DAP AN BÀI TẬP ĐIỀN KHUYẾT VÔ CƠ 12 - 2017

Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 ĐÁP ÁN BÀI TẬP ĐIỀN KHUYẾT HĨA VƠ CƠ 12 CHƯƠNG 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI BÀI VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BTH - TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI DÃY ĐIỆN HĨA CỦA KIM LOẠI I.Vị trí kim loại bảng hệ thống tuần hoàn: - IA (trừ H), IIA, IIIA (trừ B) - IB đến nhóm VIIIB - Họ lantan họ actini (những nguyên tố xếp riêng bảng) - Một phần nhóm IVA, VA, VIA II Cấu tạo nguyên tử kim loại: - Số electron lớp cùng: thường 1, 2, e, dễ dàng cho phản ứng hố học - Bán kính ngun tử (so với phi kim chu kì) lớn - Năng lượng ion hóa (so với phi kim chu kì) nhỏ III TÍNH CHẤT VẬT LÍ - Các tính chất vật lí chung : dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt,ánh kim Nguyên nhân: electron tự kim loại gây - Tính chất vật lí riêng: nặng nhất: Os ; nhẹ nhất: Li , cứng nhất: Cr , mềm nhất: Cs , dẻo nhất: Au Nhiệt độ nc cao nhất: W , nhiệt độ nc thấp nhất: Hg , dẫn điện tốt nhất: Ag IV TÍNH CHẤT HỐ HỌC Tính chất hố học chung kim loại là: tính khử M → Mn+ + ne Tác dụng với phi kim: - Khi nung nóng, phần lớn kim loại cháy oxi - Với halogen: kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng to thường Các kim loại khác phản ứng yếu hơn, phải đun nóng Hợp chất tạo thành muối halogenua kim loại thường có số oxi hóa cao t t t Fe + Cl2  Fe + Br2  Fe + I2   FeCl3  FeBr3  FeI2 - (Chú ý: Hg tác dụng với S đk thường): dùng S để gom thủy ngân bị vun vãi Hg + S   HgS o o o Tác dụng với dung dịch axit a Với dd HCl, H2SO4 loãng Phản ứng xảy dễ dàng khi: - Kim loại đứng trước H2 - Muối tạo thành phải tan VD: Fe + 2HCl   FeCl2 + H2 b với dd HNO3, H2SO4 đặc: (trừ Pt , Au )   muối + sản phẩm khử + nước *HNO3 M + → muối + H2O + 3Cu + 8HNO3 (loãng) 3Cu(NO3)2 + 2NO ↑ + 4H2O Fe + 4HNO3 (loãng) Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2H2O Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 *H2SO4 đặc: M + → muối + H2O + VD: Cu + 2H2SO4 (đặc) t0 CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O Chú ý : HNO3 , H2SO4 đặc nguội làm thụ động hoá Al, Fe, Cr, Tác dụng với nước Ở điều kiện thường; Li , Na , K , Ca , Ba + H2O   dd kiềm + H2 2Na + 2H2O   2NaOH + H2 Tác dụng với dung dịch Muối KL + dd Muối → dd Muối + KL Điều kiện - Kim loại mạnh khử ion kim loại yếu dung dịch muối thành kim loại tự - Kim loại không tan nước - Muối tạo thành phải tan VD: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ Fe chất khử : Cu2+ chất oxh V DÃY ĐIỆN HOÁ KIM LOẠI Cặp oxi hóa - khử kim loại Vd Ag+ /Ag ,Cu2+/Cu, So sánh tính chất cặp oxi hóa khử: Ag+ /Ag , Cu2+/Cu, Zn2+/Zn Tính oxh ion: Zn2+ Ag Dãy điện hóa