1. Crom (VI) oxit, CrO3
a. Tớnh chất vật lớ
CrO3 là chất rắn, màu đỏ thẫm.
b. Tớnh chất húa học
CrO3 cú tớnh oxi húa rất mạnh. Một số chất vụ cơ và hữu cơ như S,P,C,NH3,C2H5OH,... bốc chỏy khi tiếp xỳc với CrO3, đồng thời CrO3 bị khử thành Cr2O3
Thớ dụ: 2CrO3+2NH3
→
Cr2O3+N2+3H2O
CrO3 là một oxit axit, tỏc dụng với nước thành hỗn hợp axit cromic H2CrO4 và axit đicromic H2Cr2O7:
CrO3+H2O →
H2CrO4
2CrO3+H2O →
H2Cr2O7
Hai axit này khụng tỏch ra được ở dạng tự do, chỉ tồn tại trong dung dịch. Nếu tỏch khỏi dung dịch, chỳng sẽ bị phõn hủy trở lại thành CrO3.
2. Muối cromat và đicromat
a. Tớnh chất vật lớ
Cỏc muối cromat và đicromat là những hợp chất bền hơn nhiều so với cỏc axit cromic và đicromic.
Muối cromat, như natri cromat Na2CrO4 và kali cromat K2CrO4 là muối của axit cromic, cú màu vàng của ion cromat CrO42-
Muối đicromat, như natri đicromat Na2Cr2O7 và kali đicromat K2Cr2O7, là muối của axit đicromic. Những muối này cú màu da cam của ion đicromat Cr2O72-
b. Tớnh chất húa học
Cỏc muối cromat và đicromat cú tớnh oxi húa mạnh, đặc biệt trong mụi trường axit, muối Cr(VI) bị khử thành muối Cr(III).
Thớ dụ:
K2Cr2O7+6FeSO4+7H2O →
Cr2(SO4)3+3Fe2(SO4)3+K2SO4+7H2O
K2Cr2O7+6KI+7H2SO4
→
Cr2(SO4)3+4K2SO4+3I2+7H2O
Trong mụi trường thớch hợp, cỏc muối cromat và đicromat chuyển húa lẫn nhau theo một cõn bằng:
2CrO42- +2H+ ⇆ Cr2O72- +H2O (màu vàng) (màu da cam)
Sắt
I-VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO
1. Vị trớ của sắt trong bảng tuần hoàn
Sắt là nguyờn tố kim loại chuyển tiếp, thuộc nhúm VIIIB, chu kỡ 4, số hiệu nguyờn tử là 26
2. Cấu tạo của sắt - Cấu hỡnh electron
Nguyờn tử Fe cú 26 electron, được phõn bố thành 4 lớp: 2e,8e,14e,2e.
Sắt là nguyờn tố d, cú cấu hỡnh electron nguyờn tử: 1s22s22p63s23p63d64s2 hay viết gọn là:
Khi tạo ra cỏc ion sắt, nguyờn tử Fe nhường electron ở phõn lớp 4s trước phõn lớp 3d. Thớ dụ: Nguyờn tử Fe nhường 2e ở phõn lớp 4s tạo ra ion Fe2+, cú cấu hỡnh electron:
Nguyờn tử Fe nhường 2e ở phõn lớp 4s và 1e ở phõn lớp 3d tạo ra ion Fe3+, cú cấu hỡnh electron:
Nhận xột: Tương tự nguyờn tố Cr, khi tham gia phản ứng húa học, nguyờn tử Fe khụng chỉ nhường electron ở phõn lớp 4s mà cú thể nhường thờm electron ở phõn lớp 3d, tạo ra những ion cú điện tớch khỏc nhau là Fe+2 và Fe+3. Trong hợp chất, Fe cú số oxi húa +2 hoặc +3.
- Một số đại lượng của nguyờn tử Bỏn kớnh nguyờn tử Fe: 0,162(nm)
Bỏn kớnh cỏc ion Fe2+ và Fe3+: 0,076 và 0,064(nm) Năng lượng ion húa I1, I2 và I3: 760,1560,2960(kJ/mol) Độ õm điện: 1,83 Thế điện cực chuẩn Eo Fe Fe2+/ : −0,44(V) Eo Fe Fe3+/ 2+ : +0,77(V) - Cấu tạo của đơn chất
Tựy thuộc vào nhiệt độ, kim loại Fe cú thể tồn tại ở cỏc mạng tinh thể lập phương tõm khối (Feα) hoặc lập phương tõm diện (Feγ).
II-TÍNH CHẤT VẬT Lí
Sắt là kim loại cú màu trắng hơi xỏm, dẻo, dễ rốn, núng chảy ở nhiệt độ 15400C, cú khối lượng riờng 7,9g/cm3. Sắt cú tớnh dẫn điện, dẫn nhiệt tốt, đặc biệt cú tớnh nhiễm từ.
III-TÍNH CHẤT HểA HỌC
Những đặc điểm về cấu tạo và đại lượng đặc trưng của nguyờn tử Fe nờu ở trờn cho thấy tớnh chất húa học cơ bản của sắt là tớnh khử trung bỡnh: Fe cú thể bị oxi húa thành Fe2+ hoặc Fe3+. 1. Tỏc dụng với phi kim
Fe khử nhiều phi kim thành ion õm trong khi đú Fe bị oxi húa thành Fe2+ thành Fe3+.
Thớ dụ: Fe+S →to FeS3Fe+2O2 →to Fe3O42Fe+3Cl2 →to 2FeCl3 2. Tỏc dụng với axit
Fe khử dễ dàng ion H+ trong dung dịch axit HCl hoặc H2SO4 loóng thành hiđro đồng thời Fe bị oxi húa thành Fe2+:
Fe + H2SO4
→
FeSO4 + H2↑
Khi tỏc dụng với những axit cú tớnh oxi húa mạnh, như HNO3 và H2SO4 đặc núng, Fe bị oxi húa mạnh thành ion Fe3+:
Fe + 4HNO3 (loóng) →
Fe(NO3)3 + 2H2O + NO↑
2Fe + 6H2SO4(đặc) →to
Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2↑
Axit HNO3 và H2SO4 đặc nguội khụng tỏc dụng với sắt mà cũn làm cho sắt trở nờn thụ động. 3. Tỏc dụng với dung dịch muối
Sắt khử được những ion kim loại đứng sau nú trong dóy điện húa (cú thế điện cực chuẩn lớn hơn −0,44V). Thớ dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ Fe + 3AgNO3(dư) → Fe(NO3)3 + 3Ag↓ 113
4. Tỏc dụng với nước
Ở nhiệt độ cao, sắt khử được hơi nước
3Fe + 4H2O t →o<570o
Fe3O4 + 4H2↑
Fe + H2O t →o>570o
CFeO + H2↑