic
2. Sắt ( III ) hiđroxit: Fe(OH)3
- Fe(OH)3 là chất rắn màu nâu đỏ, khơng tan trong nước
- Fe(OH)3 là bazo dễ tan trong axit
Fe(OH)3 + 3HCl
FeCl3 + 3H2O
- ðiều chế Fe(OH)3 bằng phản ứng trao ñổi ion giữa dd muối sắt III với dd kiềm
FeCl3 + 3NaOH
Fe(OH)3 + 3NaCl

3. Muối sắt ( III ) có màu vàng
- ða số mi sắt ( III ) tan trong nước, khi kết tinh tồn tại dạng muối ngậm nước
- Các muối sắt ( III ) có tính oxi hóa
2FeCl3 + Fe
3FeCl2
2FeCl3 + Cu
2FeCl2 + CuCl2

CÂU HỎI:
1/ Cho biết tính chất chung của hợp chất Fe ( II )
2/ Nêu tính chất hố học của FeO. Viết pthh
3/ Tại sao Fe(OH)2 khơng thể để lâu trong khơng khí. Viết pthh
4/ Fe(OH)2 ñược ñiều chế bằng cách nào? Viết pt
5/ Muối Fe ( II ) thường có màu gì? được điều chế bằng cách nào?
6/ Tính chất chung của sắt III là gì ? Viết pt minh hoạ
7/ Nêu tính chất của Fe2O3 và viết pt minh hoạ
8/ Muối sắt III có màu gì và được điều chế bằng cách nào?

Bài 33: HỢP KIM CỦA SĂT
I. GANG
1/ Khái niệm: Gang là hợp kim của sắt với C, trong đó có từ 2% đến 5% khối C, ngồi ra cịn 1
lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S…
Thư viện Tài liệu học

Trang 15


Kiến thức cơ bản Hóa 12

Phần: VƠ CƠ

2/ Phân loại:

a/ Gang xám: là gang có chứa C ở dạng than chì
b/ Gang trắng: là gang có chứa C ít hơn, chủ yếu dạng xêmentit
3/ Sản xuất
a/ Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxit bằng than cốc trong lò cao
b/ Nguyên liệu:
Quặng sắt oxit ( thường là quặng hematite ñỏ Fe2O3), than cốc và chất chảy( CaCO3, SiO2)
c/ Các phản ứng xảy ra trong lò cao:
Phản ứng tạo thành chất khử: xảy ra ở phần nồi lò ở 1400oC --- > 1800oC
- Khơng khí nóng được nén vào phần trên cảu nồi lị để đốt cháy C thành CO2
C + O2
CO2 ∆H > 0
- Khí CO2 bay lên gặp lớp than cốc bị khử thành CO
CO2 + C
2CO ∆H < 0
Phản ứng khử sắt oxit: xảy ra ở phần thân lò 400oC ----- > 800oC
Phần trên của thân lò: ở 400oC săt III oxit bị khử thành oxit sắt từ
3 Fe2O3 + CO
2Fe3O4 + CO2
Phần giữa của thân lò: oxit sắt từ bị khử thành sắt II oxit ở 500oC ----- > 600oC
Fe3O4 + CO
3FeO + CO2
Phần dưới của thân lò: sắt II oxit bị khử thành sắt kim loại ở 700oC ----- > 800oC
FeO + CO
Fe + CO2
Phản ứng tạo xỉ: xảy ra ở bụng lị ở nhiệt độ 1000oC --- > 1500oC
- Ở phân này nhiệt độ 1000oC thì CaCO3 bị phân hủy và tạo xỉ
CaCO3 ------ > CaO + CO2
CaO +SiO2 ------- >CaSiO3
d/ Sự tạo thành gang:
Ở phần bụng lò sắt chảy lỏng ra hòa tan một phần C và một số nguyên tố khác: Mn, Si, S.. tạo
thành gang. Sau đó người ta tháo gang ra ở nồi lò
II. Thép:
1/ Khái niệm: Thép là hợp kim của sắt có chứa 0.01
2% khối lượng C cùng với một soosnguyeen
tos khác Si, Mn, Cr, Ni…
2/ Phân loại: dựa vào thành phần chia làm 2 loại

