Bang tong hop hoa vo co THPT

* Khái niệm : ăn mòn điện hóa là quá trình oxi hóa – khử, trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dươn[r]

(1)

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô trung học phổ thông :các nhóm nguyên tố phi kim hợp chất Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội

Nhãm halogen  nhãm VIIA Nhãm oxi  nhãm VIA

K

h

¸

i

q

u

¸

t

VÞ trÝ n.tè HTTH

 Thuộc nhóm VIIA, chu kì từ đến Bảng HTTH  Nằm sát khí cuối chu kì

 Gåm nguyªn tè: 9F (Flo); 17Cl(Clo); 35Br (Brom); 53I (Iot); 85At* (Atatin – n.tè phãng x¹)

 Thuộc nhóm VIA, chu kì từ đến bảng HTTH

 N»m tríc c¸c nguyên tố halogen chu kì

Gồm nguyªn tè: 8O; 16S; Selen(34Se); Telu(52Te); 84Po* (Poloni)

CÊu h×nh electron

và đặc điểm

 Cấu hình ngun tố có dạng : …ns2np5 TTCB nguyên tố nhóm halogen có electron độc thân trạng thái kích thích

    

 



 



 



ns… np… nd…

CHe dạng : …ns2np4 TTCB nguyên tố nhóm oxi có electron độc thân trạng thái kích thích (sự biểu diễn AO tơng tự nh bên)

 



 



PS: N.tè O k0 cã ph©n líp d trèng  chØ cã thĨ cã sè oxh –2, c¸c n.tè kh¸c phân lớp d trống nên có trạng th¸i sè oxh ( –2; +4; +6)

TÝnh chÊt nhóm

Đơn chất halogen không tồn dạng nguyên tử mà tồn dạng phân tư , hai nguyªn tư X b»ng liªn kÕt céng hoá trị liên kết thành X2 (Cl2; F2; )

 TÝnh chÊt ho¸ häc chung: Xu híng chung: DƠ dàng nhận thêm electron trở thành ion âm bền gièng khÝ hiÕm

X

ns np

X

ns np



 



 Các hal phi kim điển hình, chúng chất oxi hoá mạnh Khả oxi hoá giảm dần từ flo đến clo

C¸c ngtè nhãm oxi có tính oxi hoá ; hợp chất chúng có số ôxihoá

Xu hớng : Dễ dàng nhận electron trở thành ion âm bền gièng khÝ hiÕm

2

Y

ns np

2

Y

ns np



 



gam mol 17 Cl

Clo



Cl



M



35, 5

gam mol

9 F

Flo



F



M



19, 0

gam mol 35 Br

Brom



Br



M



80, 0

gam mol 53 I

Iot



I



M



127, 0

gam mol

8 O

Oxi



O M





16, 0

vật lý rất độc, tan vừa phải nớc, Chất khí màu vàng lục, mùi xốc, … Chất lỏng, màu đỏ nâu, dễ bay hơi, độc, có khả gây bang nặng kim loại, đun nóng có thăng hoaTinh thể màu đen tím sáng Khí, khơng màu, khơng mùi, khơng vị, nặng kk, tan nớc Tồn dạng thù hình: đơn tà (Stà phơng (S), ch.rắn, m.vàng) Tính chất hố

học sơ lợc  Cl2 đóng vai trị chất oxi hoá chất khử

Cl



1e

 



Cl

Flo chất oxi hoá mạnh, pứ với hầu hết đơn chất, hợp chất tạo florua với số oxi hoá (c vi Au)

Có tính oxi hoá mạnh nhng Cl Là chất oxi hoá mạnh nhng

hơn Br Oxi nguyên tố phi kim hoạt động có tính oxi hố mạnh S tham gia phản ứng thể tính chất oxi hố khử

P

h

¶n

ø

n

g

v

í

i

Kim lo¹i

0

t

VÝ dô: 2Na + Cl2

t

 

0

t

 

VÝ dô:

Ca + F2

t

 

0

t

 

VÝ dô:

Mg + Br2

 



 



VÝ dô:

2Al + 3I2 xt:H O

   2AlI3

VÝ dô:

4K + O2

t

 

0

t

 

VÝ dô:

3S + 2Al

0

t

 

 



Oxi (O2) Không có phản ứng điều kiện  P/ø víi Oxi

S + O2

t

 

0

t ,V O

   

 P/ø víi H2 H2 + S

0

t

 

 P/ø víi phi kim kh¸c 3F2 + S

0

t

 

khác

as

Cl2 + H2 as

 

F2 + H2

 



P/ø x¶y bãng tèi H2 + Br2

 



H2 + I2  

2HI O2 cháy H2 hình thành nớc O2 + 2H2

0

t

 

 O2 ph¶n øng víi c¸c phi kim kh¸c O2 + C

0

t

 

0

t

 

 O2 rÊt Ýt tan níc Níc

(H2O)

Tan võa ph¶i  dd níc clo

Cl2 + H2O    HCl + HClO ë ngoµi a.s HClO  HCl + O Nước clo có tính tẩy màu,diệt trùng

F2 + H2O

 



1

2

 Giải thích F2 không đẩy đợc ion halogen khác khỏi dung dịch muối chúng

Br2 p/ø víi níc tơng tự nh Cl2 nhng khó khăn

Br2 + H2O    HBr + HBrO

I2 tan nớc , tan tạo dung dịch nớc iốt màu hồng đen

Phản ứng

hoá học

kh¸c

 Tác dụng với dung dịch kiềm:

Cl2

0 t th êng

t cao

   



  



Cl2 + 2KOH

 



0

75 

  

Cl2 + 2NaBr  2NaCl + Br2 Cl2 + 2NaI  2NaCl + I2

 Tác dụng với hợp chất: 2FeCl2 + Cl2 2FeCl3

6FeSO4 + 3Cl2 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3 SO2 + Cl2 + 2H2O  H2SO4+ 2HCl H2S + 4Cl2 + 4H2O  H2SO4+ 8HCl

 P/ø víi dung dÞch kiỊm

2F2 + 2KOH  2KF + H2O + OF2 PS: OF2 chất độc có tính oxi hố mạnh

 Br2 oxi hoá (đẩy) đợc ion I– Br2 + 2NaI

 



Br2 phản ứng với hợp chất mang tính oxi hoá

Br2 + 5Cl2 + 6H2O2HBrO3+ 10HCl

Oxi phản ứng với hợp chất (p/ứ cháy ,p/ứ oxi hoá hoàn toàn )

C2H5OH + 3O2

t

 

0

t

 

0

t

 

§iỊu chÕ

Ngun tắc: Oxi hố 2Cl- Cl 2

 Trong phßng thÝ nghiƯm MnO2+4HClđặc

0

t

  MnCl2+Cl2+2H2O

2KMnO4 + 16HCl

 



2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Trong công nghiệp:

Nguyên tắc: dùng dòng điện oxi hoá ion F florua nóng chảy

Điện phân hỗn hợp (KF + 2HF) KF

2

2HF

H

F

Nguyên tắc: oxi hoá ion Br

PS: Dùng khí Cl2 thổi vào dung dịch Bromua

2NaBr + Cl2

 



Nguyªn tắc: oxi hoá ion I PS: Dùng khí Cl2 thổi vào dung dịch iotua

2NaI + Cl2

 Trong phßng thÝ nghiƯm: Nhiệt phân hợp chất giàu oxi bền víi nhiệt 2KClO3

2 MnO

t

  

2KCl + 3O2 2KMnO4

0

t

 

+, Chng cất phân đoạn không khí lỏng

Đốt H2Strong điều kiện thiÕu oxi 2H2S + O2(thiÕu)

0

t

 

 Dïng H2S khö CO2 2H2S + SO2

0

t

 

Ngoµi sè oxi hoá - halogen có số oxihoá +3, +5, +7 t thc b¶n chÊt cđa chÊt ph¶n ứng với halogen

Ngoài số oxi hoá - halogen có số oxihoá +3, +5, +7 t thc b¶n chÊt cđa chÊt ph¶n øng víi halogen

Muèi hipoclorit



ClO



Muèi clorat



ClO



(2)

NaCl +H2O ®pdd mnx

  



1

2

1

2

+, Điện phân nớc: 2H2O dp

Hợp

chất Tính chất Phơng pháp điều chế

H

ợ

p

c

h

Ê

t

q

u

a

n

t

r

ä

n

g

c

ñ

a

c

l

o

K

h

Ý h

i

®

ro

cl

o

ru

a

–

A

x

it

cl

o

h

i

®

ric

(H

C

l)

 Khí HCl ko làm đổi màu quỳ tím khơ, nhng làm đỏ giấy quỳ tím ẩm

 KhÝ HCl  H O2  dd axit HCl Mg(OH)2 + 2HCl  MgCl2 + 2H2O CuO + 2HCl  CuCl2 + H2O CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + H2O+ CO2 AgNO3 + HCl  AgCl + HNO3

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

 TÝnh khư cđa HCl

K2Cr2O7 + 14HCl  3Cl2 + KCl +

+ 2CrCl3 + 7H2O MnO2 +4HClđặc

0

t

  MnCl2+Cl2+2H2O

 Trong phßng thÝ nghiƯm NaCltinh thĨ + H2SO4đặc

0

t

 

0

t

  NaHSO4 +HCl



2NaCl tinh thể + H2SO4 đặc

t

 

0

t

  2Na2SO4 + HCl



 Trong c«ng nghiƯp H2 + Cl2

as

 

N í c G ia v en

Là hỗn hợp (NaCl, NaClO, H2O)

Là muối axit yếu, yếu axit cacbonic

NaClO + CO2 + H2ONaHCO3+ HClO

2NaOH + Cl2 NaCl + NaClO + H2O Níc giaven Or: điện phân dd NaCl k0 màng ngăn

C lo ru a v « i (C aO C l 2)

Là muối axit yếu yếu H2CO3 tác dụng với axit mạnh CaOCl2 + 2HCl  CaCl2 + Cl2+ H2O 2CaOCl2 + CO2 + H2O 

 CaCO3 + CaCl2 + 2HClO

 Cho Cl2 phản ứng với Ca(OH)2 (vôi tôi) nhiệt độ 300C

Ca(OH)2 + Cl2 CaOCl2 + H2O

O Cl

Ca

Cl



ClO

Không bền với nhiệt dễ bị phân huỷ 2KClO3

0

t

 

0

t

 

 Cho Cl2 vào kiềm khoảng nhiệt độ 70 – 750C

3Cl2+6KOH

0

t

 

H

/C

c

ñ

a

F

l

o

 HF lµ mét axit u

 Tính chất đặc biệt HF SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O

ứng dụng khắc chữ lên thuỷ tinh

 Điều chế hiđro florua CaF2+H2SO4(đặc)

