Đang tải... (xem toàn văn)
Ứng dụng của kim lọai kiềm Kim lọai kiềm có nhiều ứng dụng quan trọng : Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy,… Các kim lọai Na và K dùng làm chất t[r]
(1)CHƯƠNG ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI I VỊ TRÍ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI Vị trí: - Nhóm IA(trừ H), IIA là nguyên tố s - Nhóm IB đến nhóm VIIIB là các kim loại chuyển tiếp, là nguyên tố d - Họ lantan và họ actini là nguyên tố f.(những nguyên tố xếp riêng bảng) - Một phần các nhóm IIIA, IVA, VA, VIA là nguyên tố p Cấu tạo nguyên tử kim loại - Nguyên tử kim loại có số electron lớp ngoài cùng ít (≤ 4), dễ dàng cho các phản ứng hoá học - Trong cùng chu kì, nguyên tử các nguyên tố kim loại có bán kính lớn và có điện tích hạt nhân nhỏ so với các nguyên tố phi kim Cấu tạo tinh thể kim loại Liên kết sinh mạng lưới kim loại các e tự gắn các ion dương kim loại lại với gọi là liên kết kim loại Đặc điểm liên kết kim loại (so sánh với liên kết cộng hóa trị và liên kết ion): Do tất các e tự kim loại tham gia Liên kết kim loại tương tác tĩnh điện các ion dương và các e tự II TÍNH CHẤT VẬT LÝ Tính chất vật lý chung kim loại: Kim loại có tính chất vật lí chung, quan trọng là tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt, ánh kim a Tính dẻo: Au, Ag, Al, Cu, Sn… b.Tính dẫn điện Nối kim loại với nguồn điện, các eletron tự kim loại chuyển động thành dòng Nhiệt độ kim loại càng cao thì tính dẫn điện kim loại càng giảm Hiện tượng này giải thích sau : nhiệt độ cao, tốc độ dao động các ion dương kim loại càng lớn, chuyển động dòng electron tự càng bị cản trở Những kim loại khác có tính dẫn điện khác là mật độ electron tự chúng không giống Kim loại dẫn điện tốt là Ag, sau đó đến Cu, Au, Al, Fe… c Tính dẫn nhiệt Những kim loại khác có khả dẫn nhiệt không giống Thí dụ tính dẫn nhiệt các kim loại giảm dần theo trình tự Ag, Cu, Al, Zn,Fe… d Ánh kim Hầu hết kim loại có ánh kim, vì các electron tự kim loại đã phản xạ tốt tia sáng có bước sóng mà mắt ta có thể nhìn thấy Tóm lại, tính chất vật lí chung kim loại là các electron tự kim loại gây Một số tính chất vật lí khác kim loại a Tỉ khối tỉ khôí nhỏ (nhẹ nhất) là Li 0,5; tỉ khối lớn (nặng nhất) là Os 22,6 Người ta quy ước kim loại có tỉ khối nhỏ là kim loại nhẹ Na, K, Mg, Al … Những kim loại có tỉ khối lớn là kim loại nặng Fe, Zn, Cu, Ag, Au… b Nhiệt độ nóng chảy: Thấp là nhiệt độ -390C (Hg), cao là nhiệt độ 34100 (W) c Tính cứng : Mềm sáp Na, K(Cs mềm nhất)… Có kim loại cứng W, Cr (Cr cứng nhất) Những tính chất: tỉ khối, độ nóng chảy, tính cứng kim loại phụ thuộc chủ yếu vào bán kính và điện tích ion, khối lượng nguyên tử, mật độ electron tự mạng kim loại III TÍNH CHẤT HÓA HỌC : Các nguyên tử kim loại dễ dàng nhường e, thể tính khử: M → Mn+ + ne Tác dụng với phi khim: O2, Cl2, S, H2 a Phản ứng với oxi : M + O2 → M2On b Phản ứng với halogen và các phi kim khác : M + Cl2 → MCln và M + S → M2Sn (Hg tác dụng S nhiệt độ thường) c Phản ứng với hiđro : Kim loại kiềm và kiềm thổ tạo hợp chất hiđrua kim loại, số oxi hoá H là -1 Tác dụng với nước: Li, Na, K, Rb, Cs; Ca, Ba M + H2O → M(OH)n + H2↑ Tác dụng với axit: a Với axit thường (HCl, H2SO4 loãng) Trừ Au, Pt, Ag, Cu, Hg M + HCl → MCln + H2↑ M + H2SO4 → M2(SO4)n + H2↑ b Với axit oxi hoá (HNO3, H2SO4 đặc nóng) Trừ Au và Pt Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang (2) - Với HNO3 đặc: Cu +4HNO3(đ)→Cu(NO3)2 +2NO2+2H2O (Khí bay là NO2 màu nâu) - Với HNO3 loãng: khí bay có thể là N2, N2O, NO tạo muối NH4NO3 - Với axit H2SO4 đặc, nóng Kim loại + H2SO4 đ.n → muối + (H2S, S, SO2) + H2O Chú ý: Al, Cr và Fe bị thụ động hoá H2SO4 đặc, nguội và HNO3 đặc, nguội Tác dụng với kiềm Một số kim loại Be, Zn, Al, Sn, Pb Kim loại hóa trị II: M + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2 Kim loại hóa trị III: M + NaOH + H2O → NaMO2 + 1,5H2 Tác dụng với dung dịch muối: Kim loại (trước) tác dụng ion kim loại (sau) Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag Những kim loại tác dụng mạnh với H2O kim loại kiềm, kiềm thổ, gặp dung dịch nước thì trước hết phản ứng với H2O Ví dụ: Na + ddCuCl2 thì ta có : Na + H2O → NaOH + 0,5H2 và 2NaOH + CuCl2 → Cu(OH)2↓ + 2NaCl Tác dụng với oxit kim loại: Đẩy kim loại yếu khỏi oxit (phản ứng nhiệt kim loại): dùng để điều chế các kim loại khó nóng chảy Cr, Mn, Fe… Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3 (phản ứng nhiệt nhôm) IV ĐIỀU CHẾ Nguyên tắc : Khử ion kim loại thành kim loại M n+ + n.e → M a Phương pháp thủy luyện: Kim loại (trước, trừ kim loại tác dụng nước) tác dụng ion kim loại (sau) Dùng điều chế kim loại có tính khử yếu: Cu, Ag, Au b Phương pháp nhiệt luyện: Dùng chất khử CO2, H2, C kim loại (Al) để khử ion kim loại oxit nhiệt độ cao Dùng điều chế kim loại có tính khử yếu, và trung bình (Sau Al) c