a/ Thép thường ( hay thép Cacbon)
- Thép mềm: Chứa không quá 0.1 % C. Dùng gia cơng kéo sợi, vật liệu đời sống và xây dựng
- Thép cứng: Chứa trên 0.9% C. Dùng chế tạo các dụng cụ, chi tiết máy….
b/ Thép ñặc biệt: Người ta ñưa thêm vào thếp một số kim loại làm cho kim loại có những tính chất
đặc biệt
+ Thép 13% Mn rất cứng dùng làm máy nghiềm ñá
+ Thép chứa 20% Cr, 10% Ni rất cứng và không rỉ, dùng làm dụng cụ gia đình và y tế
+ Thép chứa khoảng 18% W, 5% Cr rất cứng dùng chế máy cắt, gọt, máy nghiền
3/ Sản xuất thép:
a/ Nguyên tắc: Làm giảm các tạp chất C, Si, Mn … có trong gang bằng cách oxi hóa và tách chúng
ra dưới dạng xỉ
b/ Các phương pháp luyện thép:
Phương pháp Bet-xơ-me: Dùng luồng khơng khí mạnh thổi vào gang lỏng
-Ưu điểm: Luyện nhanh
- Nhược điểm: Khơng lun được thép chứa nhiều P và có thành phần như ý muối
Phương pháp Mac – tanh: dùng khơng khí nóng hoặc nhiên liệu khí oxi hóa các tạp chất trong
thời gian dày
- Ưu điểm: Luyện được thép có thành phần mong muốn
- Nhược điểm: Mất nhiều thời gian và năng lượng
Phương pháp lị điện: Dùng dịng điện tạo ra hồ quang để oxi hóa các tạp chất với điện cực than
chì
-Ưu điểm: Luyện được thép có kim loại nhiệt độ nóng chảy cao và thép không chứa P, S
Thư viện Tài liệu học

Trang 16


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

- Nhược điểm: Dung tích nhỏ, tốn điện năng

CÂU HỎI:
1/ Hợp kim là gì? Giữa gang và théo có điểm gì giống và khác nhau
2/ Nêu nguyên tắc và nguyên liểuan xuất Gang
3/ Cho biết cá giai đoạn xảy ra ở lị cao trong quá trình luyện Gang
4/ Viết pt chuyển Fe2O3 thành Fe ở phân thân lò cao
5/ Cho biết vai trò xỉ lị cao? Viết pt tạo xỉ
6/ Thép đặc biệt có điểm gì khác với thép thường

Bài 34: CROM và HỢP CHẤT CỦA CROM
I / Vị trí và cấu hình electron của Crom:
- Crom thuộc ơ thứ 24, chu kì 4, nhóm VI B
- Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d44s2. ðể đạt cấu hình electron bền hơn nên 1e của phân lớp 4s sẽ
chuyển và 3p, nên ta có cấu hình e của Crom là: 1s22s22p63s23p63d54s1
II / Tính chất vật lí:
Crom là kim loại màu trắng ánh bạc, có khối lượng riêng lơn. Crom là kim loại cứng nhất có thể
rạch được thủy tinh
III / Tính chất hóa học:
- Crom là kim loại có tính khử trung bình. Mạnh hơn Sắt nhưng yếu hơn Kẽm
- Trong các phản ứng hóa học Crom tạo hợp chất có số oxi hóa từ +1
+6 ( thường là số oh +2;
+4; +6)
1/ Tác dụng với phi kim:
Ở nhiệt ñộ thường Crom chỉ phản ứng ñược với Flo. Còn ở nhiệt ñộ cao Crom tác dụng ñược với
O2, Cl2 và S…
4Cr + 3O2 ----- > 2Cr2O3
2Cr + 3Cl2 ----- > 2CrCl3
2Cr + 3S ------- > Cr2S3
2/ Tác dụng với nước:

Crom không tác dụng với nước dù ở nhiệt độ cao, do có màng oxit Cr2O3 bảo vệ, nên Crom ñược
dùng ñể mạ lên những dụng cụ bằng thép
3/ Tác dụng với axit:
a/ Axit HCl và H2SO4
- Do có màng oxit bảo vệ nên Crom khơng pahnr ứng với HCl, H2SO4 lỗng ở điều kiện thường,
nhưng khin đun nóng lớp oxit bị phá vỡ Crom sẽ phản ứng giải phóng H2
Cr + 3HCl ----- > CrCl2 + H2
Cr + H2SO4 ------ > CrSO4 + H2
b/ Axit HNO3 và H2SO4 đặc nóng
+6

