Kiến thức cơ bản Hóa 12 - Phần: Vô cơ

iềm có số oxi hóa +1 ( trừ hợp chất hiñrua ) 1/ Phản ứng với phi kim: Kim loại kiềm có tính khử mạnh nên khử dễ dành các phi kim thành ion âm a/ Phản ứng với oxi: tạo oxit hoặc peoxit Natri cháy trong khí oxi tạo ra oxit hoặc peoxit Na + O2 nhiệt ñộ thường Na2O ( Natri oxit ) Na + O2 nhiệt ñộ cao Na2O2 ( Natri peoxit ) b/ Tác dụng với khí Clo: tạo muối clorua 2K + Cl2 2KCl 2/ Tác dụng với axit: KL Kiềm khử mạnh H+ của axit HCl và H2SO4 loãng thành khí H2 VD: Na + HCl
NaCl + H2 Phản ứng rất mãnh liệt. Tất cả KLK ñều gây nổ 3/ Tác dụng với nước: tạo dd bazo và giải phóng H2 KLK tác dụng dễ dàng với nước tạo bazo và giả phóng khí H2 ở nhiệt ñộ thường. Mức ñộ mãnh liệt của phản ứng tăng từ Li ñến Cs K + H2O ----- > KOH + ½ H2 => Do KLK rất dễ phản ứng với O2 và H2O nên ñể bảo quản KLK người ta ngâm vào dầu hỏa IV: Ứng dụng-trạng thái tự nhiên và ñiều chế: 1/ Ứng dụng: Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 7 -KLK có nhiều ứng dụng trong ñời sống và kĩ thuất + Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt ñộ nóng chảy thấp. VD hợp kim K-Na có tnc 70 oC dùng làm chất trao ñổi nhiệt trong lò hạt nhân + Hợp kim Li-Al là họp kim siêu nhẹ dùng sx thiết bị hàng không +Xesi dùng làm tế bào quang ñiện 2/ Trạng thái TN: Do có tính khử mạnh nên KLK tồn tại trong TN dưới dạng hợp chất 3/ ðiều chế: KL kiềm ñược ñiều chế bằng pp ñiện phân nóng chảy: M
Mn+ + ne B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KLK: I. NATRI HIðROXIT: NaOH 1. Tính chất: a/ Tính chất vật lí: Natri hiñroxit (NaOH) hay xút ăn da là chất rắn, không màu, dễ nóng chảy ( tnc = 322 oC ), hút ẩm mạnh ( dễ chảy rữa), tan nhiều trong nước và tỏa nhiệt mạnh b/ Tính chất hoá học: - Tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion: NaOH ----- > Na+ + OH— - Natri hiñroxit là bazo mạnh tác dụng với oxit axit, axit và muối: *Pt phân tử : NaOH + CO2
Na2CO3 + H2O Pt ion thu gọn OH- + CO2
CO3 2- + H2O *Pt phân tử HCl + NaOH
NaCl + H2O Pt ion thu gọn H+ + OH-
H2O *Pt phân tử CuSO4 + 2NaOH
Cu(OH)2 + Na2SO4 Pt ion thu gọn Cu2+ + 2OH-
Cu(OH)2 2.Ứng dụng: NaOH là hóa chất quan trọng hang thứ hai trong các ngành CN. Dùng nấu xà phòng, chế phẩm nhuộm, tơ nhân tạo, tinh chế quặng nhôm, CN chế biến dầu mỏ II. NATRI HIðROCACBONAT: NaHCO3 1. Tính chất: - NaHCO3 là chất bột màu trắng, ít tan trong nước, dễ bị nhiệt phân tạo ra Na2CO3 và khí CO2 2NaHCO3 ----- > Na2CO3 + CO2 + H2O - NaHCO3 là hợp chất lường tính NaHCO3 + NaOH ------ > Na2CO3 + H2O NaHO3 + HCl ------ > NaCl + CO2 + H2O 2.Ứng dụng: Dùng trong CN dược phẩm và thực phẩm III. NATRI CACBONAT: Na2CO3 1.Tính chất: - Na2CO3 là chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước. ở nhiệt ñộ thường Na2CO3 tồn tại dạng muối ngậm nước Na2CO3.10H2O, nhiệt ñộ tăng lên mất dẫn nước thành muối kết tinh và nóng chảy ở 850oC - Na2CO3 là muối của axit yếu có tính chất chung của muối. Tan trong nước cho môi trường kiềm 2. Ứng dụng: Na2Co3 là chất quan trọng trong CN thủy tinh, phẩm nhuộm, giấy sợi IV: KALI NITRAT: KNO3 1.Tính chất: KNO3 là tinh thể không màu, bền trong kk, tan nhiều trong nước. Khi ñun ở nhiệt ñộ cao thì bị nhệt phân KNO3 ----- > KNO2 + O2 1. Ứng dụng: KNO3 dùng làm phân bón, và dùng chế tạo thuốc nổ Phản ứng cháy của thuốc súng: 2KNO3 + 3C + S
