Đáp án thi ĐH Sinh-mđ 524

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (296.74 KB, 19 trang )

(1)<div class='page_container' data-page=1>

CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI

Bài 1: VỊ TRÍ KIM LOẠI TRONG HỆ THỐNG TUẦN HỒN

CẤU TẠO KIM LOẠI – HỢP KIM

I. VỊ TRÍ CÁC NGUYÊN TỐ KIM LOẠI TRONG HTTH

Trong số hơn 110 nguyên tố hóa học mà ngày nay đã biết, có tới gần 90 nguyên tố là kim loại.
Trong HTTH, các nguyên tố kim loại ở những vị trí sau:

–...

Nói chung, các nguyên tố kim loại được xếp ... bảng HTTH
II. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI

1. Cấu tạo nguyên tử:

– Lớp ngồi cùng có ... electron (thường chứa …. ….e–);

– Trong cùng chu kỳ, bán kính nguyên tử kim loại ... hơn các phi kim. 
2. Cấu tạo tinh thể:

– Ở điều kiện thường, các kim loại ở trạng thái ………. có cấu tạo tinh thể (trừ ……….. ở thể lỏng).

–Ba kiểu mạng tinh thể chính của kim loại là: lập phương tâm khối (………. …); lập phương tâm diện (Cu, Ag, Au,
Al,…); lục phương (Be, Mg, Zn,…)

– Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion dương kim loại nằm ở các nút mạng tinh thể. Các electron hóa trị liên kết
yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể.

3. Liên kết kim loại

Liên kết kim loại là liên kết được hình thành ………

–Khác với liên kết cộng hóa trị do những đơi electron tạo ra, liên kết kim loại do

………………

–Khác với liên kết ion là tương tác tĩnh điện giữa ion dương và ion âm. Liên kết kim loại do
………

Bài 2: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI

I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ

1. Tính chất vật lí chung:

a. Tính dẻo : Những kim loại có tính dẻo hơn cả là Au, Ag, Al, Cu, Sn… Nhờ có tính dẻo, kim loại dễ dát mỏng, kéo
sợi.

b. Tính dẫn điện : – Dẫn điện tốt nhất là Ag, sau đó đến Cu, Au, Al, Fe…

–Khi nhiệt độ tăng, tính dẫn điện của kim loại giảm. Do ở nhiệt độ cao, các ion dương dao động tăng lên, làm cản trở
sự chuyển động của dịng e tự do.

c. Tính dẫn nhiệt :

Nói chung, những kim loại nào dẫn điện tốt thì cũng dẫn nhiệt tốt. Tính dẫn nhiệt giảm dần theo thứ tự : Ag, Cu, Al, Fe, …
d. Ánh kim :

Kim loại có ánh kim nhờ những electron tự do trong kim loại phản xạ tốt những tia sáng có bước sóng trong vùng
khả kiến (tia sáng nhìn thấy được).

Tóm lại: Tính chất vật lý chung của kim loại gây nên bởi sự có mặt của các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại.
2. Tính chất vật lí riêng :

a. Khối lượng riêng D (g/cm3) :

Kim loại có khối lượng riêng nhỏ nhất là Li (0,5) ; lớn nhất là Os (22,6)
D < 5(g/cm3) : kim loại nhẹ (Na, K, Mg, Al…)

</div>
(2)<div class='page_container' data-page=2>

Kim loại dễ nóng chảy nhất: Hg (–39oC); khó nóng chảy nhất là W (3410oC)

c. Độ cứng: Một số kim loại mềm như sáp, có thể cắt dễ dàng bằng dao: Na, K, Cs…; có kim loại rất cứng, cứng nhất là Cr
Tóm lại: Những tính chất vật lí riêng của kim loại phụ thuộc chủ yếu vào độ bền của liên kết kim loại, nguyên tử khối,
kiểu mạng tinh thể, mật độ electron tự do trong mạng tinh thể, … của kim loại.

II. TÍNH CHẤT HĨA HỌC CỦA KIM LOẠI

Tính khử (bị oxi hóa): M  Mn+ + ne–

1. Tác dụng với phi kim :

Kim loại (trừ Au, Pt) + O2  

Oxit Kim loại
Vd: 3Fe + 2O2  

Fe3O4 ; 4Al + 3O2  

2Al2O3
Kim loại + Phi kim  

Muối
Vd: 2Fe + 3Cl2  

2FeCl3 ; Fe + S  

FeS
2. Tác dụng với Axit :

a. Dung dịch HCl, H2SO4 loãng (axit loại 1):

Kim loại đứng trước H khử được H+ trong dung dịch axít thành H
2
Vd: 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2

Fe + H2SO4  FeSO4 + H2 (Sản phẩm là muối sắt II)
b. Axit có tính oxy hóa mạnh:H2SO4 đặc, HNO3 (axit loại 2)

Hầu hết các kim loại (trừ Pt, Au) khử được
+5

N và +6S trong axit xuống mức oxi hóa thấp hơn
M + H2

6
S


O4 (đặc) 

Muối sunfat + (

4
2
S O

,
0
S,
2
2

H S ) + H

2O

Vd: Cu + 2H2SO4 (đặc) 

CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Fe + 6H2SO4 (đặc) 

Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O (Muối sắt III)
M + H

N O3 to Muối nitrat + (
4

N O ,N O2 ,N O12 ,N02,
3

4 3

N H NO )+H

2O

Vd: Fe + 6HNO3(đặc) 

Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O (Muối sắt III)
3Cu + 8HNO3 (oãng)   3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

* Nếu HNO3 đặc

 



NO2 ; HNO3 loãng

 



NO

Lưu ý:

*Các kim loại Al, Cr, Fe thụ động hóa trong HNO3 đặc, nguội và H2SO4 đặc, nguội. (do tạo lớp oxit bền vững và
liên tục bao bọc kim loại bên trong)

3. Tác dụng với H2O :

– Kim loại có tính khử mạnh như nhóm IA, nhóm IIA (trừ Be, Mg) khử được H+ trong nước ở nhiệt độ thường
M + n H2O  M(OH)n + 2

n

H2

Vd: Na + H2O  NaOH + ½ H2 ; Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2

– Kim loại có tính khử trung bình (Zn, Fe, . . .) khử được nước ở nhiệt độ cao
Vd: 3Fe + 4H2Ohơi






570oC( 500oC)

Fe3O4 + 4H2
Fe + H2Ohơi





570oC

FeO + H2

–Kim loại có tính khử yếu (Pb, Cu, Ag, . . .) không khử được nước
4. Tác dụng với dung dịch Muối:

M + dung dịch muối của M’  muối của M + M’

Điều kiện: – M đứng trước M’ trong dãy hoạt động hoá học.
– M không tác dụng H2O ở to thường.

</div>
(3)<div class='page_container' data-page=3>

Vd1: Cho đinh sắt vào dung dịch đồng II sunfat:

Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu (Đồng màu đỏ bám vào đinh sắt)
Vd2: Cho mẫu Na vào dung dịch CuSO4 :

Na + H2O  NaOH +

2 H2 (Sủi bọt khí)

2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4 (Kết tủa xanh)
5. Tác dụng với dung dịch kiềm:

Các kim loại Al, Zn, Be có thể tác dụng với dung dịch kiềm
Vd: Al + NaOH + H2O  NaAlO2 +

3
2 H2

Bài 3: DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI

I. KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXY HÓA – KHỬ CỦA KIM LOẠI

... ... ... ...
... ... ... ...
II. DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI :

Tính ... của các ion kim loại ...

