Đang tải... (xem toàn văn)
7 HÓA HỌC 12 CHƯƠNG V ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI 1 Vị trí kim loại trong bảng tuần hoàn và cấu tạo kim loại 2 Tính chất vật lí chung của kim loại 3 Tính chất hóa học Tính chất hóa học chung của kim loại là tí.
HÓA HỌC 12 CHƯƠNG V ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI Vị trí kim loại bảng tuần hồn cấu tạo kim loại Tính chất vật lí chung kim loại Tính chất hóa học: Tính chất hóa học chung kim loại tính khử (dễ bị oxi hóa) M -> Mn+ + ne a Tác dụng với phi kim: to to Thí dụ: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 Cu + Cl2 → CuCl2 Hg + S > HgS to to 4Al + 3O2 → 2Al2O3 Fe + S → FeS b Tác dụng với dung dịch axit: * Với dung dịch axit HCl , H2SO4 loãng: (trừ kim loại Cu, Ag, Hg, Au không phản ứng) sản phẩm muối khí H2 Thí dụ: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 * Với dung dịch HNO3 , H2SO4 đặc: (trừ Pt, Au không phản ứng) sản phẩm muối + sản phẩm khử + nước + KL + HNO3 → Muối hóa trị cao + (NO2, NO, N2O, N2, NH4NO3) + H2O to + KL + H2SO4 đ → Muối hóa trị cao + (SO2, S, H2S) + H2O Thí dụ: 3Cu + 8HNO3 (lỗng) 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O to Fe + 4HNO3 (loãng) → Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O o t Cu + 2H2SO4 (đặc) → CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O Chú ý: HNO3, H2SO4 đặc nguội không phản ứng với kim loại Al , Fe, Cr c Tác dụng với nước: kim loại Li, K, Ba, Ca, Na phản ứng với nước nhiệt độ thường tạo bazơ khí H2 Thí dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2 d Tác dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh khử ion kim loại yếu dung dịch muối thành kim loại tự Thí dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Dãy điện hóa kim loại a Dãy điện hóa kim loại: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Au3+ Tính oxi hóa ion kim loại tăng dần K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe2+ Ag Au Tính khử kim loại giảm dần b Ý nghĩa dãy điện hóa: Chất oxi hóa mạnh oxi hóa chát khử mạnh sinh chất oxi hóa yếu chất khử yếu (qui tắc anpha) Thí dụ: phản ứng cặp Fe2+/Fe Cu2+/Cu là: Cu2+ + Fe Fe2+ + Cu → Oxh mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu Ăn mòn chống ăn mòn kim loại Điều chế kim loại 6.1 Nguyên tắc: Khử ion kim loại thành nguyên tử Mn+ + ne → M 6.2 Phương pháp: a Phương pháp nhiệt luyện: + Dùng điều chế kim loại tb + yếu (đứng sau Al) Zn , Fe , Sn , Pb , Cu , Hg … + Dùng chất khử mạnh như: C , CO , H2 Al để khử ion kim loại oxit nhiệt độ cao to Thí dụ: PbO + H2 → Pb + H2O to Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 b Phương pháp thủy luyện: dùng điều chế kim loại tb + yếu (đứng sau Al) Dùng kim loại có tính khử mạnh để khử ion kim loại dung dịch muối Thí dụ: Fe + CuSO4 -> Cu + FeSO4 c Phương pháp điện phân: * Điện phân nóng chảy: điều chế kim loại mạnh ( K , Na , Ca , Mg , Al) Điện phân nóng chảy hợp chất (muối, oxit, bazơ) chúng Thí dụ: 2NaCl đpnc → 2Na + Cl2 đpnc MgCl2 → Mg + Cl2 đpnc 2Al2O3 → 4Al + 3O2 * Điện phân dung dịch: điều chế kim loại tb + yếu (đứng sau Al) Thí dụ: CuCl2 đpdd → Cu + Cl2 4AgNO3 + 2H2O đpdd → 4Ag + O2 + 4HNO3 đpdd CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2 * Lưu ý + Ion ion kim loại trước nhôm không điện phân mà nước điện phân (catod): 2H2O +2e → H2 + 2OH+ Muối sunfat, nitrat không điện phân mà nước điện phân (anod): 2H2O → 4H+ + O2 + 4e Bảng: trật tự ưu tiên điện phân ion dung dịch Catod (-) 1/ Ion kim loại sau H+ Mn+ + ne → M Anod (+) 1/ Ion S2S2- → S + 2e 2/ Ion H+ 2H+ + 2e → H2 2/ Ion X-( halogen) ( I-> Br->Cl-) 2X- → X2 + 2e 3/ Ion kim loại từ Zn2+ đến Pb2+ Mn+ + ne → M 3/ Ion OH-, RCOO- 4/ Ion KL từ K+ đến Al3+ không bị điện phân 2H2O + 2e → H2 + 2OH- • 2− 4/ Ion : NO3-, SO42-, CO3 không bị điện phân 2H2O → 4H+ + O2 + 4e ĐỊNH LUẬT FARADAY: m= A.I t 96500.n Lưu ý: Nếu đề cho I t trước hết tính số mol electron trao đổi điện cực (ne) theo công I t thức: ne = (*) F (với F = 96500 t = giây F = 26,8 t = giờ) Sau dựa vào thứ tự điện phân, so sánh tổng số mol electron nhường nhận với ne để biết mức độ điện phân xảy Ví dụ để dự đốn xem cation kim loại có bị khử hết khơng hay nước có bị điện phân khơng H2O có bị điện phân điện cực nào… PHƯƠNG PHÁP BẢO TOÀN ELECTRON: Nguyên tắc áp dụng : - Trong phản ứng oxi hóa - khử, tổng số mol electron mà chất khử nhường tổng số mol elctron mà chất oxi hóa nhận ∑ số mol electron nhường = ∑ số mol electron nhận ● Lưu ý : Khi giải tập phương pháp bảo