Ôn tập và hệ thống hóa nhanh giáo khoa - Hóa vô cơ sơ đồ phản ứng hóa học - quan hán thành Part1

Trang 1

QUAN HÁN THÀNH

ƠN TẬP VÀ

HỆ THỐNG H0Á NHANH GIÁO KHOA

(Biên soạn theơ chung trình nhất)

>> HN SNCWSIẾPI 9 6 9

ae OTE Tee TET SOE? Perr VA Bar nC

Trang 2

MỤC LỤC

&PHẦN 1 KIM LOẠI 2-0201 2 02221 2e rước 3

* Vấn để 1 Đại cương về kim loại 5520622212222 3

* Vấn để 2 Kim loại kiểm - Kim loại kiểm thổ - Nhơm 23 % Vấn để 3 Erom — Sắt - Bổng, 2222-22 20222222 C11121ceprsrvee 64

* Vấn để 4 Sơ lược về cdc kim loal Ag - Au - Ni- Zn - 5n - Ph „113

BEANS RM UA ssc ec 18

& Vain dé 1, Nhdm Halogen — NAGM VILA ccscccccccccscecsssecccseeesseeeseseneeees 120

% Vấn để 2 Nhĩm 0xi - Nhĩm VÌ À ĩc ch c2 140

* Vấn để 3 Nhĩm Nilơ — Photphø (Nhĩm V A) 180

+ Vấn để 4 Nhúm Cacbon ~ 8lllz (Nhĩm IV A) 18Z

§ PHẨN PHỤ LỤC 1 Biúp trí nhớ hố học vơ cứ 2-cc-cc+sccs2 193

§ PHẦN PHỤ LỤC 2 Một số bảng lổng kết thường dùng trong nhà trường phổ thơng

=—=— 223

ip

Trang 3

tố KIM LOẠI

VẤN DE 1

DAI CUONG VE KIM LOAI

I VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HỒN VÀ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI

1 Vi tri kim loại trong bảng tuần hồn

Hầu hết khối s | Tồn bộ khối d | Tồn bộ khối ƒ | Một phần khối p

gồm nhĩm lạ, | gồm các nhĩm nguyên tổ gồm nhém IIT,

11¿ (trừ H là từ In đến VIIlg thuộc họ (trừ B), nhĩm IV, phi kim) Lantan và họ (triy C, Si),

Actini

* Da sé cdc nguyén tố hố học hiện cĩ là nguyên tố kim loại (gần 90) 2 Cấu tạo nguyên tử kim loại

a Đặc trưng cấu tạo nguyên tử của các nguyên tố kim loại là cĩ rất ít eleetron ở lớp ngồi cùng (đa số là 1, 2 hay 3e)

b Bán kính nguyên tử của nguyên tế kim loại (ở phía dưới, bên

trái bảng tuần hồn) nhìn chung lớn hơn bán kính nguyên tử của các

nguyên tố phi kim (ở phía trên, bên phải bảng tuần hồn)

8o với nguyên tử phi kim cùng chu kì, nguyên tử kim loại cĩ điện

tích hạt nhân (2) bé hơn, bán kính nguyên tử (R) lớn hơn do đĩ cĩ độ

âm điện (z) nhỏ hơn

3 Cấu tạo đơn chất kim loại

a Hầu hết các kim loại ở điểu kiện thường đều tổn tại đưới dạng

tỉnh thể (trừ Hg) Trong tỉnh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nút mạng tỉnh thể Các electron hố trị liên kết yếu với

hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong

mạng tỉnh thể

b Đa số kim loại tồn tại đưới ba kiểu mạng tỉnh thể kim loại đặc trưng

(Đm lập nà Tệ lãng Aad nhanh Toad oi et 3

Trang 4

Thi du: Be, Mg, Zn ) Cu, Ag, Au, Al,

Thé tich của các nguyên từ và ion kim loại (Vị) %V, = 68% con

chiếm 74%, cdn 26% là các khe rỗng (V;} Mp = 32%

4 Lién két kim loai

a Khái niệm : Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa

các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tình thể, do sự tham gia

của các electron tự do

b 8o sánh bản chất của liên két kim

GIỐNG KHÁC

Lực liên kết là do các nguyên tử | Trong liên kết cộng hố trị

(trong liên kết cộng hố trị) hoặc ¡ những đơi electron dùng chung là

gắn các ian đương và nguyên tử | của hai hoặc của mật nguyên kử

(trang Hiên kết kim loại) với nhau | đĩng gĩp

¡ ú liên hết cộng hố trị

Trong liên kết kim loại là những

electron của tất cả các nguyên tử

kim loại cùng đĩng gĩp

ec So sánh bản chất của liên kết kim loại uới liên kết ion

- GIỐNG KHÁC |

Lực liên kết là lực hút tĩnh | Trong liên kết ion, lực hút tĩnh điện

điện giữa các phẩn tử mang | là của ion đương và ion âm

điện trái đấu Trong liên kết kim loại là lực hút

tĩnh điện giữa ion dương kim loại và

các electron tự do II TÍNH CHẤT VẬT LÍ CHUNG CỦA KIM LOẠI

Tính dẻo (Au, | Nhờ lực hút tĩnh điện của các electron tự do mà

1| Ag, Al, Cu, Sn, ) | các kim loại trong mạng tỉnh thể trượt lên nhau

.| nhưng khơng tách rời khi chịu lực cơ học

Trang 5

Tính dẫn điện | Nhồ các electron tự do cĩ thể chuyển dời thành |

|(Age> Cu > Au > | dịng cĩ hướng dưới tác dụng của điện trường

„c[ |A]>Fe>.) Nhiệt độ càng cao tính dẫn điện càng giảm

Tính dẫn nhiệt | Do electron tự do mang năng lượng từ vùng 8 (Ag > Cu > AI > | nhiệt độ cao đến vùng nhiệt độ thấp Điện

| |Fez> ) | kim loại

Nhờ các electron tự do trong kim loại phản xa |

4| Ảnh kim tốt những tỉa sáng cĩ bước sĩng mắt ta tĩ thể,

nhận thấy được

# Ghi nhớ : Tính chất uật lí chung của kim loại gây nên bài sự cĩ mặt của các electron tự do trong mạng tính thể kứm loại

#* Luu ¥ : Một số tính chất vật lí của kim loại như khối lượng riêng (D), nhiệt độ nĩng chảy (t”„.), tính cứng phụ thuộc vào độ bến của liên kết kim loại, nguyên tử khối, kiểu mạng tỉnh thể của kim loại

+ Khối lương riêng : L¡ (0,5 g/cemŸ) nhỏ nhất, Cs (22,6 g/em”) lớn nhất

* Nhiệt độ nắng chảy : Hg (-399G) thấp nhất, W (3410°C) cao nhất

* Độ cting : K, Rb, Cs mom nhất, Cr cứng nhất ® Kim loại nhẹ cĩ D < 5 giem" (Na, K, Mg, AI,.)

® Kim loại nặng cơ D > 5 giem° (Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg )

III TINH CHAT HOA HOC CHUNG CUA KIM LOAI

* Tính chất hố học đặc trưng của kim loại là tính khử (do các kim

loại cĩ năng lượng lon hố nhỏ, đễ nhường electron khi tham gia phan

ứng hố học, trở thành ion dương)

M + M'' +ne

1 Kim loại tác dụng với đơn chất phi kim

Kim loại càng hoạt động tác dụng với phi kim cảng mạnh, phản ứng càng dễ xảy ra

a lim loại tác dụng với đơn chất oxi (Œ) — oxit (trừ Ag, Dt, Au)

Trang 6

K Ba Ca Na Mg Al Mn_| Zn Cr Fe Ni Sn Pb (Hy) CuAg _| Ag Pt Au

Phan ứng ngay điều | s Phản ứng khi nung nĩng la Khơng

kiện thường « Trừ Fe, cịn lại đốt khơng cháy | Phản ứng

ôđ t chỏy sỏng, ngn vi oxi

lửa cú màu A = See es oe

Thí dụ : |

4AI + 3Q; —+ 2Al¿O; 8Fe + 90; —š FezO, Ag + O2!

oe

han ứng |

® Lưu ý : Một sd kim loai nhu Be, Zn, Al, Pb, Cr, Sn cé kha nang

tạo oxit lưỡng tính (đẳng thời cĩ cả 2 khả năng tác dụng với axit và

bazơ) tương ứng như : BeDÕ ; ZnO ; Al;O; ; PhO ; CrzO; ; SnOĨ,

Thidu: ZnO +2HCl—- ZnCl, + HO (1)

ZnO + 2NaOQOH > NasZnO + HO (2)

b Kim loai tac dung véi don chat clo (Cl,) + mudi clorua (trir Au, Pt)

Lưu ý : Phản ứng cần đun nĩng va với kim loại cĩ nhiễu mức øxi

hố sẽ bị oxi hố đến mức oxi hố cao nhất Thidu: 2Fe + 3Cl, —“—> 2FeCl,

œ, Kim loại tác dụng với đơn chất lưu huỳnh (S) -> muối sunfa (trừ

Au, Pt)

Thí dụ: Fe+S —*—» FeS

2 Kim loại tắc dụng với nước (H;O}

Mg | m | Mn, Zn,

Kim loại | Kim luại kiém, Ca,

+ H;ạũ Sr, Ba chà sach ALO, 0? histo > B= 100 (> * | > SW H > ~ tP thường Điều kiện

San pham |M(QH), + gui

|

MgO:H;T | Al(0H)¿L+Hạf | MO, + Het |

®# Lưu ý quan trọng : Tuỳ nhiệt độ phản ứng, Fe cho sản phẩm

khác nhau :

« Fe + HO —?”° ; FeO + HạT

- ĐFe + 4IH;O —S!ŒG—¿ FezO¿ + 4H;

Các kim loại cĩ tính khử yếu (như Pb, Cu, Ag, Hg,.) khơng khử được nước, dù ở nhiệt độ cao

Trang 7

loại tác dụng với dung dịch axit

a Vii dung dịch axit HCI, H;SO; lỗng (trung tâm oxi hố là ion H")

Ghỉ lim loại hoạt động (đứng trước H trong dãy hoạt động hố học ủa các kim loại) mới phản ứng -—+ tạo muối (trong đĩ kim loại cá mức

* axi*hố thấp) và giải phĩng khí Hạ

Thí dụ : Fe + H;§Q, (lỗng) —> FeSO, + H;ạ†

* Luu y quan trong :

« Khi phản ứng với ion H’* (dung dich axit), kim loai da hoa tri chi

đạt hố trị thấp

Thi du : Fe + 2HC] + FeCl, + H,*

« Cu khéng phan ting véi dung dich HC] va H,SO, lodng nhung tan trong các dung dich nay néu cé mat chat oxi hoa :

Cu + 20: + 2HCI + CuCl, + H,O

Cu+ 20: + H,$0, lỗng -› CuSO, + iO

3Œu + 8NaNGQ¿ + 8HCI + 38CuCl + 2NaCl + 2NOT† + 4H¿O

b Với dụng dịch axit HNQ;, H;5O¿ đặc (trung tâm oxi hoa la N

a

trong NO," va S trong SO,”):

Tác dụng véi hau hét kim loại (trừ Au và PE) mudi (trong dé kim loại

cư mức oxi hố cao và giải phĩng các sản phẩm khử của nitø (như NO,,

NO, N.O, Na, NH,’ ) hay eda luu huynh (nhu SO,, S, H,8)

* Liêu ý quan trong :

Sản phẩm khử phụ thuộc vào tính khử của kim loại, nễng độ dung

địch axit, nhiệt độ tiến hành phản ứng, Chẳng hạn :

Kim loại cảng hoạt động tác dụng với dung địch HNO: cảng lỗng thì N (trang gốc NO¿) bị khử xuống mức oxi hố càng thấp

