phieu tra bai phan vo co 12

CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI Bài 1: VỊ TRÍ KIM LOẠI TRONG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CẤU TẠO KIM LOẠI – HỢP KIM I. VỊ TRÍ CÁC NGUYÊN TỐ KIM LOẠI TRONG HTTH Trong số hơn 110 nguyên tố hóa học mà ngày nay đã biết, có tới gần 90 nguyên tố là kim loại. Trong HTTH, các nguyên tố kim loại ở những vị trí sau: – – – – Nói chung, các nguyên tố kim loại được xếp bảng HTTH II. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI 1. Cấu tạo nguyên tử: – Lớp ngoài cùng có electron (thường chứa ….→ ….e – ); – Trong cùng chu kỳ, bán kính nguyên tử kim loại hơn các phi kim. 2. Cấu tạo tinh thể: – Ở điều kiện thường, các kim loại ở trạng thái ………. có cấu tạo tinh thể (trừ …………… ở thể lỏng). – Ba kiểu mạng tinh thể chính của kim loại là: lập phương tâm khối (………. …); lập phương tâm diện (Cu, Ag, Au, Al,…); lục phương (Be, Mg, Zn,…) – Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion dương kim loại nằm ở các nút mạng tinh thể. Các electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể. 3. Liên kết kim loại Liên kết kim loại là liên kết được hình thành …………………………………………………………………………………… – Khác với liên kết cộng hóa trị do những đôi electron tạo ra, liên kết kim loại do ………………………………………………………………………………………………………………………… – Khác với liên kết ion là tương tác tĩnh điện giữa ion dương và ion âm. Liên kết kim loại do ……………………………………………………………………………………… Bài 2: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ 1. Tính chất vật lí chung: a. Tính dẻo : Những kim loại có tính dẻo hơn cả là Au, Ag, Al, Cu, Sn… Nhờ có tính dẻo, kim loại dễ dát mỏng, kéo sợi. b. Tính dẫn điện : – Dẫn điện tốt nhất là Ag, sau đó đến Cu, Au, Al, Fe… – Khi nhiệt độ tăng, tính dẫn điện của kim loại giảm. Do ở nhiệt độ cao, các ion dương dao động tăng lên, làm cản trở sự chuyển động của dòng e tự do. c. Tính dẫn nhiệt : Nói chung, những kim loại nào dẫn điện tốt thì cũng dẫn nhiệt tốt. Tính dẫn nhiệt giảm dần theo thứ tự : Ag, Cu, Al, Fe, … d. Ánh kim : Kim loại có ánh kim nhờ những electron tự do trong kim loại phản xạ tốt những tia sáng có bước sóng trong vùng khả kiến (tia sáng nhìn thấy được). Tóm lại: Tính chất vật lý chung của kim loại gây nên bởi sự có mặt của các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại. 2. Tính chất vật lí riêng : a. Khối lượng riêng D (g/cm 3 ) : Kim loại có khối lượng riêng nhỏ nhất là Li (0,5) ; lớn nhất là Os (22,6) D < 5(g/cm 3 ) : kim loại nhẹ (Na, K, Mg, Al…) D > 5 : kim loại nặng (Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg, Au…) b. Nhiệt độ nóng chảy : Kim loại dễ nóng chảy nhất: Hg (–39 o C); khó nóng chảy nhất là W (3410 o C) c. Độ cứng: Một số kim loại mềm như sáp, có thể cắt dễ dàng bằng dao: Na, K, Cs…; có kim loại rất cứng, cứng nhất là Cr Tóm lại: Những tính chất vật lí riêng của kim loại phụ thuộc chủ yếu vào độ bền của liên kết kim loại, nguyên tử khối, kiểu mạng tinh thể, mật độ electron tự do trong mạng tinh thể, … của kim loại. II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CỦA KIM LOẠI Tính khử (bị oxi hóa): M → M n+ + ne – 1. Tác dụng với phi kim : Kim loại (trừ Au, Pt) + O 2 → o t Oxit Kim loại Vd: 3Fe + 2O 2 → o t Fe 3 O 4 ; 4Al + 3O 2 → o t 2Al 2 O 3 Kim loại + Phi kim → o t Muối Vd: 2Fe + 3Cl 2 → o t 2FeCl 3 ; Fe + S → o t FeS 2. Tác dụng với Axit : a. Dung dịch HCl, H 2 SO 4 loãng (axit loại 1): Kim loại đứng trước H khử được H + trong dung dịch axít thành H 2 Vd: 2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 ↑ Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 ↑ (Sản phẩm là muối sắt II) b. Axit có tính oxy hóa mạnh:H 2 SO 4 đặc, HNO 3 (axit loại 2) Hầu hết các kim loại (trừ Pt, Au) khử được +5 N và +6 S trong axit xuống mức oxi hóa thấp hơn M + H 2 6 S + O 4 (đặc) → o t Muối sunfat + ( 4 2 S O + , 0 S , 2 2 H S − ) + H 2 O Vd: Cu + 2H 2 SO 4 (đặc) → o t CuSO 4 + SO 2 ↑ + 2H 2 O 2Fe + 6H 2 SO 4 (đặc) → o t Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 ↑ + 6H 2 O (Muối sắt III) M + H 5 N + O 3 → o t Muối nitrat + ( 4 2 N O + , 2 N O + , 1 2 N O + , 0 2 N , 3 4 3 N H NO − )+H 2 O Vd: Fe + 6HNO 3 (đặc) → o t Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 ↑ + 3H 2 O (Muối sắt III) 3Cu + 8HNO 3 (oãng) → 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO↑ + 4H 2 O * Nếu HNO 3 đặc → NO 2 ; HNO 3 loãng → NO Lưu ý: *Các kim loại Al, Cr, Fe thụ động hóa trong HNO 3 đặc, nguội và H 2 SO 4 đặc, nguội. (do tạo lớp oxit bền vững và liên tục bao bọc kim loại bên trong) 3. Tác dụng với H 2 O : – Kim loại có tính khử mạnh như nhóm IA, nhóm IIA (trừ Be, Mg) khử được H + trong nước ở nhiệt độ thường M + n H 2 O → M(OH) n + 2 n H 2 ↑ Vd: Na + H 2 O → NaOH + ½ H 2 ↑ ; Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ↑ – Kim loại có tính khử trung bình (Zn, Fe, . . .) khử được nước ở nhiệt độ cao Vd: 3Fe + 4H 2 O hơi  → ≈< C)500 ( C oo 570 Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑ Fe + H 2 O hơi  → > C o 570 FeO + H 2 ↑ – Kim loại có tính khử yếu (Pb, Cu, Ag, . . .) không khử được nước 4. Tác dụng với dung dịch Muối: M + dung dịch muối của M’ → muối của M + M’ Điều kiện: – M đứng trước M’ trong dãy hoạt động hoá học. – M không tác dụng H 2 O ở t o thường. – Muối của M’ phải tan. Vd1: Cho đinh sắt vào dung dịch đồng II sunfat: Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓ (Đồng màu đỏ bám vào đinh sắt) Vd2: Cho mẫu Na vào dung dịch CuSO 4 : Na + H 2 O → NaOH + 1 2 H 2 ↑ (Sủi bọt khí) 2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 (Kết tủa xanh) 5. Tác dụng với dung dịch kiềm: Các kim loại Al, Zn, Be có thể tác dụng với dung dịch kiềm Vd: Al + NaOH + H 2 O → NaAlO 2 + 3 2 H 2 ↑ Bài 3: DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI I. KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXY HĨA – KHỬ CỦA KIM LOẠI II. DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI : Tính của các ion kim loại Tính của các kim loại III. Ý NGHĨA CỦA DÃY ĐIỆN HĨA VD: Câu 1:Trong các phản ứng sau: (1) Cu + 2Ag +  Cu 2+ + 2Ag; (2) Cu + Fe 2+  Cu 2+ + Fe; (3) Zn + Cu 2+  Zn 2+ + Cu Phản ứng nào có được theo chiều thuận? A. Chỉ có 1 B. Chỉ có 3 C. Chỉ có 2, 3 D. Chỉ có 1 và 3 C â u 2: Cho 4 ion Al 3+ , Zn 2+ , Cu 2+ , Pt 2+ , chọn ion có tính oxi hoá mạnh hơn Pb 2+ A. Chỉ có Cu 2+ , Pt 2+ C. Chỉ có Al 3+ , Zn 2+ B. Chỉ có Cu 2+ D. Chỉ có Al 3+ C â u 3: Cho 4 kim loại Mg, Al, Zn, Cu. Chọn kim loại có tính khử yếu hơn H 2 . A. Mg và Al C. Zn và Cu B. Al và Zn D. Chỉ có Cu C â u 4: Xếp các cặp oxi hoá khử sau theo thứ tự tăng dần tính oxi hoá của các ion kim loại: Zn 2+ / Zn (1), Fe 2+ / Fe (2), Al 3+ /Al (3), 2H + /H 2 (4), Ag + /Ag (5), Cu 2+ /Cu (6), Fe 3+ /Fe 2+ (7) A. 6 < 3 < 1 < 2 < 4 < 7 < 5 B. 5 < 1 < 6 < 2 < 3 < 4 < 7 C. 4 < 6 < 7 < 3 < 2 < 1 < 5 D. 3 < 1 < 2 < 4 < 6 < 7 < 5 C â u 5: Kim loại đẩy được Cu ra khỏi dung dòch CuSO 4 là A : Na , Mg , Zn , Fe , Pb B : Mg , Zn , Fe , Pb C : Mg , Zn , Fe D : Na , Mg , Zn , Fe C â u 6: Cho phản ứng: 2M + nFeSO 4 → M 2 (SO 4 ) n + nFe↓. Kim loại M là A. K, Mg B. Ba, Al C. Mg,Zn D. Al, Ni Câu 7:Từ đó hãy cho biết những cặp chất nào sau đây có thể tác dụng với nhau: FeCl 2 , Cu(NO 3 ) 2 , FeCl 3 , Fe,Cu. A. 2 và 4 B. 2 và 3; 1 và 2 C. 2 và 4; 3 và 4. D. 2 và 4; 3 và 4; 3 và 5 Câu 8 :Phản ứng nào sau đây không thể xảy ra: A. AgNO 3 + Fe(NO 3 ) 2  Fe(NO 3 ) 3 + Ag B. Cu + 2FeCl 3  CuCl 2 + Fe C. Cu + FeCl 3  CuCl 2 + FeCl 2 D. Fe + 2FeCl 3 3FeCl 2 Câu 9:Kim loại Ni phản ứng được với tất cả muối trong dd ở dãy nào sau đây? A. NaCl, AlCl 3 , ZnCl 2 B. MgSO 4 , CuSO 4 , AgNO 3 C. Pb(NO 3 ) 2 , AgNO 3 , NaCl D. AgNO 3 , CuSO 4 , Pb(NO 3 ) 2 Câu 10:Cho ba kim loại là Al, Fe, Cu và bốn dung dịch muối riêng biệt là ZnSO 4 , AgNO 3 , CuCl 2 , MgSO 4 . Kim loại tác dụng được với cả bốn dd muối đã cho là A. Al B. Fe C. Cu D. Không kim loại nào tác dụng được • Fe + dd AgNO 3 dư : Fe + 2AgNO 3 → (NO 3 ) 2 + 2Ag↓ (NO 3 ) 2 + AgNO 3 dư → (NO 3 ) 3 + Ag↓ Fe + 3AgNO 3 → Fe(NO 3 ) 3 + 3Ag↓ Bài 4: HỢP KIM I. Định nghĩa: Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một kim loại cơ bản và một số kim loại phi kim khác Vd: Thép là hợp kim sắt với cacbon và một số nguyên tố khác. Duyra là hợp kim của Al với Cu, Mn, Mg, Si. II. Tính chất của hơp kim Hợp kim có những tính chất hoá học tương tự tính chất của các chất các đơn chất tham gia tạo thành hợp kim, còn tính chất vật lý và tính chất cơ học của hợp kim lại khác nhiều với tính chất các đơn chất. Người ta đã chế tạo được hàng trăm loại hợp kim có những đặc tính rất quý như: – Hợp kim không bị ăn mòn: Fe-Mn-Cr (thép inox), Cu-Zn (đồng thau), … – Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe, … – Hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn-Pb (thiếc hàn có t o nc = 210 o C), Bi-Pb-Sn-Sb (t o nc = 65 o C) – Hợp kim nhẹ, cứng, bền: Al-Si, Al-Cu-Mn-Mg – Hợp kim có điện trở lớn: Co-Zn-Ni, Cu-Mn-Ni Bài 5: ĂN MÒN KIM LOẠI I. ĐỊNH NGHĨA Sự ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh. Kim loại bị oxi hóa thành ion dương M → M n+ + ne – II. PHÂN LOẠI: Có 2 loại chính: ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa. 1. Ăn mòn hóa học : Là quá trình oxi hóa – khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường. (xảy ra ở các thiết bị lò đốt, thường xuyên tiếp xúc với hơi nước, không khí, …) Vd: 2Fe + 3Cl 2 → o t 2FeCl 3 3Fe + 4H 2 O → o t Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑ – Đặc điểm: không phát sinh dòng điện; nhiệt độ càng cao → tốc độ ăn mòn càng nhanh. 2. Ăn mòn điện hóa 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 electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương. – Điều kiện xảy ra sự ăn mòn điện hóa học: Phải hội đủ 3 điều kiện: (1) Phải có các điện cực khác nhau về bản chất: Cực (–) (bị ăn mòn) Cực (+) Ví dụ Kim loại mạnh hơn Kim loại yếu hơn Zn – Cu Kim loại Phi kim Fe – C (gang, thép) Kim loại Hợp chất hóa học Fe – Fe 3 C (2) Các điện cực phải tiếp xúc nhau trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn. (3) Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch điện li. – Cơ chế sự ăn mòn điện hóa: Vd1: Hợp kim Zn–Cu bị ăn mòn trong H 2 SO 4 loãng : Zn hoạt động mạnh hơn Cu ⇒ Zn là cực (–) và Cu là cực (+) Tại cực Zn (–): Zn → Zn 2+ + 2e Tại cực Cu (+) : 2H + + 2e → H 2 ↑ Vậy Zn bị ăn mòn điện hóa nhanh trong dung dịch H 2 SO 4 loãng và tạo nên dòng điện, bọt khí thoát ra từ cực dương là Cu. Lưu ý: Nếu cho lá Zn nguyên chất vào dung dịch H 2 SO 4 loãng, lúc đầu lá Zn bị ăn mòn hóa học nhưng sau đó bọt khí H 2 sinh ra bao kín lá Zn khiến cho Zn ngừng tan hoặc tan rất chậm. Trong khi đó, Zn không nguyên chất (vd hợp kim Zn–Cu) sẽ tan nhanh do hiện tượng ăn mòn điện hóa như vd trên. Vd2: Sự rỉ sét của Gang thép trong không khí ẩm : Gang thép là hợp kim Fe – C, gồm những tinh thể Fe tiếp xúc trực tiếp với tinh thể C (graphit). Khi tiếp xúc với không khí ẩm có hòa tan khí CO 2 , O 2 , … sẽ tạo ra lớp dung dịch điện li phủ ngoài kim loại. Tại cực (– )Fe: xảy ra sự oxi hóa: Fe → Fe 2+ + 2e Tại cực (+)C: xảy ra sự khử: H 2 O + ½O 2 + 2e → 2OH – Những ion Fe 2+ tan vào dung dịch chất điện li có hòa tan khí O 2 . Tại đây, những ion Fe 2+ bị oxy hoá tiếp thành Fe 3+ và cuối cùng tạo ra gỉ sắt có thành phần Fe 2 O 3 .nH 2 O III. CÁCH CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI 1. Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn, xi, mạ, phủ lớp polime…(lớp bảo vệ phải bền với môi trường và đặc khít không cho không khí hoặc nước thấm qua) 2. Phương pháp điện hóa : Để bảo vệ một kim loại, người ta nối kim loại này với một kim loại khác có tính khử mạnh hơn. Vd: Gắn các tấm Zn vào vỏ tàu thủy (phần chìm trong nước biển) → Zn (cực âm) bị ăn mòn (vật hi sinh), vì vậy thành tàu bằng thép (cực dương) được bảo vệ. Tại cực (–) : Zn → Zn 2+ + 2e ; Tại cực (+) : H 2 O + ½ O 2 + 2e → 2 OH – Bài 6: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI I. NGUYÊN TẮC: II. PHƯƠNG PHÁP: 1. Phương pháp thủy luyện * Thích hợp điều chế những kim loại như Dùng kim loại có Ví dụ: 2. Phương pháp nhiệt luyện * Thích hợp điều chế những kim loại như Dùng (thường là oxit kim loại) ở nhiệt độ cao. Ví dụ: 3. Phương pháp Điện phân: Dùng Phương pháp này điều chế được hầu hết tất cả các kim loại với độ tinh khiết cao. * Kim loại hoạt động mạnh (K → Al ): dùng pp VD: viết các phương trình điều chế Al,Na ,Mg Ca từ các chất tương ứng * Kim loại trung bình hoặc yếu (Zn → Au) : dùng pp VD: viết các phương trình điều chế Sn,Cu ,Zn, từ các dd SnCl 2 CuCl 2 ZnSO 4 Cu(NO 3 ) 2 CuSO 4 SnCl 2  → ñpdd Sn↓ + Cl 2 ↑ CuCl 2  → ñpdd Cu↓ + Cl 2 ↑ ZnSO 4 + H 2 O  → ñpdd Zn↓ + H 2 SO 4 + ½ O 2 ↑ Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O  → ñpdd Cu↓ + 2HNO 3 + ½ O 2 ↑ Tóm lại: - Kim loại mạnh (K → Al ): Điện phân nóng chảy - Kim loại trung bình (Zn → Pb): Điện phân dung dịch hoặc nhiệt luyện. - Kim loại yếu (Cu → Au ): Điện phân dung dịch hoặc thủy luyện. *. Công thức Faraday: F.n t.I.A m = Với: m: Khối lượng chất thu được ở điện cực (gam) A: Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực (g/mol) n: Số mol electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận. I: Cường độ dòng điện (Ampe) t: Thời gian điện phân (giây) F: Hằng số Faraday = 96.500 Coulomb/mol CHƯƠNG 2:KIM LOẠI KIỀM ,KIM LOẠI KIỀM THỔ - NHÔM Bài 1:KIM LOẠI NHÓM IA: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 1 I. TÍNH CHẤT VẬT LÝ: – Tất cả các kim loại kiềm đều có mạng tinh thể lập phương tâm khối, do bán kính nguyên tử lớn, trong tinh thể các nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết kim loại yếu. Vì vậy kim loại kiềm có: • Khối lượng riêng nhỏ (kim loại rất nhẹ, D < 2 g/cm 3 ) • Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp (t O nc < 200 O C) • Độ cứng thấp (kim loại mềm) • Độ dẫn điện và dẫn nhiệt cao. – Màu ngọn lửa đặc trưng của đơn chất và hợp chất: Natri (vàng); Kali (tím) II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC: – Các kim loại kiềm đều có năng lượng ion hóa nhỏ, cấu hình ngoài cùng ns 1 ⇒ Dễ nhường 1e ⇒ Tính chất hóa học đặc trưng của kim loại kiềm là tính khử rất mạnh: M → M + + e – (trong các hợp chất, kim loại kiềm có số oxi hóa +1) 1. Tác dụng với Phi kim : Kim loại kiềm bị oxy hóa nhanh trong không khí ở ngay nhiệt độ thường tạo oxit. Khi đốt cháy trong không khí hay Oxy có thể tạo peoxit. 