Tổng hợp kiến thức cơ bản hóa 12

Tổng hợp kiến thức cơ bản hóa 12

Phần: VƠ CƠ Kiến thức Hóa 12 Bài 17 : VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HỒN VÀ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI I Vị trí nguyên tố kim loại bảng tuần hoàn - Kim loại chiếm khoản 90 nguyên tố bảng tuần hồn - Gồm nhóm IA
IIIA (trừ H, B), phần nhóm IVA
VIA, nhóm IB
VIIIB,họ lan tan actini II Cấu tạo nguyên tử kim loại: 1.Cấu tạo nguyên tử -Các nguyên tử kim loại có 1,2,3e ngồi Ví dụ: Na:[Ne]3s1 Mg[Ne]3s2 Al[Ne]3s23p1 - Năng lượng ion hố tương đối nhỏ ⇒ Kim loại dễ nhường electron ⇒ Tính chất chung kim loại tính KHỬ Câu tạo mạng tinh thể Ở nhiệt ñộ thường trừ Hg trạng thái lỏng -Các kim loại khác trạng thái rắn có cấu tạo tinh thể -Tinh thể kim loại gồm có phần: nguyên tử, ion dương nằm nút mạng electron chuyển ñộng tự mạng tinh thể -Có kiểu mang tinh thể phổ biến:lục,lập phương tâm diên, lập phương tâm khối (xem kiểu mạng tinh thể sgk) Liên kết kim loại Liên kết kim loại liên kết hình thành lực hút electron chuyển ñộng tự với ion dương mạng tinh thể CÂU HỎI: 1/ Tính chất chung Kim Loại gì? Nêu nguyên nhân 2/ Trong tinh thể kim loại tồn thành phần nào? 3/ Thế liên kết kim loại ? Bài 18 : TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI VÀ DÃY ðIỆN HĨA I Tính chất vật lí : Kim loại có tính dẻo , tính dẫn nhiệt, tính dẫn điện, tính ánh kim tất tính chất có mặt electron tự II Tính chất hố học : - Do đặc điểm cấu tạo electron lớp ngồi ( 1,2,3e), - Năng lượng ion hố tương đối nhỏ - Bán kính nguyên tử lớn ⇒ Các nguyên tử kim loại dễ dàng nhường e hoá trị hoá trị ⇒ thể tính khử: Phương trình tổng qt: M – ne -> Mn+ ði từ ñầu ñến cuối "dãy ñiện hóa" kim loại tính khử kim loại giảm dần, cịn tính oxi hố ion kim loại tăng dần Tính Oxi hố: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg22+ Fe3+ Ag+ Pt2+ Au3+ Tính Khử K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe2+ Ag Pt Au 1/ Tác dụng với phi kim: a/ Phản ứng với oxi: ða số kim loại ñều bị oxi hóa O2 (đặc biệt nhiệt độ cao) Khả phản ứng tuỳ thuộc vào điều kiện tính khử mạnh hay yếu kim loại Ví dụ: 4Na + O2 2Na2O t Fe3O4 3Fe + 2O2 → b/ Phản ứng với halogen phi kim khác − Với halogen: kim loại kiềm, kiềm thổ, Al phản ứng to thường Các kim loại khác phải đun nóng + Với phi kim mạnh kim loại có hố trị cao: http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Phần: VÔ CƠ Kiến thức Hóa 12 t 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 + Với phi kim yếu phải đun nóng kim loại có hố trị thấp : t FeS Fe + S → t0 Zn + S → ZnS c/ Tác dụng với axit * Với axit HCl, H2SO4 lỗng (tính oxi hóa thể ion H+) - Kim loại khử ion H+ dd HCl H2SO4 loãng thành H2 -Lưu ý: Kim loại đứng trước H2 Ví dụ: Mg + 2HCl > MgCl2 + H2 ↑ 2Al + 3H2SO4 loãng > Al2(SO4)3 + 3H2 * Với axit HNO3, H2SO4 đặc, đun nóng Trừ Au Pt, hầu hết kim loại tác dụng với HNO3 (đặc lỗng), H2SO4 (đặc, nóng), Pt tổng quát: Kim loại + HNO3 - > muối ( hoá trị cao ) + Sản phẩn khử + H2O − Với HNO3 đặc nóng : thường giải phóng khí NO2 ( màu nâu đỏ ) t0 Mg + 4HNO3 ñ, n → Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O t0 Cu + 4HNO3 ñ, n → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O − Với HNO3 loãng: thường sinh khí NO ( khơng màu hố nâu khơng khí ) Tuy nhiện tuỳ theo điều kiện đề là: N2, N2O, NO, NH4NO3 Ví dụ: t 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O 8Na + 10HNO3 ñ, n → t0 4Mg + 10HNO3 ñ, n → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O t0 3Cu + 8HNO3 ñ, n → 3Cu(NO3)2 + NO + 4H2O ☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với HNO3 khơng sinh khí H2 − Với axit H2SO4 đặc nóng Pt tổng qt: Kim loại + H2SO4 đ.n → muối ( hố trị cao ) + (H2S, S, SO2) + H2O Thường tạo SO2 nhiên số trường hợp tạo H2S haợc S Ví dụ: t 8Na + 5H2SO4 đ, n → 4Na2SO4 + H2S + 5H2O t0 2Mg + 3H2SO4 ñ, n → 2MgSO4 + S+ 3H2O t0 Cu + 2H2SO4 ñ, n → CuSO4 + SO2 + 2H2O ☼ Lưu ý: Kim loại phản ứng với H2SO4 đặc, nóng khơng sinh khí H2 Chú ý: Al , Fe Cr bị thụ động hố H2SO4 đặc, nguội HNO3 ñặc, nguội d/ Phản ứng với nước: − Ở to thường, có kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng ñược với nước tạo thành dung dịch kiềm giải phóng H2 Một số kim loại yếu phản ứng chậm hoạc khơng phản ứng Ví dụ: Na + H2O > NaOH + 1/2H2 Be + H2O - > − Ở nhiệt ñộ cao, số kim loại phản ứng với nước 570 C Fe + H2O > → FeO + H2 ↑ FeSO4 + Cu ↓ http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Phần: VÔ CƠ Kiến thức Hóa 12 − Ngồi kim loại mạnh ( Al) cịn đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại) Xảy to cao, toả nhiều nhiệt làm nóng chảy kim loại: t Al + Fe2O3 → Al2O3 + Fe t0 2Al + 3NiO → Al2O3 + 3Ni III Dãy ñiện hoá kim loại Cặp oxi hoá - khử kim loại - Kim loại dễ nhường electron thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại nhận electron để trở thành kim loại Do kim loại M ion kim loại Mn+ tồn cân bằng: M+n + ne M0 - Dạng oxi hoá dạng khử nguyên tố tạo thành cặp oxi hoá - khử (oh/kh) nguyên tố Ví dụ:Các cặp oxi hố - khử : Fe2+/Fe, Cu2+/Cu, Al3+/Al Dãy điện hóa kim loại: Tính oxi hóa ion kim loại tăng dần Dạng oh: K+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr2+Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg22+ Fe3+ Ag+ Pt2+ Au3+ Dạng khử: K Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu 2Hg Fe2+ Ag Pt Au Tính khử kim loại giảm dần Ý nghĩa dãy điện hố kim loại - Dự đốn chiều phản ứng cặp oxh - kh: Khi cho cặp oxh - kh gặp nhau, dạng oxi hóa mạnh tác dụng với dạng khử mạnh tạo thành dạng oxi hóa yếu dạng khử yếu hơn: Hay quy tắc anpha Ví dụ: Có cặp oxh - kh : Zn2+/Zn Fe2+/Fe phản ứng: Zn + Fe2+ -> Zn2+ + Fe0 Có cặp oxh - kh: Zn2+/Zn Cu2+/Cu phản ứng: Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu0 - Những kim loại ñứng trước H ñẩy ñược hiñro khỏi dung dịch axit Ví dụ: Fe + H2SO4 > FeSO4 + H2 ↑ α CÂU HỎI 1/ Tính chất vật lí chung kim loại gì? Do yếu tố định ? 