BẰNG TĨM TẮT

(uổi m là số oxi hoả cao nhét ctia kim loai M)

a,

| Kim loại M | + dd HNO, Cho san pham >

| trừ Au,PU — | dam dae _| M(NO,),, + NO,t + H,0

| Ti K dén Cr "| MONO» s + NO†, N;O†, N;† + HạO

lộ :

[Từ Fe đến Ag | —— "6 _ | MNOs„+ NOT +H¿O

' Từ K đến Zn rất lỗng MINOs)n + NHANG, + HO

Km

Trang 8

b f r ae cá

|Từ K đến œ + H;5O, đậm đặc |Mu(SO,„ + SO,ˆ, SỈ, H1 + | HO : |

Từ Fe đến i ớ | M;(SO,)„ + SO,? + H,O i

| Ag | - _

e Al, Mn, Cr, Fe bị thụ động hố trong H;SO¿ đặc nguội và HNO; đặc

nguội (khơng phản ứng) do tạo lớp màng oxit trên bề mặt, bền với axit

d Au va Pt chỉ tận trong nước cường thuỷ (hay cường toan), là dung dich hén hop (HNO} + HCl đặc) được trộn theo tỉ lệ thể tích 1 : 3, cĩ tính oxi hố rất mạnh :

Au + HNO; +/3HCl > AuCl; + NO* + 2H.O (1)

3Pt + 4HNO;|+ 12HCI —> 3PtCl, + 4NO† + 8H;O (2) Một số phương trình phản ứng dạng tổng quát giữa kim loại M (hố

trị khơng đổi) với akit HCI, H,SO,, HNO, :

@ 2M + 2nHCl }> 2MGI, + nHạ? 65)

@ = xM + yH2SO4) icangy > Mx(SOu)y + yH;f (2)

4xM + 5y He$Oq «„ ——› 4M,(SO,)y + yH;S† +4yHO — (3)

3xM + 4yH;SÐD, œ„„ — —> 3M,(SO,) + ySÌ + 4yH;ạO (4)

xM +2yH;§Q, a„ạu —"—> M,(SO,), + ySO;† + 2yH;O (5)

© 8M + 1LOMHNO3 grit ang ——> 8M(NOs)n, + mNHẠNO; + 3mH;O (6)

10M + 12mHNO5}joang), ——> 10M(NO3), + mN2? + 6mH,0 (7)

8M + 10MHNOs (hang) ——> 8M(NO¿)„ + mN;O† + 5mH;O (8)

3M + 4mHNOs ao, LL@ 8M(NO;)„ + mNOf + 2mH;O (9)

M +2mHNQ; case] ——> M(NOs) + mNO;? + mH;O (10) * Lưu ý : Đối với kim loại M đa hố trị, n là số oxi hố thấp và m

là số oxi hố cao nhất

Thí dụ :

Fe + H;SO¿ aiding) > FeSO, + Hot q)

2Fe + 6H2SO} (aac) —— Fe;(SO¿); + 3SO;† + 6H;O (2)

4 Kim loại tác dựng với dung dịch kiểm

a Các kim loại mà hiđroxit tương ứng của chúng cĩ tính lường tính (nghĩa là hiđroxit khi tan trong nước, vừa cĩ thể phân li như axit, vừa cĩ thể phân l¡ như bazơ) như : Be, Zn, Al, Cr, Pb, cĩ thể tác dụng được

với dung dịch bazơ mạnh (kiểm)

Trang 9

b Với kim loại M, hố trị n mà hidroxit M(OH); là hiđroxit lưỡng tính :

M +nH,O ——» M(OH), + pet a)

M(OH), + (4 — n) NaOH ———> Nayz.,.MO, + 2H,0 (2)

(1) + (2): M + (mn - 2)H,O + (4 — n)NaOH ——> Nay.,MO, + int

e Một số trường hợp kim loại M + dd OH' thường gặp

*% Trường hợp 1: Với kim loại M hố trị II (như Zn, Be, Pb) :

Thí dụ : Cĩ thể coi Zn(OH); = H;ZnO; (axit zincic)

Zn + 2HOH -› Zn(OH);\ + H;† (1)

HzZnO; + 2NaOH -> NazZnO; + H;† (2)

(1)+(9): Zn + 2NaOH -› Na;ZnO; + Hạ? (3)

(natri zincat)

Hay : Zn + 2NaOH + 2H;O -> Na;[Zn(OH);] + 2HạO (3)

(natri tetrahidroxo zincat)

* Trường hợp (2): Với kim loại M hod tri III (nhu Al, Cr)

Thí dụ : Cĩ thể coi Al(OH); = HạAlO; = HAIO;.HạO (axit m-aluminic)

AI + 3H;O ¬ Al(OH);Ÿ + 2u,t Œ)

HAIO;.H;O + NaOH -> NaAlO; + 2HzO (2)

(1)+(9): Al+ NaOH + HạO -› NaAlO; + ST (3)

(natri aluminat)

Hay : AI + 3NaOH + 3H:O -> Na;[Al(OH);] + out (8)

(natri hexahidroxo aluminat)

* Luu ¥ quan trong : Trong sé cdc hidroxit cua nhiing kim loai Be, Zn,

AI, Cr, Pb, chỉ Zn(OH); tan được trong dung dịch NH; do tạo phức tan :

Zn(OH); + 4NH; -> [Zn(NH;);(OH); + H;†

Vậy : Zn tan được trong dung dịch NHạ (các kim loại khác như Be, AI, Cr, Pb, khơng tan) :

Zn + 2H,0 + 4NH; > [Zn(NH3),|(OH)2 + Hot

5 Kim loại tác dụng với đung dịch muối

a Để kim loại X đẩy được kim loại Y ra khỏi dung dịch muối (dưới

dạng kim loại tự do) phải thoả mãn đủ các điều kiện :

Trang 10

1) X phải hoạt độr| g mạnh hơn Ÿ (nghĩa là cĩ tính khử mạnh hơn)

2) X và Y đều khơhg tác dụng với nước ở điều kiện thường

3) Muối của Y (thậm gia phản ứng) và muối của X (tạo thành sau

phản ứng) phải đều là muối tan trong nước

Thí dụ : ` Fe + Củ

Cu + Fe Na + CuSO, (dd)

2Na + 2H,O —} 2NaOH + H;†

2NaOH + CuS0, > Na;SO¿ + Cu(OH);k

+

SO, (dd) > FeSO, + Cul Œ)

(NO;); -> khơng xảy ra (2)

khơng thu được Cu kim loại, do :

(a)

(b)

(a) +(b): 2NĐa + 2ï {sO + CuSO¿ -> Na;SO¿ + Cu(OH);‡ + H;Ÿ (3) Zn + PbSO, -› khơng phản ứng (vì PbSO¿ khơng tan)

Pb + CuSO, > kh ng phan ứng (vì PbSO¿ khơng tan tạo ra, bám

ngay lên bề mặt thanh Pb, làm ngưng phản ứng) b Khi cho một

nhiéu kim loại khác,

cùng bị khử trước

e Khi cho hỗn hợ

một bùn loại khác, b:

cũng bị oxi hố trước

tm loại 0uào dung dịch hỗn hợp muối tan cúa bao giờ ion kim loại cĩ fính oxi hố mạnh hơn gồm nhiều hùn loại uào dung dịch muối tan của

o giờ nguyên tử kim loại cĩ tính khử mạnh hơn

au khi kết thúc phản ứng thu được hai phân :

® Phần dung dịch : thứa muối của kim loại (theo thứ tự ưu tiên, lần lượt

từ muối của kim loại mạnh nhất rồi đến muối của kim loại yếu hơn)

© Phân rắn : chứa kim loại (theo thứ tự ưu tiên, lần lượt từ kim loại yếu nhất đến kin| loại mạnh hơn)

* Lưu ý quan trọ

được áp dụng cho cá ø : Các quy luật ở trường hợp (b) va (c) khơng

b kim loại kiểm và Ca, Sr, Ba Vi khi cho vào

dung dịch muối tan trong nước, kim loại đĩ sẽ khử hiđro của nước, phản ứng trở nên phức tạp

6 Kim loại tác dụng với oxit của kim loại yếu hơn ở nhiệt độ cao

(cịn gọi là phản ứng nhiệt kim loại) Quan trọng hơn cả

nhơm để lấy được k

chúng ở nhiệt độ cao

Thí dụ : ` 2yA] +

IV HỢP KIM

là phản ứng nhiệt nhơm : lợi dụng tính khử của m loại hoạt động kém nhơm ra khỏi oxit của

Fe,Oy —*ƯŠ{@)9§xFe + yAlạO;

1 Khái niệm : Hợp kim là vật liệu kim loại cĩ chứa một kim loại

cơ bản và một số kim| 10

loại hoặc phi kim khác

Quan Hán Thành

Trang 11

2 So sánh hợp kim với kim loại cấu thành hợp kim

{ 3 ) ] g ệ

| Về tính chất lí học uà cơ tính Về tính chất hố học

| Khác nhiều Chẳng hạn : hợp kim | Nhìn chung (ương tự giống don

| dẫn điện, dẫn nhiệt kém hơn ; | chất kim loại cấu thành hợp kim | hợp kim thường cứng và don hon, |

| nhiệt độ nĩng chảy thấp hơn

V DÃY ĐIỆN HỐ CỦA KIM LOẠI

1 Thế nào là một cặp oxi hố — khử

1.1 Chất oxi hố và dạng khử liên hợp của nĩ, hoặc chất khử và

dạng oxi hố liên hợp của nĩ, hình thành một cặp oxi hố - khử

1.2 Dang oxi hod và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại

tạo nên cặp oxi hố - khử của kim loại | 8 |

M

+

M™* + ne == M

(dang oxi hod) (dang khit)

Thí dụ: Zn?*°2e ———> 7n

z Ai : ` > Zn?

Ta cĩ cặp oxi hố - khử : lo

2 Pin điện hố

Xét pin điện hố được lắp như hình vẽ dưới đây :

ơn kế 1 LIV — ne “————— aS KẾ NOs” \ Cầu muối Catot Cu © Anot Zn oO

dung dich ZnSO, 1M dung dich CuSO, 1M

(Cốc A) (Cốc B)

2.1 Hoạt động cúa pin

Anot : Zn -» Zn** + 2e Catot : Cu** + 2e > Cu

Trang 12

Phương trình ho, Dây dẫn ngồi

(thanh Zn) đến catl

Trong các dung các ion = anot bị aj

Kí hiệu pin điện 9.2 Kết luận

Năng lượng của ra dịng điện một c Suất điện động Ein = E@- Eo Suất điện động 1M tở 25°C) Ta cĩ È EĐyn = E ae, — E 3 Dãy thế điện

tăng dần thế điện đực chuẩn E°

K hoc : Zn + Cu** > Zn** + Cu

cĩ dịng electron chuyển dời cĩ hướng từ anot

bt (thanh Cu) = Xuất hiện dịng điện một chiều

dịch và cầu muối cĩ dịng chuyển dời cĩ hướng của

In mịn dần, cĩ lớp Cu kim loại bám trên catot

hố (Zn-Cu) : Zn /Zn”'//Cu”'/Cu @

k

ủa pin điện hố (E,¡.) là hiệu thế điện cực :

hản ứng oxi hố - khử trong pin điện hố đã sinh

iéu

huan (E°,i,) 1a Epis khi néng do ion kim loai déu 1a

ant = EQ= ED

lực chuẩn của kim loại : là dãy sắp xếp theo thứ tự »„ạ Của các kim loai (M"*/M)

