Hóa học vô cơ pps

PHẦN HAI HÓA HỌC VÔ CƠ CHƯƠNG V ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI I. PHẦN LÍ THUYẾT 1. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI 1. Vị trí - Phân nhóm chính nhóm I (trừ H 2 ), II, III(trừ Bo), - Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VII - Họ Lantannit và họ actinit - Một phần các phân nhóm chính, IV, V, VI. 2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại 1. Nguyên tử của hầu hết kim loại đều có ít electron (1, 2 hoặc 3e) ở phần lớp ngoài cùng. 2. Trong cùng chu kỳ nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim. 3. Cấu tạo của đơn chất kim loại - Tinh thể kim loại có cấu tạo mạng - Mạng tinh thể gồm ion dương dao động ở các nút mạng - Các electron tự do chuyển động. - có 3 loại mạng tinh thể kim loại: Mạng lập phương tâm khối ( Kim loại kiềm) Mạng lập phương tâm diện ( Al, Pb, Ni và các kim loại nhóm IB,…) Mạng lăng trụ lục giác đều hay lục phương(Be, Mg, Zn, Cd,…) 4. Liên kết kim loại. Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các electron tự do gắn với các ion dương kim loại với nhau. 2. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI 1. Tính chất vật lí chung - Tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt có ánh kim Những tính chất vật lí chung của kim loại nói trên là do các electron tự do trong mạng tinh thể kim loại gây ra. 2. Tính chất vật lí của kim loại Kim loại khác nhau thì có: tỉ khối, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng khác nhau. Chú ý: - Dễ nóng chảy nhất là Hg ( - 39 o C) khó nóng chảy nhất là W ( 3410 o C) - Cứng nhất là Crom ( Cr) mềm nhất là Kim loại kiềm. - Dễ dát mỏng nhất là Vàng ( Au) - Dẫn điện tốt nhất là Ag > Cu > Au > Al > Fe…. 3. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI 1. Đặc điểm về cấu tạo của nguyên tử kim loại - Trong một chu kì bán kính nguyên tử tương đối lớn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tố phi kim. - Số electron hóa trị thường ít (từ 1 đến 3e) so với phi kim. - Lực liên kết giữa hạt nhân và electron hóa trị tương đối yếu nên năng lượng để tách các electron hóa trị ra khỏi nguyên tử nhỏ. 2. Tính chất hóa học chung của kim loại Tính chất đặc trưng là tính khử (dễ bị oxi hóa). M - ne → M n+ a. Tác dụng với phi kim - Với O 2 : 4Al + 3O 2  2Al 2 O 3 4M + nO 2  2M 2 O n - Với Cl 2 : 2Fe + 3Cl 2  2FeCl 3 2M + nCl 2  2MCl n b. Tác dụng với axit - Dung dịch HCl, H 2 SO 4 loãng Kim loại đứng trước hidro khử được ion H + thành H 2  Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 ↑ - Dung dịch HNO 3 , H 2 SO 4 đặc Hầu hết các kim loại (trừ Pt Au) khử được N có mức oxi hóa +5( 5 N + ) và S có mức oxi hóa +6 ( 6 S + ) của các axit này đến mức oxi hóa thấp hơn. Thí dụ: + + + + + → + + + → + + 5 4 3 3 2 2 6 4 2 4 4 2 2 3 8 3 ( ) 2 4 2 uSO 2 o loang t dac Cu H N O Cu NO N O H O Cu H SO C SO H O Chú ý: HNO 3 , H 2 SO 4 đặc, nguội là thụ động Al, Fe, Cr…. c. Tác dụng với dung dịch muối Kim loại có thể khử được ion của kim loại khác trong dung dịch muối thành kim loại tự do. Ví dụ: Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu↓ Hay Fe + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu Chú ý: Khi cho Kim loại Kiềm vào dung dịch muối của kim loại có bazo tương ứng không tan thì kim loại kiềm sẽ tác dụng với nước sau đó bazơ kiềm tạo thành mới tác dụng với dung dịch muối tạo hidroxit không tan và muối của kim loại kiềm. Ví dụ: cho Na và dung dịch CuSO4 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 ↑ 2NaOH + CuSO 4  Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓ 4. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI Là một dãy những cặp oxi hóa khử được sắp xếp theo chiều tăng tính chất oxi hóa của các ion kim loại và chiều giảm tính chất khử của kim loại. Tính chất oxi hóa của ion kim loại tăng. Tính chất khử của kim loại giảm. Ý nghĩa: - Cho phép ta dự đoán được chiều phản ứng giữa hai cặp oxi hóa khử. - Chất oxi hóa mạnh nhất sẽ oxi hóa chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn. Zn Chất khử mạnh + Cu 2+ Chất oxi hóa mạnh = Cu 0 Chất khử yếu + Zn 2+ Chất oxi hóa yếu Dãy điện hóa của kim loại: K + Ba 2+ Ca 2+ Na + Mg 2+ Al 3+ Zn 2+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H + Cu 2+ Fe 3+ Ag + Hg 2+ Pt 2+ Au 3+ Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Fe 2+ Ag Hg Pt Au Tính khử của kim loại giảm dần 5. HỢP KIM 1. Định nghĩa Hợp kim là chất rắn thu được sau khi nung nóng chảy một hỗn hợp nhiều kim loại khác nhau, hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim loại. 2. Cấu tạo của hợp kim - Tinh thể hỗn hợp: gồm những tinh thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu nóng chảy tan vào nhau. Ví dụ: Hợp kim Ag = Au - Tinh thể hợp chất hóa học: là tinh thể của những hợp chất hóa học được tạo ra khi nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp. Ví dụ: Hợp kim Al - C tạo hợp chất Al 4 C 3 , Fe - C tạo hợp chất Fe 3 C Các hợp kim thường cứng, giòn hơn các đơn chất ban đầu, nhưng tính dẫn nhiệt, dẫn điện kém các đơn chất ban đầu. 6. SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI VÀ CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI 1. Sự ăn mòn kim loại Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại. M - ne → M n+ a. Ăn mòn hóa hoc Ăn mòn hóa học là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa học với chất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao. Sự ăn mòn thường xảy ra ở những thiết bị của lò đốt, chi tiết của động cơ đốt trong hoặc thiết bị tiếp xúc với hơi H 2 O ở nhiệt độ cao. Ví dụ: 3Fe + 2H 2 O → 0 t Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑ + Bản chất: Là quá trình oxi hóa khử trong đó electron của kim loại được chuyển trực tiếp sang môi trường tác dụng. b. Ăn mòn điện hóa Là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng điện. Ví dụ: Kim loại tiếp xúc với không khí ẩm Sự ăn mòn của Gang Anot: Fe – 2e → Fe 2+ catot: O 2 + H 2 O + 4e → 4OH - Ion Fe 2+ tan vào chất điện ly có hòa tan O 2. tại đây Fe 2+ tiếp tục bị oxi hóa dưới tác dụng của ion OH- tạo ra gỉ sắt Fe 2 O 3 .nH 2 O. + Bản chất của sự ăn mòn điện hóa: Là một quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt điện cực. c. Cách chống sự ăn mòn - Cách li kim loại với môi trường. - Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inoc) - Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) ( dùng kim loại hoạt động hóa học mạnh hơn kim loại cần bảo vệ). 7. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1. Nguyên tắc Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại: M n+ + ne → M 0 2. Phương pháp điều chế a. Phương pháp thủy luyện Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại khác trong dung dịch muối. Ví dụ: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại hoạt động yếu. b. Phương pháp nhiệt luyện Dùng chất khử CO, H 2 , C, Al để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Ví dụ: Fe 2 O 3 + 3CO =2Fe + 3CO 2 Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại đứng sau Al trong dãy Bekêtôp. c. Phương pháp điện phân Dùng dòng điện 1 chiều trên catôt (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất. Ví dụ: - Điện phân muối CaCl 2 nóng chảy Catôt ← CaCl 2 nóng chảy → anôt Ca 2+ Cl - Ca 2+ + 2e = Ca 2Cl - - 2e = Cl 2 CaCl 2 Ca + Cl 2 - Điện phân dung dịch điều chế một số kim loại hoạt động trung bình hoạt yếu. Điện phân Nóng chảy CHƯƠNG VI KIM LOẠI CÁC PHÂN NHÓM CHÍNH I, II VÀ NHÔM. I. PHẦN LÍ THUYẾT A. KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM I (KIM LOẠI KIỀM) 1. Vị trí, tính chất vật lí của kim loại kiềm a. Vị trí Kim loại kiềm là những nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm I trong bảng HTTH gồm các nguyên tố Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubiđi (Rb), Xêsi (Cs), Franxi (Fr). Các nguyên tố này đứng đầu các chu kỳ (trừ chu kì I). b. Tính chất vật lí của kim loại kiềm. + Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp + Khối lượng riêng nhỏ. + Độ cứng thấp. 2. Tính chất hóa học của kim loại kiềm - Năng lượng cần dùng để phá vỡ mạng tinh thể lập phương tương đối nhỏ. - Kim loại kiềm là những nguyên tố nhóm S (electron hóa trị là đầy ở phân lớp S). Có bán kính nguyên tử tương đối lớn. Nâng lượng cần dùng để tách electron hóa trị (năng lượng ion hóa) tương đối nhỏ. Nguyên tử kim loại dễ nhường một electron hóa trị M - 1e → M + . Kim loại kiềm là chất khử mạnh nhất trong số các kim loại. a. Tác dụng với phi kim Với oxi: 4Na + O 2 = 2Na 2 O 4M + O 2 = 2M 2 O Với Clo: 2Na + Cl 2 = 2NaCl 2M + Cl 2 = 2MCl b. Tác dụng với axit Natri dễ khử H + trong dung dịch axit thành H 2 tự do. 2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2 ↑ 2Na + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 ↑ Phương trình ion rút gọn 2M + 2H + = 2M + + H 2 ↑ c. Tác dụng với nước 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ↑ 2M + 2H 2 O = 2MOH + H 2 ↑ d. Tác dụng với dung dịch muối Kim loại kiềm tác dụng với H 2 O trong dung dịch Ví dụ: Natri tác dụng với dung dịch CuSO 4 + Na tác dụng với H 2 O trong dung dịch 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ↑ 2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 3. Điều chế kim loại kiềm Nguyên tắc: Khử các ion kim loại kiềm M + + 1e = M Điện phân muối halogenua hoặc Hiđroxit của chúng ở dạng nóng chảy. 2NaCl ñieän phaân nc → 2Na + Cl 2 4NaOH ñieän phaân nc → 4Na + O 2 + 2H 2 O MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NATRI 1. Natri hiđroxit (NaOH) Natri hiđroxit là bazơ mạnh, khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion. NaOH = Na + + OH - a. Tác dụng với axit NaOH + HCl = NaCl + H 2 O OH - + H + = H 2 O b. Tác dụng với oxit axit NaOH + CO 2 = NaHCO 3 2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O Nếu tỉ lệ mol 2 NaOH CO ≤ 1 tạo muối NaHCO 3 Nếu tỉ lệ mol 2 NaOH CO ≥ 2 tạo muối Na 2 CO 3 Tỉ lệ mol 2 NaOH CO 1 < số mol 2 NaOH CO < 2, tạo 2 muối c. Tác dụng với dung dịch muối 2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 2OH - + Cu 2+ = Cu(OH) 2 ↓ Điều chế NaOH bằng phương pháp điện phân dung dịch NaCl NaCl Katôt (H 2 O) Anôt Na + , H 2 O Cl - , H 2 O 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH - 2Cl - - 2e → Cl 2 Phương trình điện phân dung dịch NaCl 2NaCl + H 2 O ñieän phaân → H 2 + Cl 2 + 2NaOH 2. Muối của kim loại Natri - Natri clorua: NaCl - Natri cacbonat Muối Natri hiđrocacbonat NaHCO 3 Muốn NaHCO 3 ít tan trong H 2 O, bề ở nhiệt độ thường, bị phân hủy ở nhiệt độ cao. 2NaHCO 3 0 t → Na 2 CO 3 + Na 2 CO 3 + CO 2 ↑ + H 2 O Tác dụng với axit mạnh NaHCO 3 + HCl = NaCl + CO 2 ↑ + H 2 O Tác dụng với kiềm NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O - Muối Natri cacbonat Na 2 CO 3 Na 2 CO 3 là muối của axit yếu, không bền (axit cacbonic). Tác dụng với axit mạnh. Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↑ + H 2 O Dung dịch Na 2 CO 3 trong nước có phản ứng kiềm mạnh Na 2 CO 3 + H 2 O = NaHCO 3 + NaOH 2 3 CO − + H 2 O = HCO 3 - + OH - 3. Cách nhận biết muối Natri Dùng dây Platin sạch, nhúng vào hợp chất natri, rồi đem đốt trên ngọn lửa đèn cồn ngọn lửa sẽ có màu vàng. B. KIM LOI PHN NHểM CHNH NHểM II 1. V trớ trong bng h thng tun hon, tớnh cht vt lớ a. V trớ Kim loi phõn nhúm II gm: Beri (Be) Magiờ (Mg) Canxi (Ca) Stronti (Sr) Bari (Ba) v Rai (Ra) Trong cỏc chu kỡ cỏc nguyờn t ny ng lin sau khi loi kim. b. Tớnh cht vt lớ - Nhit núng chy nhit soi thp - L kim loi mm (mm hn nhụm) - Khi lng riờng tng i nh 2. Tớnh cht húa hc Cỏc nguyờn t phõn nhúm chớnh nhúm 2 cú: - 2 electron húa tr (S 2 ) - Cú bỏn kớnh nguyờn t ln - L nhng cht kh mnh M - 2e M 2+ Trong cỏc hp cht cỏc nguyờn t ny cú s oxy húa +2. a. Tỏc dng vi phi kim - Vi oxi khi t núng 2M + O 2 = 2MO (M l nguyờn t kim loi) 2Ca + O 2 = 2CaO - Vi Cl 2 M + Cl 2 = MCl 2 Mg + Cl 2 = MgCl 2 b. Tỏc dng vi axit - D dng kh ion H + trong dung dch axit (HCl, H 2 SO 4 ) thnh H 2 t do. M + H 2 SO 4 = MSO 4 + H 2 M + 2H + = M 2+ + H 2 - Cú th kh ( 5) N + trong HNO 3 thnh ( 4) ( 2) 2 ( ), ( )N NO N NO + + 0 2 ( )N N hoc (+4) (-3) 2 4 3 N (NO ), N (NH NO ) 4M + 10HNO 3 = 4M(NO 3 ) 2 + 3H 2 O + NH 4 NO 3 c. Tỏc dng vi H 2 O Trong H 2 O, Be khụng phn ng, Mg kh chm, cỏc kim loi cũn li kh mnh. M + 2H 2 O = M(OH) 2 + H 2 Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 d. Tỏc dng vi dung dch mui - Mg y cỏc kim loi