toàn electron ta cần phải xác định đầy đủ, xác chất khử chất oxi hóa; trạng thái số oxi hóa chất khử, chất oxi hóa trước sau phản ứng; khơng cần quan tâm đến trạng thái oxi hóa chất khử chất oxi hóa q trình trung gian, khơng quan tâm đến việc cân hóa học CHƯƠNG VI KIM LOẠI KIỀM, KIỀM THỔ, NHÔM I Kim loại kiềm Ví trí kim loại kiềm bảng tuần hồn Nhóm IA gồm ngun tố Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (phóng xạ) Tính chất vật lí Tính chất hố học Các kim loại kiềm có tính khử mạnh, tính khử tăng dần từ Li đến Cs - Phản ứng với oxi: Li cho lửa màu đỏ son, Na cho lửa màu vàng, K cho lửa màu tím nhạt 2Na + O2 Na2O2 (Oxi khơ) 4Na + O2 2Na2O (khơng khí khơ) - Phản ứng với nước: tăng dần từ Li đến Cs M + H2O MOH + ½ H2 - Tác dụng với dd axit: Các kim loại kiềm phản ứng mãnh liệt với axit tạo muối + H2 * lưu ý: Na + HCl NaCl + 1/2H2, Na dư Na + H2O NaOH + ½ H2 - Tác dụng với dung dịch muối: Na vào dung dịch CuSO4 Na + H2O NaOH + ½ H2 NaOH + CuSO4 Cu(OH)2 + Na2SO4 Điều chế kim loại kiềm: Phương pháp điện phân muối clorua hiđroxit nóng chảy 2MCl → 2M + Cl2 II Một số hợp chất quan trọng kim loại kiềm Các kiềm: NaOH (xút ăn da), KOH Là bazơ mạnh - Quì tím hóa xanh, phenoltalein hóa hồng - Tác dụng với axit: - Tác dụng với oxit axit : dẫn khí CO2 đến dư vào dung dịch NaOH → Na2CO3 + H2O CO2 + 2NaOH → 2NaHCO3 CO2 + Na2CO3 + H2O Điều chế: điện phân dung dịch NaCl có vách ngăn 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2 Muối cacbonat NaHCO3 -Phân hủy nhiệt to → Na2CO3 + CO2 +H2O 2NaHCO3 -Tác dụng với dung dịch kiềm → Na2CO3 +H2O NaHCO3 + NaOH Tác dụng với dịch axit: → NaCl + CO2 + H2O NaHCO3 + HCl ⇒ NaHCO3 có tính lưỡng tính - NaHCO3 có pH>7, khơng làm q tím hóa xanh, phenoltalein hóa hồng Na2CO3 -Khơng bị phân hủy -Không tác dụng với dung dịch kiềm Tác dụng với dung dịch axit: → 2NaCl + CO2 + H2O Na2CO3 + 2HCl ⇒ Na2CO3 khơng lưỡng tính -Na2CO3 có pH>7 , làm q tím hóa xanh, phenoltalein hóa hồng Các muối: NaCl NaHCO3, Na2CO3 (xođa), KCl Tất muối kim loại kiềm tan nước Lưu ý : cho dung dịch axit tác dụng với dụng dịch muối cacbonat - Cho từ từ dung dịch axit vào dung dịch muối cacbonat: lúc đầu tượng, sau thời gian có bọt khí xuất H+ + CO32HCO3sau H+ dư thì: H+ + HCO3CO2 + H2O Số mol CO2 = số mol H+ - số mol CO32CO2 H+ - Cho từ từ dung dịch muối cabonat vào dung dịch axit: có khí xuất cho dd muối vào 2H+ + CO32CO2 + H2O CO2 H+ III KIM LOẠI KIỀM THỔ Vị trí bảng tuần hồn Nhóm IIA gồm nguyên tố Be, Mg, Ca, Sc, Ba, Ra (phóng xạ) Tính chất vật lí Tính chất hoá học a Phản ứng với halogen M + X2 → MX2 b Phản ứng với axit: - HCl, H2SO4 loãng: M + H2SO4loãng →MSO4 + H2 - HNO3, H2SO4 đặc: thường khử chất số oxi hóa thấp Ca + HNO3 loãng → Ca(NO3)2 + NH4NO3 + H2O c Phản ứng với H2O: Be không phản ứng, Mg phảm ứng chậm điều kiện thường Ca, Ba phản ứng mạnh Ca + 2H2O →Ca(OH)2 + H2 Điều chế: Điện phân nóng chảy muối halogenua dpnc MCl2 M + Cl2 IV Một số hợp chất quan trọng kim loại kiềm thổ Ca(OH)2: Dung dịch Ca(OH)2 bazơ mạnh - Q tím hóa xanh, phenoltalein hóa hồng - Tác dụng với axit - Tác dụng với oxit axit: dẫn khí CO2 qua dung dịch nước vôi CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O CO2 dư + CaCO3 + H2O →Ca(HCO3)2 MCO3 CO2 to → CO2 + CaCO3 + H2O (kết tủa CaCO3 có cặn ấm nước, phích nước) Ca(HCO3)2 CaSO4: (thạch cao) Thạch cao khan: CaSO4 Thạch cao sống CaSO4.2H2O Thạch cao nung CaSO4.H2O Nước cứng: nước có chứa nhiều ion Ca2+ Mg2+ a Phân loại : - Nước cứng tạm thời: chứa ion HCO3- muối: Ca(HCO3)2 Mg(HCO3)2 - Nước cứng vĩnh cửu: chứa ion Cl-, SO42- muối CaCl2, MgCl2, CaSO4,MgSO4 - Nước cứng toàn phần: nước cứng tạm thời + vĩnh cửu b Làm mền nước cứng: phương pháp hóa học: đưa dạng muối không tan - Dùng phương pháp đun nóng: loại bỏ nước cứng tạm thời Ca(HCO3)2→CaCO3 + CO2 + H2O - Dùng vôi: loại bỏ nước cứng tạm thời: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2→2CaCO3 +2 H2O - Dùng Na2CO3, Na3PO4: loại bỏ nước cứng tạm thời + vĩnh cửu Ca(HCO3)2 + Na2CO3 →CaCO3 + NaHCO3 CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 +2NaCl V NHƠM: Tính chất vật lí: Nhôm kim loại màu trắng bạc, nhẹ Nhôm dẫn điện tốt, gấp ba lần sắt, hai phần ba đồng lại nhẹ phần ba đồng Vì kĩ thuật điện nhơm dần thay đồng làm dây dẫn điện Là nguyên tố phổ biến thứ vỏ trái đất sau O Si, nguyên tố kim loại phổ biến Tính chất hóa học a Tác dụng với phi kim 4Al + 3O2 → 2Al2O3 b Tác dụng với axit - HCl, H2SO4 loãng→ muối + H2 - HNO3, H2SO4 đặc Al + HNO3 →Al(NO3)3 + NO + H2O Al + H2SO4 đặc, nóng →Al2(SO4)3 + SO2 + H2O c Phản ứng nhiệt nhôm 2Al + Fe2O3 → Al2O3 + 2Fe d Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh: 2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 + 3H2 Các hợp chất nhơm: Al2O3, Al(OH)3 có tính chất lưỡng tính - Tác dụng với dung dịch bazo mạnh Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O Al(OH)3 + NaOH → 2NaAlO2 + H2O - Tác dụng với dung dịch axit Al2O3 + 6HCl →2AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 +3HCl→AlCl3 + 3H2O Muối nhôm: Tác dụng với dung dịch kiềm a Dung dịch NH3: AlCl3 +3NH3 + 3H2O Al(OH)3 + 3NH4Cl (kết tủa không tan NH3 dư) (Al3+ + 3NH3 + 3H2O Al(OH)3 + 3NH4+) b Dung dịch NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 AlCl3 + NaOH →Al(OH)3 + 3NaCl( kết tủa tan NaOH dư) [Al3+ + 3OHAl(OH)3] Al(OH)3 + NaOH →NaAlO2 + H2O [Al(OH)3 + OHAlO2- + 2H2O] Điều chế nhơm: Điện phân oxit nhơm nóng chảy Người ta sử dụng criolit Na3AlF6 để làm giảm nhiệt độ nóng chảy oxit nhơm, tăng độ dẫn điện bảo vệ nhơm khỏi bị oxi hóa dpnc Al2O3 2Al + 3/2O2 Phản ứng phụ xảy xa đpnc Al2O3 bên điện cực anod làm than: → CO2 ; C + O2 → CO C + O2 ( lưu ý giải tập phần khí thu bên anod) CHÚ Ý: 1) Giải toán CO2 tác dụng với dd kiềm Lập tỉ lệ: mol.OH − =a mol.CO − + Nếu a ≤ => muối axit HCO3 − 2− + Nếu < a < => tạo muối ( HCO3 CO3 ) • nCO32− = nOH − – nCO2 • nHCO = nCO − nCO − 2− 2− + Nếu a ≥ => tạo muối trung hịa CO3 2) + Tính lượng kết tủa hấp thụ hết lượng CO2 vào dung dịch Ca(OH)2 Ba(OH)2 n ↓ ≤ n CO n ↓ = nOH - n CO Điều kiện: Cơng thức: + Tính lượng kết tủa cho CO2 tác dụng hỗn hợp gồm NaOH Ca(OH)2 Ba(OH)2 n CO ≤ nCO n CO = n OH - nCO Điều kiện: Công thức: - 23 23 2 - (Cần so sánh nCO với nCa nBa để tính lượng kết tủa) + Tính thể tích CO2 cần hấp thụ hết vào dung dịch Ca(OH)2 Ba(OH)2 để thu lượng kết tủa theo yêu cầu 23 (Dạng có kết quả) Công thức: n CO2 = n↓ n CO2 = n OH- - n↓ 3) Tính lượng NaOH cần cho vào dung dịch Al3+ để thu lượng kết tủa theo yêu cầu (Dạng có kết quả) Công thức: n OH− = 3n ↓ n OH - = 4n Al3+ - n↓ 4) Tính lượng NaOH cần cho vào hỗn hợp dung dịch Al3+ H+ để thu lượng kết tủa theo yêu cầu (Dạng có kết quả) n OH = 3n ↓ + n H n OH = 4n Al3+ - n ↓ + n H (12) + max + Al(OH)3 OH − − 5) Cho từ từ dung dịch axit vào dung dịch OH- muối aluminat ( AlO2 ) H+ + H2O + AlO2Al(OH)3 + 3H + Al(OH)3 Al3+ + 3H2O + Chỉ có kết tủa, kết tủa không tan: nH + = n↓ + Xuất kết tủa, axit dư, kết tủa tan phần: nH + = nOH − + 4n AlO − − 3n↓ Al(OH)3 H+ CHƯƠNG VII SẮT – CROM I SẮT Kí hiệu Fe; Số thứ tự 26; Nguyên tử khối: 56 Cấu hình electron nguyên tử: 1s22s22p63s23p63d64s2 ( [Ar]3d64s2) Fe2+: [Ar]3d6 Fe3+: [Ar]3d5 Tính chất vật lí Sắt kim loại màu trắng xám, nặng Sắt có tính dẻo, dễ dát mỏng kéo sợi Sắt bị nam châm hút trở thành nam châm, nguyên tố phổ biến thứ sau O, Si, Al Tính chất hóa học Sắt có tính khử trung bình, bị oxi hóa từ số oxi hóa lên +2, +3 + Đốt cháy sắt oxi: 3Fe + 2O2 →Fe3O4 → 2FeCl3 2Fe +3Cl2 → FeS Fe + S + Sắt tác dụng với axit: - Với HCl, H2SO4 loãng: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 t0 - Với HNO3, H2SO4 đặc nóng: Fe + 6HNO3 (đặc) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O - Sắt bị thụ động hóa HNO3 H2SO4 đặc nguội + Sắt tác dụng với dung dịch muối kim loại hoạt động Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Hợp chất sắt: a) Hợp chất sắt II: FeO; Fe(OH)2; Muối sắt II (FeSO4, FeCl2) + Tính chất hóa học đặc trưng tính khử → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O 3FeO + 10HNO3 → 4Fe(OH)3 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O (trắng xanh) (nâu đỏ) → FeCl2 + ½ Cl2 FeCl3 → 5Fe2(SO4)3 +K2SO4 +2MnSO4 +8H2O 10FeSO4 + 2KMnO4 +8H2SO4 + Ngồi cịn có tính oxi hóa t0 FeO + CO → Fe + CO2 FeCl2 + Mg → MgCl2 + Fe + Oxit hidroxit có tính bazơ FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O Fe(OH)2 + H2SO4 (l) → FeSO4 + 2H2O b) Hợp chất sắt III: Fe2O3; Fe(OH)3; Muối sắt III: Fe2(SO4)3, FeCl3 + Tính chất hóa học đặc trưng tính oxi hóa Vì Fe3+ + 1e → Fe2+; Fe3+ + 3e → Fe0 to → 2Fe + 3CO2 Fe2O3 + 3CO → 3FeCl2 2FeCl3 + Fe → 2FeCl2 + CuCl2 2FeCl3 + Cu → 2FeCl2 + I2 + 2KCl 2FeCl3 + 2KI + Oxit hiđroxit có tính bazơ Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 (l) → Fe2(SO4)3 + 6H2O t0 + Fe(OH)3 bị nhiệt phân: 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O Các loại quặng sắt: Manhetit: Fe3O4; Pyrit: FeS2; Xiđerit: FeCO3 Hematit đỏ: Fe2O3, Hematit nâu: Fe2O3.nH2O II HỢP KIM CỦA SẮT: Gang, thép Ngành sản