4M + O 2 → 2M 2 O (Oxit) 2K + O 2 → o t K 2 O 2 Kim loại kiềm phản ứng mạnh với các Halogen, lưu huỳnh… 2M + Cl 2 → 2MCl 2M + S → M 2 S 2. Tác dụng với H 2 O : Tác dụng mãnh liệt ở nhiệt độ thường. Với K, Rb, Cs: bốc cháy trong nước. M + H 2 O → MOH + ½ H 2 ↑ 1 Franxi là nguyên tố phóng xạ nhân tạo,không xét trong chương trình. Do vy mun bo qun kim loi kim, ta ngõm chỡm chỳng trong du ha. 3. Tỏc dng vi Axit: Kh d dng H + ca dung dch HCl, H 2 SO 4 loóng thnh khớ H 2 v gõy n M + H + M + + ẵ H 2 Do H + cú tớnh oxy húa mnh hn H 2 O nờn khi cho kim loi kim vo ddich axit loóng, kim loi kim tỏc dng vi axit trc, khi ht axit s phn ng vi H 2 O 4. Tỏc dng vi dung dch mui : Do tỏc dng d dng vi H 2 O nờn khi cho kim loi kim vo dung dch mui thỡ kim loi kim phn ng vi H 2 O trc: Vd: Cho mu K vo dung dch FeCl 3 K + H 2 O KOH + ẵ H 2 (si bt) 3KOH + FeCl 3 Fe(OH) 3 + 3KCl (kt ta nõu ) Hin tng: khớ thoỏt ra mónh lit, trong dd xut hin kt ta nõu III. IU CH: in phõn núng chy mui Clorua hoc Hydroxit kim loi kim. 2NaCl ủpnc 2Na + Cl 2 ; 2NaOH ủpnc 2Na + ẵ O 2 + H 2 O IV. NG DNG: Cesi dựng ch to t bo quang in Ch to hp kim cú nhit núng chy thp dựng trong thit b bỏo chỏy Kim loi K v Na dựng lm cht trao i nhit trong lũ phn ng ht nhõn. Kim loi kim c dựng iu ch mt s kim loi him bng phng phỏp nhit luyn. Kim loi kim c dựng lm cht xỳc tỏc trong nhiu phn ng hu c. Bi 2: HP CHT QUAN TRNG CA KIM LOI KIM I. NaOH (Natri hydroxit) 1. Tớnh cht vt lý : Cht rn, khụng mu, tan nhiu trong nc v ta nhit lng ln. NaOH rn l cht hỳt m mnh (d chy ra) nờn c dựng lm khụ mt s khớ. 2. Tớnh cht húa hc: l Baz mnh in li hon ton: NaOH Na + + OH Tỏc dng Axit, Oxit axit: NaOH + HCl NaCl + H 2 O (H + + OH H 2 O) NaOH + CO 2 NaHCO 3 (OH + CO 2 HCO 3 ) Hay 2 NaOH + CO 2 Na 2 CO 3 + H 2 O (2OH + CO 2 CO 3 2 + H 2 O) Tỏc dng dd mui: 2NaOH + CuSO 4 Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 2OH + Cu 2+ Cu(OH) 2 3. ng dng: NaOH cú nhiu ng dng quan trng trong cỏc ngnh cụng nghip ch bin du m, luyn nhụm, x phũng, giy, dt 4. iu ch : 2NaCl+2H 2 O ngaờn maứng ủpdd H 2 +2NaOH +Cl 2 T soda Na 2 CO 3 : Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 CaCO 3 + 2NaOH II. NaHCO 3 (Natri hydrocarbonat; Natribicarbonat) 1. Tớnh cht vt lý: Cht rn mu trng, ớt tan trong nc 2. Tớnh cht húa hc: - Kộm bn nhit: 2NaHCO 3 C o 100 Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O - Tớnh lng tớnh: * NaHCO 3 + HCl NaCl + CO 2 + H 2 O * NaHCO 3 + NaOH Na 2 CO 3 + H 2 O - Thu phõn: NaHCO 3 Na + + HCO 3 HCO 3 – + H 2 O → ¬  H 2 CO 3 + OH – NaHCO 3 thuỷ phân cho môi trường kiềm yếu. 3. Ứng dụng: NaHCO 3 được dùng trong công nghiệp dược phẩm (chế thuốc đau dạ dày,…), công nghệ thực phẩm (làm bột nở, chế nước giải khát…) 4. Điều chế: CO 2 + H 2 O + Na 2 CO 3 → 2NaHCO 3 III. Na 2 CO 3 (Natri carbonat; soda) 1. Tính chất vật lý: – Chất rắn màu trắng, dễ tan trong nước. – Rất bền nhiệt, nóng chảy ở 850 o C vẫn không bị phân hủy. 2. Tính chất hóa học: Tính Baz: Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + CO 2 ↑ + H 2 O Thuỷ phân: Na 2 CO 3 → 2Na + + CO 3 2– CO 3 2– + H 2 O → ¬  HCO 3 – + OH – Vậy: Na 2 CO 3 thuỷ phân cho môi trường kiềm khá mạnh (dd Na 2 CO 3 làm quỳ tím hóa xanh, p.p. hóa hồng) 3. Ứng dụng: Na 2 CO 3 là hóa chất quan trọng trong công nghiệp thủy tinh, bột giặt, phẩm nhuộm, giấy sợi,… IV. KNO 3 (Kali nitrat) 1. Tính chất: – Chất rắn không màu, dễ tan trong nước. – Bền trong không khí, Khi đun nóng ở nhiệt độ cao hơn nhiệt nóng chảy (333 o C) thì KNO 3 bị phân hủy : 2KNO 3 o t → 2KNO 2 + O 2 2. Ứng dụng: Dùng làm phân bón, chế tạo thuốc nổ (thuốc súng là hỗn hợp gồm 68% KNO 3 , 15% S, 17% C). Phản ứng cháy của thuốc súng theo phương trình: 2KNO 3 + 3C + S o t → N 2 + 3CO 2 + K 2 S Bài 3:KIM LOẠI NHÓM IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 2 I. TÍNH CHẤT VẬT LÝ: – Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, có thể dát mỏng, kéo sợi, có kiểu mạng tinh thể không giống nhau. – Do bán kính nguyên tử lớn, trong tinh thể các nguyên tử liên kết với nhau bằng liên kết kim loại tương đối yếu. Vì vậy kim loại kiềm thổ có: • Khối lượng riêng tương đối nhỏ (kim loại nhẹ) • Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tương đối