Kiến Thức Cơ Ban hóa Vô cơ ( Ôn Thi TN )

Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Bài 17 : VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN VÀ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI I. Vị trí của các nguyên tố kim loại trong bảng tuần hoàn - Kim loại chiếm khoản 90 nguyên tố trong bảng tuần hoàn - Gồm nhóm IA  IIIA (trừ H, B), một phần của nhóm IVA  VIA, nhóm IB  VIIIB,họ lan tan và actini II. Cấu tạo của nguyên tử kim loại: 1.Cấu tạo nguyên tử -Các nguyên tử kim loại có 1,2,3e ngoài cùng Ví dụ: Na:[Ne]3s 1 . Mg[Ne]3s 2 . Al[Ne]3s 2 3p 1 - Năng lượng ion hoá tương đối nhỏ ⇒ Kim loại dễ nhường electron ⇒ Tính chất chung của kim loại là tính KHỬ 2. Câu tạo mạng tinh thể Ở nhiệt độ thường trừ Hg ở trạng thái lỏng -Các kim loại khác ở trạng thái rắn và có cấu tạo tinh thể. -Tinh thể kim loại gồm có 3 phần: nguyên tử, ion dương nằm ở nút mạng và các electron chuyển động tự do trong mạng tinh thể -Có 3 kiểu mang tinh thể phổ biến:lục,lập phương tâm diên, lập phương tâm khối. (xem các kiểu mạng tinh thể sgk) 3. Liên kết kim loại Liên kết kim loại là liên kết được hình thành do lực hút giữa các electron chuyển động tự do với các ion dương trong mạng tinh thể CÂU HỎI: 1/ Tính chất chung của Kim Loại là gì? Nêu nguyên nhân 2/ Trong tinh thể kim loại tồn tại những thành phần nào? 3/ Thế nào là liên kết kim loại ? Bài 18 : TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI VÀ DÃY ĐIỆN HÓA I .Tính chất vật lí : Kim loại có tính dẻo , tính dẫn nhiệt, tính dẫn điện, tính ánh kim tất cả các tính chất này do sự có mặt của electron tự do II. Tính chất hoá học : - Do đặc điểm cấu tạo ít electron lớp ngoài cùng ( 1,2,3e), - Năng lượng ion hoá tương đối nhỏ - Bán kính nguyên tử lớn ⇒ Các nguyên tử kim loại dễ dàng nhường các e hoá trị hoá trị này ⇒ thể hiện tính khử: Phương trình tổng quát: M – ne -> M n+ Đi từ đầu đến cuối "dãy điện hóa" của kim loại thì tính khử của kim loại giảm dần, còn tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần Tính Oxi hoá: K + Na + Mg 2+ Al 3+ Zn 2+ Cr 2+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Hg 2 2+ Fe 3+ Ag + Pt 2+ Au 3+ Tính Khử K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe 2+ Ag Pt Au 1/ Tác dụng với phi kim: a/ Phản ứng với oxi: Đa số các kim loại đều bị oxi hóa bởi O 2 (đặc biệt ở nhiệt độ cao). Khả năng phản ứng tuỳ thuộc vào điều kiện và tính khử mạnh hay yếu của kim loại Ví dụ: 4Na + O 2 2Na 2 O 3Fe + 2O 2 → 0 t Fe 3 O 4 b/ Phản ứng với halogen và các phi kim khác − Với halogen: các kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng ngay ở t o thường. Các kim loại khác phải đun nóng. + Với phi kim mạnh thì kim loại có hoá trị cao: Trang 1 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ 2Fe + 3Cl 2 → 0 t 2FeCl 3 + Với phi kim yếu phải đun nóng và kim loại có hoá trị thấp : Fe + S → 0 t FeS Zn + S → 0 t ZnS c/ Tác dụng với axit * Với axit HCl, H 2 SO 4 loãng (tính oxi hóa thể hiện ở ion H + ) - Kim loại sẽ khử ion H + trong dd HCl và H 2 SO 4 loãng thành H 2 -Lưu ý: Kim loại đứng trước H 2 . Ví dụ: Mg + 2HCl > MgCl 2 + H 2 ↑ 2Al + 3H 2 SO 4 loãng > Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 * Với axit HNO 3 , H 2 SO 4 đặc, đun nóng Trừ Au và Pt, còn hầu hết các kim loại tác dụng được với HNO 3 (đặc hoặc loãng), H 2 SO 4 (đặc, nóng), Pt tổng quát: Kim loại + HNO 3 > muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử + H 2 O − Với HNO 3 đặc nóng : thường giải phóng khí NO 2 ( màu nâu đỏ ) Mg + 4HNO 3 đ, n → 0 t Mg(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Cu + 4HNO 3 đ, n → 0 t Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O − Với HNO 3 loãng: thường sinh ra khí NO ( không màu hoá nâu trong không khí ) Tuy nhiện tuỳ theo điều kiện đề bài có thể là: N 2, N 2 O, NO, NH 4 NO 3 . Ví dụ: 8Na + 10HNO 