0

250 C

  

Oxi florua (OF2)

 OF2là chất khí, khơng màu, mùi đặc biệt, đặc biệt, oxi hoá mạnh

OF2 + Mg

 



 



 §iỊu chÕ

2F2 + 2NaOH

 



H

/C

c

đ

a

B

r

o

m

 HBr: chÊt khÝ, ko mµu, dƠ tan níc, axit HBr: lµ axit mạnh mạnh HCl

Tính chất ho¸ häc (tÝnh khư) 2HBr + H2SO4

 



 



 §iỊu chÕ hi®robromua

PBr3 + 3H2O

 



Hỵp chÊt

cã oxi  Axit hipobromơ (HBrO): điều chế: Br2 + H2O

  HBr + HBrO

H

/C

c

ủ

a

i

o

t

 KÐm bỊn víi nhiƯt 2HI

0

300 C

  

8HI + H2SO4  4I2 + H2S + 4H2O 2HI + 2FeCl3 2FeCl2 + I2 + 2HCl

 §iỊu chÕ: H2 + I2

    2HI

Hợp chất khác

Mui iotua a s u dễ tan nớc, trừ AgI (m.vàng); PbI2 (m.vàng)  Một số phản ứng muối iotua 2NaI + Cl2

 



 



NHẬN BIẾT

ion halogen dùng Ag

+ (AgNO

3) để nhận biết gốc halogenua

Ag+ + Cl-

 



 



A, Hỵp chÊt QUAN träng cđA C¸C NGUY£N Tè NHãM OXI

H/C TÝnh chÊt

H ỵ p c h Ê t q u a n t r ä n g c ñ a o x i Ozon (O3)

Là thù hình oxi

 Chất khí, m.xanh nhạt, có mùi đặc trng

 TÝnh chÊt ho¸ häc

+, O3 hình thành qua phản ứng 3O2 UV

+, O3 chất có tính oxi hoá mạnh mạnh O2 O3 oxi hoá hầu hết kim loại (trừ Au, Pt) : 2Ag + O3

0

t

  Ag2O + O2

O3 oxi hoá đợc ion iotua dung dịch: 2KI+O3+H2O

t

  I2+2KOH+O2

Hi®ro peoxit (H2O2)

Công thức cấu tạo H2O2

H2O2: ch.lỏng, ko màu, tan vô hạn nớc

Tính chất hoá học

+, H2O2 hỵp chÊt kÐm bỊn: 2H2O2

2 xt:MnO

   2H2O + O2 +, H2O2 võa cã tÝnh oxi ho¸ võa cã tÝnh khư

TÝnh khư cña H2O2: H2O2 + KNO2

t

  H2O + KNO3

H2O2 + 2KI

t

  I2 + 2KOH

TÝnh oxi ho¸ cđa H2O2 : Ag2O + H2O2

t

  2Ag + H2O+ O2

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4

t

  2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

C h Ê t q u a n t r ä n g c ñ a l u h u ú n h Hi®ro sunfua

(H2S)

 ChÊt khÝ ko mµu, mïi trøng thèi

 H2S tan níc dd axit yÕu H2S + KOH  KHS + H2O H2S + 2KOH  K2S + 2H2O

 H2S cã tÝnh khư m¹nh 2H2S + O2(thiÕu)

0

t

 

 Trong CN: k0 điều chế H 2S

Trong phòng thÝ nghiÖm FeS + 2HCl  FeCl2 + H2S

Muèi sunfua

TÝnh tan cña mét sè muèi sunfua

+, Muỗi kim loại IA, IIA (–Be) [Na2S, K2S,…]: tan níc vµ axit +, Muối kim loại nặng PbS, CuS : ko tan níc vµ axit

+, Mi cđa ZnS, FeS,…: kh«ng tan níc, nhng tan níc H2S

 Một số màu sắc đặc trng: CdS :m.vàng, CuS, FeS Ag2S : m.đen kết tủa

Lu huúnh ®ioxit (SO2)

1 Tính oxit axit

- P/ø với nước



- P/ø với dung dịch bazơ



- P/ø với oxit bazơ tan



CaO + SO2 CaSO3

2 Tính khử (P/ø víi chÊt oxi ho¸ )

2SO2 + O2

2 450 500 V O C          2SO3 SO2 + Cl2 + 2H2O  H2SO4 + 2HCl SO2 + Br2 + 2H2O  H2SO4 + 2HBr (phản ứng làm màu dung dịch brom)

3 Tính oxi hóa (P/ø víi chÊt khư)

SO2 + 2H2S  3S



 Trong phịng thí nghiệm:

- Đốt quặng sunfua:

2FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 2ZnS + 3O2 2ZnO + 3SO2

-Cho muối sunfit, hidrosunfit tác dụng với dung dịch axit mạnh:

Na2SO3+H2SO4  Na2SO4 +SO2



 Trong cônh nghiệp:

- Đốt cháy lưu huỳnh: S + O2

0

t

  SO2

- Cho kim loại tác dụng với dung dịch H2SO4 đặc, nóng:

Cu+2H2SO4đặc

t

  CuSO4+SO2+ H2O

Lu huúnh trioxit

Thể tính chất oxit axit:

- P/ứ với nước



- P/ứ với dung dịch bazơ



SO3 + NaOH  NaHSO4

- P/ứ với oxit bazơ tan



SO

+ O

2 V O t

  



 



2SO

Axit sunfuric (H2SO4)

 Axit lo·ng ( thĨ hiƯn tÝnh chÊt cđa mét axit m¹nh) a) Tác dụng với kim loại (đứng trước H)



Fe + H2SO4 FeSO4+ H2



b) Tác dụng với bazơ (tan không tan)



H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 + 2H2O c) Tác dụng với oxit bazơ



Al2O3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 3H2O CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O

d) Tác dụng với muối (tạo kết tủa chất bay hơi) MgCO3 + H2SO4  MgSO4 + CO2





 Axit đậm đặc (Là chất oxi hoá mạnh) a) Tớnh axit mạnh

- P/ø với hidroxit (tan không tan)



H2SO4 đặc + Mg(OH)2 MgSO4 + H2O - P/ø với oxit bazơ



Al2O3 + 3H2SO4 đặc Al2(SO4)3 + 3H2O CuO + H2SO4 đặc CuSO4 + H2O - Đẩy axit dễ bay khỏi muối

H2SO4 đặc + NaCl tinh thể NaHSO4 + HCl



b) Tính oxi hố mạnh

 Tác dụng với hầu hết kim loại dãy điện hoá 2Fe + 6H2SO4 đặc

0

t

  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cu + 2H2SO4 đặc

t

  CuSO4 + SO2 + H2O

2Ag + 2H2SO4 đặc

t

  Ag2SO4 + SO2 + 2H2O  Kim loại mạnh Mg, Zn    H SO (d)2 

S H2S: 3Zn + 4H2SO4 đặc

0

t

  3ZnSO4 + S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 đặc

t

  4ZnSO4 + H2S + 4H2O  Al, Fe, Cr thụ động hoá với dd H2SO4 đặc nguội

 Tác dụng với phi kim:

C + 2H2SO4 đặc  CO2 + 2SO2 + 2H2O S + 2H2SO4 đặc

0

t

  3SO2 + 2H2O

P/ứ với hợp chất có tính khử (ở TT oxi hoá thấp) 2FeO + 4H2SO4đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O

2FeCO3 + 4H2SO4đặc Fe2(SO4)3 +SO2 + 2CO2 + 4H2O 2Fe3O4 + 10H2SO4đặc  3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O 2FeSO4 + 2H2SO4đặc  Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O

 Điều chế H2SO4 Sơ đồ điều chế: FeS2

 O2 SO2 V O t

  



 



SO

H O

 

H

SO

 Nhận biết:

Gốc SO42- nhận biết ion Ba2+, tạo kết tủa trắng BaSO4 không tan axit HNO3, HCl

Ba2+ + SO

42–  BaSO4

O

O O

H O O H

(3)

(4)

Nhúm nitơ – Nhóm VA

Nhóm Cácbon – Nhóm IVA

1 Tính axit mạnh (5tính chất

: chất thị màu,  kim loại ( trừ Au, Pt) ,  oxit kim loại,  bazơ, muối)  HNO3 làm đỏ giấy quỳ tím

 HNO3 p/ứ với kim loại đề cập  HNO3 +NaOH NaNO3 + H2O

2HNO3 +Mg(OH)2Mg(NO3)2 + 2H2O  Fe2O3 + HNO3 Fe(NO3)3 + 3H2O  2HNO3 + CaCO3 Ca(NO3)2 + H2O + CO2 Tính oxi hố mạnh:

a) P/ứ với hầu hết kim loại dãy điện hoá (trừ Au, Pt) Fe + 6HNO3 đặc

0

t

  Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Fe + 4HNO3 loãng

 



 



Lưu ý:

+ Sản phẩm phản ứng thụ thuộc vào: Bản chất kim loại; Nồng độ axit: axit đặc, chủ yếu

 



 



+ Các kim loại mạnh khử HNO3 thành NH3 sau NH3 + HNO3 

NH4NO3, có nghĩa dung dịch tồn NH4+ NO3-

4Mg + 10HNO3

 



+ Các kim loại Al, Fe bị thụ động dung dịch HNO3 đặc nguội

+ Dung dịch chứa muối nitrat (KNO3) mơi trường axit có tính chất

tương tự dung dịch HNO3, dung dịch tồn H+ NO3-

Ví dụ: Cho Cu vào dung dịch chứa KNO3 H2SO4 lỗng:

Phương trình điện li: KNO3  K+ + NO3- H2SO4  2H+ + SO4

2-Phương trình phản ứng: 3Cu + 2NO3- + 8H+  3Cu2+ + 2NO + 4H2O

b) Tác dụng với phi kim:

C + 4HNO3  CO2 + 4NO2 + 2H2O S + 6HNO3  H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

c) Tác dụng với hợp chất có tính khử (ở trạng thái oxi hố thấp): 3FeO + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

Fe3O4 + 10HNO3  3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O FeCO3 + 4HNO3  Fe(NO3)3 + NO2 + CO2 + 2H2O FeS2 + 18HNO3 Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H2O Điều chế

 Trong PTN: NaNO3tinh thể + H2SO4 đặc NaHSO4 + HNO3



 Trong CN: Khơng khí



0 850 C

Pt NO + 6H2O

2NO + O2

 



 



Muèi nitrat





Tính tan: Tất muối nitrat tan nước

Phản ứng bị phân huỷ nhiệt muối nitrat kim loại X:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn Pb,

[H]

0 t

3 2

XNO  XNO O 2KNO3

0

t

  2KNO2 + O2

- X đứng khoảng từ Mg  Cu: t

2

oxit NO O

   

