Lý thuyết học kỳ II môn Hóa học Lớp 12

63 trang thaodu 3710

Download

Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Lý thuyết học kỳ II môn Hóa học Lớp 12", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

ly_thuyet_hoc_ky_ii_mon_hoa_hoc_lop_12.pdf

Nội dung text: Lý thuyết học kỳ II môn Hóa học Lớp 12

HÓA HỌC MỖI NGÀY (Biên soạn) Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com  LÝ THUYẾT HKII HÓA HỌC 12 Họ và tên học sinh : Trường : Lớp : Năm học : 2019-2020 “HỌC HÓA BẰNG SỰ ĐAM MÊ” LƯU HÀNH NỘI BỘ 04/2020
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM KIM LOẠI & HỢP KIM A. KIM LOẠI I. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG THHH Trong hơn 110 nguyên tố, có khoảng 90 nguyên tố là kim loại. Chúng có mặt ở: - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA. Các kim loại này là những nguyên tố s. - Nhóm IIIA (trừ B) và một phần của các nhóm IVA, VA, VIA. Các kim loại này là những nguyên tố p. - Các nhóm B (từ IB đến VIIIB). Kim loại các nhóm B được gọi là những kim loại chuyển tiếp, chúng là những nguyên tố d. - Họ lantan và actini. Các kim loại này là những nguyên tố f, chúng xếp riêng thành hai hàng ở cuối bảng THHH. II. CAÁU TAÏO CUÛA KIM LOAÏI 1. Caáu taïo nguyeân töû - Nguyeân töû cuûa haàu heát caùc nguyeân toá kim loaïi ñeàu coù ít electron ôû lôùp ngoaøi cuøng (1, 2 hoaëc 3e). Thí duï: Na: [Ne]3s1 Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 - Trong cuøng chu kì, nguyeân töû cuûa nguyeân toá kim loaïi coù baùn kính nguyeân töû lôùn hôn vaø ñieän tích haït nhaân nhoû hôn so vôùi caùc nguyeân töû cuûa nguyeân toá phi kim. 2. Caáu taïo tinh theå - ÔÛ nhieät ñoä thöôøng, tröø Hg ôû theå loûng, coøn caùc kim loaïi khaùc ôû theå raén vaø coù caáu taïo tinh theå. - Trong tinh theå kim loaïi, nguyeân töû vaø ion kim loaïi naèm ôû nhöõng nuùt cuûa maïng tinh theå. Caùc electron hoaù trò lieân keát yeáu vôùi haït nhaân neân deã taùch khoûi nguyeân töû vaø chuyeån ñoäng töï do trong maïng tinh theå. a) Maïng tinh theå luïc phöông: Trong tinh theå, theå tích cuûa caùc nguyeân töû vaø ion kim loaïi chieám 74%, coøn laïi 26% laø khoâng gian troáng. Ví duï: Be, Mg, Zn. b) Maïng tinh theå laäp phöông taâm dieän : Trong tinh theå, theå tích cuûa caùc nguyeân töû vaø ion kim loaïi chieám 74%, coøn laïi 26% laø khoâng gian troáng. Ví duï: Cu, Ag, Au, Al, c) Maïng tinh theå laäp phöông taâm khoái: Trong tinh theå, theå tích cuûa caùc nguyeân töû vaø ion kim loaïi chieám 68%, coøn laïi 32% laø khoâng gian troáng. Ví duï: Li, Na, K, V, Mo, 3. Lieân keát kim loaïi Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM * Ñònh nghóa : Lieân keát kim loaïi laø lieân keát ñöôïc hình thaønh giöõa caùc nguyeân töû vaø ion kim loaïi trong maïng tinh theå do coù söï tham gia cuûa caùc electron töï do. * So saùnh lieân keát kim loaïi vôùi lieân keát ion: - Gioáng nhau: ñeàu do löïc huùt tónh ñieän. - Khaùc nhau: + Lieân keát ion: löïc huùt tónh ñieän giöõa ion döông vaø ion aâm. + Lieân keát kim loaïi: löïc huùt tónh ñieän giöõa ion döông kim loaïi vaø electron. * So saùnh lieân keát kim loaïi vôùi lieân keát coäng hoùa trò: - Gioáng nhau: ñeàu coù caùc electron duøng chung giöõa caùc nguyeân töû (ñoù laø caùc electron hoùa trò) - Khaùc nhau: + Lieân keát coäng hoùa trò: duøng chung töøng caëp electron do 2 nguyeân töû tham gia lieân keát ñoùng goùp. + Lieân keát kim loaïi: taát caû caùc electron töï do trong kim loaïi ñeàu tham gia lieân keát, noùi chung laø soá electron tham gia lieân keát raát lôùn vaø khoâng xaùc ñònh. III. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI 1. TÍNH CHẤT CHUNG: Ở điều kiện thường, các kim loại đều ở trạng thái rắn (trừ Hg), có tính dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt và có ánh kim. a) Tính deûo - Laø tính chaát moät vaät bò bieán daïng khi bò löïc beân ngoaøi taùc ñoäng vaø khoâng trôû laïi hình daïng ban ñaàu khi löïc thoâi taùc ñoäng. - Giaûi thích: Söï bieán daïng naøy laø do caùc cation kim loaïi trong maïng tinh theå kim loaïi coù theå tröôït leân nhau, nhöng khoâng taùch rôøi nhau nhôø löïc huùt tónh ñieän cuûa caùc electron töï do vôùi caùc cation kim loaïi trong maïng tinh theå. - Những kim loại có tính dẻo cao: Au, Ag, Al, Cu, Sn, b) Tính daãn ñieän - Noái moät ñoaïn daây kim loaïi vôùi nguoàn ñieän, caùc electron töï do ñang chuyeån ñoäng hoãn loaïn trôû neân chuyeån ñoäng thaønh doøng trong kim loaïi ñoù laø söï daãn ñieän cuûa kim loaïi. - Nhieät ñoä cuûa kim loaïi caøng cao thì tính daãn ñieän cuûa kim loaïi caøng giaûm do ôû nhieät ñoä cao, caùc ion kim loaïi döông dao ñoäng maïnh laøm caûn trôû söï chuyeån ñoäng cuûa doøng electron töï do trong kim loaïi. - Tính daãn ñieän cuûa kim loaïi giaûm daàn töø: Ag > Cu > Au > Al > Fe > . c) Tính daãn nhieät - Caùc electron trong vuøng nhieät ñoä cao coù ñoäng naêng lôùn, chuyeån ñoäng hoãn loaïn vaø nhanh choùng sang vuøng coù nhieät ñoä thaáp hôn, truyeàn naêng löôïng cho caùc ion döông ôû vuøng naøy neân nhieät ñoä lan truyeàn ñöôïc töø vuøng naøy ñeán vuøng khaùc trong khoái kim loaïi. Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM - Thöôøng caùc kim loaïi daãn ñieän toát cuõng daãn nhieät toát: Ag > Cu > Al > Fe > . d) AÙnh kim - Caùc electron töï do trong tinh theå kim loaïi phaûn xaï haàu heát nhöõng tia saùng nhìn thaáy ñöôïc, do ñoù kim loaïi coù veû saùng laáp laùnh goïi laø aùnh kim. KEÁT LUAÄN: Tính chaát vaät lí chung cuûa kim loaïi gaây neân bôûi söï coù maët cuûa caùc electron töï do trong kim loaïi gaây ra. 2. TÍNH CHẤT RIÊNG a) Khối lượng riêng (D): của các kim loại khác nhau rõ rệt; nhẹ nhất là Li ( D = 0,5g/cm3); nặng nhất là Os ( D = 22,6g/cm3). Người ta quy ước: + Kim loại nhẹ: có D 5g/cm3 như Fe, Zn, Pb, Cu, Ag, Hg, b) Nhiệt độ nóng chảy: của các kim loại cũng khác nhau. Kim loại có nhiệt độ nóng chảy thấp nhất là Hg ( -39oC); cao nhất là W (vonfam) 3410oC. c) Tính cứng: của các kim loại cũng khác nhau. Có kim loại mềm như sáp có thể dùng dao cắt dễ dàng (như kim loại kiềm Na, K, ). Có kim loại rất cứng không thể dũa được như W, Cr, - KL mềm nhất là Cs và kim loại cứng nhất là Cr. KEÁT LUAÄN: Một số tính chất vật lí của kim loại như khối lượng riêng, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng phụ thuộc vào độ bền của liên kết kim loại, nguyên tử khối, kiểu mạng tinh thể, của kim loại. III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI Đặc điểm của nguyên tử kim loại: - Thường có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng. - Năng lượng ion hóa nhỏ. - Bán kính nguyên tử lớn. Các nguyên tử kim loại thường dễ nhường 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng tạo số oxi hóa +1, +2, +3. Các kim loại có tính chất đặc trưng là tính khử ( bị oxi hóa): M  Mn+ + ne 1. TÁC DỤNG VỚI PHI KIM a) Với oxi Hầu hết các kim loại (trừ Au, Ag, Pt) đều tác dụng với oxi tạo oxit kim loại. to C 2Mg + O2  2MgO (cháy sáng chói) to C 4Al + 3O2  2Al2O3 ( cháy sáng) to C 3Fe + 2O2  Fe3O4 Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM b) Với halogen (X2) - Khi đốt nóng tất cả kim loại đều tác dụng với khí Cl2, Br2 tạo muối clorua, bromua tương ứng với mức oxi hóa cao nhất của kim loại. 0 0 +3 -1 to C 2 Fe + 3Cl2 2 FeCl 3 0 0 +3 -1 to C 2 Al + 3Br2 2 Al Br 3 0 0 +2 -1 to C Cu + Cl2 CuCl 2 - Với I2 (tính oxi hóa trung bình) chỉ tạo Fe(II) khi tác dụng với Fe 0 0 +2 -1 to C Fe + I2 Fe I 2 c) Với lưu huỳnh Nhiều kim loại có thể khử lưu huỳnh từ số oxi hóa 0 xuống số oxi hóa -2. Phản ứng cần đun nóng (trừ Hg) 0 0o 2 2 Fe + S  t C Fe S 0 0 2 2 Hg + S  Hg S 2. TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH AXIT a. Với dung dịch axit HCl , H2SO4 loãng: (Kim loại đứng trước H muối và khí H2.) + * Tác nhân oxi hóa kim loại là ion H nên giải phóng khí H2: + 2H + 2e  H2 Ví dụ: Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 Zn + H2SO4 loãng  ZnSO4 + H2 CHÚ Ý: i) Cu không tác dụng với dung dịch HCl và H2SO4 loãng, nhưng trong điều kiện thêm khí O2 thì Cu sẽ tác dụng nhưng không giải phóng khí H2: 2Cu + 4HCl + O2  2CuCl2 + 2H2O 2Cu + 2H2SO4+ O2  2CuSO4 + 2H2O Tương tự, Ag tác dụng với H2S khi có mặt O2: 4Ag + 2H2S + O2  2Ag2S(đen) + 2H2O ii) Kim loại Pb dù đứng trước H nhưng không phản ứng với dung dịch HCl và H2SO4 loãng vì các muối PbCl2, PbSO4 không tan bao bọc bên ngoài kim loại làm cản trở phản ứng. Nếu đun nóng thì kết tủa này sẽ tan ( hoặc tạo thành phức tan) b. Với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc: (trừ Pt, Au không phản ứng) muối (KL có số oxi hóa lớn nhất ) + sản phẩm khử + nước. 2 * Tác nhân oxi hóa kim loại là ion SO4 và NO3 nên phản ứng không giải phóng khí H2 mà cho sản phẩm khử của anion gốc axit. 6 4 0 -2 2 i) Với H2SO4 đặc nóng: sản phẩm khử của gốc SO4 là: S O2 ; S; H 2 S - Thông thường và nhất là kim loại trung bình và yếu sản phẩm khử là SO2 t o Cu + 2H2SO4 (đặc)  CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM t o 2Fe + 6H2SO4 (đặc)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 ↑ + 6H2O - Chỉ những kim loại mạnh (Mg, Al, ) ngoài sản phẩm khử là SO2, còn có thể có S và H2S ii) Với HNO3 : Tuỳ thuộc vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử và nhiệt độ phản ứng mà HNO3 có thể bị khử đến một số sản phẩm khác nhau của nitơ : NO2 , NO , N2O , N2 , NH4NO3 . - HNO3 đặc nóng thường cho sản phẩm khử là khí NO2 (nâu đỏ). - HNO3 loãng thường cho sản phẩm khử là khí NO (không màu, hóa nâu đỏ trong không khí). - Các kim loại đủ mạnh thì có thể có các sản phẩm khử sâu hơn như N2O, N2, NH4NO3 +4 * Với HNO3 đặc, nóng: sản phẩm khử là khí NO2 (nâu đỏ). Tổng quát: 0 +5 +n +4 M + 2nH NO3(ñaëc,noùng)  M(NO 3 ) n + n NO 2 + nH 2 O 0 +5 +3 +4 Ví dụ: Fe + 6H NO3(ñaëc,noùng)  Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O 0 5 2 4 Cu 4HNO3 (®Æc) Cu(NO 3 ) 2 2NO 2 2H 2 O 0 +5 +1 +4 Ag + 2H NO3(ñaëc,noùng)  AgNO 3 + NO 2 + H 2 O +2 * Với HNO3 loãng: sản phẩm khử thường là khí NO (không màu), nhất là KL trung bình, yếu. Tổng quát: 0 +5 +n +4 3M + 4nH NO3(ñaëc,noùng)  3M(NO 3 ) n + n NO + 2nH 2 O 0 +5 +3 +2 Ví dụ: Fe + 4H NO3(loaõng)  Fe(NO 3 ) 3 + NO + 2H 2 O 0 5 2 2 3Cu 8HNO3 (lo·ng) 3 C u(NO 3 ) 2 2NO 4H 2 O 0 +5 +1 +2 3Ag + 4H NO3(loaõng)  3AgNO 3 + NO + 2H 2 O Riêng với kim loại đủ mạnh ( Mg, Zn, Al, kể cả Fe), khi nồng độ HNO3 khá loãng và nhiệt độ khá lạnh, ngoài sản phẩm khử thông thường là NO, còn có thể có những sản phẩm khử +1 o -3 sâu hơn là NO2 , N2 hoặc NH4 NO 3 . Thí dụ : Cho bột kẽm vào dung dịch HNO3 rất loãng và lạnh, phản ứng có thể: 0 +5 +2 +2 3Zn + 8H N O3  3Zn(NO 3 ) 2 + 2N O + 4H 2 O 0 +5 +2 +1 4Zn + 10H N O 4 Zn(NO ) + N2 O + 5H O 3 3 2 2 0 +5 +2 0 5Zn + 12H N O3  5Zn(NO 3 ) 2 + N2 + 6H 2 O 0 +5 +2 -3 4Zn + 