2/ Kim loại có tính chất hố học đặc trưng gì? Ngun nhân tạo nên tính chất này? 3/ Kim loại phản ứng ñược với chất nào? Mỗi chất viết pthh minh hoạ tính khử kim loại 4/ Khi kim loại phản ứng với HCl , H2SO4 lỗng có khác so với phản ứng với HNO3, H2SO4 ñặc, ñun nóng ? 5/ Nêu ñiều kiện ñể phản ứng kim loại với dd muối xảy ra? Viết pthh minh hoạ ? 6/ Học thuộc thứ tự ngun tử / ion kim loại dãy điện hố 7/ Dãy điện hố cho ta biết điều gì? Lưu ý tập dự đốn khả xảy phản ứng kim loịa với dd muối Bài 19 : HỢP KIM I Khái niệm: Hợp kim vật liệu kim loại chứa kim loại số kim loại phi kim khác VD: Thép hợp kim Fe C Hợp kim ðuyra hợp kim Al với Cu, Mn, Si II Tính chất: Hợp kim có tính chất hố học tương tự tính chất chất tạo thành hợp kim, tính chất vật lý tính chất học lại khác nhiều VD: Hợp kim ðuyra Al-Cu-Mn-Si-Mg cứng nhẹ bền Hợp kim không rỉ: Fe-Cr-Mn Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-W-Cr-Fe http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Phần: VƠ CƠ Kiến thức Hóa 12 Bài 20 : SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I.:Khái niệm: Sự ăn mòn kim loại Sự phá huỷ kim loại hợp kim tác dụng chất mơi trường xung quanh Sự ăn mịn q trình hố học q trình điện hố Trong kim loại bị oxi hố thành ion dương M > Mn+ + n.e II Các dạng ăn mịn: Ăn mịn hố học: Ăn mịn hố học q trình oxi hóa- khử, ñó electron Kim Loại chuyển trực tiếp ñến chất mơi trường Ví dụ: t 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 ↑ t Cu + Cl2 → CuCl2 - ðiều kiện ăn mịn hóa học:Kim loại phải tiếp xúc trực tiếp với chất mơi trường Ăn mịn điện hố: Ăn mịn điện hố học q trình oxi hóa- khử, kim loại bị ăn mịn tác dụng dung dịch chất điện li tạo nên dịng điện chuyển dời từ cực âm ñến cực dương Cơ chế ăn mịn điện hố: Những kim loại dùng đời sống kỹ thuật thường nhiều có lẫn tạp chất (kim loại khác phi kim), tiếp xúc với mơi trường điện li (như nước có hồ lẫn khí CO2, NO2, SO2,…hoặc nước biển, …) xảy q trình ăn mịn điện hố Xét chế ăn mịn gang để ngồi khơng khí ẩm Gang Fe có lẫn C, khơng khí ẩm có hồ tan H+, O2, CO2, NO2,…tạo thành mơi trường điện li Fe có lẫn C tiếp xúc với mơi trường điện li tạo thành vơ số pin điện hóa, Fe kim loại hoạt động cực âm, C cực dương − Ở cực âm (Fe): Fe bị oxi hố bị ăn mịn Fe – 2e -> Fe2+ Ion Fe2+ tan vào môi trường ñiện li, sắt dư e Các e dư chạy sang Cu (ñể giảm bớt chênh lệch ñiện tích âm sắt đồng) − Ở cực dương(C): Xảy trình khử ion H+ O2 2H+ + 2e -> H2 O2 + H2O + 4e -> 4OHSau xảy q trình tạo thành gỉ sắt: Fe2+ + 2OH- -> Fe(OH)2 − H 2O 4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O -> 4Fe(OH)3  → xFeO yFe2O3 mH2O Bản chất ăn mịn điện hóa: Bản chất ăn mịn điện hố q trình oxi hóa khử xảy bề mặt điện cực Ở cực âm xảy q trình oxi hóa kim loại Kim loại hoạt động mạnh đóng vai trị cực dương xảy q trình oxi hóa ( nhường e ñể trở thành ion dương) Kim loại hoạt ñộng ( phi kim) đóng vai trị cực âm Xảy q trình oxi hóa ( q trình nhận e ) Các ñiều kiện cần ñủ ñể xảy tượng ăn mịn điện hóa: - Các điện cực phải khác chất : cặp kim loại khác nhau, cặp kim loại - phi kim Trong kim loại có tính khử mạnh cực âm ⇒ kim loại nguyên chất khó bị ăn mịn - Các điện cực phải tiếp xúc với (trực tiếp gián tiếp qua dây dẫn) - Các ñiện cực tiếp xúc với dung dịch ñiện li http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Phần: VƠ CƠ Kiến thức Hóa 12 Lưu ý: Q trình ăn mịn điện hố học thường kèm theo q trình ăn mịn hố học III Chống ăn mịn kim loại: Phương pháp bảo vệ bề mặt: + Cách li kim loại với môi trường: Dùng chất bền với môi trường phủ lên bề mặt kim loại: − Các loại sơn chống gỉ, vecni, dầu mỡ, tráng men, phủ hợp chất polime − Mạ số kim loại bền crom, niken, ñồng, kẽm, thiếc lên bề mặt kim loại cần bảo vệ + Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inox): Chế tạo hợp kim khơng gỉ mơi trường khơng khí, mơi trường hố chất + Dùng chất chống ăn mịn (chất kìm hãm): Chất chống ăn mòn làm bề mặt kim loại trở nên thụ động (trơ) mơi trường ăn mịn 2.Phương pháp điện hóa: Nối kim loại cần bảo vệ với kim loại khác có tính khử mạnh Ví dụ: ðể bảo vệ vỏ tàu biển thép, người ta gắn vào vỏ tàu (phần chìm nước biển) kẽm Khi tàu hoạt ñộng, kẽm bị ăn mịn dần, vỏ tàu bảo vệ Sau thời gian người ta thay kẽm khác CÂU HỎI: 1/ Thế ăn mòn kim loại? Kết q trình ăn mịn kim loại ? 2/ Có kiểu ăn mịn kim loại? Nêu điểm giống khác loại ăn mòn này? 3/ Nêu điều kiện ăn mịn điện hố ăn mịn hố học 4/ Giải thích chế bảo vệ kim loại phương pháp điện hố Bài 21: ðIỀU CHẾ KIM LOẠI I Nguyên tắc chung: Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại Mn+ + ne -> M II Các phương pháp ñiều chế Tuỳ thuộc vào tính khử kim loại mà ta có phương pháp sau: Phương pháp nhiệt luyện (Dùng ñiều chế kim loại trung bình, yếu sau Al): Dùng chất khử CO, H2, C kim loại ñể khử ion kim loại oxit nhiệt ñộ cao Phương pháp ñược sử dụng ñể sản xuất kim loại công nghiệp: t Cu + H2O CuO + H2 → t0 Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 Phương pháp thủy luyện (ñiều chế kim loại yếu sau H): Dùng kim loại tự có tính khử mạnh ñể khử ion kim loại dung dịch muối Ví dụ: − ðiều chế đồng kim loại: Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu − ðiều chế bạc kim loại: Fe + Ag+ -> Fe2+ + Ag Phương pháp điện phân: Dùng dịng điện để khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại a ðiện phân nóng chảy (điều chế kim loại mạnh từ Na ñến Al): ðiện phân hợp chất nóng chảy (muối, kiềm, oxit) VD: ðiện phân nóng chảy Al2O3 Cực ( -) catot: Al3+ + 3e -