ø 1 DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN

Ba A

dua MOT SO KIM LOAI (G 25°C)

| M*M |E°(V)| M*/M |E°(V)| M*⁄M | E°(V) Lem | Be (V) |

Li*/Li ~0,34 Ala -1,66_| Co*/Co_| -0,28 | Cu”/Cu | +0,34 |

| KK =2,93_| Mn*/Mn | -1,19 | Ni*/Ni_|-0,26 | Cu/Cu |+0,52 |

[Ba”/Ba |-39 |Cƒ/Cr | -0/01 |Sn”/Sn |-014 |Fe'/Ee”° |x077

Zn**/Zn | 0,76 | Pb**/Pb_|-0,13 | Ag/Ag | +0,80 |

C'/Cr |-0/74 |Fe'"/Ee |~0,04 ị Hg”/Hg | +0,85 |

Fe'vFe |-0⁄44 |2H/H¿ |000Œ)|PƯ/Pt |+12 |

| Be**/Be_| -1,85 | CH?*/Cd | -0,40 | Cu’*/Cu* | +0,15 | Au”/Au | +150 | | (9) Thế điện cực của hidro ở pH = 7 (E,, 4,4, ) =~0,41 (V) |

4 Ý nghĩa của đầy thế điện cực chuẩn của kim loại

Thế điện cực chuẩn của kim loại (E°) và dãy điện hố được sử dụng

để đánh giá độ mạ

dang oxi hố cĩ tín|

* Ý nghĩa 1 : cặp oxi hố - khử

12

a tính oxi hố - khử của chất (khi E° càng lớn thì

oxi hố càng mạnh và ngược lại)

tho phép dự đốn chiều phản ứng xảy ra giữa hai

Quan Hán Thành

Trang 13

« Quy tắc œ : Phản ứng oxi hố khử chỉ xảy ra theo chiều : chất oxi hố mạnh hơn sẽ oxi hố chất khử mạnh hơn, sinh ra chất oxi

hố yếu hơn và chất khử yếu hơn

Coxi hĩa (mạnh hơn) oxi hĩa (yếu hơn) sinh ra khử Cran

(manh hon) (yéu hon)

Thí dụ 1:

Re ———

4 Fe : Tes

Đụ Fe” -0,44 (V) Đv° +0,34 (V)

= Cu?' + Fe -> Fe”' + Cu

Thí dụ 2: 2Fe*' + Cu —> 9Fe”'+ Cu*

hay Chất oxi hố (1) + Chất khử (1) -> Chất khử (2) + Chất oxi hố (2)

Trong đĩ : Chất oxi hố (1) > Chất oxi hố (2) và Chất khử (1) > Chất khử (2) (Dấu > chỉ chất đứng trước mạnh hơn chất đứng sau)

b Biết được thứ tự phản ứng xảy ra

e Trường hợp I1 : Khi một kim loại tác dụng với một hỗn hợp các ion của nhiều kim loại trong dung dịch

Thí dụ : Khi cho Zn đến dư vào dung dịch hỗn hợp các muối

Cu(NO;);, AgNO;, NaNO;, Fe(NO;);, thứ tự phản ứng xảy ra như sau :

Zn + 2Ag* —> Zn?* + 2Agl q)

Zn + 2Fe°* -› Zn”' + 2Fe?* (2)

Zn + Cu* + Zn** + Cul (3)

Zn + Fe?* > Zn™ + Fel (4)

Giải thích : Do tính oxi hố clia Ag* > Fe** > Cu’* > Fe” > Zn” > Na’ e Trường hợp 2 : Khi cho một hỗn hợp nhiều kim loại tác dụng với một ion kim loại trong dung dịch

Thí dụ : Khi cho một hỗn hợp kim loại AI, Fe, Cu, Zn vào dung dich AgNO; lay du, thi ty phan ting xảy ra như sau :

Al + 3Ag* > Al®* + 3Agy (1)

Zn + 2Ag* — Zn* + 2Agl) (2)

Ou tip vd We thong hod nhanh Hod v6 co 13

Trang 14

Fe +2Ag' + Cu + 2Ag* 4 Gidi thich : Luu y : Sau kh se Trường hợp kim loại Thí dụ : kim loại cĩ cùng nị điện cực trơ, trình bé mặt catot của b (3) (4) › Fe” + 2AgỶ l> Cụ”! + 2Ag} Do tính khử của AI > Zn > Fe > Cu

Cu hét, Ag* du tiếp tục xảy ra phản ứng :

Fe?' + Ag' > Fe** + Ag

3 : Khi điện phân một dung dịch hỗn hợp các ion

Điện phân một dung dịch chứa anion NO; va các cation

ng d6 mol Cu”, Ag*, Pb?* trong bình điện phân cĩ

tự xảy ra sự khử của những ion kim loại này trên nh là :

Ag’ +e—> Ag (1)

Cu** + 2e >| Cu (2)

Pb** + 2e | Pb (3)

Giải thích : Do † inh oxi hod cla cdc ion Ag* > Cu** > Pb?*

Luu § quan trong : Trong điện phân dung dịch, thứ tự khử ở catot nĩi chung tuần theo trật tự dãy điện hố, nghĩa là nếu cation

kim loại cĩ tính o; ¡ hố càng mạnh (kim loại càng hoạt động yếu) thì

càng dễ bị khử Ngoại trừ trường hợp ion H* của nước hay của axit

hồ tan, khĩ bị kHử hơn cả cation kim loại cĩ tính oxi hố yếu hơn

nĩ Đĩ là do quá

nhiều giai đoạn ph

Thứ tự khử ở cai

Fe?', Zn”', H' (các

trình khử ion HạO" trong dung dịch nước xảy ra ức tạp địi hỏi tiêu thụ năng lượng

tot lan lượt là Ag', Hg”*, Fe?*, Cu?', Pb?*, Sn?*, Ni?',

ion kim loại kiểm : Na", K*, kiểm thổ : Ba”', Ca”,

Mg”', ion AlŠ' khơng bao giờ bị điện phân trong dung dịch)

* Ý nghĩa 9 : Kim loại M trong cặp oxi hố - khử cĩ thế điện cực

chuẩn E”,„„ < (00V đẩy được hiđro ra khỏi đung dịch HCl va

H;S5O¿ lỗng

Thí dụ : Zn + 2R

* Ý nghĩa 3 : Xắc định suất điện động chuẩn của pin điện hố (9

0 0 0 0 0 0

E’pan = E' cug dong — E cực âm hay TỶ Pan = E “sat - E

Thí dụ : Xác ải Oe iS Biét: EB’ = -0 Gidi : Ein tPe-Pb) = 14 * > Zn + Hy (Vi E® hs n®?/2n = —-0,76V < 0,00V) pin) anot

1h suất điện động chuẩn của pin điện hố (Fe-Pb)

13V va BY = -0,44V

—0,13) — (-0,14) = +0,31V

Quan Han Thanh

Trang 15

* Ý nghĩa 4 : Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hố - khử

(eer ):

Thí dụ : Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hố —- khử

(E'z¿.„„„)- Biết E »sza-ca = 1,10 Vvà E”;.„, = +0,34 V

Giải :

m Zn?*/Zn = (+0,34) — (+1,10) = -0,76 (V) VI SỰ ĐIỆN PHÂN

6.1 Một số khái niệm về sự điện phân

a Sự điện phân : là quá trình oxi hố ~ khử xảy ra ở bề mặt các

điện cực khi cho dịng điện một chiều đi qua hợp chất nĩng chảy hoặc

dung dịch chất điện li

b Trong thiết bị điện phân

— Anot (A) được nối với cực dương của nguồn điện một chiều, ở đây

xảy ra sự oxi hố

— Catot (K) được nối với cực âm của nguồn điện một chiều, ở đây xảy ra sự khử

6.2 Sự điện phân các chất điện li

a Điện phân muối nĩng chảy (thường là muối halogenua MX,)

Sơ đồ điện phân tổng quát :

MX, —sitephénnongeniy _, M + 2X (M là kim loại)

(6K) (6 A)

Thí dụ : Điện phân NaCl nĩng chảy với các điện cực bằng graft Catot (K) (eve am) <——> NaCl (néng chay, ———> Anot (A) (cue dương)

Na* CK

Na” + le > Na 2Cl + Cl,t + 2e

Phuong trinh dién phan

2NaClnong chay) —tiênphânnĩngchảy › 2Na + Clot b Điện phân dung dịch chất điện l¡ trong nước

Các ion trao đổi electron theo thứ tự :

1) Tai catot (K) (cực âm) : Cation kim loại bị khử (nhận electron)

Từ K* đến AI” khơng bị điện phân dung dịch, H;O bị điện phân thay H,O(H) Zn?*' Fe* Ni* Sn Pb* Cu™ Fe Hg? Ag’ Hg”

Cation càng đứng sau càng dễ nhận electron của catot (K) Từ uị trí H' (xếp theo thực nghiệm khử cœtot)

Ơn tập ồ 26ệ thống hod nhanh Hod 06 co 15

Trang 16

2) Tai anot A (cu © Nếu anot trơ :

S*2P Br

® @ @

SO¿”, NOs, CO,”,

Thí dụ 1 : Điện pj Catot (K) (cue am)

Cu*', H:O

Cu?" + 2e -› Cụ?

Phương trình điện 2CuSO, + 2H

duong)

Rnion nhường electron theo thứ tu:

cr OH H;O

F

® ® ©

PO, khéng bj điện phân dung dịch

hân dung dich CuSO, (dién cuc tro Pt, C)

——— CuSO, ~» Anot (A) cự Qàng)

HO SO,’, HO

H,0 > s0 +9H' +9e

phân :

điện phân dung dịch

10 2Cu + Oot + 2H;SO, Thí dụ 2 : Điện phân dung dịch KNO; (điện cực trơ C)

Catot (K) (ewe am) K', HO

2H:O + 2e > H; + Phương trình điện

2H¿O —ttneh

© Néu anot tan (7

F—— KNO¿ ———> Anot (A) (eve dung)

HO NO;, H;O

20H" 2H¿O + O; + 4H" + 4e

phân :

In dụng dịch INO, 2H; + O;

hid : 1a Cu, Ag thudng cing tén với ion kim loai

cĩ trong dung dich điện phân) : Chính anot này bị oxi hố, bị ăn mịn dần Các anion khác c

(khơng bị oxi hố)

Thí dụ : Điện phân

Catot (K) (cream) Cu", HO

Cu** + 2e > Cu

Hién tuong : G ( dich khéng thay déi, trên cực âm (K)

6.3 Cơng thức của|

mặt trong dung địch hầu như cịn nguyên vẹn

dung dịch CuSO, với anot (A) bằng Cu (điện cực tan)

F— CuSO, ——> (eye avong) Anot (A) (bang Cu)

H:O SOZ, H;O

Cu > Cu** + 2e

À) khơng cĩ khí O; bay ra, màu xanh của dung

cực dương (A) bị ăn mịn, cĩ một lượng đồng bám định luật Faraday về điện phân :

Lượng đơn chất Ý (rắn, lỏng, khí) thốt ra ở điện cực được xác

định bằng biểu thức Ƒaraday : _ AI m It Q max NĨ kA OF” GP 16

Quan Hin Thanh _s

Trang 17

Ở đây : mự và nx lần lượt là khối lượng và số mol đơn chất X giải phĩng ở điện cực

A là khối lượng mol (nguyên tử hay phân tử) của đơn chất X 1 là cường độ dịng điện (ampe)

t la thời gian điện phân, tính bằng giây (s) hay giờ (h)

F là hằng số Faraday, bằng 96500 (nếu t tính ra giây) và 26,8 (nếu

t tính ra giờ)

n 1a sé electron tham gia phản ứng ở điện cực (tức là số mol

electron cần thiết cho hay nhận để tạo thành 1 mol don chat X)

Q = Lt 1a điện lượng qua bình điện phân (culong)

