Ly thuyet kim loai day du

<span class='text_page_counter'>(1)</span>CHƯƠNG 5. ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI I. VỊ TRÍ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI 1. Vị trí: - Nhóm IA(trừ H), IIA là những nguyên tố s. - Nhóm IB đến nhóm VIIIB là các kim loại chuyển tiếp, là nguyên tố d. - Họ lantan và họ actini là những nguyên tố f.(những nguyên tố xếp riêng ở dưới bảng). - Một phần của các nhóm IIIA, IVA, VA, VIA là những nguyên tố p. 2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại - Nguyên tử kim loại có số electron ở lớp ngoài cùng ít (≤ 4), dễ dàng cho đi trong các phản ứng hoá học. - Trong cùng 1 chu kì, nguyên tử của các nguyên tố kim loại có bán kính lớn hơn và có điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tố phi kim. 3. Cấu tạo tinh thể kim loại Liên kết sinh ra trong mạng lưới kim loại do các e tự do gắn các ion dương kim loại lại với nhau gọi là liên kết kim loại. Đặc điểm của liên kết kim loại (so sánh với liên kết cộng hóa trị và liên kết ion): Do tất cả các e tự do trong kim loại tham gia. Liên kết kim loại do tương tác tĩnh điện giữa các ion dương và các e tự do. II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ 1. Tính chất vật lý chung của kim loại: Kim loại có những tính chất vật lí chung, quan trọng hơn cả là tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt, ánh kim. a. Tính dẻo: Au, Ag, Al, Cu, Sn… b.Tính dẫn điện Nối kim loại với một nguồn điện, các eletron tự do trong kim loại chuyển động thành dòng. Nhiệt độ của kim loại càng cao thì tính dẫn điện của kim loại càng giảm. Hiện tượng này được giải thích như sau : ở nhiệt độ cao, tốc độ dao động của các ion dương kim loại càng lớn, sự chuyển động của dòng electron tự do càng bị cản trở. Những kim loại khác nhau có tính dẫn điện khác nhau là do mật độ electron tự do của chúng không giống nhau. Kim loại dẫn điện tốt nhất là Ag, sau đó đến Cu, Au, Al, Fe… c. Tính dẫn nhiệt Những kim loại khác nhau có khả năng dẫn nhiệt không giống nhau. Thí dụ tính dẫn nhiệt của các kim loại giảm dần theo trình tự Ag, Cu, Al, Zn,Fe… d. Ánh kim Hầu hết kim loại đều có ánh kim, vì các electron tự do trong kim loại đã phản xạ tốt những tia sáng có bước sóng mà mắt ta có thể nhìn thấy được. Tóm lại, những tính chất vật lí chung của kim loại là do các electron tự do trong kim loại gây ra. 2. Một số tính chất vật lí khác của kim loại a. Tỉ khối. tỉ khôí nhỏ nhất (nhẹ nhất) là Li 0,5; tỉ khối lớn nhất (nặng nhất) là Os 22,6. Người ta quy ước những kim loại có tỉ khối nhỏ hơn 5 là kim loại nhẹ như Na, K, Mg, Al … Những kim loại có tỉ khối lớn hơn 5 là kim loại nặng như Fe, Zn, Cu, Ag, Au… b. Nhiệt độ nóng chảy: Thấp nhất là ở nhiệt độ -390C (Hg), cao nhất là ở nhiệt độ 34100 (W). c. Tính cứng : Mềm như sáp Na, K(Cs mềm nhất)… Có kim loại rất cứng W, Cr (Cr cứng nhất). Những tính chất: tỉ khối, độ nóng chảy, tính cứng của kim loại phụ thuộc chủ yếu vào bán kính và điện tích ion, khối lượng nguyên tử, mật độ electron tự do trong mạng kim loại. III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC : Các nguyên tử kim loại dễ dàng nhường e, thể hiện tính khử: M → Mn+ + ne 1. Tác dụng với phi khim: O2, Cl2, S, H2 ... a. Phản ứng với oxi : M + O2 → M2On b. Phản ứng với halogen và các phi kim khác : M + Cl2 → MCln và M + S → M2Sn (Hg tác dụng S ở nhiệt độ thường) c. Phản ứng với hiđro : Kim loại kiềm và kiềm thổ tạo hợp chất hiđrua kim loại, số oxi hoá của H là -1. 2. Tác dụng với nước: Li, Na, K, Rb, Cs; Ca, Ba M + H2O → M(OH)n + H2↑ 3. Tác dụng với axit: a. Với axit thường (HCl, H2SO4 loãng) Trừ Au, Pt, Ag, Cu, Hg M + HCl → MCln + H2↑ hoặc M + H2SO4 → M2(SO4)n + H2↑ b. Với axit oxi hoá (HNO3, H2SO4 đặc nóng) Trừ Au và Pt Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Trang 1.

<span class='text_page_counter'>(2)</span> - Với HNO3 đặc: Cu +4HNO3(đ)→Cu(NO3)2 +2NO2+2H2O (Khí duy nhất bay ra là NO2 màu nâu). - Với HNO3 loãng: khí bay ra có thể là N2, N2O, NO hoặc tạo muối NH4NO3. - Với axit H2SO4 đặc, nóng. Kim loại + H2SO4 đ.n → muối + (H2S, S, SO2) + H2O. Chú ý: Al, Cr và Fe bị thụ động hoá trong H2SO4 đặc, nguội và HNO3 đặc, nguội. 4. Tác dụng với kiềm Một số kim loại Be, Zn, Al, Sn, Pb. Kim loại hóa trị II: M + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2. Kim loại hóa trị III: M + NaOH + H2O → NaMO2 + 1,5H2. 5. Tác dụng với dung dịch muối: Kim loại (trước) tác dụng ion kim loại (sau) Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag Những kim loại tác dụng mạnh với H2O như kim loại kiềm, kiềm thổ, khi gặp dung dịch nước thì trước hết phản ứng với H2O. Ví dụ: Na + ddCuCl2 thì ta có : Na + H2O → NaOH + 0,5H2 và 2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2↓ + 2NaCl 6. Tác dụng với oxit kim loại: Đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại): dùng để điều chế các kim loại khó nóng chảy như Cr, Mn, Fe… Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 (phản ứng nhiệt nhôm) IV. ĐIỀU CHẾ Nguyên tắc : Khử ion kim loại thành kim loại. M n+ + n.e → M. a. Phương pháp thủy luyện: Kim loại (trước, trừ kim loại tác dụng nước) tác dụng ion kim loại (sau) Dùng điều chế những kim loại có tính khử yếu: Cu, Ag, Au. b. Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử như CO2, H2, C hoặc kim loại (Al) để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Dùng điều chế được những kim loại có tính khử yếu, và trung bình (Sau Al). c. Phương pháp điện phân. điều chế được hầu hết các kim loại có độ tinh khiết cao. Điều chế những kim loại tính khử mạnh (từ Li đến Al) dùng điện phân nóng chảy (muối, kiềm, oxit) Điều chế những kim loại tính khử trung bình và khử yếu (Sau Al), điện phân dung dịch muối. V. HỢP KIM 1. Định nghĩa: Hợp kim là vật liệu có bản chất kim loại gồm hỗn hợp nhiều kim loại khác nhau hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim hoặc hỗn hợp kim loại và hợp chất của kim loại. 2. Cấu tạo của hợp kim Hợp kim thường được cấu tạo bằng các loại tinh thể. 3. Tính chất của hợp kim Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của các chất trong hỗn hợp ban đầu, nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều. VI. PIN ĐIỆN HÓA Kim loại có tính khử yếu hơn (+) và suất điện động của pin luôn là số dương E = E(+) – E(-) Tính oxi hóa tăng dần  2  2 3 2 2 2 K , Ca , Na , Mg , Al , Zn , Cr , Fe , Ni 2  ,Sn 2  , Pb 2  , H  , Cu 2  , Fe 3 , Ag  , Hg 2 , Au 3 K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Fe2+ Ag Hg Au Tính khử giảm dần Xác định chiều của phản ứng oxi hóa – khử : Kim loại (trước) tác dụng ion kim loại (sau) Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa : Eopin = Eo(+) – Eo(-) Ví dụ: pin điện hóa Zn – Cu: Eopin = Eo(Cu2+/Cu) – Eo(Zn2+/Zn) = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V VII. ĂN MÒN KIM LOẠI 1. Khái niệm Ăn mòn kim loại: sự phá hủy kim loại hay hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường M → Mn+ + ne a. ăn mòn hóa học: là quá trình oxi hóa khử trong đó các e của kim loại chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.  Đặc điểm : -Không phát sinh dòng điện -Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh. b. ăn mòn điện hóa: Là quá trình oxi hóa khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của chất điện li tạo nên dòng e chuyển từ cực âm đến cực dương. Điều kiện: Có đủ 3 điều kiện: Các điện cực phải khác nhau về bản chất(kim loại mạnh là cực âm và bị ăn mòn) Các điện cực phải tiếp xúc với nhau: trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn Các điện cực phải cùng tiếp xúc với dd chất điện li 2. Phương pháp bảo vệ kim loại: a. Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn , mã , bội trơn dầu mỡ .... b. Phương pháp điện hóa: Dùng một kim loại mạnh hơn để bảo vệ đồ dùng bằng kim loại Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Trang 2.