Tính ... của các kim loại ...
III. Ý NGHĨA CỦA DÃY ĐIỆN HÓA

... ... ... ...
... ... ... ...
VD:

Câu 1:Trong các phản ứng sau:

(1) Cu + 2Ag+



Cu2+ + 2Ag;

(2) Cu + Fe2+



Cu2+ + Fe;

(3) Zn + Cu2+



Zn2+ + Cu

Phản ứng nào có được theo chiều thuận?
A. Chỉ có 1 B. Chỉ có 3
C. Chỉ có 2, 3 D. Chỉ có 1 và 3
C

â u 2: Cho 4 ion Al3+, Zn2+, Cu2+, Pt2+, chọn ion có tính oxi hố mạnh hơn Pb2+
A. Chỉ có Cu2+, Pt2+ C. Chỉ có Al3+, Zn2+

B. Chỉ có Cu2+ D. Chỉ có Al3+
C

â u 3: Cho 4 kim loại Mg, Al, Zn, Cu. Chọn kim loại có tính khử yếu hơn H2.
A. Mg và Al C. Zn và Cu

B. Al vaø Zn D. Chỉ có Cu
C

â u 4: Xếp các cặp oxi hoá khử sau theo thứ tự tăng dần tính oxi hố của các ion kim loại: 
Zn2+/ Zn (1), Fe2+/ Fe (2), Al3+/Al (3), 2H+/H2 (4), Ag+/Ag (5), Cu2+/Cu (6), Fe3+/Fe2+ (7)
A. 6 < 3 < 1 < 2 < 4 < 7 < 5

B. 5 < 1 < 6 < 2 < 3 < 4 < 7
C. 4 < 6 < 7 < 3 < 2 < 1 < 5
D. 3 < 1 < 2 < 4 < 6 < 7 < 5
C

â u 5: Kim loại đẩy được Cu ra khỏi dung dịch CuSO4 là 
A : Na , Mg , Zn , Fe , Pb

B : Mg , Zn , Fe , Pb

</div>
(4)<div class='page_container' data-page=4>

C

â u 6: Cho phản ứng: 2M + nFeSO4  M2(SO4)n + nFe. Kim loại M là
A. K, Mg B. Ba, Al C. Mg,Zn D. Al, Ni

Câu 7:Từ đó hãy cho biết những cặp chất nào sau đây có thể tác dụng với nhau: FeCl2, Cu(NO3)2, FeCl3, Fe,Cu.
A. 2 và 4 B. 2 và 3; 1 và 2 C. 2 và 4; 3 và 4. D. 2 và 4; 3 và 4; 3 và 5

Câu 8 :Phản ứng nào sau đây không thể xảy ra:

A. AgNO3 + Fe(NO3)2  Fe(NO3)3 + Ag B. Cu + 2FeCl3  CuCl2 + Fe
C. Cu + FeCl3 CuCl2 + FeCl2 D. Fe + 2FeCl33FeCl2

Câu 9:Kim loại Ni phản ứng được với tất cả muối trong dd ở dãy nào sau đây?
A. NaCl, AlCl3, ZnCl2 B. MgSO4, CuSO4, AgNO3

C. Pb(NO3)2, AgNO3, NaCl D. AgNO3, CuSO4, Pb(NO3)2

Câu 10:Cho ba kim loại là Al, Fe, Cu và bốn dung dịch muối riêng biệt là ZnSO4, AgNO3, CuCl2, MgSO4. Kim loại tác
dụng được với cả bốn dd muối đã cho là

A. Al B. Fe C. Cu D. Không kim loại nào tác dụng được

 Fe + dd AgNO3 dư : Fe + 2AgNO3  (NO3)2 + 2Ag

(NO3)2 + AgNO3 dư  (NO3)3 + Ag

Fe + 3AgNO3  Fe(NO3)3 + 3Ag

Bài 4: HỢP KIM

I. Định nghĩa: Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại phi kim khác
Vd: Thép là hợp kim sắt với cacbon và một số nguyên tố khác. Duyra là hợp kim của Al với Cu, Mn, Mg, Si.
II. Tính chất của hơp kim

Hợp kim có những tính chất hố học tương tự tính chất của các chất các đơn chất tham gia tạo thành hợp kim, cịn
tính chất vật lý và tính chất cơ học của hợp kim lại khác nhiều với tính chất các đơn chất.

Người ta đã chế tạo được hàng trăm loại hợp kim có những đặc tính rất q như:

–Hợp kim khơng bị ăn mịn: Fe-Mn-Cr (thép inox), Cu-Zn (đồng thau), …

–Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe, …

– Hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn-Pb (thiếc hàn có to

nc = 210oC), Bi-Pb-Sn-Sb (tonc = 65oC)

–Hợp kim nhẹ, cứng, bền: Al-Si, Al-Cu-Mn-Mg

–Hợp kim có điện trở lớn: Co-Zn-Ni, Cu-Mn-Ni

Bài 5: ĂN MÒN KIM LOẠI

I. ĐỊNH NGHĨA

Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong mơi trường xung quanh. 
Kim loại bị oxi hóa thành ion dương M  Mn+ + ne–

II. PHÂN LOẠI: Có 2 loại chính: ăn mịn hóa học và ăn mịn điện hóa.
1. Ăn mịn hóa học :

Là q trình oxi hóa – khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.
(xảy ra ở các thiết bị lò đốt, thường xuyên tiếp xúc với hơi nước, khơng khí, …)

Vd: 2Fe + 3Cl2



 

2FeCl3 3Fe + 4H2O



 

Fe3O4 + 4H2

– Đặc điểm: khơng phát sinh dịng điện; nhiệt độ càng cao  tốc độ ăn mòn càng nhanh.
2. Ăn mòn điện hóa học:

– Là q trình oxi hóa khử trong đó kim loại bị ăn mịn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng
electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương.

–Điều kiện xảy ra sự ăn mịn điện hóa học: Phải hội đủ 3 điều kiện:

(1) Ph i có các đi n c c khác nhau v b n ch t:

ả

ệ

ự

ề ả

ấ

Cực (–) (bị ăn mòn) Cực (+) Ví dụ

Kim loại mạnh hơn Kim loại yếu hơn Zn – Cu

</div>
(5)<div class='page_container' data-page=5>

Kim loại Hợp chất hóa học Fe – Fe3C
(2) Các điện cực phải tiếp xúc nhau trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn.
(3) Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch điện li.

–Cơ chế sự ăn mịn điện hóa:

Vd1: Hợp kim Zn–Cu bị ăn mòn trong H2SO4 loãng :
Zn hoạt động mạnh hơn Cu  Zn là cực (–) và Cu là cực (+)

Tại cực Zn (–): Zn  Zn2+ + 2e 
Tại cực Cu (+) : 2H+ + 2e  H

2

Vậy Zn bị ăn mịn điện hóa nhanh trong dung dịch H2SO4 lỗng và tạo nên dịng điện, bọt khí thốt ra từ cực dương là Cu.
Lưu ý: Nếu cho lá Zn nguyên chất vào dung dịch H2SO4 lỗng, lúc đầu lá Zn bị ăn mịn hóa học nhưng sau đó bọt khí

H2 sinh ra bao kín lá Zn khiến cho Zn ngừng tan hoặc tan rất chậm. Trong khi đó, Zn khơng ngun chất (vd hợp kim

Zn–Cu) sẽ tan nhanh do hiện tượng ăn mòn điện hóa như vd trên.
Vd2: Sự rỉ sét của Gang thép trong khơng khí ẩm :

Gang thép là hợp kim Fe – C, gồm những tinh thể Fe tiếp xúc trực tiếp với tinh thể C (graphit). Khi tiếp xúc với

khơng khí ẩm có hịa tan khí CO2, O2, … sẽ tạo ra lớp dung dịch điện li phủ ngoài kim loại.