6.4 Ứng dụng chính của sự điện phân

Điều chế kim loại và một số phi kim (như O¿, H;, Cl;,.), một số

hợp chất (như KMnO¿, NaOH, H;O;, nước Giaven, ) Tỉnh chế một số

kim loại (như Cu, Pb, Zn, Ag, Au, ) bằng phương pháp điện phân Mạ điện (bảo vệ kim loại chống ăn mon),

vil SU AN MON KIM LOAI

1 Một số khái niệm, định nghĩa và phân loại sự ăn mịn kim loại

1.1 Khái niệm : Sự ăn mịn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong mơi trường

1.2 Phân loại (căn cứ vào mơi trường và cơ chế của sự ăn mịn)

L AN MON HOA HOC AN MON BIEN HOA HOC |

| La qué trinh oxi hố - bhử, trong | Là quá trình oxi hố - khứ, trong | | do cde electron cua kim loại được |đĩ kim loại bị ăn mịn do tác |

'chuyển trực tiếp đến các chất dụng của dung địch chất điện li |

trong mơi trường và tạo nên dong electron chuyén |

Thí dụ : Các thiết bị bằng gang | đời từ cực âm đến cực dương - |

| thép bị ăn mịn hố học khi tiếp | phát sinh dịng điện |

xúc với khí C];, hơi H;O, ở nhiệt | Thí dụ : Vật liệu kim loại, hợp |

độ cao kim tiếp xúc với khơng khí ẩm, |

vỏ tàu biển bằng thép ngâm

trong nước biển,

| |

| |

* Lưu ý : Về bản chất, ăn mịn hố học và ăn mịn điện hố học

đều là quá trình oxi hố - khử ; Nhưng với ăn mịn hố học, năng

lượng do phản ứng oxi hố - khử sinh ra chuyển hố thành nhiệt

năng (khơng phát sinh dịng điện) cịn với ăn mịn điện hố học, năng lượng đĩ chuyển hố thành điện năng (do đĩ phát sinh ra dịng điện)

On tip va We thing hod uhanh Tod v6 co 17 S

Trang 18

2 Điều kiện phát

2.1 Với ăn mịn

khí hoặc hơi nước đ lhố học :

sinh

Kim loai hoặc hợp kim tiếp xúc với chất

nhiệt độ cao

2.2 Với ăn mịn điện hố học : Phải thoả mãn đủ 3 điều kiện sau : a Điều kiện I1 :

cực khác nhau Chả loại — phi kim (Fe-

b Điều kiện 2

hoặc gián tiếp (qua e Điều kiện 3

chất điện ]¡

* Lưu ý : Thié

ăn mịn điện hố

Kim loại phải khơng nguyên chất, để tạo ra các điện

Ing han :

), cap kim loai — hop chat hoa hoc (Fe-Fe3C) cap kim loai - kim loai (Zn-Cu), cap kim : Các điện cực phải tiếp xúc nhau hoặc trực tiếp, dây dẫn)

: Các điện cực phải cùng tiếp xúc với dung dịch một trong ba điều hiện trên sẽ khơng xdy ra su

3 Cơ chế của sự đn mịn điện hố

3.1 Điện cực âm

hố nguyên tử kim điện li và phản ứng 3.2 Điện cực dưt khử các ion H' hoặt Vậy, bản chất củ phát sinh ra dịng cách xa nhau trong

kim loại hoạt động|

cực âm

3.3 Thí dụ : Sự trong mơi trường k

Gang (hay thép) Fe tiếp xúc trực tiế khí ẩm (chứa hơi Ï dịch điện l¡ phủ nị cacbon là cực dương Ở cực dương : Xả|

: là kim loại mạnh, tại đây xảy ra quá trình oxi loai (M + M™ + ne) > ion M™ di vao dung dịch

với các chất trong dung dịch

ng : là kim loại yếu hơn, tại đây xảy ra quá trình

(H:O + O;) cĩ trong dung dịch

a ăn mịn điện hố là quá trình oxi hố - khử cĩ Hiện Nếu cặp điện cực là hai kim loại càng đứng

dãy điện hố thì tốc độ ăn mịn càng lớn Bao giờ

mạnh hơn cũng bị phá huỷ (ăn mịn) trước và là

ăn mịn điện hố một vật bằng gang (hay thép)

hơng khí ẩm diễn biến theo eơ chế sau :

đều là hợp kim của Fe và C, gồm những tỉnh thể p với tỉnh thể C (grafđt) Khi tiếp xúc với khơng

20) c6 hoa tan khí CO¿, Ơ¿, sẽ tạo ra lớp dung bồi kim loại Tỉnh thể sắt là cực âm, tỉnh thể

(Hình 1) y ra các phản ứng khử 2H' + 2e —> Hạ O; + 2H;O + Ở cực âm : Xây tị 18 4e -> 40H”

la phản ứng oxi hố : Fe -› Fe?! + 2e

Quan Hán Thành

Trang 19

Hạ Lớp dung dịch chất điện lỉ Fe? H* O; + 2H;O + 4e > 40H” Vật bằng gang, thép Ome SFO

Hình 1 Cơ chế ăn mịn điện hố

Những ion Fe” tan vào dung dịch chất điện li cĩ hồ tan khí O¿

Tại đây, những ion FeŸ' bị oxi hố tiếp thành ion FeŸ* theo thời gian cuối cùng tạo ra gỉ sắt cĩ thành phần Fe;O;.nH;O

4 Chống ăn mịn kim loại

4.1 Nguyên tắc chung

Hạn chế (hoặc triệt tiêu) ảnh hưởng của mơi trường đối với kim

loại cần bảo vệ

4.2 Các phương pháp bảo vệ kim loại chống ăn mịn

a Phương pháp bảo uệ bề mặt : Cách li kim loại với mơi trường

bằng cách phủ lên bề mặt kim loại màng che phủ vững chắc (như sơn,

dâu mỡ, chất dẻo hoặc tráng, mạ bằng một kim loại khác, )

b Phương pháp bảo uệ điện hố : Dùng một kim loại hoạt động

mạnh hơn làm “vật hi sinh” để bảo vệ vật liệu kim loại

Thí dụ : Để bảo vệ phần vỏ tàu biển bằng thép chìm trong nước

biển khỏi bị ăn mịn người ta gắn các lá kẽm vào phía ngồi Khi đĩ phần vỏ tàu bằng thép là cực dương, các lá kẽm là cực âm, nước biển là dung dịch chất điện l¡ (Hình 2)

Ở cực âm : Zn bị oxi hố

To Stn” 42e Ở cực dương : O; bị khử 2H;O + O; + 4e -› 4OH“ Hình 2

Ơn tập ồ 26 thống khố nhan 26ố 0ơ cỡ 19

Trang 20

Kết quả :

Sau một thời gianl| những lá kẽm khát

Vo tau được bảo vệ, Zn là “vật hi sinh”, nĩ bị ăn mịn

người ta lại thay những lá kẽm bị ăn mịn bằng ta cịn chế tạo hợp kim cĩ khả năng chống ăn mịn

Im Al-Mg, Cu-Zn, Fe-Mn-Cr, ) hay thêm vào mơi

lăn mịn (chất kìm hãm), như urotropin,

Ngồi ra, người

(Thí dụ : Hợp ki

trường chất chống

VIII ĐIỀU CHẾ K MLOAI

1 Nguyên tắc chung điều chế kim loại

Thực hiện phản ng khứ ion kim loại (M°”) thành kim loại tự do (M)

M*+ne->M

2 Các phương dháp chính để điều chế kim loại

2.1 Phương pháp thuỷ luyện

a Nguyên tắc dhung : Dùng kim loại tự do cĩ tính khử mạnh hơn

để khử ion kim loại khác trong dung dịch muối

mA + nB™ (ag > MA™ + nB dy do)

b Pham vi dp!

điều chế các kim l ại cĩ tính khử yếu, như Pb, Cu, Ag, dụng : Thường dùng trong phịng thí nghiệm để

Thi du : Fe + CuSO, > FeSO, + Cu

e Lưu ý quan †

Khi dùng phươi ong

g phap thuỷ luyện để điều chế kim loại cần lưu ý

Ba điều biện để kìm loại A đẩy dugc kim loại B ra khĩi dung dịch muối của nĩ dưới

e Điều kiện 1 (nghĩa là A đứng t

Thí dụ :

Ag+ ø Điều kiện 2

nước ở điều kiện t|

Fe +

lang tu do là :

Kim loại A phải hoạt động mạnh hơn kim loại B Irước B trong đãy điện hố)

CuSO, (dung dich) > FeSO, + Cul

CuSO, (dung dịch) -> khơng phản ứng

Kim loại A và kim loại B đều phải khơng tan trong hường

Thi du : Na + CuSO, (dung dich) sé cé cdc phan ứng :

2Na + 2H (dung méi) > 2NaOH + Het (a)

2NaOH + GuSQ, (chat tan) -> Cu(OH); + Na;SO¿ (b)

(a) + (b) : 2Na + 2H;O + CuSO¿ — Cu(OH);} + Na;SO¿ + H;†

20 Quan Hán Thành

Trang 21

e Điều kiện 3 Muối của B (tham gia phản ứng) và muối cia A

(tạo thành) phải đều là muối tan

Thí dụ : Zn + PbSO/ -› Khơng phần ứng (vì PbSO¿ khơng tan)

Pb + CuSO, > Khong phan ting

(PbSO, khéng tan tao ra, bám ngay lên bể mặt thanh chì làm

phản ứng ngưng lại ngay)

Khi dùng kim loại cĩ tính khử mạnh hơn đẩy kim loại yếu hơn ra khỏi dung dich muối của nĩ cần cảnh giác với sự cĩ mặt của ion Fe”

Thi du 1: Fe + 2FeCl; (dung dịch) -> 3FeC];

Cu + 2FeCl; (dung dịch) -> 2FeCl; + CuCl;

Thí dụ 2 : Cho Zn (dư) tác dụng với dung dịch FeC]; :

Zn + 2FeCl; (dung địch) —> 2FeC]; + ZnCl; (a)

Zn (cịn dư) + FeCl; (dung dịch) -» ZnCl, + Fel (b)

Thí dụ 3 : Cho Fe tác dụng với dung dịch AgNQ; (dư) :

Fe + 2AgNQ; —> Fe(NO;¿); + 2Agử (a)

Fe(NO3)2 + AgNO; (con du) > Fe(NOs)3 + Ag) (b) 2.2 Phuong phap nhiét luyén

a Nguyên tắc chung : Dùng các chất khử thích hợp (như AI, C, Hạ,

CO, ) để khử ion kim loại trong oxit của chúng ở nhiệt độ cao

b Pham u¡ áp dụng : Phương pháp này thường được dùng trong

cơng nghiệp để sản xuất những kim loại từ trung bình đến yếu (như Zn, Fe, Pb, Sn )

Thi du: Fe,03 + 3CO (du) "> 2Fe + 3CO,

CuO + Hạ —“—> Cu + HạO

œ Lưu ý quan trọng

e Để thu được kim loại tỉnh khiết nên dùng CO hay H; dư (vì khí dư sẽ

thốt ra, khơng ảnh hưởng đến độ tỉnh khiết của kim loại cần điều chế)

e Nếu dùng CO thiếu để khử oxit sắt ở nhiệt độ cao (do sắt cĩ

nhiều hố trị) quá trình phản ứng sẽ xảy ra theo từng giai đoạn

Thí dụ : FeO; —*S%"—» Fe,;0, —*" > FeO "+ Fe

e Cĩ thể dùng nhiệt để phân huỷ một số hợp chất (oxit, muối, ) của các kim loại yếu để điều chế kim loại tự do