<span class='text_page_counter'>(3)</span> VIII. ĐIỆN PHÂN I – Khái niệm : Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều đi qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li. - Tại catot xảy ra quá trình khử cation (Mn+ + ne → M) - Tại anot xảy ra quá trình oxi hóa anion (Xn- → X + ne) II – Sự điện phân các chất điện li: 1. Điện phân chất điện li nóng chảy Trong thực tế, người ta thường tiến hành điện phân những hợp chất (muối, bazơ, oxit) nóng chảy của các kim loại có tính khử mạnh như Li, Na, K, Ba, Ca, Mg, Al Ví dụ 1: Điện phân NaCl nóng chảy có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot ( – ) 2| Na+ + e → Na Q trình khử Na+. NaCl. Anot ( + ) 2Cl- → Cl2 + 2e Q trình oxi hóa Cl-. Phương trình điện phân là: 2NaCl 2Na + Cl2 Ví dụ 2: Điện phân NaOH nóng chảy có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot ( – ) 4| Na + 1e → Na Q trình khử Na+. NaOH. +. Anot ( + ) 4OH- → O2 + 2H2O + 4e Q trình oxi hóa OH-. Phương trình điện phân là: 4NaOH 4Na + O2 + 2H2O Ví dụ 3: Điện phân Al2O3 nóng chảy pha thêm criolit (Na3AlF6) có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot ( – ) 4| Al3+ + 3e → Al Q trình khử Al3+. Al2O3. Anot ( + ) 3| 2O2- → O2 + 4e Q trình oxi hóa O2-. Phương trình điện phân là: 2Al2O3 4Al + 3O2 2. Điện phân dung dịch chất điện li trong nước Cơ sở để giải quyết vẫn đề này là dựa vào các giá trị thế oxi hóa – khử của các cặp. Trong quá trình điện phân, trên catot diễn ra sự khử. Ngược lại, trên anot sẽ diễn ra sự oxi hóa. a) Khả năng phóng điện của các cation ở catot: - Các cation từ Zn2+ đến cuối dãy Hg2+, Cu2+, Fe3+, Ag+…dễ bị khử nhất và thứ tự tăng dần - Từ Al3+ đến các ion đầu dãy Na+, Ca2+, K+…không bị khử trong dung dịch (H2O bị khử) - Các ion H+ của axit dễ bị khử hơn các ion H+ của nước b) Khả năng phóng điện của các anion ở anot: - Thứ tự nhường e: S2-; I-; Br-; Cl-; RCOO- Các anion gốc axit như NO3-, SO42-, PO43-, CO32-, ClO4-…không bị oxi hóa (H2O bị oxi hóa). c) Một số ví dụ: - Điện phân dung dịch CuCl2 với anot trơ có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot ( – ) CuCl2 Anot ( + ) 2+ Cu + 2e Cu 2ClCl2 + 2e Phương trình điện phân là: CuCl2 Cu + Cl2 - Điện phân dung dịch K2SO4 với anot trơ có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot (–) K2SO4 Anot (+) + H2O, K (H2O) H2O, SO422| 2H2O + 2e H2 + 2OH 2H2O O2 + 4H+ + 4e Phương trình điện phân là: 2H2O 2H2 + O2 - Điện phân dung dịch NaCl bão hòa với điện cực trơ có màng ngăn có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot ( – ) NaCl Anot ( + ) H2O, Na+ (H2O) Cl-, H2O 2H2O + 2e H2 + 2OH2ClCl2 + 2e Phương trình điện phân là: 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 Nếu không có màng ngăn thì: Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O nên phương trình điện phân là: NaCl + H2O NaClO + H2. Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Trang 3.

<span class='text_page_counter'>(4)</span> - Điện phân dung dịch NiSO4 với anot trơ có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot ( – ) NiSO4 Anot ( + ) Ni2+, H2O (H2O) H2O, SO422| Ni2+ + 2e Ni 2H2O O2 + 4H+ + 4e Phương trình điện phân là: 2NiSO4 + 2H2O 2Ni + 2H2SO4 + O2 - Điện phân dung dịch NiSO4 với anot bằng Cu có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot ( – ) NiSO4 Cu ( + ) Ni2+, H2O (H2O) H2O, SO42Ni2+ + 2e Ni Cu Cu2+ + 2e Phương trình điện phân là: NiSO4 + Cu CuSO4 + Ni - Điện phân dung dịch CuSO4 với anot bằng Cu : Ở catot ( – ): Cu2+(dd) + 2e Cu làm giảm nồng độ ion Cu2+ 2+ Ở anot ( + ): Cu(r) Cu (dd) + 2e làm tăng nồng độ ion Cu2+ và anot dần dần bị hòa tan Phương trình điện phân là: Cu(r) + Cu2+(dd) Cu2+(dd) + Cu(r) - Điện phân dung dịch hỗn hợp chứa FeCl3, CuCl2 và HCl với anot trơ có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Catot ( – ) FeCl3, CuCl2, HCl Anot ( + ) 2| Fe3+ + 1e Fe2+ Cu2+ + 2e Cu 2ClCl2 + 2e + 2H + 2e H2 Fe2+ + 2e Fe Quá trình điện phân lần lượt xảy ra ở các điện cực là: 2FeCl3 2FeCl2 + Cl2 CuCl2 Cu + Cl2 2HCl H2 + Cl2 FeCl2 Fe + Cl2 III – Định luật Faraday m. AIt nF. - m: khối lượng chất giải phóng ở điện cực (gam) - n: số e mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận - A: khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở - I: cường độ dòng điện (A) điện cực - t: thời gian điện phân (s) - F: hằng số Faraday là điện tích của 1 mol electron hay điện lượng cần thiết để 1 mol electron chuyển dời trong mạch ở catot hoặc ở anot (F = 1,602.10-19.6,022.1023 ≈ 96500 C.mol-1) IV - Ứng dụng của sự điện phân: 1. Điều chế các kim loại (xem bài điều chế các kim loại) 2. Điều chế một số phi kim như H2, O2, F2, Cl2 3. Điều chế một số hợp chất như NaOH, H2O2, nước Gia – ven 4. Tinh chế một số kim loại như Cu, Pb, Zn. Fe. Ag, Au… 5. Mạ điện Điện phân với anot tan cũng được dùng trong mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn và tạo vẻ đẹp cho vật mạ. Anot là kim loại dùng để mạ (như hình vẽ là vàng) còn catot là vật cần mạ (cái thìa). Lớp mạ thường rất mỏng, có độ dày từ 5.10-5 ÷ 1.10-3 cm.. Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Trang 4.