N2 + 3CO3 + K2S Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 8 CÂU HỎI: 1/ Tại sao kim loại kiềm lại mềm và có tnc, ts thấp? 2/ Viết cấu hình tổng quát của kim loại kiềm. Dự ñoán tính chất hoá học của KL kiềm 3/ Nguyên nhân tính khử mạnh của KL kiềm 4/ Với tính khử mạnh KL kiềm phản ứng ñược với những ñơn chất và hợp chất nào ? 5/ ðể ñiều chế kim loại Kiềm ta dùng phương pháp nào? Viết cơ chế và pt ñiều chế Na từ NaCl 6/ Nêu tính chất hoá học của NaOH, viết pt chứng minh 7/ Nêu tính chất hoá học cảu NaHCO3. Viết pt chứng minh tính lưỡng tính cảu NaHCO3 8/ Viết pt nhiệt phân NaHCO3 và KNO3 Bài 26 : KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KI LOẠI KIỀM THỔ A. KIM LOẠI KIỀM THỔ I. Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử - Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn, gồm các nguyên tố beri (Be), magie (Mg), canxi (Ca), stronti (Sr), bari (Ba) và rañi (Ra) - Nguyên tử của các kim loại kiềm thổ ñều có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2 (n là số thứ tự của lớp). Be : [He] 2s2; Mg : [Ne] 3s2 ; Ca : [Ar] 4s2 ; Sr : [Kr] 5s2 ; Ba : [Xe] 6s2 II. Tính chất vật lí - Các kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc, có thể dát mỏng. - tnc , ts của kim loại kiềm nhưng vẫn tương ñối thấp. - Khối lượng riêng tương ñối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ bari). - ðộ cứng hơi cao hơn các kim loại kiềm nhưng vẫn tương ñối mềm - Lưu ý : Nhiệt ñộ nóng chảy, nhiệt ñộ sôi và khối lượng riêng của các kim loại kiềm thổ không theo một quy luật nhất ñịnh như các kim loại kiềm. ðó là do các kim loại kiềm thổ có kiểu mạng tinh thể không giống nhau. III. Tính chất hoá học - Các nguyên tử kim loại kiềm thổ có năng lượng ion hoá nhỏ, vì vậy kim loại kiềm thổ có tính khử mạnh. Tính khử tăng dần từ beri ñến bari M→ M2+ + 2e. - Trong hợp chất, các kim loại kiềm thổ có số oxi hoá +2. 1. Tác dụng với phi kim Kim loại kiềm thổ khử các nguyên tử phi kim thành ion âm. 2 0 Mg + 0 2O → 2 +2 -2 MgO 2. Tác dụng với dung dịch axit a) Với dung dịch axit H2SO4 loãng ,HCl Kim loại kiềm thổ khử mạnh ion H+ trong các dung dịch H2SO4 loãng, HCl thành khí H2. 0 Mg + 2 +1 HCl→ +2 2MgCl + 0 2H ↑ b) Với dung dịch axit H2SO4 ñặc ,HNO3 Kim loại kiềm thổ có thể khử +5 N trong HNO3 và +6 S trong H2SO4 ñặc xuống số oxi hoá thấp hơn Ví dụ: − → 3 42 3 2 + NH NO + 3H O 0 +5 +2 3 lo·ng 34Mg + 10HNO 4Mg(NO ) Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 9 +60 +2 2 2 4 2 24 ®Æc 4Mg + 5H SO 4MgSO + H S + 4H O − → 3. Tác dụng với nước Ở nhiệt ñộ thường, Be không khử ñược nước, Mg khử chậm. Các kim loại còn lại khử mạnh nước giải phóng khí hiñro. → ↑2 2 2Ca + 2H O Ca(OH) + H 4. ðiều chế: Dùng phương pháp ñiện phân nóng chảy muối Halogenua MX2 M + X2 B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI 1. Canxi hiñroxit: Ca(OH)2 - Canxi hiñroxit (Ca(OH)2) còn gọi là vôi tôi, là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước. Nước vôi trong là dung dịch Ca(OH)2. - Ca(OH)2 hấp thụ dễ dàng khí CO2: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O Phản ứng trên thường ñược dùng ñể nhận biết khí CO2. - Ca(OH)2 là một bazơ mạnh, lại rẻ tiền nên ñược sử dụng rộng rãi trong nhiều ngành công nghiệp: sản xuất xút NaOH, amoniac NH3, clorua vôi CaOCl2, ... 