Phương pháp điện phân điều chế hầu hết các kim loại có độ tinh khiết cao Điều chế kim loại tính khử mạnh (từ Li đến Al) dùng điện phân nóng chảy (muối, kiềm, oxit) Điều chế kim loại tính khử trung bình và khử yếu (Sau Al), điện phân dung dịch muối V HỢP KIM Định nghĩa: Hợp kim là vật liệu có chất kim loại gồm hỗn hợp nhiều kim loại khác hỗn hợp kim loại và phi kim hỗn hợp kim loại và hợp chất kim loại Cấu tạo hợp kim Hợp kim thường cấu tạo các loại tinh thể Tính chất hợp kim Hợp kim có tính chất hoá học tương tự tính chất các chất hỗn hợp ban đầu, tính chất vật lý và tính chất học lại khác nhiều VI PIN ĐIỆN HÓA Kim loại có tính khử yếu (+) và suất điện động pin luôn là số dương E = E(+) – E(-) Tính oxi hóa tăng dần 2 2 3 2 2 2 K , Ca , Na , Mg , Al , Zn , Cr , Fe , Ni ,Sn , Pb , H , Cu , Fe 3 , Ag , Hg 2 , Au 3 K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Fe2+ Ag Hg Au Tính khử giảm dần Xác định chiều phản ứng oxi hóa – khử : Kim loại (trước) tác dụng ion kim loại (sau) Xác định suất điện động chuẩn pin điện hóa : Eopin = Eo(+) – Eo(-) Ví dụ: pin điện hóa Zn – Cu: Eopin = Eo(Cu2+/Cu) – Eo(Zn2+/Zn) = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V VII ĂN MÒN KIM LOẠI Khái niệm Ăn mòn kim loại: phá hủy kim loại hay hợp kim tác dụng các chất môi trường M → Mn+ + ne a ăn mòn hóa học: là quá trình oxi hóa khử đó các e kim loại chuyển trực tiếp đến các chất môi trường Đặc điểm : -Không phát sinh dòng điện -Nhiệt độ càng cao thì tốc độ ăn mòn càng nhanh b ăn mòn điện hóa: Là quá trình oxi hóa khử, đó kim loại bị ăn mòn tác dụng chất điện li tạo nên dòng e chuyển từ cực âm đến cực dương Điều kiện: Có đủ điều kiện: Các điện cực phải khác chất(kim loại mạnh là cực âm và bị ăn mòn) Các điện cực phải tiếp xúc với nhau: trực tiếp gián tiếp qua dây dẫn Các điện cực phải cùng tiếp xúc với dd chất điện li Phương pháp bảo vệ kim loại: a Phương pháp bảo vệ bề mặt: sơn , mã , bội trơn dầu mỡ b Phương pháp điện hóa: Dùng kim loại mạnh để bảo vệ đồ dùng kim loại Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang (3) VIII ĐIỆN PHÂN I – Khái niệm : Sự điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy bề mặt các điện cực có dòng điện chiều qua chất điện li nóng chảy dung dịch chất điện li - Tại catot xảy quá trình khử cation (Mn+ + ne → M) - Tại anot xảy quá trình oxi hóa anion (Xn- → X + ne) II – Sự điện phân các chất điện li: Điện phân chất điện li nóng chảy Trong thực tế, người ta thường tiến hành điện phân hợp chất (muối, bazơ, oxit) nóng chảy các kim loại có tính khử mạnh Li, Na, K, Ba, Ca, Mg, Al Ví dụ 1: Điện phân NaCl nóng chảy có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) 2| Na+ + e → Na Q trình khử Na+ NaCl Anot ( + ) 2Cl- → Cl2 + 2e Q trình oxi hóa Cl- Phương trình điện phân là: 2NaCl 2Na + Cl2 Ví dụ 2: Điện phân NaOH nóng chảy có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) 4| Na + 1e → Na Q trình khử Na+ NaOH + Anot ( + ) 4OH- → O2 + 2H2O + 4e Q trình oxi hóa OH- Phương trình điện phân là: 4NaOH 4Na + O2 + 2H2O Ví dụ 3: Điện phân Al2O3 nóng chảy pha thêm criolit (Na3AlF6) có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) 4| Al3+ + 3e → Al Q trình khử Al3+ Al2O3 Anot ( + ) 3| 2O2- → O2 + 4e Q trình oxi hóa O2- Phương trình điện phân là: 2Al2O3 4Al + 3O2 Điện phân dung dịch chất điện li nước Cơ sở để giải đề này là dựa vào các giá trị oxi hóa – khử các cặp Trong quá trình điện phân, trên catot diễn khử Ngược lại, trên anot diễn oxi hóa a) Khả phóng điện các cation catot: - Các cation từ Zn2+ đến cuối dãy Hg2+, Cu2+, Fe3+, Ag+…dễ bị khử và thứ tự tăng dần - Từ Al3+ đến các ion đầu dãy Na+, Ca2+, K+…không bị khử dung dịch (H2O bị khử) - Các ion H+ axit dễ bị khử các ion H+ nước b) Khả phóng điện các anion anot: - Thứ tự nhường e: S2-; I-; Br-; Cl-; RCOO- Các anion gốc axit NO3-, SO42-, PO43-, CO32-, ClO4-…không bị oxi hóa (H2O bị oxi hóa) c) Một số ví dụ: - Điện phân dung dịch CuCl2 với anot trơ có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) CuCl2 Anot ( + ) 2+ Cu + 2e Cu 2ClCl2 + 2e Phương trình điện phân là: CuCl2 Cu + Cl2 - Điện phân dung dịch K2SO4 với anot trơ có thể biểu diễn sơ đồ: Catot (–) K2SO4 Anot (+) + H2O, K (H2O) H2O, SO422| 2H2O + 2e H2 + 2OH 2H2O O2 + 4H+ + 4e Phương trình điện phân là: 2H2O 2H2 + O2 - Điện phân dung dịch NaCl bão hòa với điện cực trơ có màng ngăn có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NaCl Anot ( + ) H2O, Na+ (H2O) Cl-, H2O 2H2O + 2e H2 + 2OH2ClCl2 + 2e Phương trình điện phân là: 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 Nếu không có màng ngăn thì: Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O nên phương trình điện phân là: NaCl + H2O NaClO + H2 Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang (4) - Điện phân dung dịch NiSO4 với anot trơ có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NiSO4 Anot ( + ) Ni2+, H2O (H2O) H2O, SO422| Ni2+ + 2e Ni 2H2O O2 + 4H+ + 4e Phương trình điện phân là: 2NiSO4 + 2H2O 2Ni + 2H2SO4 + O2 - Điện phân dung dịch NiSO4 với anot Cu có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) NiSO4 Cu ( + ) Ni2+, H2O (H2O) H2O, SO42Ni2+ + 2e Ni Cu Cu2+ + 2e Phương trình điện phân là: NiSO4 + Cu CuSO4 + Ni - Điện phân dung dịch CuSO4 với anot Cu : Ở catot ( – ): Cu2+(dd) + 2e Cu làm giảm nồng độ ion Cu2+ 2+ Ở anot ( + ): Cu(r) Cu (dd) + 2e làm tăng nồng độ ion Cu2+ và anot bị hòa tan Phương trình điện phân là: Cu(r) + Cu2+(dd) Cu2+(dd) + Cu(r) - Điện phân dung dịch hỗn hợp chứa FeCl3, CuCl2 và HCl với anot trơ có thể biểu diễn sơ đồ: Catot ( – ) FeCl3, CuCl2, HCl Anot ( + ) 2| Fe3+ + 1e Fe2+ Cu2+ + 2e Cu 2ClCl2 + 2e + 2H + 2e H2 Fe2+ + 2e Fe Quá trình điện phân xảy các điện cực là: 2FeCl3 2FeCl2 + Cl2 CuCl2 Cu + Cl2 2HCl H2 + Cl2 FeCl2 Fe + Cl2 III – Định luật Faraday m AIt nF - m: khối lượng chất giải phóng điện cực (gam) - n: số e mà nguyên tử ion đã cho nhận - A: khối lượng mol nguyên tử chất thu - I: cường độ dòng điện (A) điện cực - t: thời gian điện phân (s) - F: số Faraday là điện tích mol electron hay điện lượng cần thiết để mol electron chuyển dời mạch catot anot (F = 1,602.10-19.6,022.1023 ≈ 96500 C.mol-1) IV - Ứng dụng điện phân: Điều chế các kim loại (xem bài điều chế các kim loại) Điều chế số phi kim H2, O2, F2, Cl2 Điều chế số hợp chất NaOH, H2O2, nước Gia – ven Tinh chế số kim loại Cu, Pb, Zn Fe Ag, Au… Mạ điện Điện phân với anot tan dùng mạ điện, nhằm bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn và tạo vẻ đẹp cho vật mạ Anot là kim loại dùng để mạ (như hình vẽ là vàng) còn catot là vật cần mạ (cái thìa) Lớp mạ thường mỏng, có độ dày từ 5.10-5 ÷ 1.10-3 cm Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang (5) CHƯƠNG KIM LOẠI KIỀM – KIỀM THỔ – NHÔM KIM LOẠI KIỀM I - Vị trí và cấu tạo: 1.Vị trí kim lọai kiềm bảng tuần hoàn Các kim lọai kiềm thuộc nhóm IA, gồm nguyên tố hóa học: Lâu Nay Không Ra Coi Fim Liti(3Li) [He]2s1 Kali(19K) [Ar]4s1 Xesi(55Cs) [Xe]6s1 Natri(11Na) [Ne]3s1 Rubiđi(37Rb) [Kr]5s1 Franxi(Fr) 2.Cấu tạo và tính chất kim lọai kiềm - Cấu hình electron chung: ns1; Ion M+ có cấu hình khí - Từ Li đến Cs : R tăng dần, I1 giảm dần - Cấu tạo mạng tinh thể: Lập Phương Tâm Khối (Rỗng → nhẹ + mềm) - Năng lượng ion hóa thấp các kim loại cùng chu kì - Số oxi hóa hợp chất: +1 II - Tính chất vật lí Các kim lọai kiềm có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối là kiểu mạng kém đặc khít, có màu trắng bạc và có ánh kim mạnh, biến nhanh chóng kim loại tiếp xúc với không khí (Bảo quản dầu hỏa) Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi kim lọai kiềm thấp nhiều so với các kim lọai khác, giảm dần từ Li đến Cs liên kết kim lọai mạng tinh thể kim lọai kiềm kém bền vững, yếu dần kích thước nguyên tử tăng lên Khối lượng riêng: Khối lượng riêng kim lọai kiềm nhỏ so với các kim lọai khác nguyên tử các kim lọai kiềm có bán kính lớn và cấu tạo mạng tinh thể chúng kém đặc khít Tính cứng: Các kim lọai kiềm mềm, có thể cắt chúng dao liên kết kim lọai mạng tinh thể yếu Từ Li →Cs tính cứng giảm dần Độ dẫn điện: Các kim loại kiềm có độ dẫn điện cao kém nhiều so với bạc khối lượng riêng tương đối bé làm giảm số hạt mang điện tích Độ tan: Tất các kim lọai kiềm có thể hòa tan lẫn và dễ tan thủy ngân tạo nên hỗn hống Ngoài chúng còn tan đuơc amoniac lỏng và độ tan chúng khá cao * LƯU Ý: Các kim loại tự hợp chất dễ bay chúng đưa vào lửa không màu làm lửa trở nên có màu đặc trưng: •Li cho màu đỏ tía •Na màu vàng •K màu tím •Rb màu tím hồng •Cs màu xanh lam III Tính chất hóa học Tính khử mạnh hay dễ bị oxi hoá M → M+ + 1e ( quá trình oxi hoá kim loại ) Tác dụng với phi kim: M + O2(khô) → M2O2 (peoxit) M + O2(không khí) →M2O (oxit) 2M + Cl2 → 2MCl M + H2 → MH (hyđrua kim loại) Tác dụng với nước và dung dịch axit điều kiện thường: (gây nổ ) 2M + 2HCl → 2MCl + H2 ↑ 2M + 2H+ → 2M+ + H2↑ 2M + 2H2O → 2MOH(dd) + H2↑ 2M + 2H2O → 2M+ + 2OH- + H2↑ Tác dụng với cation kim loại: Thí dụ: Khi cho Na tác dụng với dd muối CuSO4 2Na +2H2O →2NaOH +H2↑ 2NaOH+ CuSO4→Na2SO4 +Cu(OH)2 M + oxit kim loại (sau Al) → M2O + kim loại IV – Ứng dụng và điều chế Ứng dụng kim lọai kiềm Kim lọai kiềm có nhiều ứng dụng quan trọng : Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng thiết bị báo cháy,… Các kim lọai Na và K dùng làm chất trao đổi nhiệt vài lọai lò phản ứng hạt nhân Kim lọai xesi dùng chế tạo tế bào quang điện Điều chế số kim lọai phương pháp nhiệt luyện Dùng nhiều tổng hợp hữu Na2O2 dùng bình các thợ lặn Điều chế kim lọai kiềm: Điện phân nóng chảy MOH, M2O, MX Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang (6) MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM I.NATRI HIĐROXIT(NaOH) 1.Tính