Thí dụ : 2AgNO; —!—x 2Ag\ + O;† + 2NO;T

%1

Trang 22

® Nếu kim loại hằm trong muối sunfua, cacbonat, phải chuyển về

oxit bằng cách nung cdc mudi nay trong khơng khí, sau đĩ khử øxit

bằng CO, Hạ, AI Hoặc chuyển oxit thành muối clorua rồi đem điện phân nĩng chảy (nếu khơng thể khử oxit bằng CO, H;)

Thi du: FeCOQ, —*2*— 5 Fe,0,; +t’ _, Fe

FeS; +0,,t” Fe;O; +H, dư, t9 Fe

ZnS +2%"_, gn0 —2"_, Zn

Na C 3 +HCldu NaCl điện phân nĩng chảy Na

Na;SỞỊ¿ ———> NaCl ——›y Na AI(NQs)3 ——> Al,O; ———> Al 2.3 Phuong phap dién phan

a Nguyén tdc chung : Ding dịng điện một chiêu để khử các ion

kim loại thành kim| loại tự do

b Phạm u¡ áp dựng : Bằng phương pháp điện phân cĩ thể điều chế được hầu hết các kiln loại

Œ Lưu ý quan Họng : Khi dùng phương pháp điện phân để điều chế kim loại cần lưd ý :

* Điện phân nĩng chảy : Thường dùng điều chế các kim loại mạnh * Điều chế kim loại kiểm : Điện phân nĩng chảy muối clorua hay

hidroxit nĩng chảy

Thí dụ : ` 2KCI hĩng chảy —tữtbhânnĩnghậy OK 4 CIạ†

4NaOH nong chay —SterMendngchiy _ TNa + O2 + 2H,O

* Điều chế kim lbại kiểm thổ : Điện phân nĩng chảy muối clorua

nĩng chảy

Thí dụ : CaC]; nộng chảy ——dnphânxĩnghấy , Ca + CỊ,† * Diéu ché Al: 2A1,0, —22ebaningshir , LAI + 3Q,† criolit

» Điện phân dung dịch : Thường dùng diéu ché kim loại cĩ tính

khử yếu và trung bìhh

Thi dw: CuCl, |—*#2rhandunedich_, 90y + Clot

2CuSQ, + 2H,O —Méavhandungdich | 904 4 O27 + 2HSO,

Trang 23

VẤN ĐỀ 2

KIM LOAI KIEM

KIM LOAI KIEM THO - NHOM

A KIM LOAI KIEM (KLK)

I VỊ TRI TRONG BANG TUAN HOAN - CAU TAO KIM LOAI KIEM

1 Nhận xét chung

Các KLK đều thuộc nhĩm IA, đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu ki D), déu là nguyên tố s, cĩ 1 electron lớp ngồi cùng, bán kính nguyên tử

(R) lớn, năng lượng ion hố (I¡) nhỏ nhất (so với các kim loại khác

cùng chu kì) = Do vậy, KLK cĩ tính khử rất mạnh :

M->M'+e

Trong hợp chất KLK luơn cĩ hố tri I va sé oxi hố (soh) +1

Từ Li đến Cs tính khử và tính kim loại tăng dần (do R tăng dân, I,

giảm dần, E° M'M rất âm)

2 Bằng tĩm tắt một số đại lượng đặc trưng của kim loại kiểm (KLK)

| Ki hiéu š Li đ Na 19 K sy Rb s5 Cs ]

(NTK) Liti Natri Kali Rubidi Xeri |

(6,94) (22,989) (39.10) (85,47) (139,91) | ae

Cấu hình | Tyejas! | [Nel8s! [Arl4s' | [Krls' [Xe]6s'

electron

Tu Li Ban kinh Naess Thé dién Độ âm |

| =8) nguyên tử " k ầ lâm cực chuẩn điện X ae tian | | | dén Cs ế z R) i ố (I; : ŒE) E 0: ( DAD DY phuong | ê:lập |

(Z=55) | _” ~~ | El M <<0J ———, | tâm khối

II TINH CHAT VAT LÍ CUA KIM LOẠI KIỂM

1 KLK c6 nhiét độ nĩng chay (t°,), nhiệt độ sơi (t?) thấp, độ cứng rất ne s Đ 6

nhỏ (giám dân từ Li -> Ơs), do liên kết kim loại kém bền, lực liên kết yếu Khối lượng riêng nhỏ (tăng dần từ Li -> Cs) do mạng tỉnh thể rỗng

2 Mau ngọn lửa đặc trưng của đơn chất va hop chat kim loại kiểm (KLK)

L Li Na K Rb Cs

| Dé tia Vang Tim hoa ca Tím hồng Xanh da trời

On tip va Fé thing hod uhanh Tod v6 cơ 23

Trang 24

3 KLK cĩ cấu tao mạng tỉnh thể lập phương tâm khối (là kiểu

mạng kém đặc khít)

Ill TINH CHAT HOA HQC CUA KIM LOAI KIEM

1 Tác dụng với phi kim

a 4M +O, —! {ee _, 9M.0 | 2M +0, —“ 5 M20; (peoxit) Thi du :4Na+Q;>2Na,0_ | Thi du :2Na +O, —“—> NasO»

* Lưu ý : Oxit KLK (M,0) va peoxit (M,O,) la nhiing chat ran tan

trong nước tạo dung dịch kiểm MOH

b KLK (M) + halogen (X2) : v6i X : F, Cl, Br, I

2M + X2 > 2MX (muối halogenua kim loại kiểm)

2 Tác dụng với HO: 2M +H,Q —“™_, 2MOH +H, t

* Lưu ý quan ltrọng : Do tác dụng dễ dàng với HạO nên khi cho KLK vào dung dịch muối (dung dich CuSO, chang han) sẽ cĩ hiện

tượng sủi bọt khí và cĩ kết tủa màu xanh Cu(OH);

2Na + 2H;O 2NaOH + H; † (1)

2NaOH + CuSO, -> Cu(OH), 4 + NazSO, (2)

3 Tác dụng với axit

+ HCI| H;SO¿ ao; —> M' + Hạ ?

+ H;Sп 4; —> M' + (SO; †,S Ý, HạS †) + HạO

+ HNOs (sng) > M* + (NO 7, NO 7, N2 *, NH,*) + HoO

+ HNO; (dac) > M* + NO, T + H.O

IV DIEU CHE KIM|LOAI KIEM

Do cĩ tính khử tất mạnh nên KLK được điều chế bằng phương

pháp điện phân nĩng chảy muối elorua hay hiđroxit của chúng

Thi du: %NaCl —*™ , 2Na+Clh?- ()

2NaOH —#%_5 2Na + 50:4 + H,O† (2)

V MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRONG CUA KIM LOAI KIEM

1 NaOH : Chất rắn màu trắng, hút nước mạnh, dễ nĩng chảy, tan nhiều trong nước, là chất điện li mạnh NaOH là kiểm mạnh, cĩ

những tính chất chưng của bazơ tan Điều chế bằng phương pháp điện

phân dung dịch Nadi cĩ màng ngăn :

2NaCl + 2H.0 eee 2NaOH + Cl, + Hy

24 Quan Han Thanh |

Trang 25

* Lưu ý : Nếu khơng cĩ màng ngăn xốp sẽ xảy ra phản ứng tạo

nước Gia-ven

2NaOH + Cl, — see NaCl +NaClO + H,O TN ee Nước Gia-uen

2 Natri hiđro cacbonat (NaHCO,) và natri cacbonat (Na,CO,)

NaHCO; (Natri hidro cacbonat) Na;CO; (Natri cacbonat) |

e Chất rắn màu trắng, ít tan

| trong nước, phân li trong dung dịch thành ion :

| NaHCOa > Na’ + HCO”

e Chất rắn màu trắng, tan nhiều |

trong nước, phân li trong dung | dich thanh ion :

e Dé bị nhiệt phân huỷ tạo

Na;COQ; :

2NaẴHCO; —“—>

Na;CQ;¿ + CO; † + HạO

Na;GŒO; -› 2Na' + CO,”

| e Bén véi nhiét (nĩng chảy ở |

850°C)

e NaHCO, cé tinh ludng tinh : HCO, + OH > CO} +H,0

HCO, + H* > CO, ?+ H;ạO

e Na;CO; chỉ cĩ tính bazơ :

CO7 + 2H' + CO, † + HạO

(CO; nhan proton)

e Thuỷ phân cho mơi trường kiểm :

|

« CO? + HạO > HCO; + OH”

HCO; + H;O -> HạCO; + OH (mạnh hơn)

(yếu hơn) I

* Lưu ý :

OƯ¿?> — dat g1) HCOjZ 4t) ý CO; †

| + đủ axit(H" )dư ngay từ đầu Ạ

Thí dụ :

— Nếu nhỏ từ từ dung dich HCl vào dung dịch NazCO; : Trước hết : Na;CO; + HCI -> NaHCO; + NaCl Q)

Sau khi tồn bộ ion CO7 chuyển hết thành HCO;, nếu vẫn tiếp

tục nhỏ tiếp dung dịch (H*) sé cĩ phản ứng (dấu hiệu sủi bọt khí) :

NaHGO; + HCI -> NaC! + HạO + CO;† (2)

— Nếu cho dung dịch Na;CO¿ tác dụng với dung dịch axit dư ngay

từ đầu thì :

Na;CO; + 2HCI —› 2NaCl + CO;† + H;O (3)

Ơu tập ồ 260 thing hod nhanh Woda 06 cơ 25

Trang 26

VI MỘT SỐ PHẢN| ỨNG THƯỜNG GẶP CỦA KIM LOẠI KIỀM VÀ

HỢP CHẤT

1, Đơn chất kim loại kiểm (kí hiệu chung M)

4Lï + O; —> 3đLi:O (cĩ lẫn Li;O;)

2Na + Ị¿ gái khá —C=> Na¿O¿ (r) (Bi lăng

4Na + O; trong kk khê) ——— —> 2Na¿O

q1) (2) (3)

(Với K, Rb, Cs cHáy trong khơng khí cịn cĩ thể tạo supeoxit MO;)

2M + Xo snaioghn) > 2MX

2M+S—> M}S

Chi Li phản ứng trực tiếp được với N; tạo LiạN 6Li + No > 3LiạN (cĩ màu đỏ)

(Luu y : LisN + $H,O > 3LiOH + NH; 7)

2M + 2H' (trbng HƠI, H;SO¿ toang) > 2M* + Hy TF 2M + 2H:O -} 2MOH + Hạ † (4) (5) (6) (7) (8)

#M + dung dịch huối -> Trước hết phản ứng với H;O (dung mơi) tạo

dung dịch kiểm Sau|đĩ dung dịch kiềm tác dụng với muối (chất tan)

Thí dụ : Cho K tác dụng với dung dich CuSO, thu kết tủa Cu(OH);

màu xanh (khơng tạo kết tủa Cu màu đỏ)

2K + CuSO¿ + 2H;O -> Cu(OH); Ì + KạSO¿ + H; † (9)

2 Oxit (M,O) — Pdoxit (M,O) — Supeoxit (MO,) của kim loại kiểm

Li,O + H,O + 2LiOH

Na:O + CO; +> Na;CO;

K,0 + 2HCI }› 2KCI + HạO

2Na;O; + 2HÌO -› 4NaOH + O; †

4KO; + 2H;Q -› 4KOH + 3O; +

4KO; + 2C -| 2K;CO¿ + O; †

3 Hiđroxit kim ldại kiểm (MOH)

a NaOH (hay KOH) + Khí CO: (hay SOz)

NaOH + CO.|-» NaHCO;

2NaOH + CƠ, -› Na;CO; + H;O

(1) (2) (3) (4) (5) (6) Ql) (2)

* Lưu ý : Néu dat tile (T= n,,6,: Nog, ) ¢6 thé c6 cdc truting hgp sau :