Tại cực (– )Fe: xảy ra sự oxi hóa: Fe  Fe2+ + 2e
Tại cực (+)C: xảy ra sự khử: H2O+ ½O2 + 2e  2OH–

Những ion Fe2+ tan vào dung dịch chất điện li có hịa tan khí O

2. Tại đây, những ion Fe2+ bị oxy hoá tiếp thành Fe3+
và cuối cùng tạo ra gỉ sắt có thành phần Fe2O3.nH2O

III. CÁCH CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI

1. Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn, xi, mạ, phủ lớp polime…(lớp bảo vệ phải bền với mơi trường và đặc khít khơng
cho khơng khí hoặc nước thấm qua)

2. Phương pháp điện hóa : Để bảo vệ một kim loại, người ta nối kim loại này với một kim loại khác có tính khử mạnh hơn.
Vd: Gắn các tấm Zn vào vỏ tàu thủy (phần chìm trong nước biển)  Zn (cực âm) bị ăn mịn (vật hi sinh), vì vậy
thành tàu bằng thép (cực dương) được bảo vệ.

Tại cực (–) : Zn  Zn2+ + 2e ; Tại cực (+) : H

2O + ½ O2 + 2e  2 OH–

Bài 6: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

I. NGUYÊN TẮC: ...
II. PHƯƠNG PHÁP:

1. Phương pháp thủy luyện

* Thích hợp điều chế những kim loại ... như ...

Dùng kim loại có ...
Ví dụ: ...

2. Phương pháp nhiệt luyện

* Thích hợp điều chế những kim loại ... như...

Dùng ... (thường là oxit kim loại) ở nhiệt độ cao.
Ví dụ: ...

...
3. Phương pháp Điện phân:

Dùng ... ... Phương pháp này điều chế được hầu hết tất cả
các kim loại với độ tinh khiết cao.

* Kim loại hoạt động mạnh (K  Al ): dùng pp ...

VD: viết các phương trình điều chế Al,Na ,Mg Ca từ các chất tương ứng
...

...
...
...

</div>
(6)<div class='page_container' data-page=6>

VD: viết các phương trình điều chế Sn,Cu ,Zn, từ các dd SnCl2 CuCl2 ZnSO4 Cu(NO3)2 CuSO4
...

...
...

A

.

I

.

t

n

.

F

Với: m: Khối lượng chất thu được ở điện cực (gam)

A: Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực (g/mol)
n: Số mol electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận.
I: Cường độ dòng điện (Ampe)

t: Thời gian điện phân (giây)

F: Hằng số Faraday = 96.500 Coulomb/mol

CHƯƠNG 2:KIM LOẠI KIỀM ,KIM LOẠI KIỀM THỔ - NHÔM

Bài 1:KIM LOẠI NHĨM IA: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

1

I. TÍNH CHẤT VẬT LÝ:

– Tất cả các kim loại kiềm đều có mạng tinh thể lập phương tâm khối, do bán kính nguyên tử lớn, trong tinh thể các
nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết kim loại yếu. Vì vậy kim loại kiềm có:

 Khối lượng riêng nhỏ (kim loại rất nhẹ, D < 2 g/cm3)
 Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi thấp (tOnc < 200OC)
 Độ cứng thấp (kim loại mềm)

 Độ dẫn điện và dẫn nhiệt cao.

–Màu ngọn lửa đặc trưng của đơn chất và hợp chất: Natri (vàng); Kali (tím)
II. TÍNH CHẤT HĨA HỌC:

– Các kim loại kiềm đều có năng lượng ion hóa nhỏ, cấu hình ngồi cùng ns1  Dễ nhường 1e  Tính chất hóa học đặc
trưng của kim loại kiềm là tính khử rất mạnh: M  M+ + e– (trong các hợp chất, kim loại kiềm có số oxi hóa +1)

1. Tác dụng với Phi kim :

Kim loại kiềm bị oxy hóa nhanh trong khơng khí ở ngay nhiệt độ thường tạo oxit. Khi đốt cháy trong khơng khí hay
Oxy có thể tạo peoxit.

4M + O2  2M2O (Oxit)
2K + O2



 

o
t

K2O2

Kim loại kiềm phản ứng mạnh với các Halogen, lưu huỳnh…
2M + Cl2  2MCl 2M + S  M2S
2. Tác dụng với H2O :

</div>
(7)<div class='page_container' data-page=7>

M + H2O  MOH + ½ H2

Do vậy muốn bảo quản kim loại kiềm, ta ngâm chìm chúng trong dầu hỏa.
3. Tác dụng với Axit:

Khử dễ dàng H+ của dung dịch HCl, H

2SO4 lỗng thành khí H2 và gây nổ
M + H+  M+ + ½ H

2
 Do H+ có tính oxy hóa mạnh hơn H

2O nên khi cho kim loại kiềm vào ddich axit loãng, kim loại kiềm tác dụng với

axit trước, khi hết axit sẽ phản ứng với H2O

4. Tác dụng với dung dịch muối :

Do tác dụng dễ dàng với H2O nên khi cho kim loại kiềm vào dung dịch muối thì kim loại kiềm phản ứng với H2O trước:
Vd: Cho mẫu K vào dung dịch FeCl3

K + H2O  KOH + ½ H2 (sủi bọt)

3KOH + FeCl3  Fe(OH)3 + 3KCl (kết tủa nâu đỏ)
Hiện tượng: khí thốt ra mãnh liệt, trong dd xuất hiện kết tủa nâu đỏ
III. ĐIỀU CHẾ:

Điện phân nóng chảy muối Clorua hoặc Hydroxit kim loại kiềm.
2NaCl



 

ñpnc



2Na + Cl2 ; 2NaOH



đpnc

 



2Na + ½ O2 + H2O
IV. ỨNG DỤNG: – Cesi dùng chế tạo tế bào quang điện

–Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy…

–Kim loại K và Na dùng làm chất trao đổi nhiệt trong lò phản ứng hạt nhân.

–Kim loại kiềm được dùng điều chế một số kim loại hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện.

–Kim loại kiềm được dùng làm chất xúc tác trong nhiều phản ứng hữu cơ.

Bài 2:

HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM

I. NaOH (Natri hydroxit)

1. Tính chất vật lý :

–Chất rắn, không màu, tan nhiều trong nước và tỏa nhiệt lượng lớn. NaOH rắn là chất hút ẩm mạnh (dễ chảy rữa) nên
được dùng làm khô một số khí.

2. Tính chất hóa học: là Baz mạnh điện li hoàn toàn: NaOH  Na+ + OH–

–Tác dụng Axit, Oxit axit:

NaOH + HCl  NaCl + H2O (H+ + OH–  H2O)
NaOH + CO2  NaHCO3 (OH– + CO2  HCO3–)
Hay 2 NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O (2OH– + CO2  CO32– + H2O)

–Tác dụng dd muối: 2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4
2OH– + Cu2+  Cu(OH)

2
3. Ứng dụng:

NaOH có nhiều ứng dụng quan trọng trong các ngành cơng nghiệp chế biến dầu mỏ, luyện nhơm, xà phịng, giấy, dệt…
4. Điều chế : 2NaCl+2H2O

ngăn
màng



đpdd

 



H2+2NaOH +Cl2
Từ soda Na2CO3: Na2CO3 + Ca(OH)2  CaCO3 + 2NaOH
II. NaHCO3 (Natri hydrocarbonat; Natribicarbonat)

1. Tính chất vật lý: Chất rắn màu trắng, ít tan trong nước
2. Tính chất hóa học:

- Kém bền nhiệt: 2NaHCO3



 



100

Na2CO3 + CO2 + H2O
- Tính lưỡng tính: * NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O

</div>
(8)<div class='page_container' data-page=8>

HCO3– + H2O   H2CO3 + OH–
NaHCO3 thuỷ phân cho môi trường kiềm yếu.

3. Ứng dụng: NaHCO3 được dùng trong công nghiệp dược phẩm (chế thuốc đau dạ dày,…), công nghệ thực phẩm
(làm bột nở, chế nước giải khát…)

4. Điều chế: CO2 + H2O + Na2CO3  2NaHCO3
III. Na2CO3 (Natri carbonat; soda)

1. Tính chất vật lý:

–Chất rắn màu trắng, dễ tan trong nước.

