Tự Học Ôn Thi TN THPT Hóa Vô Cơ

Lớp Bồi Dưỡng Kiến Thức Giáo Viên: Huỳnh Phước Hùng CHƯƠNG 5. ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI . PHẦN 1. Tóm tắt lí thuyết . BÀI 17. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BTH . I. Vị trí của kim loại trong bảng hệ thống tuần hoàn: - Nhóm IA ( trừ hidro), nhóm IIA, nhóm IIIA( trừ bo) và một phần của nhóm IVA,VA,VIA. - Các nguyên tố nhóm B ( từ IB đến VIIIB). - Họ latan và actini. II. Cấu tạo của kim loại: 1. cấu tạo nguyên tử: Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại điều có ít electron ở lớp ngoài cùng ( 1,2 hoặc 3). 2. Cấu tạo tinh thể: Ở nhiệt độ thường các kim loại ở thể gắn và có cấu tạo tinh thể( trừ thủy ngân ở thể lỏng). Tinh thể kim loại có 3 kiêu mạng tinh thể phổ biến sau: a) Mạng tinh thể lục phương: Ví dụ: Be,Mg,Zn,… b) Mạng tinh thể lập phương tâm diện: Ví dụ: Li,Na,K,… c) Mạng tinh thể lập phương tâm khối: Ví dụ: Cu,Ag,Al,… 3. Liên kết kim loại: Là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do BÀI 18. TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI . DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI . I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ . 1 .Tính chất vật lí chung . Ở điều kiện thường các kim loại đều ở trạng thái rắn (trừ Hg) có tính dẻo dẫn điện ,dẫn nhiệt và ánh kim . Tóm lại ;tính chất vật lí chung của kim loại gây nên bởi sự có mặt của các e tự do trong mạng tinh thể kim loại II. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC Tính chất hoá học chung của kim loại là tính khử M → M n+ + ne 1. Tác dụng với phi kim a/ Với clo 2Fe + 3 Cl 2 o t → 2 FeCl 3 . b/ Với Oxi 3Fe + 2O 2 o t → Fe 3 O 4 c/ Với lưu huỳnh phản ứng cần đun nóng (trừ Hg ở t o thường ) 2 Tác dụng với dung dịch axit . a/Với dd HCl,H 2 SO 4 loãng .Trừ các kim loại đứng sau hidro trong dãy điện hóa . b/ với dd HNO 3 ,H 2 SO 4 đặc Hầu hết kim loại (trừ Au,Pt) khử được N +5 (HNO 3 loang ) → N +2 và S +6 (H 2 SO 4 đặc nóng) →S +4 Chú ý ; HNO 3 ,H 2 SO 4 đặc nguội làm thụ động hoá Al,Fe, Cr, . . . . 3 Tác dụng với nước -Chỉ có các kim loại nhóm IAvà IIA BTH (trừ Be,Mg) khử H 2 O nhiệt độ thường . 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ↑ -Các kl còn lại có tính khử yếu hơn nên khử nước t 0 cao : Fe, Zn,… 4 Tác Dụng Với Dung Dịch Muối. VD: Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓ Fe chất khử : Cu 2+ chất oxh III. DÃY ĐIỆN HOÁ KIM LOẠI 1. Cặp oxi hóa khử của kim loại . Vd Ag + /Ag ,Cu 2+ /Cu,. . . . 2 So sánh tính chất cặp oxi hóa khử Tính oxh các ion ; Ag + > Cu 2+ > Zn 2+ Tính khử .Zn>Cu>Ag 3. Dãy điện hóa của kim loại 1 K + Na + Mg 2+ Al 3+ Zn 2+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Fe 3+ Ag + Hg 2+ Au 3+ K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Fe 2+ Ag Hg Au Tính khử của kim loại giảm và tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần K + Na + Mg 2+ Al 3+ Zn 2+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Fe 3+ Ag + Hg 2+ Au 3+ 4. Ý nghĩa dãy điện hóa Cho phép dự đoán chiều của pư giữa 2 cặp oxh-khử theo qui tắc α Vd: phản ứng giữa 2 cặp Cu 2+ /Cu và Fe 2+ /Fe. Fe + Cu 2+ → Fe 2+ + Cu Mạnh Yếu BÀI 19. HỢP KIM . I. KHÁI NIỆM H ợp kim là vật liệu kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác . II TÍNH CHẤT . Hợp kim có nhiều tính chất hóa học tương tự tính chất của các đơn chất tham gia thành hợp kim ,nhưng tính chất vật lí và tính chất cơ học của hợp kim lại khác nhiều tính chất các đơn chất . III ỨNG DỤNG Trên thực tế ,hợp kim được sử dụng nhiều hơn kim loại nguyên chất . Hợp kim Au với Ag , Cu ( vàng tây) đẹp và cứng , dùng để chế tạo đồ trang sức và trước đây ở một số nước dùng để đúc tiền . BÀI 20. SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI  Khái niệm chung : Ăn mòn kim loại: sự phá hủy kim loại hay hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường M –ne = M n+ II.Các dạng ăn mòn kim loại 1. Ăn mòn hóa học  Khái niệm: Ăn mòn hóa học là quá trình oxi hoá –khử, trong đó các e của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường.  