2. Canxi cacbonat : CaCO3 • Canxi cacbonat (CaCO3) là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước, bị phân huỷ ở nhiệt ñộ khoảng 10000C. CaCO3 CaO + CO2 Phản ứng trên xảy ra trong quá trình nung vôi. • Trong tự nhiên, canxi cacbonat tồn tại ở dạng ñá vôi, ñá hoa, ñá phấn và là thành phần chính của vỏ và mai các loài sò, hến, mực,... • Ở nhiệt ñộ thường, CaCO3 tan dần trong nước có hoà tan khí CO2 tạo ra canxi hiñrocacbonat (Ca(HCO3)2), chất này chỉ tồn tại trong dung dịch. CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2 Khi ñun nóng, Ca(HCO3)2 bị phân huỷ tạo ra CaCO3 kết tủa. Ca(HCO3)2 → 0t CaCO3 + CO2 + H2O Các phản ứng trên giải thích sự tạo thành thạch nhũ (CaCO3) trong các hang ñá vôi, cặn trong ấm nước,... • ðá vôi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thuỷ tinh, ... ðá hoa dùng làm các công trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ...). ðá phấn dễ nghiền thành bột mịn làm phụ gia của thuốc ñánh răng, ... 3. Canxi sunfat: CaSO4 • Trong tự nhiên, canxi sunfat (CaSO4) tồn tại dưới dạng muối ngậm nước CaSO4.2H2O gọi là thạch cao sống. • Khi ñun nóng ñến 1600C, thạch cao sống mất một phần nước biến thành thạch cao nung. CaSO4.2H2O CaSO4.H2O CaSO4 (thạch cao nung) (thạch cao sống) thạch cao khan • + Một lượng lớn thạch cao ñược trộn vào clanhke khi nghiền ñể làm cho xi măng chậm ñông cứng. + Thạch cao nung còn ñược dùng ñể nặn tượng, ñúc khuôn và bó bột khi gãy xương. C.NƯỚC CỨNG: 1 Khái niệm : ñpnc 1000 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 10 Nước chứa nhiều ion Ca2+ hoặc Mg2+ ñược gọi là nước cứng. Nước chứa ít ion Ca2+ và Mg2+ ñược gọi là nước mềm. Người ta phân biệt nước cứng có tính cứng tạm thời, vĩnh cửu và toàn phần. a) Tính cứng tạm thời là tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2. Gọi là tính cứng tạm thời vì chỉ cần ñun sôi nước, các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 bị phân huỷ tạo ra kết tủa CaCO3 và MgCO3 nên sẽ làm mất tính cứng gây ra bởi các muối này. ot 3 2 3 2 2 Ca(HCO ) CaCO + CO + H O → ↓ ↑ ot 3 2 3 2 2 Mg(HCO ) MgCO + CO + H O → ↓ ↑ b) Tính cứng vĩnh cửu là tính cứng gây nên bởi các muối CaSO4 , MgSO4 hoặc CaCl2 ,MgCl2. Khi ñun sôi, các muối này không bị phân huỷ nên không tạo kết tủa, do ñó không làm mất tính cứng này. c) Tính cứng toàn phần gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu. 2. Tác hại : 3. Cách làm mềm nước cứng Nguyên tắc làm mềm nước cứng là làm giảm nồng ñộ các ion Ca2+, Mg2+ trong nước cứng. a. Phương pháp kết tủa - ðun sôi nước cứng tạm thời, xảy ra phản ứng phân huỷ Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 tạo ra muối cacbonat không tan. Loại bỏ kếy tủa ta ñược nước mềm - Dùng Ca(OH)2 với một lượng vừa ñủ ñể trung hoà muối Ca(HCO3)2 hoặc Mg(HCO3)2, tạo ra kết tủa làm mất tính cứng tạm thời. Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → 2CaCO3 ↓ + 2H2O Ca(OH)2+ Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2↓ + Ca(HCO3)2 - Dùng Na2CO3 (hoặc Na3PO4) ñể làm mất tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu. Thí dụ: Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaHCO3 CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4 Trên thực tế, người ta dùng ñồng thời một số hoá chất, thí dụ Ca(OH)2 và Na2CO3. b. Phương pháp trao ñổi ion - Phương pháp trao ñổi ion dùng các chất hoặc polime có khả năng trao ñổi các ion với môi trường thông qua quá trình này có thể loại ion Ca2+,Mg2+ 4. Nhận biết ion Ca2+, Mg2+ trong dung dịch Bước 1: Dùng dd chứa ion CO3 2-, PO4 3- ñể tạo kết tủa với Ca2+ hoặc Mg2+ Bước 2: Dẫn khí CO2 vào thì kết tủa tan 2+ 2-3 3Ca +CO CaCO ¯→ ↓ → 1 44 2 4 43 2+ - 3 3 2 2 3 2 Ca +2HCO CaCO +CO +H O Ca(HCO ) (tan) + −+ → ↓2 23 3Mg CO CaCO + −+ + + → 1 44 2 4 43 2 3 3 2 2 3 2 Mg 2HCO MgCO CO H O Mg(HCO ) (tan) CÂU HỎI: 1/ Tại sao KL kiềm thổ có nhiệt ñộ sôi và nhiệt ñộ nóng chảy biên ñổi không theo quy ñịnh? 2/ Viết cấu hình tổng quát của KL nhóm II A. Dựa vào cấu hình này cho biết tính chất hoá học của KL kiềm thổ 3/ Kim loại kiềm thổ tác dụng ñược với những ñơn chát và hợp chất nào ? Viết ptpư của Mg vơi HCl, HNO3 loãng, H2SO4 ñặc 4/ So sánh khả năng phản ứng với H2O của KL kiềm thổ với KL kiềm 5/ Giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang ñộng của núi ñá vôi Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 11 6/ Nước cứng là gì,? Nước cứng ñược chia làm mấy loại. Nêu ñặc ñiểm của mỗi loại 7/ Nêu cách làm mềm nước cứng tạm thời, cứng vĩnh cữu và cứng taòn phần Bài 27 : NHÔM VÀ HỢP CHẤT CỦA NHÔM A. NHÔM I/ Vị trí và cấu hình: - Nhôm thuộc ô thứ 13, chu kì 3, nhóm IIIA - Cấu hình: 1s22s22p63s23p1 . Nhôm dễ nhương 3e nên thường có số oxi hoá +3 II/ Tính chất vật lí: - Nhôm là kim loại màu trắng bạc, mềm, dẻo, ñẫn ñiện và ñânx nhiệt tốt - Nhôm rất bền trong không khí và nước do có lớp oxit Al2O3 bảo vệ III/ Tính chất hóa học: Nhôm là kim loại có tính khử mạnh (chỉ sau KL kiềm và kiềm thổ). Nên dễ bị oxi hoá thành ion dương Al ----- > Al3+ + 3e 1/ Phản ứng với phi kim: Nhôm khử các nguyên tố phi kim thành ion âm a. Tác dụng với Halogen:
muối nhôm halogenua 2Al + 3Cl2 ----- > 2AlCl3 b/ Tác dụng với oxi: ---- > Oxit nhôm 4Al + 3O2 ----- > Al2O3 Lưu ý: Ở ñiều kiện thường Nhôm bền với không khí do có lớp oxi bảo vệ 2/ Tác dụng với axit: a/ Axit HCl và H2SO4 loãng ----- > H2 Al khử dễ dàng ion H+ trong dd HCl và H2SO4 loãng thành H2 - Al + HCl ---- > AlCl3 - 2Al + 3H2SO4 loãng ----- > Al2(SO4)3 + 3H2 b/ Tác dụng với H2SO4 ñặc và HNO3: Al khử 5+ N và 6+ S xuống số oxi hoá thấp hơn - 8Al + 30HNO3 --- > 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O - 2Al + 6H2SO4 ñặc nóng --- > Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 3/ Tác