Al Cực (+) anot : 2O2-
O2 + 4e Pt: 2Al2O3 → 4Al + 3O2 b.ðiện phân dung dịch (ñiều chế kim loại trung bình, yếu): ðiện phân dung dịch muối chúng ( có H2O ) Lưu ý: Thứ tự điện phân Cực ( + ) SO42-,NO3- < H2O < ClNếu H2O bị ñiện phân: 2H2O > H+ + O2 + 4e http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Kiến thức Hóa 12 Phần: VƠ CƠ Cực ( - ) Na< Al3+< H2O < Zn2+, Fe2+… 2OH- + H2 VD: ðiện phân dd CuSO4 Cu2+ + 2e - > Cu Ở anot ( - ) : Cu2+, H2O 2Ở catot ( +): SO4 , H2O 2H2O - > 4H+ + O2 + 4e Pt: CuSO4 + H2O > Cu + O2 + H2SO4 Bằng phương pháp điện phân điều chế kim loại có độ tinh khiết cao CÂU HỎI: 1/ Ngun tắc chung để điều chế kim loại gì? 2/ Kim loại mạnh ñược ñiều chế phương pháp nào? Xét chế điện phân nóng chảy CaCl2 3/ Nêu khái niệm phương pháp ñiều chế kim loại 4/ Cho biết thứ tự xảy trình oxi hố cực (+) q trình khử cực (- ) ñiện phân dd 5/ Viết chế pt ñiện phân dd AgNO3 Bài 25 : KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT QUAN TRONG CỦA KIM LOẠI KIỀM A KIM LOẠI KIỀM I Vị trí bảng TH cấu hình electron: - Kim loại kiềm thuộc nhóm IA bảng tuần hồn, gồm ngun tố: Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubiñi (Rb), Xesi (Cs) Franxi (Fr) - Cấu hình electron nguyên tử: ns1 ( n số thứ tự lớp) II Tính chất vật lí: -Các kim loại kiềm có màu trắng bạc có ánh kim, dẫn điện dẫn nhiệt tốt, nhiệt độ nóng chảy nhiệt độ sơi thấp, khối lượng phân tử nhỏ, độ cứng thấp KL Kiềm có ts, tnc thấp, khối lượng riêng nhỏ ñộ cứng nhỏ Nguyên nhân: cấu trúc mạng tinh thể lập phương tâm khối III Tính chất hóa học: Các ngun tử KLK có lượng ion hóa nhỏ, itư electron lớp ngồi cúng ( 1e) kim loại kiềm có tính khử mạnh Tính khử tăng từ Li
Cs M
Mn+ + ne Trong hợp chất kim loại kiềm có số oxi hóa +1 ( trừ hợp chất hiñrua ) 1/ Phản ứng với phi kim: Kim loại kiềm có tính khử mạnh nên khử dễ dành phi kim thành ion âm a/ Phản ứng với oxi: tạo oxit peoxit Natri cháy khí oxi tạo oxit peoxit Na + O2 nhiệt ñộ thường Na2O ( Natri oxit ) Na + O2 nhiệt ñộ cao Na2O2 ( Natri peoxit ) b/ Tác dụng với khí Clo: tạo muối clorua 2K + Cl2 2KCl 2/ Tác dụng với axit: KL Kiềm khử mạnh H+ axit HCl H2SO4 lỗng thành khí H2 VD: Na + HCl
NaCl + H2 Phản ứng mãnh liệt Tất KLK ñều gây nổ 3/ Tác dụng với nước: tạo dd bazo giải phóng H2 KLK tác dụng dễ dàng với nước tạo bazo giả phóng khí H2 nhiệt độ thường Mức độ mãnh liệt phản ứng tăng từ Li ñến Cs K + H2O - > KOH + ½ H2 => Do KLK dễ phản ứng với O2 H2O nên ñể bảo quản KLK người ta ngâm vào dầu hỏa IV: Ứng dụng-trạng thái tự nhiên ñiều chế: 1/ Ứng dụng: http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Kiến thức Hóa 12 Phần: VƠ CƠ -KLK có nhiều ứng dụng đời sống kĩ thuất + Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp VD hợp kim K-Na có tnc 70oC dùng làm chất trao đổi nhiệt lị hạt nhân + Hợp kim Li-Al họp kim siêu nhẹ dùng sx thiết bị hàng không +Xesi dùng làm tế bào quang điện 2/ Trạng thái TN: Do có tính khử mạnh nên KLK tồn TN dạng hợp chất 3/ ðiều chế: KL kiềm ñược ñiều chế pp điện phân nóng chảy: M
Mn+ + ne B MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KLK: I NATRI HIðROXIT: NaOH Tính chất: a/ Tính chất vật lí: Natri hiđroxit (NaOH) hay xút ăn da chất rắn, khơng màu, dễ nóng chảy ( tnc = 322oC ), hút ẩm mạnh ( dễ chảy rữa), tan nhiều nước tỏa nhiệt mạnh b/ Tính chất hố học: - Tan nước phân li hồn toàn thành ion: NaOH - > Na+ + OH— - Natri hiñroxit bazo mạnh tác dụng với oxit axit, axit muối: *Pt phân tử : NaOH + CO2
Na2CO3 + H2O Pt ion thu gọn OH- + CO2
CO32- + H2O *Pt phân tử HCl + NaOH
NaCl + H2O Pt ion thu gọn H+ + OH-
H2O *Pt phân tử CuSO4 + 2NaOH
Cu(OH)2 + Na2SO4 Pt ion thu gọn Cu2+ + 2OH-
Cu(OH)2 2.Ứng dụng: NaOH hóa chất quan trọng hang thứ hai ngành CN Dùng nấu xà phòng, chế phẩm nhuộm, tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhôm, CN chế biến dầu mỏ II NATRI HIðROCACBONAT: NaHCO3 Tính chất: - NaHCO3 chất bột màu trắng, tan nước, dễ bị nhiệt phân tạo Na2CO3 khí CO2 2NaHCO3 - > Na2CO3 + CO2 + H2O - NaHCO3 hợp chất lường tính NaHCO3 + NaOH > Na2CO3 + H2O NaHO3 + HCl > NaCl + CO2 + H2O 2.Ứng dụng: Dùng CN dược phẩm thực phẩm III NATRI CACBONAT: Na2CO3 1.Tính chất: - Na2CO3 chất rắn màu trắng, tan nhiều nước nhiệt ñộ thường Na2CO3 tồn dạng muối ngậm nước Na2CO3.10H2O, nhiệt ñộ tăng lên dẫn nước thành muối kết tinh nóng chảy 850oC - Na2CO3 muối axit yếu có tính chất chung muối Tan nước cho môi trường kiềm Ứng dụng: Na2Co3 chất quan trọng CN thủy tinh, phẩm nhuộm, giấy sợi IV: KALI NITRAT: KNO3 1.Tính chất: KNO3 tinh thể khơng màu, bền kk, tan nhiều nước Khi ñun nhiệt độ cao bị nhệt phân KNO3 - > KNO2 + O2 Ứng dụng: KNO3 dùng làm phân bón, dùng chế tạo thuốc nổ Phản ứng cháy thuốc súng: 2KNO3 + 3C + S