3 đ, n → 0 t 8NaNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O 4Mg + 10HNO 3 đ, n → 0 t 4Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O 3Cu + 8HNO 3 đ, n → 0 t 3Cu(NO 3 ) 2 + NO + 4H 2 O ☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với HNO 3 không sinh khí H 2 − Với axit H 2 SO 4 đặc nóng. Pt tổng quát: Kim loại + H 2 SO 4 đ.n → muối ( hoá trị cao ) + (H 2 S, S, SO 2 ) + H 2 O. Thường thì tạo SO 2 tuy nhiên một số trường hợp tạo H 2 S haợc S Ví dụ: 8Na + 5H 2 SO 4 đ, n → 0 t 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 5H 2 O 2Mg + 3H 2 SO 4 đ, n → 0 t 2MgSO 4 + S+ 3H 2 O Cu + 2H 2 SO 4 đ, n → 0 t CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O ☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với H 2 SO 4 đặc, nóng không sinh khí H 2 Chú ý : Al , Fe và Cr bị thụ động hoá trong H 2 SO 4 đặc, nguội và HNO 3 đặc, nguội d/ Phản ứng với nước: − Ở t o thường, chỉ có các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng được với nước tạo thành dung dịch kiềm và giải phóng H 2 . Một số kim loại yếu hơn phản ứng chậm hoạc không phản ứng Ví dụ: Na + H 2 O > NaOH + 1/2H 2 Be + H 2 O > − Ở nhiệt độ cao, một số kim loại phản ứng với hơi nước Fe + H 2 O  → > C 0 570 FeO + H 2 ↑ Fe + H 2 O  → < C 0 570 Fe 3 O 4 + H 2 ↑ e/ Phản ứng với dd muối: Điều kiện: Kim loại đứng trước sẽ phản ứng với kim loại đứng sau trong dãy điện hoá ( trừ kim loại tan trong nước : KL kiềm, Ca ) Ví dụ: Trang 2 α Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Fe + CuSO 4 -> FeSO 4 + Cu ↓ − Ngoài ra kim loại mạnh ( Al) còn đẩy được kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại). Xảy ra ở t o cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại: Al + Fe 2 O 3 → 0 t Al 2 O 3 + Fe 2Al + 3NiO → 0 t Al 2 O 3 + 3Ni III. Dãy điện hoá của kim loại 1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại - Kim loại dễ nhường electron thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại có thể nhận electron để trở thành kim loại. Do đó giữa kim loại M và ion kim loại M n+ tồn tại một cân bằng: M +n + ne M 0 - Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oh/kh) của nguyên tố đó. Ví dụ:Các cặp oxi hoá - khử : Fe 2+ /Fe, Cu 2+ /Cu, Al 3+ /Al. 2. Dãy điện hóa của kim loại: Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần Dạng oh: K + Na + Mg 2+ Al 3+ Zn 2+ Cr 2+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Hg 2 2+ Fe 3+ Ag + Pt 2+ Au 3+ Dạng khử: K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe 2+ Ag Pt Au Tính khử của kim loại giảm dần 3. Ý nghĩa của dãy thế điện hoá của kim loại - Dự đoán chiều phản ứng giữa 2 cặp oxh - kh: Khi cho 2 cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxi hóa mạnh hơn sẽ tác dụng với dạng khử mạnh hơn tạo thành dạng oxi hóa yếu hơn và dạng khử yếu hơn: Hay là quy tắc anpha Ví dụ: Có 2 cặp oxh - kh : Zn 2+ /Zn và Fe 2+ /Fe phản ứng: Zn + Fe 2+ > Zn 2+ + Fe 0 Có 2 cặp oxh - kh: Zn 2+ /Zn và Cu 2+ /Cu phản ứng: Zn + Cu 2+ > Zn 2+ + Cu 0 - Những kim loại đứng trước H đẩy được hiđro ra khỏi dung dịch axit. Ví dụ: Fe + H 2 SO 4 > FeSO 4 + H 2 ↑ CÂU HỎI 1/ Tính chất vật lí chung của kim loại là gì? Do yếu tố nào quyết định ? 2/ Kim loại có tính chất hoá học đặc trưng là gì? Nguyên nhân tạo nên tính chất này? 3/ Kim loại có thể phản ứng được với những chất nào? Mỗi chất viết pthh minh hoạ tính khử của kim loại 4/ Khi kim loại phản ứng với HCl , H 2 SO 4 loãng có gì khác so với khi phản ứng với HNO 3 , H 2 SO 4 đặc, đun nóng ? 5/ Nêu điều kiện để phản ứng của kim loại với dd muối xảy ra? Viết pthh minh hoạ ? 