–Rất bền nhiệt, nóng chảy ở 850oC vẫn khơng bị phân hủy.
2. Tính chất hóa học:

Tính Baz: Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + CO2 + H2O
Thuỷ phân: Na2CO3  2Na+ + CO32–

CO32– + H2O   HCO3– + OH–

Vậy: Na2CO3 thuỷ phân cho môi trường kiềm khá mạnh (dd Na2CO3 làm quỳ tím hóa xanh, p.p. hóa hồng)
3. Ứng dụng: Na2CO3 là hóa chất quan trọng trong cơng nghiệp thủy tinh, bột giặt, phẩm nhuộm, giấy sợi,…
IV. KNO3 (Kali nitrat)

1. Tính chất:

–Chất rắn khơng màu, dễ tan trong nước.

–Bền trong khơng khí, Khi đun nóng ở nhiệt độ cao hơn nhiệt nóng chảy (333oC) thì KNO

3 bị phân hủy : 
2KNO3

o
t

  2KNO2 + O2

2. Ứng dụng: Dùng làm phân bón, chế tạo thuốc nổ (thuốc súng là hỗn hợp gồm 68% KNO3, 15% S, 17% C). Phản
ứng cháy của thuốc súng theo phương trình:

2KNO3 + 3C + S
o
t

  N2 + 3CO2 + K2S

Bài 3:KIM LOẠI NHÓM IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

2
I. TÍNH CHẤT VẬT LÝ:

–Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, có thể dát mỏng, kéo sợi, có kiểu mạng tinh thể khơng giống nhau.

–Do bán kính nguyên tử lớn, trong tinh thể các nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết kim loại tương đối yếu. Vì
vậy kim loại kiềm thổ có:

 Khối lượng riêng tương đối nhỏ (kim loại nhẹ)
 Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tương đối thấp.

 Độ cứng thấp (cứng hơn kim loại kiềm nhưng mềm hơn Nhơm)
II. TÍNH CHẤT HĨA HỌC:

–Bán kính khá lớn, cấu hình ngồi cùng ns2  Dễ nhường 2e  Tính khử mạnh : M  M2+ + 2e– (yếu hơn kim
loại kiềm)

–Trong các hợp chất, kim loại kiềm chỉ có số oxi hóa +2)
1. Tác dụng với Phi kim :



C
~200o

</div>
(9)<div class='page_container' data-page=9>

–Ca, Sr, Ba: tác dụng mãnh liệt ở nhiệt độ thường.
M + 2H2O  M(OH)2 + H2

3. Tác dụng với Axit : (xem tính chất hóa học của kim loại)
M + 2H+  M2+ + H

2

M + 10 H

5


NO3 loãng  4M2 (NO3)2 +

3


NH4NO3 + 3H2O
4Mg + 5H2SO4 (đặc)  4MgSO4 + H2S + 4H2O

4. Tác dụng với dd muối :

–Be và Mg phản ứng như các kim loại bình thường khác:
Be + Cu(NO3)2  Be(NO3)2 + Cu
Mg + Zn(NO3)2  Mg(NO3)2 + Zn

–Ca, Sr, Ba: Do tác dụng dễ dàng với H2O nên khi cho vào dd muối thì chúng phản ứng với H2O trước:
Vd: Cho Ba vào dd CuSO4 : Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2

Ba(OH)2 + CuSO4  BaSO4 + Cu(OH)2
Hiện tượng: khí thốt ra, xuất hiện kết tủa trắng và xanh lam.

5. Tác dụng dd kiềm : chỉ có Be phản ứng được với dd kiềm (NaOH, KOH, Ba(OH)2…) do oxit và hydroxit của Be

lưỡng tính

Be + 2NaOH  Na2BeO2 + H2
III. ĐIỀU CHẾ: Điện phân nóng chảy muối Halogenua :

MX2



–Chất rắn, màu trắng, ít tan trong nước. Nước vơi trong là dd Ca(OH)2
2. Tính chất hóa học: là Baz mạnh:

–Tác dụng Axit, Oxit axit:

Ca(OH)2 + 2HCl  CaCl2 + 2H2O
Ca(OH)2 + CO2  CaCO3  + H2O
Hay Ca(OH)2 + 2CO2  Ca(HCO3)2

Tác dụng dd muối: Ca(OH)2 + CuSO4  Cu(OH)2 + CaSO4

3. Điều chế: CaCl2 + 2H2O

ngăn
màng



đpdd

 



H2 + Ca(OH)2 + Cl2
Ca + H2O  Ca(OH)2 + H2 ; CaO + H2O  Ca(OH)2
3. Ứng dụng của Ca(OH)2:

Điều chế NaOH trong công nghiệp; chế tạo vữa xây nhà; khử chua đất trồng trọt; chế tạo clorua vôi là chất tẩy
trắng, khử trùng.

II. CaCO3 (Canxi carbonat; Đá vơi)

1. Tính chất vật li :

Chất rắn màu trắng, không tan trong nước, bị phân hủy ở khoảng 10000C
2. Tính chất hóa học :

a. Tác dụng axit : CaCO3 là muối của axit yếu nên tan được trong các axit mạnh hơn nó (HCl, CH3COOH…) hoặc
chính axit H2CO3.

CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + CO2 + H2O

CaCO3 + 2CH3COOH  (CH3COO)2Ca + CO2 + H2O
CaCO3 + CO2 + H2O   



)

(

)
(

2
1

Ca(HCO3)2

(1) : Giải thích sự xâm thực của nước mưa (có chứa CO2) đối với đá vôi.

</div>
(10)<div class='page_container' data-page=10>

b) Nhiệt phân: CaCO3



 

CaO + CO2
3. Điều chế: CaO + CO2  CaCO3

Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2O
Ca(OH)2 + Na2CO3  CaCO3 + 2NaOH
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  2CaCO3 + 2H2O
Ca(HCO3)2



 

CaCO3 + CO2 + H2O
IV. CaSO4 (Canxi sulfat; Thạch cao)

1. Tính chất Tùy theo lượng nước kết tinh có trong Canxi sulfat, có 3 loại:
 CaSO4.2H2O: thạch cao sống, có trong tự nhiên, bền ở nhiệt độ thường.

 CaSO4.H2O hoặc CaSO4.0,5H2O: thạch cao nung, được điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở ~ 160oC.
CaSO4.2H2O

160oC

   CaSO4.H2O + H2O

 CaSO4: thạch cao khan, được điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở ~ 350oC. Thạch cao khan không tan
và không tác dụng nước.

2. Ứng dụng

– Thạch cao nung có thể kết hợp với nước tạo thành thạch cao sống và khi đơng cứng thì giãn nở thể tích, do vậy
thạch cao rất ăn khn. Thạch cao nung thường dùng đúc tượng, đúc các mẫu chi tiết tinh vi dùng trang trí nội thất,…

– Trộn vào clinke giúp ximăng chậm đơng. Làm phấn viết bảng. Bó bột khi gãy xương,…

Bài 5:NƯỚC CỨNG

I. ĐỊNH NGHĨA:

Nước cứng là nước chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+. Nước mềm là nước chứa rất ít hoặc khơng chứa ion Ca2+ và Mg2+.
II. PHÂN LOẠI NƯỚC CỨNG:

Tùy thu c vào thành ph n anion g c axit có trong n c c ng, ng i ta chia

ộ

ầ

ố

ướ

ứ

ườ

thành 2 lo i đ c ng:

ạ ộ ứ

Độ cứng Khi gốc axit là … Ví dụ

Tạm thời HCO3– Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2
Vĩnh cửu Cl– hoặc SO

42– CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4
Toàn phần Có cả tính tạm thời và tính vĩnh cửu

Nước trong tự nhiên thường là nước cứng toàn phần.
III. TÁC HẠI CỦA NƯỚC CỨNG :

– Khi giặt quần áo bằng xà phòng trong nước cứng làm cho vải mau mục nát, mặt khác gây lãng phí xà phịng.
– Thực phẩm lâu chín và giảm mùi vị nếu dùng nước cứng để nấu thức ăn.