10H N O3  4 Zn(NO 3 ) 2 + N H 4 NO 3 + 3H 2 O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM CHÚ Ý: + Fe, Al, Cr, Mn bị thụ động hoá trong dung dịch HNO3 đặc, nguội và H2SO4 đặc nguội làm cho các kim loại này không thể tác dụng tiếp với axit. Nguyên nhân của sự thụ động hóa kim loại là do 2 axit đặc nguội này oxi hóa nhanh bề mặt kim loại tạo một lớp màng oxit kim loại rắn chắc che chắn kim loại bên trong làm axit không thể xâm nhập vào để phản ứng tiếp. + Nước “cường toan” hay “cường thủy” là hỗn hợp 1 thể tích dung dịch HNO3 đặc với 3 thể tích dung dịch HCl đặc có khả năng hòa tan được mọi kim loại kể cả vàng và bạch kim: Au + HNO3 + 3HCl  AuCl3 + NO + 2H2O 3Pt + 4HNO3 + 12HCl  3PtCl4 + 4NO + 8H2O 3. TÁC DỤNG VỚI NƯỚC: - Các kim loại có tính khử mạnh Na, K, Ca, Ba, khử được H2O ở nhiệt độ thường tạo bazơ và khí H2 2Na + 2H2O  2NaOH + H2 Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2 Phản ứng tỏa nhiệt rất mạnh, dễ bốc cháy và nổ mạnh - Một số kim loại có tính khử trung bình như Zn, Fe , khử hơi nước ở nhiệt độ cao to C 3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2 - Những kim loại có tính khử yếu như Cu, Ag, Hg, không khử được nước dù ở nhiệt độ cao. 4. TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH MUỐI: Cho kim loại M vào dung dịch muối của kim loại M’ a) Nếu kim loại M không tác dụng với nước ở nhiệt độ thường và M có tính khử mạnh hơn M’ thì sẽ đẩy M’ ra khỏi dung dịch muối: Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu b) Nếu kim loại M tác dụng với nước ở nhiệt độ thường Giai đoạn 1: kim loại M sẽ tác dụng với nước dung dịch bazơ + H2 Giai đoạn 2: dung dịch muối + dung dịch bazơ VD: Cho Na vào dung dịch CuSO4 xuất hiện kết tủa xanh và sủi bọt khí H2 2Na + H2O  2NaOH + H2 CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4 5. TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH KIỀM Một số kim loại mà hiđroxit tương ứng là lưỡng tính: Al, Zn, Pb, Be, tác dụng được với dung dịch kiềm H2 2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2 Natri aluminat to C Zn + 2NaOH đặc  Na2ZnO2 + H2 Natri zincat Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM CHÚ Ý: Chỉ có Zn tan trong dung dịch NH3: Zn + 2H2O + 4NH3  [Zn(NH3)4](OH)2 + H2 6. TÁC DỤNG VỚI OXIT KIM LOẠI (Phản ứng nhiệt kim loại) Kim loại M hoạt động mạnh hơn có thể đẩy được kim loại M’ yếu hơn ra khỏi oxit ở trạng thái nóng chảy. - Kim loại M thường khá mạnh như Mg, Al, Zn. - Kim loại M’ trong oxit thường là kim loại trung bình, yếu như Fe, Cr, Cu, Thông thường dùng Al để khử oxit kim loại nên gọi là phản ứng nhiệt nhôm to C VD: 8Al + 3Fe3O4  4Al2O3 + 9Fe to C 2Al + Cr2O3  Al2O3 + 2Cr to C 2yAl + 3FexOy  3xFe + yAl2O3 Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM B. HỢP KIM I – KHÁI NIỆM Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một số kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim khác. Thí dụ: - Thép là hợp kim của Fe với C và một số nguyên tố khác. - Đuyra là hợp kim của nhôm với đồng, mangan, magie, silic. II – TÍNH CHẤT Tính chất của hợp kim phụ thuộc vào thành phần các đơn chất tham gia cấu tạo mạng tinh thể của hợp kim.  Tính chất hoá học: Tương tự tính chất của các đơn chất tham gia vào hợp kim. Thí dụ: Hợp kim Cu-Zn - Tác dụng với dung dịch NaOH: Chỉ có Zn phản ứng Zn + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2↑ - Tác dụng với dung dịch H2SO4 đặc, nóng: Cả 2 đều phản ứng Cu + 2H2SO4  CuSO4 + SO2 + 2H2O Zn + 2H2SO4  ZnSO4 + SO2 + 2H2O  Tính chất vật lí và tính chất cơ học: Khác nhiều so với tính chất của các đơn chất. Thí dụ: - Hợp kim không bị ăn mòn: Fe-Cr-Mn (thép inoc), - Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe, - Hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp: Sn-Pb (thiếc hàn, nóng chảy ở 210oC); hợp kim Bi-Pb-Sn nóng chảy ở 65oC - Hợp kim nhẹ, cứng và bền: Al-Si, Al-Cu-Mn-Mg. III – ỨNG DỤNG Trên thực tế, hợp kim được sử dụng nhiều hơn kim loại nguyên chất. - Những hợp kim nhẹ, bền chịu được nhiệt độ cao và áp suất cao dùng để chế tạo tên lửa, tàu vũ trụ, máy bay, ô tô, - Những hợp kim có tính bền hoá học và cơ học cao dùng để chế tạo các thiết bị trong ngành dầu mỏ và công nghiệp hoá chất. - Những hợp kim không gỉ dùng để chế tạo các dụng cụ y tế, dụng cụ làm bếp, - Hợp kim của vàng với Ag, Cu (vàng tây) đẹp và cứng dùng để chế tạo đồ trang sức và trước đây ở một số nước còn dùng để đúc tiền. Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI & HÔÏP KIM Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
DAÕY ÑIEÄN HOÙA CUÛA KIM LOAÏI DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI I. KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXI HÓA-KHỬ CỦA KIM LOẠI Dạng oxi hóa (O) và dạng khử (K) của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hóa-khử của kim loại. Mn+ + ne  M Dạng oxi hóa Dạng khử Mn Kí hiệu: M Fe2 Cu2 VD: ; Fe Cu II. PIN ĐIỆN HÓA 1. Pin điện hóa a) Khái niệm: Là một thiết bị được hình thành từ 2 cặp O-K và trong đó năng lượng của phản ứng được chuyển thành điện năng. b) Cấu tạo - Hai điện cực là 2 thanh kim loại Zn và Cu nhúng vào dung dịch muối tương ứng . Ví dụ: Zn nhúng vào dung dịch ZnSO4 1M và Cu nhúng vào dung dịch CuSO4 1M. - Cầu muối : ống hình chữ U đựng dung dịch muối trung tính như KNO3, NH4NO3 có tác dụng trung hòa điện tích và dẫn điện. - Khi nối 2 lá kim loại bằng một dây dẫn thì dòng điện đi từ cực Cu (cực dương) sang Zn (cực âm). 2. Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa + Ở ANOT (cực âm): Xảy ra quá trình oxi hóa Zn thành Zn2+ Zn  Zn2+ + 2e + Ở CATOT (cực dương): Xảy ra quá trình khử ion Cu2+ thành Cu Cu2+ + 2e  Cu + + + Trong cầu muối, các cation NH4 hoặc K di chuyển sang cốc đựng dung dịch CuSO4, các anion - NO3 di chuyển sang cốc đựng dung dịch ZnSO4 làm cân bằng điện tích nên các dung dịch luôn trung hòa điện. Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
DAÕY ÑIEÄN HOÙA CUÛA KIM LOAÏI + Ở mạch ngoài (dây dẫn), dòng electron đi từ cực Zn sang cực Cu, nghĩa là dòng điện đi từ cực Cu sang cực Zn. Như vậy: - điện cực Zn là CỰC ÂM, được gọi là ANOT, là nơi xảy ra QUÁ TRÌNH OXI HÓA. - điện cực Cu là CỰC DƯƠNG, được gọi là CATOT, là nơi xảy ra QUÁ TRÌNH KHỬ. Các phản ứng oxi hóa và khử xảy ra trên bề mặt các điện cực của pin điện hóa được viết tổng hợp thành phương trình ion rút gọn: Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu NHƯ VẬY: Trong pin điện hóa Zn-Cu đã xảy ra phản ứng oxi hóa khử và năng lượng hóa học của phản ứng oxi hóa-khử đã chuyển hóa thành điện năng. 3. Suất điện động chuẩn của pin điện hóa a) Khái niệm Hiệu điện thế lớn nhất giữa hai điện cực (Epin) tức là hiệu của thế điện cực dương (E(+)) với thế điện cực âm (E(-)) được gọi là suất điện động của pin điện hóa (Epin = E(+) – E(-)). b) Đặc điểm của suất điện động của pin điện hóa - Luôn là số dương và phụ thuộc vào nhiệt độ. - Được quyết định bởi bản chất của cặp O-K tham gia vào phản ứng bề mặt điện cực. - Phụ thuộc vào nồng độ ion kim loại trong dung dịch. * Khi nồng độ các ion kim loại bằng 1M và nhiệt độ là 250C thì thế điện cực chuẩn được kí hiệu là Eo. 0 NHƯ VẬY: suất điện động chuẩn ( Epin ) bằng hiệu giữa thế điện cực của điện cực chuẩn dương 0 0 ( Ecatot ) với thế điện cực của điện cực chuẩn âm ( Eanot ): 0 0 0 0 0 Epin = Ecatot - Eanot = Ecao - Ethaáp VD: E0 E 0 E 0 0,34 -(-0,76) = 1,1V pin Cu2+ Zn 2+ Cu Zn III. THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI 1. Điện cực hiđro chuẩn Người ta chấp nhận một cách quy ước rằng thế điện cực của điện cực hiđro chuẩn bằng 0,00V ở mọi nhiệt độ, tức là: 0 E 0,00V 2H H2 2. Thế điện cực chuẩn của kim loại - Để xác định thế điện cực chuẩn của kim loại nào đó, ta thiết lập một pin điện hóa gồm: điện cực chuẩn của kim loại cần xác định với điện cực hiđro chuẩn. Vì thế điện cực hiđro chuẩn bằng 0 nên thế cực chuẩn của kim loại cần đo được chấp nhận bằng suất điện động của pin tạo bởi điện cực hiđro chuẩn và điện cực chuẩn của kim loại cần đo. - Điện cực kim loại mà nồng độ kim loại trong dung dịch bằng 1M được gọi là điện cực chuẩn và thường đo ở 25oC. VD: + Xác định thế điện cực chuẩn cặp Zn2+ /Zn 0 Cho pin điện hóa Zn-H xác định được E - 0,76 V 2 Zn2 Zn Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
DAÕY ÑIEÄN HOÙA CUÛA KIM LOAÏI Tại cực âm (anot) : Zn  Zn2+ + 2e + Tại cực dương (catot) : 2H + 2e  H2 + 2+ Phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong pin: Zn + 2H  Zn + H2 + Xác định thế điện cực chuẩn cặp Ag+ /Ag 0 Cho pin điện hóa H - Ag xác định được E + 0,8 V 2 Ag Ag + Tại cực âm (anot) : H2  2H + 2e Tại cực dương (catot) : Ag+ + 1e  Ag + + Phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong pin: H2 + 2Ag  2Ag + 2H IV. DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy sắp xếp các kim loại theo chiều tăng dần thế điện cực chuẩn: Tính oxi hóa của ion kim loại tăng + 2+ 2+ + 2+ 3+ 2+ 2+ 3+ 2+ 2+ 2+ 2+ + 2+ 3+ 2+ + 2+ 2+ 3+ K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb 2H Cu Fe Hg2 Ag Hg Pt Au 2+ K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe Hg Ag Hg Pt Au Tính khử của kim loại giảm dần V. Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI 1. So sánh tính O-K Trong dung môi nước: 0 n+ - Thế điện cực chuẩn của kim loại E càng lớn thì tính oxi hóa của cation M càng mạnh và Mn M tính khử của kim loại M càng yếu. 0 n+ - Thế điện cực chuẩn của kim loại E càng nhỏ thì tính oxi hóa của cation M càng yếu và tính Mn M khử của kim loại M càng mạnh. 2. Xác định chiều của phản ứng O-K 2 cặp oxi hóa khử xảy ra phản ứng theo nguyên tắc: chất oxi hóa mạnh + chất khử mạnh chất oxi hóa yếu hơn + chất khử yếu hơn. đó là quy tắc anfa (α) Thí dụ 1: Phản ứng giữa 2 cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu là: Cu2+ + Fe  Fe2+ + Cu Oxh mạnh khử mạnh oxh yếu khử yếu Fe2+ Cu2+ Fe Cu Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu Thí dụ 2: Zn tác dụng với dung dịch 2 muối Cu(NO3)2 và AgNO3 Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