6/ Học thuộc thứ tự của các nguyên tử / ion kim loại trong dãy điện hoá 7/ Dãy điện hoá cho ta biết điều gì? Lưu ý những bài tập dự đoán khả năng xảy ra phản ứng của kim loịa với dd muối Bài 19 : HỢP KIM I. Khái niệm: Hợp kim là vật liệu kim loại chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác. VD: Thép là hợp kim của Fe và C Hợp kim Đuyra là hợp kim của Al với Cu, Mn, Si II. Tính chất: Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của các chất tạo thành hợp kim, nhưng tính chất vật lý và tính chất cơ học lại khác nhiều. VD: Hợp kim Đuyra Al-Cu-Mn-Si-Mg cứng nhẹ và bền Hợp kim không rỉ: Fe-Cr-Mn Trang 3 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-W-Cr-Fe Bài 20 : SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I.:Khái niệm: Sự ăn mòn kim loại là Sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh. Sự ăn mòn có thể là quá trình hoá học hoặc quá trình điện hoá. Trong đó kim loại bị oxi hoá thành ion dương M > M n+ + n.e II. Các dạng ăn mòn: 1. Ăn mòn hoá học: Ăn mòn hoá học là quá trình oxi hóa- khử, trong đó các electron của Kim Loại chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường. Ví dụ: 3Fe + 4H 2 O → 0 t Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑ Cu + Cl 2 → 0 t CuCl 2 - Điều kiện ăn mòn hóa học:Kim loại phải tiếp xúc trực tiếp với các chất của môi trường 2. Ăn mòn điện hoá: Ăn mòn điện hoá học là quá trình oxi hóa- khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng điện chuyển dời từ cực âm đến cực dương Cơ chế ăn mòn điện hoá: Những kim loại dùng trong đời sống và kỹ thuật thường ít nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác hoặc phi kim), khi tiếp xúc với môi trường điện li (như hơi nước có hoà lẫn các khí CO 2 , NO 2 , SO 2 ,…hoặc nước biển, …) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hoá. Xét cơ chế ăn mòn của gang để ngoài không khí ẩm. Gang là Fe có lẫn C, trong không khí ẩm có hoà tan H + , O 2 , CO 2 , NO 2 ,…tạo thành môi trường điện li. Fe có lẫn C tiếp xúc với môi trường điện li tạo thành vô số pin điện hóa, trong đó Fe là kim loại hoạt động hơn là cực âm, C là cực dương. − Ở cực âm (Fe): Fe bị oxi hoá và bị ăn mòn. Fe – 2e -> Fe 2+ Ion Fe 2+ tan vào môi trường điện li, trên sắt dư e. Các e dư này chạy sang Cu (để giảm bớt sự chênh lệch điện tích âm giữa thanh sắt và đồng). − Ở cực dương(C): Xảy ra quá trình khử ion H + và O 2 2H + + 2e -> H 2 O 2 + H 2 O + 4e -> 4OH - Sau đó xảy ra quá trình tạo thành gỉ sắt: Fe 2+ + 2OH - -> Fe(OH) 2 4Fe(OH) 2 +O 2 + 2H 2 O -> 4Fe(OH) 3 2 H O− → xFeO. yFe 2 O 3 . mH 2 O Bản chất của sự ăn mòn điện hóa: - Bản chất của ăn mòn điện hoá là một quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt các điện cực. Ở cực âm xảy ra quá trình oxi hóa kim loại - Kim loại hoạt động mạnh đóng vai trò cực dương xảy ra quá trình oxi hóa ( nhường e để trở thành ion dương) - Kim loại kém hoạt động hơn ( hoặc phi kim) đóng vai trò cực âm. Xảy ra quá trình oxi hóa ( quá trình nhận e ) Các điều kiện cần và đủ để xảy ra hiện tượng ăn mòn điện hóa: - Các điện cực phải khác chất nhau : có thể là cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi kim .Trong đó kim loại có tính khử mạnh sẽ là cực âm. ⇒ kim loại nguyên chất khó bị ăn mòn. - Các điện cực phải tiếp xúc với nhau (trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn). Trang 4 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ - Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dịch điện li. Lưu ý: Quá trình ăn mòn điện hoá học thường kèm theo quá trình ăn mòn hoá học III. Chống ăn mòn kim loại: 1. Phương pháp bảo vệ bề mặt: + Cách li kim loại với môi trường: Dùng những chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại: − Các loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime. − Mạ một số kim loại bền như crom, niken, đồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần bảo vệ. + Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox): Chế tạo những hợp kim không gỉ trong môi trường không khí, môi trường hoá chất. + Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm): Chất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên thụ động (trơ) đối với môi trường ăn mòn. 2.Phương pháp điện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với 1 tấm kim loại khác có tính khử mạnh hơn. Ví dụ: Để bảo vệ vỏ tàu biển bằng thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm trong nước biển) 1 tấm kẽm. Khi tàu hoạt động, tấm kẽm bị ăn mòn dần, vỏ tàu được bảo vệ. Sau một thời gian người ta thay tấm kẽm khác. CÂU HỎI: 1/ Thế nào là ăn mòn kim loại? Kết quả của quá trình ăn mòn kim loại ? 