– Khi đun nước cứng trong nồi hơi, trong của nồi bị phủ một lớp cặn, làm hao phí chất đốt. nồi mau hư hỏng.
– Nước cứng tạm thời lâu ngày làm tắc ống dẫn nước.

IV. CÁCH LÀM MỀM NƯỚC CỨNG :

Nguyên tắc: làm giảm nồng độ các ion Ca2+ và Mg2+ trong nước cứng, bằng cách chuyển những ion tự do này vào
hợp chất không tan rồi lọc bỏ kết tủa (phương pháp kết tủa) hoặc thay thế chúng bằng những cation khác (phương pháp
trao đổi ion).

1. Phương pháp kết tủa :

a) Đối với nước cứng tạm thời
– Đun sôi: M(HCO3)2



 

MCO3 + CO2 + H2O

– Dùng dd Na2CO3, Ca(OH)2 hay Na3PO4 để làm mềm nước cứng tạm thời:
Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2  2CaCO3 + 2H2O

2Ca(OH)2 + Mg(HCO3)2  Mg(OH)2 + 2CaCO3 + 2H2O

b) Đối với nước cứng vĩnh cửu: dùng dd Na2CO3, Ca(OH)2 hay Na3PO4:
M2+ + CO

32–  MCO3 ; 3M2+ + 2PO43–  M3(PO4)2
2. Phương pháp trao đổi ion :

</div>
(11)<div class='page_container' data-page=11>

V. NHẬN BIẾT ION Ca2+, Mg2+ TRONG DUNG DỊCH

Thuốc thử : dung dịch muối CO32–

Hiện tượng: Tạo kết tủa trắng CaCO3 hoặc MgCO3.
Ca2+ + CO

32–  CaCO3 ; Mg2+ + CO32–  MgCO3

Bài 6 :NHÔM

I. ĐẶC ĐIỂM CHUNG:

–Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

– Trạng thái tự nhiên: Al

2O3.nH2O (Boxit); Na3AlF6 (3NaF.AlF3 : Cryolit); Al2O3.2SiO2.2H2O (đất sét);
K2O.3Al2O3.6SiO2 (mica)

II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ:

– Nhơm là kim loại có màu trắng bạc, khá mềm, dễ dát mỏng và kéo sợi

–Nhơm có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm diện, nhẹ (D=2,7g/cm3), dẫn điện và dẫn nhiệt tốt (Độ dẫn điện
bằng 2/3 đồng, gấp 3 lần sắt).

III. TÍNH CHẤT HĨA HỌC:

Tính khử mạnh (chỉ kém kim loại kiềm và kiềm thổ) Al  Al3+ + 3e–. Trong các hợp chất, nhơm có số oxi hóa bền +3.

1. Tác dụng với Phi kim :
a. Tác dụng với Oxy :

– Nhơm gần như “trơ” trong khơng khí hay với nước ở điều kiện thường (do có lớp oxit Al

2O3 mỏng và rất bền bảo
vệ kim loại )

–Bột Nhôm cháy trong khơng khí cho ngọn lửa sáng chói, tỏa nhiều nhiệt.
4Al + 3O2

Al + 3H2O  Al(OH)3 + 3/2 H2

3. Tác dụng với Axit: (xem tính chất hóa học của kim loại)
2Al + 6H+  2Al3+ + 3H

2

Al + 4 H

5


NO3 loãng  Al3 (NO3)3 +

2
N


O + 2 H2O
8

Al + 30 H

5


NO3 rất loãng  8Al3 (NO3)3 + 3

3


NH4NO3 + 9H2O
 Al bị thụ động hóa trong HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội

4. Tác dụng với dd muối :

2Al + 3CuSO4  Al2(SO4)3 + 3Cu
Al + 3FeCl3  AlCl3 + 3FeCl2
2Al + 3FeCl2  2AlCl3 + 3Fe
5. Tác dụng dung dịch kiềm :

– Nhôm phản ứng được với dung dịch kiềm (NaOH, KOH, Ba(OH)

2…) tạo muối aluminat do oxit và hydroxit của
Al lưỡng tính.

+ NaOH + 2O  NaO2 +  2
6. Phản ứng Nhiệt nhôm :

–Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều ion kim loại (kém hoạt động hơn Al) trong oxit thành kim loại tự do
2Al + Fe2O3  

</div>
(12)<div class='page_container' data-page=12>

2Al + Cr2O3



 

Al2O3 + 2Cr

2Al + 3MnO



 

to Al2O3 + 3Mn

–Phương pháp trên dùng để hàn đường ray hoặc điều chế kim loại có nhiệt độ nóng chảy cao như Cr, Mn…
Tóm lại: Al là chất khử mạnh (dễ bị oxy hóa), tuy vậy nó bền trong khơng khí vì có lớp Al2O3 bảo vệ.

IV. SẢN XUẤT:

1. Phương pháp : điện phân Al2O3 nóng chảy trong Cryolit Na3AlF6.
2. Nguyên liệu : quặng Boxit (Al2O3.2H2O có lẫn SiO2, Fe2O3)
3. Q trình sản xuất: 3 giai đoạn:

* Tinh chế Al2O3 trong quặng :

2Al(OH)3



 



900

Al2O3 + 3H2O
* Chuẩn bị chất điện li nóng chảy :

– Al

2O3 có nhiệt độ nóng chảy cao (2050oC), do đó người ta hịa tan Al2O3 trong Cryolit nóng chảy (10-15% Al2O3).
Ưu điểm của biện pháp này:

 Tạo hỗn hợp điện phân có tonc thấp (900oC)  tiết kiệm năng lượng.

 Hỗn hợp điện phân dẫn điện tốt hơn Al2O3 nguyên chất nóng chảy.

 Hỗn hợp điện phân có tỷ khối nhỏ hơn nhơm, nổi trên bề mặt ngăn nhơm bị oxy hóa
* Điện phân :

2Al2O3



 



ñpnc

4Al + 3O2

Bài 7: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHƠM

I. NHƠM OXIT Al2O3

1. Tính chất vật lý :

–Chất rắn màu trắng, rất cứng, không tan trong nước và không tác dụng với nước, chịu nhiệt rất tốt
2. Tính chất hóa học :

– Ở dạng tinh thể, Al

2O3 rất bền về mặt hóa học: không tác dụng với nước, với dung dịch axit, dd kiềm chỉ phá hủy
chúng khi đun nóng lâu.

–Ở dạng vơ định hình, Al2O3 hoạt động hơn, có thể tác dụng với kiềm và với axit  Al2O3 là Oxit lưỡng tính.
* Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O (Al2O3 + 6H+  2Al3+ + 3H2O)

* Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O (Al2O3 + 2OH–  AlO2– + H2O)
II. NHÔM HYDROXIT Al(OH)3 (axit aluminic)

1. Tính chất vật lý: Al(OH)3 là kết tủa màu trắng, dạng keo.

2. Tính chất hóa học :

– Kém bền nhiệt: Al(OH)



 

Al2O3 + 3H2O

–Lưỡng tính: *Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O
* Al(OH)3 + NaOH  NaAlO2 + 2H2O
3. Điều chế :

– Từ muối Al3+ : AlCl

3 + 3NaOH (đủ)  Al(OH)3 + 3NaCl
AlCl3 + 3NH3(dư) + 3H2O  Al(OH)3 + 3NH4Cl
– Từ muối aluminat AlO

2–:

NaAlO2 + HCl (đủ) + H2O  Al(OH)3 + NaCl

NaAlO2 + CO2(dư) + 2H2O  Al(OH)3 + NaHCO3

III. MUỐI NHÔM (Al3+)

– AlCl

3 : AlCl3 rắn



 



183

AlCl3 hơi (thăng hoa)
– Phèn nhôm : M

2SO4 .Al2(SO4)3.24H2O hay M.Al(SO4)2.12H2O

M là NH4+, Na+, K+

</div>
(13)<div class='page_container' data-page=13>

IV. NHẬN BIẾT Al3+ TRONG DUNG DỊCH

Cho từ từ dung dịch NaOH vào dung dịch mẫu thử, nếu thấy có kết tủa keo rồi kết tủa tan trong NaOH dư thì chứng
tỏ trong dung dịch có Al3+.