2Pb(NO3)2

t

  2PbO + 4NO2 + O2

2Cu(NO3)2

t

  2CuO + 4NO2 + O2

- X đứng sau Cu: t

  kim loại + NO + O2 2AgNO3

0

t

  2Ag + 2NO2 + O2

 Nhận biết ion nitrat Dd chứa ion





2 Cu / H SO

NO    

dd màu xanh + khí NO2(m.nâu) Phương trình ion thu gọn

K

h

¸

i

q

u

á

t

Vị trÝ n.tè HTTH

 Thuộc nhóm VA, chu kì từ đến Bảng HTTH

 Gåm nguyªn tè: 7N, 15P, 33As(Asen), 51Sb (Antimon), 83Bi(Bitmut)

 Thuộc nhóm IVA, chu kì từ đến Bảng HTTH

 Gåm nguyªn tè: 6C; 14Si; 32Ge (Gemani); 50Sn; 82Pb

CÊu hình electron

c im

CHe dng : …ns2np3 TTCB nguyên tố nhóm oxi có e độc thân

ở trạng thái kích thích, ng.tố P, As, Sb, Bi AOd trống nên

 



TÝnh chÊt cđa nhãm

 Đi từ nittơ  bitmut: tính phi kim giảm dần, tính kim loại tăng dần  Hợp chất khí với hiđro có dạng RH3: độ bền giảm dần từ N Bi  Từ N Bi: tính axit oxit hiđroxit tương ứng giảm dần, đồng thời

tính bazơ tăng dần

gam mol

7 N

Nito



N



M



17, 0

15 P

Photpho



P



M



31, 0

6 C

Cacbon



C



M



12, 0

14 Si

Silic



N



M



28, 0

vËt lý không vị, nhẹ khơng khí Ch.khí, khơng màu, khơng mùi, trắng Tồn dạng thù hình P đỏ P than chì, Cacbon vơ định hình Tồn dạng thù hình: kim cương, tinh thể silic vơ định hình Tồn hai dạng thù hỡnh silic Tính chất hoá học

sơ lợc N trơ mặt hoá học 2 (NN) bền đk thường

 Ở t0 cao N2 hoạt động hơn, thể đồng thời tính khử & oxi hoá

 Ở điều kiện thường đơn chất P hoạt

động so với N2

 P mang đồng thời tính khử tính oxi

hố

Tính chất hố học

Tính khử

 Ở nhiệt độ khoảng 30000C có p/ứ

N2 + O2 3000C

  

 

Ở đk thường có

2NO + O2

 



 P/ứ với O2 (2 trường hợp) Dư O2: 4P + 5O2

0

t

 

0

t

 

 P/ứ với Cl2 (2 trường hợp) Dư Cl2 : 5Cl2 + 2P

0

t

 

0

t

 

 P/ứ với hợp chất mang tính oxh

(KClO3, KNO3, K2Cr2O7, KMnO4) 6P + 5KClO3

0

t

 

 P/ứ với O2 C + O2

0

t

 

0

t

 

 P/ứ với hợp chất mang tính oxh

C + 4HNO3

 



0

t

 

 P/ứ với số phi kim có tính oxh

Si + 2F2

 



 



 P/ứ với số hợp chất có tính oxh

Si + 2NaOH + H2O Na2SiO3 + 2H2

Tính oxi hố

 P/ứ với khí H2 (t0 > 4000) N2 + 3H2

0,

t xt P

  



 



3  P/ứ với kim loại  nitrua k.loại

N2 + 6Li

 



0

t

 

 P/ứ với khí H2 2P + 3H2

0

t

 

 P/ứ với số kim loại hoạt động 

photphua kim loại 2P + 3Ca

0

t

 

 P/ứ với khí H2 C + 2H2

0

t

 

 P/ứ với kim loại cacbua kim loại

4Al + 3C

0

t

 

 P/ứ với số kim loạih.c silixua

2Mg + Si

 



Điều chế

Phòng TN NH4NO2

 

t

N2 + 2H2O hc NH4Cl +NaNO2N2 +NaCl +2H2O

Dùng phản ứng SiO2 + 2Mg

0

t

 

C.nghiệp

Chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng thu N2 O2

Nung hỗn hợp (photphorit, cát than đá) 12000C

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C

t

 

0

t

 

 Kim cương nhân tạo: nung tan chì

20000C, p = 50–100 nghìn atm(xt:Fe) Than chì nhân tạo: nung than cốc

25000 – 30000 lò điện  Than muội: CH4

0

t ,xt

  



Dùng phản ứng SiO2 + 2C

0

t

 

Mét sè hỵp chÊt quan phỉ biến ứng với nhóm nguyên tố trên

Tớnh chất hố học Điều chế

Amoniac (NH3) Ch.khí, k0 màu, mùi khai

H N H



 

H

Khí amoniac

a) Tính bazơ: NH3 + HCl  NH4Cl b) Tính khử:

- Tác dụng với oxi: 4NH3 +3O2

0

t

  2N2 + 6H2O

4NH3 + 5O2

850 / Pt

  

 



3CuO + 2NH3

t

  3Cu + N2 + 3H2O

Dung dịch amoniac

a) Tính bazo: NH3 + H2O



- Tính bazơ: NH3 + H+ NH4+

- Đổi màu thị: q tím



- P/ứ với dd muối(Al3+, Fe2+, )



AlCl3+3NH3+3H2OAl(OH)3+3NH4Cl Al3++3NH

3 + 3H2O Al(OH)3+ 3NH4+

- Khả tạo phức Cu(OH)2 + NH3 (dd)

 



 



(dd) + 2OH- (dd) Hoặc

AgCl + NH3 (dd)

 



 



PS:

* Trong phịng thí nghiệm: NH4++OH

-KiỊm(r¾n)

    NH3 +H2O

2NH4Cl(r) +CaO

0

t

  2NH3 + CaCl2

* Trong công nghiệp:

 N2 : chưng cất phân đoạn kk lỏng  H2: CH4

0

t

  C + 2H2

- Phản ứng tổng hợp: N2 + 3H2

0 450-500 C 200-300 (atm),Fe               

2NH3 Muối Amoni



NH





 Phản ứng trao đổi ion:

NH4Cl +NaOH  NaCl + NH3 + H2O (phản ứng nhận biết muối amoni)

Muối amoni bền với nhiệt

NH4Cl

t

  NH3 + HCl

NH4HCO3

t

  NH3 + CO2 + H2O

Đối với gốc axit có tính oxi hố NH4NO2

0

t

  N2 + 2H2O

NH4NO3

t

  N2O + H2O

Thực p/ứ (NH3) dd axit NH3 + H2SO4

 



 



O

H O

N

O

(5)

Hay: NH4+ + OH– NH3 + H2O

3 2

(6)

hợp chất tiêu biểu chứa photpho

Axit photphoric (H3PO4)

 Ch.rắn kết tinh, suốt, háo nước

 H3PO4 axit không bền bị phân huỷ nhiệt 2H3PO4

0 200 250

   H4P2O7 + H2O (axit điphotphoric) H4P2O7

0 400 500

   2HPO3 + H2O (axit metaphotphoric)

 H3PO4 axit nấc, có độ mạnh trung bình H3PO4 + KOH   KH2PO4 + H2O H3PO4 + 2KOH   K2HPO4 + 2H2O H3PO4 + 3KOH   K3PO4 + 3H2O

 Điều chế:

Trong PTN: P + 5HNO3   H3PO4 + 5NO2 + H2O

Trong CN:

0

3 2 4 t

2

Ca (PO ) 3H SO 3CaSO H PO 4P 5O 2P O

P O 3H O 2H PO

  



   



  

 

Muối phophat

 Sơ lược số muối photphát

Photphat trung hoà





PO

: Ag3PO4,… Hiđrophotphat





2

HPO 

: K2HPO4,… Đihidrophotphat







: NaH2PO4,… (tất tan)

 Muối photphat bị thuỷ phân tạo môi trường kiềm

Na3PO4 + H2O    Na2HPO4 + NaOH

 Nhận biết muối photphat (ion PO34



)

4

PO 3Ag Ag PO (chất kết tủa m.vng)

hợp chất tiêu biểu chứa silic

Silic đioxit (SiO2)

 Tồn dạng tinh thể không tan nước  SiO2 oxit axit

SiO2 + CaO

o

t

  CaSiO3 (canxi silicat)

SiO2 + 2NaOH

o

t

  Na2SiO3 + H2O

SiO2 + K2CO3

o

t

  K2SiO3 + CO2

 SiO2 tan tốt HF

SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O

Axit salixic (H2SiO3)

 Chất dạng keo, khơng tan nước, đun nóng dễ bị

mất nước H2SiO3  SiO2 + H2O

 H2SiO3 làmột axit yếu ( yếu H2CO3)

Na2SiO3 + CO2 + H2O   H2SiO3 + Na2CO3

Muối silicat





SiO 

Dễ dàng tan dung dịch kiềm, muối kim loại kiềm tan nước theo phương trình

Na2SiO3 + 2H2O  2NaOH + H2SiO3

hợp chất tiêu biểu chứa cacbon

Cacbon monoxit (CO – CTCT:

C



O

 Chất khí, ko màu, ko mùi, ko vị, độc  Tính chất hố học

CO hoạt động nhiệt độ thường tương tự N2

CO oxit trung tính (oxit khơng tạo muối); có tính khử mạnh 2CO + O2

0 t

 

CO + Cl2 C

  COCl2 (Photphogen) CO + CuO

 

 Điều chế: Trong CN:

0 1500 C

2

t

C H O CO H

CO C 2CO

    

  

Trong PTN: HCOOH   H SO (d)2

CO + H2O

Cacbon dioxit (CO2)

 Chất khí, khơng màu, khơng mùi vị, tan nước  Tính chất hố học

CO2 khơng trì chấy nhiều chất trừ kl mạnh CO2 + 2Mg  2MgO + C

CO2 oxit axit

- Tan nước tạo thành axit cacbonic, axit yếu hai nấc CO2 + 2H2O



 



P/ứ với bazơ oxit bazơ:

Nếu dư kiềm: CO2 + NaOH  Na2CO3 + H2O Nếu thiếu kiềm: Na2CO3 + CO2 + H2O  NaHCO3

 Điều chế: CO2 điều chế cách đốt than từ muối cacbonat: CaCO3

0

1000 C

   CaO + CO2

Trong PTN: CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O

 Muối cacbonat:

 Sơ lược tính tan

- Muối cacbonat: có muối kim loại kiềm amoni tan tốt nước (riêng Li2CO3 tan vừa phải nước nguội tan

hơn nước nóng) Dung dịch muối nước có xảy q trình thủy phân, nên mơi trường có tính kiềm (đối với muối amoni cacbonat vậy)