Đặc điểm : -Không phát sinh dòng điện -Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh 2. Ăn mòn điện hóa a. Khái niệm:Ăn mòn điện hóa 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 e chuyển dời từ âm sang dương. -Cực m (anot) : xảy ra qu trình oxi hĩa ( qtrình nhường e ) -Cực dương (catot) : xảy ra qu trình khử ( qtrình nhận e ) b. Ăn mịn điện hóa học hợp kim của sắt trong không khí ẩm -Kim loại hoạt động mạnh hơn đóng vai trò là cực âm (anot) sẽ bị ăn mịn . c. Điều kiện có ăn mòn điện hóa: -Các điện cực phải khác nhau: cặp kim loại khác nhau hoặc kim loại với phi kim -Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau qua dây dẫn -Các điện cực phải cùng tiếp xúc với một dd chất điện li (Chú ý kim loại có tính khử mạnh bị ăn mòn II- CÁCH CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI 1-Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn , mạ , … 2-Dùng phương pháp điện hoá Nguyên tắc: Gắn kim loại có tính khử mạnh với kim loại cần được bảo vệ ( có tính khử yếu hơn) BÀI 21 . ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI . I-NGUYÊN TẮC :Khử ion kim loại thành nguyên tử : M n+ + ne → M II- PHƯƠNG PHÁP: 1. Phương pháp nhiệt luyện Dùng các chất khử như CO, H 2 , C, NH 3 , Al… để khử các ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Fe 2 O 3 +3CO → 0 t 2Fe+ 3CO 2 Dùng để điều chế các kim loại có độ hoạt động trung bình ( sau Al) từ oxit của chúng 2. Phương pháp thủy luyện 2 Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dịch muối. Vd:Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu . Dùng để điều chế cáckim loại hoạt động yếu (sau H 2 ), Từ dung dịch muối của chúng 3. Phương pháp điện phân: a) Điện phân hợp chất nóng chảy: Dùng dòng điện để khử ion kim loại trong hợp chất nóng chảy(oxit, hydroxit, muối halogen) 2Al 2 O 3 dpnc  → 4Al + 3O 2 ; 4NaOH dpnc  → 4Na+O 2 +2H 2 O Dùng để điều chế hầu hết kim loại. Chủ yếu kim loại có độ hoạt động mạnh (từ đầu →Al) b) Điện phân dung dịch: - Dùng dòng điện để khử ion trong dung dịch muối. CuCl 2 dpdd → Cu + Cl 2 ↑ 2CuSO 4 + 2H 2 O dpdd → 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4 Dùng điều chế các kim loại trung bình, yếu. c) Tính lượng chất thu được ở các điện cực: m = . . . A I t n F Số mol e ( cho –nhận) = It: F CHƯƠNG 6. KIM LOẠI KỀM, KIỀM THỔ, NHÔM PHẦN 1. Tóm tắt lí thuyết . BÀI 25: KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM. A.KIM LOẠI KIỀM I. Vị trí - cấu hình e ngtử : Kloại kiềm thuộc nhóm IA,gồm Na,K,Rb,Cs,Fr. Cấu hình e ngoài cùng ns 1 II. Tính chất vật lí: Các kloại kiềm có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện tốt, t o nc, t o s thấp, khối lượng riêng nhỏ, độ cứng thấp vì chúng có mạng tinh thể lập phương tâm khối. III. Tính chất hóa học: Các nguyên tử kim loại kiềm có năng lượng ion hóa nhỏ, vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh. Tính khử tăng dần từ liti đến xesi.MM + +1e. Trong hợp chất, các kim loại kiềm có số oxi hóa+1. 1. Tác dụng với pk a/ Với O 2 2Na + O 2 (khô)Na 2 O 2 4Na+O 2 (kk)2Na 2 O b/ Với Cl 2 2K + Cl 2 2KCl 2. Tác dụng với axit 2Na+2HCl2NaCl+H 2 ; 2Na+H 2 SO 4 Na 2 SO 4 +H 2 3. Tác dụng với H 2 O 2K+2H 2 O2KOH+H 2 Na nóng chảy và chạy trên mặt nước, K bùn cháy, Rb&Cs pư mãnh liệt. ⇒ KLK tác dụng dễ dàng với H 2 O nên người ta bảo quản nó trong dầu hỏa. IV: Ứng dụng, trạng thái tự nhiên và điều chế 1.Ứng dụng : Chế tạo hợp kim có t 0 nc thấp. Hợp kim Li-Al dùng trong kỉ thuật hàng không. Cs làm tế bào quang điện 2. Trạng thái tự nhiên : tồn tại dạng hợp chất( trong nước biển, silicat, alumiunat) 3. Điều chế : Khử ion của KLK thành KL tự do M + +eM bằng cách Đpnc muối halogenua của KLK 2NaCl → đpnc 2Na+Cl 2 B.HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM. I. Natri hidroxit -NaOH(xút ăn da) là chất rắn, không màu, dễ nóng chảy, hút ẩm mạnh tỏa nhiều nhiệt -NaOH là chất điện li mạnh: NaOHNa + + OH - -NaOH td được với axit, oxitaxxit, muối *CO 2 +2NaOHNa 2 CO 3 + H 2 O → CO 2 +2OH - CO 3 2- +H 2 O hoặc CO 2 +NaOHNaHCO 3 *HCl+NaOHNaCl+H 2 O: H + + OH - H 2 O 3 *CuSO 4 +2NaOH Na 2 SO 4 +Cu(OH) 2 : Cu 2+ + 2OH - Cu(OH) 2 -NaOH Làm xà phòng, phẩm nhuộm, tơ nhân tạo,luyện nhôm, tinh chế dầu mỏ. II. Natri hiđrocacbonat - Na 2 CO 3 là chất rắn, màu trắng tan nhiều trong nước. Ở nhiệt độ thường Na 2 CO 3 .10H 2 O, ở nhiệt độ cao kết tinh tạo Na 2 CO 3 . Na 2 CO 3 là muối của axit yếu và có những tính chất chung của muối. - Na 2 CO 3 dùng trong công nghiệp thủy tinh, bột giặt, phẩm nhuộm. III. Kali nitrat: KNO 3 là những tinh thể không màu, bền trong kk, tan nhiều trong nước. Bị nhiệt phân 2KNO 3 → o t 2KNO 2 +O 2 ; ở nhiệt độ cao KNO 3 là chất oxi hóa mạnh . 