Al3+ + 3OH–  Al(OH)
3
Al(OH)3 + OH–(dư)  AlO2– + 2H2O

CHƯƠNG 3: CROM – SẮT – ĐỒNG

Bài 1: SẮT

I. VỊ TRÍ – CẤU TẠO

1. Vị trí: sắt là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, ở ơ thứ 26, chu kỳ 4, nhóm VIIIB.
2. Cấu tạo nguyên tử

–Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 hay [Ar]3d64s2.

–Khi tham gia phản ứng hóa học, ngun tử Fe khơng chỉ nhường electron ở phân lớp 4s mà có thể nhường thêm
electron ở phân lớp 3d, tạo ra Fe2+ và Fe3+.

Fe ([Ar]3d64s2)  Fe2+ ([Ar]3d6) + 2e

Fe ([Ar]3d64s2)  Fe3+ ([Ar]3d5) + 3e

II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ:

–Sắt là kim loại có màu trắng hơi xám, có tính dẻo, dễ dát mỏng, dễ kéo sợi, dễ rèn, dẫn nhiệt và dẫn điện tốt (nhưng
kém hơn đồng và nhôm).

–Sắt bị nam châm hút và dễ bị nam châm hóa nên được dùng làm lõi động cơ điện. Tuy nhiên ở nhiệt độ cao (800oC)
từ tính bị mất.

III. TÍNH CHẤT HĨA HỌC:

Sắt là kim loại có tính khử trung bình. Sắt có thể bị oxy hóa thành Fe2+ hoặc Fe3+. (Fe  Fe2+ + 2e ; Fe  Fe3+ + 3e)
1. Tác dụng với Phi kim:

a) Tác dụng với Oxy :

– Ở nhiệt độ cao: sắt cháy trong oxy tạo ra hạt màu đen là sắt từ oxit
3Fe + 2O2

⃗

t

o Fe3O4 (O.2O3)

b) Tác dụng các phi kim khác:
2Fe + 3Cl2  

2 FeCl3 ; Fe + S  

FeS
2. Tác dụng với H2O

Sắt tác dụng được với nước ở nhiệt độ cao, tuỳ theo nhiệt độ mà tạo ra oxít tương ứng và giải phóng hidro
3Fe + 4H2Ohơi






570oC( 500oC)

Fe3O4 + 4H2
Fe + H2Ohơi





570oC

FeO + H2

3. Tác dụng với Axit (xem tính chất hóa học của kim loại)

Với dd HCl, H2SO4 lỗng: sắt khử dễ dàng ion H+ thành H2 đồng thời Fe bị oxy hóa thành Fe2+ Fe + H2SO4
lỗng  FeSO4 + H2

Với những axit có tính oxy hóa mạnh như HNO3, H2SO4 đặc nóng: sắt bị oxy hóa mạnh thành Fe3+:
o

Fe

+ 4H

N

5O3 lỗng 

Fe

3 (NO3)3 + NO + 2H2O

Fe + 6H2SO4 đặc



 

Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

 Fe bị thụ động hóa trong HNO3 đậm đặc nguội và H2SO4 đậm đặc nguội

4. Tác dụng với dung dịch muối

Sắt có thể khử được các ion kim loại đứng sau nó trong dãy điện hóa. Trong các phản ứng này, Fe thường bị oxy hóa
đến số oxy hóa +2

Fe + CuSO4   FeSO4 + Cu
Fe + 2AgNO3   Fe(NO3)2 + 2Ag

</div>
(14)<div class='page_container' data-page=14>

IV. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN

–Một số quặng sắt quan trọng: Hematit đỏ (Fe2O3); Hematit nâu (Fe2O3.nH2O)

Manhetit (Fe3O4) (là quặng giàu sắt nhất nhưng hiếm có trong tự nhiên) ; Xyderit (FeCO3) ; Pyrit sắt (FeS2)
V. ĐIỀU CHẾ :

1. Điện phân dung dịch muối sắt :
FeCl2 Fe + Cl2

FeSO4 + H2O Fe + H2SO4 + O2
2. Nhiệt luyện :FeO + H2 Fe + H2O

Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3
Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2

Bài 2: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA SẮT

I. HỢP CHẤT Fe (II) :

Tính chất cơ bản là tính khử (Fe2+ Fe3+ + 1e) và có tính oxy hố khi tác dụng với chất khử mạnh (Fe2+ + 2e  Fe3+ )
1. FeO : Chất rắn, màu đen, không tan trong nước.

a. Tính chất hóa học:

 Oxit bazơ : FeO + H2SO4 loãng  FeSO4 + H2O

 Tính khử : 2FeO + 4H2SO4 đ to Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O
3FeO + 10HNO3 l  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

 Tính oxy hóa: FeO + H2



 

Fe + H2O
b. Điều chế: Fe3O4 + CO



 

3FeO + CO2
Fe(OH)2

kk
có
không t



 



FeO + H2O

2. Fe(OH)2 : Kết tủa trắng xanh, hóa nâu trong khơng khí

a. Tính chất hóa học:.

 Tính bazơ : Fe(OH)2 + H2SO4 l  FeSO4 + 3H2O

 Tính khử : 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 đ



 

Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O
3Fe(OH)2 + 10HNO3 l  3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3
 Trắng xanh nâu đỏ
b. Điều chế: Fe2+ + 2OH–  Fe(OH)

2

3. Muối Fe (II) : Không bền, dễ bị oxy hóa thành muối Fe(III).
a. Tính chất hóa học

 Tính khử : 2FeCl2 + Cl2  2FeCl3
Lục nhạt vàng nâu

 Tính oxy hóa: FeSO4 + Zn  Fe + ZnSO4
b. Điều chế: Cho Fe, FeO, Fe(OH)2 tác dụng với HCl, H2SO4 loãng
II. HỢP CHẤT CỦA Fe (III) :

Hợp chất sắt (III) có tính oxy hóa (Fe3+ + 1e  Fe2+, Fe3+ + 3e  Fe )
1. Fe2O3 : Chất rắn, màu đỏ nâu, không tan trong nước.

a. Tính chất hóa học:.

 Oxit bazơ : Fe2O3 + 3H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3H2O
Fe2O3 + 3HNO3  Fe (NO3)3 + 3H2O

 Tính oxy hóa: Fe2O3 + 3H2



 

2Fe + 3H2O
b. Điều chế: 2Fe(OH)3



 

Fe2O3 + 3H2O
4FeS2 + 11O2



 

Fe2O3 + 8SO2
2. Fe(OH)3 : Là kết tủa màu nâu đỏ, dạng keo.

a. Tính chất hóa học:

 Kém bền nhiệt: 2Fe(OH)3



 

</div>
(15)<div class='page_container' data-page=15>

 Tính baz* : Fe(OH)3 + 3HCl  FeCl3 + 3H2O
b. Điều chế: Fe3+ + 3OH–  Fe(OH)

3
3. Muối Fe3+ :

 Tính oxy hóa: 2FeCl3 + Fe  3FeCl2

2FeCl3 + Cu  2FeCl2 + CuCl2
III. SẮT TỪ OXIT Fe3O4 (FeO.Fe2O3) :

–Chất rắn, màu đen, không tan trong nước, có tính nhiễm từ.
–Tính chất hóa học:.