CO32- + H2O   

HCO3- + OH

-P/ứ với axit mạnh :

3

2

3 2

CO H HCO

CO 2H CO H O

  

 

   

 

   

 

Muối ko tan

0 t

2

CO oxit

  





0 t

3

MgCO  MgO CO - Muối hiđrocacbonat: Đa số muối tan nhiều nước, bền, bị phân hủy đun nóng dung dịch:

2NaHCO3

t

  Na2CO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2   

CaCO3 + CO2 + H2O -Muối hiđrocacbonat lưỡng tính (p/ứ với axit bazơ)

NaHCO3 + HCl  NaCl + H2O + CO2 NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O

 Nhận biết ion cacbonat





3

CO 

2 Ca (OH) ddH

2

3

CO     CO      CaCO

(m.trắng)

SƠ LƯỢC VỀ PHÂN BĨN HỐ HỌC

N.tố Tên gọi CTPT Phạm vi xử dụng Tác dụng

Phân

đạm N

 Amoni clorua  Amoni sunfat

NH4Cl (NH4)2SO4

Đất chua hay khử chua

Giúp phát triển nhanh, tốt lá, nhiều củ, …

 Ure (NH2)2CO Thích hợp cho nhiều loại

 Kali nitrat  Canxi nitrat

KNO3

Ca(NO3)2 Đất chua đất mặn Phân

lân P

 Canxi photphat Ca3(PO4)2 Đất chua

Thúc đẩy q trình sinh hố cây, giúp cứng cáp, hạt

 Supe photphat Ca(H2PO4)2 Khử chua đất trước bón

 Amophot

H2

4 4

NH H PO (NH ) HPO 



 Phân phức hợp gồm N, P

Phân kali K

 Kali clorua KCl Giúp hấp thụ nhiều

đạm, tăng cường khả chống bệnh

 Kali sunfat K2SO4

 Kali cacbonat K2CO3

                

H O

H O P O

H O



  



Muối kim loại kiềm ion NH4



(7)

Bảng hệ thống hố kiến thức hố học vơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại sơ lợc số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

–

I TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI

1 Tính chất vật lí:

T.chất chung: tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt,ánh kim Giải thích: Tính chất vật lí chung kim loại gây nên

có mặt các electron tự do mạng tinh thể kim loại

2 Tính chất hóa học:

Tính chất hóa học chung kim loại tính khử

0 n

M M  ne

  

Tác dụng với phi kim:

2Fe + 3Cl2

⃗

t

o

⃗

t

o

4Al + 3O2

⃗

t

o

⃗

t

o

Tác dụng với dung dịch axit:

 Với dd axit HCl , H2SO4 loãng: (trừ Cu,Ag,Hg,Au, Pt) Fe + 2HCl

❑

⃗

Với dung dịch HNO3 , H2SO4 đặc: (trừ Pt , Au ) 3Cu + 8HNO3(loãng)

⃗

t

o

⃗

t

o

⃗

t

o

Chú ý: HNO3 , H2SO4 đặc nguội không p/ứ với Al , Fe, Cr …

Tác dụng với nước:

 Kim loại kiềm, số kiềm thổ   H O2 dd bazơ tan + H2 2Na + 2H2O

❑

⃗

 Một vài kim loại có pứ vs nước t0 cao 3Fe + 4H2O

0

t 570

  

3O4 + 4H2 Fe + H2O

0

t 570

  

 Số cịn lại khơng phản ứng với nước điều kiện

Tác dụng với dung dịch muối: kim loại mạnh khử ion

của kim loại yếu dung dịch muối thành kim loại tự Fe + CuSO4

❑

⃗

II, DÃY ĐIỆN HOÁ CỦA KIM LOẠI a Dãy điện hóa kim loại:

b Ý nghĩa dãy điện hóa:

Dự đoán chiều phản ứng cặp oxi hóa khử xảy theo chiều: chất oxi hóa mạnh oxi hóa chát khử mạnh sinh chất oxi hóa yếu chất khử yếu

Ví dụ: phản ứng cặp Fe2+/Fe Cu2+/Cu là: Cu2+ + Fe

⃗

❑

Oxh mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu

III, SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI 1 Khái niệm:

Sự ăn mòn kim loại phá hủy kim loại hợp kim tác dụng chất môi trường xung quanh

0 n

M M  ne

  

2 Các dạng ăn mòn kim loại:

a Ăn mịn hóa học: q trình oxi hóa - khử, electron kim loại chuyển trực tiếp đến chất môi trường

b Ăn mịn điện hóa học:

* 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

* Cơ chế:

+ Cực âm: kim loại có tính khử mạnh bị oxi hóa + Cực dương: kim loại có tính khử yếu hơn.3 Chống ăn mòn kim loại:

a Phương pháp bảo vệ bề mặt: b Phương pháp điện hóa:

Nối kim loại cần bảo vệ với kim loại có tính khử mạnh Thí dụ: để bảo vệ vỏ tàu biển làm thép người ta gắn vào mặt ngồi vỏ tàu (phần chìm nước) kẽm (Zn)

IV ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

1 Nguyên tắc:Khử ion kim loại thành nguyên tử Mn+ + ne

 M

2 Phương pháp:

a Phương pháp nhiệt luyện: dùng điều chế kim loại Zn , Fe , Sn , Pb , Cu , Hg …Dùng chất khử mạnh như: C , CO , H2 Al để khử ion kim loại oxit nhiệt độ cao

Fe2O3 + 3CO

⃗

t

o

b Phương pháp thủy luyện: dùng điều chế kim loại Cu , Ag , Hg …Dùng kim loại có tính khử mạnh để khử ion kim loại dung dịch muối

Fe + CuSO4   Cu + FeSO4

c Phương pháp điện phân:

* Điện phân nóng chảy: điều chế kim loại K , Na , Ca , Mg , Al

Điện phân nóng chảy hợp chất (muối, oxit, bazơ) chúng

2NaCl

⃗

đpnc

* Điện phân dung dịch: điều chế k.loại sau Al CuCl2

⃗

đpdd

4AgNO3 + 2H2O

⃗

đpdd

Sơ lợc số nhóm kim loại kim loại

Kim loại kiềm Kim loại kiềm thỉ

Nh«m

gam mol

13Al MAl 27,

   S¾t

gam mol

26Fe MFe 56,

   crom

gam mol

24Cr MCr 52,

   §ång

gam mol

29Cu MCu 64,

  

VÞ trÝ ng tè b¶ng HTTH

 Kim loại kiềm thuộc nhóm IA, đứng đầu chu kỳ (trừ chu kỳ I)

 Gåm n.tè: Li; Na; K; Rb; Cs; Fr*

 Klo¹i kiỊm thỉ thc nhóm IIA

Gồm nguyên tố :

Be, Mg, Ca, Sr, Kr, Ba, Ra

Nh«m (Al) ë « sè 13, thuéc nhãm

IIIA, chu kú bảng HTTH Fe ô 26 , chu kú 4, nhãm VIIIB , cđa b¶ng HTTH Thc nhãm VIB , chu kú , n»m ë « sè 24 bảng HTTH Đồng nằm ô số 29 thuộc nhóm IBchu kỳ IV bảng HTTH Cấu tạo ng.tử Cấu hình dạng: ns

1

KL kiềm có e lớp Cấu hình dạng: …ns 2

KL kiỊm thỉ cã 2e líp Cấu hình e 1s

22s22p63s23p1

lớp có 3e Cấu hình e : 1s

22s22p63s23p63d64s2

 Sè oxi ho¸ phỉ biÕn: +2, +3  CÊu h×nh : [ Ar ] 3d 5 4s1

 Sè oxihoa phæ biÕn +2, +3, +6  CÊu h×nh e: 1s

22s22p63s23p63d104s1

 Sè oxi ho¸ phỉ biÕn +1, +2

TÝnh chÊt vËt lý



0 s nc

t ,t

 Khối lợng riêng nhỏ KLK có Rngtử lớn, cấu tạo mạng đặc khít

 KLK mỊm lùc liªn kÕt KL tinh thĨ u

-KLK thỉ cã mµu trắng bạc, rát mỏng

0 s nc

t , t

Là KL có màu trắng ánh bạc, khối l-ợng riêng lớn D= 7,2 g/cm3 Nóng chảy 18900C Là KL cứng

 Đồng l kim lọai m u đỏ, dẻo,à dai,dễ kéo sợi dát mỏng

 Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, l KL nặngà có D = 8,89 g/cm3 nhiệt độ nóng chảy cao khoảng (10830C )

T

Ýn

h

c

h

Êt

h

o

¸

h

ọ

c

Sơ lợc

Kim lo¹i kiỊm cã tÝnh khư m¹nh: M → M+ +1e

KLK thổ có tính khử mạnh Tính khử tăng dÇn tõ Be  Ba

M

→

Al → Al3+ + 3e Số oxi hoá hợp chất +3

Sắt có tÝnh khư TB

chÊt oxi ho¸ u Fe → Fe2+ + 2e

chÊt oxihoa m¹nh Fe

→

+ O2

2 Na + O2(kh«)

t

 

0

t

 

TQ:

0

t 2 2

2

(M O ) peoxit

KLK O

oxit (M O)

  

0 t

2MgO  2MgO

0 t

1

TQ : M O MO

2

  

4Al + 3O2

t

 

3Fe + 2O2

t

 

3O4 (oxit s¾t tõ) 4Cr + 3O2

t

 

2Cu + O2

t

 

+ Phi kim 

2Na + Cl2 → NaCl

Ca + Cl2

t

 

Mg + S

0

t

 

2Al + Cl2 → AlCl3

Fe + S

0

t

 

2Fe + 3Cl2

t

 

Cl3

2Cr + 3S

0

t

 

2Cr + 3Cl2

t

 

Cu + Cl2

t

 

Cu + S

0

t

 

+ Níc

Na + H2O

→

1

2

↑ TQ:

2

1

M H O MOH H

2

  

Nhí: nOH nM 2.nH2

 Ca, Ba, Sr cã thĨ khư níc  baz¬ Ca +2 H2O

→

↑

VíiMg

0

2 2

t

2

Mg 2H O Mg(OH) H

Mg H O MgO H

  

 

   



 Be ko p/ứ vs nớc đk

2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 3H2

Trªn thực tế phản ứng xảy nên coi nh kh«ng cã

ở nhiệt độ cao sắt khử nớc tạo H2 Fe3O4 FeO

3Fe + 4H2O

t 570

  

Fe + H2O

t 570

  

ở nhiệt độ thờng khơng khí tạo màng mỏng crom (III) oxit có cấu tạo mịn bền vững bảo vệ không cho Cr p/ứ với nớc

(8)

