Bài giảng Chương 5: Đại cương kim loại Môn hóa học37725

Lý thuyết hóa học Hóa 12 HỌC KÌ II Chương 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI A- GIỚI THIỆU CHUNG I – VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HỒN - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA (trừ B) phần nhóm IVA, VA, VIA - Các nhóm B (từ IB đến VIIIB) - Họ lantan actini II – CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI Cấu tạo nguyên tử - Nguyên tử hầu hết ngun tố kim loại có electron lớp ngồi (1, 3e) Thí dụ: Na: [Ne]3s1 Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 * Cấu hình electron nguyên tử: Nhóm IA (KLK): Nhóm IIA(KLK thổ) Nhóm IIIA Một số KL khác 2 ns ns ns np Li (Z=3): 1s22s1 Be (Z=4): 1s22s2 B (Z=5): 1s22s22p1 Cr (Z=24): [Ar] 3d54s1 Na (Z=11):1s22s22p63s1 Mg (Z=12):1s22s22p63s2 Al (Z= 13):1s22s22p63s23p1 Fe (Z=26): [Ar] 3d64s2 K (Z=19): [Ar] 4s1 Ca (Z=20): [Ar] 4s2 Cu ( Z=29): [Ar] 3d104s1 *Cấu hình ion: He Ne Ar (ns2) (1s22s22p6) (1s22s22p63s23p6) Một số ion KL khác + 2+ + 2+ + Li (Z=3) ; Be Na (Z=11) ; Mg (Z=12) K (Z=19) Cr2+ (Z=24): [Ar] 3d4 (Z=4) Al3+ (Z= 13) Ca2+ (Z=20) Cr3+ (Z=24): [Ar] 3d3 3+ B (Z=5) O2- (Z=8) S2- (Z=16) Fe2+ (Z=26): [Ar] 3d6 F (Z=9) Cl (Z=17) Fe3+ (Z=26): [Ar] 3d5 Cu+ ( Z=29): [Ar] 3d10 Cu2+ ( Z=29): [Ar] 3d9 - Trong chu kì, nguyên tử nguyên tố kim loại có bán kính ngun tử lớn điện tích hạt nhân nhỏ so với nguyên tử nguyên tố phi kim Cấu tạo tinh thể - Ở nhiệt độ thường, trừ Hg thể lỏng, kim loại khác thể rắn có cấu tạo tinh thể Liên kết kim loại Liên kết kim loại liên kết hình thành nguyên tử ion kim loại mạng tinh thể có tham gia electron tự B – TÍNH CHẤT VẬT LÝ: Tính chất vật lí chung: dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt, ánh kim Nguyên nhân : electron tự gây - Kim loại dẻo nhất: Au (vàng) - Kim loại dẫn điện, dẫn nhiệt tốt nhất: Ag, Cu, Au, Al, Fe Ánh kim: hầu hết kim loại Tính chất vật lí riêng : khối lương riêng, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng Ngun nhân: độ bền liên kết KL, ntử khối, kiểu mạng tinh thể ( không e tự do) + KLR lớn (nặng nhất): Os (osimi) 22,6g/cm3 + KLR nhỏ (nhẹ nhất) : Li (liti) (0,5g/cm3) + tonc thấp nhất: Hg (thuỷ ngân) (−390C) + tonc cao nhất: W (vonfam) (34100C) + mềm nhất: Cs (xesi) + cứng nhất: Cr (crom) ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 C- TÍNH CHẤT HĨA HỌC CHUNG: - Trong chu kì: Bán kính ngun tử ngun tố kim loại >bán kính nguyên tử nguyên tố phi kim - Số electron hố trị ít, lực liên kết với hạt nhân tương đối yếu nên chúng dễ tách khỏi ngun tử  Tính chất hố học chung: Có tính khử (dễ bị oxi hoá) dễ nhường electron trở thành ion dương : M → Mn+ + ne (do bán kính nguyên tử lớn, độ âm điện nhỏ, điện tích hạt nhân nhỏ, lượng ion hoá nhỏ) Tác dụng với phi kim a Tác dụng với clo 2Fe + 3Cl2 +3 -1 t0 2FeCl3 b Tác dụng với oxi 0 t0 0 t0 2Al + 3O2 3Fe + 2O2 +3 -2 2Al2O3 +8/3 -2 Fe3O4 c Tác dụng với lưu huỳnh Với Hg xảy nhiệt độ thường, kim loại cần đun nóng Fe + Hg + t0 S +2 -2 FeS +2 -2 S HgS Tác dụng với dung dịch axit a Dung dịch HCl, H2SO4 loãng Fe + +1 2HCl +2 FeCl2 + H2 b Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc: Phản ứng với hầu hết kim loại (trừ Au, Pt) +5 +2 3Cu + 8HNO3 (loaõng) +2 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O +6 +2 Cu + 2H2SO4 (đặc) +4 CuSO4 + SO2 + 2H2O Tác dụng với nước - Các kim loại có tính khử mạnh: kim loại nhóm IA IIA (trừ Be, Mg) khử H2O dễ dàng nhiệt độ thường +1 2Na + 2H2O +1 2NaOH + H2 Tác dụng với dung dịch muối: Từ Mg trở kim loại mạnh khử ion kim loại yếu dung dịch muối thành kim loại tự +2 Fe + CuSO4 +2 FeSO4 + Cu Lưu ý: + Na + CuSO4 2Na + 2H2O  2NaOH + H2 (sủi bọt khí) ; 2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4 Tổng cộng: 2Na + 2H2O + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4 + H2 + Fe + 3AgNO3(dư)  Fe(NO3)3 + 3Ag ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 D – DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI: Cặp oxi hố – khử kim loại Ag+ + 1e Cu2+ + 2e Fe2+ + 2e Ag Cu Fe [O] [K] Dạng oxi hoá dạng khử nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hoá – khử kim loại Thí dụ: Cặp oxi hố – khử Ag+/Ag; Cu2+/Cu; Fe2+/Fe So sánh tính chất cặp oxi hố – khử Thí dụ: So sánh tính chất hai cặp oxi hoá – khử Cu2+/Cu Ag+/Ag Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag Kết luận: Tính khử: Cu > Ag Tính oxi hố: Ag+ > Cu2+ Dãy điện hố kim loại Tính khử kim loại giảm, tính oxi hóa ion kim loại tăng Li+ K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Fe3+ Hg 22 Ag+ Pt2+ Au3+ Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb Tác dụng với H2O→ H2 Tác dụng với axit (HCl, H2SO4 loãng) → muối + H2 H2 Cu Fe2+ Hg Ag Pt Au Không td với HNO3 H2SO4 đặc nóng Nhận xét : (1) Tính khử kim loại từ trái sang phải giảm : Mg > Al > Fe… (2) Tính oxy hố ion kim loại trái sang phải tăng : Mg2+ < Al3+ < Fe2+ (3) Kim loại có tính khử mạnh p/ứ với ion kim loại có tính oxi hố mạnh theo quy tắc anpha Lưu ý : Fe + 2FeCl3  3FeCl2 Cu + 2FeCl3  2FeCl2 + CuCl2 Fe + Fe2(SO4)3  3FeSO4 Cu + Fe2(SO4)3  2FeSO4 + CuSO4 Fe + 2Fe (NO3)3  Fe(NO3)2 Cu + 2Fe (NO3)32Fe(NO3)2+Cu(NO3)2 Fe + FeCl2  phản ứng không xảy Cu + FeCl2  p/ứng không xảy Fe + FeSO4  phản ứng không xảy Cu + FeSO4  p/ứng không