chất: - Là bazơ mạnh( hay còn gọi là kiềm hay chất ăn da), làm đổi màu chất thị: làm quỳ tím hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng * Với axit : NaOH + HCl → NaCl + H2O H+ + OH– → H2O * Với oxit axit : CO2 + NaOH → NaHCO3 và CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O NaOH + SiO2 → Na2SiO3 (*) Lưu ý: - Phản ứng (*) là phản ứng ăn mòn thủy tinh (NaOH nhiệt độ nóng chảy) vì nấu chảy NaOH, người ta dùng các dụng cụ sắt, niken hay bạc - Khi tác dụng với axit và oxit axit trung bình, yếu thì tùy theo tỉ lệ mol các chất tham gia mà muối thu có thể là muối axit, muối trung hòa hay hai OH¯ + CO2 → HCO3¯ 2OH¯ + CO2 → CO32− + H2O * Với dung dịch muối :NaOH tác dụng với muối : muối kim loại thường, muối amoni, muối axit CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O + CO2 * Chú ý : - Dung dịch NaOH có khả hoà tan : Al, Al2O3 , Al(OH)3 - Tương tự, NaOH có thể tác dụng với kim loại Be, Zn, Sb, Pb, Cr và oxit và hiđroxit tương ứng chúng * Tác dụng với số phi kim Si, Halogen: Si + 2OH¯ + H2O → SiO32¯ + 2H2 Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O 3Cl2 + 6NaOH → NaCl + NaClO3 + 3H2O 2.Điều chế: Na + H2O → NaOH + ½ H2 - Trong công nghiệp, người ta dùng phương pháp điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn dpdd (mnx) 2NaCl + H2O 2NaOH + H2 + Cl2 Cực dương xảy quá trình oxi hóa Cl- ; Cực âm xảy quá trình khử H2O Điện phân dung dịch không có màng ngăn thu nước javel II NATRI HIDROCACBONAT VÀ NATRI CACBONAT(NaHCO3, Na2CO3 ): Natri hidro cacbonat : NaHCO3 : lưỡng tính, dễ bị nhiệt phân, không đổi màu quỳ tím t NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O; Dung dịch có môi trường kiềm yếu Natri cacbonat : Na2CO3(hay soda) Không bị nhiệt phân( dung dịch làm quỳ tím hóa xanh) Kali nitrat: KNO3 là tinh thể không màu, bền kk, tan nhiều nước t Bị nhiệt phân : 2KNO3 2KNO2+O2 ; nhiệt độ cao KNO3 là chất oxi hóa mạnh to Ứng dụng : Dùng làm phân bón, tạo thuốc nổ 2KNO3+3C+S N2 +3CO2+K2S KIM LOẠI KIỀM THỔ I Vị trí và cấu tạo: 1) Vị trí kim loại kiềm thổ bảng tuần hoàn: Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA bảng tuần hoàn; chu kì, kiềm thổ đứng sau kim loại kiềm Kim loại kiềm thổ gồm: Bé Mang Cây Súng Bắn Beri (4Be) [He]2s2 Canxi (20Ca) [Ar]4s2 Bari (56Ba) [Xe]6s2 2 * Magie (12Mg) [Ne]3s Stronti (38Sr) [Kr]5s Rađi (Ra ) 2) Cấu tạo và tính chất kim loại kiềm thổ: - Cấu hình e: ns2; Ion M2+ có cấu hình khí - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp (trừ Be) biến đổi không theo quy luật Vì có cấu trúc tinh thể khác Be, Mg có mạng lưới lục phương ; Ca và Sr có mạng LPTD ; Ba mạng LPTK - Độ cứng : kim loại kiềm thổ cứng kim loại kiềm, nhìn chung thấp; giảm dần từ Be→Ba - Khối lượng riêng : tương đối nhỏ, nhẹ nhôm (trừ Ba) - Số oxi hóa hợp chất: +2 * Lưu ý : Trừ Be, Mg ; các kim loại kiềm thổ tự và hợp chất dễ bay hơi, cháy đưa vào lửa không màu, làm cho lửa có màu đặc trưng • Ca : màu đỏ da cam • Sr : màu đỏ son • Ba : màu lục vàng o o Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang (7) II Tính chất hóa học: Có tính khử mạnh, yếu so với kim loại kiềm Tính khử các kim loại kiềm thổ tăng từ Be → Ba M → M2++ 2e Tác dụng với phi kim : 2M + O2 → 2MO M + Cl2 → MCl2 Tác dụng với axit: a HCl, H2SO4 (l) : M + 2HCl → MCl2 + H2↑ M + 2H+ → M2+ + H2 +5 +6 b HNO3,H2SO4 đđ : Khử N , S thành các hợp chất mức oxi hoá thấp 4Ca + 10HNO3 (l) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Mg + 4HNO3 đđ → Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3) Tác dụng với nước: - Ca, Sr, Ba tác dụng với nước nhiệt độ thường tạo dung dịch bazơ: Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 ↑ - Mg không tan nước lạnh, tan chậm nước nóng tạo thành MgO Mg + H2O → MgO + H2↑ - Be không tan nước dù nhiệt độ cao vì có lớp oxit bền bảo vệ Nhưng Be có thể tan dung dịch kiềm mạnh kiềm nóng chảy tạo berilat: Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2 Be + 2NaOH(nóng chảy) → Na2BeO2 + H2 IV Ứng dụng và điều chế: Ứng dụng: - Kim loại Be: làm chất phụ gia để chế tạo hợp kim có tính đàn hồi cao, bền, chắc, không bị ăn mòn - Kim loại Ca: dùng làm chất khử để tách oxi, lưu huỳnh khỏi thép, làm khô số hợp chất hữu - Kim loại Mg có nhiều ứng dụng cả: tạo hợp kim có tính cứng, nhẹ, bền để chế tạo máy bay, tên lửa, ôtô… Mg còn dùng để tổng hợp nhiều hợp chất hữu Bột Mg trộn với chất oxi hóa dùng để chế tạo chất chiếu sáng ban đêm dùng pháo sáng, máy ảnh Điều chế kim loại kiềm thổ: Điện phân nóng chảy MX2 MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ I CaO (Canxi oxit) : Vôi sống - Tác dụng với nước, tỏa nhiệt : CaO + H2O → Ca(OH)2 ít tan - Với axit : CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O - Với oxit axit : CaO + CO2 → CaCO3 ( vôi chết ) II Những hiđroxit M(OH)2 các kim loại kiềm thổ: * Ca(OH)2 Canxi