N2 + 3CO3 + K2S http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Phần: VÔ CƠ Kiến thức Hóa 12 CÂU HỎI: 1/ Tại kim loại kiềm lại mềm có tnc, ts thấp? 2/ Viết cấu hình tổng quát kim loại kiềm Dự đốn tính chất hố học KL kiềm 3/ Ngun nhân tính khử mạnh KL kiềm 4/ Với tính khử mạnh KL kiềm phản ứng ñược với ñơn chất hợp chất ? 5/ ðể ñiều chế kim loại Kiềm ta dùng phương pháp nào? Viết chế pt ñiều chế Na từ NaCl 6/ Nêu tính chất hố học NaOH, viết pt chứng minh 7/ Nêu tính chất hố học cảu NaHCO3 Viết pt chứng minh tính lưỡng tính cảu NaHCO3 8/ Viết pt nhiệt phân NaHCO3 KNO3 Bài 26 : KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KI LOẠI KIỀM THỔ A KIM LOẠI KIỀM THỔ I Vị trí kim loại kiềm thổ bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử - Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA bảng tuần hồn, gồm ngun tố beri (Be), magie (Mg), canxi (Ca), stronti (Sr), bari (Ba) rañi (Ra) - Nguyên tử kim loại kiềm thổ có cấu hình electron lớp ngồi ns2 (n số thứ tự lớp) Mg : [Ne] 3s2 ; Ca : [Ar] 4s2 ; Sr : [Kr] 5s2 ; Ba : [Xe] 6s2 Be : [He] 2s2; II Tính chất vật lí - Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, dát mỏng - tnc , ts kim loại kiềm tương ñối thấp - Khối lượng riêng tương ñối nhỏ, nhẹ nhôm (trừ bari) - ðộ cứng cao kim loại kiềm tương ñối mềm - Lưu ý : Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt ñộ sôi khối lượng riêng kim loại kiềm thổ khơng theo quy luật định kim loại kiềm ðó kim loại kiềm thổ có kiểu mạng tinh thể khơng giống III Tính chất hố học - Các ngun tử kim loại kiềm thổ có lượng ion hố nhỏ, kim loại kiềm thổ có tính khử mạnh Tính khử tăng dần từ beri ñến bari M→ M2+ + 2e - Trong hợp chất, kim loại kiềm thổ có số oxi hố +2 Tác dụng với phi kim Kim loại kiềm thổ khử nguyên tử phi kim thành ion âm +2 - 2 Mg + O → Mg O Tác dụng với dung dịch axit a) Với dung dịch axit H2SO4 loãng ,HCl Kim loại kiềm thổ khử mạnh ion H+ dung dịch H2SO4 lỗng, HCl thành khí H2 +2 +1 Mg + H Cl → Mg Cl + H ↑ b) Với dung dịch axit H2SO4 ñặc ,HNO3 +5 +6 Kim loại kiềm thổ khử N HNO3 S H2SO4 đặc xuống số oxi hố thấp Ví dụ: +5 +2 −3 Mg + 10 HNO3 lo·ng → Mg(NO3 )2 + NH NO3 + 3H O http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Phần: VƠ CƠ Kiến thức Hóa 12 +6 +2 −2 Mg + H SO đặc Mg SO + H S + 4H O Tác dụng với nước Ở nhiệt độ thường, Be khơng khử nước, Mg khử chậm Các kim loại lại khử mạnh nước giải phóng khí hiđro Ca + 2H 2O → Ca(OH)2 + H ↑ ðiều chế: Dùng phương pháp điện phân nóng chảy muối Halogenua đpnc MX2 M + X2 B MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI Canxi hiđroxit: Ca(OH)2 - Canxi hiđroxit (Ca(OH)2) cịn gọi vơi tơi, chất rắn màu trắng, tan nước Nước vôi dung dịch Ca(OH)2 - Ca(OH)2 hấp thụ dễ dàng khí CO2: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O Phản ứng thường ñược dùng ñể nhận biết khí CO2 - Ca(OH)2 bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên ñược sử dụng rộng rãi nhiều ngành công nghiệp: sản xuất xút NaOH, amoniac NH3, clorua vôi CaOCl2, Canxi cacbonat : CaCO3 • Canxi cacbonat (CaCO3) chất rắn, màu trắng, không tan nước, bị phân huỷ nhiệt ñộ khoảng 10000C 1000 CaCO3 CaO + CO2 Phản ứng xảy q trình nung vơi • Trong tự nhiên, canxi cacbonat tồn dạng đá vơi, ñá hoa, ñá phấn thành phần vỏ mai lồi sị, hến, mực, • Ở nhiệt độ thường, CaCO3 tan dần nước có hồ tan khí CO2 tạo canxi hiđrocacbonat (Ca(HCO3)2), chất tồn dung dịch CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2 Khi đun nóng, Ca(HCO30)2 bị phân huỷ tạo CaCO3 kết tủa t Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O Các phản ứng giải thích tạo thành thạch nhũ (CaCO3) hang ñá vơi, cặn ấm nước, • ðá vơi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thuỷ tinh, ðá hoa dùng làm cơng trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ) ðá phấn dễ nghiền thành bột mịn làm phụ gia thuốc ñánh răng, Canxi sunfat: CaSO4 • Trong tự nhiên, canxi sunfat (CaSO4) tồn dạng muối ngậm nước CaSO4.2H2O gọi thạch cao sống • Khi đun nóng ñến 1600C, thạch cao sống phần nước biến thành thạch cao nung CaSO4.2H2O CaSO4.H2O CaSO4 (thạch cao nung) (thạch cao sống) thạch cao khan • + Một lượng lớn thạch cao ñược trộn vào clanhke nghiền ñể làm cho xi măng chậm đơng cứng + Thạch cao nung cịn dùng để nặn tượng, đúc khn bó bột gãy xương C.NƯỚC CỨNG: Khái niệm : http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang Phần: VƠ CƠ Kiến thức Hóa 12 Nước chứa nhiều ion Ca2+ Mg2+ ñược gọi nước cứng Nước chứa ion Ca2+ Mg2+ gọi nước mềm Người ta phân biệt nước cứng có tính cứng tạm thời, vĩnh cửu tồn phần a) Tính cứng tạm thời tính cứng gây nên muối Ca(HCO3)2 Mg(HCO3)2 Gọi tính cứng tạm thời cần đun sơi nước, muối Ca(HCO3)2 Mg(HCO3)2 bị phân huỷ tạo kết tủa CaCO3 MgCO3 nên làm tính cứng gây muối to to Ca(HCO3 )2 → CaCO3 ↓ + CO2 ↑ + H2O Mg(HCO3 )2 → MgCO3 ↓ + CO2 ↑ + H2O b) Tính cứng vĩnh cửu tính cứng gây nên muối CaSO4 , MgSO4 CaCl2 ,MgCl2 Khi đun sơi, muối không bị phân huỷ nên không tạo kết tủa, khơng làm tính cứng c) Tính cứng tồn phần gồm tính cứng tạm thời tính cứng vĩnh cửu Tác hại : Cách làm mềm nước cứng Nguyên tắc làm mềm nước cứng làm giảm nồng ñộ ion Ca2+, Mg2+ nước cứng a Phương pháp kết tủa - ðun sôi nước cứng tạm thời, xảy phản ứng phân huỷ Ca(HCO3)2 Mg(HCO3)2 tạo muối cacbonat không tan Loại bỏ kếy tủa ta ñược nước mềm - Dùng Ca(OH)2 với lượng vừa đủ để trung hồ muối Ca(HCO3)2 Mg(HCO3)2, tạo kết tủa làm tính cứng tạm thời Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 ↓ + 2H2O Ca(OH)2+ Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2↓ + Ca(HCO3)2 - Dùng Na2CO3 (hoặc Na3PO4) ñể làm tính cứng tạm thời tính cứng vĩnh cửu Thí dụ: Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4 Trên thực tế, người ta dùng đồng thời số hố chất, thí