xảy Fe + Fe(NO3)2  phản ứng không xảy Cu + Fe(NO3)2 p/ứng khơng xảy Ý nghĩa dãy điện hố kim loại Dự đoán chiều phản ứng oxi hoá – khử theo quy tắc α: Phản ứng hai cặp oxi hoá – khử xảy theo chiều chất oxi hoá mạnh oxi hoá chất khử mạnh hơn, sinh chất oxi hoá yếu chất khử yếu Thí dụ: Phản ứng hai cặp Fe2+/Fe Cu2+/Cu xảy theo chiều ion Cu2+ oxi hoá Fe tạo ion Fe2+ Cu Fe2+ Cu2+ Fe Cu Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 Tóm lại: Có kim loại (Li, K, Ba, Ca, Na) tác dụng H2O  bazơ + H2 K + H2O  KOH + 1/2 H2 Na + H2O  NaOH + 1/2 H2 Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2 Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2 Có kim loại ( Cu, Hg, Ag, Pt, Au ) khơng tác dụng với dd HCl, HBr, H2SO4 lỗng, H3PO4 Kim loại đứng trước (không tan nước) đẩy kim loại đứng sau khỏi dd muối F- SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I – KHÁI NIỆM: Sự ăn mòn kim loại phá huỷ kim loại hợp kim tác dụng chất mơi trường xung quanh Bản chất ăn mịn kim loại trình oxihoa – khử Hệ quả: Kim loại bị oxi hoá thành ion dương M → Mn+ + ne II – CÁC DẠNG ĂN MÒN Ăn mịn hố học: kim loại bị ăn mịn Ăn mịn điện hố: kim loại hợp kim bị ăn mòn * Lưu ý: - ĂMĐH nhanh ĂMHH - ĂMĐH: kim loại mạnh bị ăn mịn Thí dụ: - Thép gang để ngồi khơng khí ( sắt bị ăn mòn)  ĂMĐH - Sắt để dd HCl  ĂMHH - Sắt để dd HCl có nhỏ vài giọt CuSO4  ĂMĐH c Điều kiện xảy ăm mịn điện hố học  Các điện cực phải khác chất Cặp KL – KL; KL – PK; KL – Hợp chất hoá học  Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp gián tiếp qua dây dẫn d Cơ chế ăn mịn điện hóa Điện cực âm (anốt) : M → Mn+ + ne : trình oxh ( kim loại có tính khử mạnh bị ăn mịn) Điện cực dương (catốt) : 2H+ +2e → H2 : trình khử G- ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI I – NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI : Khử ion kim loại thành nguyên tử.: Mn+ + ne → M II – PHƯƠNG PHÁP Phương pháp nhiệt luyện  Nguyên tắc: Khử ion kim loại hợp chất nhiệt độ cao chất khử C, CO, H2,Al để lấy O  Phạm vi áp dụng: kim loại có tính khử trung bình từ Zn trở sau: Thí dụ: PbO + H2 t0 Pb + H2O t0 Fe3O4 + 4CO Fe2O3 + 2Al t 3Fe + 4CO2 2Fe + Al2O3 Cho CO (hoặc H2) qua hh CuO, Al2O3,FeO,MgO sau ph ứng hh cịn lại: Cu, Al2O3, Fe MgO Phương pháp thuỷ luyện  Nguyên tắc: Dùng kim loại đứng trước đẩy kim loại đứng sau khỏi dd muối Thí dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu↓  Phạm vi áp dụng: Từ Mg trở sau ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 Phương pháp điện phân a Điện phân hợp chất nóng chảy  Nguyên tắc: Khử ion kim loại cách điện phân nóng chảy hợp chất kim loại  Phạm vi áp