2. Ứng dụng : Dùng làm phân bón, tạo thuốc nổ 2KNO 3 +3C+S → o t N 2 +3CO 2 +K 2 S BÀI 26:KIM LOẠI KIỀM THỔ. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ Phần 1- lí thuyết A. KIM LOẠI KIỀM THỔ I.Vị trí và cấu tạo : Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA, gồm Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra. electron lớp nggoài cùng nS 2 , II.Tính chất vật lý: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp.Độ cứng có cao hơn kim loại kiềm nhưng vẫn thấp. Khối lượng riêng tương đối nhỏ,là những kim loại nhẹ hơn nhôm.(trừ Ba) II.Tính chất hoá học: Các nguyên tử kim loại kiềm có năng lượng ion hóa tương đối nhỏ, vì vậy Kim lo ại ki ềm thổ có tính khử manh.Tính khử tăng dần từ Be đến Ba: M→M 2+ +2e. Trong các hợp chất , klk thổ có số oxh là +2. 1/Tác dụng với phi kim: VD: 2Mg + O 2 → 2MgO a) Kim loại kiềm thổ khử được H + trong các dung dịch axit HCl, H 2 SO 4 thành khí H 2 M + 2H + → M 2+ + H 2 ↑ b) Kim loại kiềm thổ khử được N +5 trong HNO 3 loãng xuống N -3 ; S +6 trong H 2 SO 4 đặc xuống S -2 . 4Mg+10HNO 3 loãng → 4Mg(NO 3 ) 2 +NH 4 NO 3 + 3H 2 O 4Mg+50H 2 SO 4 đ → 4MgSO 4 +H 2 S+ 4H 2 O 3/ Td với H 2 O : -Ca,Sr,Ba tác dụng với nước ở nhiệt độ thường thành dung dịch bazơ Vd : Ca +2 H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ↑ - Be không tác dụng với nước. Mg tác dụng chậm với nước ở nhiệt độ thưòng tạo ra Mg(OH) 2 ,Mg tác dụng nhanh với hơi nước ở nhiệt độ cao tạo thành MgO: 2Mg +O 2 =2MgO B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ 1/ Canxi hiđroxit:Ca(OH) 2 rắn ,màu trắng , ít tan trong nước -dd canxi hiđroxit là một dd bazơ mạnh :Ca(OH) 2 →Ca 2+ +2OH - tác dụng với oxit axit, axit ,muối. Ca(OH) 2 +CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O → Nhận biết CO 2 -ứng dụng:chế tạo tạo vữa xây nhà,khử chua, tẩy trùng ,khử trùng, sx amoniac, clorua vôi, vật liệu xây dựng. 2/ canxi cacbonat: CaCO 3 Chất rắn màu trắng ,không tan trong nước -đây là muối của một axit yếu và không bền,tác dụng với nhiều axit vô cơ và hữu cơ giải phóng khí CO 2 : CaCO 3 + 2HCl→ CaCl 2 +H 2 O +CO 2 CaCO 3 + 2CH 3 COOH→ Ca(CH 3 COO) 2 +H 2 O+CO 2 đặc biệt:CaCO 3 tan dần trong nước có chứa khí CO 2 : CaCO 3 + H 2 O +CO 2 ↔ Ca(HCO 3 ) 2 ph ản ứng x ảy ra theo 2 chi ều :chiều (1) giải thích sự xâm thực của nước mưa,chiều (2) giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động. 4 3/Canxi sunphat: CaSO 4 chất rắn màu trắng , ít tan trong nước.Có 3 loại: + CaSO 4 . 2H 2 O :thạch cao sống,bền ở nhiẹt độ thường. CaSO 4 . H 2 O :thạch cao nung, điều chế bắng cách nung thạch cao sống. + CaSO 4 :thạch cao khan, điều chế bằng cách nung th ạch cao sống ở nhi ệt đ ộ cao h ơn. +th ạch cao nung th ư ờng d ùng đ úc t ư ợng,ph ấn vi ết b ảng,b ó b ột khi g ãy x ư ơng… II.N ƯỚC CỨNG: 1/khái niệm: -Nước cứng là nước có chứa nhiều ion Canxi,Magiê. -Nước chứa it hoặc không có chứa ion Canxi ,magiê gọi là nước mềm. 2./phân loại nước cứng: -Nước cứng tạm thời : nước có chứa các mưôi :Ca(HCO 3 ) 2 ,Mg(HCO 3 ) 2 -Nước cứng vĩnh cửu: nước có chứa các muối: CaCl 2 ,MgCl 2 ,CaSO 4 ,MgSO 4. - Nước cứng toàn phần:nứơc có cả tính tạm thời và tính vĩnh cữu. 3/ tác hại của nước cứng:nước cứng làm xà phòng ít bọt, nấu thực phẩm bị lâu chin và giảm mùi vị, gây tác hại trong các ngành sản xuất. 4/ Các biện pháp làm mềm nước cứng:Nguyên tắc:giảm nồng độ cation :Ca 2+ ,Mg 2+ trong nước cứng. *Phương pháp kết tủa: -Với nước cứng tạm thời: Đun sôi hoặc dung Ca(OH) 2 hoặc Na 2 CO 3 dể kết tủa ion canxi,magie ,loại bỏ kết tủa ta được nước mềm: M(HCO 3 ) 2 → MCO 3 +CO 2 +H 2 O -Với nước cứng vĩnh cữu: Dung Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 ,Ca(OH) 2 dể làm mềm : Ca 2+ + CO 3 2- → CaCO 3 3Ca 2+ +2PO 4 3- → Ca 3 (PO 4 ) 2 Mg 2+ + CO 3 2- → MgCO 3 3Mg 2+ +2PO 4 3- →Mg 3 (PO 4 ) 2 *Phương pháp trao đổi ion: Dùng chất trao đổi ion(hạt zeolit), hoặc nhựa trao đổi ion. Nước cứng đi qua chất trao đổi ion là các hạt zeolit thì ion canxi ,magiê được trao đổi bằng những ion khác như H + ,Na + ….ta được nước mềm. Bài 27: NHÔM VÀ MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM Phần 1. Tóm tắt lí thuyết . A. NHÔM I. Vị trí và cấu tạo: Nhôm có số hiệu nguyên tử 13, thuộc chu kì 3, nhóm IIIA, chu kì 3 BTH 2. Cấu tạo của nhôm: Cấu hình e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 hay [Ne]3s 2 3p 1 . Số oxi hoá: +3. II. Tính chất vật lí: Al màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng, nhẹ (2,7g/cm 3 ), t 0 nc = 660 0 C, dẫn điện và nhiệt tốt. III. Tính chất hóa học: Nhôm là kim loại có tính khử mạnh sau kim loại kiềm và kiềm thổ. Al → Al 3+ + 3e 1. Tác dụng với phi kim: Tác dụng trực tiếp và mạnh với nhiều phi kim như: O 2 , Cl 2 , S,… 2. Tác dụng với axit HCl và H 2 SO 4 loãng → H 2 ↑: 2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 ↑ 2Al + 6H + → 2Al 3+ + 3H 2 ↑ Với HNO 3 loãng hoặc đặc nóng, H 2 SO 4 đặc nóng thì nhôm khử 5+ N và 6+ S xuống số oxi hoá thấp hơn. Al + 4HNO 3 loãng→ Al(NO 3 ) 3 + NO + 2H 2 O 2Al + 6H 2 SO 4 đặc, nóng → Al 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O Với HNO 3 và H 2 SO 4 đặc nguội: không tác dụng . 4. Tác dụng với nước. Nhôm có thể khử được nước →H 2 ↑: 2Al + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 ↑ Những vật bằng nhôm được phủ màng Al 2 O 3 rất mỏng, mịn, bền nên không cho nước và khí thấm qua. 5. Tác dụng với dung dịch kiềm. Nhôm tan trong dung dịch kiềm : 2Al + 2NaOH + 2H 2 O → 2NaAlO 2 (dd) + 3H 2 ↑ Hiện tượng trên được giải thích như sau: - Màng bảo vệ Al 2 O 3 bị phá hủy trong dung dịch kiềm: Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + 2H 2 O - Nhôm khử nước: 2Al + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 +3H 2 ↑ 5 -Màng Al(OH) 3 bị phá hủy: Al(OH) 3 + NaOH → 2NaAlO 2 (dd) + 3H 2 ↑ IV. Ứng dụng và sản xuất. 1. Ứng dụng:Chế tạo máy bay, ô tô, tên lửa, tàu vũ trụ, trang trí nội thất, bột nhôm trộn bột sắt( tecmit) dùng hàn đường ray. 2. Sản xuất: Trong công nghiệp, nhôm được sản xuất từ quặng boxit bằng phương pháp điện phân. Có 2 công đoạn:Tinh chế quặng boxit(Al 2 O 3 .2H 2 O): loại bỏ tạp chất SiO 2 , Fe 2 O 3 …Điện phân Al 2 O 3 nóng chảy( hỗn hợp Al 2 O 3 với criolit Na 3 AlF 6 ): 2Al 2 O 3 → đpnc 4Al + 3O 2 ↑ B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM I. NHÔM OXIT – Al 2 O 3 : 1.Lý tính : Trạng thái rắn, màu trắng, không tác dụng với nước va không tan trong nước, t 0 nc ở 2050 0 C. 2/ Trạng thái tự nhiên: tồn tại ở 2 dạng -dạng ngậm nước: boxit (Al 2 O 3 .nH 2 O) → sản xuất nhôm -dạng khan: emery có độ cứng cao dùng làm đá mài 3/ Tính chất hoá học : a. Tính bền vững: Lực hút giữa Al 3+ và O 2- rất mạnh tạo ra liên kết bền vững → có t 0 nc rất cao, khó bị khử thành kim loại nhôm. b. Tính lưỡng tính : - Tính bazơ : Al 2 O 3 + 6HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O → Al 2 O 3 + 6H + → 2Al 3+ + 3 H 2 O - Tính axit : Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2NaAlO 2 + 3 H 2 O → Al 2 O 3 + 2OH - → 2 AlO 2 - +2H 2 O 3.Ứng dụng : Làm đồ trang sức, CN kỷ thuật cao, vật liệu mài ( đá mài ), nguyên liệu sản xuất nhôm kim loại II. NHÔM HiĐROXIT Al(OH) 3 : 1 Tính chất vật lý : Chất rắn, kết tủa keo, màu trắng 2 Tính chất hoá học a Hợp chất kém bền : Dể bị phân huỷ bởi nhiệt độ OHOOHAl t 2323 3Al)(2 0 +→ b Là hợp chất lưỡng tính : * Tính bazơ : Al(OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3H 2 O Al(OH) 3 + 3H + → Al 3+ + 3H 2 O * Tính axit : Al(OH) 3 + NaOH → NaAlO 2 + 2H 2 O Al(OH) 3 + OH - → AlO 2 - +2H 2 O ⇒ Al(OH) 3 là hiđroxit lưỡng tính III.NHÔM SUNFAT : Phèn chua K 2 SO 4 . Al 2 (SO 4 ) 3 .24H 2 O. → viết gọn: KAl(SO 4 ) 2 .12H 2 O Nếu thay K + bằng Na + , Li + hay NH 4 + → muối kép khác (phèn nhôm) Phèn chua được sử dụng trong thuộc da, Cn giấy, chất cầm màu, làm trong nước. IV: CÁCH NHẬN BIẾT ION Al 3+ TRONG DUNG DỊCH: Cho từ từ dung dịch NaOH đến dư, nếu có kết tủa keo rồi kết tủa tan→ dung dịch cĩ Al 3+ . Al 3+ + 3OH - → Al(OH) 3 ↓ Al(OH) 3 + OH - dư → AlO 2 - +2H 2 O CHƯƠNG 7. SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI QUAN TRỌNG PHẦN 1. Tóm tắt lí thuyết . Bài SẮT 1. Vị trí: Fe thuộc Ô 26, Nhóm VIIIB, Chu kì 4 2. Cấu hình electron nguyên tử: Cấu hình electron : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 hay [Ar] 3d 6 4s 2 KL: Fe là nguyên tố d, có 2 e ở ngoài cùng có thể nhường 2e hoặc 3e ở phân lớp 4s và 3d để trở thành ion Fe 2+ và Fe 3+ . Fe → Fe 2+ [Ar]3d 6 + 2e Fe → Fe 3+ [Ar]3d 5 +3e II. Tính chất vật lí: Sắt là kim loại màu trắng, hơi xám, dẻo, dai, dễ rèn, KLR lớn (D = 7,9 g/cm 3 ), nóng chảy ở 1540 o C. Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, có tính nhiễm từ. III. Tính chất hóa học: Fe có tính khử trung bình - Khi tác dụng với chất oxi hóa yếu, sắt bị oxi hóa đến số oxi hóa +2: Fe → Fe +2 + 2e 6 - Khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh, sắt bị oxi hóa đến số oxi hóa +3: Fe → Fe +3 + 3e 1. Tác dụng với phi kim :Ở nhiêt độ cao, sắt khử nguyên tử phi kim thành ion âm và bị oxi hóa đến số oxi hóa +2 hoặc +3 o Fe + o S → 0 t 2+ Fe 2− S ( sắt II sunfua) 3 o Fe + 2 o O 2 → 0 t 3/8+ Fe 3 2 4 − O ( oxit sắt từ) (FeO. Fe 2 O 3 ) 2 o Fe +3 o Cl 2 → 0 t 2 3+ Fe 1 3 − Cl (sắt III clorua) 2. Tác dụng với axít a. Fe khử ion H + của dung dịch HCl, H 2 SO 4 loãng thành H 2 , Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +2. o Fe + 4 1 2 SOH + → 2+ Fe SO 4 + o H 2 b. Fe khử 5+ N hoặc 6+ S trong dung dịch HNO 3 loãng hoặc H 2 SO 4 , HNO 3 đặc, nóng đến số oxi hóa thấp hơn, còn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +3 o Fe +4H 5+ N O 3 (l) → 3+ Fe (NO 3 ) 3 + 2+ N O+ H 2 O o Fe +6H 5+ N O 3 (đ) → 0 t 3+ Fe (NO 3 ) 3 + 3 ON 4+ 2 + 3H 2 O 2 o Fe + 6 4 6 2 OSH + (đ) → 0 t 3+ Fe 2 (SO 4 ) 3 + 4 2 + SO + 6H 2 O Chú ý: Sắt bị thụ động với axít HNO 3 đặc, nguội hoặc H 2 SO 4 đặc, nguội. 3. Tác dụng với dung dịch muố i Fe có thể khử ion của kim loại đứng sau nó trong dãy điện hóa VD: Fe + 2+ Cu SO 4 → 2+ Fe SO 4 + Cu↓ 4. Tác dụng với nước - Ở nhiệt độ thường, Fe không khử được nước - Ở nhiệt độ cao, Fe khử hơi nước tạo ra H 2 và Fe 3 O 4 hoặc FeO 3Fe + 4H 2 O  → < Ct oo 570 Fe 3 O 4 + 4 H 2 ↑ Fe + H 2 O  → > Ct oo 570 FeO + H 2 ↑ IV- Trạng thái tự nhiên: Sắt tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất trong: quặng manhetit (Fe 3 O 4 ), quặng hematit đỏ (Fe 2 O 3 ), quặng hematit nâu ( Fe 2 O 3 .nH 2 O), quặng xiđêrit (FeCO 3 ), quặng pirit (FeS 2 ). Sắt có trong hemoglobin (huyết cầu tố) của máu. Sắt tự do có trong những thiên thạch. Bài 32: HỢP CHẤT CỦA SẮT I. HỢP CHẤT Fe(II): Sắt(II) oxit, Săt(II) hiđroxit, Muối sắt(II). - Tính chất hóa học đặc trưng của Fe(II) là tính khử (nhường 1e): Fe 2+ → Fe 3+ + 1e 1/. Sắt (II) oxít: FeO - FeO tan trong dd HNO 3 loãng → NO ↑ : 3FeO+10HNO 3 (l) → 3Fe(NO 3 ) 3 +NO+5H 2 O Phương trình ion thu gọn: 3FeO+NO 3 - +10H + → 3Fe 3+ +NO+5H 2 O - FeO chất rắn, đen, không có trong tự nhiên. Điều chế: Fe 2 O 3 +    2 H CO  → c 0 500 2FeO+CO 2 2/. Sắt (II) hiđroxit Fe(OH) 2 - Fe(OH) 2 rắn màu trắng hơi xanh, không tan trong nước. Fe(OH) 2 kém bền trong không khí => dễ bị oxi hóa thành Fe(OH) 3 màu nâu đỏ ↓ : 4Fe(OH) 2 +O 2 +2H 2 O → 4Fe(OH) 3 - Điều chế Fe(OH) 2 tinh khiết: điều chế trong điều kiện không có không khí: Fe 2+ +2OH - → Fe(OH) 3 3/. Muối Fe(II) - Muối sắt(II) + chất oxi hóa → Muối sắt(III) VD: 3 3 22 2 22 eClFCleClF ++ →+ - Muối sắt(II) đa số tan trong nước, kết tinh dạng ngậm nước: FeSO 4 .7H 2 O , FeCl 2 .4H 2 O - Điều chế:      2 )(OHFe FeO Fe +HCl → Muối sắt(II) VD:Fe +2HCl → FeCl 2 + H 2 hoặc FeO+H 2 SO 4 → FeSO 4 +H 2 O II. HỢP CHẤT Fe(III) Fe 2 O 3 . Fe(OH) 3 . Các muối sắt(III). Tính chất hóa học đặc trưng của hợp chất Fe(III) là tính oxi hóa (nhận e) Fe 3+ +1e → Fe 2+ hoặc Fe 3+ +3e → Fe 1/. Sắt (III) oxit : Fe 2 O 3 Rắn, đỏ nâu, không tan trong nước -Ở nhiệt độ cao, Fe 2 O 3 bị CO hoặc H 2 khử mạnh 7 Fe 2 O 3 +Al  → caot0 Al 2 O 3 +Fe Fe 2 O 3 + 3CO  → caot0 2Fe+3CO 2 ↑ - Trong tự nhiên: dưới dạng quặng hêmatit dùng luyện gang - Fe 2 O 3 là 1 oxit bazơ => tan trong axit mạnh → muối Fe(III) Fe 2 O 3 +6HCl → 2FeCl 3 +3H 2 O * Điều chế: 2Fe(OH) 3 → 0t Fe 2 O 3 +3H 2 O 2/. Fe(OH) 3 rắn, đỏ nâu, không tan trong nước. Fe(OH) 3 tan trong axit mạnh → muối Fe(III) 2Fe(OH) 3 +3H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O *Điều chế:Fe 3+ +3OH - → Fe(OH) 3 ↓ 3/Muối Fe(III): Các muối Fe(III) đa số tan trong nước. Kết tinh thường dạng ngậm nước. FeCl 3 .6H 2 O, Fe 2 (SO 4 ) 3 .9H 2 O *Muối sắt (III)+ KL → Muối Fe(II) VD: 2 20 3 3 32 eClFeFeClF ++ →+ Oxi hóa khử 2 2 2 20 3 3 22 uClCeClFuCeClF +++ +→+ * FeCl 3 dùng làm chất xúc tác trong tổng hợp hữu cơ BÀI 33: HỢP KIM CỦA SẮT I. GANG. 1. Khái niệm gang: Gang là hợp kim của Sắt với Cacbon trong đó có từ 2-5% khối lượng Cacbon ngoài ra còn có một lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S. . . 2. Phân loại gang: có 2 loại: - Gang xám( chứa cacbon) Dùng đúc bệ máy, ống dẫn nước, cánh cửa. . . - Gang trắng Chứa ít cacbon hơn và Cacbon chủ yếu ở dạng xementit( Fe 3 C), dùng luyện thép. 3. Sản xuất gang: a. Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxyt bằng than cốc trong lò cao. b. Nguyên liệu:Quặng sắt oxyt( Hematit đỏ: Fe 2 O 3 ). Than cốc, chất chảy( CaCO 3 hoặc SiO 2 ). c. Các phản ứng xãy ra: * Phản ứng tạo chất khử CO: C + O 2  CO 2 CO 2 + C  2CO * Phản ứng khử sắt oxyt: (1) 3Fe 2 O 3 + CO = CO 2 + 3Fe 3 O 4 (2) Fe 3 O 4 + CO = 3CO 2 + FeO (3) FeO + CO = CO 2 + Fe * Phản ứng tạo xỉ: CaCO 3  CaO + CO 2 CaO + SiO 2  CaSiO 3 ( Canxi Silicat) II. THÉP. 1. Khái niệm thép: Thép là hợp kim của của sắt chứa từ 0.012% khối lượng cacbon cùng với một số nguyên tố khác( Si, Mn, Cr, Ni. . .) 2. Phân loại thép: *Thép thường( Thép cacbon). Thép mềm: (chứa < 0.1% C).Thép cứng: ( chứa >0.9% C). *Thép đặc biệt: - Thép chứa 13% Mn Rất cứng Dùng làm máy nghiền đá. - Thép chứa 20% Cr và 10% Ni Rất cứng Dùng làm dụng cụ gia đình. - Thép chứa 18% W và 5% Cr Rất cứng Dùng làm máy nghiền đá. . . 3. Sản xuất thép: * Nguyên tắc: Giảm hàm lượng các tạp chất C. Si, S, Mn. . . .có trong Gang bằng cách oxy hóa các chất dó thành oxyt rồi biến thánh xỉ và tách ra khỏi thép. * Các phương pháp luyện thép: a. Phương pháp Bet-xơ-me. b. Phương pháp Mac-tanh c. Phương pháp lò điện. 8 Bài 34: CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM Phần 1. Tóm tắt lí thuyết . A. CROM 1. Vị trí của - Cấu tạo:Crom thuộc ô 24, nhóm VIB, chu kì 4. Cấu hình electron: Cr (Z=24): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 Hay [Ar]3d 5 4s 1 II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ: Crom có màu trắng bạc, rất cứng, khó nóng chảy (t nc = 1890 o C).Crom là kim loại nặng, D = 7,2g/cm 3 . III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC: Crom là kim loại có tính khử mạnh hơn sắt kém hơn kẽm, số oxi hóa từ +1 đến +6( thường gặp là +2, +3, +6). 1. Tác dụng với phi kim - Ở nhiệt độ thường Crom chỉ tác dụng với Flo, bền trong kk vì có lớp 3 3 2 OCr + bảo vệ. - Ở nhiệt độ cao, crom khử nhiều phi kim: oxi, clo, lưu huỳnh,… 0 Cr4 + 3O 2 → o t 3 3 2 OCr2 + 0 Cr2 + 3Cl 2 → o t 3 3 ClCr2 + 0 Cr4 + 3S → o t 3 3 2 2 SCr + 2. Tác dụng với nước : Cr không tác dụng với H 2 O 3. Tác dụng với axit HCl, H 2 SO 4 loãng nóng → muối Cr(II) nếu không có kk và khí H 2 : 0 Cr + 2HCl → 2 2 ClCr + + H 2 ↑ Chú ý: Tương tự nhôm, crom không tác dụng với axit HNO 3 và H 2 SO 4 đặc, nguội. V. SẢN XUẤT Quặng cromit FeO.Cr 2 O 3 oxit crom Cr 2 O 3 Cr (độ tinh khiết 97 – 99%): Cr 2 O 3 + 2Al → o t 2Cr + Al 2 O 3 B. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM II.Hợp chất crom(III). 1.Crom(III) oxit: Cr 2 O 3 là chất rắn ,màu lục lục thẩm, không tan trong nước. Cr 2 O 3 : là oxít lưỡng tính tan trong axít và kiềm đặc. 2.Crom(III) hiđroxit Cr(OH) 3 là chất răn , màu lục xám ,không tan trong nước . .Điều chế: CrCl 3 +3NaOH→Cr(OH) 3 +3NaCl. Cr(OH) 3 : hiđroxit lưỡng tính . Cr(OH) 3 + NaOH→NaCrO 2 +2H 2 O Cr(OH) 3 + 3HCl→CrCl 3 +3H 2 O Tính axit Natricromit Tính bazơ 3.Muối crom(III): có tính oxi hóa và tính khử. Trong môi trường axít muối Cr(III) dể bị khử→muối Cr(II) 2Cr +3 + Zn 0 →2Cr +2 + Zn +2 (c.oxh) (c.k) Trong môi trường kiềm muối Cr(III) bị oxi hóa thành muối Cr(VI).2Cr +3 +3Br 2 0 +16OH - →2CrO 4 -2 +16Br - +8H 2 O III.Hợp chất Crom(VI). 