xuất gang, thép gọi luyện kim đen Khái niệm: + Gang: Là hợp kim sắt với bon có từ - % khối lượng cacbon cịn có lượng nhỏ ngun tố Si, Mn, S + Thép: hợp kim sắt – cacbon chứa 0,01 – 2% khối lượng cacbon ngồi cịn chứa lượng nhỏ nguyên tố Si, Mn, S, P Sản xuất gang: − Nguyên tắc: khử oxit sắt quặng thành Fe − Nguyên liệu: quặng hematit đỏ Fe2O3, than cốc chất chảy (CaCO3, SiO2 ) − Các phản ứng hóa học xảy trình luyện gang: o o t t * Tạo chất khử: C + O2 → CO2 C + CO2 → 2CO CO CO CO t t Fe2O3 o → Fe3O4 o → FeO o → Fe * Phản ứng khử: t o t * Tách bẩn quặng (tạo xỉ): CaCO3 → CaO + CO2 o t CaO + SiO2 → CaSiO3 Sản xuất thép: loại bỏ phần lớn nguyên tố C, Si, Mn, S khỏi gang cách oxi hóa chúng chuyển thành xỉ o t * C + O2 → CO2 o o t S + O2 → SO2 (khí) o t t Si + O2 → SiO2 4P + 5O2 → 2P2O5 (rắn) o o t t * CaO + SiO2 → CaSiO3 3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2 (xỉ) III CROM Kí hiệu: Cr; Số thứ tự 24; Nguyên tử khối: 52 Cấu hình electron nguyên tử: 1s22s22p63s23p63d54s1 Tính chất vật lí Là KL có màu trắng ánh bạc, khối lượng riêng lớn D= 7,2 g/cm3 Nóng chảy 18900C Là KL cứng Tính chất hóa học: Crom có tính khử trung bình: Zn > Cr > Fe Crom tạo hợp chất có số oxi hóa từ +1 đến + số oxi hóa phổ biến: +2, +3, +6 + Tác dụng với phi kim to 2Cr + 3Cl2 2Cr + 3S → Cr2S3 → 2CrCl3; t 4Cr + 3O2 2Cr2O3 → + Tác dụng với axit Cr + H2SO4 → CrSO4 + H2 ↑ → CrCl2 + H2 Cr + 2HCl Ở nhiệt độ thường, crom bị thụ động hóa với HNO3, H2SO4 đặc nguội giống nhôm + Crom không tác dụng với nước Điều chế crom: Dùng phương pháp nhiệt nhơm, cần đun nóng lúc đầu, sau phản ứng tỏa nhiệt mạnh → 2Cr + Al2O3 Cr2O3 + 2Al IV MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM: Hợp chất crom III a) Cr2O3: + Cr2O3 chất bột màu lục thẫm Cr2O3 khó nóng chảy cứng Al2O3 + Cr2O3 có tính chất lưỡng tính, tan dd axit kiềm đặc khơng tan dd kiềm lỗng → 2NaCrO2 + H2O Cr2O3 + 2NaOH Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O + Cr2O3 dùng tạo màu lục cho đồ sứ, thủy tinh b) Crom (III) hidroxit: + Cr(OH)3 chất kết tủa keo, màu lục xám, không tan nước + Cr(OH)3 chất có tính lưỡng tính Al(OH)3 Cr(OH)3 + NaOH → NaCrO2 + 2H2O Cr(OH)3 +3 HCl → CrCl3 +3H2O + Vì trạng thái số oxi hoa trung gian, ion Cr3+ dd vừa có tính oxi hoa, vừa có tính khử Trong môi trường axit, muối crom III bị kẽm khử thành muối crom II: → ZnCl2 + CrCl2 (tính oxi hóa) CrCl3 +Zn Trong mơi trường kiểm bị oxi hóa thành muối crom VI → 2Na2CrO4 + 6NaBr + 6NaCl+ 8H2O( tính khử) 2CrCl3 + 3Br2 + 16NaOH Hợp chất crom VI a) Crom (VI) oxit: + CrO3 chất rắn, tinh thể màu đỏ Là oxit axit, CrO3 dễ tan nước tạo axit cromic (khi có nhiều nước) axit đicromic (khi có nước) CrO3 + H2O → H2CrO4 (axit cromic) 2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 (axit đicromic) Các axit tồn dạng dung dịch + CrO3 có tính oxi hóa mạnh b) Muối crom (VI) Cr2O72-+ H2O 2CrO42- + 2H+ (da cam) (vàng) CHƯƠNG VIII NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT VÔ CƠ NHẬN BIẾT CATION CATION Ca2+ Ba2+ Mg2+ Cu2+ Fe2+ Fe3+ NH4+ THUỐC THỬ Dung dịch Na2CO3 Dung dịch H2SO4 loãng Dung dịch NaOH Dung dịch NaOH, t0 DẤU HIỆU ( ↓ ) trắng ( ↓ ) trắng ( ↓ ) trắng ( ↓ ) xanh ( ↓ ) trắng xanh ( ↓ ) đỏ nâu Khí NH3 (mùi khai, xanh quỳ ẩm) Al3+ Zn 2+ Dung dịch NaOH từ từ đến dư ( ↓ ) trắng tan thuốc thử dư PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG Ca2+ + CO32- → CaCO3 ↓ Ba2+ + SO42- → BaSO4 ↓ Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2 ↓ Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2 ↓ Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 ↓ Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 ↓ NH4+ + OH- → NH3 ↑ + H2O Al3+ + 3OH- → Al(OH)3 ↓ Al(OH)3 + OH- → AlO2- + 2H2O Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2 ↓ Zn(OH)2 + 2OH- → ZnO22- + 2H2O 10 CHƯƠNG II NITƠ – PHOTPHO I NITƠ Vị trí - cấu hình electron ngun tử - Số oxi hóa: -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5 Tính chất hóa học a Tính oxi hóa (tác dụng với kim loại, H2, ) −3 t 3Mg + N → Mg3 N (magie nitrua) 0 −3 t ,p → N H3 N + 3H ¬ xt b Tính khử 0 +2 t → N O (phản ứng xảy nhiệt độ khoảng 30000C) N + O2 ¬ Khí NO sinh kết hợp với O2 khơng khí tạo NO2 +2 +4 N O + O2 → N O2 Điều chế a Trong công nghiệp - Nitơ điều chế cách chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng b Trong phịng thí nghiệm - Đun nóng nhẹ dung dịch bảo hịa muối amoni nitrit t0 NH4NO2 → N2↑ + 2H2O t0 Hoặc NH4Cl + NaNO2 → N2↑ + NaCl + 2H2O II AMONIAC - MUỐI AMONI Amoniac