kim loại, qui luật biến đổi tính oxi hóa tính ion kim loại tương ứng Tính oxi hóa ion kim loại tăng dần Li+ Li K+ K Ba2+ Ba Li bà Ca2+ Ca Na+ Na Mg2+ Mg Al3+ Al may áo Mn2+ Mn Zn2+ Zn Cr3+ Cr Fe2+ Fe Ni2+ Ni Sn2+ Sn Pb2+ Pb H+ H2 Cu2+ Cu Fe3+ Fe2+ Hg+ Hg Ag+ Ag Au3+ Au màu za cam sắt nhớ sang phố hỏi cửa sắt (3) Tính khử kim loại giảm dần Ý nghĩa dãy điện hóa Cho phép dự đốn chiều pư cặp oxh-khử theo qui tắc α VD: phản ứng cặp Fe2+/Fe Cu2+/Cu là: Cu2+ mạnh + Fe khử mạnh Fe2+ + oxh yếu Cu Oxh khử yếu Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 BÀI SỰ ĂN MỊN KIM LOẠI I Khái niệm chung: Sự ăn mịn kim loại phá hủy KL hợp kim tác dụng chất môi trường xung quanh M Mn+ + ne Bản chất ăn mòn kim loại: q trình oxi hóa khử II Các dạng ăn mịn kim loại Ăn mịn hóa học  Khái niệm: Ăn mịn hóa học q trình oxi hóa - khử, electron kim loại chuyển trực tiếp đến chất môi trường  Đặc điểm: - Đặc điểm ăn mòn hóa học khơng phát sinh dịng điện (khơng có điện cực) nhiệt độ cao tốc độ ăn mịn nhanh - Sự ăn mịn hóa học thường xảy thiết bị lò đốt, chi tiết động đốt thiết bị tiếp xúc với nước nhiệt độ cao Ăn mịn điện hóa a Khái niệm: Ăn mịn điện hóa q trình oxi hóa – khử, kim loại bị ăn mịn tác dụng dung dịch chất điện li tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương b Cơ chế kết ăn mòn: Chúng ta tìm hiểu diễn biến ăn mịn vật gang (hoặc thép) mơi trường khơng khí ẩm Gang thép hợp kim Fe-C, cực âm tinh thể Fe, cực dương tinh thể C Các điện cực tiếp xúc trực tiếp với tiếp xúc với dung dịch điện li phủ ngồi (hơi nước khơng khí có hoà tan số axit CO2, SO2 , H2S ) Như vậy, vật bị ăn mòn theo kiểu điện hố Cơ chế ăn mịn vật làm gang – thép Ở cực âm (tinh thể Fe): Các nguyên tử Fe bị oxi hóa thành Fe2+  Fe2+ +2e Feo  Các ion tan vào dung dịch điện li có lượng khí oxi, chúng bị oxi hóa tiếp  Fe3+ + e Gỉ sắt hỗn hợp hợp chất Fe3+ có màu nâu đỏ thành Fe3+ Fe2+  Ở cực dương (tinh thể C): Các ion hiđro H+ dung dịch điện li (nếu dung dịch axit) di chuyển đến cực dương, chúng bị khử thành hiđro tự do, sau khỏi dung dịch điện li: 2H+ + 2e   H2 Nước có hịa tan oxi, dung dịch chất điện li trung tính, dung dịch bazơ ăn mịn điện hố với nhiều kim loại Trong trường hợp này, cực dương xảy khử oxi: Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 2H2O + O2 + 4e   4OHˉ Các tinh thể Fe bị oxi hóa từ ngồi vào Sau thời gian, vật gang (thép bị ăn mòn hết) c Điều kiện ăn mòn điện hóa: - Các điện cực phải khác chất nhau: (có thể cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi kim (C), cặp kim loại - hợp chất hóa học (xêmentit Fe3C) Trong kim loại có tính khử mạnh cực âm Như vậy, kim loại ngun chất khó bị ăn mịn) - Các điện cực phải tiếp xúc với (trực tiếp gián tiếp qua dây