1.Crom(VI) oxít CrO 3 là chất rắn , màu đỏ thẫm . -Là oxít axít tác dụng với nước →2axit: CrO 3 + H 2 O → H 2 CrO 4 (axít cromic) 2CrO 3 +H 2 O →H 2 Cr 2 O 7 (axit đicromic) CrO 3 có tính oxi hóa rất mạnh ,một số chất vô cơ và hữu cơ (S,C,P,NH 3 , C 2 H 5 OH…) bốc cháy khi tiếp xúc với CrO 3 → Cr 2 O 3 Vd:2CrO 3 + 2 NH 3 → Cr 2 O 3 +N 2 + 3H 2 O 2.Muối Cromat và đicromat. Muối Cromat CrO 4 2- (màu vàng) và muối đicromat Cr 2 O 7 2- (màu da cam) đều có tính oxi hóa mạnh. Trong môi trường axít muối crom(VI) bị khử → muối Crom(III). Vd: + K 2 Cr 2 O 7 + 6 FeSO 4 +7H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 +3Fe 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 +7H 2 O + K 2 Cr 2 O 7 +6KI +7H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4 K 2 SO 4 +7H 2 O +3I 2 .Trong môi trường thích hợp :2CrO 4 2- + 2H + ↔ Cr 2 O 7 2- + H 2 O (màu vàng) (màu da cam) 9 nhiệt nhôm tách Bài 35 ĐỒNG VÀ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG Phần 1. Tóm tắt lí thuyết . A. ĐỒNG I. Vị trí và cấu tạo: Kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm I B , Chu kỳ 4. Số hiệu NT là 29, Kí hiệu Cu → Cu 64 29 . Cấu hình e: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1. hoặc: [ ] Ar 3d 10 4s 1 .Trong các hợp chất đồng có soh phổ biến là: +1; +2. Cấu hình e của: Ion Cu + : [ ] Ar 3d 10 Ion Cu 2+ : [ ] Ar 3d 9 b. Cấu tạo của đơn chất: - Đồng có BKNT nhỏ hơn kim loại nhóm I A - Ion đồng có điện tích lớn hơn kim loại nhóm I A - Kim loại đồng có cấu tạo kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện là tinh thể đặc chắc → liên kết trong đơn chất đồng bền vững hơn. 3. Một số tính chất khác của đồng: - BKNT: 0,128 (nm). - BK các ion Cu 2+ : 0,076(nm); Cu + : 0,095 (nm) - Độ âm điện: 1,9 - Năng lượn ion hóa I 1 , I 2 : 744; 1956 (KJ/mol) - Thế điện cực chuẩn: E 0 Cu 2+ / Cu : +0,34(V). II. Tính chất vật lí: Là kim loại màu đỏ, dẻo, dễ kéo sợi và tráng mỏng. Dẫn điện và nhiệt rất cao (chỉ kém hơn bạc). D = 8,98g/cm 3 ; t 0 nc = 1083 0 C III. Hóa tính: Cu là KL kém hoạt động; có tính khử yếu. 1. Pứ với phi kim: - Khi đốt nóng 2Cu + O 2 → 2CuO (đồng II oxit) - Cu td Với Cl 2 , Br 2 , S… ở nhiệt độ thường hoặc đun nóng. PT: Cu + Cl 2 → CuCl 2 (đồng clorua) Cu + S → CuS (đồng sunfua). 2. Tác dụng với axit: a. Với HCl, H 2 SO 4 (l): Không phản ứng nhưng nếu có mặt O 2 của không khí thì Cu bị oh → Cu 2+ (H 7.11) PT: 2Cu + 4HCl + O 2 → 2CuCl 2 + 2H 2 O. b. Với HNO 3 , H 2 SO 4 đặc nóng: 042)0(3)(83 2 2 23 25 3 0 HNONCulNOHCu +↑+→+ + ++ 0202)0()(4 2 4 223 25 3 0 HNNCuđNOHCu ++→+ +++ 042)(),(2 22 4 23 2 4 6 2 0 HOSSOCunđSOHCu ++→+ +++ 3. Tác dụng với dung dịch muối: - Đồng khử được ion của những kim loại đứng sau nó trong dãy điện hóa ở trong dung dịch muối → KL tự do TD: Cu + 2AgN0 3 → Cu(N0 3 ) 2 + 2Ag↓ Cu + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag↓ B. Một số hợp chất của đồng: 1. Đồng (II) Oxit: CuO là chất rắn, màu đen Tính oxi hóa: TD: ↑+→+ + 2 02 00 0 CCuCOCu t 0332 2 2 00 3 32 0 HNCuHNOCu t +↑+→+ −+ Tính bazơ : CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O 2. Đồng (II) hiđroxit: Cu(OH) 2 Chất rắn, màu xanh Tính bazơ: Phản ứng với axit → M + H 2 O TD: Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 0 Cu(OH) 2 dễ bị nhiệt phân: Cu(OH) 2 → 0 t CuO + H 2 0 3. Đồng II sunfat: CuS0 4 (khan) màu trắng, chất rắn. CuSO 4 hấp thụ nước tạo thành CuSO 4 .5H 2 O màu xanh → dùng CuSO 4 khan dùng để phát hiện dấu vết của nước trong các chất lỏng. 10 [...]... đen + 2H+ CHƯƠNG 9 - HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ PHÁT TRIỂN KINH TẾ, XÃ HỘI, MÔI TRƯỜNG Phần 1 Tóm tắt lí thuyết I - Hóa học góp phần giải quyết vấn đề vật liệu cho tương lai: Hóa học kết hợp với các ngành KH ngiên cứu và khai thác các vật liệu mới có trọng lượng nhẹ, độ bền cao và có công năng đặc biệt: vật liệu compozic; vật liệu hỗn hợp chất vô cơ và hữu cơ; vật liệu hỗn hợp nano II - Hóa học và vấn đê lương... phẩm - Bằng phương pháp hóa học, tăng cường chế biến thực phâm nhân tạo hoặc chế biến thực phẩm theo công nghệ hóa học tọ ra sản phẩm có chất lượng cao hơn phù hợp với những nhu cầu khác nhau của con người III- Hóa