DAÕY ÑIEÄN HOÙA CUÛA KIM LOAÏI Zn2+ Cu 2+ Ag + Xét 3 cặp oxi hóa khử: Zn Cu Ag Nhận xét: Do tính oxi hóa của Ag+ mạnh hơn Cu2+ nên thứ tự phản ứng xảy ra: - Zn tác dụng với AgNO3 trước: Zn + 2AgNO3  Zn(NO3)2 + 2Ag - Khi AgNO3 hết thì Zn mới tác dụng với Cu(NO3)2: Zn + Cu(NO3)2  Zn(NO3)2 + Cu Thí dụ 3: Zn tác dụng với dung dịch Fe2(SO4)3 Zn2+ Fe 2+ Fe 3+ Xét 3 cặp oxi hóa khử: Zn Fe Fe2+ - Zn tác dụng với Fe2(SO4)3 tạo FeSO4: Zn + Fe2(SO4)3  2FeSO4 + ZnSO4 - Khi hết Fe2(SO4)3 mà vẫn còn Zn thì: Zn + FeSO4  ZnSO4 + Fe Thí dụ 4: Cu tác dụng với dung dịch FeCl3 Cu2+ Fe 3+ Xét 2 cặp oxi hóa khử: Cu Fe2+ - Cu tác dụng với FeCl3: Cu + 2FeCl3  CuCl2 + 2FeCl2 Thí dụ 5: Fe tác dụng với dung dịch AgNO3 dư Fe2+ Fe 3+ Ag + Xét 3 cặp oxi hóa khử: Fe Fe2+ Ag - Fe tác dụng với AgNO3: Fe + 2AgNO3  Fe(NO3)2 + 2Ag 2+ - Fe hết, sau đó AgNO3 dư sẽ tác dụng với muối Fe Fe(NO3)2 + AgNO3  Fe(NO3)3 + Ag 3. Xác định suất điện động của pin điện hóa 0 0 0 0 0 0 0 EEEEEEEpin catot anot ( ) ( ) cao thaáp VD: Suất điện động của chuẩn của pin điện hóa Zn-Cu: E0 E 0 E 0 0,34 -(-0,76) = 1,1V pin Cu2+ Zn 2+ Cu Zn 4. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp O-K Có thể xác định được thế điện cực chuẩn của cặp O-K khi biết suất điện động chuẩn của pin điện hóa 0 Epin và thế điện cực chuẩn của cặp O-K còn lại. VD: Hãy xác định thế điện cực chuẩn E0 . Biết E0 0,6V và E0 +0,34V Ni2+ pin(Ni Cu) Cu2+ Ni Cu EEE0 0 0 E0 = +0,34 – 0,6 = 0,26 V pin Cu2+ Ni 2+ Ni2+ Cu Ni Ni Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
DAÕY ÑIEÄN HOÙA CUÛA KIM LOAÏI Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SỰ ĐIỆN PHÂN SỰ ĐIỆN PHÂN I. ĐỊNH NGHĨA Điện phân là quá trình oxi hóa – khử xảy ra tại bề mặt các điện cực của bình điện phân dưới tác dụng của dòng điện một chiều khi đi qua bình điện phân chứa chất điện phân ở trạng thái dung dịch hay trạng thái nóng chảy. Như vậy, sự điện phân là quá trình sử dụng điện năng để tạo ra sự biến đổi hóa học. II. HAI TRƯỜNG HỢP ĐIỆN PHÂN 1. ĐIỆN PHÂN NÓNG CHẢY: Chỉ có sự cho nhận electron của các ion dương và ion âm của chất điện phân. a) Chất điện phân: thường là chất rắn dễ nóng chảy nhưng không bị nhiệt phân: oxit kim loại, hiđroxit kim loại và muối halogenua. b) Phản ứng xảy ra ở các điện cực + Ở CATOT (CỰC -): ion dương kim loại bị khử thành kim loại Mn+ + ne  M + Ở ANOT (CỰC +): ion âm bị oxi hóa 2- 2O  O2 + 4e - 4OH  O2 + 2H2O + 4e - 2X  X2 + 2e (X là halogen: F, Cl, Br, I) Ví dụ 1: Điện phân nóng chảy NaCl, điện cực trơ + Sự điện li: NaCl  Na+ + Cl- + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): xảy ra sự khử ion Na+ 2Na+ + 2e  2Na Ở ANOT (cực +): xảy ra sự oxi hóa ion Cl- - 2Cl  Cl2 + 2e + Phương trình của sự điện phân là: ñpnc 2NaCl  2Na + Cl2 Ví dụ 2: Điện phân nóng chảy Al2O3, điện cực trơ 3+ 2- + Sự điện li: Al2O3  2Al + 3O + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): xảy ra sự khử ion Al3+ Al3+ + 3e  Al Ở ANOT (cực +): xảy ra sự oxi hóa ion O2- 2- 2O  O2 + 4e ñpnc + Phương trình của sự điện phân là: 2Al2O3  4Al + 3O2 Ví dụ 3: Điện phân nóng chảy NaOH, điện cực trơ Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SỰ ĐIỆN PHÂN + Sự điện li: NaOH  Na+ + OH- + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): xảy ra sự khử ion Na+ Na+ + 1e  Na Ở ANOT (cực +): xảy ra sự oxi hóa ion OH- - 4OH  O2 + 2H2O + 4e ñpnc + Phương trình của sự điện phân là: 4NaOH  4Na + O2 + 2H2O 2. ĐIỆN PHÂN DUNG DỊCH Ngoài sự cho nhận electron của các ion dương và ion âm của chất điện phân còn có thêm sự cho nhận electron của H2O nên có thứ tự cho- nhận electron của các ion và H2O. a) Thứ tự cho nhận electron trong điện phân dung dịch + TẠI CATOT (Cực -): cation nhận electron theo thứ tự: - Ion dương kim loại sau Al: cation nào có tính oxi hóa mạnh hơn sẽ bị khử trước. - - H2O: 2H2O + 2e H2 + 2OH - Ion dương kim loại từ Al3+ về trước: coi như không bị khử vì tính oxi hóa yếu. + TẠI ANOT (Cực +): anion nhường electron theo thứ tự: - Gốc axit không có oxi: I- > Br- > Cl- > . + - H2O: 2H2O 4H + O2 + 4e - 2- - Gốc axit có oxi: NO3 , SO4 , coi như không bị oxi hóa. Ví dụ 1: Điện phân dung dịch NaCl, điện cực than, có màng ngăn xốp + Sự điện li: NaCl  Na+ + Cl- + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): Ở ANOT (cực +): + - Na , H2O Cl , H2O - - 2H2O + 2e H2 + 2OH 2Cl Cl2 + 2e ñpdd + Phương trình của sự điện phân là: 2NaCl + H2O  maøng ngaên xoáp 2NaOH + Cl2 + H2 - Chú ý: Nếu ion Cl ở bên anot hết thì tiếp theo H2O sẽ bị oxi hóa: + 2H2O 4H + O2 + 4e Ví dụ 2: Điện phân dung dịch NaCl, điện cực than, không có màng ngăn xốp Xảy ra tương tự như VD 1: ñpdd 2NaCl + H2O  2NaOH + Cl2 + H2 Do không có màng ngăn xốp nên có phản ứng phụ xảy ra, tạo dung dịch nước Javen: Cl2 + 2NaOH  NaCl + NaClO + H2O Ví dụ 3: Điện phân dung dịch CuSO4, điện cực trơ 2+ 2- + Sự điện li: CuSO4  Cu + SO4 + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): Ở ANOT (cực +): 2+ 2- Cu , H2O SO4 , H2O 2+ + Cu + 2e Cu 2H2O 4H + O2 + 4e ñpdd 1 + Phương trình của sự điện phân là: CuSO4 + H2O  Cu + O2 + H2SO4 2 Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SỰ ĐIỆN PHÂN Ví dụ 4: Điện phân dung dịch AgNO3, điện cực trơ + - + Sự điện li: AgNO3  Ag + NO3 + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): Ở ANOT (cực +): + - Ag , H2O NO3 , H2O + + Ag + 1e Ag 2H2O 4H + O2 + 4e ñpdd + Phương trình của sự điện phân là: 4AgNO3 + 2H2O  4Ag + O2 + 4HNO3 Ví dụ 5: Điện phân dung dịch NaNO3, điện cực trơ + - + Sự điện li: NaNO3  Na + NO3 + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): Ở ANOT (cực +): + - Na , H2O NO3 , H2O - + 2H2O + 2e H2 + 2OH 2H2O 4H + O2 + 4e + Phương trình của sự điện phân dung dịch NaNO3 chính là điện phân H2O: ñpdd 2H2O  2H2 + O2 Ví dụ 6: Điện phân hỗn hợp dung dịch CuSO4 và ZnSO4, điện cực trơ 2+ 2- + Sự điện li: CuSO4  Cu + SO4 2+ 2- ZnSO4  Zn + SO4 + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): Ở ANOT (cực +): 2+ 2+ 2- Cu , Zn H2O SO4 , H2O + Phản ứng khử theo thứ tự: 1b) 2H2O 4H + O2 + 4e 1a) Cu2+ + 2e Cu 2a) Zn2+ + 2e Zn - 3a) 2H2O + 2e H2 + 2OH + Phương trình của sự điện phân dung dịch xảy ra theo thứ tự: ñpdd Giai đoạn 1: (1a + 1b): CuSO4 + 2H2O  2Cu + O2 + 2H2SO4 ñpdd Giai đoạn 2: (2a + 1b): ZnSO4 + 2H2O  2Zn + O2 + 2H2SO4 ñpdd Giai đoạn 3: (3a + 1b): 2H2O  O2 + 2H2 3. ĐIỆN PHÂN VỚI ANOT TAN Khi anot không phải là điện cực trơ (Au, Pt, graphit) mà là các kim loại như Fe, Zn, Cu, thì các kim loại này bị oxi hóa và tan ra. Ví dụ: + Khi điện phân dung dịch CuSO4 với anot bằng Cu thì anot sẽ bị tan ra còn catot có Cu bám vào nên không có phản ứng hóa học xảy ra ( nồng độ ion Cu2+ trong dung dịch không đổi) mà chỉ xem như là sự chuyển dời kim loại Cu từ anot về catot. + Khi điện phân dung dịch CuSO4 với anot bằng Zn thì anot sẽ tan ra, còn catot Cu sẽ bám vào nên phản ứng hóa học có thể viết: Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SỰ ĐIỆN PHÂN Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI III. ỨNG DỤNG CỦA SỰ ĐIỆN PHÂN 1. Điều chế kim loại, tất cả kim loại. 2. Điều chế một số phi kim, như H2, O2, F2, Cl2. 3. Điều chế một số hợp chất, như KMnO4, NaOH, H2O2, nước Javen, 4. Tính chế một số kim loại, như Cu, Pb, Zn, Fe, Au, Ag, 5. Mạ điện, như mạ kẽm, thiếc, niken, bạc, vàng, SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I. KHÁI NIỆM Ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh. Hậu quả là kim loại bị oxi hoá thành ion dương bởi các quá trình hóa học hoặc điện hóa: M  Mn+ + ne VD: sắt bị gỉ, nhôm bị oxi hóa, II. HAI DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI Căn cứ vào môi trường và cơ chế của sự ăn mòn kim loại, người ta phân chia thành 2 dạng chính: ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa. 1. ĂN MÒN HOÁ HỌC a) Khái niệm: Ăn mòn hoá học là quá trình oxi hoá – khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường. Thí dụ: - Thanh sắt trong nhà máy sản xuất khí Cl2 0 0 +3 -1 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 - Các thiết bị của lò đốt, các chi tiết của động cơ đốt trong 0 0 t0 +8/3 -2 3Fe + 2O2 Fe3O4 0 +1 t0 +8/3 0 3Fe + 2H2O Fe3O4 + H2 b) Đặc điểm - Không phát sinh dòng điện - Kim loại bị ăn mòn chậm. Khi nhiệt độ càng cao thì kim loại bị ăn mòn nhanh. - Môi trường ăn mòn hóa học thường là môi trường khan (như O2 không khí, ) , cũng có thể là dung dịch nhưng kim loại phải tinh khiết. 2. ĂN MÒN ĐIỆN HÓA HỌC a) Khái niệm: Ăn mòn điện hoá là quá trình oxi hoá – 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 dương. VD: vỏ tàu biển chìm trong nước, Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI b) Đặc điểm - Phát sinh dòng điện. - Kim loại có lẫn tạp chất và bị ăn mòn nhanh. - Do tác dụng của kim loại không nguyên chất với môi trường có chất điện li như không khí ẩm, nước tự nhiên, dung dịch axit. III. CƠ CHẾ CỦA SỰ ĂN MÒN ĐIỆN HÓA HỌC 1. Thí nghiệm: Rót dung dịch axit H2SO4 loãng vào cốc thủy tinh rồi nhúng 2 thanh kim loại khác nhau, như Zn và Cu vào cốc. Nối hai thanh kim loại bằng một dây dẫn có mắc nối tiếp với một điện kế. e > Zn Cu - o o -o- o o o o o o 2+ o o oZn o o o o o H+ o o Dd H2SO4 o o o o o 2. Hiện tượng và giải thích - Khi chưa nối dây dẫn: lá Zn bị hòa tan và bọt H2 thoát ra ở bề mặt lá Zn + 2+ Zn + 2H  Zn + H2 Zn bị ăn mòn chậm vì khí H2 mới sinh ra tại bề mặt thanh Zn một lớp bọt khí ngăn cách Zn tiếp xúc với ion H+ của dung dịch axit. - Khi nối dây dẫn: lá Zn bị ăn mòn nhanh, kim điện kế bị lệch, bọt khí thoát ra cả ở lá Cu. Khi đó một pin điện hóa đã hình thành, trong đó Zn là cực âm, Cu là cực dương. Các electron di chuyển từ lá Zn sang lá Cu qua dây dẫn, tạo ra dòng điện một chiều. Dòng điện này làm cho kim điện kế bị + lệch. Các ion H trong dung dịch H2SO4 di chuyển về lá Cu (cực dương) nhận electron và bị khử thành H2 và sau đó thoát ra khỏi dung dịch: + 2H + 2e  H2 Phản ứng điện hóa chung xảy ra trong pin: + 2+ Zn + 2H  Zn + H2 Kết quả, lá Zn bị ăn mòn điện hóa và tạo ra dòng điện. Quá trình ăn mòn như vậy được gọi là ăn mòn điện hóa học 3. Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa Sự ăn mòn điện hóa học chỉ xảy ra khi thỏa đủ 3 điều kiện sau: i) Các điện cực phải khác nhau về bản chất, có thể 2 kim loại khác nhau hoặc cặp kim loại – phi kim, hoặc cặp kim loại – hợp chất hóa học. ii) Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn. iii) Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li. NHẬN XÉT: Các quá trình ăn mòn kim loại diễn ra rất phức tạp, có thể bao gồm cả sự ăn mòn hóa học và ăn mòn điện hóa. Nhưng ăn mòn điện hóa thường đóng vai trò chủ yếu. Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI 4. Ăn mòn điện hoá học hợp kim gang thép trong không khí ẩm - Gang, thép là hợp kim Fe - C và một số nguyên tố khác. Không khí ẩm có hoà tan khí O2 và CO2, tạo thành lớp dung dịch chất điện li phủ lên bề mặt gang thép làm xuất hiện vô số các pin điện hóa mà Fe là cực âm, C là cực dương. Lôùp dd chaát ñieän li Fe2+ - O2 + 2H2O + 4e 4OH C Fe Vaät laøm baèng gang e TẠI ANOT (cực âm) xảy ra sự oxi hóa: Fe → Fe2+ + 2e TẠI CATOT (cực dương) xảy ra sự khử: − O2 + 2H2O + 4e → 4OH + (Trong môi trường axit: O2 + H + 4e → 2H2O) 2+ 2+ Ion Fe tan vào dung dịch chất điện li có hoà tan khí O2. Tại đây, ion Fe tiếp tục bị oxi hoá 3+ − thành Fe và dưới tác dụng của ion OH tạo ra gỉ sắt có thành phần chủ yếu là Fe2O3.nH2O. IV. CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI Có nhiều phương pháp bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn. Phổ biến hơn cả là phương pháp bảo vệ bề mặt và bảo vệ điện hóa. 1. Phương pháp bảo vệ bề mặt Dùng những chất bền vững với môi trường để phủ mặt ngoài những đồ vật bằng kim loại như bôi dầu mỡ, sơn, mạ, tráng men, Thí dụ: Sắt tây là sắt được tráng thiếc, tôn là sắt được tráng kẽm. Các đồ vật làm bằng sắt được mạ niken hay crom. 2. Phương pháp điện hoá Nối kim loại cần bảo vệ với một kim loại hoạt động hơn để tạo thành pin điện hoá và kim loại hoạt động hơn sẽ bị ăn mòn, kim loại kia được bảo vệ. Thí dụ: Bảo vệ vỏ tàu biển làm bằng thép bằng cách gán vào mặt ngoài của vỏ tàu (phần chìm dưới nước) những khối Zn, kết quả là Zn bị nước biển ăn mòn thay cho thép ( Zn là “vật hi sinh” thay cho thép). Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