dụng với oxit kim loại ( phản ứng nhiệt nhôm) Nhôm khử ñược các ion của kim loại yếu hơn trong oxit thành kim loại tự do ở nhiệt ñộ cao Fe2O3 + 2Al ---- > Al2O3 + 2Fe 4/ Tác dụng với H2O: Nhôm chỉ phản ứng với nước khi lớp oxit Al2O3 bị phá vỡ Al +3H2O ---- > Al(OH)3 + 3/2 H2 (1) 5/ Dung dịch kiềm: Lớp oxit Al2O3 có tính lưỡng tính sẽ tác dụng với dd Kiềm, lớp oxit bảo về nhôm ñã bị phá vỡ. Nhôm phản ứng với nước theo pt (1). Sau ñó Al(OH)3 phản ứng với NaOH theo pt Al(OH)3 + NaOH ---- > NaAlO2 + 2H2O (2) Kết luận: Nhôm không tác dụng trực tiếp với Kiềm mà tác dụng với H2O trước sau ñó Al(OH)3 mới tác dụng với Kiềm ⇒ Nhôm không có tính lưỡng tính Al +NaOH + H2O ---- > NaAlO2 + 3/2H2 II/ Sản xuất: 1/ Nguyên tắc: - Nhôm là kim loại mạnh nên sản xuất bằng phương pháp ñiện phân nóng chảy Al2O3 - Khi ñiện phân người ta cho thêm Criolit ( 3NaF.AlF3 hay Na3AlF6 ) vào nhàm mục ñích: o Hạ nhiệt ñộ nóng chảy của Al2O3 ( 2050 xuống 900) o Tăng tính ñẫn ñiện của dd ñiện phân o Bảo vệ Nhôm sinh ra không bị oxi hóa Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 12 2/ Nguyên liệu: Quặng Boxit Al2O3. 2H2O 3/ Cơ chế ñiện phân: Al2O3 nóng chảy Al2O3 ----- > 2 Al 3+ + 3 O2- Cực ( + ): 2O 2- --- > O2 + 2.2e Cực ( - ) : Al3+ + 3e ------ > Al Ptñp: 2Al2O3 ------ > 4Al + 3O2 B. HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM: I. Nhôm oxit: là chất lưỡng tính 1. Tác dụng với dd NaOH: Al2O3 + 2NaOH ---- > 2NaAlO2 + H2O pt ion: Al2O3 + 2OH - --- > 2AlO2 - + H2O 2. Tác dụng với dd HCl: Al2O3 + 6HCl ------ > 2AlCl3 + 3H2O pt ion: Al2O3 + 6H + ---- > 2Al3+ + 3H2O II. Nhôm hiñroxit: là chất lượng tính 1. Tác dụng với dd NaOH: Al(OH)3 + NaOH ----- > NaAlO2+ 2 H2O pt ion: Al(OH)3 + OH - ------ > AlO2 - + 2H2O 2. Tác dụng với dd HCl: Al(OH)3 +6HCl ------ > AlCl3 + 3H2O pt ion: Al(OH)3 + 3H + ------ > Al3+ +3H2O Al(OH)3 thể hiện tính BaZo trội hơn tính axit, khi ở dạng axit Al(OH)3 yếu hơn cả axit cacbonic NaAlO2 + CO2 + 2H2O ------ > NaHCO3 + Al(OH)3 3. ðiều chế Al(OH)3 Al(OH)3 là chất lượng tính nên dễ tan trong dd kiềm dư do ñó muốn ñiều chế Al(OH)3 cho muối Al3+ tác dụng với dd NH3 AlCl 3 + 3NH3 + 3H2O ------ > Al(OH)3 + 3NH4Cl III. Nhôm sunfat: - Muối nhôm sunfat có nhiều ứng dụng nhất là muối kép của Nhôm với Kali ngậm nước gọi là phèn chua K2SO4.Al2(SO4)3 .24H2O ( hay viết gọn KAl2(SO3)2.12H2O - Nếu thay ion K+ bằng các ion khác như Li+ Na+ hay NH4 + ta không gọi là phen chua mà gọi chung là phèn nhôm IV: Nhận biết ionAl3+: Cho từ từ dung dịch NaOH dư vào dung dịch, nếu thấy có kết tủa keo xuất hiện rồi tan trong NaOH thì chứng tỏ có ion Al3+. Al3+ + 3OH- → Al(OH)3 Al(OH)3 + OH -(dư) → AlO 2 − + 2H2O CÂU HỎI: 1/ Tính chất hoá học chung của Al là gì? Viét pt chứng minh tính chất này? 2/ Tại sao nhôm không tan trong nước.? Nếu ngâm nhôm trong dd kiềm thì nhôm tan? Giải thích 3/ Nhôm tác dụng ñược với axit à tan ñược trong dd kiềm, ta kết luận Nhôm có tính lưỡng tính ñược không ? 