<span class='text_page_counter'>(5)</span> CHƯƠNG 6. KIM LOẠI KIỀM – KIỀM THỔ – NHÔM KIM LOẠI KIỀM I - Vị trí và cấu tạo: 1.Vị trí của kim lọai kiềm trong bảng tuần hoàn. Các kim lọai kiềm thuộc nhóm IA, gồm 6 nguyên tố hóa học: Lâu Nay Không Ra Coi Fim Liti(3Li) [He]2s1 Kali(19K) [Ar]4s1 Xesi(55Cs) [Xe]6s1 Natri(11Na) [Ne]3s1 Rubiđi(37Rb) [Kr]5s1 Franxi(Fr). 2.Cấu tạo và tính chất của kim lọai kiềm. - Cấu hình electron chung: ns1; Ion M+ có cấu hình của khí hiếm. - Từ Li đến Cs : R tăng dần, I1 giảm dần - Cấu tạo mạng tinh thể: Lập Phương Tâm Khối. (Rỗng → nhẹ + mềm). - Năng lượng ion hóa thấp nhất trong các kim loại trong cùng chu kì. - Số oxi hóa trong hợp chất: +1. II - Tính chất vật lí Các kim lọai kiềm có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối là kiểu mạng kém đặc khít, có màu trắng bạc và có ánh kim rất mạnh, biến mất nhanh chóng khi kim loại tiếp xúc với không khí. (Bảo quản trong dầu hỏa). 1. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của kim lọai kiềm thấp hơn nhiều so với các kim lọai khác, giảm dần từ Li đến Cs do liên kết kim lọai trong mạng tinh thể kim lọai kiềm kém bền vững, yếu dần khi kích thước nguyên tử tăng lên. 2. Khối lượng riêng: Khối lượng riêng của kim lọai kiềm cũng nhỏ hơn so với các kim lọai khác do nguyên tử của các kim lọai kiềm có bán kính lớn và do cấu tạo mạng tinh thể của chúng kém đặc khít. 3. Tính cứng: Các kim lọai kiềm đều mềm, có thể cắt chúng bằng dao do liên kết kim lọai trong mạng tinh thể yếu. Từ Li →Cs tính cứng giảm dần. 4. Độ dẫn điện: Các kim loại kiềm có độ dẫn điện cao nhưng kém hơn nhiều so với bạc do khối lượng riêng tương đối bé làm giảm số hạt mang điện tích. 5. Độ tan: Tất cả các kim lọai kiềm có thể hòa tan lẫn nhau và đều dễ tan trong thủy ngân tạo nên hỗn hống. Ngoài ra chúng còn tan đuơc trong amoniac lỏng và độ tan của chúng khá cao. * LƯU Ý: Các kim loại tự do cũng như hợp chất dễ bay hơi của chúng khi được đưa vào ngọn lửa không màu làm ngọn lửa trở nên có màu đặc trưng: •Li cho màu đỏ tía •Na màu vàng •K màu tím •Rb màu tím hồng •Cs màu xanh lam. III. Tính chất hóa học Tính khử mạnh hay dễ bị oxi hoá. M → M+ + 1e ( quá trình oxi hoá kim loại ) 1. Tác dụng với phi kim: M + O2(khô) → M2O2 (peoxit) M + O2(không khí) →M2O (oxit) 2M + Cl2 → 2MCl M + H2 → MH (hyđrua kim loại) 2. Tác dụng với nước và dung dịch axit ở điều kiện thường: (gây nổ   ) 2M + 2HCl → 2MCl + H2 ↑ 2M + 2H+ → 2M+ + H2↑ 2M + 2H2O → 2MOH(dd) + H2↑ 2M + 2H2O → 2M+ + 2OH- + H2↑ 3. Tác dụng với cation kim loại: Thí dụ: Khi cho Na tác dụng với dd muối CuSO4 . 2Na +2H2O →2NaOH +H2↑ 2NaOH+ CuSO4→Na2SO4 +Cu(OH)2 M + oxit kim loại (sau Al) → M2O + kim loại IV – Ứng dụng và điều chế 1. Ứng dụng của kim lọai kiềm Kim lọai 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 lọai Na và K dùng làm chất trao đổi nhiệt trong 1 vài lọai lò phản ứng hạt nhân.  Kim lọai xesi dùng chế tạo tế bào quang điện.  Điều chế 1 số kim lọai hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện.  Dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ.  Na2O2 dùng trong bình của các thợ lặn. 2. Điều chế kim lọai kiềm: Điện phân nóng chảy MOH, M2O, MX. Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Trang 5.