dẫn) - Các điện cực tiếp xúc với dung dịch chất điện li 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 bảo vệ (có tính khử yếu hơn) VD: để bảo vệ vỏ tàu biển thép, người ta gắn kẽm vào phía ngồi vỏ tàu phần chìm nước biển (nước biển dung dịch điện li) Phần vỏ tàu thép giữ vai trị cực dương, khơng bị ăn mịn Các kẽm giữ vai trò cực âm, chúng bị ăn mòn Sau thời gian biển, người ta lại thay kẽm bị ăn mòn kẽm khác BÀI ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI I-NGUYÊN TẮC: Khử ion kim loại thành nguyên tử Mn+ + ne → M II- PHƯƠNG PHÁP: Phương pháp nhiệt luyện a Cơ sở: Dùng chất khử mạnh như: C, CO, H2 Al để khử ion kim loại oxit nhiệt độ cao b Điều kiện: dùng điều chế kim loại có tính khử trung bình (có thể sau Al: như: Zn , Fe , Sn , Pb , Cu , Hg) t VD: PbO + H2 Pb + H2O Phương pháp thủy luyện a Cơ sở: Dùng kim loại có tính khử mạnh để khử ion kim loại dung dịch muối b Điều kiện: dùng điều chế kim loại có tính khử yếu: Cu , Ag , Hg … VD: Fe + CuSO4 Cu + FeSO4 Phương pháp điện phân: a) Điện phân hợp chất nóng chảy: + Cơ sở: điện phân nóng chảy hợp chất (muối, oxit, bazơ) chúng + Điều kiện: điều chế kim loại K , Ba, Ca, Na, Mg , Al VD: 2NaCl dpnc 2Na + Cl2 dpnc 2Al2O3 4Al + 3O2 Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 b) Điện phân dung dịch: + Cơ sở: khử ion kim loại dòng điện  Vai trị nước: trước hết dung mơi hịa tan chất điện phân, sau tham gia trực tiếp vào trình điện phân: Tại catot (cực âm) H2O bị khử: 2H2O + 2e → H2 + 2OH − Tại anot (cực dương) H2O bị oxi hóa: 2H2O → O2 + 4H + + 4e  Tại catot (cực âm) xảy trình khử M+, H+ (axit), H2O theo quy tắc: Các cation nhóm IA, IIA, Al3+ khơng bị khử (khi H2O bị khử) Các ion H+ (axit) cation kim loại khác bị khử theo thứ tự dãy điện cực chuẩn (ion có tính oxi hóa mạnh bị khử trước): Mn+ + ne → M Các ion H+ (axit) dễ bị khử ion H+ (H2O)  Tại anot (cực dương) xảy q trình oxi hóa anion gốc axit, OH–(bazơ kiềm), H2O theo quy tắc: Các anion gốc axit có oxi NO3–, SO42–, PO43–, CO32–, ClO4–…khơng bị oxi hóa Các trường hợp khác bị oxi hóa theo thứ tự: S2– > I– > Br– > Cl– > RCOO– > OH– > H2O + Điều kiện: điều chế kim loại trung bình, yếu: kim loại đứng sau Al c) Tính lượng chất thu điện cực: m = A.I t n.F t: Thời gian (giây) m: Khối lượng chất thu điện cực A: Khối lượng mol nguyên tử (hay M) I: Cường độ dòng điện (ampe) Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 CHƯƠNG VI: KIM LOẠI KIỀM, KIM LOẠI KIỀM THỔ, NHÔM I Kim loại kiềm, kiềm thổ, Nhơm Vị trí bảng tuần hồn, cấu hình e ngtử: Kim loại kiềm gồm: Liti (Li), Natri (Na) , Kali (K) , Rubiđi (Rb) , Xesi (Cs) , Franxi (Fr) Thuộc nhóm IA Cấu hình electron: ns1 có 1e lớp ngồi Li (Z=3) 1s22s1 hay [He]2s1 Na (Z=11) 1s22s22p63s1 