 Oxit baz : Fe3O4 + 4H2SO4 l  Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4H2O

 Tính khử : 2Fe3O4 + 10H2SO4 đ  

3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O
3Fe3O4 + 28HNO3 l  9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O
 Tính oxy hóa: 3Fe3O4 + 8Al



 

9Fe + 4Al2O3

–Điều chế: 3Fe + 2O2



 

Fe3O4
3Fe + 4H2O





570oC

Fe3O4 + 4H2

Bài 3: HỢP KIM CỦA SẮT

GANG

(2-5% khối lượng Cacbon, và một lượng nhỏ các
ntố khác Si, Mn, S,…)

THÉP

(0,01-2% khối lượng Cacbon và một số ntố
khác Si, Mn, Cr, Ni, …)

Nguyên tắc sản
xuất

Khử quặng oxit sắt bằng than cốc trong lò cao Giảm hàm lượng các tạp chất C, S, Si, Mn…
có trong gang bằng cách oxy hóa các tạp chất
đó thành oxit rồi biến thành xỉ và tách ra khỏi
thép

Nguyên liệu sản
xuất

- Quặng oxit (thường là quặng hematit đỏ Fe2O3)
- than cốc

- chất chảy (CaCO3 hoặc SiO2)

- gang trắng hoặc gang xám, sắt thép phế liệu
- chất chảy là canxi oxit

- nhiên liệu là dầu mazut hoặc khí đốt, khí
oxy.

Phương trình
sản xuất

Tạo CO :

C + O2 CO2
CO2 + C 2CO

Khử các oxit sắt :

3Fe2O3 + CO 2Fe3O4 + CO2
Fe3O4 + CO 3FeO + CO2
FeO + CO Fe + CO2
Tạo xỉ :

CaCO3 CaO + CO2
CaO + SiO2  CaSiO3

PHÂN LOẠI
I. GANG :

1. Gang trắng: gang chứa ít cacbon và rất ít silic, cacbon chủ yếu ở dạng xementit (Fe3C). Gang trắng rất cứng
và giòn, được dùng để luyện thép

2. Gang xám: gang chứa nhiều cacbon và silic (cacbon ở dạng than chì). Gang xám được dùng để đúc các bộ
phận của máy, ống dẫn nước, cánh cửa…

II. THÉP

1. Thép thường (thép cacbon)

– Thép mềm: chứa không quá 0,1%C.

</div>
(16)<div class='page_container' data-page=16>

Thép chứa thêm một số ngun tố khác làm cho nó có những tính chất đặc biệt như hợp chất inox dùng làm dụng cụ
y tế, đồ dùng nấu ăn,…

CÁC PH

ƯƠ

NG PHÁP LUY N THÉP

Ệ

Phương pháp Bessemer Phương pháp Martin Phương pháp lò điện

Ưu điểm thời gian luyện thép ngắn (300
tấn thép trong 45 phút)

có thể kiểm sốt được tỷ lệ các
ngun tố trong thép và bổ sung
các nguyên tố cần thiết khác
như Mn, Ni, Cr, …Do vậy có
thể luyện được những loại thép
có chất lượng cao.

luyện được những loại thép đặc
biệt mà thành phần có kim loại
khó nóng chảy như W, Mo,…
và loại được hầu hết những
nguyên tố có hại cho thép như
lưu huỳnh, photpho.

Nhược điểm khơng luyện được thép từ
gang chứa nhiều photpho và
không luyện được thép có
thành phần theo ý muốn.

Thời gian lâu hơn (300 tấn
trong thời 5 – 8 giờ)

dung tích nhỏ nên khối
lượng mỗi mẻ thép ra lị khơng
lớn.

Bài 4: CROM

I. VỊ TRÍ – CẤU TẠO

–Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 hay [Ar]3d54s1

–Vị trí: ơ thứ 24, chu kỳ 4, nhóm VIB.

– Cấu tạo đơn chất: Crom có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối.
II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ:

Crom là kim loại có màu trắng ánh bạc, rất cứng (cứng nhất trong các kim loại), khó nóng chảy. Crom là kim loại nặng
III. TÍNH CHẤT HĨA HỌC:

– Có tính khử mạnh hơn sắt (trong các hợp chất, crom có số oxy hóa biến đổi từ +1 đến +6, phổ biến hơn cả là các
số oxy hóa +2, +3, +6)

1. Tác dụng với Phi kim:

Giống như kim loại nhôm, ở nhiệt độ thường: trong khơng khí, kim loại crom tạo ra màng mỏng Cr2O3 có cấu tạo
mịn, đặc chắc và bền vững bảo vệ. Ở nhiệt độ cao, crom khử được nhiều phi kim.

4Cr + 3O2 2Cr2O3 ; 2Cr + 3Cl2 2CrCl3 ; 2Cr + 3S Cr2S3
2. Tác dụng với H2O:

Giống nhôm, trong thực thế crom khơng tác dụng được với nước do có màng oxit bảo vệ (mạ crom lên sắt để bảo vệ
sắt và dùng crom để chế tạo thép không gỉ)

3. Tác dụng với Axit:

Trong dd HCl, H2SO4 lỗng nóng, màng oxit bị phá hủy, crom khử được ion H+ tạo ra muối Cr(II) và khí hydro.
Cr + 2HCl  CrCl2 + H2 ; Cr + H2SO4  CrSO4 + H2

 Crom bị thụ động hóa trong HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội

V. ĐIỀU CHẾ

bằng phương pháp nhiệt nhôm :

Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3

Bài 5: MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM

I. HỢP CHẤT CROM (III)

1. Crom (III) oxit Cr2O3: là một chất bột màu lục thẫm, không tan trong nước, khó nóng chảy và cứng như Al2O3.
a. Hố tính: Cr2O3 có tính chất lưỡng tính, nhưng chỉ tan trong axit và kiềm đặc.

Cr2O3 + 6HCl   2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH



 

2NaCrO2 + H2O natri cromit
b. Điều chế: (NH4)2Cr2O7

o
t

</div>
(17)<div class='page_container' data-page=17>

Cr2O3 được dùng tạo màu lục cho đồ sứ, đồ thủy tinh.
2. Crom (III) hydroxyt (Cr(OH)3

a. Lí tính: (Cr(OH)3 là một chất kết tủa keo, màu lục xám, không tan trong nước.

b. Hố tính: Cr(OH) 3 có tính lưỡng tính như Al(OH)3, tan trong dung dịch axít hoặc kiềm

Cr(OH)3 + 3HCl   CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + NaOH   NaCrO2 + 2H2O
c. Điều chế: CrCl3 + 3NaOH   Cr(OH)3 + 3NaCl
3. Muối crom (III):

Hố tính : Vừa có tính khử vừa có tính oxi hố

– Trong mơi trường axit, muối crom III bị kẽm khử thành muối crom II
Zn + 2CrCl3   ZnCl2 + 2CrCl2

– Trong môi trường kiềm, muối crom III bị oxi hóa thành muối crom VI
2NaCrO2 + 8NaOH + 3Br2  2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O
III. HỢP CHẤT CROM (VI)

1. Crom (VI) oxit CrO3:

a. Lí tính: là chất rắn màu đỏ thẫm
b. Hố tính:

–CrO3 có tính oxy hóa rất mạnh. Một số chất như S, P, C, NH3, C2H5OH…bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3, đồng thời
CrO3 bị khử thành Cr2O3.

Vd: 2CrO3 + 2NH3  Cr2O3 + N2 + 3H2O

4CrO3 + 3C   2Cr2O3 + 3CO2

–CrO3là một oxit axit, tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic và axit dicromic: CrO3 + H2O 
H2CrO4axit cromic

2CrO3 + H2O  H2Cr2O7 axit dicromic

–Hai axit này chỉ tồn tại trong dung dịch. Nếu tách ra khỏi dung dịch, chúng sẽ bị phân hủy lại thành CrO3.
2. Muối cromat và dicromat

Hố tính:

–Các muối cromat và dicromat bền hơn rất nhiều so với các axit cromic và dicromic
–Muối cromat (NaCrO4, KCrO4) có màu vàng (của ion CrO42–).

–Muối dicromat (Na2Cr2O7, K2Cr2O7, (NH4)2Cr2O7) có màu da cam (của ion dicromat Cr2O72–).