<span class='text_page_counter'>(6)</span> MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM I.NATRI HIĐROXIT(NaOH). 1.Tính chất: - Là bazơ mạnh( hay còn gọi là kiềm hay chất ăn da), làm đổi màu chất chỉ thị: làm quỳ tím hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng. * Với axit : NaOH + HCl → NaCl + H2O H+ + OH– → H2O * Với oxit axit : CO2 + NaOH → NaHCO3 và CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O NaOH + SiO2 → Na2SiO3 (*)  Lưu ý: - Phản ứng (*) là phản ứng ăn mòn thủy tinh (NaOH ở nhiệt độ nóng chảy) vì thế khi nấu chảy NaOH, người ta dùng các dụng cụ bằng sắt, niken hay bạc. - Khi tác dụng với axit và oxit axit trung bình, yếu thì tùy theo tỉ lệ mol các chất tham gia mà muối thu được có thể là muối axit, muối trung hòa hay cả hai. OH¯ + CO2 → HCO3¯ 2OH¯ + CO2 → CO32− + H2O * Với dung dịch muối :NaOH tác dụng được với muối : muối kim loại thường, muối amoni, muối axit. CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O + CO2 * Chú ý : - Dung dịch NaOH có khả năng hoà tan : Al, Al2O3 , Al(OH)3 - Tương tự, NaOH có thể tác dụng với kim loại Be, Zn, Sb, Pb, Cr và oxit và hiđroxit tương ứng của chúng * Tác dụng với một số phi kim như Si, Halogen: Si + 2OH¯ + H2O → SiO32¯ + 2H2 Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O 3Cl2 + 6NaOH → NaCl + NaClO3 + 3H2O 2.Điều chế: Na + H2O → NaOH + ½ H2 - Trong công nghiệp, người ta dùng phương pháp điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn. dpdd (mnx) 2NaCl + H2O   2NaOH + H2 + Cl2 Cực dương xảy ra quá trình oxi hóa Cl- ; Cực âm xảy ra quá trình khử H2O. Điện phân dung dịch không có màng ngăn thu được nước javel II. NATRI HIDROCACBONAT VÀ NATRI CACBONAT(NaHCO3, Na2CO3 ): Natri hidro cacbonat : NaHCO3 : lưỡng tính, dễ bị nhiệt phân, không đổi màu quỳ tím. t NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O; Dung dịch có môi trường kiềm yếu Natri cacbonat : Na2CO3(hay soda) Không bị nhiệt phân( dung dịch làm quỳ tím hóa xanh) Kali nitrat: KNO3 là những tinh thể không màu, bền trong kk, tan nhiều trong nước. t Bị nhiệt phân : 2KNO3  2KNO2+O2 ; ở nhiệt độ cao KNO3 là chất oxi hóa mạnh . to Ứng dụng : Dùng làm phân bón, tạo thuốc nổ 2KNO3+3C+S  N2 +3CO2+K2S KIM LOẠI KIỀM THỔ I. Vị trí và cấu tạo: 1) Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hoàn: Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn; trong một chu kì, kiềm thổ đứng sau kim loại kiềm. Kim loại kiềm thổ gồm: Bé Mang Cây Súng Bắn Beri (4Be) [He]2s2 Canxi (20Ca) [Ar]4s2 Bari (56Ba) [Xe]6s2 2 2 * Magie (12Mg) [Ne]3s Stronti (38Sr) [Kr]5s Rađi (Ra ) 2) Cấu tạo và tính chất của kim loại kiềm thổ: - Cấu hình e: ns2; Ion M2+ có cấu hình của khí hiếm. - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp (trừ Be) biến đổi không theo quy luật. Vì có cấu trúc tinh thể khác nhau Be, Mg có mạng lưới lục phương ; Ca và Sr có mạng LPTD ; Ba mạng LPTK. - Độ cứng : kim loại kiềm thổ cứng hơn kim loại kiềm, nhưng nhìn chung vẫn thấp; giảm dần từ Be→Ba - Khối lượng riêng : tương đối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ Ba). - Số oxi hóa trong hợp chất: +2 * Lưu ý : Trừ Be, Mg ; các kim loại kiềm thổ tự do và hợp chất dễ bay hơi, cháy khi đưa vào ngọn lửa không màu, làm cho ngọn lửa có màu đặc trưng. • Ca : màu đỏ da cam • Sr : màu đỏ son • Ba : màu lục hơi vàng. o. o. Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Trang 6.

<span class='text_page_counter'>(7)</span> II. Tính chất hóa học: Có tính khử mạnh, yếu hơn so với kim loại kiềm. Tính khử của các kim loại kiềm thổ tăng từ Be → Ba. M → M2++ 2e 1. Tác dụng với phi kim : 2M + O2 → 2MO M + Cl2 → MCl2 2. Tác dụng với axit: a. HCl, H2SO4 (l) : M + 2HCl → MCl2 + H2↑ M + 2H+ → M2+ + H2 +5 +6 b. HNO3,H2SO4 đđ : Khử N , S thành các hợp chất mức oxi hoá thấp hơn. 4Ca + 10HNO3 (l) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Mg + 4HNO3 đđ → Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3) Tác dụng với nước: - Ca, Sr, Ba tác dụng với nước ở nhiệt độ thường tạo dung dịch bazơ: Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 ↑ - Mg không tan trong nước lạnh, tan chậm trong nước nóng tạo thành MgO. Mg + H2O → MgO + H2↑ - Be không tan trong nước dù ở nhiệt độ cao vì có lớp oxit bền bảo vệ. Nhưng Be có thể tan trong dung dịch kiềm mạnh hoặc kiềm nóng chảy tạo berilat: Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2 hoặc Be + 2NaOH(nóng chảy) → Na2BeO2 + H2 IV. Ứng dụng và điều chế: 1. Ứng dụng: - Kim loại Be: làm chất phụ gia để chế tạo hợp kim có tính đàn hồi cao, bền, chắc, không bị ăn mòn. - Kim loại Ca: dùng làm chất khử để tách oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép, làm khô 1 số hợp chất hữu cơ. - Kim loại Mg có nhiều ứng dụng hơn cả: tạo hợp kim có tính cứng, nhẹ, bền để chế tạo máy bay, tên lửa, ôtô… Mg còn được dùng để tổng hợp nhiều hợp chất hữu cơ. Bột Mg trộn với chất oxi hóa dùng để chế tạo chất chiếu sáng ban đêm dùng trong pháo sáng, máy ảnh. 2. Điều chế kim loại kiềm thổ: Điện phân nóng chảy MX2 MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ I. CaO (Canxi oxit) : Vôi sống. - Tác dụng với nước, tỏa nhiệt : CaO + H2O → Ca(OH)2 ít tan. - Với axit : CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O - Với oxit axit : CaO + CO2 → CaCO3 ( vôi chết ) II. Những hiđroxit M(OH)2 của các kim loại kiềm thổ: * Ca(OH)2 Canxi hidroxit : Vôi tôi, dung dịch nước vôi trong. - Ít tan trong nước : Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH  - Với axít : Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + H2O - Với oxit axit : Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O (1) Ca(OH)2 + CO2 → Ca(HCO3)2 (2) - Với d2 muối : Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaOH - Với Cl2 : Ca(OH)2 + Cl2 → CaOCl2 (clorua vôi) + H2O III. CANXICACBONAT (CaCO3) VÀ CANXI HIDRO CACBONAT (Ca(HCO3)2) Ca(HCO3)2 : Canxi hidro cacbonat  lưỡng tính, Bị phân hủy khi đun nóng nhẹ. CaCO3 : Canxi cacbonat Bị phân hủy ở nhiệt độ cao. CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 không tan tan Chiều thuận (1): Giải thích sự xâm thực của nước mưa đối với đá vôi tạo hang động. Chiều nghịch (2): Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động. o. t * Chú ý: M(HCO3)2   MO + 2CO2 + H2O CaCO3.MgCO3: đolomit. CaCO3: đá vôi, đá hoa, đá phấn VI. CANXISUNFAT (CaSO4) + CaSO4.2H2O : thạch cao sống trong tự nhiên, bền ở nhiệt độ thường. + CaSO4.H2O hoặc CaSO4.0,5H2O : thạch cao nung ( hemihiđrat) + CaSO4 : thạch cao khan. - Thạch cao nung có thể kết hợp với nước tao thành thạch cao sống và khi đông cứng thì giãn nở thể tích, do vậy thạch cao rất ăn khuôn. 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… - Thạch cao sống dùng để sản xuất xi măng.. Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Trang 7.