hay [Ne]3s1 K (Z=19) 1s22s22p63s23p64s1 hay [Ar]4s1 Vị trí BTH Gồm nguyên tố Cấu hình e lớp ngồi dạng Kloại kiềm Kim loại kiềm thổ: nhóm IA nhóm IIA Liti (Li) Natri (Na) Kali (K) Rubiđi (Rb) Xesi (Cs) Franxi (Fr) Li Na Không Rời bỏ Cộng sản Fáp ns1 VD: Li (Z=3) 1s 2s hay [He]2s1 Na (Z=11) 1s22s22p63s1 Hay [Ne]3s1 K (Z=19) 1s22s22p63s23p64s1 Hay [Ar]4s1 Số oxi hóa hợp chất +1 Nhơm nhóm IIIA beri (Be) Bé magie (Mg) Mua canxi (Ca) Cá stronti (Sr) Sợ bari (Ba) Ba Radi (Ra) Rầy ns2 Be (Z=4) 1s22s2 hay [He]2s2 Mg (Z=12) 1s22s22p63s2 hay [Ne]3s2 Ca (Z= 20) 1s22s22p63s23p64s2 hay [Ar]4s2 +2 Al (Z=13): 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1 +3 Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 Tính chất hóa học, phương pháp điều chế kim loại kiềm, kiềm thổ, nhôm: kim loại kiềm Khử mạnh Kim loại kiềm thổ Khử mạnh yếu kim loại kiềm, mạnh kim Al nhôm Khử mạnh yếu kl kiềm, kiềm thổ M → M+ + e 4Na + O2 → 2Na2O Al → Al3+ + 3e 2Na + Cl2 →2NaCl M → M 2+ + 2e 2Mg + O2 → 2MgO Ca + Cl2 → CaCl2 HCl, H2SO4 loãng → muối + H2 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑ Với axit HCl, H2SO4 loãng → muối + H2 Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 Với axit HCl, H2SO4 loãng Với axit HNO3, H2SO4 đặc → muối + sản phẩm khử + H2O Với axit HNO3, H2SO4 đặc, nóng Tính khử Tác dụng với phi kim Tác dụng với axit 4Al +3O2 t 2Al2O3 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3 2Al+6HCl → 2AlCl3 + 3H2 Al + 4HNO3 (loãng) → 4Mg + 10HNO3 (loãng) → Al(NO3)3 + NO + 2H2O 4Mg(NO3)2+NH4NO3+3H2O 4Mg + 5H2SO4 (đặc) → 4MgSO4 + H2S + 4H2O 2Al + 6H2SO4 (đặc) t0 Al2(SO4)3+3SO2+6H2O Lưu ý: Al không tác dụng với HNO3 đặc nguội H2SO4 đặc nguội Tác dụng với nước → dung dịch kiềm + H2 2Na + 2H2O →2NaOH + H2↑ Tác dụng với dd kiềm Tác dụng với dd muối Ca, Sr, Ba + H2O → dd kiềm + H2 Be, Mg không td với H2O đk thường Ca + 2H2O→Ca(OH)2 + H2 Al không tác dụng với nước dù nhiệt độ cao bề mặt Al phủ kín lớp Al2O3 mỏng, bền 2Al + 2NaOH + 2H2O→ 2NaAlO2 + 3H2 ↑ KL tác dụng với nước đk thường: IA, Ca Sr, Ba + dd muối + Kim loại + nước → dung dịch kiềm + hiđro + Sau kiềm + dung dịch muối (phản ứng xảy sau phản ứng có kết tủa, bay điện ly yếu) Al đẩy kim loại đứng sau khỏi dung dịch muối chúng: 2Al+3CuSO4 → Al2(SO4)3 +3Cu Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 Phản ứng nhiệt nhôm Tác dụng với oxit kim loại Phương pháp điều chế 2Al+Fe2O3→Al2O3+2Fe Nguyên tắc: Khử ion kim loại kiềm thành nguyên tử Phương pháp: đpnc muối halogen hiđroxit chúng Sản xuất - Nguyên liệu: quặng boxit (Al2O3.2H2O) - Phương pháp: điện phân nhơm oxit nóng chảy 2Al2O3 II.Hợp chất kim loại kiềm: (Giảm tải) NaOH Tính chất NaHCO3 dpnc 4Al + 3O2 Na2CO3 III Hợp chất kim loại kiềm