+

A

x

it Không

oxihoá

KLK khử H+ dd axit HCl, H 2SO4 loÃng thành khí hiđro

M + 2H+

→

↑

2

Mg 2HCl



 

MgCl



H

2

TQ : M



2H

 



M



H

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 2H2

TQ: Al + 3H+ Al3+ +

3 2H2

 Fe pứ lên đến số oxi hoá +2 Fe + 2HCl   FeCl2 + H2

TQ: Fe + 2H+   Fe2+ + H

Cr +2 HCl

→

↑

→

↑

TQ: Cr + 2H+   Cr2+ + H

Cu không tác dụng víi dung dịch HCl, H2SO4 lo·ng

Bảng hệ thống hố kiến thức hố học vơ trung học phổ thông :đại cơng kim loại sơ lợc số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

–

Kim lo¹i kiỊm Kim lo¹i kiỊm thỉ

Nh«m

gam mol

13Al MAl 27,

   S¾t

gam mol

26Fe MFe 56,

   crom

gam mol

24Cr MCr 52,

   §ång

gam mol

29Cu MCu 64,

  

T

Ýn

h

c

h

Êt

h

o

¸

h

ä

c

Có khả khử N+5 HNO loÃng xuèng N–3 (NH

4NO3) S+6 H2SO4 đặc xuống S–2 (H2S) 4Mg + 10HNO3(loãng)  

  4Mg(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O 4Mg + 5H2SO4(đặc)

 4MgSO4 + H2S + 4H2O

Al + 4HNO3(lo·ng)

Al(NO3)3 + 2NO + H2O 2Al + 6H2SO4(đặc)

Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Fe + 4HNO3(lo·ng)

Fe(NO3)3 + 2NO + H2O 2Fe + 6H2SO4(đặc)

Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Cu + 2H2SO4(đặc)

  CuSO4 + SO2 + H2O Cu + 4HNO3(đặc)

  Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑ +H2O 3Cu + 8HNO3(lo·ng)

  3Cu(NO3)2+2NO2

↑

Al, Cr, Fe thụ động hoá với HNO

3

, H

2

SO

4

đặc nguội

+ dd mi

PS: KLK kh«ng khư trùc tiÕp ion kim loại muối mà khử nớc trớc

VD: Cho mÈu Na vµo dd AlCl3 2Na + 2H2O   2NaOH + H2 3NaOH + AlCl3  Al(OH)3 + 3NaCl NaOH + Al(OH)3





Na Al OH 

 

 Ca, Ba khử nớc đk thờng  pứ với dd muối tơng tự nh kim loại kiềm

 Mg : đẩy đợc ion kim loại đứng sau dãy hoạt động hoá học khỏi muối

Mg + CuCl2 Cu + MgCl2

Các kim loại có khả khử đợc ion kim loại đứng sau dãy điện hố khỏi dung dịch muối

2Al + 3FeSO4 3Fe + Al2(SO4)3 Hay

2Al + 3Fe2+ 3Fe + 2Al3+

Fe + Cu(NO3)2 Fe(NO3)2 + Cu Hay

Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu

Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag Hay

Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag

Phản ứng đặc biệt

 P/ø víi kiỊm m¹nh  mi + H2

Al + NaOH + H2O  NaAlO2 +

3

2H2

 P/ø nhiƯt nh«m (pø vs oxit kim lo¹i) 2Al + 3CuO

0

t

 Al2O3 + 3Cu

8Al + 3Fe3O4

0

t

  4Al2O3 + 9Fe

Điều chế kim loại

Điện phân nóng chảy muối clorua kim loại tơng ứng

2NaCl dpcn 2Na + Cl2

Điện phân nóng chảy hợp chÊt clorua t¬ng øng

MgCl2 dpcn

  Mg + Cl2

Điện phân nóng chảy Al2O3 hỗn hợp với coriolit (Na3AlF6)

2Al2O3

3 Na AlF

    4Al + 3O2

Điện phân dung dịch FeCl2 FeCl2

dp

  Fe + Cl2

Dïng (CO, Al, H2, ) khư oxit s¾t Fe2O3 + 3CO

0

t

  2Fe + 3CO2

Tinh chế Cr2O3 từ quặng cromit (Cr2O3, Al2O3, FeO, SiO2), trộn với Al để tham gia p/ứ nhiệt nhôm Cr2O3 + 2Al

0

t

  Al2O3 + 2Cr

 NhiƯt lun qng CuFeS2 2CuFeS2 + 5O2 + 2SiO2

0

t  

t

 2Cu + 2FeSiO2 + 4SO2

 CuCl2 dp

  Fe + Cl2

NhËn biÕt ion kim lo¹i (xem kĩ bảng thống kê số cách nhận

biÕt )

Dùng đũa Pt nhúng vào mẫu thử dung dịch đốt nhận xét màu lửa thu đợc

 Na+ :Ngọn lửa m.vàng

 K+ :Ngọn lửa m.tím

 Li+ :Ngọn lửa m.đỏ tía

 Rb+ :Ngọn lửa m.đỏ máu

 Cs+ :Ngọn lửa m.xanh da trời

 Mg2+ tạo m.trắng với

2

CO ,OH 

2

3

2

Mg CO MgCO

Mg 2OH Mg(OH)

 

  

Ba2+, Ca2+tạo m.trắngvới ion

2

3

CO ,SO ,  

2

4

2

3

Ba SO BaSO

Ca CO CaCO

 

  

 Al3+ tạo kết tủa keo lơ lửng m.trắng dung dịch kiềm, kiềm d kết tủa tan dần đến hết





3

3 2

3 4

Al 3OH Al(OH)

Al(OH) OH AlO 2H O

Al(OH) OH Al OH

                         hc

3

Al

3NH

3H O

Al(OH)

3NH







 Fe2+ t¹o 

màu trắng xanh với OH,NH3

2

Fe 2OH  Fe(OH)

2

3 2

Fe 2NH 2H O Fe(OH) 2NH

 Fe3+ t¹o 

màu nâu đỏ với OH–,NH3

3

Fe  3OH Fe(OH)

  

3

Fe  3NH 3H O Fe(OH) 3NH

   

 ddCr2+ lµm mÊt mµu dd Br 2Cr2+ + Br

2  2Cr3+ + 2Br–

Cr3+: dd mµu lơc

P/ø víi Cl2/OH–  dd m.vµng

2

2Cr  Cl 8OH CrO 2Cl 4H O

    

 P/ứ với OH– đặc tạo kết tủa m.trắng, OH– d kết tủa tan dần tơng tự nh Al3+

 ddCu2+ có m.xanh lam đặc trng

 Cu2+ t¹o kÕt tđa m.xanh lam víi dd kiỊm

2

Cu  2OH Cu(OH)   

 Cu2+ t¹o kÕt tđa víi NH

3, NH3 d kết tủa tạo phức tan m.xanh

2

3 2

Cu  2NH 2H O Cu(OH) NH

   





2 3 4

Cu(OH) 4NH  Cu NH  2OH

Sơ lợc về

một số kim

loại khác

A, Bạc (

47

Ag)

Ô 47, chu k× 5, nhãm IB

 CÊu h×nh e: [Kr]4d105s1

Kim loại, m.trắng bạc, mềm dẻo, dẫn điện nhiệt tốt

Tính chất ho¸ häc

Tính khử yếu, khơng bị oxi hoá nhiệt độ thờng nhiệt độ cao, không khử H+ axit nhng p/ứ đợc với

một số chất oxi hoá mạnh

3Ag+4HNO33AgNO3 +NO+ 2H2O

Ag + H2SO4 

2Ag2SO4+

1

2SO2+H2O

4Ag + 2H2S + O2 2Ag2S + 2H2O

B, Vµng (

79

Au)

 ¤ 79, chu k× 6, nhãm IB

 CÊu hình e: [Xe]4f145d106s1

Kim loại có màu vàng, mềm dẻo, có khả dẫn nhiệt điện tốt

Kim loại có tính khử yếu, không phản ứng với halogen, oxi (trõ F2)

F2 + 2Au   2AuF Au không phản ứng với HNO3, HCl theo tỉ lệ mol mà pứ với hh

nHNO

nHCl



Au+HNO3+3HClAuCl3+2H2O+NO

Au t¹o phøc víi ion xianua (CN-)

cã CTPT d¹ng Au CN( )2

Au có khả tạo hỗn hống với Hg

C, Niken (

28

Ni)

Ô 28, chu k× 4, nhãm VIIIB

 CÊu h×nh e: [Ar]3d84s2

 Kim loại, m.trắng bạc, có độ cứng cao

 TÝnh chÊt ho¸ häc

Niken cã tÝnh khư trung b×nh

 P/ø vs phi kim 2Ni + O2

0

t

  2NiO Ni + Cl2

0

t

  NiCl2

 P/ø vs axit K0 cã tÝnh oxi ho¸

Ni + 2H+   Ni2+ + H Cã tÝnh oxi ho¸

Ni + 4HNO3  

 Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

D, Kẽm (

30

Zn)

Ô 30, chu k× 4, nhãm IIB

 CÊu h×nh e: [Ar]3d104s2

Kim loại nặng có m lam nhạt

Kim loại có tính khử mạnh yếu Al mạnh h¬n Cr, Fe

 2Zn + O2

t

  2ZnO

 Zn + S

t

  ZnS

 Zn + 2H+  Zn2+ + H

 Zn + 4HNO3 

  Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

 Zn + Cu2+   Zn2+ + Cu

Zn kim loại lìng tÝnh 2H2O + Zn + 2NaOH  

 Na2Zn(OH)4 + H2

E, ThiÕc (

50

Sn)

Ô 50, chu kì 5, nhóm IVA

Cấu hình e: [Kr]4d105s25p2

Kim loại nặng có m trắng bạc

Sn kim loại có tính khử trung b×nh u

 P/ø víi phi kim 2Sn + O2   2SnO Sn + S  SnS  P/ø víi axit

Sn + 2H+  Sn2+ + H 3Sn+8HNO3 

  3Sn(NO3)2 + 2NO+4H2O  P/ø víi dd muèi

Sn + Cu2+   Sn2+ + Cu Sn có p/ứ vs dd kiềm đặc nóng Sn + 2NaOHđặc   Na2SnO2 + H2

F, Ch× (

82

Pb)

 ¤ 82, chu k× 6, nhãm IVA

 CÊu hình e: [Xe]4f145d106s26p2

Kim loại nặng có m.trắng xanh

Tính chất hoá học 2Pb + O2

0

t

  2PbO Pb + HCl :   kh«ng p/ø Pb    HNO3 Pb(NO3)2 + NO Pb + 3H2SO4  

(9)

Bảng hệ thống hoá kiến thức hố học vơ trung học phổ thơng :đại cơng kim loại sơ lợc số kim loại Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

–

A, Hỵp chÊt cđa Natri





Natri hidroxit (NaOH)