<span class='text_page_counter'>(8)</span> V. NƯỚC CỨNG: 1. Khái niệm nước cứng. Là nước có chứa nhiều cation Ca2+, Mg2+. Nước chứa ít hoặc không chứa các ion trên được gọi là nước mềm. 2. Phân loại: a) Nước cứng tạm thời: chứa các muối Ca(HCO3 )2, Mg(HCO3)2 - Goị là tạm thời vì độ cứng sẽ mất đi khi đun sôi: M(HCO3)2 →MCO3 + CO2 + H2O b) Nước cứng vĩnh cửu: chứa một trong các muối hoặc hỗn hợp CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4 c) Nước có tính cứng toàn phần: Là nước có cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. Nước tự nhiên thường có cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. 3. Tác hại của nước cứng: * Về mặt đời sống thường ngày: - Làm quần áo mao mục. - Giảm khả năng tẩy rửa của xà phòng. - Giảm mùi vị của thực phẩm, làm thức ăn lâu chín. * Về mặt sản xuất công nghiệp: - Khi đun nóng,ở đáy nồi hay ống dẫn nước nóng sẽ gây ra lớp cặn đá kém dẫn nhiệt làm hao tổn chất đốt, gây nổ nồi hơi và tắt nghẻn ống dẫn nước nóng (không an toàn)... - Làm hỏng nhiều dung dịch cần pha chế. 4. Các phương pháp làm mềm nước cứng: Nguyên tắc làm mềm nước cứng là giảm nồng độ các cation Ca2+,Mg2+ trong nước cứng. a. Phương pháp kết tủa: * Đối với nước có tính cứng tạm thời - Đun sôi - Dùng lượng vừa đủ Ca(OH)2. - Dùng Na2CO3 hoặc Na3PO4. * Đối với nước có tính cứng vĩnh cửu: Dùng Na2CO3 hoặc Na3PO4. b. Phương pháp trao đổi ion: Dùng các ion Na+ hoặc ion khác để trao đổi vơi Mg2+ và Ca2+. NHÔM I. Vị trí và cấu tạo: - Nhôm có số hiệu nguyên tử 13, thuộc nhóm IIIA, chu kì 3. - Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p1, hay [Ne] 3s2 3p1 . Al là nguyên tố p. - Số oxi hóa : +3. Ion Al3+ có cấu hình của khí hiếm. - Mạng tinh thể: lập phương tâm diện. II. Tính chất vật lí: - Nhôm là kim loại màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng. Nhôm là kim loại nhẹ. - Nhôm dẫn điện và nhiệt tốt. Độ dẫn nhiệt bằng 2/3 đồng nhưng lại nhẹ hơn đồng(8,92g/cm3) 3 lần. Độ dẫn điện của nhôm hơn sắt 3 lần. III. Tính chất hóa học: Nhôm có tính khử mạnh. Al → Al3++ 3e . 1. Tác dụng với phi kim to 4Al + 3O2  2Al + 3Cl2 → 2AlCl3 2Al + 3S → Al2S3  2Al2O3 2. Tác dụng với oxit kim loại: phản ứng nhiệt nhôm. to to Ví dụ:2Al + Fe2O3  2Al + Cr2O3   2Fe + Al2O3  2Cr + Al2O3 3. Tác dụng với nước. Xem như không phản ứng. 4.Tác dụng với axit. a. HCl, H2SO4 (loãng):2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2 b. Nhôm khử N+5 trong HNO3 ở dung dịch loãng hoặc đặc, nóng và S+6 trong H2SO4 ở dung dịch đặc, to nóng xuống số oxh thấp hơn: Al + 4HNO3loãng   Al(NO3)3 + NO + 2H2O o. t 2Al + 6H2SO4đặc   Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O - Nhôm không tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc, nguội. 5. Tác dụng với dung dịch kiềm: Al là chất khử, H2O là chất oxi hóa. to 2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + 3H2 Hay 2Al + 2NaOH + 6H2O   2Na[Al(OH)4] + 3H2 IV. Ứng dụng và Sản xuất: 1. Ứng dụng - Nhôm có nhiều ưu điểm nhưng vì nó khá mềm lại kém dai nên người ta thường chế tạo hợp kim nhôm với magie, đồng, silic… để tăng độ bền. Sau đây là vài hợp kim và ứng dụng của nó: - Nhôm được dùng chế tạo các thiết bị trao đổi nhiệt và dụng cụ nấu ăn gia đình, nhôm còn được dùng là khung cửa và trang trí nội thất. - Bột nhôm dùng để chế tạo hỗn hợp tecmit (hỗn hợp bột Al và Fe2O3), dùng để hàn đường ray,… Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng Trang 8.

<span class='text_page_counter'>(9)</span> 2. Trạng thái tự nhiên và sản xuất 2.1 Trạng thái tự nhiên. - Trong tự nhiên nhôm chiêm khoảng 5,5% tổng số nguyên tử trong quả đất. - Hai khoáng vật quan trọng là boxit(Al2O3.xH2O) và criolit(Na3[AlF6]). 2.2 Sản xuất: điện phân nóng chảy Al2O3 (từ quặng boxit) Tác dụng của Criolit 3NaF. AlF3 nhằm: + Giảm nhiệt độ nóng chảy của Al2O3 (20500C  9000C)  Tiết kiệm năng lượng + Hỗn hợp chất lỏng dẫn điện tốt hơn. + Criolit Nhẹ, nổi lên ngăn cản nhôm nóng chảy sinh ra tác dụng với không khí. Sản phẩm thu được khá tinh khiết và có hàm lượng vào khoảng 99,4 - 99,8%. Điện phân lần hai có thể đến hàm lượng 99,9998%. Anot làm bằng than chì thì điện cực bị ăn mòn dần do chúng cháy trong oxi mới sinh: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM NHÔM OXIT – Al2O3 1. Lý tính : Trạng thái rắn, màu trắng, không tác dụng với nước va không tan trong nước, t 0nc ở 20500C. 2. Trạng thái tự nhiên: tồn tại ở 2 dạng - dạng ngậm nước: boxit (Al2O3.nH2O)  sản xuất nhôm - dạng khan: emery có độ cứng cao dùng làm đá mài. Corinđon bao gồm: Rubi có màu đỏ: Al2O3 có lẫn Cr2O3; Saphia có màu xanh: Al2O3 có lẫn TiO2 và Fe3O4 3/ Tính chất hoá học : a. Tính bền vững: Lực hút giữa Al3+ và O2- rất mạnh tạo ra liên kết bền vững  có t0nc rất cao, khó bị khử thành kim loại nhôm. b. Tính lưỡng tính : - Tính bazơ : Al2O3 + 6HCl  2 AlCl3 + 3 H2O  Al2O3 + 6H+  2Al3+ + 3 H2O - Tính axit : Al2O3 + 2 NaOH  2NaAlO2+ 3 H2O  Al2O3 + 2OH-  2 AlO2-+2H2O 3.Ứng dụng : vật liệu mài ( đá mài ), nguyên liệu sản xuất nhôm kim loại II. NHÔM HIĐROXIT Al(OH)3: 1. Tính chất: - Là hợp chất màu trắng, kết tủa keo, không tan trong nước, không bền nhiệt. t - Dễ bị nhiệt phân thành nhôm oxit: 2Al(OH)3   Al2 O3 + 3H2O - Tính lưỡng tính: Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ →Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O Al(OH)3 + OH- → [Al(OH)4]2. Điều chế: - Muối nhôm tác dụng với dung dịch kiềm (vừa đủ): AlCl3 + NaOH → Al(OH)3 ↓+ NaCl Nếu dư bazơ: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O - Muối aluminat tác dụng axit: Vừa đủ NaAlO2 + HCl + H2O → Al(OH)3↓ + NaCl Nếu dư axit Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O - Để thu được kết tủa trọn vẹn(lớn nhất): 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 6NaCl + 3CO2 ↑ AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O → 2 Al(OH)3↓ + Na2CO3 NaAlO2 + CH3COOH + H2O → Al(OH)3↓ + CH3COONa III. NHÔM SUNFAT VÀ PHÈN CHUA: Phèn chua K2SO4. Al2(SO4)3 .24H2O.  viết gọn: KAl(SO4)2.12H2O. Nếu thay K+ bằng Na+, Li+ hay NH4+  muối kép khác (phèn nhôm). Nhận biết: dùng dung dịch kiềm: hiện tượng có kết tủa keo, sau đó tan trong kiềm dư. IV. HỢP KIM CỦA NHÔM 0. Hợp kim Đuyra Silumin Almelec Electron. Thành phần 94% Al, 4% Cu (Mn, Mg, Si) Al, Si (10 – 14%) 98%Al (Mg, Si, Fe) Mg (83,3%) Al, Zn, Mn. Tính chất Bền hơn Al 4 lần Nhẹ, bền, ăn nhôm R nhỏ, dai, bền Nhẹ, bền chịu và chạm. Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Ứng dụng - chế tạo Máy bay, ôtô Cấu tạo bộ phận máy dây cáp điện Tàu vũ trụ, vệ tinh. Trang 9.