hidroxit : Vôi tôi, dung dịch nước vôi - Ít tan nước : Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH - Với axít : Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + H2O - Với oxit axit : Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O (1) Ca(OH)2 + CO2 → Ca(HCO3)2 (2) - Với d2 muối : Ca(OH)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaOH - Với Cl2 : Ca(OH)2 + Cl2 → CaOCl2 (clorua vôi) + H2O III CANXICACBONAT (CaCO3) VÀ CANXI HIDRO CACBONAT (Ca(HCO3)2) Ca(HCO3)2 : Canxi hidro cacbonat lưỡng tính, Bị phân hủy đun nóng nhẹ CaCO3 : Canxi cacbonat Bị phân hủy nhiệt độ cao CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 không tan tan Chiều thuận (1): Giải thích xâm thực nước mưa đá vôi tạo hang động Chiều nghịch (2): Giải thích tạo thành thạch nhũ hang động o t * Chú ý: M(HCO3)2 MO + 2CO2 + H2O CaCO3.MgCO3: đolomit CaCO3: đá vôi, đá hoa, đá phấn VI CANXISUNFAT (CaSO4) + CaSO4.2H2O : thạch cao sống tự nhiên, bền nhiệt độ thường + CaSO4.H2O CaSO4.0,5H2O : thạch cao nung ( hemihiđrat) + CaSO4 : thạch cao khan - Thạch cao nung có thể kết hợp với nước tao thành thạch cao sống và đông cứng thì giãn nở thể tích, thạch cao ăn khuôn Thạch cao nung thường đúc tượng, đúc các mẫu chi tiết tinh vi dùng trang trí nội thất, làm phấn viết bảng, bó bột gãy xương… - Thạch cao sống dùng để sản xuất xi măng Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang (8) V NƯỚC CỨNG: Khái niệm nước cứng Là nước có chứa nhiều cation Ca2+, Mg2+ Nước chứa ít không chứa các ion trên gọi là nước mềm Phân loại: a) Nước cứng tạm thời: chứa các muối Ca(HCO3 )2, Mg(HCO3)2 - Goị là tạm thời vì độ cứng đun sôi: M(HCO3)2 →MCO3 + CO2 + H2O b) Nước cứng vĩnh cửu: chứa các muối hỗn hợp CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4 c) Nước có tính cứng toàn phần: Là nước có tính cứng tạm thời và vĩnh cửu Nước tự nhiên thường có tính cứng tạm thời và vĩnh cửu Tác hại nước cứng: * Về mặt đời sống thường ngày: - Làm quần áo mao mục - Giảm khả tẩy rửa xà phòng - Giảm mùi vị thực phẩm, làm thức ăn lâu chín * Về mặt sản xuất công nghiệp: - Khi đun nóng,ở đáy nồi hay ống dẫn nước nóng gây lớp cặn đá kém dẫn nhiệt làm hao tổn chất đốt, gây nổ nồi và tắt nghẻn ống dẫn nước nóng (không an toàn) - Làm hỏng nhiều dung dịch cần pha chế Các phương pháp làm mềm nước cứng: Nguyên tắc làm mềm nước cứng là giảm nồng độ các cation Ca2+,Mg2+ nước cứng a Phương pháp kết tủa: * Đối với nước có tính cứng tạm thời - Đun sôi - Dùng lượng vừa đủ Ca(OH)2 - Dùng Na2CO3 Na3PO4 * Đối với nước có tính cứng vĩnh cửu: Dùng Na2CO3 Na3PO4 b Phương pháp trao đổi ion: Dùng các ion Na+ ion khác để trao đổi vơi Mg2+ và Ca2+ NHÔM I Vị trí và cấu tạo: - Nhôm có số hiệu nguyên tử 13, thuộc nhóm IIIA, chu kì - Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p1, hay [Ne] 3s2 3p1 Al là nguyên tố p - Số oxi hóa : +3 Ion Al3+ có cấu hình khí - Mạng tinh thể: lập phương tâm diện II Tính chất vật lí: - Nhôm là kim loại màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng Nhôm là kim loại nhẹ - Nhôm dẫn điện và nhiệt tốt Độ dẫn nhiệt 2/3 đồng lại nhẹ đồng(8,92g/cm3) lần Độ dẫn điện nhôm sắt lần III Tính chất hóa học: Nhôm có tính khử mạnh Al → Al3++ 3e Tác dụng với phi kim to 4Al + 3O2 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3 2Al + 3S → Al2S3 2Al2O3 Tác dụng với oxit kim loại: phản ứng nhiệt nhôm to to Ví dụ:2Al + Fe2O3 2Al + Cr2O3 2Fe + Al2O3 2Cr + Al2O3 Tác dụng với nước Xem không phản ứng 4.Tác dụng với axit a HCl, H2SO4 (loãng):2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2 b Nhôm khử N+5 HNO3 dung dịch loãng đặc, nóng và S+6 H2SO4 dung dịch đặc, to nóng xuống số oxh thấp hơn: Al + 4HNO3loãng Al(NO3)3 + NO + 2H2O o t 2Al + 6H2SO4đặc Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O - Nhôm không tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc, nguội Tác dụng với dung dịch kiềm: Al là chất khử, H2O là chất oxi hóa to 2Al + 2NaOH + 2H2O 2NaAlO2 + 3H2 Hay 2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] + 3H2 IV Ứng dụng và Sản xuất: Ứng dụng - Nhôm có nhiều ưu điểm vì nó khá mềm lại kém dai nên người ta thường chế tạo hợp kim nhôm với magie, đồng, silic… để tăng độ bền Sau đây là vài hợp kim và ứng dụng nó: - Nhôm dùng chế tạo các thiết bị trao đổi nhiệt và dụng cụ nấu ăn gia đình, nhôm còn dùng là khung cửa và trang trí nội thất - Bột nhôm dùng để chế tạo hỗn hợp tecmit (hỗn hợp bột Al và Fe2O3), dùng để hàn đường ray,… Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang (9) Trạng thái tự nhiên và sản xuất 2.1 Trạng thái tự nhiên - Trong tự nhiên nhôm chiêm khoảng 5,5% tổng số nguyên tử đất - Hai khoáng vật quan trọng là boxit(Al2O3.xH2O) và criolit(Na3[AlF6]) 2.2 Sản xuất: điện phân nóng chảy Al2O3 (từ quặng boxit) Tác dụng Criolit 3NaF AlF3 nhằm: + Giảm nhiệt độ nóng chảy Al2O3 (20500C 9000C) Tiết kiệm lượng + Hỗn hợp chất lỏng dẫn điện tốt + Criolit Nhẹ, lên ngăn cản nhôm nóng chảy sinh tác dụng với không khí Sản phẩm thu khá tinh khiết và có hàm lượng vào khoảng 99,4 - 99,8% Điện phân lần hai có thể đến hàm lượng 99,9998% Anot làm than chì thì điện cực bị ăn mòn dần chúng cháy oxi sinh: MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM NHÔM OXIT – Al2O3 Lý tính : Trạng thái rắn, màu trắng, không tác dụng với nước va không tan nước, t 0nc 20500C Trạng thái tự nhiên: tồn dạng - dạng ngậm nước: boxit (Al2O3.nH2O) sản xuất nhôm - dạng khan: emery có độ cứng cao dùng làm đá mài Corinđon bao gồm: Rubi có màu đỏ: Al2O3 có lẫn Cr2O3; Saphia có màu xanh: Al2O3 có lẫn TiO2 và Fe3O4 3/ Tính chất hoá học : a Tính bền vững: Lực hút Al3+ và O2- mạnh tạo liên kết bền vững có t0nc cao, khó bị khử thành kim loại nhôm b Tính lưỡng tính : - Tính bazơ : Al2O3 + 6HCl AlCl3 + H2O Al2O3 + 6H+ 2Al3+ + H2O - Tính axit : Al2O3 + NaOH 2NaAlO2+ H2O Al2O3 + 2OH- AlO2-+2H2O 3.Ứng dụng : vật liệu mài ( đá mài ), nguyên liệu sản xuất nhôm kim loại II NHÔM HIĐROXIT Al(OH)3: Tính chất: - Là hợp chất màu trắng, kết tủa keo, không tan nước, không bền nhiệt t - Dễ bị nhiệt phân thành nhôm oxit: 2Al(OH)3 Al2 O3 + 3H2O - Tính lưỡng tính: Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ →Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O Al(OH)3 + OH- → [Al(OH)4]2 Điều chế: - Muối nhôm tác dụng với dung dịch kiềm (vừa đủ): AlCl3 + NaOH → Al(OH)3 ↓+ NaCl Nếu dư bazơ: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O - Muối aluminat tác dụng axit: Vừa đủ NaAlO2 + HCl + H2O → Al(OH)3↓ + NaCl Nếu dư axit Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O - Để thu kết tủa trọn vẹn(lớn nhất): 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 6NaCl + 3CO2 ↑ AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O → Al(OH)3↓ + Na2CO3 NaAlO2 + CH3COOH + H2O → Al(OH)3↓ + CH3COONa III NHÔM SUNFAT VÀ PHÈN CHUA: Phèn chua K2SO4 Al2(SO4)3 24H2O viết gọn: KAl(SO4)2.12H2O Nếu thay K+ Na+, Li+ hay NH4+ muối kép khác (phèn nhôm) Nhận biết: dùng dung dịch kiềm: tượng có kết tủa keo, sau đó tan kiềm dư IV HỢP KIM CỦA NHÔM Hợp kim Đuyra Silumin Almelec Electron Thành phần 94% Al, 4% Cu (Mn, Mg, Si) Al, Si (10 – 14%) 98%Al (Mg, Si, Fe) Mg (83,3%) Al, Zn, Mn Tính chất Bền Al lần Nhẹ, bền, ăn nhôm R nhỏ, dai, bền Nhẹ, bền chịu và chạm Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Ứng dụng - chế tạo Máy bay, ôtô Cấu tạo phận máy dây cáp điện Tàu vũ trụ, vệ tinh Trang (10) CHƯƠNG SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI QUAN TRỌNG SẮT I Vị trí và cấu tạo: Fe thuộc Ô 26, Nhóm VIIIB, Chu kì Cấu hình electron : 1s22s22p63s23p63d64s2 hay [Ar] 3d64s2 Fe là nguyên tố d, là kim loại chuyển tiếp, có e ngoài cùng Fe → Fe2+ [Ar]3d6 + 2e Fe → Fe3+ [Ar]3d5 + 3e 2+ 3+ Ion Fe và Fe không có cấu hình khí Feα : mạng lập phương tâm khối Feβ : mạng lập phương tâm diện II Tính chất vật lí: có tính nhiễm từ III Tính chất hóa học: Fe có tính khử trung bình - Tạo sắt II tác dụng với: HCl, H2SO4(loãng), S, I2, dung dịch muối - Tạo sắt III tác dụng với:HNO3, H2SO4(đặc, nóng), Cl2, Br2, ddAgNO3 dư Tác dụng với phi kim : Fe + S → FeS ( sắt II sunfua) 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3 (sắt III clorua) 3Fe + 2O2 → Fe3O4 ( oxit sắt từ) (FeO Fe2O3) Tác dụng với axít a HCl, H2SO4 loãng tạo sắt II: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ b HNO3, H2SO4 đặc tạo sắt III: Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O Fe + 6HNO3(đặc) → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 2Fe + 6H2SO4(đặc) → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Chú ý: Sắt bị thụ động với axít HNO3 đặc, nguội H2SO4 đặc, nguội Sắt tác dụng HNO3, đó sắt dư tạo sắt II Hỗn hợp Fe và kim loại khác tác dụng HNO3 còn dư kim loại thì tạo Fe (II) Tác dụng với dung dịch muối: Fe có thể khử ion kim loại đứng sau dãy điện hóa tạo sắt II Riêng ddAgNO3 dư tạo sắt III C C Tác dụng với nước: 3Fe + 4H2O t570 Fe + H2O t570 Fe3O4 + H2↑ FeO + H2↑ IV- Trạng thái tự nhiên: Sắt tồn chủ yếu dạng hợp chất: quặng manhetit (Fe3O4) Giàu sắt nhất, quặng hematit đỏ (Fe2O3), quặng hematit nâu ( Fe2O3.nH2O), quặng xiđêrit (FeCO3), quặng pirit (FeS2) Nghèo sắt Sắt có hemoglobin (huyết cầu tố) máu Sắt tự có thiên thạch GANG Khái niệm gang: Gang là hợp kim Sắt với Cacbon đó có từ 2-5% khối lượng Cacbon ngoài còn có lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S Phân loại gang: có loại: - Gang xám( chứa cacbon) → Dùng đúc bệ máy, ống dẫn nước, cánh cửa - Gang trắng chứa ít cacbon và Cacbon chủ yếu dạng xementit( Fe3 C), dùng luyện thép Sản xuất gang: a Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxyt than cốc lò cao b Nguyên liệu:Quặng sắt oxyt( Hematit đỏ: Fe2O3) Than cốc, chất chảy( CaCO3 