_Giá trị T 0<T41 | 1 1<T<2 2 2<T _ Phan ting | q) q) (1) và (2) (2) (2)

Sản phẩm | NaHCO| và NaHCO, va Na,CO, va

sau cling CO, du NaHCO, Na;COs NayCO› NaOH dư

Trang 27

b NaOH (hay KOH) + dung dịch axit H2SO,;

NaOH + H,SO, — NaHSO, + H,0 (3)

2NaOH + H;§O, -› Na;SO¿; + 2H;O (4)

* Lưu ý : Nếu đặt tỉ lệ ŒT = nguy :n, sọ, ) cĩ thể cĩ các trường

hợp sau : —— _ ¬ _—

| Giá trị T 0<T<1 | L<T<2 2 @O2<T 4

Phan ung | (3) (3) (3) va (4) (4) HD lf | Sdn pham | NaHSO, va NaHSO, va Na,SO, va

sau cing | H,SO,du | N@4#5% | waso, | N®S% | Naow au _|

ce NaOH (hay KOH) + dung dich H3PO,

NaOH + HạPO, -› NaH;PO¿ + H;O (5)

2NaOH + H;PO¿ -› Na;HPO, + 2H;O (6)

3NaOH + H;PO, -› Na;PO¿ + 3H;O (7)

* Lưu ý : Nếu đặt tỉ lệ (r Sung ‘Dupo, ) cĩ thể cĩ các trường

hợp sau :

Giá trị T 0<T<l Re T <2 =2 2<T<3 T>3

en (5) (6), (6) (6) (6), (7) Œ)

ứng —|

Sản bộ NaH;PO¿ và NaH;POœ Na;HPO, Na;PO, 3 |

phẩm H;PO, dư NasHPO, Na HPO, Na,PO, (NaOH cĩ

| sau cung thé con du)

d NaOH + HNO; > NaNO; + H,O (8)

2NaOH + FeCl, > Fe(OH): 1 + 2NaCl (9)

NaOH + NH,Cl > NaCl + NH; 7 + H,0 (10)

2NaOH + 2KHCO; -> Na;CO; + KạCO; + 2HzO (11)

e 2NaOH + Cl, > NaCl + NaClO + H,O (12)

6KOH (age nong) + 83Cly —“S—> SKC] + KCIOs + 3H20 (13)

6NaOH + 3S —"—> 2Na,S + Na,SO; + 3H,0 (14) 2NaOH + Si + HạO -> Na;SiO; + 2H; 2 (15)

g 4NaOH —#*_›y 4Na + O; + 2H;O (16)

4 Muối của kim loại kiểm

a NasCOs (bao hoa) + CO2 + HxO + NaHCO; qd)

Na,CO, + Ca(OH) > 2NaOH + CaCO; 4 (2)

Na;CO; + 2HBr -› 2NaBr + CO; + HạO (3)

On tin 0d Fé thing hod nhanh Hod vd ce 27

Trang 28

b 2NaHCO; —|—› Na;CO; + CO; †+ H;ạO (4)

NaHCO, + HCl + NaCl + CO, t+ H,O (5)

NaHCO; + NaOH -› Na;CO; + H;O (6) NaHCO; + Ca(OH), > CaCO; } + NaOH + H;O (7)

2NaHCOs; + 2NH; > NasCO; + (NH4)2CO3 (8)

2NaHCO; + 2KHSO/ -› Na;§O¿ + K;SO¿ + 2CO; † + 2H;O

(9)

e 2NaCl —#"—› 2Na + Cl, t (10)

2NaCl + 2H,0 —_—™' , H, T+ Cl, 7 +2NaOH (11) cố vách ngân

Nếu khơng cĩ mắng ngăn xốp (hay vách ngăn) sẽ xảy ra phản ứng

tạo nước Gia-ven

2NaOH + Clj > NaCl + NaClO + H,O (12))

d NaClO + 2H¢l > NaCl + Cl, + H,O (13)

NaClO + NaSO3 -» Na,SO, + NaCl (14)

e 2NaNO; —‘l-> 2NaNO, + 0, t (15) 2KNO; + 83C 4 S —“-> KS + N; † + 3CO; † (16)

g NaHSO,; + NaHSO; > Na,SO, + H,0 + SO, Tt (17)

NaHSO, + NHS -> Na.SO, + H.St (18)

B KIM LOAI KIEM THO (KLKT)

I VỊ TRÍ TRONG BẰNG TUẦN HỒN - CẤU TẠO KIM LOẠI KIEM THO

1 Nhan xét chun

Các KLKT đều tHuộc nhĩm IIA, đứng sau KLK trong mỗi chu kì và

đều là nguyên tố s

Nguyên tử kim loại kiềm thổ (KLKT) chỉ cĩ 2e lớp ngồi cùng

(thuộc phân lớp ns”| rất dé dàng nhường 2e này trong phản ứng hố học (M -> MỸ' + 2e)| Tính chất đặc trưng của KLKT là tính khử mạnh (nhưng yếu hơn KLK cùng chu kì) Trong hợp chất KLKT luơn cĩ hố trị II và số oxi hod (+2) Tir Be dén Ba tinh khi va tính kim loại tang dân; Be là kim loại trung bình (hidroxit tương ứng cĩ tính lưỡng tính), Mg là kim ldại hoạt động, cịn Ca, Sr, Ba cĩ tính chất khá giống nhau, chúng là 3 kim loại mạnh

Trang 29

2 Bảng tĩm tắt một số đại lượng đặc trưng của kim loại kiểm thổ | (KLKT) ao i ; : S | Kí hiệu B M | <es | s B | na | 2 2079 | ae s6

1; * | Beri | Magie | Canxi | Stronti | Bar |

i (@0 | (431) | 40,08) | _ (87,62) 4373) |

T 1

cau hinh [He]2s? | I[Ne]3s° [Ar]4s? [Kr]5s? IXe]6s° |

electron | \ | |

| Mang : | Lập -

| tỉnh thể Lục phương Lập phương tâm diện |_ phương

| _ | ` = i

WBe | |

| ie Be | s "BD | ly | EY 2 * | lượng

n xã q(Á) | ŒJ/mol | 2w | ®ĐAĐ) | ene:

lến Ba “, A Ị

(2 = 56) | Rat Thấp | Thấp Nhỏ

| a NG am SN (trừ Be) | tkim loại

| | nhe)

II TÍNH CHAT VAT Li CUA KIM LOAI KIEM THO (KLKT)

Tinh chất vật lí của các kim loại kiềm thổ biến thiên khơng đều

(do sự khác nhau về mạng tỉnh thể kim loại) Nhìn chung cdc KLKT cĩ nhiệt độ nĩng chảy và nhiệt độ sơi tương đối thấp (trừ Bari), độ cứng thấp, khối lượng riêng tương đối nhỏ KLKT chỉ tơn tại trong tự nhiên ở dạng hợp chất

Ill TINH CHAT HOA HOC CUA KIM LOAI KIEM THO (KLKT)

1 KLKT cĩ tính khử mạnh (nhưng yếu hơn KLK), tăng dan tiv Be đến Ba

M > M* + 2e

2 KLKT khử được phi kim (O›, halogen X¿, S, .) tạo oxit bazơ hay

muối, khử dễ dàng ion H' trong dung dịch axit tạo khí H›;, khử được

HO dễ dang tạo khí H; (trừ Be)

* Lưu ý quan trọng :

KLKT tác dụng với HO với mức độ khác nhau

~ Nếu là Ca, Ba, Sr ở ngay nhiệt độ thường——""?—› M(OH); + H;?

~ Nếu là Mg : Mg + H;ạO (hơi) —#2°—y MgO + H¿ˆ

— Nếu là Be : khơng phản ứng với HạO

Ou tap 0d W66 thống hod uhanh Tod 06 cơ 29

Trang 30

IV ĐIỀU CHẾ KIM |OẠI KIỀM THỔ (KLKT)

Do cĩ tính khử hạnh nên chỉ cĩ thể điều chế kim loại kiểm thổ

(KLKT) bằng phươn

Thi du :

Catot (K) (eye am)

Mg” + 2e > Mg

Phuong trinh dién

pháp điện phân nĩng chảy (M”* + 2e > M) < MgC]; (nước) -> (eye dusngy (A) anot

2Cl > Cl, + 2e

ime Mg + Cl?

phan : MgCl, —““—,

V MOT SO HOP CHAT QUAN TRONG CUA KIM LOAI KIEM THO

a Canxi oxit CaO) dụng được với oxit a| nhiệt), tạo Ca(OH);

(uơi sống) : Chất rắn màu trắng, là oxit bazơ, tác it và axit, tác dụng với HạO (phản ứng toả nhiều

Thí dụ : CaO + 2HNO; -> Ca(NO;); + HạO

b Canxi hidroxit| Ca(OH)› (uơi tơi) : Chất rắn màu trắng, ít tan trong nước Nước vơÏ trong là dung dịch Ca(OH); cĩ tính bazơ mạnh

(yéu hon NaOH):

Ca(OH) > C 2 -

aa) + 20H (aay

€ Canxi cacbondf CaCO; (đá vơi, đá hoa, đá phấn, vỏ mai sị,

hến ): Chất rắn mị

khoảng 10000G Tan

tổn tại trong dung d

CaCO; + CO,

* Lưu ý : Phản

hu trắng, khơng tan trong nước, bị phân huỷ ở

trong nước cĩ CO; hồ tan tạo ra Ca(HCO;); (chỉ

ch) :

+ HạO ——— Ca(HCQ¿);

ƒng này giải thích sự tạo thành thạch nhũ (CaCO;)

trong hang động đá vội, cặn trong ấm đun nước, bình thuỷ (phich)

d Canxi sunfat : CaSO, (thach cao khan): Chat ran mau trắng, tan

ít trong nước, CaSO, .2H;O (thạch cao sống) thường dùng sản xuất xi

mang CaSO4.H20 hay CaSO,.0,ðH;O (thạch cao nung) thường dùng

đúc tượng, làm phấn

CaSO,.2H;O lại

viết bảng, bĩ bột khi gãy xương

Í°—› CaSO,.H;O + HạO

* Lưu ý : Thạch cảo nung khi kết hợp với nước cĩ sự giãn nở thể tích

VI NƯỚC CỨNG: là

a Phân loại

nước cĩ chứa nhiều ion Ca?* và Mg”*

| Nước cứng

-

| Nước cứng tạm thời Chứa ion Ca”' và Mg”' ở đạng

muối Ca(HCO¿); và Mg(HCO;);

| Nước cứng uĩnh cửu

30 muối CaCl:, MgCl;, CaSO¿, MgSO, Quan Hán Thành

| |

Trang 31

e Nước cứng toờn phân : chứa cả 2 loại nước cứng tạm thời và vĩnh cửu

b Cách làm mồm nước cứng : Tách các ion Ca”' và Mẹ?” ra khỏi nước — Phương pháp nhiệt : (khử được độ cứng tạm thời ĐCTT)

Ca(HCO;);¿ —f—> CaCO; Ý + CO; † + HạO

Mg(HCO,); ——> MgCO; Ý + CO; ? + HạO

— Phương pháp hố học :

+ Dùng hố chất như Ca(OH); hay NaOH vừa đủ để khử ĐCTT: Ca(HGO;); + Ca(OH); -> 2CaCO; Ì + HạO

+ Dùng hố chất như Na;CO; hay Na;PO, để khử độ cứng tồn phần

ĐCTP (gồm cả độ cứng tạm thời ĐCTT và độ cứng vĩnh cửu ĐCVC)

Ca”' + CO?” — CaCO; Ý hay 3Ca”`+ 2PO? -> Ca;(PO¿); ở

~ Phương pháp trao đổi ion : Thay thế các ion Ca”, Mẹ” trong

nước bằng các ion như Na' Phương pháp này dựa trên khả năng trao đổi ion của các hạt zeolit hoặc nhựa trao đổi ion