+5

Crom sẽ khử S và N trong H2SO4 và HNO3 xuống số oxi hóa thấp hơn, còn Crom bị oxi thành
+3

Cr
0

+5

+3

+2

Cr + 4 H NO3
Cr ( NO3 ) 3 + N O + 2H2O
Lưu ý: Cr bị thụ động hóa trong HNO3 đặc nguội và H2SO4 ñặc nguội
IV. Hợp chất của Crom
1/ Hợp chất crom ( III )
Hợp chất Crơm III có số oxi hố trung gian nên vừa có tính khử vừa có tính oxi hố

a/ Crom ( III ) oxit: Cr2O3
- Crom ( III ) oxit là chất rắn, màu lục thẩm, khơng tan trong nước
- Cr2O3 là oxit lưỡng tính
Tác dụng với axit: Cr2O3 + 6HCl --- > 2CrCl3 + 3H2O
Tác dụng với bazo: Cr2O3 + 2NaOH ---- > 2NaCrO2 + H2O

Thư viện Tài liệu học

Trang 17


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

Trong hợp chất Crom( III ) Crom có số oxi hóa trung gian, nên ion Cr3+ trong dd vừa có tính oxi
hóa ( trong mơi trường axit) vừa có tính khử ( trong môi trường kiềm)
+3

+2

2 Cr Cl 3 + Zn ---- > 2 Cr Cl 2 + ZnCl2
+3

+2

+2

2 Cr + Zn ------ > 2 Cr + Zn
+3

+2

0

−1

2 Na Cr O2 + 3 Br 2 + 8NaOH ------ > 2 Na 2 CrO 4 + 6 Na Br + 4H2O
b/ Crom ( III ) hiñroxit: Cr(OH)3
- Cr(OH)3 là chất rắn màu lục xám, khơng tan trong nước
- Cr(OH)3 là một hiđroxit lưỡng tính, giống như Al(OH)3
Cr(OH)3 + 3HCl ----- > CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH ----- > NaCrO2 + 2H2O
2/ Hợp chất Crom (VI)
a/ Crom ( VI) oxit: CrO3
- CrO3 là rắn, màu ñỏ thẩm
- CrO3 là một oxit axit tác dụng với nước tạo ra axit
CrO3 + H2O ---- > H2CrO4 ( axit cromic)
2CrO3 + H2O ---- > H2Cr2O7 ( axit ñicromic )
- Axit này chỉ tồn tại trong dd không tách ra được ở dạng tự do
- CrO3 có tính oxi hóa mạnh làm bốc cháy một số chất vơ cơ và hữu cơ: C, P, C2H5OH…
b/ Muối crom ( VI )
- Muối crom ( VI ) là hợp chất bền có thể tách ra khỏi dd
+ Muối Cromat: Na2CrO4, K2CrO4 là muối của axit Cromic, ion CrO42- trong dd có màu vàng
chanh
+ Muối ñicromat: Na2Cr2O7, K2Cr2O7 là muối của axit ñicromat, ion Cr2O72- trong dd có màu
vàng cam
- Các muối Cromat và đicromat có tính oxi hóa mạnh trong mơi trường axit
+6

+2

+3

+3

K 2 Cr O7 + 6 Fe SO4 + 7H2SO4
3 Fe( SO4 ) 3 + Cr 2 ( SO4 ) 3 + K2SO4 + 7H2O
Trong dd có ion Cr2O72- (vàng cam ) ln có mặt ion CrO42- ( vàng chanh) ở dạng cân bằng
Cr2O72- + H2O
CrO42- + H+
(vàng cam )
( vàng chanh)
Nên dd cromat ( vàng chanh) thêm H+ vào chuyển thành ( vàng cam) và thêm OH vào dd ñicromat
( vàng cam) sẽ chuyển thành màu (vàng chanh)