a Cấu tạo phân tử - Tính chất vật lý - Cấu tạo phân tử - Tính chất vật lý: NH3 chất khí, tan nhiều nước cho mơi trường kiềm yếu b Tính chất hóa học * Tính bazơ yếu + Q ẩm hóa xanh, phenoltalein hóa hồng + Tác dụng với axit NH3 + HCl đặc → NH4Cl (khói trắng) + Dung dịch NH3 bazơ yếu, tác dụng với dung dịch muối, AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl CuSO4 + 2NH3 +2 H2O→ Cu(OH)2 ↓ xanh + (NH4)2 SO4 Nếu NH3 dư Cu(OH)2 + NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 ( phức xanh lam) * Tính khử to → 3Cu + N2 + 3H2O 2NH3 + 3CuO −3 0 t N H + 3O2 → N + H 2O −3 0 t N H + 3Cl2 → N + HCl Đồng thời NH3 kết hợp với HCl tạo thành khói trắng t0 2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O * Khả tạo phức: Dung dịch NH3 có khả hịa tan hidroxit mi tan số kim loại → dd phức chất Ví dụ: Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 (xanh thẫm) 14 Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 2OH- AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]Cl AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl- c Điều chế * Trong phịng thí nghiệm t0 2NH4Cl + Ca(OH)2 → * Trong công nghiệp t , xt , p → NH (k ) N ( k ) + 3H ( k ) ¬ CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O ∆H muối axit + Nếu < a < => tạo muối + Nếu a ≥ => tạo muối trung hòa - Tác dụng với kim loại: CO2 + 2Mg → 2MgO + C ( không dùng CO2 dập tắt đám cháy Mg) Điều chế Trong phịng thí nghiệm CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2↑ + H2O IV AXIT CACBONIC - MUỐI CACBONAT Axit cacbonic - Là axit bền, tồn dung dịch loãng, dễ bị phân hủy thành CO2 H2O - Là axit hai nấc, dung dịch phân li hai nấc → H + + HCO3− H 2CO3 ¬ → H + + CO32− HCO3− ¬ Muối cacbonat - Muối cacbonat kim loại kiềm, amoni đa số muối hiđrocacbonat tan Muối cacbonat kim loại khác khơng tan 19 - Tác dụng với dd axit NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2↑ + H2O − + HCO3 + H → CO2↑ + H2O Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O 2− + CO3 + 2H → CO2↑ + H2O - Tác dụng với dd kiềm NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O − 2− HCO3 CO3 + OH → + H2O - Phản ứng nhiệt phân t0 MgCO3(r) MgO(r) + CO2(k) → t 2NaHCO3(r) Na2CO3(r) + CO2(k) + H2O(k) → V SILIC Tính chất vật lý Silic có hai dạng thù hình: silic tinh thể silic vơ định hình Tính chất hóa học - Silic có số oxi hóa: -4, 0, +2 +4 (số oxi hóa +2 đặc trưng hơn) - Trong phản ứng hóa học, silic vừa thể tính oxi hóa vừa thể tính khử a Tính khử +4 Si + F2 → Si F4 +4 t Si + O2 → Si O2 +4 Si + NaOH + H 2O → Na2 Si O3 + H ↑ b Tính oxi hóa: Tác dụng vói kim loại Mg, Ca, Fe nhiệt độ cao 0 −4 t Mg + Si → Mg Si Điều chế - Khử SiO2 nhiệt độ cao t0 SiO2 + 2Mg → Si + MgO VI HỢP CHẤT CỦA SILIC Silic đioxit - SiO2 chất dạng tinh thể - Tan chậm dung dịch kiềm đặc nóng, tan dể kiềm nóng chãy t0 SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O - Tan axit HF SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O - Dựa vào tính chất này, người ta dùng dung dịch HF để khắc chử lên thủy tinh Axit silixic - H2SiO3 chất dạng keo, không tan nước Khi phần nước tạo thành vật liệu xốp silicagen Dùng để hút ẩm thùng đựng hàng hóa - Axit silixic axit yếu, yếu axit cacbinic nên bị axit đẩy khỏi dung dịch muối Na2SiO3 + CO2 + H2O → Na2CO3 + H2SiO3↓ Muối silicat - Dung dịch đậm đặc Na2SiO3 K2SiO3 gọi thủy tinh lỏng - Vải tẩm thủy tinh lỏng sẻ khó cháy, ngồi thủy tinh lỏng cịn dùng để chế tạo keo dán thủy tinh sứ 20 HÓA HỌC 10 CHUYÊN ĐỀ 1: PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ I PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ: Định nghĩa: Phản ứng oxi hóa - khử phản ứng hóa học có thay đổi số oxi hóa số nguyên tố −2 +3 Ví dụ: Al+ 3O2 → Al O Chất khử: chất nhường electron hay chất có số oxi hóa tăng sau phản ứng Chất oxi hóa: chất nhận electron hay chất có số oxi hóa giảm sau phản ứng Q trình oxi hóa (sự oxi hóa): q trình cho electron hay qua trình làm tăng số oxi hóa Al → Al3+ + 3e Quá trình khử (sự khử): trình nhận electron hay qua trình làm giảm số oxi hóa O + 2e → O2- II CÂN BẰNG PHẢN ỨNG OXI HÓA – KHỬ BẰNG PHƯƠNG PHÁP THĂNG BẰNG ELECTRON: Nguyên tắc: tổng số electron chất khử nhường tổng số electron chất oxi hóa nhận Bước 1: Xác định số oxi hóa nguyên tố phản ứng để tìm chất oxi hóa chất khử Bước 2: Viết q trình oxi hóa q trình khử cân trình Bước 3: Tìm hệ số thích hợp cho tổng số electron nhường tổng số electron nhận Bước 4: Đặt hệ số vào phương trình kiểm tra cân số nguyên tử hai vế