hot ng yu hn ra khi dung dch mui Mg + CuSO 4 = MgSO 4 + Cu - Cỏc kim loi cũn li tỏc dng vi H 2 O trong dung dch 3. iu ch in phõn mui Halozen dng núng chy MX 2 ủieọn phaõnnoựngchaỷy M + X 2 X: halozen MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI 1. Canxi oxit: CaO Caxi oxit là oxit bazơ - Tác dụng mãnh liệt với H 2 O tạo bazơ CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 - Tác dụng với nhiều axit tạo muối tương ứng CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O - Tác dụng với oxit axit tạo muối tương ứng CaO + CO 2 = CaCO 3 - Canxi oxit được điều chế bằng phương pháp phân hủy muối cacbonat. CaCO 3 0 t → CaO + CO 2 2. Canxi hiđroxit: Ca(OH) 2 Là chất rắn ít tan trong H 2 O Dung dịch Ca(OH) 2 có tính bazơ yếu hơn NaOH - Tác dụng với axit và oxit axit tạo muối tương ứng Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O Ca(OH) 2 + 2CO 2 = Ca(HCO 3 ) 2 Nếu tỉ lệ mol 2 2 ( ) 1 2 Ca OH CO ≤ tạo muối axit Nếu tỉ lệ mol 2 2 ( ) 1 Ca OH CO ≤ tạo muối trung tính Nếu tỉ lệ mol 2 2 ( )Ca OH CO trong khoảng 2 2 ( )1 1 2 molCa OH CO < < tạo đồng thời 2 muối - Tác dụng với dung dịch muối Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaOH Ca 2+ + 2 3 CO − = CaCO 3 ↓ 3. Canxi cacbonat CaCO 3 Canxi cacbonat là chất rắn màu trắng không tan trong H 2 O CaCO 3 là muối của axit yếu và không bền 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 ↑ ở nhiệt độ thấp CaCO 3 tan dần trong H 2 O có CO 2 CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3 ) 2 4. Canxi sunfat: CaSO 4 CaSO 4 còn gọi là thạch cao, màu trắng, ít tan trong H 2 O CaSO 4 . 2H 2 O: thạch cao sống 2CaSO 4 .H 2 O: thạch cao nung nhỏ lửa CaSO 4 : thạch cao khan NƯỚC CỨNG 1. Nước cứng Nước có chứa ion Ca +2 , Mg 2+ là nước cứng. Nước không chứa học chứa ít những ion trên, gọi là nước mềm. 2. Phân loại nước cứng Nước cứng chia thành 3 loại 1. Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa ion HCO 3- 2. Nước cứng vĩnh cửu: là nước cứng có chứa ion Cl - hoặc 2- 4 SO 3. Nước cứng toàn phần: Là nước cứng có chứa đồng thời aninon HCO 2 4 − hoặc Cl - 3. Tác hại của nước cứng - Xà phòng không tan - Vải sợi mau mục nát - Nấu thức ăn lâu chín, giảm mùi vị - Tạo chất cặn trong nồi hơi làm lãng phí nhiên liệu 4. Cách làm mềm nước Nguyên tắc: Làm giảm nồng độ các ion Ca 2+ và Mg 2+ trong nước bằng cách chuyển những ion tự do này vào thành phần chất không tan. Phương pháp: Phương pháp hóa học và phương pháp trao đổi ion. a. Phương pháp hóa học * Đối với nước cứng tạm thời. Đun nóng trước khi dùng Ca(HCO 3 ) 2 0 t → CaCO 3 ↓ + H 2 O + CO 2 ↑ Lọc bỏ chất không tan, được nước mềm - Dùng Ca(OH) 2 vừa đủ. Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O Lọc bỏ chất không tan được nước mềm * Đối với nước cứng vĩnh cửu và nước cứng hoàn toàn Dùng dung dịch Na 2 CO 3 CaSO 4 + NaCO 3 = CaSO 3 ↓ + Na 2 SO 4 Ca(HCO 3 ) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaHCO 3 Ca 2+ + 2- 3 CO = CaCO 3 ↓ b. Phương pháp trao đổi ion Cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion (ionit) chất này sẽ hập thụ các ion Ca 2+ và Mg 2+ thế vào đó là ion Na + , H + ta được nước mềm. C. NHÔM 1. Vị trí và tính chất vật lí a. Vị trí Nhôm là nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm III chu kì 3. Nhóm có 13 e ở vỏ nguyên tử được sắp xếp theo cấu hình: 1s 1 2s 2 2p 6 3s 1 3p 1 (Nhóm nguyên tố nhóm P) Vỏ nguyên tử của nhóm có 3 lớp; lớp K = 2L = 8M = 3 Lớp ngoài cùng có 3 electron hóa trị b. Tính chất vật lí Làm kim loại nhẹ, màu trắng, nóng chảy ở nhiệt độ không cao lắm (660 0 C) Nhôm dẫn điện, dẫn nhiệt tốt 2. Tính chất hóa học của nhôm Nhôm có 3 electron hóa trị, dễ dàng nhường 3 electron có hóa trị 3 + ; nhom có tính khử mạnh. Al - 3e → Al 3+ a. Tác dụng với phi kim - Với O 2 : 4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 + Q - Với Cl 2 : 2Al +3Cl 2 = 2AlCl 3 b. Tác dụng với axit Al khử dễ dàng ion H + trong dung dịch HCl, H 2 SO 4 loãng thành H 2 tự do. 2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 ↑ 2Al + 2H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 ↑ 2Al + 6H + = 2Al 3+ + 3H 2 ↑ Al tác dụng với H 2 SO 4 đặc nóng Al khử S trong H 2 SO 4 xuống số oxi hóa +4 0 -2 2 S(SO) 2S, S(H S) Thí dụ: 2Al + 6H 2 S +6 +4 4 2 4 3 2 2 O =Al (SO ) +3SO +6H O Đặc nóng Al tác dụng với HNO 3 Al khử +5 N (trong HNO 3 ) xuống số oxi hóa +4 +2 +1 0 2 2 2 N(NO ) N(NO) N(N O) N(N ) Ví dụ: Al + +5 +2 3 3 3 2 4HNO =Al(NO ) +2H O+ NO 8Al + 3OH 5 3 NO + 1 3 3 2 2 8 ( ) 15 3Al NO H O N O + = + + Al không tác dụng với H 2 SO 4 và HNO 3 đặc nguội c. Tác dụng với oxit kim loại (phản ứng nhiệt nhôm) Ở nhiệt độ cao Al khử được nhiều ion kim loại trong oxit Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 thành kim loại tự do. 2Al + Fe 2 O 3 0 t = Al 2 O 3 + 2Fe + Q 2yAl + 3F x O y 0 t = yAl 2 O 3 + 3xFe d. Tác dụng với H 2 O Vật bằng nhôm không tác dụng với nước vì có một lớp oxit nhôm bền vững phủ kín mặt của nhôm. Nếu phá bỏ lớp oxit đó thì nhôm tác dụng với nước Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 ↑ Al(OH) 3 chất không tan, là lớp bảo vệ không cho Al tiếp xúc với H 2 O phản ứng dừng lại nhanh chóng. [...]... hóa thành Fe2+ Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu d Tác dụng với H2O - Ở nhiệt độ thường Fe khơng tác dụng với H2O - Ở nhiệt độ cao 0 t < 570% 3Fe+4H 2 O  Fe3SO 4 +4H 2 ↑ → 0 t < 570% Fe+H 2 O  FeO+H 2 ↑ → II HỢP CHẤT CỦA SẮT 1 Hợp chất sắt II Hợp chất sắt II gồm muối, hiđroxit, oxit sắt II a Tính chất hóa học Tác dụng với chất oxi hóa bị oxi hóa thành hợp chất sắt III Fe2+ - 1e → Fe3+ Tính chất hóa học. .. canxi oxit 2 Ngun tắc Oxi hóa các tạp chất trong gang (Si, Mn, S, P, C) thành oxit nhằm làm giảm hàm lượng của chúng trong thép 3 Những phản ứng hóa học xảy ra a Phản ứng tạo thép Oxi khơng khí sẽ oxi hóa các tạp chất trong gang Trước hết Si + O2 = SiO2 2Mn + O2 = 2MnO Tiếp đến C bị oxi hóa thành Co (1.2000C) 2C + O2 = 2CO Sau đó S + O2 = SO2 4P + 5O2 = 2P2O5 Một phần Fe bị oxi hóa 2Fe + O2 = 2FeO Sau... loại màu trắng máu, dẻo, nhiệt độ nóng chảy 14500C, d = 7,9g/cm3 Sắt dẫn điện dẫn nhiệt tốt có tính nhiễm từ 2 Tính chất hóa học Sắt có thể nhường 2e ngồi