2/ Có mấy kiểu ăn mòn kim loại? Nêu điểm giống và khác nhau của các loại ăn mòn này? 3/ Nêu điều kiện của ăn mòn điện hoá và ăn mòn hoá học 4/ Giải thích cơ chế bảo vệ kim loại bằng phương pháp điện hoá Bài 21: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI I. Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại. M n+ + ne -> M II. Các phương pháp điều chế Tuỳ thuộc vào tính khử của kim loại mà ta có những phương pháp sau: 1. Phương pháp nhiệt luyện (Dùng điều chế kim loại trung bình, yếu sau Al): Dùng các chất khử như CO, H 2 , C hoặc kim loại để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Phương pháp này được sử dụng để sản xuất kim loại trong công nghiệp: CuO + H 2 → 0 t Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3CO → 0 t 2Fe + 3CO 2 2 Phương pháp thủy luyện (điều chế kim loại yếu sau H): Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối. Ví dụ: − Điều chế đồng kim loại: Zn + Cu 2+ -> Zn 2+ + Cu − Điều chế bạc kim loại: Fe + Ag + -> Fe 2+ + Ag 3. Phương pháp điện phân: Dùng dòng điện để khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại a. Điện phân nóng chảy (điều chế kim loại mạnh từ Na đến Al): Điện phân hợp chất nóng chảy (muối, kiềm, oxit). VD: Điện phân nóng chảy Al 2 O 3 Cực ( -) catot: Al 3+ + 3e - Al Cực (+) anot : 2O 2-  O 2 + 4e Pt: 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2 b. Điện phân dung dịch (điều chế kim loại trung bình, yếu): Điện phân dung dịch muối của chúng ( có H 2 O ) Trang 5 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Lưu ý: Thứ tự điện phân Cực ( + ) SO 4 2- ,NO 3 - < H 2 O < Cl - Nếu H 2 O bị điện phân: 2H 2 O > 4 H + + O 2 + 4e Cực ( - ) Na< Al 3+ < H 2 O < Zn 2+ , Fe 2+ …<… < Au 3+ Nếu H 2 O bị điện phân: 2H 2 O + 2 e > 2OH - + H 2 VD: Điện phân dd CuSO 4 Ở anot ( - ) : Cu 2+ , H 2 O Cu 2+ + 2e > Cu Ở catot ( +): SO 4 2- , H 2 O 2H 2 O > 4H + + O 2 + 4e Pt: CuSO 4 + H 2 O > Cu + O 2 + H 2 SO 4 Bằng phương pháp điện phân có thể điều chế được kim loại có độ tinh khiết cao. CÂU HỎI: 1/ Nguyên tắc chung để điều chế kim loại là gì? 2/ Kim loại mạnh được điều chế bằng phương pháp nào? Xét cơ chế điện phân nóng chảy CaCl 2 3/ Nêu khái niệm của các phương pháp điều chế kim loại 4/ Cho biết thứ tự xảy ra quá trình oxi hoá cực (+) và quá trình khử ở cực (- ) khi điện phân dd 5/ Viết cơ chế và pt điện phân dd AgNO 3 Bài 25 : KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT QUAN TRONG CỦA KIM LOẠI KIỀM A. KIM LOẠI KIỀM I. Vị trí trong bảng TH và cấu hình electron: - Kim loại kiềm thuộc nhóm IA của bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố: Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubiđi (Rb), Xesi (Cs) và Franxi (Fr) - Cấu hình electron nguyên tử: ns 1 ( n là số thứ tự của lớp). II. Tính chất vật lí: -Các kim loại kiềm có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện dẫn nhiệt tốt, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, khối lượng phân tử nhỏ, độ cứng thấp. KL Kiềm có t s , t nc thấp, khối lượng riêng nhỏ độ cứng nhỏ .Nguyên nhân: cấu trúc mạng tinh thể lập phương tâm khối III. Tính chất hóa học: Các nguyên tử KLK có năng lượng ion hóa nhỏ, itư electron lớp ngoài cúng ( 1e) vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh. Tính khử tăng từ Li  Cs