dụ Ca(OH)2 Na2CO3 b Phương pháp trao đổi ion - Phương pháp trao ñổi ion dùng chất polime có khả trao đổi ion với mơi trường thơng qua q trình loại ion Ca2+,Mg2+ Nhận biết ion Ca2+, Mg2+ dung dịch Bước 1: Dùng dd chứa ion CO32-, PO43- ñể tạo kết tủa với Ca2+ Mg2+ Bước 2: Dẫn khí CO2 vào kết tủa tan Ca2+ + CO32- → CaCO3 ¯↓ CaCO3 +CO2 + H2O → Ca(HCO3 )2 (tan) 44 43 Ca2+ +2HCO3- Mg 2+ + CO32− → CaCO3 ↓ MgCO3 + CO2 + H2 O → Mg(HCO3 )2 (tan) 44 43 Mg2+ + 2HCO3− CÂU HỎI: 1/ Tại KL kiềm thổ có nhiệt độ sơi nhiệt độ nóng chảy biên đổi khơng theo quy định? 2/ Viết cấu hình tổng quát KL nhóm II A Dựa vào cấu hình cho biết tính chất hố học KL kiềm thổ 3/ Kim loại kiềm thổ tác dụng ñược với ñơn chát hợp chất ? Viết ptpư Mg vơi HCl, HNO3 lỗng, H2SO4 đặc 4/ So sánh khả phản ứng với H2O KL kiềm thổ với KL kiềm 5/ Giải thích tạo thành thạch nhũ hang động núi đá vơi http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 10 Kiến thức Hóa 12 Phần: VƠ CƠ 6/ Nước cứng gì,? Nước cứng chia làm loại Nêu ñặc ñiểm loại 7/ Nêu cách làm mềm nước cứng tạm thời, cứng vĩnh cữu cứng taòn phần Bài 27 : NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM A NHƠM I/ Vị trí cấu hình: - Nhơm thuộc thứ 13, chu kì 3, nhóm IIIA - Cấu hình: 1s22s22p63s23p1 Nhơm dễ nhương 3e nên thường có số oxi hố +3 II/ Tính chất vật lí: - Nhôm kim loại màu trắng bạc, mềm, dẻo, ñẫn ñiện ñânx nhiệt tốt - Nhôm bền khơng khí nước có lớp oxit Al2O3 bảo vệ III/ Tính chất hóa học: Nhơm kim loại có tính khử mạnh (chỉ sau KL kiềm kiềm thổ) Nên dễ bị oxi hoá thành ion dương Al - > Al3+ + 3e 1/ Phản ứng với phi kim: Nhôm khử nguyên tố phi kim thành ion âm a Tác dụng với Halogen:
muối nhôm halogenua 2Al + 3Cl2 - > 2AlCl3 b/ Tác dụng với oxi: > Oxit nhôm 4Al + 3O2 - > Al2O3 Lưu ý: Ở điều kiện thường Nhơm bền với khơng khí có lớp oxi bảo vệ 2/ Tác dụng với axit: a/ Axit HCl H2SO4 loãng - > H2 Al khử dễ dàng ion H+ dd HCl H2SO4 loãng thành H2 - Al + HCl > AlCl3 - 2Al + 3H2SO4 loãng - > Al2(SO4)3 + 3H2 b/ Tác dụng với H2SO4 ñặc HNO3: +5 +6 Al khử N S xuống số oxi hoá thấp - 8Al + 30HNO3 - > 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O - 2Al + 6H2SO4 đặc nóng - > Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 3/ Tác dụng với oxit kim loại ( phản ứng nhiệt nhơm) Nhơm khử ion kim loại yếu oxit thành kim loại tự nhiệt ñộ cao Fe2O3 + 2Al > Al2O3 + 2Fe 4/ Tác dụng với H2O: Nhôm phản ứng với nước lớp oxit Al2O3 bị phá vỡ Al +3H2O > Al(OH)3 + 3/2 H2 (1) 5/ Dung dịch kiềm: Lớp oxit Al2O3 có tính lưỡng tính tác dụng với dd Kiềm, lớp oxit bảo nhơm bị phá vỡ Nhôm phản ứng với nước theo pt (1) Sau Al(OH)3 phản ứng với NaOH theo pt Al(OH)3 + NaOH > NaAlO2 + 2H2O (2) Kết luận: Nhôm không tác dụng trực tiếp với Kiềm mà tác dụng với H2O trước sau Al(OH)3 tác dụng với Kiềm ⇒ Nhơm khơng có tính lưỡng tính Al +NaOH + H2O > NaAlO2 + 3/2H2 II/ Sản xuất: 1/ Nguyên tắc: - Nhôm kim loại mạnh nên sản xuất phương pháp ñiện phân nóng chảy Al2O3 - Khi ñiện phân người ta cho thêm Criolit ( 3NaF.AlF3 hay Na3AlF6 ) vào nhàm mục đích: o Hạ nhiệt độ nóng chảy Al2O3 ( 2050 xuống 900) o Tăng tính đẫn điện dd điện phân o Bảo vệ Nhơm sinh khơng bị oxi hóa http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 11 Phần: VƠ CƠ Kiến thức Hóa 12 2/ Nguyên liệu: Quặng Boxit Al2O3 2H2O 3/ Cơ chế điện phân: Al2O3 nóng chảy Al2O3 - > Al3+ + O2Cực ( + ): 2O 2- - > O2 + 2.2e Cực ( - ) : Al3+ + 3e > Al Ptñp: 2Al2O3 > 4Al + 3O2 B HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHƠM: I Nhơm oxit: chất lưỡng tính Tác dụng với dd NaOH: Al2O3 + 2NaOH > 2NaAlO2 + H2O pt ion: Al2O3 + 2OH- - > 2AlO2- + H2O Tác dụng với dd HCl: Al2O3 + 6HCl > 2AlCl3 + 3H2O pt ion: Al2O3 + 6H+ > 2Al3+ + 3H2O II Nhơm hiđroxit: chất lượng tính Tác dụng với dd NaOH: Al(OH)3 + NaOH - > NaAlO2+ H2O pt ion: Al(OH)3 + OH- > AlO2- + 2H2O Tác dụng với dd HCl: Al(OH)3 +6HCl > AlCl3 + 3H2O pt ion: Al(OH)3 + 3H+ > Al3+ +3H2O Al(OH)3 thể tính BaZo trội tính axit, dạng axit Al(OH)3 yếu axit cacbonic NaAlO2 + CO2 + 2H2O > NaHCO3 + Al(OH)3 ðiều chế Al(OH)3 Al(OH)3 chất lượng tính nên dễ tan dd kiềm dư muốn điều chế Al(OH)3 cho muối Al3+ tác dụng với dd NH3 AlCl + 3NH3 + 3H2O > Al(OH)3 + 3NH4Cl III Nhơm sunfat: - Muối nhơm sunfat có nhiều ứng dụng muối kép Nhôm với Kali ngậm nước gọi phèn chua K2SO4.Al2(SO4)3 24H2O ( hay viết gọn KAl2(SO3)2.12H2O - Nếu thay ion K+ ion khác Li+ Na+ hay NH4+ ta không gọi phen chua mà gọi chung phèn nhôm IV: Nhận biết ionAl3+: Cho từ từ dung dịch NaOH dư vào dung dịch, thấy có kết tủa keo xuất tan NaOH chứng tỏ có ion Al3+ Al3+ + 3OH- → Al(OH)3 Al(OH)3 + OH-(dư) → AlO 2− + 2H2O CÂU HỎI: 1/ Tính chất hố học chung Al gì? Viét pt chứng minh tính chất này? 2/ Tại nhơm khơng tan nước.? Nếu ngâm nhơm dd kiềm nhơm tan? Giải thích 3/ Nhơm tác dụng với axit tan dd kiềm, ta kết luận Nhơm có tính lưỡng tính khơng ? 4/ Viết cong thức Criolit cho biết vai trị q trình sản xuất nhơm 5/ nêu tính chất hố học Al2O3 viết pt chứng minh 6/ Nêu tính chất hố học Nhơm Hiđroxit Viết pt chứng minh 7/ Trình bày cách nhận biết ion Al3+ Phương Pháp Giải tốn: Có dạng thường gặp: Căn vào phản ứng: Al3+ + 3OHAl(OH)3 (1) Al(OH)3 + OHAlO2- + 2H2O (2) Dạng toán 1: Biết n Al 3+ nOH − Xác ñinh lượng Al(OH)3 Nguyên tắc: lập tỉ lệ T = nOH − n Al 3+ http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 12 Kiến thức Hóa 12 Phần: VƠ CƠ Giá trị T Phản ứng xảy (1) ≤3 3 Fe3+ +3e 1/ Tác dụng với phi kim:Ở nhiệt ñộ cao, sắt khử nguyên tử phi kim thành ion âm bị oxi hóa đến số oxi hóa +2 +3 a/ Tác dụng với S: chất oxi hóa yếu nên Fe khử S xuống số oxi hóa -2 cịn bị oxi hóa đến số oxi hóa +2 Fe + S > FeS b/ Tác dụng với oxi: chất oxi hóa mạnh nên Fe khử O2 xuống số oxi hóa -2 cịn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +2 +3 3Fe + 2O2 > Fe3O4 c/ Tác dụng với Clo: Fe khử Clo xuống số oxi hóa -1 cịn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +3 Fe + Cl2