<span class='text_page_counter'>(10)</span> CHƯƠNG 7. SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI QUAN TRỌNG SẮT I. Vị trí và cấu tạo: Fe thuộc Ô 26, Nhóm VIIIB, Chu kì 4 Cấu hình electron : 1s22s22p63s23p63d64s2 hay [Ar] 3d64s2 Fe là nguyên tố d, là kim loại chuyển tiếp, có 2 e ở ngoài cùng. Fe → Fe2+ [Ar]3d6 + 2e Fe → Fe3+ [Ar]3d5 + 3e 2+ 3+ Ion Fe và Fe không có cấu hình của khí hiếm. Feα : mạng lập phương tâm khối Feβ : mạng lập phương tâm diện. II. Tính chất vật lí: có tính nhiễm từ. III. Tính chất hóa học: Fe có tính khử trung bình - Tạo sắt II khi tác dụng với: HCl, H2SO4(loãng), S, I2, dung dịch muối... - Tạo sắt III khi tác dụng với:HNO3, H2SO4(đặc, nóng), Cl2, Br2, ddAgNO3 dư... 1. Tác dụng với phi kim : Fe + S → FeS ( sắt II sunfua) 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (sắt III clorua) 3Fe + 2O2 → Fe3O4 ( oxit sắt từ) (FeO. Fe2O3) 2. Tác dụng với axít a. HCl, H2SO4 loãng tạo sắt II: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ b. HNO3, H2SO4 đặc tạo sắt III: Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O Fe + 6HNO3(đặc) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 2Fe + 6H2SO4(đặc) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Chú ý: Sắt bị thụ động với axít HNO3 đặc, nguội hoặc H2SO4 đặc, nguội. Sắt tác dụng HNO3, trong đó sắt dư chỉ tạo sắt II. Hỗn hợp Fe và kim loại khác tác dụng HNO3 còn dư kim loại thì tạo Fe (II) 3. Tác dụng với dung dịch muối: Fe có thể khử ion của kim loại đứng sau trong dãy điện hóa tạo sắt II. Riêng ddAgNO3 dư sẽ tạo sắt III. C C 4. Tác dụng với nước: 3Fe + 4H2O t570 Fe + H2O t570   Fe3O4 + 4 H2↑   FeO + H2↑ IV- Trạng thái tự nhiên: Sắt tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất: quặng manhetit (Fe3O4) Giàu sắt nhất, quặng hematit đỏ (Fe2O3), quặng hematit nâu ( Fe2O3.nH2O), quặng xiđêrit (FeCO3), quặng pirit (FeS2) Nghèo sắt nhất. Sắt có trong hemoglobin (huyết cầu tố) của máu. Sắt tự do có trong những thiên thạch. GANG 1. Khái niệm gang: Gang là hợp kim của Sắt với Cacbon trong đó có từ 2-5% khối lượng Cacbon ngoài ra còn có một lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S. . . 2. Phân loại gang: có 2 loại: - Gang xám( chứa cacbon) → Dùng đúc bệ máy, ống dẫn nước, cánh cửa. . . - Gang trắng chứa ít cacbon hơn và Cacbon chủ yếu ở dạng xementit( Fe3 C), dùng luyện thép. 3. Sản xuất gang: a. Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxyt bằng than cốc trong lò cao. b. Nguyên liệu:Quặng sắt oxyt( Hematit đỏ: Fe2O3). Than cốc, chất chảy( CaCO3 hoặc SiO2). c. Các phản ứng xảy ra: * Phản ứng tạo chất khử CO: C + O2 → CO2 CO2 + C → 2CO * Phản ứng khử sắt oxit: (1) 3Fe2O3 + CO = CO2 + 3Fe3O4 (2) Fe3O4 + CO → 3CO2 + FeO (3) FeO + CO →CO2 + Fe * Phản ứng tạo xỉ: CaCO3 → CaO + CO2 CaO + SiO2 → CaSiO3( Canxi Silicat) THÉP 1. Khái niệm thép: Thép là hợp kim của của sắt chứa từ 0.012% khối lượng cacbon cùng với một số nguyên tố khác( Si, Mn, Cr, Ni. . .) 2. Phân loại thép: *Thép thường( Thép cacbon). Thép mềm: (chứa < 0.1% C).Thép cứng: ( chứa >0.9% C). *Thép đặc biệt: - Thép chứa 13% Mn →Rất cứng→ Dùng làm máy nghiền đá. - Thép chứa 20% Cr và 10% Ni →Rất cứng→ Dùng làm dụng cụ gia đình. - Thép chứa 18% W và 5% Cr →Rất cứng→ Dùng làm máy nghiền đá. . . 3. Sản xuất thép: * Nguyên tắc: Giảm hàm lượng các tạp chất C. Si, S, Mn. . . .có trong Gang bằng cách oxy hóa các chất dó thành oxyt rồi biến thánh xỉ và tách ra khỏi thép. o. o. Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. o. o. Trang 10.