thấp. • Độ cứng thấp (cứng hơn kim loại kiềm nhưng mềm hơn Nhôm) II. TÍNH CHẤT HÓA HỌC: – Bán kính khá lớn, cấu hình ngoài cùng ns 2 ⇒ Dễ nhường 2e ⇒ Tính khử mạnh : M → M 2+ + 2e – (yếu hơn kim loại kiềm) – Trong các hợp chất, kim loại kiềm chỉ có số oxi hóa +2) 1. Tác dụng với Phi kim : a. Tác dụng với Oxy : Khi đốt nóng, các kim loại nhóm IIA đều cháy: 2M + O 2 → o t 2MO b. Tác dụng các phi kim khác: Kim loại kiềm thổ phản ứng mạnh với các Halogen, lưu huỳnh… M + Cl 2 → o t MCl 2 M + S → o t MS 2. Tác dụng với H 2 O : – Be không phản ứng dù ở nhiệt độ cao. – Mg phản ứng rất chậm ở nhiệt độ thường, nếu đun nóng Mg phản ứng với hơi nước tạo MgO và H 2 . Mg + H 2 O hơi  → C~ o 200 MgO + H 2 ↑ – Ca, Sr, Ba: tác dụng mãnh liệt ở nhiệt độ thường. 2 Radi là nguyên tố phóng xạ nhân tạo,không xét trong chương trình. M + 2H 2 O → M(OH) 2 + H 2 ↑ 3. Tác dụng với Axit : (xem tính chất hóa học của kim loại) M + 2H + → M 2+ + H 2 ↑ 4 o M + 10 H 5 + N O 3 loãng → 4 2+ M (NO 3 ) 2 + 3 − N H 4 NO 3 + 3H 2 O 4Mg + 5H 2 SO 4 (đặc) → 4MgSO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O 4. Tác dụng với dd muối : – Be và Mg phản ứng như các kim loại bình thường khác: Be + Cu(NO 3 ) 2 → Be(NO 3 ) 2 + Cu↓ Mg + Zn(NO 3 ) 2 → Mg(NO 3 ) 2 + Zn↓ – Ca, Sr, Ba: Do tác dụng dễ dàng với H 2 O nên khi cho vào dd muối thì chúng phản ứng với H 2 O trước: Vd: Cho Ba vào dd CuSO 4 : Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 ↑ Ba(OH) 2 + CuSO 4 → BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓ Hiện tượng: khí thoát ra, xuất hiện kết tủa trắng và xanh lam. 5. Tác dụng dd kiềm : chỉ có Be phản ứng được với dd kiềm (NaOH, KOH, Ba(OH) 2 …) do oxit và hydroxit của Be lưỡng tính Be + 2NaOH → Na 2 BeO 2 + H 2 ↑ III. ĐIỀU CHẾ: Điện phân nóng chảy muối Halogenua : MX 2 → ñpnc M + X 2 (M: kim loại nhóm IIA; X: Halogen) Vd: CaCl 2 → ñpnc Ca + Cl 2 ↑ Bài 4: HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI NHÓM IIA I. Ca(OH) 2 (Canxi hydroxit; vôi tôi) 1. Tính chất vật lý : – Chất rắn, màu trắng, ít tan trong nước. Nước vôi trong là dd Ca(OH) 2 2. Tính chất hóa học: là Baz mạnh: – Tác dụng Axit, Oxit axit: Ca(OH) 2 + 2HCl → CaCl 2 + 2H 2 O Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O Hay Ca(OH) 2 + 2CO 2 → Ca(HCO 3 ) 2 Tác dụng dd muối: Ca(OH) 2 + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + CaSO 4 3. Điều chế: CaCl 2 + 2H 2 O ngaên maøng ñpdd  → H 2 ↑ + Ca(OH) 2 + Cl 2 ↑ Ca + H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ↑ ; CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 3. Ứng dụng của Ca(OH) 2 : Điều chế NaOH trong công nghiệp; chế tạo vữa xây nhà; khử chua đất trồng trọt; chế tạo clorua vôi là chất tẩy trắng, khử trùng. II. CaCO 3 (Canxi carbonat; Đá vôi) 1. Tính chất vật li : Chất rắn màu trắng, không tan trong nước, bị phân hủy ở khoảng 1000 0 C 2. Tính chất hóa học : a. Tác dụng axit : CaCO 3 là muối của axit yếu nên tan được trong các axit mạnh hơn nó (HCl, CH 3 COOH…) hoặc chính axit H 2 CO 3 . CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 ↑ + H 2 O CaCO 3 + 2CH 3 COOH → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 ↑ + H 2 O CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O ← → )( )( 2 1 Ca(HCO 3 ) 2 (1) : Giải thích sự xâm thực của nước mưa (có chứa CO 2 ) đối với đá vôi. (2) : Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong các hang động, sự tạo cặn đá vôi trong ấm đun nước, nồi hơi, ống dẫn nước… b) Nhiệt phân: CaCO 3 → o t CaO + CO 2 ↑ 3. Điều chế: CaO + CO 2 → CaCO 3 Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + 2NaOH Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 → 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O Ca(HCO 3 ) 