 Ch.r¾n, k0 mµu, dƠ hót Èm tan tèt níc

 TÝnh chÊt ho¸ häc: NaOH   H O2 NaOH dd bazơ +, NaOH làm quỳ tím  xanh, phenolphthalein ho¸ hång

+, P/ø víi axit:

2

NaOH HCl NaCl H O OH H H O

           

+, P/ø víi dd muèi:









2 2

2

2NaOH CuCl Cu OH 2NaCl 2OH Cu  Cu OH

           

+, P/ø oxit axit:

   

      

 

      

2 2

2

2 3

NaOH CO NaHCO , 2NaOH CO Na CO H O OH CO HCO (1) , 2OH CO CO H O(2) S¶n phÈm

p.ø (1) p.ø (1) + (2) p.ø (2)

 §iỊu chÕ: Điện phân dd NaCl bÃo hoà có màng ngắn xốp

2 2

1

NaCl H O NaOH H Cl

2

       



Natri cacbonat (Na2CO3) vµ Natri hidrocacbonat (NaHCO3)

Natri cacbonat (Na2CO3) Natrihidrocacbonat

T.chÊt

vật lý Ch.rắn m.trắng, độtan cao, bền với nhiệt Ch.rắn, m.trắng, tan tốt nớc, bền vs t0

M«i trêng

Na2CO3 2Na+ +

CO 

2

3 2

CO  H O CO 2OH d2 Na

2CO3 ë m«i trêng kiỊm

3 2

2

3

HCO H CO H O

HCO OH CO

            

d2 NaHCO

3 lìng tÝnh 3

NaHCO Na CO NaOH

pH pH pH

(các chất có nồng độ) p/ứ dd

axit Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2

NaHCO3 + HCl 

 NaCl + H2O + CO2 p/ø dd

baz¬ Na2CO3 + Ca(OH) CaCO23 + 2NaOH

NaHCO3 + NaOH 

 Na2CO3 + H2O p/ø dd

muèi Na2CO3 + BaCl BaCO23 + 2NaCl KÐm bÒn 2NaHCO t   t   Na

2CO3 + CO2 + H2O



B, Hỵp chÊt cđa Canxi





Canxi hidroxit (Ca(OH)



2

)

 Ch.rắn màu trắng.ít tan nớc,rất bền với nhiệt  Khi tan níc  dd níc v«i Ca(OH)2 t/c bazơ +, Làm quỳ tím hoá xanh, phenolphthalein ho¸ hång

+, P/ø víi axit : Ca(OH)2 + H2SO4 CaSO4 + 2H2O

+, P/ø oxit axit

2 2

2

2 3

Ca(OH) 2CO Ca(HCO ) Ca(OH) CO CaCO H O

OH CO HCO (1) 2OH CO CO H O(2)

      

 

      

PS: nOH 2.nCa(OH)2 áp dụng nh NaOH  sản phẩm +, P/ứ dd muối : Ca(OH)2 + MgCl2  Mg(OH)2 + CaCl2



Canxi cacbonat Canxi hidrocacbonat

t.chÊt

vËt lý Ch.r¾n, m.trắng, k

0 tan

nớc, không bền với nhiệt Ch.rắn, m.trắng, tan n-ớc, không bền víi nhiƯt P/ø vs

axit CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2

Ca(HCO3)2 + 2HCl 

CaCl2 + 2H2O + 2CO2 KÐm

bÒn CaCO3 t

  CaO + CO

2 Ca(HCO3)2 t  

CaCO3 + CO2 + H2O p/ø vs

baz¬ Ca(HCO CaCO3)3 + NaOH + Na2CO3 + 2H2O

 Canxi sunfat (CaSO4)



4

CaSO 2H O 2CaSO H O

 P/ø vs dd muèi

CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4 CaSO4 + BaCl2 BaCO3 + CaCl2 Một vài nét n íc cøng

 Kh¸i niƯm – phân loại nớc cứng

Nc cha nhiu ion Ca2+, Mg2+ đợc gọi nớc cứng

 NÕu ion tồn dạng muối hidrocacbonat Ca(HCO3)2 hay Mg(HCO3)2 nớc cứng tạm thời

Nếu ion tån t¹i ë d¹ng muèi clorua or sunfat CaCl2 hay MgCl2 hc CaSO4 hay MgSO4níc cøng vÜnh cưu

 Nớc cứng chứa loại nớc cứng toàn phần

Cách làm mềm nớc cứng Phơng pháp kết tủa

un nc sụi phân huỷ Ca(HCO3)2 Mg(HCO3)2 thành muối cacbonat không tan lắng xuống đáy ta đợc nớc mềm

Ca(HCO3)2

t

 

Mg(HCO3)2

t

 

Dùng Ca(OH)2 lợng vửa đủ để trung hoá muối axit kết tủa ion Ca2+ Mg2+ làm tính cứng tạm thời Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2   2CaCO3 + 2H2O

Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2   MgCO3 + CaCO3 + 2H2O Dùng Na2CO3 để làm tính cứng tạm thời tính cứng vĩnh cửu nớc cứng

Ca(HCO3)2 + Na2CO3   CaCO3 + 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3   CaCO3 + Na2SO4

 Phơng pháp trao đổi ion



C, Hợp chất nhôm

Nhôm oxit (Al

2

O

3

)

Ch.rắn, màu trắng, k0 tan níc, bỊn víi nhiƯt, cøng  Al2O3 cã tÝnh chÊt lìng tÝnh

+, Al2O3 + 6HCl   2AlCl3 + 3H2O Hay Al2O3 + 6H+   Al3+ + 3H2O +, Al2O3 + 2NaOH   2NaAlO2 + H2O Hay Al2O3 + 2OH –   2

AlO



+ H2O  Mét vµi p/ø ®iỊu chÕ Al2O3

2Al(OH)3

t

 

4Al(NO3)3

t

 

4Al + 3O2

t

 





Nh«m hidroxit (Al(OH)

3

)

Chất rắn, m.trắng dạng keo, k0 tan níc, kÐm bỊn vs t0  Tính chất hoá học

+, Al(OH)3 hidroxit lìng tÝnh Al(OH)3 + 3HCl   AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH  Na[Al(OH)4] +, Al(OH)3 kÐm bỊn víi nhiƯt 2Al(OH)3 Al2O3 + H2O  §iỊu chÕ

Al3+ + 3OH –   Al(OH) Al3+ + 3NH

3 + 3H2O  Al(OH)3 + 3NH4







Mét sè muèi nh«m (Al



3+



)



 AlCl3: ChÊt xóc t¸c cho mét sè phản ứng hữu

Al2(SO4)3 : Phèn chua có ứng dụng làm nớc, diệt khuẩn













4 3

Al C AlN Al S AlP

CH NH H S PH



D, Hỵp chÊt cđa Crom

Tính

axit

Tính

bazơ

Tính

khử

Tính oxi

hóa

Màu sắc

Cr2O3

´

Lục thẫm

CrO3

´

Rất mạnh

Đỏ

Cr(OH)3

´

Lục xám

Cr

´



2

CrO

Mạnh

Vàng



2

Cr O

Mạnh

Da cam





Hỵp chÊt crom (III)



Crom (III) oxit :

Cr2O3 chất rắn màu lục thẫm Cr2O3 oxit lỡng tính tan axit kiềm đặc

Cr2O3 + 6HCl

→

Crom (III) hiđroxit

Là chất rắn màu xanh nhạt Cr(OH)3 hiđroxit lỡng tính Cr(OH)3 + NaOH

→

Muối crom(III)

Vì trạng th¸i sè oxihoa trung gian , ion Cr3+ trong dd võa cã tÝnh oxihoa , võa cã tÝnh khö

VD : 2CrCl3 + Zn

→





Hỵp chÊt Crom (V



I

)



 Crom (VI) oxit : CrO3

Là chất rắn màu đỏ thẫm CrO3 oxit axit , tác dụng với n-ớc tạo axit

CrO3 + H2O

→

CrO3 có tính oxihoa mạnh số chất vô hữu nh S,P,C, C2H5OH bốc cháy tiếp xúc víi CrO3

 Muèi crom (VI)

Các muối cromat đicromat có tính oxihoa mạnh đặc biệt mơi trờng axit muối crom (VI) bị khử thành muối crom(III)

6

2 4

3

2 4

K CrO FeSO 7H SO

3Fe (SO ) Cr (SO ) K SO 7H O

 

   

    

Trong dung dÞch cđa ion Cr2O72- (màu da cam) có ion CrO42- (màu vàng ) trạng thái cân với

Cr2O72- + H2O ⇔ 2CrO42- +2H+

E, Hợp chất Sắt

Tớnh

bazơ

Tính

khử

Tính oxi

hóa

Màu sắc

FeO

´

Đen

Fe2O3

´

Nâu thẫm

Fe3O4

´

Đen

Fe(OH)2

´

Trắng xanh

Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)

2 ↓ (hơi xanh ) 4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O

→

↓

3 Muối sắt (II) :

Đa số muối Fe(II) tan níc, kÕt tinh thêng ë d¹ng ngËm nớc : FeSO4.7H2O, FeCl2.4H2O Dễ bị oxihoa thành muối sắt (III) bëi c¸c chÊt oxi ho¸:

0

2

t

2

2 Fe Cl Cl 2 Fe Cl

§iỊu chÕ :Cho Fe ( hc FeO , Fe(OH)2 ) t/d HCl, H2SO4 lo·ng :

Fe + 2HCl

→

↑

→

II Hợp chất sắt (III) :

ion Fe3+ cú khả nhận 1,3 e để trở thành ion Fe2+ Fe

Fe3+ +1e → Fe2+ ; Fe3+ + 3e ↑ Fe Tính chất hố học đặc trng hợp chất Fe(III) tính oxihố

1 S¾t (III) oxit : Fe2O3

Là chất rắn màu nâu đỏ, không tan nớc Có quặng hematit Tan axit mạnh :

Fe2O3 +6 HCl → 2FeCl3 + 3H2O + nhiệt độ cao bị CO, H2 khử thành Fe

Fe2O3 + 3CO t

  2Fe + CO ↑ + §iỊu chÕ 2Fe(OH)3

0 t

  Fe2O3 + 3H2O

2 Sắt (III) hiđroxit :

Dễ tan dd axit

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 +6 H2O §iỊu chÕ : FeCl3 + 3NaOH

→

↓

3 Muèi s¾t (III) :

Tan níc, thêng ë d¹ng ngËm níc Thí dụ : FeCl3.6H2O , Fe2(SO4)3.9H2O

Các muối sắt(III) có tính oxihoa,dễ bị khử thành muối sắt(II)