học và vấn đề may mặc Các loại tơ sợi hóa học được sản xuất bằng phương pháp công nghiệp nên đã dần đáp ứng đuợc nhu cầu về số lượng, chất lượng và mĩ thuật IV- Hóa học và vấn đề sức khỏe... 1.Dược phẩm - Nhiều loại bệnh không thể chỉ dùng các loại cây cỏ tự nhiên trực tiếp để chữa trị - Ngành hóa học đã gpá phần tạo ra những loại thuốc tân dược có nhiều ưu thế: sử dung đơn giản, bệnh khỏi nhanh, có hiệu quả đặc biệt đối với một số bệnh do virut và một số bệnh hiểm nghèo… 2.Chất gây nghiện, chất ma túy, phòng chống ma túy Hóa học đã góp phần làm rõ thành phần hóa học, tác dụng tâm, sinh lí... dịch AgNO3 ? A Zn, Cu, Mg B Al, Fe, CuO C Fe, Ni, Sn D Hg, Na, Ca Câu 33: Cho phản ứng hóa học: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Trong phản ứng trên xảy ra A sự khử Fe2+ và sự oxi hóa Cu B sự khử Fe2+ và sự khử Cu2+ C sự oxi hóa Fe và sự oxi hóa Cu D sự oxi hóa Fe và sự khử Cu2+ Câu 34: Cặp chất không xảy ra phản ứng hoá học là A Cu + dung dịch FeCl3 B Fe + dung dịch HCl C Fe + dung dịch FeCl3 D Cu + dung dịch... dịch axit, số cặp kim loại trong đó Fe bị phá hủy trước là A 4 B 1 C 2 D 3 Câu 52: Khi để lâu trong không khí ẩm một vật bằng sắt tây (sắt tráng thi c) bị sây sát sâu tới lớp sắt bên trong, sẽ xảy ra quá trình: A Sn bị ăn mòn điện hóa B Fe bị ăn mòn điện hóa C Fe bị ăn mòn hóa học D Sn bị ăn mòn hóa học Câu 53: Để bảo vệ vỏ tàu biển làm bằng thép người ta thường gắn vào vỏ tàu (phần ngâm dưới nước)... vật liệu hỗn hợp chất vô cơ và hữu cơ; vật liệu hỗn hợp nano II - Hóa học và vấn đê lương thực thực phẩm - Hóa học đã góp phần làm tăng số lượng và chất lượng lương, thực thực phẩm Nghiên cứu và sản xuất các chất hóa học có tác dụng bảo vệ và phát triển thực vật, động vật Thí dụ : phân bón hóa học, thuốc trừ sâu,diệt cỏ, kích thích sinh truởng …Nghiên cứu ra các chất màu, chất phụ gia thực phẩm, hương... 38: Thứ tự một số cặp oxi hóa - khử trong dãy điện hóa như sau : Fe 2+/Fe; Cu2+/Cu; Fe3+/Fe2+ Cặp chất không phản ứng với nhau là A Cu và dung dịch FeCl3 B Fe và dung dịch CuCl2 C Fe và dung dịch FeCl3 D dung dịch FeCl2 và dung dịch CuCl2 Câu 39: X là kim loại phản ứng được với dung dịch H2SO4 loãng, Y là kim loại tác dụng được với dung dịch Fe(NO3)3 Hai kim loại X, Y lần lượt là (biết thứ tự trong... HCl hoặc H2SO4 loãng BaCl2 trong mtr axit loãng dư AgNO3 trong mtr HNO3 loãng Cu(bột) +H2SO4 loãng Hiện tượng Bọt khí không màu, không mùi CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O BaSO4↓ trắng Ba2++SO42- → BaSO4 AgCl ↓ trắng Giải thích Ag+ + Cl- → AgCl ↓ Dung dịch xanh, khí không màu hóa nâu trong không khí 3Cu+2NO3-+8H+ → 3Cu2++2NO+4H2O 2NO+O2→2NO2(nâu) III- Nhận biết chất khí Khí SO2 Mùi Hắc, gây ngạt CO2 Dung dịch... Tổng (a + b) bằng 24 A 5 B 4 C 7 D 6 Câu 13: Kim loại Al không phản ứng với dung dịch A H2SO4 đặc, nguội B Cu(NO3)2 C HCl D NaOH Câu 14: Chất phản ứng được với dung dịch NaOH là A Al2O3 B MgO C KOH D CuO Câu 15: Chất không có tính chất lưỡng tính là A NaHCO3 B AlCl3 C Al(OH)3 D Al2O3 Câu 16: Phản ứng hóa học xảy ra trong trường hợp nào dưới đây không thuộc loại phản ứng nhiệt nhôm? A Al tác dụng với Fe2O3... vàng D tạo ra khí không màu hóa nâu trong không khí Câu 12: Có 4 dung dịch là: NaOH, H2SO4, HCl, Na2CO3 Chỉ dùng thêm một hóa chất để nhận biết thì dùng chất nào trong số các chất cho dưới đây? A Dung dịch HNO3 B Dung dịch KOH C Dung dịch BaCl2 D Dung dịch NaCl Câu 13: Sục một khí vào nước brom, thấy nước brom bị nhạt màu Khí đó là A CO2 B CO C HCl D SO2 Câu 14: Khí nào sau có trong không khí đã làm cho . chất hóa học: Fe có tính khử trung bình - Khi tác dụng với chất oxi hóa yếu, sắt bị oxi hóa đến số oxi hóa +2: Fe → Fe +2 + 2e 6 - Khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh, sắt bị oxi hóa đến số oxi hóa. nhẹ, độ bền cao và có công năng đặc biệt: vật liệu compozic; vật liệu hỗn hợp chất vô cơ và hữu cơ; vật liệu hỗn hợp nano. II - Hóa học và vấn đê lương thực thực phẩm - Hóa học đã góp phần làm tăng. 2H + CHƯƠNG 9 - HÓA HỌC VÀ VẤN ĐỀ PHÁT TRIỂN KINH TẾ, XÃ HỘI, MÔI TRƯỜNG. Phần 1. Tóm tắt lí thuyết . I - Hóa học góp phần giải quyết vấn đề vật liệu cho tương lai: Hóa học kết hợp với các