2 → o t CaCO 3 ↓ + CO 2 ↑ + H 2 O IV. CaSO 4 (Canxi sulfat; Thạch cao) 1. Tính chất Tùy theo lượng nước kết tinh có trong Canxi sulfat, có 3 loại: • CaSO 4 .2H 2 O: thạch cao sống, có trong tự nhiên, bền ở nhiệt độ thường. • CaSO 4 .H 2 O hoặc CaSO 4 .0,5H 2 O: thạch cao nung, được điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở ~ 160 o C. CaSO 4 .2H 2 O 160 o C → CaSO 4 .H 2 O + H 2 O • CaSO 4 : thạch cao khan, được điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở ~ 350 o C. Thạch cao khan không tan và không tác dụng nước. 2. Ứng dụng – Thạch cao nung có thể kết hợp với nước tạo thành thạch cao sống và khi đông cứng thì giãn nở thể tích, do vậy thạch cao rất ăn khuôn. Thạch cao nung thường dùng đúc tượng, đúc các mẫu chi tiết tinh vi dùng trang trí nội thất,… – Trộn vào clinke giúp ximăng chậm đông. Làm phấn viết bảng. Bó bột khi gãy xương,… Bài 5:NƯỚC CỨNG I. ĐỊNH NGHĨA: Nước cứng là nước chứa nhiều ion Ca 2+ và Mg 2+ . Nước mềm là nước chứa rất ít hoặc không chứa ion Ca 2+ và Mg 2+ . II. PHÂN LOẠI NƯỚC CỨNG:Tùy thuộc vào thành phần anion gốc axit có trong nước cứng, người ta chia thành 2 loại độ cứng: Độ cứng Khi gốc axit là … Ví dụ Tạm thời HCO 3 – Ca(HCO 3 ) 2 , Mg(HCO 3 ) 2 Vĩnh cửu Cl – hoặc SO 4 2– CaCl 2 , MgCl 2 , CaSO 4 , MgSO 4 Toàn phần Có cả tính tạm thời và tính vĩnh cửu Nước trong tự nhiên thường là nước cứng toàn phần. III. TÁC HẠI CỦA NƯỚC CỨNG : – Khi giặt quần áo bằng xà phòng trong nước cứng làm cho vải mau mục nát, mặt khác gây lãng phí xà phòng. – Thực phẩm lâu chín và giảm mùi vị nếu dùng nước cứng để nấu thức ăn. – Khi đun nước cứng trong nồi hơi, trong của nồi bị phủ một lớp cặn, làm hao phí chất đốt. nồi mau hư hỏng. – Nước cứng tạm thời lâu ngày làm tắc ống dẫn nước. IV. CÁCH LÀM MỀM NƯỚC CỨNG : Nguyên tắc: làm giảm nồng độ các ion Ca 2+ và Mg 2+ trong nước cứng, bằng cách chuyển những ion tự do này vào hợp chất không tan rồi lọc bỏ kết tủa (phương pháp kết tủa) hoặc thay thế chúng bằng những cation khác (phương pháp trao đổi ion). 1. Phương pháp kết tủa : a) Đối với nước cứng tạm thời – Đun sôi: M(HCO 3 ) 2 → o t MCO 3 ↓ + CO 2 ↑ + H 2 O – Dùng dd Na 2 CO 3 , Ca(OH) 2 hay Na 3 PO 4 để làm mềm nước cứng tạm thời: Ca(OH) 2 + Ca(HCO 3 ) 2 → 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O 2Ca(OH) 2 + Mg(HCO 3 ) 2 → Mg(OH) 2 ↓ + 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O b) Đối với nước cứng vĩnh cửu: dùng dd Na 2 CO 3 , Ca(OH) 2 hay Na 3 PO 4 : M 2+ + CO 3 2– → MCO 3 ↓ ; 3M 2+ + 2PO 4 3– → M 3 (PO 4 ) 2 ↓ 2. Phương pháp trao đổi ion : Cho nước cứng đi qua chất nhựa trao đổi ion (ionit), các ion Ca 2+ và Mg 2+ sẽ bị ionit hấp thu và được trao đổi bởi ion H + hoặc Na + của nhựa. V. NHẬN BIẾT ION Ca 2+ , Mg 2+ TRONG DUNG DỊCH Thuốc thử : dung dịch muối CO 3 2– [...]... sản xuất Nguyên liệu sản xuất Phương sản xuất trình - Quặng oxit (thường là quặng hematit đỏ Fe2O3) - than cốc - chất chảy (CaCO3 hoặc SiO2) Tạo CO : C + O2 CO2 CO2 + C 2CO Khử các oxit sắt : 3Fe2O3 + CO 2Fe3O4 + CO2 Fe3O4 + CO 3FeO + CO2 FeO + CO Fe + CO2 Tạo xỉ : CaCO3 CaO + CO2 ↑ CaO + SiO2 → CaSiO3 PHÂN LOẠI I GANG : 1 Gang trắng: gang chứa ít cacbon và rất ít silic, cacbon chủ yếu ở dạng xementit...Hiện tượng: Tạo kết tủa trắng CaCO3 hoặc MgCO3 Ca2+ + CO3 2– → CaCO3↓ ; Mg2+ + CO3 2– → MgCO3↓ Bài 6 :NHÔM I ĐẶC ĐIỂM CHUNG: – Cấu hình electron: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 – Trạng thái tự nhiên: Al2O3.nH2O (Boxit); Na3AlF6 (3NaF.AlF3 : Cryolit); Al2O3.2SiO2.2H2O (đất sét);... Al(OH)3↓ + 3NH4Cl – Từ muối aluminat AlO2–: NaAlO2 + HCl (đủ) + H2O → Al(OH)3↓ + NaCl NaAlO2 + CO2 (dư) + 2H2O → Al(OH)3↓ + NaHCO3 III MUỐI NHÔM (Al3+) o – AlCl3 : AlCl3 rắn 183→ AlCl3 