thổ: Ca(OH)2 Ca(OH)2 vôi CaCO3 Đá vôi Canxisunfat (thạch cao) Ca(OH)2 mịn nước: vôi sữa Tác dụng với axit: Ca(OH)2 + 2HCl →CaCl2 + 2H2O Tính chất Phản ứng phân hủy: CaCO3 t0 CaO+CO2 Tác dụng với oxit axit: Phản ứng với axit mạnh: CaCO3+2HCl Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+ H2O → CaCl2 + CO2 + H2O Thạch cao sống CaSO4.2H2O Thạch cao nung CaSO4.H2O (nhận biết khí CO2) + Tác dụng với dung dịch muối: Ca(OH)2 + Na2CO3→CaCO3↓+ 2NaOH Ứng dụng Phản ứng với nước có CO2 CaCO3+H2O+CO2→Ca(HCO3)2 Thạch cao khan CaSO4 Thạch cao nung: đúc tượng, bó bột, gãy xương Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 IV.Hợp chất Nhơm: Al2O3 Tính chất Điều chế Al(OH)3 Nhơm sunfat Là oxit lưỡng tính Là hidroxit lưỡng tính Tác dụng với axit: Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O Tác dụng với axit Al(OH)3+3HCl→ AlCl3 + 3H2O phèn chua: Tác dụng với dung dịch kiềm: Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O Tác dụng với dung dịch kiềm: Al(OH)3 + NaOH→ NaAlO2 + 2H2O hay KAl(SO4)2.12H2O K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O AlCl3 + 3NH3 + 3H2O→ Al(OH)3↓ + 3NH4Cl Hay: AlCl3 + 3NaOH→ Al(OH)3 + 3NaCl Nhận biết Al3+ Cách nhận biết ion Al3+ dung dịch: + Thuốc thử: dung dịch NaOH dư + Hiện tượng: kết tủa keo trắng xuất sau tan NaOH dư V Nước cứng: Khái niệm: + Nước cứng nước có chứa nhiều ion nhiều ion Ca2+ Mg2+ gọi nước cứng VD: Nước sơng, suối, ao, hồ, giếng,… + Nước có chứa khơng chứa ion gọi nước mềm VD: Nước mưa, nước cất Phân loại nước cứng: + Nước cứng tạm thời: nước cứng có chứa anion: HCO− VD: Nước có chứa muối Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2 − + Nước cứng vĩnh cữu: nước cứng có chứa anion SO2− , Cl VD: Nước có chứa muối CaCl2, CaSO4, + Nước cứng toàn phần: Là nước cứng chứa tính cứng tạm thời tính cứng vĩnh cữu Cách làm mềm nước cứng: * Nguyên tắc: làm giảm nồng độ ion Ca2+, Mg2+ nước cứng cách chuyển ion tự vào hợp chất không tan thay chúng cation khác  có phương pháp: Trang Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 a/ Phương pháp kết tủa: Đối với nước cứng tạm thời: t Đun sôi: M(HCO3)2  MCO3  + CO2 + H2O lọc bỏ kết tủa nước mềm Dùng Ca(OH)2 vừa đủ: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2→ CaCO3 + 2H2O * Đối với nước cứng vĩnh cữu toàn phần: dùng dung dịch Na2CO3 (hoặc Na3PO4) để làm mềm nước M2+ + CO32- → MCO3 ↓ M2+ + 2PO43- → M3(PO4)2 ↓ b/ Phương pháp trao đổi ion: cho nước cứng qua chất trao đổi ion (ionit),chất hấp thụ 2+ Ca , Mg2+, giải phóng Na+, H+ → nước mềm * Trang 10 Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 CHƯƠNG VII: SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI KHÁC I Sắt (Fe): Vị trí cấu tạo Fe - Fe có số hiệu nguyên