SiO2) c Các phản ứng xảy ra: * Phản ứng tạo chất khử CO: C + O2 → CO2 CO2 + C → 2CO * Phản ứng khử sắt oxit: (1) 3Fe2O3 + CO = CO2 + 3Fe3O4 (2) Fe3O4 + CO → 3CO2 + FeO (3) FeO + CO →CO2 + Fe * Phản ứng tạo xỉ: CaCO3 → CaO + CO2 CaO + SiO2 → CaSiO3( Canxi Silicat) THÉP Khái niệm thép: Thép là hợp kim của sắt chứa từ 0.012% khối lượng cacbon cùng với số nguyên tố khác( Si, Mn, Cr, Ni .) Phân loại thép: *Thép thường( Thép cacbon) Thép mềm: (chứa < 0.1% C).Thép cứng: ( chứa >0.9% C) *Thép đặc biệt: - Thép chứa 13% Mn →Rất cứng→ Dùng làm máy nghiền đá - Thép chứa 20% Cr và 10% Ni →Rất cứng→ Dùng làm dụng cụ gia đình - Thép chứa 18% W và 5% Cr →Rất cứng→ Dùng làm máy nghiền đá Sản xuất thép: * Nguyên tắc: Giảm hàm lượng các tạp chất C Si, S, Mn .có Gang cách oxy hóa các chất dó thành oxyt biến thánh xỉ và tách khỏi thép o o Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng o o Trang 10 (11) HỢP CHẤT Fe(II): - Tính chất hóa học đặc trưng Fe(II) là tính khử (nhường 1e): Fe2+ → Fe3+ + 1e (cũng có tính oxi hóa) 1/ Sắt (II) oxít: FeO: Tính khử(đặc trưng), tính oxi hóa, tính bazơ - FeO tan dd HNO3 loãng →NO : 3FeO+10HNO3(l) →3Fe(NO3)3+NO+5H2O Phương trình ion thu gọn: 3FeO+NO3 - +10H+→3Fe3++NO+5H2O - FeO chất rắn, đen, không có tự nhiên Điều chế: Fe2O3+ CO (H2) 500 c 2FeO + CO2 (H2O) 2/ Sắt (II) hiđroxit Fe(OH)2 Tính khử, tính bazơ - Fe(OH)2 rắn màu trắng xanh, không tan nước Fe(OH)2 kém bền không khí => dễ bị oxi hóa thành Fe(OH)3 màu nâu đỏ : 4Fe(OH)2+O2+2H2O→4Fe(OH)3 - Fe(OH)2 tác dụng với HNO3 giải phóng khí - Điều chế Fe(OH)2 tinh khiết: điều chế điều kiện không có không khí: Fe2+ +2OH- →Fe(OH)3 3/ Muối Fe(II) (vừa có tính khử vừa có tính oxi hóa) - Muối sắt(II) + chất oxi hóa → Muối sắt(III) VD: 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3 - Muối sắt(II) đa số tan nước, kết tinh dạng ngậm nước: FeSO4.7H2O , FeCl2.4H2O - Điều chế: Fe, FeO, Fe(OH)2 + HCl → Muối sắt(II) Fe + dd muối → Muối sắt(II) VD:Fe +2HCl → FeCl2+ H2 FeO+H2SO4 →FeSO4+H2O - Muối Fe(II) làm nhạt màu dung dịch KMnO4 và phản ứng với ddAgNO3 tạo Ag HỢP CHẤT Fe(III) Tính chất hóa học đặc trưng là tính oxi hóa (nhận e) Fe3+ +1e→Fe2+ Fe3++3e→Fe 1/ Sắt (III) oxit : Fe2O3 Rắn, đỏ nâu, không tan nước - Ở nhiệt độ cao, Fe2O3 bị CO H2 khử mạnh (tính oxi hóa) cao cao Fe2O3+Al t Fe2O3+ 3CO t Al2O3+Fe 2Fe+3CO2 - Fe2O3 là oxit bazơ => tan axit mạnh muối Fe(III) Fe2O3+6HCl 2FeCl3+3H2O - Trong tự nhiên: dạng quặng hêmatit dùng luyện gang t0 * Điều chế: 2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O 2/ Fe(OH)3 rắn, đỏ nâu, không tan nước Fe(OH)3 tan axit mạnh muối Fe(III) 2Fe(OH)3+3H2SO4 Fe2(SO4)3+ 6H2O * Điều chế: Fe3++3OH- Fe(OH)3 3/Muối Fe(III): Các muối Fe(III) đa số tan nước FeCl3.6H2O, Fe2(SO4)3.9H2O *Muối sắt (III)+ KL Muối Fe(II) VD: 2FeCl3 + Fe → 3FeCl2 2FeCl3 + Cu → 2FeCl2 + CuCl2 * FeCl3 dùng làm chất xúc tác tổng hợp hữu * Chú ý: nhiệt phân các hợp chất sắt II (dễ nhiệt phân) không khí tạo Fe2O3 OXIT SẮT TỪ(Fe3O4) - Được xem là hỗn hợp FeO và Fe2O3 (tỉ lệ mol 1:1) - Vừa có tính khử, vừa có tính oxi hóa - Tác dụng với HCl, H2SO4(loãng) tạo muối sắt II và muối sắt III CROM (Giống Sắt) I Vị trí - Cấu tạo: Crom thuộc ô 24, nhóm VIB, chu kì Cr là kim loại chuyển tiếp Cấu hình electron: Cr (Z=24): 1s22s22p63s23p63d54s1 Hay [Ar]3d54s1 II Tính chất vật lí: Crom có màu trắng bạc, cứng.Crom là kim loại nặng III Tính chất hóa học: Crom có tính khử mạnh sắt kém kẽm, số oxi hóa từ +1 đến +6 ( thường gặp là +2, +3, +6) Tác dụng với phi kim - Ở nhiệt độ thường Crom tác dụng với Flo, bền kk vì có lớp Cr2O3 bảo vệ - Ở nhiệt độ cao, crom khử nhiều phi kim: oxi, clo, lưu huỳnh,… t t t 4Cr + 3O2 2Cr2O3 2Cr + 3Cl2 2CrCl3 4Cr + 3S 2Cr2S3 Tác dụng với nước: Cr không tác dụng với H2 O Tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng nóng muối Cr(II) không có kk và khí H2: Cr + 2HCl CrCl2 + H2 Chú ý: Tương tự nhôm và sắt, crom không tác dụng với axit HNO3 và H2SO4 đặc, nguội to V Sản xuất: Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3 Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang 11 o o o (12) Hợp chất crom(II) Giống Sắt 1.Crom(II) oxit: CrO là chất bột ,màu đen, không tan nước CrO dễ bị oxi hóa thành Cr2O3 Có tính bazơ, tính khử và tính oxi hóa 2.Crom(II) hiđroxit Cr(OH)2 là chất rắn, màu vàng, không tan nước Điều chế: CrCl2+2NaOH→Cr(OH)2+2NaCl Dễ bị oxi hóa không khí: 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O→4Cr(OH)3 3.Muối crom(II): có tính oxi hóa và tính khử Hợp chất crom(III) Giống Nhôm 1.Crom(III) oxit: Cr2O3 là chất rắn ,màu lục thẩm, không tan nước Cr2O3: là oxít lưỡng tính tan axít và kiềm đặc 2.Crom(III) hiđroxit Cr(OH)3 là chất rắn, màu lục nhạt, không tan nước Điều chế: CrCl3+3NaOH→Cr(OH)3+3NaCl Cr(OH)3 : hiđroxit lưỡng tính Cr(OH)3+ NaOH→NaCrO2+2H2O Cr(OH)3 + 3HCl→CrCl3+3H2O