M  M n+ + ne Trong hợp chất các kim loại kiềm có số oxi hóa +1 ( trừ hợp chất hiđrua ) 1/ Phản ứng với phi kim: Kim loại kiềm có tính khử mạnh nên khử dễ dành các phi kim thành ion âm a/ Phản ứng với oxi: tạo oxit hoặc peoxit Natri cháy trong khí oxi tạo ra oxit hoặc peoxit Na + O 2 nhiệt độ thường Na 2 O ( Natri oxit ) Na + O 2 nhiệt độ cao Na 2 O 2 ( Natri peoxit ) b/ Tác dụng với khí Clo: tạo muối clorua 2K + Cl 2 2KCl 2/ Tác dụng với axit: KL Kiềm khử mạnh H + của axit HCl và H 2 SO 4 loãng thành khí H 2 VD: Na + HCl  NaCl + H 2 Phản ứng rất mãnh liệt. Tất cả KLK đều gây nổ 3/ Tác dụng với nước: tạo dd bazo và giải phóng H 2 KLK tác dụng dễ dàng với nước tạo bazo và giả phóng khí H 2 ở nhiệt độ thường. Mức độ mãnh liệt của phản ứng tăng từ Li đến Cs K + H 2 O > KOH + ½ H 2 => Do KLK rất dễ phản ứng với O 2 và H 2 O nên để bảo quản KLK người ta ngâm vào dầu hỏa Trang 6 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ IV: Ứng dụng-trạng thái tự nhiên và điều chế: 1/ Ứng dụng: -KLK có nhiều ứng dụng trong đời sống và kĩ thuất + Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. VD hợp kim K-Na có t nc 70 o C dùng làm chất trao đổi nhiệt trong lò hạt nhân + Hợp kim Li-Al là họp kim siêu nhẹ dùng sx thiết bị hàng không +Xesi dùng làm tế bào quang điện 2/ Trạng thái TN: Do có tính khử mạnh nên KLK tồn tại trong TN dưới dạng hợp chất 3/ Điều chế: KL kiềm được điều chế bằng pp điện phân nóng chảy: M  M n+ + ne B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KLK: I. NATRI HIĐROXIT: NaOH 1. Tính chất: a/ Tính chất vật lí: Natri hiđroxit (NaOH) hay xút ăn da là chất rắn, không màu, dễ nóng chảy ( t nc = 322 o C ), hút ẩm mạnh ( dễ chảy rữa), tan nhiều trong nước và tỏa nhiệt mạnh b/ Tính chất hoá học: - Tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion: NaOH > Na + + OH — - Natri hiđroxit là bazo mạnh tác dụng với oxit axit, axit và muối: *Pt phân tử : NaOH + CO 2  Na 2 CO 3 + H 2 O Pt ion thu gọn OH - + CO 2  CO 3 2- + H 2 O *Pt phân tử HCl + NaOH  NaCl + H 2 O Pt ion thu gọn H + + OH -  H 2 O *Pt phân tử CuSO 4 + 2NaOH  Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 Pt ion thu gọnCu 2+ + 2OH -  Cu(OH) 2 2.Ứng dụng: NaOH là hóa chất quan trọng hang thứ hai trong các ngành CN. Dùng nấu xà phòng, chế phẩm nhuộm, tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhôm, CN chế biến dầu mỏ II. NATRI HIĐROCACBONAT: NaHCO 3 1. Tính chất: - NaHCO 3 là chất bột màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân tạo ra Na 2 CO 3 và khí CO 2 2NaHCO 3 > Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O - NaHCO 3 là hợp chất lường tính NaHCO 3 + NaOH > Na 2 CO 3 + H 2 O NaHO 3 + HCl > NaCl + CO 2 + H 2 O 2.Ứng dụng: Dùng trong CN dược phẩm và thực phẩm III. NATRI CACBONAT: Na 2 CO 3 1.Tính chất: - Na 2 CO 3 là chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước. ở nhiệt độ thường Na 2 CO 3 tồn tại dạng muối ngậm nước Na 2 CO 3 .10H 2 O, nhiệt độ tăng lên mất dẫn nước thành muối kết tinh và nóng chảy ở 850 o C - Na 2 CO 3 là muối của axit yếu có tính chất chung của muối. Tan trong nước cho môi trường kiềm 2. Ứng dụng: Na 2 Co 3 là chất quan trọng trong CN thủy tinh, phẩm nhuộm, giấy sợi IV: KALI NITRAT: KNO 3 1.Tính chất: KNO 3 là tinh thể không màu, bền trong kk, tan nhiều trong nước. Khi đun ở nhiệt độ cao thì bị nhệt phân KNO 3 > KNO 2 + O 2 1. Ứng dụng: Trang 7 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ KNO 3 dùng làm phân bón, và dùng chế tạo thuốc nổ Phản ứng cháy của thuốc súng: 2KNO 3 + 3C + S  N 2 + 3CO 3 + K 2 S CÂU HỎI: 1/ Tại sao kim loại kiềm lại mềm và có t nc , t s thấp? 2/ Viết cấu hình tổng quát của kim loại kiềm. Dự đoán tính chất hoá học của KL kiềm 3/ Nguyên nhân tính khử mạnh của KL kiềm 4/ Với tính khử mạnh KL kiềm phản ứng được với những đơn chất và hợp chất nào ? 