CÂU HỎI
1/ Viết cấu hình của Cr. Từ cấu hình tìm vị trí của Cr trong bảng tuần hồn
2/ Nêu tính chất hố học của Cr đơn chất . Viết pthh với HCl và HNO3 loãng (so sánh với Fe )
3/ Nêu tính chất hố học cảu CrO3. Viêt pthh ( so sánh với Al2O3 )
4/ Tính chất hố học của Cr(OH)3 là gì? Viết pt ( so sánh với Al(OH)3 )
5/ Giải thích sự chuyển đổi qua lại của Cromat và ñiCromat trong dd axit và dd bazo

Bài 35: ðỒNG và HỢP CHẤT
I. Vị trí và cấu hình của ðồng:
- ðồng ( Cu ) thuộc ô thứ 29, chu ki 4, nhóm IB
- ðồng có cấu hình e bất thường: 1s22s22p63s23p63d104s1
Ngun tử đồng có cấu hình e đặc biệt, do 1e ở phân lớp 4s chuyển vào phân lớp 3d để đặc cấu hình
bền hơn. Nên đồng có 2 số oxi hóa +1, +2
II .Tính chất hóa học:
ðồng kim loại có màu đỏ, khơi lượng riêng lớn, nóng chảy 1083oC. ðồng tinh khiết tương ñối mèm

và dẻo. ðồng dẫn điện, dẫn nhiệt tốt chỉ kém Ag
III. Tính chất hóa học:
Thư viện Tài liệu học
Trang 18


Phần: VƠ CƠ

Kiến thức cơ bản Hóa 12

ðồng là kim loại kém hoạt động, có tính khử yếu
1/ Tác dụng với phi kim:
- Ở nhiệt ñộ thường ñồng phản ứng với Clo, Brom tác dụng yếu với oxi tạo màng oxit CuO
- Ở nhiệt ñộ cao Cu phản ứng ñược với O2, S nhưng khơng phản ứng được với H2, N2 và C
2/ Tác dụng với axit:
- Cu là kim loại yếu ñứng sau H và trước Ag trong dãy hoạt động hóa học nên khơng phản ứng
được với H2O và với H+ trong dd HCl và H2SO4 loãng
+5

+6

- ðối với HNO3 và H2SO4 đặc nóng thì Cu khử N và S xuống số oxi hoá thấp hơn
0

+6

0

+5

0

+5

+2

+4

Cu + 2 H 2 S O4 ( ñặc) --- > Cu SO4 + S O2 + 2H2O
+2

+4

Cu + 4 H N O3 ( ñặc) ---- > Cu ( NO3 ) 2 + 2 N O2 + 2H2O
+2

+2

3 Cu + 8 H N O3 ( loãng) ----- > 3 Cu ( NO3 ) 2 + 2 N O + 4H2O
IV. Hợp chất của ñồng:
1. ðồng ( II ) oxit: CuO
- ðồng ( II ) oxit là chất rắn màu đen, khơng tan trong nước
- CuO là oxit bazo và có tính oxi hố tác dụng dễ dàng với axit và oxit axit
CuO + H2SO4 ----- > CuSO4 + H2O
CuO + 2HNO3 ñặc --- > Cu(NO3)2 + H2O
- Khi đun nóng CuO bị H2, CO, C khử thành Cu
CuO + H2 ----- > Cu + H2O
2/ ðồng ( II ) hiñroxit: Cu(OH)2
- ðồng ( II ) hiđroxit là chất rắn màu xanh, khơng tan trong nước
- Cu(OH)2 là bazo, dễ tan trong dd axit

Cu(OH)2 + 2HCl
CuCl2 + H2O
- Cu(OH)2 dễ bị phân hủy bởi nhiệt
t
Cu(OH)2
CuO + H2O
3/ Muối ñồng ( II ):
- Dung dịch muối đồng có màu xanh
- Thường gặp là muối CuCl2, CuSO4, Cu(NO3)2
- CuSO4 kết tinh ở dạng muối ngậm nước có màu xanh, dạng khan có màu trắng
t
CuSO4.H2O
CuSO4 + 5H2O
Xanh
trắng
4/ Ứng dụng:
- ðồng kim loại có nhiều ứng dụng trong nghành công nghiệp và kĩ thuật. Dùng làm ñây dẫn ñiện,
chế tạo hợp kim
- Hợp chất của ñồng sunfat dạng khan dùng nhận biết dấu vết hơi nước trong các chất