ÑIEÀU CHEÁ KIM LOAÏI ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI I – NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại: Mn+ + ne M II – PHƯƠNG PHÁP 1. Phương pháp nhiệt luyện Nguyên tắc: Khử ion kim loại trong hợp chất ở nhiệt độ cao bằng các chất khử như C, CO, H2 hoặc các kim loại hoạt động (Al, kim loại kiềm, ). Phạm vi áp dụng: Sản xuất các kim loại có tính khử trung bình sau Al (Zn, Fe, Sn, Pb, ) trong công nghiệp. to C Thí dụ: Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 to C 2Al + Cr2O3  2Cr + Al2O3 (gọi là phản ứng nhiệt nhôm) CHÚ Ý: i) Quặng sunfua kim loại như: Cu2S, ZnS, FeS2, thì chuyển về oxit kim loại. Sau đó khử oxit kim loại này bằng chất khử thích hợp. to C 2ZnS + 3O2  2ZnO + 2SO2 o ZnO + C  t C Zn + CO ii) Với những kim loại kém hoạt động như Hg, Ag chỉ cần đốt cháy quặng sunfua cũng thu được kim loại mà không cần khử bằng các tác nhân khác: to C HgS + O2  Hg + SO2 to C Ag2S + O2  2Ag + SO2 2. Phương pháp thuỷ luyện ( phương pháp ướt) Nguyên tắc: Dùng những dung dịch thích hợp như: H2SO4, NaOH, NaCN, để hoà tan kim loại hoặc các hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần không tan có ở trong quặng. Sau đó khử những ion kim loại này trong dung dịch bằng những kim loại có tính khử mạnh như Fe, Zn, Phạm vi áp dụng: Thường sử dụng để điều chế các kim loại có tính khử yếu như Cu, Hg, Ag, Au, Thí dụ 1: Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu↓ Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu↓ Thí dụ 2: Điều chế Ag từ quặng bạc sunfua Ag2S - Dùng dung dịch NaCN xử lí, thu được dung dịch muối phức bạc: Ag2S + 4NaCN  2Na[Ag(CN)2] + Na2S - - 2- Ag2S + 4CN  2[Ag(CN)2] + S - Sau đó dùng Zn khử ion Ag+: 2Na[Ag(CN)2] + Zn  Na2[Zn(CN)4] + 2Ag Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
ÑIEÀU CHEÁ KIM LOAÏI - 2- 2[Ag(CN)2] + Zn  [Zn(CN)4] + 2Ag 3. Phương pháp điện phân [XEM LẠI BÀI “SỰ ĐIỆN PHÂN”] a) Điện phân hợp chất nóng chảy Nguyên tắc: Khử các ion kim loại bằng dòng điện một chiều bằng cách điện phân nóng chảy hợp chất của kim loại như: oxit, bazơ, muối halogenua. Phạm vi áp dụng: Điều chế tất cả các kim loại hoạt động hoá học mạnh như K, Na, Ca, Mg, Al, . Thí dụ 1: Điện phân Al2O3 nóng chảy để điều chế Al. Ở catot (cực âm): Al3+ + 3e  Al 2- Ở anot (cực dương): 2O  O2 + 4e ñpnc 2Al2O3 4Al + 3O2 Thí dụ 2: Điện phân MgCl2 nóng chảy để điều chế Mg. Ở catot (cực âm): Mg2+ + 2e  Mg - Ở anot (cực dương): 2Cl  Cl2 + 2e ñpnc MgCl2 Mg + Cl2 b) Điện phân dung dịch Nguyên tắc: Điện phân dung dịch muối của kim loại. Phạm vi áp dụng: Điều chế các kim loại sau Al có độ hoạt động hoá học trung bình hoặc yếu. Thí dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 để điều chế kim loại Cu. K (-) CuCl2 A (+) 2+ - Cu , H2O (H2O) Cl , H2O 2+ - Cu + 2e Cu 2Cl Cl2 + 2e ñpdd CuCl2 Cu + Cl2 III - ĐỊNH LUẬT FARADAY Theo công thức Faraday, ta có thể tính khối lượng các chất thu được ở các điện cực: AIt m = nF Trong đó: m : Khối lượng chất thu được ở điện cực (g). A : Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực. n : Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận. I : Cường độ dòng điện (A) t : Thời gian điện phân (s) F : Hằng số Faraday (F = 96500 culông/mol). Chú ý: Tính số mol electron đã tham gia điện phân: It ne 96500 Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI KIEÀM VAØ HÔÏP CHAÁT KIM LOẠI KIỀM & HỢP CHẤT A. KIM LOẠI KIỀM I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO 1. Vị trí của KLK trong bảng tuần hoàn - KLK thuộc nhóm IA, đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu kì 1) gồm các nguyên tố: Li, Na, K, Rb, Cs và Fr ( Fr là nguyên tố phóng xạ, không học). 2. Cấu tạo và tính chất của KLK - Cấu hình electron ở lớp ngoài cùng là ns1: Li: [He] 2s1; Na: [Ne] 3s1; K: [Ar] 4s1; Rb: [Kr]5s1; Cs: [Xe]6s1 nên KLK là những nguyên tố s. Do có 1e ở lớp ngoài cùng nên dễ nhường e tạo cation M+: M  M+ + 1e - Năng lượng ion hóa I1 nhỏ nhất so với các kim loại trong cùng chu kì KLK có tính khử rất mạnh. Năng lượng ion hóa I1 giảm dần từ Li đến Cs nên tính khử tăng dần từ Li Cs. - Trong các hợp chất, KLK chỉ có số oxi hóa là +1. II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ - KLK đều có màu trắng bạc, có ánh kim, tuy nhiên ánh kim đó dễ bị mờ khi tiếp xúc với không khí. - KLK có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, có khối lượng riêng nhỏ, độ cứng thấp do: KLK có kiểu mạng tinh thể lập phương tâm khối, cấu trúc tương đối rỗng và liên kết kim loại yếu. - Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi giảm dần từ Li đến Cs. - Bán kính nguyên tử tăng dần từ Li đến Cs. - Cs có độ cứng thấp nhất (mềm nhất) và Li có khối lượng riêng nhỏ nhất. - Màu ngọn lửa khi đốt KLK hay các hợp chất dễ bay hơi của chúng: Li (đỏ tía); Na (vàng); K (tím hoa cà); Rb (tím hồng); Cs (xanh da trời). III. TÍNH CHẤT HÓA HỌC o - Các nguyên tử KLK có năng lượng ion hóa I1 nhỏ và thế điện cực chuẩn E có giá trị rất âm nên KLK có tính khử rất mạnh và tăng dần từ Li đến Cs: - Trong hợp chất, KLK có số oxi hóa là +1. 1. Tác dụng với phi kim a) Với oxi: tạo oxit và peoxit 1 -2 to C 2Na + O2  Na2 O (natri oxit) 1 -1 to C 2Na + O2  Na2 O 2 (natri peoxit) CHÚ Ý: 2Na2O2 + 2H2O  4NaOH + O2 b) Với halogen: tạo muối halogenua 2K + Cl2  2KCl c) Với lưu huỳnh: tạo muối sunfua to C 2Na + S  Na2S 2. Tác dụng với axit Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI KIEÀM VAØ HÔÏP CHAÁT + KLK khử mạnh ion H trong dd axit HCl và H2SO4 loãng thành H2 2Na + 2HCl  2NaCl + H2 2Na + H2SO4  Na2SO4 + H2 3. Tác dụng với nước KLK khử nước dễ dàng ở nhiệt độ thường tạo H2 2K + 2H2O  2KOH + H2 Dạng tổng quát: 2M + 2H2O  2MOH + H2 KLK được bảo quản bằng cách ngâm chìm trong dầu hỏa. CHÚ Ý: n 2.n OH H2 4. Tác dụng với dung dịch muối * KLK tác dụng với dung dịch muối qua trung gian của nước. VD: khi cho Na vào dung dịch CuSO4, thấy có khí bay ra và xuất hiện kết tủa xanh GĐ 1: 2Na + H2O  2NaOH + H2 GĐ 2: 2NaOH + CuSO4  2Cu(OH)2 + Na2SO4 Tổng cộng: 2Na + H2O + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4 + H2 IV. ỨNG DỤNG, TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN, ĐIỀU CHẾ 1. Ứng dụng - Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. - Hợp kim Li-Al siêu nhẹ, dùng trong kĩ thuật hàng không - Cs dùng làm tế bào quang điện. 2. Trạng thái tự nhiên - KLK không có ở dạng đơn chất mà chỉ tồn tại ở dạng hợp chất. VD: Trong nước biển chứa nhiều NaCl, trong đất chứa hợp chất KLK dạng muối silicat và aluminat. - Một số quặng: + Muối mỏ : NaCl + Xin-vi-nit : KCl.NaCl + Cac-na-lit : KCl.MgCl2.6H2O + Cau-nit : KCl.MgSO4.6H2O 3. Điều chế Dùng phương pháp điện phân nóng chảy muối halogenua, oxit, hyđroxit tương ứng với điện cực trơ thu được KLK ở catot: ñpnc 2NaCl  2Na + Cl2 ñpnc 2Na2O  4Na + O2 ñpnc 4NaOH  4Na + O2 + 2H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI KIEÀM VAØ HÔÏP CHAÁT B. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM I. NATRI HIĐROXIT 1. Tính chất o o - NaOH hay xút ăn da là chất rắn, không màu, hút ẩm, dễ nóng chảy ( tnc = 322 C) nhưng rất bền nhiệt (không bị nhiệt phân) , tan nhiều trong nước và tỏa nhiệt. - NaOH là bazơ mạnh phân li hoàn toàn thành ion khi tan trong nước: NaOH  Na+ + OH- - NaOH mang đầy đủ tính chất của một dung dịch bazơ (kiềm): + Tác dụng với chất chỉ thị màu: quỳ tím  NaOH màu xanh; phenolphtalein  NaOH màu đỏ(hồng) + Tác dụng với oxit axit: CO2 + NaOH  NaHCO3 CO2 + 2NaOH  Na2CO3 + H2O + Tác dụng với axit: NaOH + HCl  NaCl + H2O 2NaOH + H2SO4  Na2SO4 + 2H2O + Tác dụng với dung dịch muối: 2NaOH + CuSO4  Cu(OH)2 + Na2SO4 + Tác dụng với hyđroxit lưỡng tính: NaOH + Al(OH)3  NaAlO2 + 2H2O 2NaOH + Zn(OH)2  Na2ZnO2 + 2H2O + Tác dụng với kim loại, oxit kim loại: 3 Al + NaOH + H2O  NaAlO2 + H2 2 Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O 2. Ứng dụng - Là hóa chất quan trọng, đứng thứ hai chỉ sau axit sunfuric. - Dùng nấu xà phòng, chế phẩm nhuộm, 3. Điều chế a) Trong công nghiệp: dùng phương pháp điện phân dung dịch NaCl bão hòa có màng ngăn giữa 2 điện cực: + Sự điện li: NaCl  Na+ + Cl- + Phản ứng ở các điện cực: Ở CATOT (cực -): Ở ANOT (cực +): + - Na , H2O Cl , H2O - - 2H2O + 2e H2 + 2OH 2Cl Cl2 + 2e ñpdd + Phương trình của sự điện phân là: 2NaCl + H2O  maøng ngaên xoáp 2NaOH + Cl2 + H2 CHÚ Ý: + Nếu không có màng ngăn, clo tạo thành sẽ tác dụng với NaOH tạo Nước Javen: : Cl2 + 2NaOH  NaClO + NaCl + H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI KIEÀM VAØ HÔÏP CHAÁT 100o C + Khi đun nóng: 3Cl2 + 6NaOH  5NaCl + NaClO3 + 3H2O b) Trong phòng thí nghiệm: cho xô-đa tác dụng với nước vôi: Na2CO3 + Ca(OH)2  2NaOH + CaCO3 II. NATRI HIĐROCACBONAT VÀ NATRI CACBONAT 1. Muối natrihiđrocacbonat, NaHCO3 a) Tính chất - - - Có tính bazơ do bị thủy phân: HCO3 + H2O  H2CO3 + OH to C - Kém bền nhiệt: 2NaHCO3  Na2CO3 + CO2 + H2O - - Là chất lưỡng tính (của ion HCO3 ): tính bazơ chiếm ưu thế hơn tính axit NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O - + Phương trình ion rút gọn: HCO3 + H  CO2 + H2O NaHCO3 + NaOH  Na2CO3 + H2O - - 2- Phương trình ion rút gọn: HCO3 + OH  CO3 + H2O b) Ứng dụng NaHCO3 được dùng trong y học, công nghệ thực phẩm, chế tạo nước giải khát, 2. Muối natri cacbonat, Na2CO3 a) Tính chất - Chất rắn màu trắng, tan nhiều trong nước, nóng chảy ở 8500C, không bị nhiệt phân. 2  - - - Có tính bazơ do bị thủy phân: CO3 + H2O  HCO3 + OH - Tác dụng với axit mạnh: Cho từ từ đến dư axit HCl vào dung dịch Na2CO3, xảy ra phản ứng theo thứ tự: Na2CO3 + HCl  NaCl + NaHCO3 (1) 2 + - Phương trình ion rút gọn: CO3 + H  HCO3 NaHCO3 + HCl  NaCl + CO2 + H2O (2) - + Phương trình ion rút gọn: HCO3 + H  CO2 + H2O Nhận xét: + Giai đoạn (1) chưa tạo ra khí. + Giai đoạn (2) mới xuất hiện khí Tổng (1) + (2): Na2CO3 + 2HCl  2NaCl + CO2 + H2O 2 + Phương trình ion rút gọn: CO3 + 2H  CO2 + H2O - Tác dụng với muối: Na2CO3 + BaCl2  BaCO3 + 2NaCl - Tác dụng với