5/ Để điều chế kim loại Kiềm ta dùng phương pháp nào? Viết cơ chế và pt điều chế Na từ NaCl 6/ Nêu tính chất hoá học của NaOH, viết pt chứng minh 7/ Nêu tính chất hoá học cảu NaHCO 3 . Viết pt chứng minh tính lưỡng tính cảu NaHCO 3 8/ Viết pt nhiệt phân NaHCO 3 và KNO 3 Bài 26 : KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KI LOẠI KIỀM THỔ A. KIM LOẠI KIỀM THỔ I. Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử - Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố beri (Be), magie (Mg), canxi (Ca), stronti (Sr), bari (Ba) và rađi (Ra) - Nguyên tử của các kim loại kiềm thổ đều có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns 2 (n là số thứ tự của lớp). Be : [He] 2s 2 ; Mg : [Ne] 3s 2 ; Ca : [Ar] 4s 2 ; Sr : [Kr] 5s 2 ; Ba : [Xe] 6s 2 II. Tính chất vật lí - Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, có thể dát mỏng. - t nc , t s của kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối thấp. - Khối lượng riêng tương đối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ bari). - Độ cứng hơi cao hơn các kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối mềm - Lưu ý : Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và khối lượng riêng của các kim loại kiềm thổ không theo một quy luật nhất định như các kim loại kiềm. Đó là do các kim loại kiềm thổ có kiểu mạng tinh thể không giống nhau. III. Tính chất hoá học - Các nguyên tử kim loại kiềm thổ có năng lượng ion hoá nhỏ, vì vậy kim loại kiềm thổ có tính khử mạnh. Tính khử tăng dần từ beri đến bari M→ M 2+ + 2e. - Trong hợp chất, các kim loại kiềm thổ có số oxi hoá +2. 1. Tác dụng với phi kim Kim loại kiềm thổ khử các nguyên tử phi kim thành ion âm. 2 0 Mg + 0 2 O → 2 +2 -2 Mg O 2. Tác dụng với dung dịch axit a) Với dung dịch axit H 2 SO 4 loãng ,HCl Kim loại kiềm thổ khử mạnh ion H + trong các dung dịch H 2 SO 4 loãng, HCl thành khí H 2 . 0 Mg + 2 +1 HCl → +2 2 MgCl + 0 2 H ↑ b) Với dung dịch axit H 2 SO 4 đặc ,HNO 3 Kim loại kiềm thổ có thể khử + 5 N trong HNO 3 và +6 S trong H 2 SO 4 đặc xuống số oxi hoá thấp hơn Ví dụ: Trang 8 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ − → 3 4 2 3 2 + NH NO + 3H O 0 +5 +2 3 lo ng· 3 4 Mg + 10HNO 4 Mg(NO ) +6 0 +2 2 2 4 2 2 4 ®Æc 4 Mg + 5 H SO 4 Mg SO + H S + 4H O − → 3. Tác dụng với nước Ở nhiệt độ thường, Be không khử được nước, Mg khử chậm. Các kim loại còn lại khử mạnh nước giải phóng khí hiđro. → ↑ 2 2 2 Ca + 2H O Ca(OH) + H 4. Điều chế: Dùng phương pháp điện phân nóng chảy muối Halogenua MX 2 M + X 2 B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI 1. Canxi hiđroxit: Ca(OH) 2 - Canxi hiđroxit (Ca(OH) 2 ) còn gọi là vôi tôi, là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước. Nước vôi trong là dung dịch Ca(OH) 2 . - Ca(OH) 2 hấp thụ dễ dàng khí CO 2 : Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O Phản ứng trên thường được dùng để nhận biết khí CO 2 . - Ca(OH) 2 là một bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên được sử dụng rộng rãi trong nhiều ngành công nghiệp: sản xuất xút NaOH, amoniac NH 3 , clorua vôi CaOCl 2 , 2. Canxi cacbonat : CaCO 3 • Canxi cacbonat (CaCO 3 ) là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước, bị phân huỷ ở nhiệt độ khoảng 1000 0 C. CaCO 3 CaO + CO 2 Phản ứng trên xảy ra trong quá trình nung vôi. • Trong tự nhiên, canxi cacbonat tồn tại ở dạng đá vôi, đá hoa, đá phấn và là thành phần chính của vỏ và mai các loài sò, hến, mực, • Ở nhiệt độ thường, CaCO 3 tan dần trong nước có hoà tan khí CO 2 tạo ra canxi hiđrocacbonat (Ca(HCO 3 ) 2 ), chất này chỉ tồn tại trong dung dịch. CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca(HCO 3 ) 2 Khi đun nóng, Ca(HCO 3 ) 2 bị phân huỷ tạo ra CaCO 3 kết tủa. Ca(HCO 3 ) 2 → 0 t CaCO 3 + CO 2 + H 2 O Các phản ứng trên giải thích sự tạo thành thạch nhũ (CaCO 3 ) trong