dụng: Điều chế kim loại hoạt động hoá học mạnh K, Na, Ca, Mg, Al Thí dụ 1: Điện phân Al2O3 nóng chảy để điều chế Al K (-) Al3+ Al3+ + 3e Al2O3 Al A (+) O22O2O2 + 4e ñpnc 2Al2O3 4Al + 3O2 Phương trình điện phân: Thí dụ 2: Điện phân MgCl2 nóng chảy để điều chế Mg K (-) Mg2+ Mg2+ + 2e Phương trình điện phân: MgCl2 Mg MgCl2 ñpnc A (+) Cl2ClCl2 + 2e Mg + Cl2 b Điện phân dung dịch  Nguyên tắc: Điện phân dung dịch muối kim loại  Phạm vi áp dụng: Từ Zn trở sau Thí dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 để điều chế kim loại Cu K (-) CuCl2 A (+) 2+ (H2O) Cu , H2O Cl-, H2O Cu2+ + 2e 2Cl- Cu ñpdd Cl2 + 2e CuCl2 Cu + Cl2 Phương trình điện phân: Tóm lại: K……Al: Đpnc; Zn ……… Au Đpdd c Tính lượng chất thu điện cực AIt Dựa vào cơng thức Farađây: m = , đó: nF m: Khối lượng chất thu điện cực (g) A: Khối lượng mol nguyên tử ( PTK) chất thu điện cực n: ( hóa trị) Số electron mà nguyên tử ion cho nhận I: Cường độ dòng điện (ampe) t: Thời gian điện phân (giây) F: Hằng số Farađây (F = 96.500) TĨM TẮT: Điện phân nóng chảy Nhiệt luyện Thuỷ luyện + Điện phân dung dịch Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Cu Hg Ag Pt Au Dùng dòng điện chiều để Dùng nhiệt độ cao chất khử KL đứng trước đẩy KL đứng sau khử ion kim loại mạnh (C, CO, H2, Al) khử khỏi dd muối chúng (trừ:K, Na, + Li, Na, K: đpnc muối oxit kim loại kim loại VD: Ca, Ba) t halogenua (RCl) hidroxit Fe2O3 + 2Al  Al2O3 + VD: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (ROH) 2Fe t CuO + CO  Cu + CO2 + Mg, Ca, Ba : đpnc muối +đpdd muối clorua (H2O không tham halogenua (RCl2) gia): CuCl2 dpdd   Cu + Cl2 o o ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học + Kim loại Al : đpnc Al2O3 Hóa 12 + đpdd muối sunfat, muối nitrat (H2O tham gia): CuSO4 + H2O dpdd   Cu +½ O2 +H2SO4 Cu(NO3)2 +H2O dpdd   Cu +½ Định luật Faraday: m = AIt / nF F = 96500 O2+2HNO3 Chú ý: - Cực âm : (Catốt ) xảy trình khử - Cực dương : (Anốt ) xảy q/trình oh CHƯƠNG KIM LOẠI KIỀM, KIỀM THỔ, NHÔM BÀI: KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM A KIM LOẠI KIỀM I Vị trí - cấu hình e ngtử : Kim loại kiềm thuộc nhóm IA, gồm Na, K, Rb, Cs Cấu hình e ngồi ns1 II Tính chất hóa học: Các nguyên tử kim loại kiềm có lượng ion hóa nhỏ, kim loại kiềm có tính khử mạnh Tính khử tăng dần từ liti đến xesi M  M++1e Trong hợp chất, kim loại kiềm có số oxi hóa +1 2Na + O2(khơ)  Na2O2 2Na+2HCl  2NaCl+H2 ; 4Na+O2(kk)  2Na2O 2Na+H2SO4  Na2SO4+H2 2K + Cl2 2KCl 2K+2H2O  2KOH+H2  KLK tác dụng dễ dàng với H2O nên người ta bảo quản cách ngâm dầu hỏa III: Điều chế: Đpnc muối halogenua hay hyđroxyl KLK   2Na+Cl2 2NaCl đpnc ; 4NaOH  4Na + O2 + 2H2O dpnc B HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM I Natri hidroxit ( NaOH) Là bazo mạnh làm xanh quỳ tím CO2 + NaOH  NaHCO3 HCl + NaOH  NaCl+H2O Nếu NaOH dư phản ứng tiếp CuSO4+ 2NaOH  Na2SO4+Cu(OH)2 NaOH + NaHCO3  Na2CO3 + H2O ( pứ có liên quan đến tốn tính khối lượng muối sau pứ) II Muối cacbonat - NaHCO3 chất dễ bị nhiệt phân NaHCO3 h/c lưỡng tính t 2NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O 2NaHCO3   Na2CO3 + CO2 + H2O 2NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O - Na2CO3 tan nước tạo môi trường bazo làm xanh quỳ tím ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 BÀI: KIM LOẠI KIỀM THỔ MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ A KIM LOẠI KIỀM THỔ I.Vị trí cấu tạo : Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA, gồm Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Cấu hình electron lớp ngồi ns2 II Tính chất hố học: 2Mg + O2  2MgO -Ca, Sr, Ba tác dụng với nước nhiệt độ thường thành dung dịch bazơ Ca + Cl2  CaCl2 Ca +2 H2O  Ca(OH)2 + H2  Ca + 2HCl  CaCl2 + H2 4Mg + 10HNO3 loãng  4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 4Mg + H2SO4đ  4MgSO4 + H2S + 4H2O III Điều chế KLKT cách điện phân nóng chảy muối clorua   Ca + Cl2 CaCl2 đpnc B MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ 1/ Canxi hiđroxit: Ca(OH)2 rắn, màu trắng , tan nước CO2 + Ca(OH)2  CaCO3 + H2O Nếu CO2 dư phản ứng tiếp CO2 + H2O + CaCO3  Ca(HCO3)2 ( pứ liên quan đến tốn tính khối lượng kết tủa) Khi toán cho CO2 tác dụng Ca(OH)2 (hay Ba(OH)2) mà cho khối lượng kết tủa có đáp số CO2 2/ Canxi cacbonat: CaCO3 Chất rắn màu trắng, không tan nước, muối axit yếu không bền, tác dụng với nhiều axit vơ hữu giải phóng khí CO2: CaCO3+ 2HCl→ CaCl2 +H2O +CO2 CaCO3 + 2CH3COOH→ Ca(CH3COO)2+H2O+CO2   Ca(HCO3)2 đặc biệt: CaCO3 tan dần nước có chứa khí CO2 : CaCO3+ H2O + CO2   phản ứng xảy theo chiều : chiều (1) giải thích xâm thực núi đá vơi nước mưa, chiều (2) giải thích tạo thành thạch nhũ hang động 3/ Canxi sunphat: CaSO4 chất rắn màu trắng, tan nước Có loại: + CaSO4 2H2O : thạch cao sống, bền nhiệt độ thường + CaSO4 H2O : thạch cao nung, điều chế bắng cách nung thạch cao sống + CaSO4: thạch cao khan, điều chế cách nung thạch cao sống nhiệt độ cao + Thạch cao nung thường dùng đúc tượng, phấn viết bảng, bó bột gãy xương… II N ƯỚC CỨNG: 1/Khái niệm: - Nước cứng nước có chứa nhiều ion Ca2+ , Mg2+ - Nước chứa khơng có chứa ion Canxi, magiê gọi nước mềm 2/Phân loại nước cứng: - Nước cứng tạm thời : nước có chứa muối : Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 - Nước cứng vĩnh cửu: nước có chứa muối: CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4 - Nước cứng tồn phần: nước có tính tạm thời tính vĩnh cữu 3/ Tác hại nước cứng: nước cứng làm xà phịng bọt, nấu thực phẩm bị lâu chín giảm mùi vị, gây tác hại ngành sản xuất 4/ Các biện pháp làm mềm nước cứng: * Nguyên tắc: giảm nồng độ cation :Ca2+, Mg2+ nước cứng ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 * Phương pháp kết tủa: -Với nước cứng tạm thời: Đun sôi dùng Ca(OH)2 Na2CO3 để kết tủa ion canxi, t0 magie, loại bỏ kết tủa ta nước mềm: M(HCO3)2   MCO3+CO2 +H2O -Với nước cứng vĩnh cữu: Dùng Na2CO3, Na3PO4, để làm mềm : Ca2+ + CO32-→ CaCO3 3Ca2+ +2PO43- → Ca3(PO4)2 Mg2+ + CO32-→ MgCO3 3Mg2+ +2PO43- →Mg3(PO4)2 - Với nước cứng toàn phần: Dùng Na2CO3, Na3PO4, để làm mềm *Phương pháp trao đổi ion: Bài: NHÔM A NHƠM I Vị trí cấu tạo: Nhơm có số hiệu ngun tử 13, thuộc chu kì 3, nhóm IIIA, chu kì BTH II Tính chất hóa học: Nhơm kim loại có tính khử mạnh sau kim loại kiềm kiềm thổ Al → Al3+ + 3e 2Al + 3Cl2  2AlCl3 4Al + 3O2  2Al2O3 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2 H2 Al + 4HNO3 loãng→ Al(NO3)3 + NO + 2H2O 2Al + 6H2SO4 đặc, nóng → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Với HNO3 H2SO4 đặc nguội: không tác dụng Al + NaOH + H2O  NaAlO2 + t 2Al + 3FeO   3Fe + Al2O3 Lưu ý: nhôm tác dụng với dd axit dd bazo nhơm khơng chất chất lưỡng tính Nhơm chất có hidroxit lưỡng tính III Sản xuất: 2Al2O3 đpnc   4Al + 3O2 ↑ B MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM I NHÔM OXIT – Al2O3 : Al2O3 lưỡng tính : - Tính bazơ : Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O; - Tính axit : Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2+ 3H2O II NHÔM HIĐROXIT Al(OH)3 Tính chất vật lý : Chất rắn, kết tủa keo, màu trắng Tính chất hố học t Dễ bị phân huỷ nhiệt độ Al (OH )  Al O3  3H O Là hợp chất lưỡng tính : * Tính bazơ :Al(OH)3 +3HCl  AlCl3 + 3H2O * Tính axit : Al(OH)3 + NaOH  NaAlO2+ 2H2O Điều chế: Cho muối nhôm tác dụng dd NH3 : AlCl3 + 3NH3 + 3H2O  Al(OH)3 + 3NH4Cl Nếu thay dung dịch NH3 dung dịch NaOH thì: AlCl3 + 3NaOH  Al(OH)3 + 3NaCl Nếu NaOH dư kết tủa tan : Al(OH)3 + NaOHdư  NaAlO2 + 2H2O III MUỐI NHƠM - Nhơm sunfat : Phèn chua K2SO4 Al2(SO4)3 24H2O  viết gọn: KAl(SO4)2.12H2O - Muối alminat : AlO2- tác dụng với axit tạo lại kết tủa NaAlO2 + CO2 + 2H2O  Al(OH)3 + NaHCO3 ; CO2 dư kết tủa không tan Nếu thay CO2 HCl thì: NaAlO2 + HCl + H2O  Al(OH)3 Nếu HCl dư kết tan : Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 IV: CÁCH NHẬN BIẾT ION Al3+ TRONG DUNG DỊCH: Cho từ từ dung dịch NaOH đến dư, có kết tủa keo kết tủa tan dung dịch có Al3+ Al3+ + 3OH-  Al(OH)3 Al(OH)3 + OH- dư  AlO2-+2H2O CHƯƠNG CROM- SẮT- ĐỒNG Bài: CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM A CROM Vị trí - Cấu tạo:Crom thuộc 24, nhóm VIB, chu kì Cấu hình electron: Cr (Z=24): 1s22s22p63s23p63d54s1 Hay [Ar]3d54s1 TÍNH CHẤT HĨA HỌC: Crom kim loại có tính khử mạnh sắt kẽm, số oxi hóa từ +1 đến +6 ( thường có số oxi hóa bền +2, +3, +6) a Tác dụng với phi kim  Cr(III) 3 t 4Cr + 3O2  2Cr2 O o 3 t 2Cr + 3Cl2  2Cr Cl o 3 t 4Cr + 3S  2Cr2 S o b Tác dụng với axit HCl, H2SO4 lỗng nóng  muối Cr(II) + khí H2: 2 Cr + 2HCl  Cr Cl + H2 Cr + H2SO4(l)  CrSO4 + H2 Chú ý: Tương tự nhôm, crom không tác dụng với axit HNO3 H2SO4 đặc, nguội SẢN XUẤT: t Cr2O3 + 2Al  2Cr + Al2O3 ( phản ứng nhiệt nhôm) o B MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM I Hợp chất crom (II) Tính chất hóa học đặc trương Cr(II) tính khử, ngồi cịn có tính bazơ Tính khử Tính bazơ CrO + O2  Cr2O3 CrO + 2HCl  CrCl2 + H2O 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O  4Cr(OH)3 Cr(OH)2 + 2HCl  CrCl2 + 2H2O CrCl2 + ½Cl2  CrCl3 II Hợp chất crom(III) Cr2O3 , Cr(OH)3 hợp chất lưỡng tính Cr2O3 + 6HCl  2CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + NaOH→NaCrO2 + 2H2O Cr2O3 + 2NaOH  2NaCrO2 + H2O Cr(OH)3 + 3HCl→CrCl3 + 3H2O Muối crom(III): có tính oxi hóa tính khử Trong mơi trường axít muối Cr(III) dể bị khử→muối Cr(II) 2Cr+3 + Zn0→ 2Cr+2 + Zn+2 Trong mơi trường kiềm muối Cr(III) bị oxi hóa thành muối Cr(VI) 2Cr+3 + 3Br20 + 16OH-→2CrO4-2 + 16Br- + 8H2O III Hợp chất Crom(VI) 1.Crom(VI) oxít CrO3 chất rắn , màu đỏ thẫm - Là oxít axít tác dụng với nước → 2axit: CrO3 + H2O → H2CrO4 (axít cromic) 2CrO3+H2O →H2Cr2O7 (axit đicromic) CrO3 có tính oxi hóa mạnh, số chất vơ hữu (S, C, P, NH3, C2H5OH…) bốc cháy tiếp xúc với CrO3 → Cr2O3 Vd: 2CrO3 + NH3 → Cr2O3 + N2 + 3H2O 2.Muối Cromat đicromat Muối Cromat CrO42-(màu vàng) muối đicromat Cr2O72-(màu da cam) có tính oxi hóa mạnh Trong mơi trường axít muối crom(VI) bị khử → muối Crom(III) Vd: + K2Cr2O7 + FeSO4 +7H2SO4 → Cr2(SO4)3 +3Fe2(SO4)3 +K2SO4 +7H2O + K2Cr2O7 +6KI +7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 +7H2O +3I2 ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 Trong mơi trường thích hợp : 2CrO4 + 2- (màu vàng) 2H+   Cr2O7 + H2O   2- (màu da cam) Bài : SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI QUAN TRỌNG Bài: SẮT Vị trí: Fe thuộc Ơ 26, Nhóm VIIIB, Chu kì Cấu hình electron nguyên tử: Cấu hình electron Fe: 1s22s22p63s23p63d64s2 hay Ar] 3d64s2 Fe → Fe2+ [Ar] 3d6 + 2e ; Fe → Fe3+[Ar] 3d5 + 3e Tính chất hóa học: Fe có tính khử trung bình 2Fe + 3Cl2  2FeCl3 Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 