hơi (thăng hoa) C – Phèn nhôm : M2SO4 Al2(SO4)3.24H2O hay M.Al(SO4)2.12H2O M là NH4+, Na+, K+ Vd: Phèn chua: KAl(SO4)2.12H2O được dùng lóng trong nước, hồ giấy (làm cho giấy không thấm nước), chất cầm màu trong công... FeSO4 + H2O • Tính khử : 2FeO + 4H2SO4 đ to Fe2(SO4)3 + SO2↑ + 4H2O 3FeO + 10HNO3 l → 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O o • Tính oxy hóa: FeO + H2 t → Fe + H2O o b Điều chế: Fe3O4 + CO t → 3FeO + CO2 o t  gkk Fe(OH)2 khoân → FeO + H2O co 2 Fe(OH)2 : Kết tủa trắng xanh, hóa nâu trong không khí a Tính chất hóa học: • Tính bazơ : Fe(OH)2 + H2SO4 l → FeSO4 + 3H2O o • Tính khử : 2Fe(OH)2 + 4H2SO4 đ t → Fe2(SO4)3... Hematit nâu (Fe2O3.nH2O) Manhetit (Fe3O4) (là quặng giàu sắt nhất nhưng hiếm có trong tự nhiên) ; Xyderit (FeCO 3) ; Pyrit sắt (FeS2) V ĐIỀU CHẾ : 1 Điện phân dung dịch muối sắt : FeCl2 Fe + Cl2↑ FeSO4 + H2O Fe + H2SO4 + O2↑ 2 Nhiệt luyện : FeO + H2 Fe + H2O Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3 Fe3O4 + 4CO 3Fe + 4CO2 Bài 2: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA SẮT I HỢP CHẤT Fe (II) : Tính chất cơ bản là tính khử (Fe2+ ... MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG 1 Đồng (II) oxit CuO: - CuO là chất rắn màu đen a Hoá tính: - CuO là oxit baz: tác dụng dễ dàng với axit và oxit axit CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O - CuO có tính oxy hóa: CuO + CO Cu + CO2 3CuO + 2NH3 3Cu + N2 + 3H2O b Điều chế: 2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑ + O2↑ Cu(OH)2 2CuO + H2O 2 Đồng (II) hydroxit Cu(OH)2 - Cu(OH)2 là chất rắn màu xanh a Hoá tính : - Cu(OH)2 có tính baz, không tan... tính: – CrO3 có tính oxy hóa rất mạnh Một số chất như S, P, C, NH3, C2H5OH…bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3, đồng thời CrO3 bị khử thành Cr2O3 Vd: 2CrO3 + 2NH3 → Cr2O3 + N2 + 3H2O 4CrO3 + 3C  2Cr2O3 + 3CO2 → – CrO3 là một oxit axit, tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic và axit dicromic: H2CrO4 axit cromic 2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 axit dicromic CrO3 + H2O → – Hai axit này chỉ tồn tại trong dung... dạng khan có màu trắng Khi hấp thụ nước tạo thành muối hydrat CuSO4.5H2O là tinh thể màu xanh trong suốt Do vậy CuSO4 khan được dùng để phát hiện dấu vết của nước trong các chất lỏng Đồng cacbonat bazơ CuCO3.Cu(OH)2 được dùng để pha chế sơn vô cơ màu xanh, màu lục Bài 7: SƠ LƯỢC VỀ: THIẾC, CHÌ, KẼM, NIKEN KL Niken 28Ni Kẽm 30Zn Cấu tạo-vị trí [Ar} 3d8 4s2 Chu kì 4, nhóm VIIIA Số oxi hóa: +2 (còn có +3)...  2NiO → … o t Ni+4HNO3đặc  Zn(NO3)2+2NO2+ 2H2O → - Màu lam nhạt - Có tính khử mạnh hơn sắt; tác dụng O 2, dung dịch axít, dung dịch kiềm (NaOH, KOH) 2Zn + O2  2ZnO ; Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 5Zn + 12HNO3loãng 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O Zn+ 2NaOH  Na2ZnO2 + H2 → - Tráng bề mặt các vật bằng thép, các vật dụng, chế tạo hợp kim, pin điện hóa, Chì 82Pb [Xe]4f145d10 6s26p2 Chu kì 6 nhóm IVA Số oxi hóa: . CH 3 COOH…) hoặc chính axit H 2 CO 3 . CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 ↑ + H 2 O CaCO 3 + 2CH 3 COOH → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 ↑ + H 2 O CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O ← → )( )( 2 1 Ca(HCO 3 ) 2 . chế: CaO + CO 2 → CaCO 3 Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + 2NaOH Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 → 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O Ca(HCO 3 ) 2 → o t CaCO 3 ↓ + CO 2 ↑ +. Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O - Tớnh lng tớnh: * NaHCO 3 + HCl NaCl + CO 2 + H 2 O * NaHCO 3 + NaOH Na 2 CO 3 + H 2 O - Thu phõn: NaHCO 3 Na + + HCO 3 HCO 3 – + H 2 O → ¬  H 2 CO 3