0

3

Fe Fe Cl   3Fe Cl

Cho bột đồng vào dd muối sắt(III) thấy màu xanh xuất màu ion Cu2+

0 2

3 2

Cu Fe Cl   Cu Cl Fe Cl

Phản ứng ion sắt 3+ víi mét sè dd vµ ion

2Fe3+ + H

2S  2Fe2+ + S + 2H+

2Fe3+ + 3CO32 + 3H

2O  2Fe(OH)3 + 3CO2

III - Hợp kim sắt

1)Gang

Gang hợp kim sắt – cacbon (C chiếm từ 2% đến 5% khối lượng) lượng nhỏ Si, Mn, P, S

–Gang trắng: cứng, giịn Chứa C, Si, nhiều

Fe3C Dùng để luyện thép

–Gang xám cứng giịn Chứa nhiều C

Si Dùng để đúc vật dụng

2)Thép

Thép hợp kim sắt – cacbon lượng

các nguyên tố Si, Mn (C chiếm từ 0,01% đến 2%

khối lượng)

–Thép thường hay thép cacbon chứa C, Si, Mn S, P

–Thép đặc biệt thép có chứa thêm S, Mn, Cr, Ni, W, V

3)Sản xuất gang, thép

a)Sản xuất gang:

*Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxit than cốc lị cao

: Th¹ch cao sèng : Th¹ch cao nung

1 2

(10)

Fe(OH)3

´

Nâu đỏ

Fe

´

Lục nhạt

Fe

x

Vng

I) Hợp chất sắt (II)

1 Tính chất hoá học hợp chÊt Fe(II)

Fe2+ → Fe3+ + e

Tính chất hố học đặc trng hợp chất Fe(II) tính khử 1. Sắt(II) ơxit : FeO

3(loang) 3

3FeO 10HNO  3Fe(NO ) NO 5H O

3

3FeO NO 10H    3Fe NO 5H O

§iỊu chÕ : Dïng H2, hay CO, khư Fe(III) oxit ë 5000C: Fe2O3 + CO

0 t

  FeO + CO ↑ 2. S¾t (II) hiđoxit : Fe(OH)2

- Là chất rắn màu trắng xanh, không tan nớc Trong không khí Fe(OH)2 dễ bị oxihoa thành Fe(OH)3

*Nguyờn liệu: Quặng sắt oxit (thường quặng

hematit đỏ Fe2O3), than cốc chất chảy (CaCO3

hoặc SiO2)

*Các phản ứng hóa học xảy trình luyện quặng thành gang:

-Phản ứng tạo thành chất khử CO

C + O2  

o

t

CO2

C + CO2  

o

t

2CO

-Phản ứng khử sắt oxit.

Fe2O3 + CO  

o

t

Fe3O4 + CO2

Fe3O4 + CO  

o

t

FeO + CO2

FeO + CO  

o

t

Fe + CO2

-Phản ứng tạo xỉ

CaCO3  

o

t

CaO + CO2

CaO + SiO2  

o

t

CaSiO3

b)Sản xuất thép:

*Nguyên tắc: Giảm hàm lượng tạp chất C, S, Si, Mn, có gang cách oxi hóa tạp chất thành oxit biến thành xỉ tách khỏi thép



E, Hợp chất đồng

1) Đồng (II) oxit: CuO

- L chất rắn m u đen, tác dụng với axit, oxit axit à - CuO + H2SO4  CuSO4 +H2O

- CuO dễ bị H2, CO, C khử thành đồng kim loại - CuO + H2

0 t

  Cu + H 2O

2)

§å ng (II) hidroxit : Cu(OH)2

- L ch ất rắn m u xanh.không tan nà íc - DƠ tan c¸c dd axit

Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 +2H2O - Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân

Cu(OH)2 t

  CuO + H 2O

Muối đồng (II)

- dd muối đồng có màu xanh

- Muối đồng (II) VD : CuCl2 , CuSO4 , Cu(NO3)2 Muối đồng (II) sunfat kết tinh dạng ngậm nớc CuSO4 5H2O

0 t

 CuSO

(11)

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô trung học phổ thông : nhận biết hợp chất vô hữu Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

Cht

H.tg v.lý

Thuốc thử

Hiện tượng

Phương trình (nếu có)

n

h

Ë

n

b

iÕ

t

m

é

t

s

è

c

h

Ê

t

k

h

í

đ

ơ

n

g

i¶

n

F2 Khí m.lục nhạt H2O F2 cháy mặt nước 2F2 + 2H2O   4HF + O2 + Q

Cl2 Khí, m.vàng lục, mùi xốc

Quỳ tím ẩm Quỳ hố đỏ sau màu Cl2 + H2O   2HCl + HClO Giấy tẩm hh gồm

(KI +hồ tinh bột) Giấy chuyển màu xanh

Cl2 + 2KI   2KCl + I2

I2 + hồ tinh bột   phức m.xanh HF Chất không màu Thuỷ tinh (SiO2) Thuỷ tinh bị ăn mòn SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O HCl    ddAgNO3 màu trắng

HCl + AgNO3   AgCl + HNO3

HBr màu vàng nhạt HBr + AgNO3   AgBr + HNO3

HI màu vàng đậm HI + AgNO3   AgI + HNO3

O2 Khí, k o màu,

ko mùi, k0 vị Tàn đóm cháy dở Tàn đóm bùng cháy đưa vào bình đựng khí O

SO2 Khí, k o màu, mùi xốc hắc

2 ddBr ddKMnO   

Dd thuốc thử bị màu

dùng dư SO2 SO2 + Br2 + 2H2O  2HBr + H2SO4

    2 ddBa OH ddCa OH  

 Xuất kết tủa trắng SO2 + Ca(OH)2dư  CaSO3 + H2O

dd H2S Kết tủa màu vàng 2H2S + SO2   3S + 2H2O

H2S

Khí, ko màu, mùi trứng thối ddBr ddKMnO   

Dd thuốc thử bị màu

dùng dư SO2 H2S + 4Br2 + 4H2O  8HBr + H2SO4 dd Cu2+, Pb2+ dd xuất kết tủa đen H2S + CuCl2   CuS + 2HCl

H2S + Pb(NO3)2   PbS +2HNO3 NH3 Khí, k

0 màu, mùi khai

Quỳ tím ẩm Quỳ tím hố xanh

NH



H O

NH



OH

nóng CuO chuyển từ m.đen sang m.đỏ (Cu) 2CuO +3NH3

t

 

CO2 Khí, k 0 màu, k0 mùi, k0 vị

Quỳ tím ẩm Quỳ tím hố màu hồng

2

CO



H O

CO



2H









 Xuất kết tủa trắng

CO2 + Ca(OH)2dư  CaCO3 + H2O CO Khí, kk0 mùi 0 màu, CuO nung nóng CuO chuyển từ màu đen sang màu đỏ (Cu) CO + CuO

0

t

 

N

h

Ë

n

b

iÕ

t

m

é

t

s

è

i

o

n

©

m

(

a

n

io

n

)

Cl    ddAgNO3 màu trắng

Cl – + Ag+   AgCl

Br

3 ddAgNO



    màu vàng nhạt Br– + Ag+   AgBr Thổi khí Cl2 Xuất màu đỏ nâu 2Br– + Cl

2   2Cl – + Br2

I

3 ddAgNO



    màu vàng đậm I– + Ag+   AgI Thổi khí Cl2 Có chất màu đen tím 2I– + Cl2   2Cl – + I2

S  dd Cu2+, Pb2+ Xuất kết tủa đen Cu2+ + S2   CuS

2

SO

dd Axit mạnh Xuất khí mùi hắc

3 2

SO



2H

 

SO



H O

dd Br2, KMnO4 Dung dịch bị nhạt màu

SO



Br



H O



SO



2Br



2H

3

SO



Ba

 

BaSO

HSO



H

 

SO



H O

4

SO

4

SO



Ba

 

BaSO

3

NO

+ kim loại

đồng(Cu) Có khí khơng màu hoá nâu kk, dd m.xanh

2

3

2

3Cu 8H 2NO 3Cu 2NO 4H O

2NO O 2NO

  

    

  

3

PO

4

PO



3Ag

 



Ag PO

3

CO

3 2

CO



2H

 

CO



H O

3

CO



Ba

 

BaCO

Chất H.tg v.lý

Thuốc thử

Hiện tượng

Phương trình (nếu có)

N

h

Ë

n

b

iÕ

t

m

é

t

s

è

i

o

n

d

¬

n

g

(

c

a

t

io

n

)

H Quỳ tím Quỳ tím hố đỏ

4

NH



OH

 

NH



H O

K+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.tím

Li+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.đỏ tía

Rb+ Thử màu với lửa Ngọn lửa m.đỏ máu

Cs+ Thử màu với lửa Lửa m.xanh da trời

Mg2+ Dung dịch kiềm Kết tủa trắng Mg

2+ + OH –   Mg(OH) dd

SO ,CO

 

Kết tủa trắng 2

3

Mg



CO

 

MgCO

Ca2+ 2

3

SO ,CO

Ca



CO

 

CaCO

Ba2+

2 2

3

SO ,CO ,SO

4

Ba



SO

 

MgSO

dd

2

Cr O , CrO

Kết tủa m.vàng

2

4

2

Ba CrO BaCrO

2Ba Cr O H O 2BaCrO 2H

 

  

  

    

Al3+ Dd kiềm dư Xuất kết tủa trắng keo lơ lửng sau tan dần

Al3+ + 3OH– Al(OH) Al(OH)3 + OH– [Al(OH)4]–

Fe2+

Dung dịch màu trắng

xanh

Dung dịch OH -hay NH3

Kết tủa trắng xanh, hóa nâu đỏ khơng khí:

Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)

2↓ (trắng xanh) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓ Dung dịch thuốc

tím mơi trường H+

Dung dịch thuốc tím bị nhạt màu

2

4

2

5Fe MnO 8H

Mn 5Fe +4H O

  

 

   

  

Dung dịch S2- Kết tủa đen, tan

axit mạnh





2

Fe + S   FeS đen

Fe3+ Dung dịch màu nâu đỏ

Dung dịch OH

-hay NH3 Kết tủa nâu đỏ





3

Fe   3OH   Fe OH 

dd thioxianat

SCN / H  Tạo phức màu đỏ máu





3

Fe  3SCN   Fe SCN (đỏ máu)

Cr3+

dd màu tím nhạt, xanh

xám , lục nhạt tùy theo dạng hidrat hóa Cr3+

Cho dung dịch OH- từ từ đến dư

Kết tủa xanh lục, tan dần hết OH- dư:





















Cr 3OH Cr OH xanh luc

Cr OH OH Cr OH

Cr OH OH CrO H O

                    

Dung dịch

CrO

tạo lại Cr(OH)3 đun nóng

Mn2+ Dung dịch màu hồng

Dung dịch OH -hay NH3

Kết tủa keo trắng, bị hóa nâu khơng khí

Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)