–Trong mơi trường thích hợp, các muối cromat và dicromat chuyển hóa lẫn nhau theo cân bằng:
2CrO42– + 2H+

H
OH




  

 

Cr2O72– + H2O
màu vàng màu da cam

–Các muối cromat và dicromat có tính oxy hóa mạnh, đặc biệt trong môi trường axit, muối Cr(VI) bị khử thành
muối Cr(III).

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4  Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 14HCl   2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2 + 7H2O

Bài 6: ĐỒNG VÀ MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG
I. VỊ TRÍ – CẤU TẠO

1. Vị trí: đồng là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, ở ô thứ 29, chu kỳ 4, nhóm IB.
2. Cấu tạo nguyên tử

– Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s1 hay [Ar]3d104s1.

</div>
(18)<div class='page_container' data-page=18>

Đồng là kim loại có màu đỏ, dẻo, dễ kéo sợi, dễ dát mỏng , độ dẫn nhiệt và dẫn điện rất cao (chỉ kém bạc).
III. TÍNH CHẤT HĨA HỌC: Cu là kim loại kém hoạt động, có tính khử yếu.

1. Tác dụng với Phi kim: – Ở nhiệt độ thường: Đồng có thể tác dụng với clo, brom, đồng tác dụng rất yếu với oxy tạo
thành màng oxit. Khi đun nóng, đồng có thể tác dụng với oxi, lưu huỳnh

Cu + Cl2  CuCl2 ;

2Cu + O2 2CuO ; Cu + S CuS

2. Tác dụng với Axit (xem tính chất hóa học của kim loại)

- Đồng không tác dụng với dd HCl, H2SO4 lỗng, tuy vậy, với sự có mặt của oxy khơng khí, đồng bị oxy hóa thành

muối Cu(II)

+ 2 + 2HCl  Cl2 + H2

- Đồng bị oxy hóa dễ dàng trong HNO3, H2SO4 đặc nóng:
Cu + 4HNO3 đặc  Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3 loãng  3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Cu + 2H2SO4 đ CuSO4 + SO2 + H2O

3. Tác dụng với dung dịch muối

Đồng có thể khử được các ion kim loại đứng sau nó trong dãy điện hóa ở trong dung dịch muối:
Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag

IV. ỨNG DỤNG CỦA ĐỒNG

- Đồng thau: hợp kim Cu-Zn (45% Zn) có tính cứng và bền hơn đồng, dùng chế tạo các chi tiết máy, các thiết bị
dùng trong cơng nghiệp đóng tàu biển.

- Đồng bạch: hợp kim Cu-Ni (25% Ni) có tính bền, đẹp, khơng bị ăn mịn trong nước biển. Đồng bạch được dùng
trong công nghiệp tàu thủy, đúc tiền, …

- Đồng thanh: hợp kim Cu-Sn, dùng chế tạo máy móc, thiết bị,…
V. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG

1. Đồng (II) oxit CuO: - CuO là chất rắn màu đen

a. Hố tính: - CuO là oxit baz: tác dụng dễ dàng với axit và oxit axit
CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O

- CuO có tính oxy hóa: CuO + CO Cu + CO2
3CuO + 2NH3 3Cu + N2 + 3H2O
b. Điều chế: 2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2

Cu(OH)2 2CuO + H2O
2. Đồng (II) hydroxit Cu(OH)2

- Cu(OH)2 là chất rắn màu xanh
a. Hố tính :

- Cu(OH)2 có tính baz, không tan trong nước nhưng tan dễ dàng trong dd axit
- Cu(OH)2 tan dễ dàng trong dd NH3 tạo dd có màu xanh thẫm gọi là nước Svayde

Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2
- Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân: Cu(OH)2 CuO + H2O
b. Điều chế : Cu2+ + 2OH-  Cu(OH)

2
3. Đồng (II) sunfat CuSO4

CuSO4 ở dạng khan có màu trắng. Khi hấp thụ nước tạo thành muối hydrat CuSO4.5H2O là tinh thể màu xanh trong

suốt. Do vậy CuSO4 khan được dùng để phát hiện dấu vết của nước trong các chất lỏng.
Đồng cacbonat bazơ CuCO3.Cu(OH)2 được dùng để pha chế sơn vô cơ màu xanh, màu lục.

Bài 7: SƠ LƯỢC VỀ: THIẾC, CHÌ, KẼM, NIKEN

KL Cấu tạo-vị trí Tính chất Ứng dụng

Niken

28Ni

[Ar} 3d8 4s2
Chu kì 4,
nhóm VIIIA
Số oxi hóa: +2
(cịn có +3)

-Trắng bạc, rất cứng

- Có tính khử yếu hơn sắt; tác dụng với O2, HCl, H2SO4 loãng,
H2SO4, HNO3 đặc.

2Ni + O2
500oC

  

2NiO

</div>
(19)<div class='page_container' data-page=19>

Ni+4HNO3đặc
o
t

 

Zn(NO3)2+2NO2+ 2H2O

Kẽm
30Zn

[Ar] 3d10 4s2
Chu kì 4
nhóm IIB

Số oxi hóa: +2

- Màu lam nhạt.

- Có tính khử mạnh hơn sắt; tác dụng O2, dung dịch axít, dung
dịch kiềm (NaOH, KOH)

2Zn + O2  2ZnO ; Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2

5Zn + 12HNO3loãng 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
Zn+ 2NaOH

 



Na2ZnO2 + H2

- Tráng bề mặt các
vật bằng thép, các
vật dụng, chế tạo
hợp kim, pin điện
hóa,

Chì
82Pb

[Xe]4f145d10 6s26p2
Chu kì 6

nhóm IVA

Số oxi hóa: +2, +4

- Màu trắng hơi xanh, mềm, độc

- Có tính khử yếu; tác dụng với O2, HNO3, tan trong kiềm đặc
(NaOH, KOH)

2Pb + O2
o
t

 

2PbO

3Pb + 8HNO3loãng 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Pb+2KOHđặc

o
t

 

K2PbO2 + H2

- Trong công
nghiệp điện, chế
tạo hợp kim, dùng
ngăn cản chất
phóng xạ,..

Thiếc
50Sn

[Kr]4d10 5s25p2
Chu kì 5
nhóm IVA

Số oxi hóa: +2, +4

- Thiếc trắng: màu trắng bạc, mềm, dẻo,

- Có tính khử yếu hơn Zn, Ni; tác dụng với HCl, H2SO4 loãng,
H2SO4, HNO3 đặc, tan trong kiềm đặc (NaOH, KOH) ;

Sn + 2HCl  SnCl2 + H2

3Sn+8HNO3loãng 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Sn + 4H2SO4đặc Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O
Sn+2KOHđặc

o
t

 

K2SnO2+H2

</div>

Đáp án thi ĐH Sinh-mđ 524

<b>CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI</b>

<b>Bài 1: VỊ TRÍ KIM LOẠI TRONG HỆ THỐNG TUẦN HỒN</b>

<b>CẤU TẠO KIM LOẠI – HỢP KIM</b>

<b>Bài 2: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI</b>

 



 



<i>n</i>























<b>Bài 3: DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI</b>

<b>Bài 5: ĂN MÒN KIM LOẠI</b>



 



 

(1) Ph i có các đi n c c khác nhau v b n ch t:

ả

ệ

ự

ề ả

ấ

<b>Bài 6: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI</b>



 





 





 





 



<i>m</i>

=

<i>A</i>

.

<i>I</i>

.

<i>t</i>

<i>n</i>

.

<i>F</i>

<b>CHƯƠNG 2:KIM LOẠI KIỀM ,KIM LOẠI KIỀM THỔ - NHÔM</b>

<b>Bài 1:KIM LOẠI NHĨM IA: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr</b>



 



 





 



<b>Bài 2: </b>

<b>HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM</b>



 





 



<b>Bài 3:KIM LOẠI NHÓM IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra</b>



 



 