các hang đá vôi, cặn trong ấm nước, • Đá vôi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thuỷ tinh, Đá hoa dùng làm các công trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ). Đá phấn dễ nghiền thành bột mịn làm phụ gia của thuốc đánh răng, 3. Canxi sunfat: CaSO 4 • Trong tự nhiên, canxi sunfat (CaSO 4 ) tồn tại dưới dạng muối ngậm nước CaSO 4 .2H 2 O gọi là thạch cao sống. • Khi đun nóng đến 160 0 C, thạch cao sống mất một phần nước biến thành thạch cao nung. CaSO 4 .2H 2 O CaSO 4 .H 2 O CaSO 4 (thạch cao nung) (thạch cao sống) thạch cao khan • + Một lượng lớn thạch cao được trộn vào clanhke khi nghiền để làm cho xi măng chậm đông cứng. + Thạch cao nung còn được dùng để nặn tượng, đúc khuôn và bó bột khi gãy xương. Trang 9 đpnc 1000 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ C.NƯỚC CỨNG: 1 Khái niệm : Nước chứa nhiều ion Ca 2+ hoặc Mg 2+ được gọi là nước cứng. Nước chứa ít ion Ca 2+ và Mg 2+ được gọi là nước mềm. Người ta phân biệt nước cứng có tính cứng tạm thời, vĩnh cửu và toàn phần. a) Tính cứng tạm thời là tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO 3 ) 2 và Mg(HCO 3 ) 2 . Gọi là tính cứng tạm thời vì chỉ cần đun sôi nước, các muối Ca(HCO 3 ) 2 và Mg(HCO 3 ) 2 bị phân huỷ tạo ra kết tủa CaCO 3 và MgCO 3 nên sẽ làm mất tính cứng gây ra bởi các muối này. o t 3 2 3 2 2 Ca(HCO ) CaCO + CO + H O → ↓ ↑ o t 3 2 3 2 2 Mg(HCO ) MgCO + CO + H O → ↓ ↑ b) Tính cứng vĩnh cửu là tính cứng gây nên bởi các muối CaSO 4 , MgSO 4 hoặc CaCl 2 ,MgCl 2 . Khi đun sôi, các muối này không bị phân huỷ nên không tạo kết tủa, do đó không làm mất tính cứng này. c) Tính cứng toàn phần gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu. 2. Tác hại : 3. Cách làm mềm nước cứng Nguyên tắc làm mềm nước cứng là làm giảm nồng độ các ion Ca 2+ , Mg 2+ trong nước cứng. a. Phương pháp kết tủa - Đun sôi nước cứng tạm thời, xảy ra phản ứng phân huỷ Ca(HCO 3 ) 2 và Mg(HCO 3 ) 2 tạo ra muối cacbonat không tan. Loại bỏ kếy tủa ta được nước mềm - Dùng Ca(OH) 2 với một lượng vừa đủ để trung hoà muối Ca(HCO 3 ) 2 hoặc Mg(HCO 3 ) 2 , tạo ra kết tủa làm mất tính cứng tạm thời. Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 → 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O Ca(OH) 2 + Mg(HCO 3 ) 2 → Mg(OH) 2 ↓ + Ca(HCO 3 ) 2 - Dùng Na 2 CO 3 (hoặc Na 3 PO 4 ) để làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu. Thí dụ: Ca(HCO 3 ) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + 2NaHCO 3 CaSO 4 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4 Trên thực tế, người ta dùng đồng thời một số hoá chất, thí dụ Ca(OH) 2 và Na 2 CO 3 . b. Phương pháp trao đổi ion - Phương pháp trao đổi ion dùng các chất hoặc polime có khả năng trao đổi các ion với môi trường thông qua quá trình này có thể loại ion Ca 2+ ,Mg 2+ 4. Nhận biết ion Ca 2+ , Mg 2+ trong dung dịch Bước 1: Dùng dd chứa ion CO 3 2- , PO 4 3- để tạo kết tủa với Ca 2+ hoặc Mg 2+ Bước 2: Dẫn khí CO 2 vào thì kết tủa tan 2+ 2- 3 3 Ca + CO CaCO ¯→ ↓ → 1 442 4 43 2+ - 3 3 2 2 3 2 Ca +2HCO CaCO + CO + H O Ca(HCO ) (tan) + − + → ↓ 2 2 3 3 Mg CO CaCO + − + + + → 1 44 2 4 43 2 3 3 2 2 3 2 Mg 2HCO MgCO CO H O Mg(HCO ) (tan) CÂU HỎI: 1/ Tại sao KL kiềm thổ có nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy biên đổi không theo quy định? 2/ Viết cấu hình tổng quát của KL nhóm II A. Dựa vào cấu hình này cho biết tính chất hoá học của KL kiềm thổ Trang 10 [...]