Fe + 2FeCl3  3FeCl2 Fe + S  FeS Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu t0 Fe + 2AgNO3  Fe(NO3)2 + 2Ag 3Fe + 2O2   Fe3O4 Khi AgNO3 dư Fe + 4HNO3(l)  Fe(NO3)3 + NO + 2H2O Fe(NO3)2 + AgNO3  Fe(NO3)3 + Ag t0  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 2Fe + 6H2SO4 (đặc)  Chú ý: Fe, Al, Cr bị thụ động với axít HNO3 đặc, nguội H2SO4 đặc, nguội 4- Trạng thái tự nhiên: Sắt tồn chủ yếu dạng hợp chất trong: quặng manhetit (Fe3O4) quặng hematit đỏ (Fe2O3) quặng hematit nâu ( Fe2O3.nH2O) quặng xiđêrit (FeCO3) quặng pirit (FeS2) Bài: HỢP CHẤT CỦA SẮT I HỢP CHẤT Fe(II): Sắt(II) oxit, Săt(II) hiđroxit, Muối sắt(II) Tính chất hóa học đặc trưng Fe(II) tính khử (nhường 1e): Fe2+  Fe3+ + t 4FeO + O2   2Fe2O3 FeCl2 + ½Cl2  FeCl3 3FeO + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O 3Fe(NO3)2 + 3/2Cl2  FeCl3 + 2Fe(NO3)3 2Fe(OH)2 + ½O2 + H2O  2Fe(OH)3  (nâu đỏ) 3Fe(NO ) + 4HNO  3Fe(NO ) + NO + 2H O 3 3 II HỢP CHẤT Fe(III) Fe2O3 Fe(OH)3 Các muối sắt(III) Tính chất hóa học đặc trưng hợp chất Fe(III) tính oxi hóa (nhận e) Fe3+ +1e  Fe2+ Fe3++3e  Fe t Fe2O3 + 2Al   2Fe + Al2O3 2FeCl3 + Fe  3FeCl2 t Fe2O3 + 3CO   2Fe + 3CO2 2Fe(NO3)3 + Cu  2Fe(NO3)2 + Cu(NO3)2  Ngoài ra: FeO, Fe(OH)2, Fe2O3 Fe(OH)3 cịn có tính bazơ FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O Fe2O3 + 3H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3H2O Fe(OH)2 + H2SO4  FeSO4 + 2H2O Fe(OH)3 + 3HCl  FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 6HNO3  2Fe(NO3)3 + 3H2O ( ko sinh NO) III ĐIỀU CHẾ FeO, Fe2O3, Fe(OH)2, Fe(OH)3 FeO chất rắn màu đen, điều chế cách t ,không có kk Fe(OH)2   FeO + H2O t0 Fe2O3 + CO   2FeO + CO2 Fe2O3 chất rắn màu nâu đỏ t 2Fe(OH)3   Fe2O3 + 3H2O Fe(OH)2 chất kết tủa màu trắng xanh khoâng coù kk FeCl2 + 2NaOH  Fe(OH)2 + 2NaCl Fe(OH)3 chất kết tủa màu nâu đỏ Fe(NO3)3 + 3NaOH  Fe(OH)3 + 3NaNO3 10 ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 11 ThuVienDeThi.com ... dương : (Anốt ) xảy q/trình oh CHƯƠNG KIM LOẠI KIỀM, KIỀM THỔ, NHÔM BÀI: KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM A KIM LOẠI KIỀM I Vị trí - cấu hình e ngtử : Kim loại kiềm thuộc nhóm IA, gồm... HBr, H2SO4 loãng, H3PO4 Kim loại đứng trước (không tan nước) đẩy kim loại đứng sau khỏi dd muối F- SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I – KHÁI NIỆM: Sự ăn mòn kim loại phá huỷ kim loại hợp kim tác dụng chất môi... tím ThuVienDeThi.com Lý thuyết hóa học Hóa 12 BÀI: KIM LOẠI KIỀM THỔ MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ A KIM LOẠI KIỀM THỔ I.Vị trí cấu tạo : Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA, gồm