4/ Viết cong thức của Criolit và cho biết vai trò của nó trong quá trình sản xuất nhôm 5/ nêu tính chất hoá học của Al2O3 viết pt chứng minh 6/ Nêu tính chất hoá học của Nhôm Hiñroxit. Viết pt chứng minh 7/ Trình bày cách nhận biết ion Al3+ Phương Pháp Giải toán: Có 2 dạng thường gặp: Căn cứ vào phản ứng: Al3+ + 3OH- Al(OH)3 (1) Al(OH)3 + OH - AlO2- + 2H2O (2) Dạng toán 1: Biết +3Aln và −OHn . Xác ñinh lượng Al(OH)3 Nguyên tắc: lập tỉ lệ + − = 3Al OH n n T Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 13 Giá trị T Phản ứng xảy ra Sản phẩm 3≤ (1) Al(OH)3 3<T<4 (1) và (2) Al(OH)3 và AlO2 - 4≥ (2) AlO2 - Dạng toán 2: Biết +3Aln và 3)(OHAln . Xác ñịnh lượng OH - Nguyên tắc: So sánh +3Aln với 3)(OHAln Nếu Phản ứng xảy ra Kết quả +3Al n = 3)(OHAl n (1) −OHn = 3 3)(OHAln Có 2 trường hợp xảy ra Trường hợp 1: Chỉ có phản ứng (1) xảy ra +3Al n dư so với −OHn +3Al n ≠ 3)(OHAl n Trường hợp 2: Xảy ra cả 2 phản ứng (1) và (2) ∑ −OHn = −OHn (pư 1) + −OHn (pư 2) Bài 31 : SẮT I/ Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu hình electron nguyên tử: - Sắt ở ô thứ 26, thuộc nhóm VII B, chu kì 4 - Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d64s2 hay viết gọn [Ar]3d64s2 - Sắt có 2e lớp ngoài cùng và phân lớp 3d chưa bão hòa nên dễ dàng nhường 2e ở phân lớp 4s hoạc nhường thêm 1e ở phân lớp 3d ñể tạo thành ion Fe2+, Fe3+. + Cấu hình của Fe2+: 1s22s22p63s23p63d6 + Cấu hình của Fe3+ : 1s22s22p63s23p63d5 II. Tính chất vật lí: Sắt là kim loại có màu trắng hơi xám, có khối lượng riêng lớn 7.9 g/cm3, nóng chảy ở 1540o. Sắt dẫn ñiện dẫn nhiệt tương ñối tốt, và khác với các kim loại khác sắt có tính nhiễm từ III. Tính chất hóa học: Sắt có tính khử trung bình +Khi tác dụng với chất oxi hóa yếu bị oxi ñến số oxi hóa +2 Fe ------ > Fe2+ + 2e +Còn khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh bị oxi hóa ñến số oxi hóa +3 Fe ------- > Fe3+ +3e 1/ Tác dụng với phi kim:Ở nhiệt ñộ cao, sắt khử nguyên tử phi kim thành ion âm và bị oxi hóa ñến số oxi hóa +2 hoặc +3 a/ Tác dụng với S: là chất oxi hóa yếu nên Fe khử S xuống số oxi hóa -2 còn bị oxi hóa ñến số oxi hóa +2 Fe + S ------ > FeS b/ Tác dụng với oxi: là chất oxi hóa mạnh nên Fe khử O2 xuống số oxi hóa -2 còn Fe bị oxi hóa ñến số oxi hóa +2 hoặc +3 3Fe + 2O2 ------ > Fe3O4 c/ Tác dụng với Clo: Fe sẽ khử Clo xuống số oxi hóa -1 còn Fe bị oxi hóa ñến số oxi hóa +3 Fe + Cl2
FeCl3 2/ Tác dụng với axit: a/ Tác dụng với H2SO4 loãng, HCl - Fe khử ion H+ trong dd axit thành khí H2, còn Fe bị oxi hóa ñến số oxi hóa +2 Ví dụ: Fe + 2 HCl ---- > FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 loang ------ > FeSO4 + H2 Pt ion: Fe + 2 H+ ---- > Fe2+ + H2 b/ Tác dụng với H2SO4ñặc, HNO3 : - Fe khử 65 , ++ SN xuống số oxi hóa thấp hơn, còn Fe bị oxi hóa lến tới số oxi hóa là +3 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 14 Fe + 4HNO3 ------ > Fe(NO3)3 + NO + 2H2O Fe + 6 H2SO4 ññ ----- > Fe2(SO4)3 + 3 SO2 + 6 H2O * Lưu ý: Fe bị thụ ñộng hóa bới các axit HNO3, H2SO4 ñặc nguội 3/ Tác dụng với dd muối: Fe có thể khử ñược các ion kim loại ñứng sau trong dãy hoạt ñộng hóa học Fe + CuSO4 ----- > FeSO4 + Cu 4/ Tác dụng với nước: - Ở nhiệt ñộ thướng sắt không khử ñược