tử 26, Chu kì , Nhóm VIIIB - Cấu hình e: Fe (Z=26): 1s22s22p63s23p63d64s2 hay → Cấu hình e ion Fe2+: [Ar]3d6, Fe3+: [Ar]3d5 [Ar]3d64s2 - Trong hợp chất, sắt có số oxi hố +2, +3, +8/3 Tính chất vật lí Tính chất đặc biệt sắt so với kim loại khác là: có tính nhiễm từ khí bị nam châm hút Tính chất hố học - Sắt kim loại có tính khử trung bình Fe bị oxi hố thành Fe+2 Fe+3 tuỳ thuộc vào chất oxi hoá tác dụng với Fe a Tác dụng với phi kim - Tác dụng với O2 : Sắt cháy sáng khơng khí: t  Fe3O4 3Fe + 2O2  - Fe tác dụng với phi kim khác o t  2FeCl3 2Fe + 3Cl2  o t  FeS Fe + S  b.Tác dụng với axit * Với axit HCl, H2SO4 loãng→ muối sắt (II) + H2 VD: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ o Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 * Với HNO3, H2SO4 đặc: →muối sắt (III) Chú ý: Fe bị thụ động (không tan) dd axit HNO3 đặc nguội, H2SO4 đặc nguội VD: Fe + 4HNO3 loãng dư  Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O 2Fe + 6H2SO4 đ, nóng dư  Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O c Tác dụng với dd muối (đk Fe khử ion kim loại đứng sau nó) VD: Fe + CuCl2  FeCl2 + Cu II Hợp chất sắt (II): gồm dd muối, hidroxit, oxit Tính chất hoá học chung hợp chất sắt (II): - Hợp chất sắt (II) tác dụng với chất oxi hoá bị oxi hoá thành hợp chất sắt (III) Trong pư hố học ion Fe2+ có khả cho electron: Fe2+  Fe3+ + 1e  Tính chất hố học chung hợp chất sắt (II) tính khử (dễ bị oxi hóa) FeO Fe(OH)2 Tính chất Dd muối Fe2+ tác dụng với HCl hay H2SO4 tác dụng với HCl hay H2SO4 loãng tạo muối sắt (II) loãng tạo muối sắt (II) FeO+2HCl→FeCl2+H2 Fe(OH)2+2HCl→FeCl2+2H2O Điều chế Trang 11 Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 III Hợp chất sắt (III): Tính chất hố học hợp chất sắt (III): Hợp chất sắt (III) có tính oxi hố: tác dụng với chất khử, hợp chất sắt (III) bị khử thành hợp chất sắt (II) kim loại sắt tự Trong pư hoá học : Fe3+ + 1e  Fe2+ Fe3+ + 3e  Fe  tính chất chung hợp chất sắt (III) tính oxi hóa Fe2O3 Fe(OH)3 Dd muối Fe3+ Tác dụng với axit  Có tính oxi hóa (dễ bị Tính  Là oxit bazơ: chất muối sắt(III) + H O Tác dụng với axit  muối sắt(III) + H O Fe(OH)3+3H2SO4  Fe2(SO4)3+6H2O khử) Fe +2FeCl3  3FeCl2 Cu +2FeCl3  2FeCl2+CuCl2 Fe2O3+6HCl  2FeCl3+3H2O Fe2O3+6HNO3  2Fe(NO3)3+ 2H2O  Bị CO, H2, Al khử thành Fe nhiệt độ cao: Fe2O3+3CO  2Fe +3CO2 Điều phân hủy Fe(OH)3 nhiệt độ chế cao 2Fe(OH)3 t0 cho dung dịch kiềm tác dụng với muối sắt (III) FeCl3+3NaOH  Fe(OH)3 Fe2O3 + H2O IV Hợp kim sắt: Gang Thép Định nghĩa Ng tắc sản xuất Các ptpu xảy CROM VÀ HỢP CHẤT A Crom: I Vị trí crơm BTH: Crom kim loại chuyển tiếp, vị trí: STT: 24, Chu kì: , Nhóm: VIB II Cấu hình electron: Cr (z=24) 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar]3d54s1 → cấu hình e Cr2+ [Ar]3d4 Cr3+ [Ar]3d3 Trang 12 Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 -Trong hợp chất, crom có số oxi hoá biến đổi từ +1 đến +6 số oxi hoá phổ biến +2, +3 III Tính chất vật lí: - Crom có màu trắng bạc, cứng kim loại (độ cứng thua kim cương) IV Tính chất hoá học: 1.Tác dụng với phi kim: t 4Cr + 3O2 2Cr2O3 2Cr + 3Cl2 → 2CrCl3 Cr + S → CrS 2.Tác dụng với nước: không tác dụng với nước có màng oxit bảo vệ 3.Tác dụng với axit: Với dung dịch axit HCl, H2SO4 lỗng nóng, màng axit bị phá huỷ  Cr khử H+ dung dịch axit Vd: Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 Cr + H2SO4 → CrSO4 + H2 Chú ý: Crom thụ động axit H2SO4 HNO3 đặc, nguội B HỢP CHẤT CỦA CROM I-.Một số hợp chất crơm (III) Cr2O3 Tính chất vật lí Tính oxit lưỡng tính chất Cr2O3 + 2NaOH→ 2NaCrO2 + H2O hóa Cr2O3 + 6HCl → 2CrCl3 + 3H2O học Cr(OH)3 Muối crơm (III) hidroxit lưỡng tính Cr(OH)3+NaOH→NaCrO2+ 2H2O Cr(OH)3+3HCl→CrCl3 +3H2O muối crom (III) vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử Tính OXH: 2CrCl3 +Zn → 2CrCl2 + ZnCl2 Tính khử: 2NaCrO2+3Br2+8NaOH→ 2Na2CrO4 + 6NaBr+4H2O II Hợp chất Crom (VI): Crôm (VI) oxit: CrO3 - Là chất rắn màu đỏ thẩm - CrO3 chất oxi hóa mạnh, số hợp chất vơ hữu bốc cháy tiếp xúc với CrO3 Vd: 2CrO3 + 2NH3→ Cr2O3 +N2 +3H2O - CrO3 oxit axit tác dụng với H2O tạo hỗn hợp axit CrO3 + H2O → H2CrO4 ( axit cromic) CrO3 + H2O → H2Cr2O7 ( axit đicromic) axit tồn dung dịch, tách khỏi dung dịch chúng bị phân huỷ tạo thành CrO3 Muối cromat đicromat: - Là hợp chất bền Trang 13 Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 - Muối cromat: CrO42- hợp chất có màu vàng ion CrO42- - Muối đicromat: Cr2O72- muối có màu da cam ion Cr2O72- - Giữa ion CrO42- ion Cr2O72- có chuyển hoá lẫn theo cân Cr2O72- + H2O  CrO42- + 2H+ (da cam) (vàng) Cr2O72- + 2OH- → CrO42- + H2O (da cam) (vàng) CrO42- + H+ → Cr2O72- + H2O (vàng) (da cam) * Tính chất muối cromat đicromat tính oxi hóa đặc biệt MT axit Vd: K2Cr2O7 + 14 HCl →2KCl + 2Cr2Cl3 + 3Cl2 + 7H2O K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O Trang 14 ... đicromat: - Là hợp chất bền Trang 13 Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 - Muối cromat: CrO4 2- hợp chất có màu vàng ion CrO4 2- - Muối đicromat: Cr2O7 2- muối có màu da cam ion Cr2O7 2- - Giữa... Cr2O7 2- - Giữa ion CrO4 2- ion Cr2O7 2- có chuyển hoá lẫn theo cân Cr2O7 2- + H2O  CrO4 2- + 2H+ (da cam) (vàng) Cr2O7 2- + 2OH- → CrO4 2- + H2O (da cam) (vàng) CrO4 2- + H+ → Cr2O7 2- + H2O (vàng) (da cam)... [Ar]3d4 Cr3+ [Ar]3d3 Trang 12 Dap an bai tap dien khuyết hoa vo co hoa 12 -Trong hợp chất, crom có số oxi hoá biến đổi từ +1 đến +6 số oxi hoá phổ biến +2, +3 III Tính chất vật lí: - Crom có màu trắng