dung dịch bazơ Na2CO3 + Ba(OH)2  BaCO3↓ + 2NaOH - Tác dụng với CO2 + H2O (tính chất riêng của muối cacbonat): Na2CO3 + CO2 + H2O  2NaHCO3 b) Ứng dụng Là hoá chất quan trọng trong công nghiệp thuỷ tinh, bột giặt, phẩm nhuộm, giấy, sợi, Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI KIEÀM VAØ HÔÏP CHAÁT CHÚ Ý: (1) Sự chuyển hóa qua lại: CO2  HCO 3(2) 3 + (1): Dùng CO2 + H2O hoặc H : 2 CO3 CO 2 + H 2 O  2HCO 3 2 CO3 H  HCO 3 (2): Dùng OH- hoặc nhiệt phân: - - 2 HCO3 + OH  CO3 + H2O to C 2 2HCO3 CO 3 CO 2 + H 2 O III. KALI NITRAT, KNO3 1. Tính chất - Tinh thể không màu, bền trong không khí, tan nhiều trong nước. to C - Bị nhiệt phân: 2KNO3  2KNO2 + O2 2. Ứng dụng - KNO3 dùng làm phân bón (phân đạm, phân kali) - Điều chế thuốc nổ thông thường (thuốc súng) là hỗn hợp: 68% KNO3, 15% S, 17% C (than) to C 2KNO3 + 3C + S  N2 + 3CO2 + K2S Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI KIEÀM VAØ HÔÏP CHAÁT Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KL KIEÀM THOÅ & HÔÏP CHAÁT KIM LOẠI KIỀM THỔ & HỢP CHẤT A. KIM LOẠI KIỀM THỔ I – VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ 1. Vị trí của KLK thổ trong bảng tuần hoàn - 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 rađi (Ra, là nguyên tố phóng xạ). - Trong mỗi chu kì, nguyên tố KLK thổ đứng sau nguyên tố KLK. 2. Cấu tạo và tính chất của KLK - Cấu hình electron ở lớp ngoài cùng là ns2: Be: [He]2s2; Mg: [Ne]3s2; Ca: [Ar]4s2;Sr: [Kr]5s2; Ba: [Xe]6s2 nên KLK thổ là những nguyên tố s. Do có 2e ở lớp ngoài cùng nên dễ nhường e tạo cation M2+: M  M2+ + 2e - KLK thổ có tính khử mạnh (chỉ sau KLK) và tính khử tăng dần từ Be Ba. - Trong các hợp chất, KLK thổ chỉ có số oxi hóa là +2. II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ - Màu trắng bạc, có thể dát mỏng. - Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các KLK thổ tuy có cao hơn các KLK nhưng vẫn tương đối o o thấp (trừ Be có tnc khá cao 1280 C). - Khối lượng riêng nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ Ba). Độ cứng cao hơn các kim loại kiềm nhưng vẫn tương đối mềm. - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và khối lượng riêng của các KLK thổ không biến đổi theo một quy luật nhất định như KLK vì các KLK thổ có kiểu mạng tinh thể không giống nhau: Be, Mg (lục phương); Ca, Sr (lập phương tâm diện); Ba ( lập phương tâm khối). - Màu ngọn lửa khi đốt KLK thổ hay các hợp chất của chúng: Mg (chói sáng trắng); Ca (đỏ cam); Sr (đỏ tía); Ba (vàng lục). III – TÍNH CHẤT HOÁ HỌC Các nguyên tử KLK thổ có năng lượng ion hoá tương đối nhỏ, vì vậy KLK thổ có tính khử mạnh. Tính khử tăng dần từ Be đến Ba. M  M2+ + 2e trong các hợp chất các KLK thổ có số oxi hoá +2. 1. Tác dụng với phi kim 0 0 +2 -2 to C 2Mg + O2  2MgO 0 0 +2 -1 to C Ca + Cl2  CaCl2 0 0o +2 -2 Mg + S  t C MgS Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KL KIEÀM THOÅ & HÔÏP CHAÁT 2. Tác dụng với axit a) Với HCl, H2SO4 loãng 0 +1 +2 0 2Mg + 2HCl MgCl2 + H2 b) Với HNO3, H2SO4 đặc 3. Tác dụng với nước - Ở nhiệt độ thường, Ca, Sr, Ba tác dụng với H2O tạo thành dung dịch bazơ: Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2↑ Nhận xét: n 2.n OH H2 - Mg tác dụng rất chậm với H2O ở nhiệt độ thường tạo Mg(OH)2 Mg + 2H2O  Mg(OH)2  + H2↑ Mg tác dụng với hơi nước nóng: to C Mg + H2O(hơi)  MgO + H2↑ CHÚ Ý: Mg cũng cháy trong mãnh liệt trong CO2 (không dùng CO2 dập tắt lửa chứa Mg và kim loại mạnh khác): to C 2Mg + CO2  2MgO + C - Be không khử được nước dù ở nhiệt độ cao. 4. Tác dụng với dung dịch kiềm Chỉ có Be tác dụng và tan trong dung dịch kiềm đun nóng: to C Be + 2NaOH  Na2BeO2 + H2 Natri berilat 5. Tác dụng với dung dịch muối - Nếu kim loại tác dụng với H2O thì sẽ tác dụng với H2O trước tạo dung dịch kiềm, sau đó kiềm sẽ tác dụng với muối. Ví dụ: Cho canxi vào dung dịch CuCl2: Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2 Ca(OH)2 + CuCl2  Cu(OH)2 + CaCl2 - Nếu kim loại kiềm thổ không tác dụng với H2O thì đẩy kim loại đứng sau ra khỏi muối. Mg + FeCl2  MgCl2 + Fe IV – ĐIỀU CHẾ Dùng phương pháp điện phân nóng chảy muối halogenua của chúng. ñpnc VD: MgCl2  Mg + Cl2 ñpnc CaCl2  Ca + Cl2 V. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN Trong tự nhiên, các kim loại kiềm thổ tồn tại dưới dạng hợp chất dưới dạng các quặng: + Đá vôi (can-xit) : CaCO3, + Đolomit : MgCO3.CaCO3 + Photphorit : Ca3(PO4)2, + Apatit : 3Ca3(PO4)2.CaF2 + Ma-gie-zit : MgCO3 Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KL KIEÀM THOÅ & HÔÏP CHAÁT VI – ỨNG DỤNG - Dùng chế tạo các hợp kim có tính chất đặc biệt: Mg tạo hợp kim bền, nhẹ; Be tạo hợp kim bền, có tính đàn hồi, không bị ăn mòn. - Mg còn dùng để tổng hợp nhiều chất hữu cơ, chế tạo chất chiếu sáng ban đêm. - Ca dùng làm chất khử để tách oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép. - Các kim loại kiềm thổ khác ít có ứng dụng trong thực tế. B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI 1. CANXI HIĐROXIT, Ca(OH)2 (VÔI TÔI) a) Tính chất vật lí - Ca(OH)2 là chất rắn màu trắng, ít tan trong nước. Dung dịch Ca(OH)2 (nước vôi trong) là một bazơ mạnh: 2+ - Ca(OH)2  Ca + 2OH b) Tính chất hóa học - Dung dịch Ca(OH)2 có những tính chất chung của một bazơ tan: + Làm quỳ tím hóa xanh, làm phenolphtalein từ không màu hóa hồng. + Tác dụng với oxit axit: CO2 + Ca(OH)2  CaCO3↓ + H2O (dùng nhận biết khí CO2) 2CO2 + Ca(OH)2  Ca(HCO3)2 + Tác dụng với axit: Ca(OH)2 + HCl  CaCl2 + H2O + Tác dụng với dung dịch muối: Ca(OH)2 + CuSO4  CaSO4 + Cu(OH)2 - Tác dụng với halogen: 2Ca(OH)2 + 2Cl2  CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O c) Điều chế Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2 CaO + H2O  Ca(OH)2 ñpdd CaCl2 + 2H2O  maøng ngaên xoáp Ca(OH)2 + Cl2 + H2 d) Ứng dụng Ứng dụng rộng rãi trong nhiều ngành công nghiệp: sản xuất NH3, CaOCl2, vật liệu xây dựng, 2. CANXI CACBONAT (đá vôi), CaCO3 a) Tính chất vật lí - Chất rắn màu trắng, không tan trong nước, không hút nước. b) Tính chất hóa học - Bị phân huỷ ở nhiệt độ cao khoảng 1000oC: t0 CaCO3 CaO + CO2 - CaCO3 là muối của axit yếu cacbonic nên tác dụng với axit mạnh hơn nó: CaCO3 + 2HCl  CaCl2 + CO2 + H2O CaCO3 + 2CH3COOH  (CH3COO)2Ca + CO2 + H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KL KIEÀM THOÅ & HÔÏP CHAÁT - CaCO3 bị hoà tan trong nước có hoà tan khí CO2 (1) CaCO3 + CO2 + H2O  Ca(HCO3)2 (2) CHÚ Ý: + Chiều (1): giải thích sụ xâm thực của nước mưa (có chứa CO2) đối với đá vôi + Chiều (2): giải thích sự tạo thạch nhũ trong các hang động, sự tạo cặn đá vôi trong ấm nước đun nóng. c) Điều chế CO2 + Ca(OH)2  CaCO3↓ + H2O CaO + CO2  CaCO3↓ Ca(OH)2 + Na2CO3  CaCO3↓ + 2NaOH Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2  2CaCO3↓ + 2H2O d) Ứng dụng - Đá vôi dùng làm vật liệu xây dựng, sản xuất vôi, xi măng, thủy tinh - Đá hoa dùng trong các công trình mĩ thuật (tạc tượng, trang trí, ). - Đá phấn dễ nghiền thành bột làm phụ gia thuốc đánh răng, 3. CANXI SUNFAT, CaSO4 - Trong tự nhiên, CaSO4 tồn tại dưới dạng muối ngậm nước CaSO4.2H2O gọi là thạch cao sống. - Thạch cao nung: 160o C CaSO4 .2H 2 Oe  CaSO 4 .H 2 O + H 2 O Thạch cao sống Thạch cao nung Thạch cao nung là chất màu trắng, dễ nghiền thành bột mịn. Khi nhào bột đó với nước tạo thành một loại bột nhão có khả năng đông cứng nhanh. - Thạch cao khan là CaSO4 350o C CaSO4 .2H 2 O  CaSO 4 + 2H 2 O Thạch cao sống Thạch cao khan C. NƯỚC CỨNG 1. Khái niệm: - Nước chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+ được gọi là nước cứng. - Nước chứa ít hoặc không chứa các ion Mg2+ và Ca2+ được gọi là nước mềm. 2. Phân loại: a) Tính cứng tạm thời: Gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2. 2+ - Ca(HCO3)2  Ca + 2HCO3 2+ - Mg(HCO3)2  Mg + 2HCO3 b) Tính cứng vĩnh cữu: Gây nên bởi các muối sunfat, clorua của canxi và magie. 2+ - CaCl2  Ca + 2Cl 2+ - MgCl2  Mg + 2Cl 2+ 2 CaSO4  Ca + SO4 2+ 2 MgSO4  Mg + SO4 - Khi đun sôi, các muối này không bị phân huỷ. c) Tính cứng toàn phần: Gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cữu. Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KL KIEÀM THOÅ & HÔÏP CHAÁT 3. Tác hại - Đun sôi nước cứng lâu ngày trong nồi hơi, nồi sẽ bị phủ một lớp cặn. Lớp cặn dày 1mm làm tốn thêm 5% nhiên liệu, thậm chí có thể gây nổ. - Các ống dẫn nước cứng lâu ngày có thể bị đóng cặn, làm giảm lưu lượng của nước. - Quần áo giặt bằng nước cứng thì xà phòng không ra bọt, tốn xà phòng và làm áo quần mau chóng hư hỏng do những kết tủa khó tan bám vào quần áo. - Pha trà bằng nước cứng sẽ làm giảm hương vị của trà. Nấu ăn bằng nước cứng sẽ làm thực phẩm lâu chín và giảm mùi vị. 4. Cách làm mềm nước cứng Nguyên tắc: Làm giảm nồng độ các ion Ca2+, Mg2+ trong nước cứng. a) Phương pháp kết tủa  Tính cứng tạm thời: - Khi đun sôi nước, các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2 bị phân huỷ → tính cứng bị mất. t0 Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O t0 Mg(HCO3)2 MgCO3 + CO2 + H2O - Dùng Ca(OH)2 vừa đủ, Na2CO3 (hoặc Na3PO4): Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  2CaCO3↓ + 2H2O Ca(HCO3)2 + Na2CO3  CaCO3↓ + 2NaHCO3  Tính cứng vĩnh cữu: Dùng Na2CO3 (hoặc Na3PO4): CaSO4 + Na2CO3  CaCO3↓ + Na2SO4 b) Phương pháp trao đổi ion - Dùng các vật liệu polime có khả năng trao đổi ion, gọi chung là nhựa cationit. Khi đi qua cột có chứa chất trao đổi ion, các ion Ca2+ và Mg2+ có trong nước cứng đi vào các lỗ trống trong cấu trúc polime, thế chỗ cho các ion Na+ hoặc H+ của cationit đã đi vào dung dịch. - Các zeolit là các vật liệu trao đổi ion vô cơ cũng được dùng để làm mềm nước. 5. Nhận biết ion Ca2+, Mg2+ trong dung dịch 2  Thuốc thử: dung dịch muối CO3 và khí CO2.  Hiện tượng: Có kết tủa trắng, sau đó kết tủa bị hoà tan.  Phương trình phản ứng: 2+ 2 Ca + CO3  CaCO3↓ CaCO3 + CO2 + H2O Ca(HCO3)2 (tan) 2+ - Ca + 2HCO3 2+ 2 Mg + CO3  MgCO3↓ MgCO3 + CO2 + H2O Mg(HCO3)2 (tan) 2+ - Mg + 2HCO3 Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KL KIEÀM THOÅ & HÔÏP CHAÁT Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