VII MOT SO PHAN UNG THUONG GẶP CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT

1 Đơn chất kim loại kiểm thổ (kí hiệu chung M)

a 2M+O; —Ủ—> 9MO q)

(Đặc biệt, ngồi sản phẩm BaO, Ba cịn tạo Ba¿O khi nung trong khơng khí)

° t

b.’Ca + H, — -> CaH; (canxi hidrua) (2)

Mg + Cl) —‘—» MgCly (magie clorua) (3)

Ba +S —‘~—» Ba&S (bari sunfua) (4)

3Mg + No > Mg3N2 (magie nitrua) (5)

ce M (Ca, Sr, Ba) + 9HạO -› M(OH); + Hạ? (6)

Mg + H¿O uạy —È%“—> MgO + Het (7)

* Lưu ý : Be khơng tac dung voi H,O dù ở nhiệt độ cao

d Mg + H20 toang > MgSO, + H;† (8)

4Mg + 5H2SOs (noi aac) > 4MgSO¿ + HạSĨ + 4HzO (9)

Mg + 9H;SO¿ sạn aạc —> MgSO¿ + SO;? + 2HạO (10)

e 4Mg + 10HNO¿ rit toangr> 4Mg(NO3)2 + NH¿NO; + 3H¿O (11)

Mg + 4HNOs iaain aac) => Mg(NO¿); + 2NO¿† + 2H;O (12)

Ơn tập ồ 26 thing hod uhanh Tod v6 eo 31

Trang 32

g.- Be + 2NaOH -› Na;BeO; + Hạ? (13)

(hay : Be + 2NaQH + 2H,O > Na.{Be(OH,)] + Het (13)

h Mg + CO, > MgO + CO (14)

* Lưu ý : Mg dháy được trong CO; nên khơng dùng CO; dập tắt

đám cháy của Mg

2 Hợp chất của kim loại kiểm thổ

a BeO + 2NaQH + H20 > Na.[Be(OH),] (15)

Be(OH), + 2NaOH — Na.{Be(OH),] (16)

b CaO + CO; +> CaCO; (17)

CaO + SO, -» CaSO; (18)

CaO +3C +2"*_, Cac, + COT (19)

CaO + H,O Ca(OH) (20)

CaO + H,SO, > CaSO, + H,0 (21)

ce Ca(OH), —+—> CaO + H;O (22)

Ca(OH), + 2HC] > CaCl, + 2H,0 (23)

Ca(OH); + 2HNO; -› Ca(NO;); + 2H;O (24)

Ca(OH); + CO; -> CaCO; Ả + HạO (25a)

Nếu COs du:

CaCO; + COh + HzO - Ca(HCOs3)o tan (25b)

Ca(OH)» + 2002 -» Ca(HCO;); (95c) * Lưu ý : Nếu đặt tỉ lệ số mol (T = No, Delon, ); ta cĩ

| Giá trị T One Ts 1 1<T<2 2 6 Poet |

| : a | 35a 25a | 25a và 25b 25c | 25c |

PT EU cà

[Sau cung J Ì - —{

2Ca(OH); + ĐCI; -> CaCl; + Ca(ClO); + 2H;O (26)

(hay : Ca(OH) 4 Cl; -> CaOC]; + H;O)

Ca(OH); + duSO, -› CaSO¿} + Cu(OH);Ÿ (27)

Ca(OH), + MgCly > Mg(OH)2v + CaCl, (28)

Ca(OH) + Na,CO; > CaCO; } + 2NaOH (29)

32 Quan Han Thanh

Trang 33

d CaCl; +2NaOH -› Ca(OH);z} + 2NaCl (30)

8CaCl; + 2Na;PO¿ -› Cas(PO¿);Ì + 6NaCl (31) CaCl, + 2H,O SS Cl.t + H,t + Ca(OH), (32)

e CaạN; + 6H;O -› 3Ca(OH); + 2NH; (33)

g CaOCl, + 2HCl > CaCl, + Cl, + H,O (34)

2CaOCl, —"—> 2CaClp + O;† (35)

h Mg(HCO;); + 2NaOH -› Mg(OH);Ì + 2Na;CO; + 2H;O (36)

Ca(HCO;); + 2NaOH -> CaCO¿} + Na;CO; + 2H;O (37)

Ba(HCOs;)2 + Ca(OH): + CaCO3\ + BaCO;) +2H,O (38)

Ca(HGO;); + 2HCI -› CaCl; + 2CO;† + 2H;O (39) Ca(HGO;); + Na;CO; -> CaCO;} + 2NaHCO¿ (40)

Ba(HCO;); + Na;SO, -› BaSO,} + 2NaHCO; (41)

k CaCO; + 2CH;COOH -› Ca(CH;COO); + CO;† + HạO ˆ (42) MgCOs.CaCO3 trong quang dotomity —-—> CaO + MgO + 2C0,7 (43)

MgCO;.CaCO; + 4HCI -› CaCl; + MgClạ + 2CO;? +2HạO (44)

1 2Mg(NO;);; —“—› 2MgO + 4NO;† + O;† (45)

Ca(NO¿); —“—› Ca(NO¿); + O;† (46)

Ca(ĐQ;); + Na;CO; -> CaCO;} + 2NĐaNO; (47)

m Mỹ;(PO,); + 6HCI -› 8MgCl; + 2HạPO, (48) Cas(PO¿); + 3H;SO¿ -> 3CaSO¿\ + 2HạPO¿ (49) Cas(PO¿); + 4H;PO¿ -› 3Ca(H;PO,); (50)

Ca¿(PO¿);¿ + 2H;SO¿ —> Ca(H;PO/); + 2CaSO, (51)

n CaSO,2H¿O——!°_„CaSO,, 5 HạO —**€_ › CaSO, (52)

(thạch cao sống) (thạch cao nung) (thạch cao khan)

On tip va F¢ thing hod uhanh Hod oơ cơ 33 (

Trang 34

C NHOM (Al)

I VỊ TRÍ TRONG BANG TUẦN HỒN VÀ CẤU TẠO CỦA NHƠM

1 Vị trí

Nhơm thuộc ơ 13, chu kì 3, phân nhĩm IIIA của bảng

7 3 AI? 3B 2 s Nhơm cĩ cấu tạ 2 Nguyên tử AI nhỏ so với nhiều hố l¿ và lạ cĩ giá tuần hồn

se Cấu hình electron nguyên tử AI (Z = 13)

1s” 2s? 2p° 3s” 8p!

kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện, bền vững

cĩ ba electron lớp ngồi cùng, thế điện cực chuẩn

Al > Al** + 3e

kim loai khac [Ew, = -1,66V |, năng lượng ion

AL z

rị gần nhau, nên dễ tách 3e này để trở thành AI”'

Vậy, nhơm là kim loại cĩ tính khử mạnh (yếu hơn KUK và KLKT)

li TÍNH CHẤT VẬT| LÍ CỦA NHƠM - HỢP KIM CỦA NHƠM

1 Nhơm là

tính dẻo, đễ kéo s

chay 6 660°C

im loại nhe (Da; = 2,7 g/cm*), mau trắng bạc, cĩ

¡, dát mỏng, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, mềm nĩng 2 Hợp kim quan trọng của nhơm

TT | HỢP KIM Đặc điểm, thành phần Ung dung chinh

98

———

1 Duyra | C

% Al, 4% Cu, 1% Mg, Mn, Si ng gần như thép, nhẹ bằng

thép, bền hơn nhơm gấp 4 lần

Chế tạo máy bay, 1 | ơ tơ, tàu hoả,

2 | Silumin 94 % AI, 10% 8i, nhẹ, bền Đúc các bộ phận

máy mĩc _

3 Amelec 98,5% Al, 1,5% Mg, Si, Fe

Dai, bén hon nhơm

Chế dây cáp dan |

điện cao thế,

4 | Electron

10,5% AI, 833% Mg, 62% Mn,

Zn, , nặng bằng 65% AI, bền co học vũ trụ, vệ tỉnh Vỏ tên lửa, tàu

nhân tạo,

34 Quan Hán Thành _S

Trang 35

Ill TINH CHAT HOA HOC CUA NHOM

Nhơm cĩ tính khử mạnh (yếu hơn KLUK và KLKT)

Al > Al** + 8e

1 Nhơm tác dụng trực tiếp được với nhiều phi kim (halogen X,, O,, S)

Thi du : 4A) + 30 —"—+ 2AI;O; (Al cháy sáng trong khơng khí) * Lưu ý : Nhơm bền trong khơng khí ở nhiệt độ thường, do cĩ

màng AlzO; rất mỏng, mịn, bền chắc bảo vệ

Ở nhiệt độ rất cao, AI kết hợp với C va No: 4Al + 8C —"_5 ALC,

2 Nhơm tác dụng với dung dịch axit

2.1 Với axit HƠI (ỗng hay đặc) và H;SO; lỗng (cĩ trung tâm oxi hố là H*) : 2AI + 6H' — 2AI?' + 8H;†

2.2 Với axit H;SO, đặc và HNO; (lỗng hay đặc) : cĩ trung tâm +6

5

oxi hố là S (trong SO,” của H;SO,) và N (trong NO; của HNO;)

a Với H;SO;¿ đặc nguội uà HNO; đặc nguội : Al khơng phản ứng

do bị H;SO¿ đặc nguội, hoặc HNO; đặc nguội oxi hố trên bé mat tao

một lớp màng Al;O; đặc biệt bền với axit và ngăn cản phản ứng tiếp

diễn, ta nĩi «Al bị thụ động hố» vì khi đĩ axit lỗng cũng khơng

phần ứng với A1 (trừ khi đánh sạch lớp AlzO;)

* Lưu ý : Tương tự AI, các kim loại Fe, Cr, Mn cũng khong phan ứng

b Voi H2SO, dac nong, tuy néng dé cĩ thể tạo các sản phẩm khử khác nhau :

2AI + 6H;8O; (rst ae ——> Al(SO,); + 3SO¿? + 6H;O

2AI + 4H;§O¿ q¿¿ ——“—y Als(SO,); + SỬ + 4H¿O

SAI + 16H;SO¿ qui ạạ —“—> 4Ala(SO¿); + 3H¿S2 + 12H,0

e Với HNO; đặc nĩng

AI + 6HNO: qœe —!—> Al(NO¿); + 3NO;† + 3HạO

d Với HNO; lỗng tuỳ nồng độ cĩ thể tạo các sản phẩm khứ khác nhau :

Al + 4HNO; (hơi lỗng) -> Al(NO;); + NO† + 2H;O 8AI + 80HNO; (lỗng) —› 8AI(NĨ¿); + 3N;Of + 15H;O

10AI + 36HNO; (lỗng hơn) => 10AI(NO;¿); + 3N;† + 18H;O 8Al + 30HNO; (rất lỗng) -> 8AI(NO¿); + 3NH¿NO; + 9H;O * Lưu ý quan trọng :

Thơng thường với axit H;SO, (hay HNO;) được coi là đậm đặc nếu

cĩ nơng độ Cụ > 6M hay C„ > 63%

Trang 36

Các phản ứng của Zn tác dụng với dung dịch axit tương tự AI 3 Nhơm tác dụng với nước

2AI + 6H;O +› 2AI(OH);Ÿ + 3H;† * Lưu ý :

— Phản ứng nhahh chĩng dừng lại (do lớp Al(OH); sinh ra khơng

tan trong nước), ngắn cản AI tiếp xúc với H;O

- Thực tế đồ vật bằng AI khơng phản ứng với H;O (vì trên bể

mặt AI cĩ lớp AlzO4 bền vững bảo vệ)