<span class='text_page_counter'>(11)</span> HỢP CHẤT Fe(II): - Tính chất hóa học đặc trưng của Fe(II) là tính khử (nhường 1e): Fe2+ → Fe3+ + 1e (cũng có tính oxi hóa) 1/. Sắt (II) oxít: FeO: Tính khử(đặc trưng), tính oxi hóa, tính bazơ. - FeO tan trong dd HNO3 loãng →NO  : 3FeO+10HNO3(l) →3Fe(NO3)3+NO+5H2O Phương trình ion thu gọn: 3FeO+NO3 - +10H+→3Fe3++NO+5H2O 0 - FeO chất rắn, đen, không có trong tự nhiên. Điều chế: Fe2O3+ CO (H2) 500 c  2FeO + CO2 (H2O) 2/. Sắt (II) hiđroxit Fe(OH)2 Tính khử, tính bazơ. - Fe(OH)2 rắn màu trắng hơi xanh, không tan trong nước. Fe(OH)2 kém bền trong không khí => dễ bị oxi hóa thành Fe(OH)3 màu nâu đỏ  : 4Fe(OH)2+O2+2H2O→4Fe(OH)3. - Fe(OH)2 tác dụng với HNO3 giải phóng khí. - Điều chế Fe(OH)2 tinh khiết: điều chế trong điều kiện không có không khí: Fe2+ +2OH- →Fe(OH)3 3/. Muối Fe(II) (vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa) - Muối sắt(II) + chất oxi hóa → Muối sắt(III) VD: 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3 - Muối sắt(II) đa số tan trong nước, kết tinh dạng ngậm nước: FeSO4.7H2O , FeCl2.4H2O - Điều chế: Fe, FeO, Fe(OH)2 + HCl → Muối sắt(II) hoặc Fe + dd muối → Muối sắt(II) VD:Fe +2HCl → FeCl2+ H2 hoặc FeO+H2SO4 →FeSO4+H2O - Muối Fe(II) làm nhạt màu dung dịch KMnO4 và phản ứng được với ddAgNO3 tạo Ag. HỢP CHẤT Fe(III) Tính chất hóa học đặc trưng là tính oxi hóa (nhận e) Fe3+ +1e→Fe2+ hoặc Fe3++3e→Fe 1/. Sắt (III) oxit : Fe2O3 Rắn, đỏ nâu, không tan trong nước - Ở nhiệt độ cao, Fe2O3 bị CO hoặc H2 khử mạnh (tính oxi hóa) 0 cao 0 cao Fe2O3+Al t Fe2O3+ 3CO t  Al2O3+Fe  2Fe+3CO2  - Fe2O3 là 1 oxit bazơ => tan trong axit mạnh  muối Fe(III) Fe2O3+6HCl  2FeCl3+3H2O - Trong tự nhiên: dưới dạng quặng hêmatit dùng luyện gang. t0 * Điều chế: 2Fe(OH)3  Fe2O3+3H2O 2/. Fe(OH)3 rắn, đỏ nâu, không tan trong nước. Fe(OH)3 tan trong axit mạnh  muối Fe(III) 2Fe(OH)3+3H2SO4  Fe2(SO4)3+ 6H2O * Điều chế: Fe3++3OH-  Fe(OH)3  3/Muối Fe(III): Các muối Fe(III) đa số tan trong nước.. FeCl3.6H2O, Fe2(SO4)3.9H2O *Muối sắt (III)+ KL  Muối Fe(II) VD: 2FeCl3 + Fe → 3FeCl2 2FeCl3 + Cu → 2FeCl2 + CuCl2 * FeCl3 dùng làm chất xúc tác trong tổng hợp hữu cơ * Chú ý: khi nhiệt phân các hợp chất sắt II (dễ nhiệt phân) trong không khí đều tạo Fe2O3. OXIT SẮT TỪ(Fe3O4) - Được xem là hỗn hợp FeO và Fe2O3 (tỉ lệ mol 1:1) - Vừa có tính khử, vừa có tính oxi hóa. - Tác dụng với HCl, H2SO4(loãng) tạo muối sắt II và muối sắt III. CROM (Giống Sắt) I. Vị trí của - Cấu tạo: Crom thuộc ô 24, nhóm VIB, chu kì 4. Cr là kim loại chuyển tiếp. Cấu hình electron: Cr (Z=24): 1s22s22p63s23p63d54s1 Hay [Ar]3d54s1 II. Tính chất vật lí: Crom có màu trắng bạc, rất cứng.Crom là kim loại nặng. III. Tính chất hóa học: Crom có tính khử mạnh hơn sắt kém hơn kẽm, số oxi hóa từ +1 đến +6 ( thường gặp là +2, +3, +6). 1. Tác dụng với phi kim - Ở nhiệt độ thường Crom chỉ tác dụng với Flo, bền trong kk vì có lớp Cr2O3 bảo vệ. - Ở nhiệt độ cao, crom khử nhiều phi kim: oxi, clo, lưu huỳnh,… t t t 4Cr + 3O2  2Cr2O3 2Cr + 3Cl2  2CrCl3 4Cr + 3S  2Cr2S3 2. Tác dụng với nước: Cr không tác dụng với H2 O 3. Tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng nóng  muối Cr(II) nếu không có kk và khí H2: Cr + 2HCl  CrCl2 + H2 Chú ý: Tương tự nhôm và sắt, crom không tác dụng với axit HNO3 và H2SO4 đặc, nguội. to V. Sản xuất: Cr2O3 + 2Al  2Cr + Al2O3 Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng Trang 11 o. o. o.