nước, nhưng ở nhiệt ñộ cao sắt khử ñược nước tạo ra khí H2 và FeO hoặc Fe3O4 Fe + H2O 570> FeO + H2 3Fe + 4H2O 570< Fe3O4 + 4H2 IV: Trạng thái tự nhiên: -Sắt chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái ñất - Sắt tồn tại chủ yếu dạng hợp chất. Các quặng sắt quan trọng là: manhetic ( Fe3O4), hematic ñỏ ( Fe2O3), quặng hematic nâu (Fe2O3.nH2O), quặng xideric FeCO3, quặng pirit (FeS2 ). - Sắt có trong hemoglobin của máu - Trong các mẫu thiên thạch có Fe tự do CÂU HỎI: 1/ Viết cấu hình e của Fe, Fe2+ Fe3+. Từ cấu hình tìm vị trí của Sắt trong bảng tuần hoàn 2/ Khi nào Fe thể hiện số oxi hoá +2. Viết pthh 3/ Khi nào Fe thể hiện số oxi hoá +3. Viết pthh 4/ Nêu tên và viết công thức của các loại quặng sắt Bài 32: HỢP CHẤT CỦA SẮT I . Hợp chất sắt (II): Trong phản ứng hóa học Fe2+ dễ nhường 1e ñể trở thành sắt ion Fe3+. Tuy nhiên cũng có thể nhận 22 ñể trở thành Fe. Vậy Fe2+ vừa có tính khử vừa có tính oxi hoá Fe2+ ------ > Fe3+ + 1e (Khử) Fe2+ + 2e ----- > Fe ( Oxi hoá ) 1/ Sắt (II) oxit: FeO - Là chất rắn màu ñen, không tồn tại trong tự nhiên. Do bị oxi không khí oxi hó thành Fe3+ - Sắt II oxit là chất khử nên phản ứng dễ dàng với chất oxi hóa Ví dụ : Cho FeO vào dung dịch HNO3 loãng, H2SO4 ñặc 3FeO + 10 HNO3 ------ > 3 Fe(NO3)3 + NO + 5H2O 2FeO + 4 H2SO4 ñặc ----- > Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O - Sắt II oxit ñược ñiều chế bằng cách cho Fe2O3 tác dụng với chất khử mạnh như H2 CO ở t o cao Fe2O3 + CO ----- > 2FeO + CO2 2/ Sắt ( II ) hiñroxit: Fe(OH)2 - Fe(OH)2 tinh khiết tồn tại dạng chất rắn màu trắng hơi xanh. - Fe(OH)2 ñược ñiều chế bằng cách cho muối sắt Fe (II) phản ứng với dd kiềm trong ñiều kiện không có không khí Fe2+ + 2 OH- ----- > Fe(OH)2 - Nếu ñể lâu trong không khí Fe(OH)2 thì Fe(OH)2 dễ chuyển thành Fe(OH)3 4Fe(OH)2 + O2 + H2O
4Fe(OH)3 - ðiều chế Fe(OH)2 : dùng phản ứng trao ñổi ion giữa dung dịch muối sắt (II) với dung dịch bazơ. Ví dụ: FeCl2 + 2 NaOH ----- > Fe(OH)2 + 2 NaCl Fe2+ + 2 OH- ------ > Fe(OH)2 Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 15 3/ Muối sắt II - ða số các muối sắt II dễ tan trong nước, khi kết tinh ở dạng muối ngậm nước - Muối sắt II dễ bị oxi hóa thành sắt III bởi các chất oxi hóa 2FeCl2 + Cl2 ------ > 2FeCl3 - ðể ñiều chế muối sắt II cho Fe, FeO, Fe(OH)2 tác dụng với axit Fe + 2HCl ----- > FeCl2 + H2 FeO + H2SO4 ------ > FeSO4 + H2O Lưu ý: Dung dịch muối sắt II khi ñiều chế xong phải dùng ngay vài ñể lâu sẽ chuyển thành sắt III II. Hợp chất sắt (III): Trong hợp chất sắt (III) Fe có số oxi hóa là +3, khi tác dụng với chất khử, hợp chất sắt (III) bị khử thành hợp chất sắt (II) hoặc kim loại sắt tự do. Trong pư hoá học : Fe3+ + 1e
Fe2+ Fe3+ + 3e
Fe
tính chất chung của hợp chất sắt (III) là tính oxi hoá. 1. Sắt ( III ) oxit: Fe2O3 - Fe2O3 là chất rắn màu nâu ñỏ, không tan trong nước - Fe2O3 là oxit bazo và là chất oxi hoá + Fe2O3 là oxit bazo nên dễ tan trong dd axit: Fe2O3 + 6HCl ----- ? 2FeCl3 + 3H2O + Fe2O3 dễ bị khử bởi các chất khử ở t o cao: CO, C, H2 thành sắt Fe2O3 + 3H2 ----- > 2Fe + 3H2O - ðiều chế sắt III oxit bằng phản ứng phân hủy Fe(OH)3 ở nhiệt ñộ cao 2Fe(OH)3 ------- > Fe2O3 + 3H2O Trong tự nhiên sắt III oxit tồn tại dạng quặng hematic 2. Sắt ( III ) hiñroxit: Fe(OH)3 - Fe(OH)3 là chất rắn màu nâu ñỏ, không tan trong nước - Fe(OH)3 là bazo dễ tan trong axit Fe(OH)3 + 3HCl