Ví dụ: Mg + H2SO4 → MgSO4 + S + H2O +6 +2 Bước 1: Mg + H S O → Mg SO + S+ H 2O +2 Bước 2,3: Mg → Mg + 2e +6 x3 S + 6e → S x1 +6 +2 3Mg + S → 3Mg + S Bước 4: 3Mg + 4H2SO4 → 3MgSO4 + S + 2H2O CHUYÊN ĐỀ 2: NHÓM HALOGEN * Nhóm halogen gồm flo (F), clo (Cl), brom (Br), iot (I) Đặc điểm chung nhóm vị trí nhóm VIIA bảng tuần hồn, có cấu hình electron lớp ns2np5 Các halogen thiếu electron bão hịa lớp electron ngồi có độ âm điện lớn, chúng có xu hướng nhận electron, thể tính oxi hóa mạnh Trừ flo, nguyên tử halogen khác có obitan d trống, điều giúp giải thích số oxi hóa +1, +3, +5, +7 halogen Nguyên tố điển hình có nhiều ứng dụng nhóm VIIA clo I CLO a Tính chất vật lí: chất khí màu vàng lục, tan nước b Tính chất hóa học: Clo chất oxi hóa mạnh thể phản ứng sau: 1- Tác dụng với kim loại: oxi hóa hầu hết kim loại tạo tạo muối clorua Kim loại mạnh: 2Na + Cl2 → 2NaCl Kim loại trung bình: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 Kim loại yếu: Cu + Cl2 → CuCl2 21 2- Tác dụng với phi kim as Cl2 + H2 → 2HCl 3- Tác dụng với nước → HCl + HClO Cl2 + H2O ¬ Nếu để dung dịch nước clo ngồi ánh sáng, HClO khơng bền phân hủy theo phương trình: HClO → HCl + O Sự tạo thành oxi nguyên tử làm cho nước clo có tính tầy màu diệt trùng 4- Tác dụng với muối halogen đứng sau: Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 Cl2 + 2NaI → 2NaCl + I2 5- Tác dụng với hợp chất: 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3 c Điều chế Nguyên tắc: oxi hóa ion Cl- (2Cl- → Cl2 + 2e) chất oxi hóa mạnh điện phân t MnO + 4HCl → MnCl + 2H 2O + Cl ↑ 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2↑ KClO3 + 6HCl → KCl + 3H2O + 3Cl2↑ dp → 2NaOH + Cl2 ↑ + H2 ↑ 2NaCl + 2H2O mn II AXIT HCl a Là axit mạnh 1- Tác dụng với kim loại (đứng trước H) : 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 ↑ Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 ↑ 2- Tác dụng với bazơ: HCl + NaOH → NaCl + H2O 2HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2H2O 3- Tác dụng với oxit bazơ Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O 4- Tác dụng với muối (tạo kết tủa chất bay hơi) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 ↑ AgNO3 + HCl → AgCl ↓ + HNO3 b- Là chất khử: tác dụng với chất oxi hóa mạnh MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7 (điều chế Cl2) c- Điều chế to H2 + Cl2 → HCl o t NaCl tinh thể + H2SO4 đặc → NaHSO4 + HCl ↑ o t 2NaCl tinh thể + H2SO4 đặc → Na2SO4 + 2HCl ↑ III NƯỚC GIA-VEN - Điều chế: Cl2 + 2NaOH → NaClO + NaCl + H2O (dung dịch NaCl + NaClO + H2O gọi nước Gia-ven) IV CLORUA VÔI - Điều chế: Cl2 + Ca(OH)2 sữa vôi → CaOCl2 + H2O (hợp chất CaOCl2 gọi clorua vôi) V KALI CLORAT 22 o > 75 C - Điều chế: 3Cl2 +6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O o MnO2 ,t - Phản ứng nhiệt phân: 2KClO3 → 2KCl + 3O2 ↑ VI CÁC HALOGEN KHÁC VÀ MỘT VÀI HỢP CHẤT CỦA CHÚNG 1- Đơn chất: * Flo thể tính oxi hóa Khả oxi hóa flo mạnh tất phi kim, thể phản ứng với tất kim loại kể vàng bạch kim Ngồi cịn phản ứng trực tiếp với hầu hết phi kim, trừ oxi nitơ Thí dụ: H2 + F2 → 2HF, phản ứng xảy mãnh liệt nhiệt độ -252oC Hoặc: Flo cháy nước nóng: 2F2 + 2H2O → 4HF + O2 ↑ * Brom có tính oxi hóa mạnh, clo Thí dụ: Br2 (l) + H2 (k) → 2HBr (k) tỏa nhiều nhiệt Ngồi ra, gặp chất oxi hóa mạnh, brom thể tính khử: Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl *Với iot, thể tính oxi hóa yếu brom Khi gặp chất oxi hóa mạnh, iot thể tính khử Thí dụ: I2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HIO3 + 10HCl 2- Hợp chất: - Dung dịch HX nước axit độ mạnh tăng: HF < HCl < HBr < HI Tính khử ion X- tăng theo thứ tự : F- < Cl- < Br- < I- - Các hợp chất chứa oxi halogen chất oxi hóa mạnh VII NHẬN BIẾT ION HALOGENUA Dùng thuốc thử dung dịch AgNO3 AgCl ↓ trắng; AgBr ↓ vàng nhạt; AgI ↓ vàng đậm Chú ý: AgF muối tan CHUYÊN ĐỀ : OXI – LƯU HUỲNH A LÍ THUYẾT Nhóm oxi bao gồm ngun tố oxi (O), lưu huỳnh (S), selen (Se), telu (Te) poloni (Po) thuộc nhóm VIA bảng tuần hồn Ngun tử nguyên tố nhóm oxi có electron lớp (ns2np4) Khi tham gia phản ứng với nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn, nguyên tử nguyên tố có khả thu thêm electron để có cấu hình electron bền vững (ns 2np6) Các nguyên tố nhóm oxi có tính oxi hố tạo nên hợp chất, chúng có số oxi hố - Ngun tử ngun tố O khơng có phân lớp d Nguyên tử nguyên tố lại (S, Se, Te) có phân lớp d cịn trống Do vậy, tham gia phản ứng vỡi nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, nguyên tử nguyên tố S, Se, Te