... + 3OHAl(OH)3 (1 ) Trang 12 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Al(OH)3 + OHAlO2- + 2H2O (2 ) Dạng toán 1: Biết n Al 3+ và nOH − Xác đinh lượng Al(OH)3 nOH − Nguyên tắc: lập tỉ lệ T = n Al 3+ Giá trị T Phản ứng xảy ra ≤3 (1 ) 3 Fe(OH)2 + 2 NaCl Fe2+ + 2 OH- > Fe(OH)2 3/ Muối sắt II - Đa số các muối... Crom ( III ) hiđroxit: Cr(OH)3 - Cr(OH)3 là chất rắn màu lục xám, không tan trong nước - Cr(OH)3 là một hiđroxit lưỡng tính, giống như Al(OH)3 Cr(OH)3 + 3HCl - > CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + NaOH - > NaCrO2 + 2H2O 2/ Hợp chất Crom (VI) a/ Crom ( VI) oxit: CrO3 - CrO3 là rắn, màu đỏ thẩm - CrO3 là một oxit axit tác dụng với nước tạo ra axit CrO3 + H2O > H2CrO4 ( axit cromic) 2CrO3 + H2O > H2Cr2O7 (. .. oxi hóa mạnh trong môi trường axit +6 +2 +3 +3 K 2 Cr O7 + 6 Fe SO4 + 7H2SO4  3 Fe(SO4 ) 3 + Cr 2 (SO4 ) 3 + K2SO4 + 7H2O Trong dd có ion Cr2O72- (vàng cam ) luôn có mặt ion CrO42- ( vàng chanh) ở dạng cân bằng Cr2O72- + H2O CrO42- + H+ (vàng cam ) ( vàng chanh) Nên dd cromat ( vàng chanh) thêm H+ vào chuyển thành ( vàng cam) và thêm OH vào dd đicromat ( vàng cam) sẽ chuyển thành màu (vàng chanh) CÂU... phân hủy Fe(OH)3 ở nhiệt độ cao 2Fe(OH)3 - > Fe2O3 + 3H2O Trong tự nhiên sắt III oxit tồn tại dạng quặng hematic 2 Sắt ( III ) hiđroxit: Fe(OH)3 - Fe(OH)3 là chất rắn màu nâu đỏ, không tan trong nước - Fe(OH)3 là bazo dễ tan trong axit Fe(OH)3 + 3HCl  FeCl3 + 3H2O - Điều chế Fe(OH)3 bằng phản ứng trao đổi ion giữa dd muối sắt III với dd kiềm FeCl3 + 3NaOH  Fe(OH)3 + 3NaCl 3 Muối sắt ( III ) có màu... lượng tính 1 Tác dụng với dd NaOH: Al(OH)3 + NaOH - > NaAlO2+ 2 H2O pt ion: Al(OH)3 + OH- > AlO2- + 2H2O 2 Tác dụng với dd HCl: Al(OH)3 +6HCl > AlCl3 + 3H2O pt ion: Al(OH)3 + 3H+ > Al3+ +3H2O Al(OH)3 thể hiện tính BaZo trội hơn tính axit, khi ở dạng axit Al(OH)3 yếu hơn cả axit cacbonic NaAlO2 + CO2 + 2H2O > NaHCO3 + Al(OH)3 3 Điều chế Al(OH)3 Al(OH)3 là chất lượng tính nên dễ tan trong... với n Al (OH )3 Nếu n Al 3+ = n Al (OH )3 n Al 3+ ≠ n Al (OH )3 Phản ứng xảy ra (1 ) Sản phẩm Al(OH)3 Al(OH)3 và AlO2AlO2- Kết quả nOH − = 3 n Al (OH )3 Có 2 trường hợp xảy ra Trường hợp 1: Chỉ có phản ứng (1 ) xảy ra n Al 3+ dư so với nOH − Trường hợp 2: Xảy ra cả 2 phản ứng (1 ) và ∑ n − = nOH − (pư 1) + nOH − (pư 2) OH (2 ) Bài 31 : SẮT I/ Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử: - Sắt... pthh với HCl và HNO3 loãng (so sánh với Fe ) 3/ Nêu tính chất hoá học cảu CrO3 Viêt pthh ( so sánh với Al2O3 ) 4/ Tính chất hoá học của Cr(OH)3 là gì? Viết pt ( so sánh với Al(OH)3 ) 5/ Giải thích sự chuyển đổi qua lại của Cromat và điCromat trong dd axit và dd bazo Trang 18 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Bài 35: ĐỒNG và HỢP CHẤT I Vị trí và cấu hình của Đồng: - Đồng ( Cu ) thuộc ô thứ 29, chu ki... dần chuyển sang màu đỏ nâu Fe(OH)2 + O2 + H2O > Fe(OH)3 ( ỏ nâu) 6 Nhận biết cation Cu2+: - Để nhận biết ion Cu2+ ta dùng dd NH3, lúc đầu tạo thành kết tủa Cu(OH)2 mà xanh, sau đo kết tủa này tan ra dạng dd màu xanh lam do tạo thành phức Cu2+ + OH- > Cu(OH)2 Cu(OH)2 + NH3 - > [Cu(NH 3)4 ](OH)2 II Nhận biết anion trong dd: 1 Nhận biết anion NO3-: - Ion NO3- có tính oxi hóa mạnh trong môi trường... > 3 Fe(NO 3)3 + NO + 5H2O 2FeO + 4 H2SO4 đặc - > Fe2(SO 4)3 + SO2 + 4H2O - Sắt II oxit được điều chế bằng cách cho Fe2O3 tác dụng với chất khử mạnh như H2 CO ở to cao Fe2O3 + CO - > 2FeO + CO2 2/ Sắt ( II ) hiđroxit: Fe(OH)2 - Fe(OH)2 tinh khiết tồn tại dạng chất rắn màu trắng hơi xanh - Fe(OH)2 được điều chế bằng cách cho muối sắt Fe (II) phản ứng với dd kiềm trong điều kiện không có không khí . không có không khí Trang 14 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Fe 2+ + 2 OH - > Fe(OH) 2 - Nếu để lâu trong không khí Fe(OH) 2 thì Fe(OH) 2 dễ chuyển thành Fe(OH) 3 4Fe(OH) 2 + O 2 . Sản phẩm 3≤ (1 ) Al(OH) 3 3<T<4 (1 ) và (2 ) Al(OH) 3 và AlO 2 - 4≥ (2 ) AlO 2 - Dạng toán 2: Biết +3 Al n và 3 )( OHAl n . Xác định lượng OH - Nguyên tắc: So sánh +3 Al n với 3 )( OHAl n Nếu. Al 3+ + 3OH - Al(OH) 3 (1 ) Trang 12 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Al(OH) 3 + OH - AlO 2 - + 2H 2 O (2 ) Dạng toán 1: Biết +3 Al n và − OH n . Xác đinh lượng Al(OH) 3 Nguyên tắc: lập