FeCl3 2/ Tác dụng với axit: a/ Tác dụng với H2SO4 loãng, HCl - Fe khử ion H+ dd axit thành khí H2, cịn Fe bị oxi hóa đến số oxi hóa +2 Ví dụ: Fe + HCl > FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 loang > FeSO4 + H2 Pt ion: Fe + H+ > Fe2+ + H2 b/ Tác dụng với H2SO4ñặc, HNO3 : +5 +6 - Fe khử N , S xuống số oxi hóa thấp hơn, cịn Fe bị oxi hóa lến tới số oxi hóa +3 http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 13 Phần: VÔ CƠ Kiến thức Hóa 12 Fe + 4HNO3 > Fe(NO3)3 + NO + 2H2O Fe + H2SO4 ññ - > Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O * Lưu ý: Fe bị thụ động hóa bới axit HNO3, H2SO4 đặc nguội 3/ Tác dụng với dd muối: Fe khử ñược ion kim loại ñứng sau dãy hoạt động hóa học Fe + CuSO4 - > FeSO4 + Cu 4/ Tác dụng với nước: - Ở nhiệt độ thướng sắt khơng khử nước, nhiệt ñộ cao sắt khử ñược nước tạo khí H2 FeO Fe3O4 > 570 Fe + H2O FeO + H2 < 570 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 IV: Trạng thái tự nhiên: -Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái ñất - Sắt tồn chủ yếu dạng hợp chất Các quặng sắt quan trọng là: manhetic ( Fe3O4), hematic ñỏ ( Fe2O3), quặng hematic nâu (Fe2O3.nH2O), quặng xideric FeCO3, quặng pirit (FeS2 ) - Sắt có hemoglobin máu - Trong mẫu thiên thạch có Fe tự CÂU HỎI: 1/ Viết cấu hình e Fe, Fe2+ Fe3+ Từ cấu hình tìm vị trí Sắt bảng tuần hồn 2/ Khi Fe thể số oxi hoá +2 Viết pthh 3/ Khi Fe thể số oxi hoá +3 Viết pthh 4/ Nêu tên viết công thức loại quặng sắt Bài 32: HỢP CHẤT CỦA SẮT I Hợp chất sắt (II): Trong phản ứng hóa học Fe2+ dễ nhường 1e để trở thành sắt ion Fe3+ Tuy nhiên nhận 22 để trở thành Fe Vậy Fe2+ vừa có tính khử vừa có tính oxi hố Fe2+ > Fe3+ + 1e (Khử) Fe2+ + 2e - > Fe ( Oxi hoá ) 1/ Sắt (II) oxit: FeO - Là chất rắn màu đen, khơng tồn tự nhiên Do bị oxi khơng khí oxi hó thành Fe3+ - Sắt II oxit chất khử nên phản ứng dễ dàng với chất oxi hóa Ví dụ : Cho FeO vào dung dịch HNO3 lỗng, H2SO4 đặc 3FeO + 10 HNO3 > Fe(NO3)3 + NO + 5H2O 2FeO + H2SO4 ñặc - > Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O - Sắt II oxit ñược ñiều chế cách cho Fe2O3 tác dụng với chất khử mạnh H2 CO to cao Fe2O3 + CO - > 2FeO + CO2 2/ Sắt ( II ) hiñroxit: Fe(OH)2 - Fe(OH)2 tinh khiết tồn dạng chất rắn màu trắng xanh - Fe(OH)2 ñược ñiều chế cách cho muối sắt Fe (II) phản ứng với dd kiềm điều kiện khơng có khơng khí Fe2+ + OH- - > Fe(OH)2 - Nếu ñể lâu khơng khí Fe(OH)2 Fe(OH)2 dễ chuyển thành Fe(OH)3 4Fe(OH)2 + O2 + H2O
4Fe(OH)3 - ðiều chế Fe(OH)2 : dùng phản ứng trao ñổi ion dung dịch muối sắt (II) với dung dịch bazơ Ví dụ: FeCl2 + NaOH - > Fe(OH)2 + NaCl Fe2+ + OH- > Fe(OH)2 http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 14 Phần: VƠ CƠ Kiến thức Hóa 12 3/ Muối sắt II - ða số muối sắt II dễ tan nước, kết tinh dạng muối ngậm nước - Muối sắt II dễ bị oxi hóa thành sắt III chất oxi hóa 2FeCl2 + Cl2 > 2FeCl3 - ðể ñiều chế muối sắt II cho Fe, FeO, Fe(OH)2 tác dụng với axit Fe + 2HCl - > FeCl2 + H2 FeO + H2SO4 > FeSO4 + H2O Lưu ý: Dung dịch muối sắt II ñiều chế xong phải dùng vài ñể lâu chuyển thành sắt III II Hợp chất sắt (III): Trong hợp chất sắt (III) Fe có số oxi hóa +3, 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 hoá Sắt ( III ) oxit: Fe2O3 - Fe2O3 chất rắn màu nâu đỏ, khơng tan nước - Fe2O3 oxit bazo chất oxi hoá + Fe2O3 oxit bazo nên dễ tan dd axit: Fe2O3 + 6HCl - ? 2FeCl3 + 3H2O + Fe2O3 dễ bị khử chất khử to cao: CO, C, H2 thành sắt Fe2O3 + 3H2 - > 2Fe + 3H2O - ðiều chế sắt III oxit phản ứng phân hủy Fe(OH)3 nhiệt ñộ cao 2Fe(OH)3 - > Fe2O3 + 3H2O Trong tự nhiên sắt III oxit tồn dạng quặng hematic Sắt ( III ) hiñroxit: Fe(OH)3 - Fe(OH)3 chất rắn màu nâu ñỏ, không tan nước - Fe(OH)3 bazo dễ tan axit Fe(OH)3 + 3HCl
FeCl3 + 3H2O - ðiều chế Fe(OH)3 phản ứng trao ñổi ion dd muối sắt III với dd kiềm FeCl3 + 3NaOH
Fe(OH)3 + 3NaCl Muối sắt ( III ) có màu vàng - ða số mi sắt ( III ) tan nước, kết tinh tồn dạng muối ngậm nước - Các muối sắt ( III ) có tính oxi hóa 2FeCl3 + Fe
3FeCl2 2FeCl3 + Cu
2FeCl2 + CuCl2 CÂU HỎI: 1/ Cho biết tính chất chung hợp chất Fe ( II ) 2/ Nêu tính chất hố học FeO Viết pthh 3/ Tại Fe(OH)2 khơng thể để lâu khơng khí Viết pthh 4/ Fe(OH)2 điều chế cách nào? Viết pt 5/ Muối Fe ( II ) thường có màu gì? điều chế cách nào? 6/ Tính chất chung sắt III ? Viết pt minh hoạ 7/ Nêu tính chất Fe2O3 viết pt minh hoạ 8/ Muối sắt III có màu điều chế cách nào? Bài 33: HỢP KIM CỦA SĂT I GANG 1/ Khái niệm: Gang hợp kim sắt với C, có từ 2% đến 5% khối C, ngồi cịn lượng nhỏ nguyên tố Si, Mn, S… http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 15 Kiến thức Hóa 12 Phần: VƠ CƠ 2/ Phân loại: a/ Gang xám: gang có chứa C dạng than chì b/ Gang trắng: gang có chứa C hơn, chủ yếu dạng xêmentit 3/ Sản xuất a/ Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxit than cốc lò cao b/ Nguyên liệu: Quặng sắt oxit ( thường quặng hematite ñỏ Fe2O3), than cốc chất chảy( CaCO3, SiO2) c/ Các phản ứng xảy lò cao: Phản ứng tạo thành chất khử: xảy phần nồi lị 1400oC - > 1800oC - Khơng khí nóng nén vào phần cảu nồi lị ñể ñốt cháy C thành CO2 C + O2