cùng có hóa trị 2+ Fe - 2e → Fe2+ Sắt có thể nhường thêm 1e ở phân lớp 3d Fe - 3e → Fe3+ Sắt có tính khử, ngun tử sắt có thể bị oxi hóa thành ion Fe2+, Fe3+ a Tác dụng với phi kim * Tác dụng với O2 3Fe + 2O2 = Fe3O4 t * Tác dụng với Cl2 2Fe + 3Cl2 =... dịch axit * Với axit HCl, H2SO4 lỗng Sắt khử các ion H+ của dung dịch này thành khí H2, sắt bị oxi hóa thành Fe2+ Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑ Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ Hay Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑ * Với HNO3, H2SO4 đặc nóng Sắt có thể khử N+5 và S+6 trong các axit xuống mức oxi hóa thấp hơn Các axit này cũng oxi hóa sắt thành Fe3+ +5 Ví dụ: +2 Fe+4H NO3 =Fe(NO3 )3 +2H 2O+ NO +6 t0 +4 2Fe+6H 2 S O 4 = Fe2 (SO... trong bảng tuần hồn b Cấu tạo: số thứ tự 24 cấu hình electron 1s22s22p63s23p63d54s1 gon [Ar] 3d54s1 số oxi hóa từ + 1 đến +6( phổ biến là +2, +3, +6) Cấu trúc mạng tinh thể lục phương c Tính chất vật lí: màu trắng ánh bạc, rất cứng (chi sau kim cương) Là kim laoij nặng, khó nóng chảy 2 Tính chất hóa học: a, Tác dụng với phi kim: Ở nhiệt độ cao: t 4Cr + 3O2  2Cr2O3 → t 2Cr + 3S  Cr2S3 → t 2Cr + 3Cl2... Crom bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 và H2SO4 đặc nguội 0 0 0 Được điều chế bằng phản ứng nhiệt nhơm II MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM 1, Hợp chất crom(II) CrO, Cr(OH)2 tính bazo và tính khử, Cr2+ có tính khử 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O  4Cr(OH)3 CrCl2 + O2 + 4HCl  CrCl3 + 2H2O 2, Hợp chất crom(III) Cr2O3, Cr(OH)3 ( có tính lưỡng tính), Cr3+ có tính oxi hóa và tính khử vì ở trạng thái số oxi hóa trung gian... 2H2O Tính oxi hóa: 2Cr3+ + Zn 2Cr2+ + Zn2+ Tính khử: 2Cr3+ + 3Br2 + 8OH-  2CrO42- + 6Br - + 8H2O 3, Hợp chất crom(VI): a, CrO3 là oxit axit và có tính oxi hóa rất mạnh CrO3 + H2O H2CrO4 axit cromic 2CrO3 + H2O H2Cr2O7 axit đicromic b, Muối crom(VI): muối của axit cromic có màu vàng ( ion CrO4 2-) Muối của axit đicromic có màu da cam (ion Cr2O7 2-) Các muối cromat và đicromat có tính oxi hóa rất mạnh... FeO: Fe(Oh)2  FeO + H2O → 2 Hợp chất sắt III Hợp chất sắt III tác dụng với chất khử chúng sẽ bị khử thành hợp chất sắt II hoặc cắt tự do Fe3+ + 1e → Fe2+ Fe3+ + 3e → Fe0 Sắt III (Fe3+) có tính chất oxi hóa t Ví dụ: Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 t 2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O → 0 0 0 III SẢN XT GANG 1 Ngun liệu Quặng sắt (khơng chứa hoặc chứa rất ít S, P), chất chảy 2 Ngun tắc Dùng Co để . hợp kim do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại. M - ne → M n+ a. Ăn mòn hóa hoc Ăn mòn hóa học là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa học với chất khí. gồm muối, hiđroxit, oxit sắt II a. Tính chất hóa học Tác dụng với chất oxi hóa bị oxi hóa thành hợp chất sắt III Fe 2+ - 1e → Fe 3+ Tính chất hóa học chung của hợp chất sắt II là tính khử Ví. ứng giữa hai cặp oxi hóa khử. - Chất oxi hóa mạnh nhất sẽ oxi hóa chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn. Zn Chất khử mạnh + Cu 2+ Chất oxi hóa mạnh = Cu 0 Chất