Bài: SƠ LƯỢC NIKEN – KẼM - THIẾC – CHÌ
I. Niken: Ni
1. Vị trí trong bảng tuần hồn:
Niken thuộc ơ thứ 28, nhóm VIIIB, chu kì 4 của bảng tuần hồn
2. Tính chất và ứng dụng:
- Niken là kim loại có màu trắng bạc, rất cứng, khối lượng riêng lớn, tonc cao
- Niken là kim loại có tính khử yếu hơn sắt. Nên ở ñiều kiện thường bền với khơng khí và nước. Ở
nhiệt độ cao tác dụng ñược với nhiều ñơn chất và hợp chất
Ni + O2 ------ > 2NiO
Ni + Cl2 ----- > NiCl2
Thư viện Tài liệu học

Trang 19


Kiến thức cơ bản Hóa 12

Phần: VƠ CƠ

- Niken ứng dụng để chế tạo hợp kim có độ bền cơ học và hóa học cao, mạ lên bề mặt sắt để chống
gỉ
II. Kẽm: Zn
1. Vị trí trong bảng tuần hồn:
Kẽm ở ơ thứ 30 thuộc nhóm IIB, chu kì 4 của bảng tuần hồn
2. Tính chất và ứng dụng:
- Kẽm nguyên chất là kim loại có màu lam nhạt, nhưng để trong khơng khí có màu xám do bị phủ
một lớp oxit ( ZnO). Ở điều thường Zn khá giịn, khi đun nóng 100 – 150 oC thì trở nên dẻo đến 200
o
C thì giịn trở lại
- Kẽm có tính khử mạnh hơn sắt. Tác dụng ñược với nhiều ñơn chất và hợp chất
2Zn + O2 ------ > 2ZnO
Zn + S ------ > ZnS
- Kẽm dùng ñể chế tạo hợp kim, mạ lên sắt ñể bảo vệ sắt. ZnO dùng trong y học
III. Chì: Pb
1. Vị trí trong bảng tuần hồn
Chì ở ơ thứ 82, nhóm IV A, chu kì 6
2. Tính chất và ứng dụng:
- Chì là kim loại có màu trắng hơi xanh, khối lượng riêng lớn, mềm và dẻo
- Ở điều kiện thường chi khơng phản ứng với O2 , S do có màng oxit bảo vệ, khi đun nóng chi phản
ứng hồn tồn với O2, S
2 Pb + O2 ------ > 2 PbO

Pb + S ------ > PbS
- Chì và hợp chất của chì rất độc
- Chì được dùng chế tạo các bản cực acquy
IV: Thiếc: Sn
1. Vị trí trong bảng tuần hồn:
Thiếc ở ơ thứ 50, thuộc nhóm IV A, chu kì 5 của bảng tuần hồn
2. Tính chất và ứng dụng:
- Thiếc có 2 dạng thù hình: thiếc trắng và thiếc xám
- Ở điều kiện thường thiếc là kim loại màu trắng bạc, có khối lượng riêng lớn, mèm dẻo
- Thiếc phản ứng chậm nhiều ñơn chất và hợn chất
Sn + 2 HCl ------ > SnCl2 + H2
Sn + O2 ----- > SnO2
- Thiếc dùng ñể phủ lên bề mặt của sắt ñể chống gỉ, làm bảng tụ ñiện. SnO2 ñược dùng làm men
trong trong CN gốm sứ

Bài 40: NHẬN BIẾT CÁC ION TRONG DUNG DỊCH
I. Nguyên tắc nhận biết các ion trong dd:
ðể nhận biết 1 ion trong dd người ta thêm vào dd thuốc thử tạo với ion đó sản phẩm trưng: kết tủa,
chất có màu, hoặc khí khó tan (sủi bọt hoặc bay hơi)
II. Nhận biết các cation trong dd:
1. Nhận biết cation Na+ :
- Các muối Natri tan tốt trong nước và khơng có màu. Nên để nhận biết ion Na+ ta dùng pp vật lí là
thử màu ngọn lửa
- Cách nhận biết: Cho một ít muối Na (dạng dd hoặc rắn) lên dây Platin rồi nung trên ngọn lửa vơ
sắc thì thấy ngọn lửa màu vàng tươi. ðó là màu của ion Na+
Thư viện Tài liệu học
Trang 20