CO2 ∆H > - Khí CO2 bay lên gặp lớp than cốc bị khử thành CO CO2 + C
2CO ∆H < Phản ứng khử sắt oxit: xảy phần thân lò 400oC - > 800oC Phần thân lò: 400oC săt III oxit bị khử thành oxit sắt từ Fe2O3 + CO
2Fe3O4 + CO2 Phần thân lò: oxit sắt từ bị khử thành sắt II oxit 500oC - > 600oC Fe3O4 + CO
3FeO + CO2 Phần thân lò: sắt II oxit bị khử thành sắt kim loại 700oC - > 800oC FeO + CO
Fe + CO2 Phản ứng tạo xỉ: xảy bụng lị nhiệt độ 1000oC - > 1500oC - Ở phân nhiệt độ 1000oC CaCO3 bị phân hủy tạo xỉ CaCO3 > CaO + CO2 CaO +SiO2 - >CaSiO3 d/ Sự tạo thành gang: Ở phần bụng lò sắt chảy lỏng hòa tan phần C số nguyên tố khác: Mn, Si, S tạo thành gang Sau người ta tháo gang nồi lị II Thép: 1/ Khái niệm: Thép hợp kim sắt có chứa 0.01
2% khối lượng C với soosnguyeen tos khác Si, Mn, Cr, Ni… 2/ Phân loại: dựa vào thành phần chia làm loại a/ Thép thường ( hay thép Cacbon) - Thép mềm: Chứa không 0.1 % C Dùng gia công kéo sợi, vật liệu ñời sống xây dựng - Thép cứng: Chứa 0.9% C Dùng chế tạo dụng cụ, chi tiết máy… b/ Thép ñặc biệt: Người ta ñưa thêm vào thếp số kim loại làm cho kim loại có tính chất đặc biệt + Thép 13% Mn cứng dùng làm máy nghiềm ñá + Thép chứa 20% Cr, 10% Ni cứng không rỉ, dùng làm dụng cụ gia đình y tế + Thép chứa khoảng 18% W, 5% Cr cứng dùng chế máy cắt, gọt, máy nghiền 3/ Sản xuất thép: a/ Nguyên tắc: Làm giảm tạp chất C, Si, Mn … có gang cách oxi hóa tách chúng dạng xỉ b/ Các phương pháp luyện thép: Phương pháp Bet-xơ-me: Dùng luồng khơng khí mạnh thổi vào gang lỏng -Ưu ñiểm: Luyện nhanh - Nhược điểm: Khơng lun thép chứa nhiều P có thành phần ý muối Phương pháp Mac – tanh: dùng khơng khí nóng nhiên liệu khí oxi hóa tạp chất thời gian dày - Ưu ñiểm: Luyện ñược thép có thành phần mong muốn - Nhược ñiểm: Mất nhiều thời gian lượng Phương pháp lị điện: Dùng dịng điện tạo hồ quang ñể oxi hóa tạp chất với ñiện cực than chì -Ưu điểm: Luyện thép có kim loại nhiệt độ nóng chảy cao thép khơng chứa P, S http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 16 Phần: VÔ CƠ Kiến thức Hóa 12 - Nhược điểm: Dung tích nhỏ, tốn điện CÂU HỎI: 1/ Hợp kim gì? Giữa gang théo có điểm giống khác 2/ Nêu nguyên tắc nguyên liểuan xuất Gang 3/ Cho biết cá giai ñoạn xảy lị cao q trình luyện Gang 4/ Viết pt chuyển Fe2O3 thành Fe phân thân lò cao 5/ Cho biết vai trò xỉ lò cao? Viết pt tạo xỉ 6/ Thép đặc biệt có điểm khác với thép thường Bài 34: CROM HỢP CHẤT CỦA CROM I / Vị trí cấu hình electron Crom: - Crom thuộc thứ 24, chu kì 4, nhóm VI B - Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d44s2 ðể ñạt cấu hình electron bền nên 1e phân lớp 4s chuyển 3p, nên ta có cấu hình e Crom là: 1s22s22p63s23p63d54s1 II / Tính chất vật lí: Crom kim loại màu trắng ánh bạc, có khối lượng riêng lơn Crom kim loại cứng rạch thủy tinh III / Tính chất hóa học: - Crom kim loại có tính khử trung bình Mạnh Sắt yếu Kẽm - Trong phản ứng hóa học Crom tạo hợp chất có số oxi hóa từ +1
+6 ( thường số oh +2; +4; +6) 1/ Tác dụng với phi kim: Ở nhiệt ñộ thường Crom phản ứng với Flo Cịn nhiệt độ cao Crom tác dụng ñược với O2, Cl2 S… 4Cr + 3O2 - > 2Cr2O3 2Cr + 3Cl2 - > 2CrCl3 2Cr + 3S - > Cr2S3 2/ Tác dụng với nước: Crom không tác dụng với nước dù nhiệt ñộ cao, có màng oxit Cr2O3 bảo vệ, nên Crom dùng ñể mạ lên dụng cụ thép 3/ Tác dụng với axit: a/ Axit HCl H2SO4 - Do có màng oxit bảo vệ nên Crom khơng pahnr ứng với HCl, H2SO4 lỗng điều kiện thường, khin ñun nóng lớp oxit bị phá vỡ Crom phản ứng giải phóng H2 Cr + 3HCl - > CrCl2 + H2 Cr + H2SO4 > CrSO4 + H2 b/ Axit HNO3 H2SO4 ñặc nóng +6 +5 Crom khử S N H2SO4 HNO3 xuống số oxi hóa thấp hơn, Crom bị oxi thành +3 Cr +5 +3 +2 Cr + H NO3
Cr ( NO3 ) + N O + 2H2O Lưu ý: Cr bị thụ động hóa HNO3 đặc nguội H2SO4 ñặc nguội IV Hợp chất Crom 1/ Hợp chất crom ( III ) Hợp chất Crơm III có số oxi hố trung gian nên vừa có tính khử vừa có tính oxi hố a/ Crom ( III ) oxit: Cr2O3 - Crom ( III ) oxit chất rắn, màu lục thẩm, không tan nước - Cr2O3 oxit lưỡng tính Tác dụng với axit: Cr2O3 + 6HCl - > 2CrCl3 + 3H2O Tác dụng với bazo: Cr2O3 + 2NaOH > 2NaCrO2 + H2O http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 17 Phần: VÔ CƠ Kiến thức Hóa 12 Trong hợp chất Crom( III ) Crom có số oxi hóa trung gian, nên ion Cr3+ dd vừa có tính oxi hóa ( mơi trường axit) vừa có tính khử ( môi trường kiềm) +3 +2 Cr Cl + Zn > Cr Cl + ZnCl2 +3 +2 +2 Cr + Zn > Cr + Zn +3 +2 −1 Na Cr O2 + Br + 8NaOH > Na CrO + Na Br + 4H2O b/ Crom ( III ) hiñroxit: Cr(OH)3 - Cr(OH)3 chất rắn màu lục xám, không tan nước - Cr(OH)3 hiđroxit lưỡng tính, giống Al(OH)3 Cr(OH)3 + 3HCl - > CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + NaOH - > NaCrO2 + 2H2O 2/ Hợp chất Crom (VI) a/ Crom ( VI) oxit: CrO3 - CrO3 rắn, màu ñỏ thẩm - CrO3 oxit axit tác dụng với nước tạo axit CrO3 + H2O > H2CrO4 ( axit cromic) 2CrO3 + H2O > H2Cr2O7 ( axit ñicromic ) - Axit tồn dd không tách dạng tự - CrO3 có tính oxi hóa mạnh làm bốc cháy số chất vô hữu cơ: C, P, C2H5OH… b/ Muối crom ( VI ) - Muối crom ( VI ) hợp chất bền tách khỏi dd + Muối Cromat: Na2CrO4, K2CrO4 muối axit Cromic, ion CrO42- dd có màu vàng chanh + Muối ñicromat: Na2Cr2O7, K2Cr2O7 muối axit ñicromat, ion Cr2O72- dd có màu vàng cam - Các muối Cromat đicromat có tính oxi hóa mạnh mơi trường axit +6 +2 +3 +3 K Cr O7 + Fe SO4 + 7H2SO4