FeCl3 + 3H2O - ðiều chế Fe(OH)3 bằng phản ứng trao ñổi ion giữa dd muối sắt III với dd kiềm FeCl3 + 3NaOH
Fe(OH)3 + 3NaCl 3. Muối sắt ( III ) có màu vàng - ða số muôi sắt ( III ) tan trong nước, khi kết tinh tồn tại dạng muối ngậm nước - Các muối sắt ( III ) có tính oxi hóa 2FeCl3 + Fe
3FeCl2 2FeCl3 + Cu
2FeCl2 + CuCl2 CÂU HỎI: 1/ Cho biết tính chất chung của hợp chất Fe ( II ) 2/ Nêu tính chất hoá học của FeO. Viết pthh 3/ Tại sao Fe(OH)2 không thể ñể lâu trong không khí. Viết pthh 4/ Fe(OH)2 ñược ñiều chế bằng cách nào? Viết pt 5/ Muối Fe ( II ) thường có màu gì? ñược ñiều chế bằng cách nào? 6/ Tính chất chung của sắt III là gì ? Viết pt minh hoạ 7/ Nêu tính chất của Fe2O3 và viết pt minh hoạ 8/ Muối sắt III có màu gì và ñược ñiều chế bằng cách nào? Bài 33: HỢP KIM CỦA SĂT I. GANG 1/ Khái niệm: Gang là hợp kim của sắt với C, trong ñó có từ 2% ñến 5% khối C, ngoài ra còn 1 lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S Kiến thức cơ bản Hóa 12 Phần: VÔ CƠ Trang 16 2/ Phân loại: a/ Gang xám: là gang có chứa C ở dạng than chì b/ Gang trắng: là gang có chứa C ít hơn, chủ yếu dạng xêmentit 3/ Sản xuất a/ Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxit bằng than cốc trong lò cao b/ Nguyên liệu: Quặng sắt oxit ( thường là quặng hematite ñỏ Fe2O3), than cốc và chất chảy( CaCO3, SiO2) c/ Các phản ứng xảy ra trong lò cao: Phản ứng tạo thành chất khử: xảy ra ở phần nồi lò ở 1400oC --- > 1800oC - Không khí nóng ñược nén vào phần trên cảu nồi lò ñể ñốt cháy C thành CO2 C + O2
CO2 0>∆H - Khí CO2 bay lên gặp lớp than cốc bị khử thành CO CO2 + C
2CO 0<∆H Phản ứng khử sắt oxit: xảy ra ở phần thân lò 400oC ----- > 800oC - Phần trên của thân lò: ở 400oC săt III oxit bị khử thành oxit sắt từ 3 Fe2O3 + CO
2Fe3O4 + CO2 - Phần giữa của thân lò: oxit sắt từ bị khử thành sắt II oxit ở 500oC ----- > 600oC Fe3O4 + CO
3FeO + CO2 - Phần dưới của thân lò: sắt II oxit bị khử thành sắt kim loại ở 700oC ----- > 800oC FeO + CO
Fe + CO2 Phản ứng tạo xỉ: xảy ra ở bụng lò ở nhiệt ñộ 1000oC --- > 1500oC - Ở phân này nhiệt ñộ 1000oC thì CaCO3 bị phân hủy và tạo xỉ CaCO3 ------ > CaO + CO2 CaO +SiO2 ------- >CaSiO3 d/ Sự tạo thành gang: Ở phần bụng lò sắt chảy lỏng ra hòa tan một phần C và một số nguyên tố khác: Mn, Si, S.. tạo thành gang. Sau ñó người ta tháo gang ra ở nồi lò II. Thép: 1/ Khái niệm: Thép là hợp kim của sắt có chứa 0.01
2% khối lượng C cùng với một soosnguyeen tos khác Si, Mn, Cr, Ni 2/ Phân loại: dựa vào thành phần chia làm 2 loại a/ Thép thường ( hay thép Cacbon) - Thép mềm: Chứa không quá 0.1 % C. Dùng gia công kéo sợi, vật liệu ñời sống và xây dựng - Thép cứng: Chứa trên 0.9% C. Dùng chế tạo các dụng cụ, chi tiết máy. b/ Thép ñặc biệt: Người ta ñưa thêm vào thếp một số kim loại làm cho kim loại có những tính chất ñặc biệt