2↓ (trắng keo) 2Mn(OH)2 + O2 → 2MnO(OH)2↓ (nâu thẫm) Dung dịch S

2-Kết tủa màu hồng, tan

trong axit mạnh Mn

2+ + S2- → MnS↓ (hồng)

4

MnO

Sn2+ Dung dịch khơng màu

Cho dung dịch OH- từ từ đến dư

Kết tủa xanh lục, tan OH- dư





















Sn 2OH Sn OH xanh luc Sn OH 2OH Sn OH Sn OH 2OH SnO 2H O

                     H2S dung

dịch S

2-Kết tủa màu sơcơla, tan

ở HCl đặc, nóng

Sn H S

SnS

2H

 





 

Dung dịch HgCl2 Kết tủa trắng sợi (lụa trắng)

SnCl2 + 2HgCl2 → SnCl4 + Hg2Cl2↓(lụa trắng) Khi SnCl2 dư, xuất màu xám đen: Hg2Cl2 + SnCl2 → SnCl4 + 2Hg↓ (xám đen)

Pb2+ Dung dịch không màu

Cho dung dịch

OH- từ từ đến dư Kết tủa trắng, tan OH- dư Pb

2+ + 2OH- → Pb(OH)

2↓ (trắng) Pb(OH)2 + 2OH- → PbO22- + 2H2O Dung dịch Cl

-hoặc SO4

2-Kết tủa trắng Pb2+ + 2Cl- → PbCl

2↓ (trắng, tan đun sôi) Pb2+ + 2SO

42- → PbSO4↓ (trắng) Dung dịch I-

CrO4

2-Kết tủa vàng, tan đun sôi

Pb2+ + 2I- → PbI

2↓ (vàng, tan đun sôi) Pb2+ + CrO

42- → PbCrO4↓ (vàng) H2S dung

dịch S

2-màu đen, k0 tan

OH-, tan HNO

3 Pb

2+ + H

(12)

3

HCO



H

 

CO



H O

OH Quỳ tím Quỳ tím hố xanh, dd phenolphtalein hoỏ hng

Bảng hệ thống hoá kiến thức hoá học vô trung học phổ thông : nhận biết hợp chất vô hữu Trần Phơng Duy - Đại học s phạm Hà Nội Biên soạn

Chất Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng hoá học

C

¸

c

h

ỵ

p

c

h

Ê

t

h

÷

u

c

¬

t

ỉ

n

g

q

u

¸

t

Liên kết C = C

hay  C  C  dd Brom (Br2)

Phai màu nâu đỏ

CH2 = CH2 + Br2   BrCH2 – CH2Br CH  CH + 2Br2   Br2CH – CHBr2 Phenol

dd Brom (Br2)

Kết tủa trắng

Anilin

Hợp chất có liên kết C = C

dd KMnO4 (dd thuốc tím)

Phai màu tím 3CH2 = CH2 + 2KMnO4 + 4H2O  

  3HOCH2CH2OH + 2MnO2 + 2KOH

 C  C  3CHCH+8KMnO4

 

  3HOOCCOOH + 8MnO4 + 8KOH Ankyl benzen

Ankin có liên kết ba đầu mạch

dd AgNO3 NH4OH

(Ag2O)

Kết tủa màu vàng

nhạt R

CCH + Ag[(NH3)2]OH  

  RCCAg + H2O + 2NH3 Hợp chất có

– CH = O: Andehit, glucozơ, mantôzơ

Kết tủa Ag (phản ứng tráng bạc)

R  CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH  

  R  COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3 CH2OH(CHOH)4CHO + Ag2O

0

t ,ddNH    

3

t ,ddNH

    CH2OH(CHOH)4COOH + 2Ag

(Phản ứng nhận biết nước tiểu bệnh tiểu đường có glucozơ)

Axit fomic

HCOOH+2Ag[(NH3)2]OH  

  (NH4)2CO3 + 2Ag +H2O+2NH3 Hay: HCOOH + Ag2O

3

ddNH

   CO2 + 2Ag + H2O Este formiat

H – COO – R

HCOOR+2Ag[(NH3)2]OH 

  (NH4)2CO3 + 2Ag +ROH+2NH3 Hợp chất có

nhóm –CH= O Cu(OH)2  Cu2O đỏ gạch RCHO + 2Cu(OH)

0

t

  RCOOH + Cu2O + 2H2O

Ancol đa chức (ít –OH 2C kế tiếp)

Tạo dd màu xanh lơ suốt

2 2

2

2 2

CH OH HOCH CH OH HOCH

CH OH Cu(OH) HOCH CH O Cu OCH 2H O

CH OH HOCH  CH OH HOCH 

Anđehit dd NaHSO3

bảo hòa Kết tủa dạng kết tinh R  CHO + NaHSO3   R  CHOH  NaSO3 Metyl xêton

Hợp chất có H linh động: axit, Ancol, phenol

Na, K Sủi bọt khí khơng màu

2R  OH + 2Na   2R  ONa + H2 2R  COOH + 2Na   2R  COONa + H2 2C6H5 OH + 2Na   2C6H5 ONa + H2

Ankan Cl2/ás Sp tạo thành sau pứ làm hồng quỳ ẩm C

nH2n+2 + Cl2

as

  CnH2n+1Cl + HCl

Anken dd Br2 màu CnH2n + Br2 CnH2nBr2

dd KMnO4 màu 3CnH2n + 2KMnO4 + 4H2O 3CnH2n(OH)2+2MnO2+ 2KOH

Chất Thuốc thử Hiện tượng Phản ứng

h

id

r

o

c

a

c

b

o

n ANKIN dd CuCl/NH3 kết tủa màu đỏ

CH  CH + 2CuCl + 2NH3 Cu  C  C  Cu + 2NH4Cl R  C  C  H + CuCl + NH3 R  C  C  Cu + NH4Cl

Toluen dd KMnO4, t0 Mất màu

Stiren dd KMnO4 Mất màu

D

É

n

x

u

Ê

t

c

ñ

a

h

id

r

o

c

a

c

b

o

n

Ancol Na, K  không màu 2R  OH + 2Na   2R  ONa + H2

Ancol

bậc I CuO (đen), t0

Xuất Cu (đỏ), Sản phẩm tạo thành cho pứ tráng gương

R  CH2 OH + CuO

0

t

 R  CH = O + Cu + H2O

R  CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH  

  R COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3

Ancol

bậc II CuO (đen), t0

Xuất Cu (đỏ), Sản phẩm tạo thành

k0 có pứ tráng gương R  CH2OH  R + CuO

0

t

 R  CO  R + Cu + H2O

Ancol

đa chức Cu(OH)2 dung dịch màu xanh lam

2 2

2

2 2

CH OH HOCH CH OH HOCH

CH OH Cu(OH) HOCH CH O Cu OCH 2H O

CH OH HOCH  CH OH HOCH 

Anđehit

AgNO3

NH3  Ag trắng

R  CH = O + 2Ag[(NH3)2]OH

 R  COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3 Cu(OH)2

NaOH, t0  đỏ gạch RCHO + 2Cu(OH)

2 + NaOH

0

t

 RCOONa + Cu2O+ 3H2O

dd Brom Mất màu RCHO + Br2 + H2O  RCOOH + 2HBr

Axit cacboxylic

Q tím Hố đỏ

2

CO  Thốt khơng màu 2R

 COOH + Na2CO3 2R  COONa + CO2 + H2O

Aminoaxit Quỳ tím

Hóa xanh Số nhóm  NH2 > số nhóm  COOH Hóa đỏ Số nhóm  NH2 < số nhóm  COOH Khơng đổi Số nhóm  NH2 < số nhóm  COOH

2

CO 

 CO2 2H2NRCOOH + Na2CO3 2H2NRCOONa +CO2+H2O

Amin Q tím Hóa xanh

S

a

c

a

r

it

Glucozơ

Cu(OH)2 dd xanh lam 2C6H12O6 + Cu(OH)2 (C6H11O6)2Cu + 2H2O Cu(OH)2

NaOH, t0  đỏ gạch CH

2OH  (CHOH)4  CHO + 2Cu(OH)2 + NaOH

0

t

 

0

t

  CH2OH  (CHOH)4  COONa + Cu2O + 3H2O

AgNO3 / NH3  Ag trắng CH

2OH  (CHOH)4  CHO + 2Ag[(NH3)2]OH

0

t

 

0

t

 CH2OH(CHOH)4COONH4 + 2Ag + H2O + 3NH3

dd Br2 Mất màu CH

2OH(CHOH)4CHO + Br2

0

t

 

0

t

  CH2OH(CHOH)4COOH+2HBr

Saccarozơ C12H22O11

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứtráng gương C12H22O11 + H2O   C6H12O6 + C6H12O6 Glucozơ Fructozơ

Vôi sữa Vẩn đục C12H22O11 + Ca(OH)2   C12H22O11.CaO.2H2O Cu(OH)2 dd xanh lam C12H22O11 + Cu(OH)2   (C12H22O11)2Cu + 2H2O

Mantozơ C12H22O11

Cu(OH)2 dd xanh lam C12H22O11 + Cu(OH)2   (C12H22O11)2Cu + 2H2O AgNO3 / NH3  Ag trắng

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứtráng gương C12H22O11 + H2O   2C6H12O6 (Glucozơ)

Tinh bột (C6H10O5)n

Thuỷ phân sản phẩm tham gia pứ

tráng gương (C6H10O11)n + nH2O   nC6H12O6 (Glucozơ)

OH

2  

+ 3Br

OH

Br Br

Br

+ 3HBr

(kết tủa trắng)

NH

2  

+ 3Br Br

Br Br

+ 3HBr

(kết tủa trắng)

NH

3

CH

    2

H O

4 80-100 C

+ 2KMnO

COOK

2

+ 2MnO +KOH+H O

3

CH

    2

H O

4 80-100 C

+ 2KMnO

COOK

2

+ 2MnO +KOH+H O

2

+ 2MnO + 2H O

2

CH = CH

  

4

+ 2KMnO 4H O

2

(13)

h

id

r

o

c

a

c

b

o

n

CH3CHO

Ankađien dd Br2 Mất màu CnH2n2 + 2Br2 CnH2nBr4

Ankin

dd Br2 Mất màu CnH2n2 + 2Br2 CnH2nBr4

dd KMnO4 màu 3CHCH+8KMnO4 3HOOCCOOH + 8MnO4+8KOH AgNO3/NH3

( đầu mạch)

kết tủa màu vàng nhạt

HC  CH + 2[Ag(NH3)2]OHAgCCAg+2H2O+ 4NH3 RCCH + [Ag(NH3)2]OH  RC  CAg +H2O+2NH3