có khả tạo nên hợp chất có liên kết cộng hố trị, chúng có số oxi hố +4 +6 I OXI CẤU TẠO PHÂN TỬ O=O Tính chất vật lí Oxi chất khí khơng màu, khơng mùi, nặng khơng khí Oxi hố lỏng nhiệt độ -183 0C Khí oxi tan nước TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA OXI Oxi nguyên tố phi kim hoạt động, có tính oxi hố mạnh Trong hợp chất (trừ hợp chất với flo hợp chất peoxit), ngun tố oxi có số oxi hố -2 23 a) Tác dụng với kim loại Oxi tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Au, Pt ) 0 +1 − t Na + O → Na 2O 0 +2 -2 t Mg + O → MgO b) Tác dụng với phi kim Oxi tác dụng với hầu hết phi kim (trừ halogen) 0 +5 − t P + 5O → P2O 0 +4 − t S+ O → SO 0 t0 +4 -2 C + O → CO c) Tác dụng với hợp chất Ở nhiệt độ cao, nhiều hợp chất cháy khí oxi tạo oxit, hợp chất liên kết cộng hố trị có cực C H5OH + 3O → CO +3H 2O +2 +4 -2 -2 H 2S + 3O → 2SO + 2H O ĐIỀU CHẾ a) Trong phịng thí nghiệm Trong phịng thí nghiệm, người ta điều chế oxi phản ứng phân huỷ hợp chất giầu oxi, bền nhiệt KMnO4, KClO3, H2O2 2KMnO → K MnO +MnO + O ↑ xóc t¸c: MnO2 2KClO3 → 2KCl+3O ↑ b) Trong công nghiệp - Từ khơng khí Khơng khí sau loại bỏ CO2, bụi nước hoá lỏng, thu oxi - 1830C - Từ nước Điện phân nước (nước có hồ tan chất điện li, H 2SO4 NaOH để tăng tính dẫn điện nước), người ta thu khí oxi cực dương (anot) v khớ hiro cc õm (catot): Đ iệnphâ n 2H O → 2H +O II OZON Oxi (O2) ozon (O3) hai dạng thù hình nguyên tố oxi Cấu tạo phân tử ozon Liên kết cho - nhận O O Liên kết cộng hố trị O Tính chất ozon a) Tính chất vật lí Ozon chất khí, mùi đặc trưng, màu xanh nhạt Ở nhiệt độ -112 0C, khí ozon hố lỏng có màu xanh đậm Ozon tan nước nhiều oxi gần 16 lần Trên tầng cao khí quyển, O3 tạo thành từ O2 ảnh hưởng tia cực tím (UV) phóng điện dơng: 24 UV 3O → 2O3 b Tính chất hố học O3 chất có tính oxi hố mạnh mạnh O2 O3 oxi hoá hầu hết kim loại (trừ Au Pt) Ở điều kiện bình thường, oxi khơng oxi hố Ag, O3 oxi hố Ag thành Ag2O: 2Ag + O3 → Ag 2O + O III LƯU HUỲNH TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA LƯU HUỲNH Lưu huỳnh có hai dạng thù hình: Lưu huỳnh tà phương (Sα) lưu huỳnh đơn tà (Sβ) Lưu huỳnh chất rắn màu vàng, không tan nước TÍNH CHẤT HỐ HỌC CỦA LƯU HUỲNH Đơn chất lưu huỳnh (số oxi hố = 0) có số oxi hoá trung gian -2 +6 Khi tham gia phản ứng hố học, thể tính oxi hố tính khử a) Lưu huỳnh thể tính ox hóa tác dụng với kim loại hidro Lưu huỳnh tác dụng với nhiều kim loại nhiệt độ cao sản phẩm muối sunfua hidro sunfua: 0 +3 -2 Al + 3S → Al S3 H2 + S +1 −2 → H2S Lưu huỳnh tác dụng với thuỷ ngân nhiệt độ thường tạo muối thuỷ ngân (II) sunfua: Hg + S +2 −2 t → HgS b) Lưu huỳnh thể tính khử tác dụng với phi kim: O2, F2 Ở nhiệt độ thích hợp, lưu huỳnh tác dụng với số phi kim flo, oxi, clo: 0 +4 −2 t S + O → SO 0 +6 −1 t S + 3F2 → S F6 IV HIDRO SUNFUA Công thức phâ tử: H2S Trong hợp chất này, nguyên tố S có số oxi hố -2 TÍNH CHẤT VẬT LÝ Hidro sunfua khí khơng màu, mùi trứng thối, nặng khơng khí Khí H 2S tan nước Khí H2S độc, khơng khí có chứa lượng nhỏ khí gây ngộ độc nặng cho người động vật TÍNH CHẤT HỐ HỌC a) Tính axit yếu Hidro sunfua tan nước tạo thành dung dịch axit yếu (yếu axit cacbonic), có tên axit sunfuhidric (H2S) Axit sunfuhidric tác dụng với kiềm tạo nên loại muối: muối trung hoà Na 2S chứa ion S2- muối NaHS chứa ion HS- Tính khử mạnh - Dung dịch H2S tiếp xúc với oxi khơng khí, dần trở lên vẩn đục màu vàng oxi khơng khí oxi hố H2S bị thành S : −2 −2 2H S + O → 2H O + 2S 25 - Ở nhiệt độ cao, khí H2S cháy khơng khí với lửa màu xanh nhạt, H 2S bị oxi hoá thành SO2: −2 −2 +4 t 2H S + 3O → 2H O + 2SO 0 Nếu không cung cấp đủ khơng khí nhiệt độ khơng cao H2S bị oxi hố thành S : −2 −2 t 2H S + O → 2H O + 2S - Clo oxi hoá H2S thành H2SO4: −2 −1 +6 t H S + 4Cl + 4H 2O → H 2SO + 8HCl ĐIỀU CHẾ FeS + HCl → FeCl2 + H2S ↑ TÍNH CHẤT CỦA MUỐI SUNFUA Muối sunfua kim loại nhóm IA, IIA (trừ Be) Na 2S, K2S tan nước tác dụng với dung dịch axit HCl, H2SO4 lỗng sinh khí H2S: Na2S + 2HCl → 2NaCl + H2S↑ Muối sunfua số kim loại nặng PbS, CuS không tan nước, không tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 lỗng Muối sunfua kim loại cịn lại ZnS, FeS không tan nước, tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 lỗng sinh khí H2S ZnS + 2H2SO4 → ZnSO4 + H2S ↑ Một số muối sunfua có màu đặc trưng: CdS màu vàng, CuS, FeS, Ag2S, màu đen V HỢP CHẤT CÓ OXI CỦA LƯU HUỲNH LƯU HUỲNH ĐIOXIT SO2 a) Cấu tạo phân tử * Trong hợp chất SO2, nguyên tố lưu huỳnh có số oxi hố +4 b) Tính chất vật lý Lưu huỳnh