NHOÂM & HÔÏP CHAÁT NHÔM VÀ HỢP CHẤT A. KIM LOẠI NHÔM I. VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO 1. Vị trí của nhôm trong bảng tuần hoàn IIA IIIA IVA n =2 5 B n =3 12 Mg 13 Al 14 Si - Nhôm là nguyên tố hóa học có số hiệu nguyên tử là 13, nhóm IIIA, chu kì 3. - Trong nhóm, nhôm đứng dưới nguyên tố phi kim B. Trong chu kì, nhôm đứng sau nguyên tố kim loại Mg và trước nguyên tố phi kim Si. 2. Cấu tạo của nhôm - Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1 nhôm là nguyên tố p. - Độ âm điện: 1,61 - Số oxi hóa: trong hợp chất, Al có số oxi hóa bền là +3. - Mạng tinh thể: lập phương tâm diện. II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ - Màu trắng bạc, khá mềm, dễ kéo sợi, dễ dát mỏng. - Là kim loại nhẹ (d = 2,7g/cm3), nóng chảy ở 6600C. - Dẫn điện và dẫn nhiệt tốt. Độ dẫn nhiệt bằng 2/3 đồng. Độ dẫn điện của nhôm gấp sắt 3 lần. III – TÍNH CHẤT HOÁ HỌC Nhôm là kim loại có tính khử mạnh, chỉ sau kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ, nên dễ bị oxi hoá thành ion dương. Al  Al3+ + 3e 1. Tác dụng với phi kim a) Tác dụng với halogen: 2Al + 3Cl2  2AlCl3 t0 b) Tác dụng với oxi: 4Al + 3O2 2Al2O3 CHÚ Ý: Al bền trong không khí ở nhiệt độ thường do có lớp màng oxit Al2O3 rất mỏng, mịn và bền chắc bảo vệ. 2. Tác dụng với axit + - Khử dễ dàng ion H trong dung dịch HCl và H2SO4 loãng tạo thành H2 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2 + 3+ 2Al + 6H  2Al + 3H2 - Tác dụng mạnh với dung dịch HNO3 loãng, HNO3 đặc, nóng và H2SO4 đặc, nóng. t0 Al + 4HNO3 (loaõng) Al(NO3)3 + NO + 2H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
NHOÂM & HÔÏP CHAÁT t0 2Al + 6H2SO4 (ñaëc) Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O CHÚ Ý: Nhôm bị thụ động hoá bởi dung dịch HNO3 đặc, nguội và H2SO4 đặc nguội. Có nghĩa là Al bị HNO3 và H2SO4 đặc nguội làm thụ động, sẽ không tác dụng với các dung dịch HCl, H2SO4 loãng. 3. Tác dụng với oxit kim loại Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều oxit kim loại như Fe2O3, Cr2O3, gọi là phản ứng nhiệt nhôm. t0 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe 4. Tác dụng với nước - Phá bỏ lớp oxit trên bề mặt Al (hoặc tạo thành hỗn hống Al-Hg) thì nhôm sẽ phản ứng với nước ở nhiệt độ thường: 2Al + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2 CHÚ Ý: + Phản ứng nhanh chóng dừng lại vì lớp Al(OH)3 không tan trong nước đã ngăn cản không cho nhôm tiếp xúc với nước. + Nhôm không phản ứng với nước dù ở nhiệt độ cao là vì trên bề mặt của nhôm được phủ kín một lớp Al2O3 rất mỏng, bền và mịn, không cho nước và khí thấm qua. + Trong các bài tập xem như Al không phản ứng với H2O. 5. Tác dụng với dung dịch kiềm - Trước hết, lớp bảo vệ Al2O3 bị hoà tan trong dung dịch kiềm: Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O (1) - Tiếp đến, Al khử nước: 2Al + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2 (2) - Lớp bảo vệ Al(OH)3 bị hoà tan trong dung dịch kiềm: Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O (3) Các phản ứng (2) và (3) xảy ra xen kẽ nhau cho đến khí nhôm bị hoà tan hết. CHÚ Ý: + Phản ứng chung: 2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2 + Al là chất khử và H2O là chất oxi hóa. IV. ỨNG DỤNG VÀ TRẠNG THÁI THIÊN NHIÊN 1. Ứng dụng - Dùng làm vật liệu chế tạo ô tô, máy bay, tên lửa, tàu vũ trụ. - Dùng trong xây dựng nhà cửa, trang trí nội thất. - Dùng làm dây dẫn điện, dùng làm dụng cụ nhà bếp. - Hỗn hợp tecmit (Al + FexOy) để thực hiện phản ứng nhiệt nhôm dùng hàn đường ray. 2. Trạng thái thiên nhiên - Nhôm tồn tại dạng hợp chất: đất sét (Al2O3.2SiO2.2H2O), mica (K2O.Al2O3.6SiO2), boxit (Al2O3.2H2O), criolit (3NaF.AlF3), V. SẢN XUẤT NHÔM Trong công nghiệp, nhôm được sản xuất bằng phương pháp điện phân Al2O3 nóng chảy 1. Nguyên liệu: Quặng boxit Al2O3.2H2O có lẫn tạp chất là Fe2O3 và SiO2. Loại bỏ tạp chất bằng phương pháp hoá học được Al2O3 gần như nguyên chất. 2. Điện phân nhôm oxit nóng chảy  Chuẩn bị chất điện li nóng chảy: Hoà tan Al2O3 trong criolit (Na3AlF6) nóng chảy nhằm: hạ nhiệt độ nóng chảy của hỗn hợp xuống 9000 C; tăng dẫn điện tốt và hỗn hợp chất điện li này có khối lượng riêng nhỏ nên nổi lên trên bảo vệ nhôm không bị oxi hóa bởi O2 trong không khí. [ HS nhớ 3 ý này]  Quá trình điện phân Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
NHOÂM & HÔÏP CHAÁT t o 3+ 2- Al2O3  2Al + 3O K (-) Al2O3 (noùng chaûy) A (+) Al3+ O2- 3+ 2- Al + 3e Al 2O O2 + 4e ñpnc Phöông trình ñieän phaân: 2Al2O3 4Al + 3O2 CHÚ Ý: Khí oxi ở nhiệt độ cao đã đốt cháy cực dương là cacbon, sinh ra hỗn hợp khí CO và CO2. Do vậy sau một thời gian phải thay thế điện cực dương. [đề thi ĐH-CĐ thường khai thác ý này] B. HỢP CHẤT CỦA NHÔM I – NHÔM OXIT 1. Tính chất a) Tính chất vật lí: Chất rắn, màu trắng, không tan trong nước và không tác dụng với nước, nóng chảy trên 20500C. b) Tính chất hoá học: Là oxit lưỡng tính. * Tác dụng với dung dịch axit: Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O + 3+ Al2O3 + 6H  2Al + 3H2O * Tác dụng với dung dịch kiềm: Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O natri aluminat Al2O3 + 2OH  2AlO2 + H2O 2. Ứng dụng: Nhôm oxit tồn tại dưới dạng ngậm nước và dạng khan. + Dạng ngậm nước là thành phần của yếu của quặng boxit (Al2O3.2H2O) dùng để sản xuất nhôm. + Dạng khan, có cấu tạo tinh thể đá quý, hay gặp là: - Corinđon: Dạng tinh thể trong suốt, không màu, rất rắn, được dùng để chế tạo đá mài, giấy nhám, 3+ 3+ - Trong tinh thể Al2O3, nếu một số ion Al được thay bằng ion Cr ta có hồng ngọc dùng làm đồ trang sức, chân kính đồng hồ, dùng trong kĩ thuật laze. 2+ 3+ 4+ - Tinh thể Al2O3 có lẫn tạp chất Fe , Fe và Ti ta có saphia dùng làm đồ trang sức. - Bột nhôm oxit dùng trong công nghiệp sản xuất chất xúc tác cho tổng hợp hữu cơ. II. NHÔM HIĐROXIT 1. Tính chất vật lí: Chất rắn, màu trắng, kết tủa ở dạng keo. 2. Tính chất hoá học: a) Là hiđroxit lưỡng tính: + Tác dụng với dung dịch axit: Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O + 3+ Al(OH)3 + 3H  Al + 3H2O + Tác dụng với dung dịch kiềm: Al(OH)3 + NaOH  NaAlO2 + 2H2O natri aluminat Al(OH)3 + OH  AlO2 + 2H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
NHOÂM & HÔÏP CHAÁT to C b) Kém bền nhiệt: 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O 3. Điều chế a) Muối nhôm tác dụng với dung dịch bazơ: - Dùng dung dịch kiềm vừa đủ: 3+ - Al + 3OH  Al(OH)3 - Dùng dung dịch NH3 (có thể dư): 3+ + Al + 3NH3 + 3H2O  Al(OH)3 + 3NH4 b) Muối nhôm tác dụng với muối cacbonat: Al2(SO4)3 + 3Na2CO3 + 3H2O  2Al(OH)3 + 3Na2SO4 + 3CO2 CHÚ Ý: Phản ứng trên được giải thích do muối Al2(CO3)3 sinh ra không bền và bị thủy phân: Al2(CO3)3 + 3H2O  2Al(OH)3 + 3CO2 3+ 2 Tổng cộng: 2Al + 3CO3 + 3H2O  2Al(OH)3 + 3CO2 III – NHÔM SUNFAT - Muối nhôm sunfat khan tan trong nước và làm dung dịch nóng lên do bị hiđrat hoá. - Phèn chua là muối sunfat kép kali và nhôm ngậm nước: K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay viết gọn KAl(SO4)2.12H2O được dùng trong ngành thuộc da, công nghiệp giấy, chất cầm màu trong công nghiệp nhuộm vải, chất làm trong nước đục, + + + + - Phèn nhôm: M2SO4.Al2(SO4)3.24H2O (M là Na ; Li , NH4 ) CHÚ Ý: Giải thích việc dùng phèn làm trong nước đục: Trong dung dịch Al2(SO4)3 phân li hoàn toàn: 3+ 2- Al2(SO4)3  2Al + 3SO4 Sau đó ion Al3+ bị thủy phân: 3+  + Al + 3H2O  Al(OH)3 + 3H Al(OH)3 kết tủa keo, lôi kéo các chất bẩn và lắng từ từ xuống đáy thành cặn, làm nước trở nên trong. Do môi trường axit nên nước chua. - IV. MUỐI ALUMINAT, AlO2 1. Tính chất vật lí - Đều là các chất rắn, không màu. - Đa số tan trong nước như NaAlO2, Ba(AlO2)2, 2. Tính chất hóa học - Tác dụng với CO2: NaAlO2 + CO2 + 2H2O  Al(OH)3 + NaHCO3 - - AlO2 + CO2 + 2H2O  Al(OH)3 + HCO3 - Tác dụng với axit: NaAlO2 + HCl + H2O  Al(OH)3 + NaCl - + AlO2 + H + 2H2O  Al(OH)3 Nếu HCl dư thì sẽ hòa tan Al(OH)3: Al(OH)3 + 3HCl  AlCl3 + 3H2O - - Dung dịch muối aluminat AlO2 có môi trường bazơ (pH > 7) V – CÁCH NHẬN BIẾT ION Al3+ TRONG DUNG DỊCH Cho từ từ dung dịch NaOH vào dung dịch thí nghiệm, nếu thấy kết tủa keo xuất hiện rồi tan trong NaOH dư có ion Al3+. 3+ Al + 3OH  Al(OH)3 Al(OH)3 + OH (dư)  AlO2 + 2H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
NHOÂM & HÔÏP CHAÁT Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
CROM & HÔÏP CHAÁT CROM VÀ HỢP CHẤT A. KIM LOẠI CROM I – VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO - Crom là kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm VIB, chu kì 4, có số hiệu nguyên tử là 24. - Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar]3d54s1. crom là nguyên tố d và có 6 electron hóa trị. - Crom có cấu tạo mạng lập phương tâm khối. II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ 3 0 0 - Crom là kim loại màu trắng bạc, có khối lượng riêng lớn (d = 7,2g/cm ), t nc = 1890 C. - Là kim loại cứng nhất (sau kim cương), có thể rạch được thuỷ tinh. III – TÍNH CHẤT HOÁ HỌC - Là kim loại có tính khử mạnh hơn sắt. - Trong các hợp chất crom có số oxi hoá từ +1 đến +6. Phổ biến hơn cả là +2, +3, +6. 1. Tác dụng với phi kim - Giống như nhôm, ở nhiệt độ thường trong không khí crom tạo ra màng mỏng Cr2O3 mịn, đặc chắc, bền vững bảo vệ. - Ở nhiệt độ cao, crom tác dụng mạnh với nhiều phi kim: 0 +3 to C 4Cr + 3O  2Cr2 O 2 3 0 +3 to C 2Cr + 3Cl2  2Cr Cl 3 2. Tác dụng với nước Cr bền với nước và không khí do có lớp màng oxit rất mỏng, bền bảo vệ Cr không phản ứng với nước. 3. Tác dụng với axit - Crom tác dụng với dung dịch HCl và H2SO4 loãng tạo ra muối Cr(II) và khí H2 Cr + 2HCl  CrCl2 + H2 Cr + H2SO4  CrSO4 + H2 - Cr không tác dụng với dung dịch HNO3 và H2SO4 đặc, nguội (giống Al, Fe, Mn) mà bị thụ động bởi các axit này. 4. Với dung dịch kiềm Crom không tác dụng, không tan trong dung dịch kiềm. IV– ỨNG DỤNG Crom có nhiều ứng dụng thiết thực trong công nghiệp và trong đời sống. 1. Trong công nghiệp: crom dùng để sản xuất thép có độ cứng cao, bền, có khả năng chống gỉ. 2. Trong đời sống: nhiều đồ vật bằng thép được mạ crom để vừa bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn, vừa tạo vẻ đẹp cho đồ vật. Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
CROM & HÔÏP CHAÁT V– SẢN XUẤT - Trong tự nhiên, crom tồn tại ở dạng hợp chất dưới dạng quặng như quặng cromit FeO.Cr2O3 (thường có lẫn thêm Al2O3 và SiO2). - Cr2O3 được tách ra từ quặng, sau đó thực hiện phản ứng nhiệt nhôm: to C 2Al + Cr2O3  Al2O3 + 2Cr B. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM I – HỢP CHẤT CỦA CROM (II) 1. Crom (II) oxit, CrO - Là chất bột màu đen, không tan trong nước. - Là một oxit bazơ, tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng tạo muối Cr(II): CrO + 2HCl  CrCl2 + H2 - Có tính khử đặc trưng: 2 3 100o C 4 Cr O + O2(kk)  2 Cr2 O3 2. Crom (II) hiđroxit, Cr(OH)2 - Là chất rắn màu vàng, được điều chế từ muối crom(II) và dung dịch kiềm (không có không khí): CrCl2 + 2NaOH  Cr(OH)2 + 2NaCl - Là một bazơ: Cr(OH)2 + 2HCl  CrCl2 + 2H2O - Có tính khử đặc trưng: 2 3 4 Cr(OH)2 + O2(kk) + 2H2O  4 Cr(OH)3 (màu lục thẩm) - Là hợp chất kém bền nhiệt: to C + Đun nóng không có không khí: Cr(OH)2  CrO + H2O 2 3 to C + Đun nóng có không khí: 4 Cr(OH)2 + O2 (kk)  2 Cr2 O3 + 4H2O 3. Muối crom (II): Có tính khử mạnh: 2 +3 2Cr Cl2 + Cl 2  2Cr Cl 3 2 +3 4Cr Cl2 + 4HCl + O 2  4Cr Cl 3 + 2H 2 O II – HỢP CHẤT CỦA CROM (III) 1. Crom (III) oxit, Cr2O3 - Cr2O3 là chất rắn, màu lục thẫm, không tan trong nước. - Cr2O3 là oxit lưỡng tính: to C Cr2O3 + 2NaOH (đặc)  2NaCrO2 + H2O Natri cromit Cr2O3 + 6HCl  2CrCl3 + 3H2O 2. Crom (III) hiđroxit, Cr(OH)3 - Cr(OH)3 là chất rắn, màu lục xám (xanh rêu), không tan trong nước. - Cr(OH)3 là một hiđroxit lưỡng tính: Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