Fe( SO4 ) + Cr ( SO4 ) + K2SO4 + 7H2O Trong dd có ion Cr2O72- (vàng cam ) ln có mặt ion CrO42- ( vàng chanh) dạng cân Cr2O72- + H2O CrO42- + H+ (vàng cam ) ( vàng chanh) Nên dd cromat ( vàng chanh) thêm H+ vào chuyển thành ( vàng cam) thêm OH vào dd ñicromat ( vàng cam) chuyển thành màu (vàng chanh) CÂU HỎI 1/ Viết cấu hình Cr Từ cấu hình tìm vị trí Cr bảng tuần hồn 2/ Nêu tính chất hố học Cr ñơn chất Viết pthh với HCl HNO3 lỗng (so sánh với Fe ) 3/ Nêu tính chất hoá học cảu CrO3 Viêt pthh ( so sánh với Al2O3 ) 4/ Tính chất hố học Cr(OH)3 gì? Viết pt ( so sánh với Al(OH)3 ) 5/ Giải thích chuyển đổi qua lại Cromat ñiCromat dd axit dd bazo Bài 35: ðỒNG HỢP CHẤT I Vị trí cấu hình ðồng: - ðồng ( Cu ) thuộc ô thứ 29, chu ki 4, nhóm IB - ðồng có cấu hình e bất thường: 1s22s22p63s23p63d104s1 Ngun tử đồng có cấu hình e ñặc biệt, 1e phân lớp 4s chuyển vào phân lớp 3d để đặc cấu hình bền Nên đồng có số oxi hóa +1, +2 II Tính chất hóa học: ðồng kim loại có màu đỏ, khơi lượng riêng lớn, nóng chảy 1083oC ðồng tinh khiết tương ñối dẻo ðồng dẫn ñiện, dẫn nhiệt tốt Ag III Tính chất hóa học: http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 18 Phần: VÔ CƠ Kiến thức Hóa 12 ðồng kim loại hoạt động, có tính khử yếu 1/ Tác dụng với phi kim: - Ở nhiệt ñộ thường ñồng phản ứng với Clo, Brom tác dụng yếu với oxi tạo màng oxit CuO - Ở nhiệt ñộ cao Cu phản ứng với O2, S khơng phản ứng với H2, N2 C 2/ Tác dụng với axit: - Cu kim loại yếu ñứng sau H trước Ag dãy hoạt động hóa học nên khơng phản ứng ñược với H2O với H+ dd HCl H2SO4 loãng +5 +6 - ðối với HNO3 H2SO4 đặc nóng Cu khử N S xuống số oxi hoá thấp +6 +5 +5 +2 +4 Cu + H S O4 ( ñặc) - > Cu SO4 + S O2 + 2H2O +2 +4 Cu + H N O3 ( ñặc) > Cu ( NO3 ) + N O2 + 2H2O +2 +2 Cu + H N O3 ( loãng) - > Cu ( NO3 ) + N O + 4H2O IV Hợp chất ñồng: ðồng ( II ) oxit: CuO - ðồng ( II ) oxit chất rắn màu đen, khơng tan nước - CuO oxit bazo có tính oxi hoá tác dụng dễ dàng với axit oxit axit CuO + H2SO4 - > CuSO4 + H2O CuO + 2HNO3 ñặc - > Cu(NO3)2 + H2O - Khi đun nóng CuO bị H2, CO, C khử thành Cu CuO + H2 - > Cu + H2O 2/ ðồng ( II ) hiñroxit: Cu(OH)2 - ðồng ( II ) hiñroxit chất rắn màu xanh, không tan nước - Cu(OH)2 bazo, dễ tan dd axit Cu(OH)2 + 2HCl
CuCl2 + H2O - Cu(OH)2 dễ bị phân hủy nhiệt t Cu(OH)2 CuO + H2O 3/ Muối ñồng ( II ): - Dung dịch muối đồng có màu xanh - Thường gặp muối CuCl2, CuSO4, Cu(NO3)2 - CuSO4 kết tinh dạng muối ngậm nước có màu xanh, dạng khan có màu trắng t CuSO4.H2O CuSO4 + 5H2O Xanh trắng 4/ Ứng dụng: - ðồng kim loại có nhiều ứng dụng nghành công nghiệp kĩ thuật Dùng làm ñây dẫn ñiện, chế tạo hợp kim - Hợp chất ñồng sunfat dạng khan dùng nhận biết dấu vết nước chất Bài: SƠ LƯỢC NIKEN – KẼM - THIẾC – CHÌ I Niken: Ni Vị trí bảng tuần hồn: Niken thuộc thứ 28, nhóm VIIIB, chu kì bảng tuần hồn Tính chất ứng dụng: - Niken kim loại có màu trắng bạc, cứng, khối lượng riêng lớn, tonc cao - Niken kim loại có tính khử yếu sắt Nên ñiều kiện thường bền với khơng khí nước Ở nhiệt độ cao tác dụng ñược với nhiều ñơn chất hợp chất Ni + O2 > 2NiO Ni + Cl2 - > NiCl2 http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 19 Kiến thức Hóa 12 Phần: VƠ CƠ - Niken ứng dụng để chế tạo hợp kim có độ bền học hóa học cao, mạ lên bề mặt sắt ñể chống gỉ II Kẽm: Zn Vị trí bảng tuần hồn: Kẽm thứ 30 thuộc nhóm IIB, chu kì bảng tuần hồn Tính chất ứng dụng: - Kẽm nguyên chất kim loại có màu lam nhạt, để khơng khí có màu xám bị phủ lớp oxit ( ZnO) Ở ñiều thường Zn giịn, đun nóng 100 – 150 oC trở nên dẻo đến 200 o C giịn trở lại - Kẽm có tính khử mạnh sắt Tác dụng ñược với nhiều ñơn chất hợp chất 2Zn + O2 > 2ZnO Zn + S > ZnS - Kẽm dùng ñể chế tạo hợp kim, mạ lên sắt ñể bảo vệ sắt ZnO dùng y học III Chì: Pb Vị trí bảng tuần hồn Chì thứ 82, nhóm IV A, chu kì Tính chất ứng dụng: - Chì kim loại có màu trắng xanh, khối lượng riêng lớn, mềm dẻo - Ở điều kiện thường chi khơng phản ứng với O2 , S có màng oxit bảo vệ, đun nóng chi phản ứng hồn tồn với O2, S Pb + O2 > PbO Pb + S > PbS - Chì hợp chất chì độc - Chì dùng chế tạo cực acquy IV: Thiếc: Sn Vị trí bảng tuần hồn: Thiếc thứ 50, thuộc nhóm IV A, chu kì bảng tuần hồn Tính chất ứng dụng: - Thiếc có dạng thù hình: thiếc trắng thiếc xám - Ở ñiều kiện thường thiếc kim loại màu trắng bạc, có khối lượng riêng lớn, dẻo - Thiếc phản ứng chậm nhiều ñơn chất hợn chất Sn + HCl > SnCl2 + H2 Sn + O2 - > SnO2 - Thiếc dùng ñể phủ lên bề mặt sắt ñể chống gỉ, làm bảng tụ ñiện SnO2 ñược dùng làm men trong CN gốm sứ Bài 40: NHẬN BIẾT CÁC ION TRONG DUNG DỊCH I Nguyên tắc nhận biết ion dd: ðể nhận biết ion dd người ta thêm vào dd thuốc thử tạo với ion sản phẩm trưng: kết tủa, chất có màu, khí khó tan (sủi bọt bay hơi) II Nhận biết cation dd: Nhận biết cation Na+ : - Các muối Natri tan tốt nước khơng có màu Nên ñể nhận biết ion Na+ ta dùng pp vật lí thử màu lửa - Cách nhận biết: Cho muối Na (dạng dd rắn) lên dây Platin nung lửa vơ sắc thấy lửa màu vàng tươi ðó màu ion Na+ http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 20 ... Thư viện Tài liệu học Trang 17 Phần: VÔ CƠ Kiến thức Hóa 12 Trong hợp chất Crom( III ) Crom có số oxi hóa trung gian, nên ion Cr3+ dd vừa có tính oxi hóa ( mơi trường axit) vừa có tính khử (... chất hợp chất Ni + O2 > 2NiO Ni + Cl2 - > NiCl2 http://ebook.here.vn Thư viện Tài liệu học Trang 19 Kiến thức Hóa 12 Phần: VƠ CƠ - Niken ứng dụng để chế tạo hợp kim có độ bền học hóa học... âm bị oxi hóa ñến số oxi hóa +2 +3 a/ Tác dụng với S: chất oxi hóa yếu nên Fe khử S xuống số oxi hóa -2 cịn bị oxi hóa ñến số oxi hóa +2 Fe + S > FeS b/ Tác dụng với oxi: chất oxi hóa mạnh