đioxit (SO2) (khí sunfurơ) chất khí khơng màu, mùi hắc, nặng khơng khí , tan nhiều nước Lưu huỳnh đioxit khí độc, hít thở phải khơng khí có khí gây viêm đường hơ hấp c) Tính chất hố học - Lưu huỳnh đioxit oxit axit SO2 tan nước tạo thành dung dịch axit sunfurơ H2SO3 SO2 + H2O € H2SO3 H2SO3 axít yếu (mạnh axit sunfuhiđric) không bền (ngay dung dịch, H 2SO3 bị phân huỷ thành SO2 H2O) SO2 tác dụng với dung dịch bazơ, tạo nên loại muối: Muối trung hoà Na 2SO3 (chứa ion sunfit 2− − SO ) muối axit NaHSO3, (chứa ion hiđrounfit HSO ) - Lưu huỳnh đioxit chất khử chất oxi hoá Lưu huỳnh đioxit chất khử tác dụng với chất oxi hoá mạnh, halogen, kali pemanganat : +4 +6 −1 S O2 + Br2 + 2H2O ––> 2H Br + H2 S O4 +4 +7 +6 +2 +6 S O2 + 2K Mn O4 + 2H2O ––> K2 S O4 + Mn SO4 + H2 S O4 Lưu huỳnh đioxi chất oxi hoá tác dụng với chất khử mạnh hơn, H2S, Mg 26 +4 −2 S O2 + H S +4 0 → S ↓+2 H 2O +2 S O2 + Mg → S +2 MgO d) Điều chế lưu huỳnh đioxit - Trong phịng thí nghiệm, SO2 điều chế cách đun nóng dung dịch H 2SO4 với muối Na2SO3: Na2SO3 + H2SO4 ––> Na2SO4 + H2O + SO2 ↑ - Trong công nghiệp, SO2 điều chế cách + Đốt cháy lưu huỳnh + Đốt quặng sunfua kim loại, pirit sắt (FeS2): 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 ↑ LƯU HUỲNH TRIOXIT - Cấu tạo phân tử - Tính chất vật lý Ở điều kiện thường, SO3 chất lỏng không màu, SO3 tan vô hạn nước axit sunfuric - Tính chất hố học Lưu huỳnh trioxit oxit axit, tác dụng mạnh với nước tạo axit sunfuric toả nhiều nhiệt: SO3 + H2O → H2SO4 Ngoài ra, SO3 tác dụng với dung dịch bazơ oxit bazơ tạo muối sunfat 3- AXIT SUNFURIC a) Cấu tạo phân tử H-O O H-O O S S H-O O H-O O Trong hợp chất H2SO4, ngun tố S có số oxi hố cực đại +6 b) Tính chất vật lý Axit sunfuric chất lỏng sánh dầu, không màu, không bay hơi, nặng gần gấp lần nước (H 2SO4 98% có D = 1,84 g/cm3) H2SO4 đặc dễ hút ẩm, tính chất dùng làm khơ khí ẩm Axit sunfuric đặc tan nước, tạo thành hiđrat H 2SO4.nH2O toả lượng nhiệt lớn Vì vậy, muốn pha lỗng axit H2SO4 đặc, người ta phải rót từ từ axit vào nước khuấy nhẹ đũa thuỷ tinh mà khơng làm ngược lại c) Tính chất hố học * Tính chất dung dịch axit sunfuric lỗng Dung dịch axit sunfuric lỗng có tính chất chung axit, là: - Đổi màu quỳ tím thành đỏ - Tác dụng với kim loại hoạt động, giải phóng khí hiđro - Tác dụng với oxit bazơ với bazơ - Tác dụng với nhiều muối * Tính chất axit sunfuric đặc - Tính oxi hố mạnh: +Axit sunfuric đặc, nóng có tính oxi hố mạnh, oxi hố hầu hết kim loại (trừ Au, Pt), nhiều phi kim (C, S, P, ) nhiều hợp chất: +6 +3 +4 2H2 S O4 + Fe ––> Fe 2(SO4)3 + 6H2O + S O2 27 +6 +2 +4 2H2 S O4 + Cu ––> Cu SO4 + H2O + S O2 +6 2H2 S O4 + S +6 +4 ––> S O4 + 2H2O −1 2H2 S O4 + 2H I +4 ––> I + 2H2O + S O2 + Axit sunfuric đặc, nguội làm số kim loại Fe, Al, Cr, bị thụ động hố - Tính báo nước: Axit sunfuric đặc chiếm nước kết tinh nhiều muối hiđrat (muối gập nước) chiếm nguyên tố H O (thành phần nước) nhiều hợp chấp: CuSO4.5H2O → CuSO4 + 5H2O (màu xanh) (màu trắng) H2SO4 đặc Cn(H2O)m nC + mH2O d) Sản xuất axít sunfuric - Sản xuất SO2 + Thiêu quặng pirit sắt (FeS2): t0 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Đốt cháy lưu huỳnh: t0 S + O2 → SO2 - Sản xuất SO3 Oxi hố SO2 khí oxi khơng khí dư nhiệt độ 450 - 500 0C, chất xúc tác vanađi(V) oxit V2O5: xt, t → 2SO3 2SO2 + O2 ¬ - Sản xuất H2SO4 Dùng H2SO4 98% hấp thụ SO3, oleum H2SO4 nSO3 (hình 6.16) H2SO4 + nSO3 → H2SO4 nSO3 Sau dùng lượng nước thích hợp pha lỗng oleum, H2SO4 đặc: H2SO4 nSO3 + nH2O → (n + 1) H2SO4 e) Nhận biết ion sunfat 2− Dùng dung dịch muối bari để nhận biết ion SO dung dịch H2SO4 dùng dung dịch muối sunfat Phản ứng sinh kết tủa trắng không tan axít kiềm: H2SO4 (dd) + BaCl2 (dd) → BaSO4 (r) ↓ + 2HCl (dd) Na2SO4 (dd) + Ba(OH)2 (dd) → BaSO4 (r) ↓ + 2NaOH (dd) 28 ... → CH3COO - + H+ CH3COOH ¬ II AXIT - BAZƠ - MUỐI Axit - Theo A-re-ni-ut: Axit chất tan nước phân li cation H+ HCl → H+ + Cl - Axit nấc: phân li nấc ion H+: HCl, HNO3, - Axit nhiều nấc:... tính: - Oxit hydroxit: Al2O3, Al(OH)3, ZnO, Zn(OH)2, Cr2O3, Cr(OH)3 - Muối axit axit yếu: HCO 3-, HS-, HSO 3-, HPO4 2-, H2PO 4- - Muối trung hòa axit yếu, bazơ yếu: (NH4)2CO3 , CH3COONH4 Muối + - Muối... ỨNG Ca2+ + CO3 2- → CaCO3 ↓ Ba2+ + SO4 2- → BaSO4 ↓ Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2 ↓ Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2 ↓ Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 ↓ Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 ↓ NH4+ + OH- → NH3 ↑ + H2O Al3+ + 3OH- → Al(OH)3 ↓