CROM & HÔÏP CHAÁT Cr(OH)3 + NaOH  NaCrO2 + 2H2O Cr(OH)3+ 3HCl  CrCl3 + 3H2O 3. Muối crom (III): vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử. - Trong môi trường axit, Zn khử muối crom(III) thành muối crom (II): 2CrCl3 + Zn  2CrCl2 + ZnCl2 2Cr3+ + Zn  2Cr2+ + Zn2+ - Trong môi trường kiềm, muối crom(III) có tính khử và bị chất oxi hóa mạnh oxi hóa thành muối 6 2 crom(VI) dưới dạng Cr O4 : 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH  2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O ‒ 2 ‒ 2CrO2 + 3Br2 + 8OH  2CrO4 + 6Br + 4H2O 6 3+ - 2 ‒ Hoặc: 2Cr + 3Br2 + 16OH  2 Cr O4 + 6Br + 8H2O CHÚ Ý: + Muối crom(III) có ý nghĩa quan trọng trong thực tế là muối sunfat kép crom-kali hay phèn crom-kali K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O (viết gọn: KCr(SO4)2.12H2O). + Phèn crom-kali có màu xanh tím, dùng để thuộc da, làm chất cầm màu trong nhuộm vải. III – HỢP CHẤT CROM (VI) 1. Crom (VI) oxit, CrO3 - CrO3 là chất rắn, màu đỏ thẫm. - Là một oxit axit, tác dụng với nước tạo hỗn hợp axit: CrO3 + H2O  H2CrO4 (axit cromic) 2CrO3 + H2O  H2Cr2O7 (axit đicromic) CrO3 + 2NaOH  Na2CrO4 + H2O - Có tính oxi hoá mạnh: Một số chất hữu cơ và vô cơ (S, P, C, C2H5OH, NH3, ) bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3. 6 +3 2 Cr O3 + 2NH3  Cr2 O3 + N2 + 3H2O 2. Muối crom (VI), cromat và đicromat - Là những hợp chất bền. 2 - Muối cromat như Na2CrO4, K2CrO4 có màu vàng (màu của ion CrO 4 ) 2 - Muối đicromat như Na2Cr2O7, K2Cr2O7 có màu da cam (màu của ion Cr2O7 ) - Các muối cromat và đicromat có tính oxi hoá mạnh, đặc biệt trong môi trường axit, muối Cr(VI) bị khử thành muối Cr(III): K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4  Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7H2O K2Cr2O7 + 14HCl  2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O 2 2 CHÚ Ý: Trong dung dịch của ion Cr2O7 luôn có cả ion CrO 4 ở trạng thái cân bằng với nhau: Cr O2- + H O 2CrO2- + 2H+ 2 7 2 4 + Khi cho axit vào muối cromat (màu vàng) tạo thành đicromat (màu da cam). + Khi cho dung dịch kiềm vào muối đicromat (màu da cam) tạo thành cromat (màu vàng). Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
CROM & HÔÏP CHAÁT Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SAÉT & HÔÏP CHAÁT. HÔÏP KIM SẮT VÀ HỢP CHẤT. HỢP KIM A. SẮT I – VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ - Nguyên tố Fe có số hiệu nguyên tử là 26, thuộc nhóm VIIIB, chu kì 4. - Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d64s2 hay [Ar]3d64s2 - Số electron hóa trị của sắt là 8 nên có thể tạo ra nhiều số oxi hóa nhưng số oxi hóa thường gặp trong hợp chất là +2, +3. là Fe2+: [Ar]3d6 và Fe3+: [Ar]3d5. II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ - Là kim loại màu trắng hơi xám, có khối lượng riêng lớn (d = 7,9 g/cm3), nóng chảy ở 15400C. - Sắt có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt và có tính nhiễm từ. - Tùy theo nhiệt độ, kim loại Fe có thể tồn tại ở các mạng tinh thể lập phương tâm khối (Feα) hoặc lập phương tâm diện (Fe). III – TÍNH CHẤT HOÁ HỌC Sắt có tính khử trung bình: Fe có thể bị oxi hóa thành Fe2+ hoặc Fe3+ tùy thuộc vào: + Với chất oxi hoá yếu : Fe → Fe2+ + 2e + Với chất oxi hoá mạnh : Fe → Fe3+ + 3e 1. Tác dụng với phi kim 0 0 t0 +2 -2 a) Tác dụng với lưu huỳnh: Fe + S FeS 0 0 t0 +8/3 -2 +2 +3 b) Tác dụng với oxi: 3Fe + 2O2 Fe3O4 (FeO.Fe2O3) 0 0 t0 +3 -1 c) Tác dụng với clo: 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 2. Tác dụng với dung dịch axit a) Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng 0 +1 +2 0 Fe + H2SO4 FeSO4 + H2 0 +2 Fe + 2HCl  FeCl2 + H 2 b) Với dung dịch HNO3 và H2SO4 đặc, nóng 0 +5 +3 +2 Fe + 4HNO3 (loaõng) Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 2Fe + 6H2SO4  Fe2(SO4)3 + 6SO2 + 6H2O CHÚ Ý: + Nếu axit thiếu, có sự tạo thành muối Fe2+ do: 3+ 2+ Fe(dư) + 2Fe  3Fe + Fe bị thụ động bởi các axit HNO3 đặc, nguội và H2SO4 đặc, nguội. 3. Tác dụng với dung dịch muối Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SAÉT & HÔÏP CHAÁT. HÔÏP KIM 0 +2 +2 0 Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu CHÚ Ý: Trường hợp Fe tác dụng dung dịch AgNO3 dư, có sự tạo thành muối Fe(III) do: Fe + 2AgNO3  Fe(NO3)2 + 2Ag Sau đó: Fe(NO3)2 + AgNO3(dư)  Fe(NO3)3 + Ag Tổng cộng: Fe + 3AgNO3(dư)  Fe(NO3)3 + 3Ag 4. Tác dụng với nước IV – TRẠNG THÁI THIÊN NHIÊN - Chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái đất, đứng hàng thứ hai trong các kim loại (sau Al). - Trong tự nhiên sắt chủ yếu tồn tại dưới dạng hợp chất có trong các quặng: quặng manhetit (Fe3O4; giàu sắt nhất nhưng hiếm), quặng hematit đỏ (Fe2O3), quặng hematit nâu (Fe2O3.nH2O), quặng xiđerit (FeCO3), quặng pirit (FeS2). - Có trong hemoglobin (huyết cầu tố) của máu. - Có trong các thiên thạch. B. HỢP CHẤT CỦA SẮT NHẬN XÉT CHUNG: 8 - Trong hợp chất, Fe tồn tại ở hai mức oxi hóa +2 và +3. Riêng oxit sắt từ Fe3O4 là là một oxit hỗn 3 2 3 hợp của FeO.Fe2 O3 . Những hợp chất sắt (III) có mức số oxi hóa cực đại nên chỉ có tính oxi hóa. Những hợp chất sắt (II) có mức số oxi hóa trung gian nên vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử (đặc trưng). I – HỢP CHẤT SẮT (II) Tính chất hoá học cơ bản của hợp chất sắt (II) là tính khử. Fe2+  Fe3+ + 1e 1. SẮT (II) OXIT, FeO - Bột màu đen, không có trong tự nhiên. - Là oxit bazơ: tan trong dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng tạo muối sắt (II) FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O FeO + H2SO4  FeSO4 + H2O - Do có tính khử nên bị HNO3 và H2SO4 đặc oxi thành muối Fe (III): to C FeO + 4HNO3(đặc)  Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O to C 2FeO + 6H2SO4(đặc)  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O - Ở nhiệt độ cao, FeO bị khử bởi H2, CO: to C FeO + CO  Fe + CO2 - Điều chế: Nhiệt phân Fe(OH)2 trong điều kiện không có không khí: Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SAÉT & HÔÏP CHAÁT. HÔÏP KIM to C Fe(OH)2  FeO + H2O o Hoặc khử Fe2O3 bằng CO ở 500 C: t0 Fe2O3 + CO 2FeO + CO2 2. SẮT (II) HIĐROXIT, Fe(OH)2 - Là chất rắn, màu trắng hơi xanh, không tan trong nước. - Có tính khử đặc trưng, kém bền dễ bị oxi không khí oxi hóa thành Fe(OH)3 màu nâu đỏ: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3 - Là một bazơ, dễ tan trong dung dịch axit: Fe(OH)2 + 2HCl  FeCl2 + H2O - Do có tính khử nên bị HNO3 và H2SO4 đặc oxi thành muối Fe (III): to C 3Fe(OH)2 + 10HNO3(loãng)  3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O - Nhiệt phân trong không khí: to C 4Fe(OH)2 + O2  2Fe2O3 + 4H2O - Điều chế: Cho dung dịch muối Fe (II) tác dụng dịch kiềm: FeCl2 + 2NaOH  Fe(OH)2 + 2NaCl 3. MUỐI SẮT (II) - Đa số các muối sắt (II) tan trong nước, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước. Thí dụ: FeSO4.7H2O; FeCl2.4H2O - Có tính khử đặc trưng: dễ bị oxi hóa thành muối Fe3+ +2 0 +3 -1 2FeCl2 + Cl2 2FeCl3 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4  5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O 6FeSO4 + 2NaNO3 + 4H2SO4  3Fe2(SO4)3 + 2NO + Na2SO4 + 4H2O - Điều chế: Cho Fe (hoặc FeO; Fe(OH)2) tác dụng với HCl hoặc H2SO4 loãng. Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 FeO + H2SO4  FeSO4 + H2O CHÚ Ý: Dung dịch muối sắt (II) điều chế được phải dùng ngay vì trong không khí sẽ chuyển dần thành muối sắt (III). II – HỢP CHẤT SẮT (III) Tính chất hoá học đặc trưng của hợp chất sắt (III) là tính oxi hoá. Fe3+ + 1e  Fe2+ Fe3+ + 3e  Fe 1. SẮT (III) OXIT, Fe2O3 - Là chất rắn, màu đỏ nâu, không tan trong nước. - Fe2O3 là oxit bazơ: Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O + 3+ Fe2O3 + 6H  2Fe + 3H2O - Tác dụng với CO, H2: t0 Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 - Điều chế: Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SAÉT & HÔÏP CHAÁT. HÔÏP KIM t0 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O - Fe2O3 có trong tự nhiên dưới dạng quặng hematit dùng để luyện gang. 2. SẮT (III) HIĐROXIT, Fe(OH)3 - Fe(OH)3 là chất rắn, màu nâu đỏ, không tan trong nước, dễ tan trong dung dịch axit tạo thành dung dịch muối sắt (III). 2Fe(OH)3 + 3H2SO4  Fe2(SO4)3 + 6H2O t0 - Nhiệt phân: 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O - Điều chế: dung dịch kiềm + dung dịch muối sắt (III): FeCl3 + 3NaOH  Fe(OH)3 + 3NaCl 3. MUỐI SẮT (III) - Đa số các muối sắt (III) tan trong nước, khi kết tinh thường ở dạng ngậm nước. Thí dụ: FeCl3.6H2O; Fe2(SO4)3.9H2O. - Dung dịch muối Fe3+ có màu vàng nâu. - Muối sắt (III) có tính oxi hoá, dễ bị khử thành muối sắt (II): 0 +3 +2 Fe + 2FeCl3 3FeCl2 0 +3 +2 +2 Cu + 2FeCl3 CuCl2 + 2FeCl2 2FeCl3 + 2KI  FeCl2 + I2 + 2KCl 2FeCl3 + H2S  2FeCl2 + S + 2HCl - Với kim loại mạnh hơn Fe: Zn + Fe2(SO4)3  2FeSO4 + ZnSO4 Zn dư thì: Zn + FeSO4  ZnSO4 + Fe - Ứng dụng: + FeCl3 dùng trong xúc tác trong phản ứng hữu cơ. + Phèn sắt-amoni, tức là muối kép sắt(III) amoni sunfat (NH4)2SO4.Fe2(SO4)3.24H2O. C. NHẬN BIẾT ION Fe2+ VÀ Fe3+ TRONG DUNG DỊCH Dùng dung dịch kiềm đặc hay NH3: - Ion Fe3+ cho kết tủa màu nâu đỏ: 3+ - Fe + 3OH  Fe(OH)3 - Ion Fe2+ cho kết tủa màu trắng hơi xanh, hóa nâu đỏ trong không khí: 2+ - Fe + 2OH  Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3 D. HỢP KIM CỦA SẮT I – GANG 1. Khái niệm: Gang là hợp kim của sắt và cacbon trong đó có từ 2 – 5% khối lượng cacbon, ngoài ra còn có một lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, S, 2. Phân loại: Có 2 loại gang Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SAÉT & HÔÏP CHAÁT. HÔÏP KIM a) Gang xám: Chứa cacbon ở dạng than chì. Gang xám được dùng để đúc bệ máy, ống dẫn nước, cánh cửa, b) Gang trắng - Gang trắng chứa ít cacbon hơn và chủ yếu ở dạng xementit (Fe3C). - Gang trắng (có màu sáng hơn gang xám) được dùng để luyện thép. 3. Sản xuất gang a) Nguyên tắc: Khử quặng sắt oxit bằng than cốc trong lò cao. b) Nguyên liệu: Quặng sắt oxit (thường là hematit đỏ Fe2O3), than cốc và chất chảy (CaCO3 hoặc SiO2). c) Các phản ứng hoá học xảy ra trong quá trình luyện quặng thành gang t0 - Phản ứng tạo chất khử CO: C + O2 CO2 t0 CO2 + C 2CO - Phản ứng khử oxit sắt: t0 + Phần trên thân lò (4000C): 3Fe2O3 + CO 2Fe3O4 + CO2 t0 + Phần giữa thân lò (500 – 6000C): Fe3O4 + CO 3FeO + CO2 t0 + Phần dưới thân lò (700 – 8000C): FeO + CO Fe + CO2 0 - Phản ứng tạo xỉ (1000 C): CaCO3  CaO + CO2 CaO + SiO2  CaSiO3 d) Sự tạo thành gang Ở phần bụng lò có nhiệt độ khoảng 1500oC, sắt nóng chảy có hòa tan một phần cacbon và một lượng nhỏ các nguyên tố Si, Mn, tạo thành gang. II – THÉP 1. Khái niệm: Thép là hợp kim của sắt chứa từ 0,01 – 2% khối lượng cacbon cùng với một số nguyên tố khác (Si, Mn, Cr, Ni, ) 2. Phân loại a) Thép thường (thép cacbon) - Thép mềm: Chứa không quá 0,1%C. - Thép cứng: Chứa trên 0,9%C, được dùng để chế tạo các công cụ, các chi tiết máy như các vòng bi, vỏ xe bọc thép, b) Thép đặc biệt: Đưa thêm vào một số nguyên tố làm cho thép có những tính chất đặc biệt. - Thép chứa 13% Mn rất cứng, được dùng để làm máy nghiền đá. - Thép chứa khoảng 20% Cr và 10% Ni rất cứng và không gỉ, được dùng làm dụng cụ gia đình (thìa, dao, ), dụng cụ y tế. - Thép chứa khoảng 18% W và 5% Cr rất cứng, được dùng để chế tạo máy cắt, gọt như máy phay, máy nghiền đá, 3. Sản xuất thép a) Nguyên tắc: Giảm hàm lượng các tạp chất C, Si, S, Mn, có trong thành phần gang bằng cách oxi hoá các tạp chất đó thành oxit rồi biến thành xỉ và tách khỏi thép. b) Các phương pháp luyện gang thành thép - Phương pháp Bet-xơ-me - Phương pháp Mac-tanh Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SAÉT & HÔÏP CHAÁT. HÔÏP KIM - Phương pháp lò điện Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