4 Nhơm tác dụng với dung dịch kiểm (OH)

Al + OH” + HO > AlOg + Sut

Thidu: Al+MNaOH + H.O - NaAlO, + Sunt

hay : 2Al +|2NaOH + 6H,0 > 2Na{Al(OH)4] (aay + 3H2*

Thực tế, đồ vật bằng nhơm tan trong dung dịch kiểm là một quá trình gồm nhiều giải đoạn :

Al,O3 + 2NaOH + 3H,O > 2Na[Al(OH),] (1)

2AI + 6H;O +› 2AI(OH)aÌ + 3Hạ† (2)

Al(OH); + NaOH -—> Na[Al(OH);] (3)

Nếu cộng (2) + (3) ta cĩ :

2AI + 2NaOHI + 6H;O -› 2Na[Al(OH);] (dd) + 3H;

5 Nhơm tác dụng với dung dịch muối

AI trực tiếp đẩy Hược kim loại yếu hơn ra khỏi muối tan trong dung

dịch (phản ứng xảy|ra tuân theo quy tắc œ - Xem mục 4, vấn để 1)

2Al + 3FeSO, -> Alo(SO,)3 + 3Fe

* Lưu ý : AI + $Fe(NO;); -> AlI(NO;); + 3Fe(NO;); Nếu AI cịn dư : $AI + 3Fe(NO;); — 2AI(NO¿); + 3Fev

6 Nhơm tác dụng Với oxit kim loại kém hoạt động (phản ứng nhiệt nhơm)

2Al + Fe,O; |—"—> Al,0; + 2Fe (AH < 0)

(Tổng quát : 2yAl + 3Fe,Oy —“—› yAlạO; + 3xFe)

2A1 + CrạOạ —“—› AlạO; + 2Cr (AH < 0)

Trang 37

IV SẲN XUẤT NHƠM

Trong cơng nghiệp, nhơm được sản xuất bằng phương pháp điện phân

nhơm oxit nĩng chảy từ quặng boxit (Al;O; lẫn Fe;O;, SiO›, tạp chất)

1 Nguyên tắc : Khử ion AlỶ' bằng phương pháp điện phân nĩng

chay Al,.0;: Al** + 3e > Al

2 Hai giai đoạn sản xuất AI từ quặng boxit

a Giai đoạn 1 : Tỉnh chế quặng (Al;O;, Fe;Oạ, SiO;) : Nấu với

NaOH đặc, chỉ Fez;O; khơng tan, được lọc bỏ

Al,O; + 2NaOH —*—> 2NaAlO; + H;O (a) SiO; + 2NaOH —*—› Na;SiO; + HạO (2)

Sục khí CO; vào dung dịch muối qua lọc :

NaAlO, + CO; + 2HạO —> Al(OH)¿Ì + NaHCO; (3)

Nung Al(OH); : 2Al(0H); ——> Al,03 + 3H,0 (4)

b Giai đoạn 2 : Dién phan nong chay Al,O3

2A1,0, —itavrannongchiy 4A] + 30,7 criolit (Na,AIF,) (5)

* Lưu ý : Vai trị của criolit Na¿AlFs trong sản xuất Al từ quặng boxit là :

1) Hạ nhiệt độ nĩng chảy của hệ, tiết kiệm năng lượng (điện năng)

2) Tạo được hỗn hợp lỏng, cĩ khả năng dẫn điện tốt hơn Al;O;

nĩng chảy

3) Ngăn cản sự tiếp xúc của AI nĩng chảy với khơng khí, nên AI khơng bị oxi hố tiếp

* Lưu ý : Vì là chất khử mạnh nên khơng thể điều chế AI (cũng

như kim loại kiêm, kim loại kiềm thổ) bằng phương pháp thuỷ luyện,

nhiệt luyện hay điện phân dung dịch được

IV MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHƠM

1 Nhơrh oxit Al,O, (M = 102)

e Al,O; la chất rắn trắng, khơng tan trong nước, nĩng chảy ở

2050°C Trong tự nhiên AlạO; hiện diện trong dạng khan (như emeri, corindo, đá quý rubi, saphia, ) hay dạng ngậm nước Al;O;.2H:O (trong quặng boxit)

e AlzO; rất bền với nhiệt, khĩ bị khử thành AI kim loại (do AlẺ' cĩ điện tích lớn, bán kính ion nhỏ, nên liên kết với oxi rất bển vững)

© AlzO; tác dụng với C khơng cho A] mà cho Al¿C;

2Al;O; + 9C —?°_—; Al,C; + 6COT

Trang 38

* Lưu ý :CO, H; khơng khử được AlzO; ở bất cứ nhiệt độ nào

AlzO; là oxit lưỡng tính, vừa tác dụng được với dung dịch axit, vừa tác dụng được với dùng dịch bazơ ;

AlaO; + 6H' b 2AI* + 3H;O đ@)

Al:O; + 2OH[ + 3H;O -› 2[AI(OH);]Ƒ (2) (hay Al;O; +|2OHˆ —> 2A1O; + HạO)

2 Nhém hidroxit Al(OH), (M = 78)

Al(OH); là chat rfin mau trang, kết tủa dạng keo trong nước

s Điều chế ; Chủ lyếu từ muối tan của nhơm (AI?*) Chẳng hạn :

Al** + 80H” {khéng du) > Al(OH);

Al** + 3NHg k 3H¿O —> Al(OH)¿l + 3NH,* qd)

s Để thu kết tủa Al(OH), tron vẹn ngồi (1) cịn cĩ thể dùng phản ung: 2AICI; + 3Na;COl + 3H;O -› 2Al(OH);Ì + 6NaCl + 3CO;†- (3)

Hay : NaAlO; + GO + 2H20 > Al(OH)3) + NaHCO; (3)

* Lưu ý : Al(OH); khong tan trong dung dich NHg dư

Al(OH); khơng bẩn, dễ bị nhiệt phân huỷ tạo thành Al;Oa

2AI(OH); —†—— Al;O; + 3H;O

¢ Al(OH); 1a hidrpxit lưỡng tính

— Tác dụng với dùng dịch axit mạnh, Al(OH); thể hiện tính bazơ : AI(OHI; + 3H" (axit) => AI?* + 3H;O

* Lưu ý : Do tính bazơ yếu nên Al(OH); khơng tác dụng với CO;

~ Tác dụng với duhg dịch kiểm mạnh (trừ dung dịch NH; kiêm yếu)

Al(OH); thể hiện |tính axit (HAIO;.H;O axit metaluminie) AI(OH); + OH › [AIOH),]

(hay : AI(OH); + ĐH" -> AlO; + 2H;O)

* Lưu ý : Nhận |biết ion AI”* trong dung dịch bằng cách eho fử (ử

dung dịch NaOH đẩn dư vào dung dịch thí nghiệm, nếu thấy cĩ kết

tủa trắng xuất hiện |rơi tan ngay khi kiểm dư thì chứng tỏ cĩ ion A]?*,

3 Một số muối nlơm quan trọng a Muối nhơm suifat Al›(SO);

Cĩ nhiều ứng dụng là phèn,

s Phèn là các mhối sunfat kép của cation hố trị I và cation hố

trị HI Cơng thức thung của phèn cĩ dạng MMf(SO,);.12H;O (hay

Trang 39

Thí dụ :

Phén amoni : (NH4)2S04.Alo(SO4)3.24H2O hay NH,Al(SO,4)o.12H,O « Phèn chua : là muối kép kali và nhơm ngậm nước

KAI(SO/,);.12H;O Phèn chua được dùng trong ngành thuộc da, cơng

nghiệp giấy, chất cầm màu trong ngành nhuộm vải Đặc biệt, khi tan

trong nước, phèn chua bị thuỷ phân, tạo Al(OH); kết tủa keo, cĩ khả năng

hấp thụ và lơi kéo chất bẩn trong nước lắng xuống làm nước trong (dung dịch tạo thành cĩ mơi trường axit nên làm nước đánh phèn cĩ vị chua)

Giái thích :

KAI(SO,);,12HạO > K* + Al®* + 280,77 + 12H20 (1)

AI" + HO = AKOH)* + H* (2a)

AI(OH)”' + HạO Al(OH);' + H* (2b)

Al(OH),' + HO = Al(OH); + H* (3e)

b Nhém clorua AlCl;

Thường dùng làm chất xúc tác trong cơng nghiệp chế biến dau mỏ va

tổng hợp hữu cơ AIC]; bị thuỷ phân tạo mơi trường axit qua phản ứng :

2AICI: + 3Na;CO; + 3H;O -› 2AIl(OH);ạ| + 6NaCl + 3CO;ˆ

4 Cách nhận biết ion Al*

Cho tw tit dung dich NaOH dén dư vào dung dịch (cần xác định sự cĩ mặt của ion Al'*) nếu thấy hiện tượng : thoạt tiên xuất hiện kết

tủa keo trắng (Al(OH);Ÿ) sau đĩ tan ngay trong NaOH dư (do tạo muối tan [AI(OH);]) thì cĩ ion AIÊ* :

Al®* + 3OH- -› Al(OH);} (1)

Al(OH)s + OH (du) - [Al(OH),) (2a)

Hay : Al(OH); + OH” + AlO, + 2H2O (2b)

D BÀI TẬP SƠ ĐỒ CHUYỂN HOA KIM LOẠI KIỂM - KIM LOẠI KIEM THO - NHOM

2.1 Hoan thanh so dé sau :

NaCl = ae NaOH ~), NaHCO;-19, Nacl8) NaNO, = NaNo,

10) (15) (19) (6) |(8) (12) d3) (16) |(17) (21) (24) Mie %) Na NaạO———>Na;CO; NaClO———>Na;SO¿ NO (7) q1) (20)

Trang 40

2.2

Quang dolomi

(CaCO3.MgCO})

k nung Chất rắn X

Nhí Y -_ “4© ý đụng đi

Nếu biết dung dịch Z tác dụng được cả với BaCl; và KOH thì chất

tan trong dung dịch Z gồm :

A Na;CO;, NaOH, NaHCO; B Na;CO;, NaHCO;

C NaHCOs, Pa(HCO;);, Mg(HCO;); D Na;CO;, Mg(HCO;);, Ca(HCO;);

9.8 Na;COạ—° KGHÀ J3 NaH€O-+2-iKc<T:!1/PBsGOs

Trong sơ đồ các dhất X, Y, Z, T lần lượt là :

A NaOH, Ba(OH);, Na;CO;, Ba(HCO;); B Ca(HCO;),

C NaOH,CO}

, Ba(OH)2, Ba(HCO3)2, CO;

„ Ba(OH);, NazCOạ

D NaOH, CQ;, Ca(OH);, Ba(HCO,)› 2.4 X¡ + X; — Xi + HạO (1)

°

X> CĨ cao X; + CO¿† + H;O (2) Xị¡ + CO¿ — X; (hoặc X;)

Biét Xi, Xe, Xs I ngọn lửa màu vàng

A Na;CO¿

C NaHCO;

h 3 hợp chất của cùng một kim loại, khi đốt cho Chất X; là :

B KOH D NaOH

9.5 (ĐT7TS Cao đẳng 2007 - Khối A)

Cho sơ đồ phản ting : NaCl > (X) > NaHCO; > (Y) > NaNO; X và Y cĩ thể là

A NaOH va |NaClO B Na2CO; va NaClO

C NaClO3 va Na2CO3 D NaOH va Na;CO;

2.6 Cho các phản ứng sau :

NaOH (dd) +> X (aay (1)

X + FeCl; o/Y + Z + T aan (2)

X+ FeCl, —>|Z + Q (3)

Biết phản ứng (1

thì các chất X, Y, Z, 40

xảy ra vừa đủ (với tỉ lệ số mol NaOH : CO; = 3: 1)

T, Q trong sơ đồ lần lượt là :

juan Han Thanh =`