Tính axit Natricromit Tính bazơ 3.Muối crom(III): có tính oxi hóa và tính khử Trong môi trường axít Cr(III) dể bị khử→muối Cr(II) 2Cr+3 + Zn0→2Cr+2 + Zn+2 Trong môi trường kiềm Cr(III) bị oxi hóa thành muối Cr(VI).2Cr+3+3Br20+16OH-→2CrO4-2+16Br-+8H2O Hợp chất Crom(VI) Giống S 1.Crom(VI) oxít CrO3 là chất rắn , màu đỏ thẫm - Là oxít axít tác dụng với nước →2axit: CrO3 + H2O → H2CrO4 (axít cromic) 2CrO3+H2O →H2Cr2O7(axit đicromic) - CrO3 có tính oxi hóa mạnh ,một số chất vô và hữu (S,C,P,NH3, C2H5OH…) bốc cháy tiếp xúc với CrO3 → Cr2O3 Vd:2CrO3 + NH3 → Cr2O3 +N2 + 3H2O 2.Muối Cromat và đicromat Muối Cromat CrO42-(màu vàng) và muối đicromat Cr2O72-(màu da cam) có tính oxi hóa mạnh Trong môi trường axít muối crom(VI) bị khử → muối Crom(III) Vd: + K2Cr2O7 + FeSO4 +7H2SO4 → Cr2(SO4)3 +3Fe2(SO4)3 +K2SO4 +7H2O + K2Cr2O7 +6KI +7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 +7H2O +3I2 Trong môi trường thích hợp :2CrO42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O (màu vàng) (màu da cam) ĐỒNG 64 I Vị trí và cấu tạo: Kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm IB, Chu kỳ 4, Số hiệu NT là 29, Kí hiệu Cu 29 Cu Cấu hình e: 1s22s22p63s23p63d104s1 hoặc: Ar 3d104s1.Trong các hợp chất đồng có soh phổ biến là: +1; +2 Cấu hình e của: Ion Cu+: Ar 3d10 Ion Cu2+: Ar 3d9 Cấu tạo đơn chất: - Đồng có BKNT nhỏ kim loại nhóm IA - Ion đồng có điện tích lớn kim loại nhóm IA - Kim loại đồng có cấu tạo kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện là tinh thể đặc liên kết đơn chất đồng bền vững II Tính chất vật lí: Là kim loại màu đỏ, dẻo, dễ kéo sợi và tráng mỏng Dẫn điện và nhiệt cao (chỉ kém bạc) III Tính chất hóa học: Cu là KL kém hoạt động; có tính khử yếu Tác dụng với phi kim: Cu + Cl2 CuCl2 (đồng II clorua) Cu + S CuS (đồng II sunfua) 2Cu + O2 2CuO (đồng II oxit) Cu + CuO Cu2O ( nhiệt độ cao) Tác dụng với axit: a Với HCl, H2SO4(l): Không phản ứng có mặt O2 không khí thì Cu bị oxi hóa Cu2+ 2Cu + 4HCl + O2 2CuCl2 + 2H2O b Với HNO3, H2SO4 đặc nóng: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO NO2 + H2O Cu + H2SO4(đặc) CuSO4 + SO2 + H2O Hoặc: Cu + H+ + NO3- Cu2+ + NO + H2O Tác dụng với dung dịch muối: Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag Cu + 2Ag+ Cu2+ + 2Ag Cu + 2FeCl3 CuCl2 + 2FeCl2 Cu + 2Fe3+ Cu2+ + 2Fe2+ Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang 12 (13) MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG Đồng (II) Oxit: CuO là chất rắn, màu đen 2 t0 2 3 t0 0 Tính oxi hóa: Cu O CO Cu CO Cu O N H 3Cu N 3H 2O Tính bazơ : CuO + 2HCl CuCl2 + H2O Đồng (II) hiđroxit: Cu(OH)2 Chất rắn, màu xanh Tính bazơ: Phản ứng với axit M + H2O TD: Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 + 2H2O t0 Cu(OH)2 dễ bị nhiệt phân: Cu(OH)2 CuO + H2O Đồng II sunfat: CuS04 (khan) màu trắng, chất rắn CuSO4 hấp thụ nước tạo thành CuSO4.5H2O màu xanh dùng CuSO4 khan dùng để phát dấu vết nước các chất lỏng Hợp kim đồng: - Đồng thau: Cu – Zn (45%Zn) - Đồng bạch: Cu – Ni (25%Ni) - Đồng thanh: Cu – Sn - Vàng 9cara: Cu – Au (33,33%Au) SƠ LƯỢC VỀ NIKEN – KẼM – CHÌ – THIẾT I Niken (Ni) Ni ô 28,nhóm VIIIB,chu kì a.Lí tính:Ni là kl màu trắng bạc,rất cứng b.Hóa tính Ni có tính khử yếu Fe, có đầy đủ tính chất kim loại sau Al t0 t0 VD: Ni + Cl2 NiCl2 2Ni + O2 2NiO II Kẽm(Zn) Zn ô 30,nhóm IIB,chu kì a.Lí tính:Zn là KL có màu lam nhạc 1000 1500 2000 -Ở t0 thường Zn khá giòn giòn dẻo và dai -Zn và hợp chất rắn Zn không độc,riêng ZnO(h) độc b.Hóa tính Zn là KL họat động,có tính khử mạnh Fe -Zn tác dụng với O2,S đung nóng t0 t0 2Zn + O2 Zn + Cl2 ZnCl2 2ZnO -Zn tác dụnh với axit,kiềm,muối : Zn + HCl ZnCl2 + H2 ; Zn + FeCl2 ZnCl2 + Fe c.Ứng dụng Zn dùng bảo vệ vỏ tàu biển thép III Chì(Pb) Pb ô 82,nhómIVA,ck a.Lí tính: -Pb là Kl màu trắng xanh,mền dễ dát mỏng Pb và hợp chất chì độc t0 t0 b.Hóa tính Tác dụng với O2 : 2Pb + O2 PbO; Tác dụng với S :Pb + S PbS Không tan H2SO4 loãng tan H2SO4 đặc IV Thiếc(Sn) Sn ô 50,nhóm IVA,ck a Lí tính: Ở diều kiện thường:Sn là KL trắng bạc,mềm dễ dát mỏng Sn tồn dạng thù hình:Sn trắng giam nhiet và Sn xám SnTrắng SnXám b Hóa tính Sn tan chậm HCl lõang Sn + 2HCl SnCl2 + H2 t0 Đun nóng,Sn tác dụng với O2 :Sn + O2 SnO2 c Ứng dụng Sn dùng chống gỉ(sắt tây), lá thiết dùng các tụ điện, Sn dùng sx hợp kim, SnO2 làm men(gốm,sứ) V Vàng(Au) Ô 79, chu kì 6, nhóm IB Số oxi hóa đặc trưng: +3 a Lí tính: dẻo các kim loại, dẫn điện tốt b Hóa tính không tác dụng với phi kim, axit Tan nức cường thủy(HNO3 + 3HCl) và muối xianua Tạo hỗn hống với Hg VI Bạc(Ag) Ô 47, chu kì 5, nhóm IB Số oxi hóa đặc trưng: +1 a Lí tính: Dẫn điện tốt nhất, ion Ag+ có khả sát khuẩn b Hóa tính không tác dụng với oxi nguyên chất, HCl, H2SO4 loãng Tác dụng H2S và O2 tạo Ag2S(màu đen) Tác dụng HNO3 và H2SO4 đặc Trên đường thành công không có dấu chân kẻ lười biếng Trang 13 (14)