<span class='text_page_counter'>(12)</span> Hợp chất crom(II)  Giống Sắt 1.Crom(II) oxit: CrO là chất bột ,màu đen, không tan trong nước. CrO dễ bị oxi hóa thành Cr2O3. Có tính bazơ, tính khử và tính oxi hóa. 2.Crom(II) hiđroxit Cr(OH)2 là chất rắn, màu vàng, không tan trong nước . Điều chế: CrCl2+2NaOH→Cr(OH)2+2NaCl. Dễ bị oxi hóa trong không khí: 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O→4Cr(OH)3 3.Muối crom(II): có tính oxi hóa và tính khử. Hợp chất crom(III)  Giống Nhôm 1.Crom(III) oxit: Cr2O3 là chất rắn ,màu lục thẩm, không tan trong nước. Cr2O3: là oxít lưỡng tính tan trong axít và kiềm đặc. 2.Crom(III) hiđroxit Cr(OH)3 là chất rắn, màu lục nhạt, không tan trong nước . Điều chế: CrCl3+3NaOH→Cr(OH)3+3NaCl. Cr(OH)3 : hiđroxit lưỡng tính . Cr(OH)3+ NaOH→NaCrO2+2H2O Cr(OH)3 + 3HCl→CrCl3+3H2O Tính axit Natricromit Tính bazơ 3.Muối crom(III): có tính oxi hóa và tính khử. Trong môi trường axít Cr(III) dể bị khử→muối Cr(II) 2Cr+3 + Zn0→2Cr+2 + Zn+2 Trong môi trường kiềm Cr(III) bị oxi hóa thành muối Cr(VI).2Cr+3+3Br20+16OH-→2CrO4-2+16Br-+8H2O Hợp chất Crom(VI)  Giống S 1.Crom(VI) oxít CrO3 là chất rắn , màu đỏ thẫm . - Là oxít axít tác dụng với nước →2axit: CrO3 + H2O → H2CrO4 (axít cromic) hoặc 2CrO3+H2O →H2Cr2O7(axit đicromic) - CrO3 có tính oxi hóa rất mạnh ,một số chất vô cơ và hữu cơ (S,C,P,NH3, C2H5OH…) bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3 → Cr2O3 Vd:2CrO3 + 2 NH3 → Cr2O3 +N2 + 3H2O 2.Muối Cromat và đicromat. Muối Cromat CrO42-(màu vàng) và muối đicromat Cr2O72-(màu da cam) đều có tính oxi hóa mạnh. Trong môi trường axít muối crom(VI) bị khử → muối Crom(III). Vd: + K2Cr2O7 + 6 FeSO4 +7H2SO4 → Cr2(SO4)3 +3Fe2(SO4)3 +K2SO4 +7H2O + K2Cr2O7 +6KI +7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 +7H2O +3I2 Trong môi trường thích hợp :2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O (màu vàng) (màu da cam) ĐỒNG 64 I. Vị trí và cấu tạo: Kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm IB, Chu kỳ 4, Số hiệu NT là 29, Kí hiệu Cu  29 Cu .. Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d104s1. hoặc:  Ar  3d104s1.Trong các hợp chất đồng có soh phổ biến là: +1; +2. Cấu hình e của: Ion Cu+:  Ar  3d10 Ion Cu2+:  Ar  3d9 Cấu tạo của đơn chất: - Đồng có BKNT nhỏ hơn kim loại nhóm IA - Ion đồng có điện tích lớn hơn kim loại nhóm IA - Kim loại đồng có cấu tạo kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện là tinh thể đặc chắc  liên kết trong đơn chất đồng bền vững hơn. II. Tính chất vật lí: Là kim loại màu đỏ, dẻo, dễ kéo sợi và tráng mỏng. Dẫn điện và nhiệt rất cao (chỉ kém hơn bạc). III. Tính chất hóa học: Cu là KL kém hoạt động; có tính khử yếu. 1. Tác dụng với phi kim: Cu + Cl2  CuCl2 (đồng II clorua) Cu + S  CuS (đồng II sunfua). 2Cu + O2  2CuO (đồng II oxit) Cu + CuO  Cu2O ( ở nhiệt độ cao) 2. Tác dụng với axit: a. Với HCl, H2SO4(l): Không phản ứng nhưng nếu có mặt O2 của không khí thì Cu bị oxi hóa  Cu2+ 2Cu + 4HCl + O2  2CuCl2 + 2H2O. b. Với HNO3, H2SO4 đặc nóng: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO hoặc NO2 + H2O Cu + H2SO4(đặc)  CuSO4 + SO2 + H2O Hoặc: Cu + H+ + NO3- Cu2+ + NO + H2O 3. Tác dụng với dung dịch muối: Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag Cu + 2Ag+  Cu2+ + 2Ag Cu + 2FeCl3  CuCl2 + 2FeCl2 Cu + 2Fe3+  Cu2+ + 2Fe2+ Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng Trang 12.

<span class='text_page_counter'>(13)</span> MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG 1. Đồng (II) Oxit: CuO là chất rắn, màu đen 2. t0. 0. 2. 3. t0. 0. 0. Tính oxi hóa: Cu O  CO  Cu  CO 2  Cu O  2 N H 3  3Cu  N 2  3H 2O Tính bazơ : CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O 2. Đồng (II) hiđroxit: Cu(OH)2 Chất rắn, màu xanh Tính bazơ: Phản ứng với axit  M + H2O TD: Cu(OH)2 + 2HCl  CuCl2 + 2H2O t0 Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân: Cu(OH)2  CuO + H2O 3. Đồng II sunfat: CuS04 (khan) màu trắng, chất rắn. CuSO4 hấp thụ nước tạo thành CuSO4.5H2O màu xanh  dùng CuSO4 khan dùng để phát hiện dấu vết của nước trong các chất lỏng. 4. Hợp kim của đồng: - Đồng thau: Cu – Zn (45%Zn) - Đồng bạch: Cu – Ni (25%Ni) - Đồng thanh: Cu – Sn - Vàng 9cara: Cu – Au (33,33%Au) SƠ LƯỢC VỀ NIKEN – KẼM – CHÌ – THIẾT I. Niken (Ni) Ni ở ô 28,nhóm VIIIB,chu kì 4 a.Lí tính:Ni là kl màu trắng bạc,rất cứng. b.Hóa tính Ni có tính khử yếu hơn Fe, có đầy đủ tính chất kim loại sau Al. t0 t0 VD: Ni + Cl2  NiCl2 2Ni + O2 2NiO    II. Kẽm(Zn) Zn ở ô 30,nhóm IIB,chu kì 4 a.Lí tính:Zn là KL có màu lam nhạc. 1000 1500 2000 -Ở t0 thường Zn khá giòn  giòn.  dẻo và dai   -Zn và hợp chất rắn của Zn không độc,riêng ZnO(h) rất độc. b.Hóa tính Zn là KL họat động,có tính khử mạnh hơn Fe -Zn tác dụng với O2,S...khi đung nóng t0 t0 2Zn + O2  Zn + Cl2 ZnCl2  2ZnO   -Zn tác dụnh với axit,kiềm,muối : Zn + HCl  ZnCl2 + H2 ; Zn + FeCl2  ZnCl2 + Fe c.Ứng dụng Zn dùng bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép. III. Chì(Pb) Pb ở ô 82,nhómIVA,ck 6 a.Lí tính: -Pb là Kl màu trắng hơi xanh,mền dễ dát mỏng. Pb và hợp chất của chì rất độc t0 t0 b.Hóa tính Tác dụng với O2 : 2Pb + O2  PbO; Tác dụng với S :Pb + S  PbS Không tan trong H2SO4 loãng nhưng tan trong H2SO4 đặc. IV. Thiếc(Sn) Sn ở ô 50,nhóm IVA,ck 5 a. Lí tính: Ở diều kiện thường:Sn là KL trắng bạc,mềm dễ dát mỏng. Sn tồn tại 2 dạng thù hình:Sn trắng giam  nhiet và Sn xám SnTrắng   SnXám b. Hóa tính Sn tan chậm trong HCl lõang Sn + 2HCl  SnCl2 + H2 t0 Đun nóng,Sn tác dụng với O2 :Sn + O2  SnO2 c. Ứng dụng Sn dùng chống gỉ(sắt tây), lá thiết dùng trong các tụ điện, Sn dùng sx hợp kim, SnO2 làm men(gốm,sứ) V. Vàng(Au) Ô 79, chu kì 6, nhóm IB. Số oxi hóa đặc trưng: +3. a. Lí tính: dẻo nhất trong các kim loại, dẫn điện tốt. b. Hóa tính không tác dụng với phi kim, axit. Tan trong nức cường thủy(HNO3 + 3HCl) và muối xianua. Tạo hỗn hống với Hg. VI. Bạc(Ag) Ô 47, chu kì 5, nhóm IB. Số oxi hóa đặc trưng: +1. a. Lí tính: Dẫn điện tốt nhất, ion Ag+ có khả năng sát khuẩn. b. Hóa tính không tác dụng với oxi nguyên chất, HCl, H2SO4 loãng Tác dụng H2S và O2 tạo Ag2S(màu đen). Tác dụng HNO3 và H2SO4 đặc.. Trên con đường thành công không có dấu chân của kẻ lười biếng. Trang 13.

<span class='text_page_counter'>(14)</span>