SAÉT & HÔÏP CHAÁT. HÔÏP KIM Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
ÑOÀNG & HÔÏP CHAÁT ĐỒNG VÀ HỢP CHẤT A. KIM LOẠI ĐỒNG I – VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ - Ô thứ 29, nhóm IB, chu kì 4. - Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p63d104s1 hay [Ar]3d104s1. Cu là nguyên tố chuyển tiếp. - Trong các phản ứng hoá học, Cu dễ nhường electron ở lớp ngoài cùng và electron của phân lớp 3d: Cu → Cu+ + 1e Cu → Cu2+ + 2e → trong các hợp chất, đồng có số oxi hoá là +1 và +2. Cấu hình electron của ion Cu+ là [Ar]3d10 và Cu2+ là [Ar]3d9. - Kim loại đồng có cấu tạo kiểu mạng tinh thể lập phương tâm diện, là tinh thể đặc chắc, do vậy liên kết trong đơn chất đồng bền vững hơn. II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ 3 0 - Là kim loại màu đỏ, khối lượng riêng lớn (d = 8,98g/cm ), tnc = 1083 C. - Đồng tinh khiết tương đối mềm, dễ kéo dài và dát mỏng, dẫn nhiệt và dẫn điện tốt, chỉ kém bạc và hơn hẳn các kim loại khác. III – TÍNH CHẤT HOÁ HỌC Là kim loại kém hoạt động, có tính khử yếu. 1. Tác dụng với phi kim a) Với oxi: - Khi đốt nóng, Cu không cháy mà tạo màng CuO bảo vệ Cu không bị oxi hóa tiếp tục: to C Cu + O2  2CuO (màu đen) - Nếu đốt ở nhiệt độ cao 800-1000oC: to C CuO + Cu  Cu2O (màu đỏ) b) Với halogen: Cu + Cl2  CuCl2 Cu + Br2  CuBr2 o c) Với lưu huỳnh: Cu + S  t C CuS (màu đen) 2. Tác dụng với axit a) Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng:Cu không tác dụng, nhưng trong điều kiện thêm khí O2 thì Cu sẽ tác dụng nhưng không giải phóng khí H2: 2Cu + 4HCl + O2  2CuCl2 + 2H2O 2Cu + 2H2SO4+ O2  2CuSO4 + 2H2O b) Với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc +6 t0 +4 Cu + 2H2SO4 (ñaëc) CuSO4 + SO2 + 2H2O +5 +4 Cu + 4HNO3 (ñaëc) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
ÑOÀNG & HÔÏP CHAÁT +5 +2 3Cu + 8HNO3 (loaõng) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3. Tác dụng với dung dịch muối Cu + 2AgNO3  Cu(NO3)2 + 2Ag Cu + Fe2(SO4)3  CuSO4 + 2FeSO4 IV- ỨNG DỤNG Đồng được sử dụng chủ yếu dựa vào tính dẻo, tính dẫn điện, tính bền và khả năng tạo ra nhiều hợp kim. Hợp kim đồng có nhiều ứng dụng trong công nghiệp và đời sống là: - Đồng thau là hợp kim Cu – Zn (45% Zn) có tính cứng và bền hơn đồng, dùng chế tạo các chi tiết máy, các thiết bị dùng trong công nghiệp đóng tàu biển. - Đồng bạch là hợp kim Cu-Ni (25%Ni), có tính bền, đẹp, không bị ăn mòn trong nước biển. Đồng bạch được dùng trong công nghiệp tàu thủy, đúc tiền, - Đồng thanh là hợp kim Cu-Sn, dẻo hơn và bền hơn đồng nguyên chất, dùng chế tạo máy móc, thiết bị, - Hợp kim Cu-Ag, gồm 75% Cu + 25% Au (gọi là vàng 9 cara), được dùng để đúc các đồng tiền vàng, vật trang trí, V- TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN VÀ ĐIỀU CHẾ 1. Trạng thái tự nhiên Trong tự nhiên đồng chiếm khoảng 0,006% khối lượng vỏ trái đất. Cu rất có ít ở dạng đơn chất, chủ yếu là dạng hợp chất sunfua, oxit và cacbonat. Các quặng thường gặp là: - Cancoxit: Cu2S ; - Cancopirit: CuFeS2 - Cuprit: Cu2O ; - Malachit: CuCO3.Cu(OH)2 2. Điều chế Đầu tiên là làm giàu quặng bằng phương pháp tuyển nổi, sau đó khử quặng bằng các phương pháp khác nhau tùy theo loại quặng: a) Đối với quặng cacbonat: khử bằng cacbon ở nhiệt độ cao. to C CuCO3.Cu(OH)2 + C  2Cu + 2CO2 + H2O b) Đối với quặng sunfua o - Trước hết, đốt quặng trong O2(kk) ở 800-850 C để chuyển quặng thành oxit và loại bớt nguyên tố lưu huỳnh có trong quặng: to C 2CuFeS2 + O2  Cu2S + 2FeS + SO2 to C Tiếp theo là: 2FeS + 3O2  2FeO + 2SO2 to C 2Cu2S + 3O2  2Cu2O + 2SO2 - Sau đó, nung tiếp để Cu2O vừa được tạo thành tác dụng tiếp với Cu2S chưa bị oxi hóa thành Cu thô to C nóng chảy: Cu2O + Cu2S  6Cu + SO2 c) Tinh luyện đồng Trong công nghiệp, người ta tinh luyện đồng thô thành đồng nguyên chất nhờ phương pháp điện phân dung dịch muối Cu(II) với catot làm bằng những thanh đồng nguyên chất, còn anot là những tấm đồng thô. Quá trình điện phân: 2+ - Ở anot (+): Cu(thô)  Cu + 2e - Ở catot (-): Cu2+ + 2e  Cu (nguyên chất) B. HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
ÑOÀNG & HÔÏP CHAÁT I. HỢP CHẤT ĐỒNG (I) 1. Đồng (I) oxit, Cu2O - Chất rắn, màu đỏ gạch,, không tan trong nước. - Có tính bazơ, và tính khử: Cu2O + 2HCl  2CuCl + H2O Cu2O + H2SO4  Cu + CuSO4 + H2O 3Cu2O + 14HNO3  6Cu(NO3)2 + 2NO + 7H2O to C - Điều chế: 2CuOH  Cu2O + H2O 1000o C 4CuO  2Cu2O + O2 II. HỢP CHẤT ĐỒNG (II) 1. Đồng (II) oxit, CuO - Chất rắn, màu đen,, không tan trong nước. - Là một oxit bazơ: CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O - Có tính oxi hóa nên dễ bị khử bởi H2, CO, C thành Cu kim loại khi đun nóng: to C CuO + CO  Cu + CO2 to C 3CuO + 2NH3  N2 + 3Cu + 3CO2 - Ngoài ra, CuO còn tan trong trong dung dịch NH3 đặc do phản ứng tạo phức amoniacat, tan thành dung dịch màu xanh thẫm. CuO + 4NH3 + H2O  [Cu(NH3)4](OH)2 - Điều chế: nhiệt phân các hợp chất: to C 2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2 to C CuCO3.Cu(OH)2  2CuO + CO2 + H2O 2. Đồng (II) hiđroxit - Cu(OH)2 là chất rắn, màu xanh, không tan trong nước. - Là một bazơ: Cu(OH)2 + 2HCl  CuCl2 + H2O - Dễ tan trong dung dịch NH3 do phản ứng tạo phức tan dung dịch có màu xanh thẫm gọi là nước Svayde. Cu(OH)2 + 4NH3  [Cu(NH3)4](OH)2 to C - Dễ bị nhiệt phân: Cu(OH)2  CuO + H2O - Điều chế: phản ứng của dung dịch Cu2+ với dung dịch kiềm: 2+ - Cu + 2OH  Cu(OH)2 3. Muối đồng (II) sunfat, CuSO4 - Dung dịch muối đồng (II) có màu xanh. - Thường gặp là muối đồng (II): CuCl2, CuSO4, Cu(NO3)3, - CuSO4 khan là chất rắn, màu trắng, khi hấp thụ nước tạo thành muối hiđrat CuSO4.5H2O màu xanh CuSO4 khan được dùng để phát hiện dấu vết của nước trong các chất lỏng: CuSO4 + 5H2O  CuSO4.5H2O Màu trắng màu xanh Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
ÑOÀNG & HÔÏP CHAÁT Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI NHOÙM B KHAÙC KIM LOẠI NHÓM B KHÁC 108 BẠC 47 Ag 1. Vị trí và cấu tạo - Bạc là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, số hiệu nguyên tử là 47, thuộc nhóm IB, chu kì 5 trong bảng tuần hoàn. - Cấu hình electron: [Kr]4d105s1 - Trong hợp chất, bạc có số oxi hóa phổ biến là +1, ngoài ra còn có số oxi hóa +2, +3. 2. Tính chất vật lí - Là kim loại màu trắng, mềm, dẻo ( dễ kéo sợi và dễ dát mỏng), dẫn điện và dẫn nhiệt tốt nhất trong các kim loại. - Bạc là kim loại nặng (D = 10,5g/cm3), nóng chảy ở 960,5oC. 3. Tính chất hoá học Bạc có Eo 0,8V Ag có tính khử yếu nhưng ion Ag+ có tính oxi hóa mạnh. Ag+ /Ag - Không tác dụng với oxi dù ở nhiệt độ cao. - Không tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng. - Tác dụng với axit có tính oxh mạnh như axit H2SO4 đặc, HNO3: Ag + 2HNO3 đặc  AgNO3 + NO2 + H2O 2Ag + 2H2SO4 đặc  Ag2SO4 + SO2 + 2H2O - Ag có màu đen khi tiếp xúc với không khí hoặc nước có mặt H2S: 4Ag + 2H2S + O2  2Ag2S(đen) + 2H2O 4. Một số hợp chất của bạc - AgOH là chất rắn màu trắng, không tan trong nước, rất không bền, khi vừa tạo ra trong dung dịch nước thì bị phân tích ngay thành Ag2O màu đen: 2AgOH  Ag2O + H2O + - Do đó phản ứng ion của muối Ag với dung dịch OH cho ra Ag2O màu đen. - Các muối bạc rất khó tan. Chỉ có AgNO3, CH3COOAg, AgF là tan. Các muối khác không tan hoặc ít tan, thậm chí không tan trong axit: + Ag2S (đen); AgCl (trắng); AgBr (màu vàng nhạt); AgI (màu vàng); Ag2SO4 (trắng) + Riêng Ag3PO4 (vàng) tan trong axit mạnh. - Các muối AgCl, AgBr dễ hóa đen khi tiếp xúc với ánh sáng do: as as 2AgCl  2Ag (đen)+ Cl2 ; 2AgBr  2Ag(đen) + Br2 5. Ứng dụng - Bạc tinh khiết được dùng chế tạo đồ trang sức, vật trang trí - Chế tạo hợp kim như Ag-Cu, Ag-Au, - Ion Ag+ (dù nồng độ rất nhỏ khoảng 10-10mol/l) có khả năng sát trùng, diệt khuẩn. - Muối AgBr làm phim ảnh. Ngoài ra AgBr, AgCl được dùng làm kính đổi màu, do có tính thuận nghịch của phản ứng: Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI NHOÙM B KHAÙC as as 2AgCl  2Ag (đen)+ Cl2 ; 2AgBr  2Ag(đen) + Br2 toái toái - AgNO3 được dùng để tráng gương. 197 VÀNG 79 Au 1. Vị trí và cấu tạo - Vàng là nguyên tố chuyển tiếp, có số hiệu nguyên tử 79, nhóm IB, chu kì 6. - Cấu hình electron: [Xe]4f145d106s1 - Trong hợp chất, vàng có số oxi hóa phổ biến là +3, ngoài ra còn có số oxi hóa +1. 2. Tính chất vật lí - Là kim loại màu vàng, mềm và dẻo nhất trong các kim loại. Vàng có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt chỉ kém bạc và đồng. - Vàng có khối lượng riêng lớn (d = 19,3g/cm3), nóng chảy ở 1063oC. o 3. Tính chất hoá học : Vàng có tính khử rất yếu ( E3+ 1,5V ). Au /Au - Không tác dụng với oxi dù ở nhiệt độ cao và không bị hòa tan trong axit, kể cả HNO3, nhưng vàng bị hòa tan trong: + Nước cường toan (hỗn hợp gồm 1thể tích HNO3 và 3thể tích HCl đặc) Au + HNO3 + 3HCl  AuCl3 + NO + 2H2O + Dung dịch muối xianua của kim loại kiềm như NaCN, tạo thành ion phức: - Au + 2NaCN  [Au(CN)2] + Thủy ngân, do tạo thành hỗn hống Hg-Au (chất rắn màu trắng), sau đó đốt nóng Hg bay hơi, còn lại Au. 4. Ứng dụng: - Kim loại vàng được dùng chế tạo đồ trang sức, vật trang trí - Chế tạo hợp kim: Au-Cu, Au-Ni, Au-Ag, 59 NIKEN 28 Ni 1. Vị trí và cấu tạo - Niken là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, số hiệu nguyên tử là 28, thuộc nhóm VIIIB, chu kì 4. - Cấu hnh2 electron: [Ar]3d84s2. - Trong hợp chất niken có số oxi hóa phổ biến là +2, ngoài ra cón có số oxi hóa +3. 2. Tính chất vật lí Là kim loại màu trắng bạc, rất cứng, khối lượng riêng lớn (d = 8,91g/cm3), nóng chảy ở 1455oC. 3. Tính chất hoá học: o Niken có tính khử trung bình, nhưng yếu hơn Fe ( E2+ 0,26V ) Ni /Ni - Ở nhiệt độ thường, Ni bền với không khí, nước và một số dung dịch axit do bề mặt Ni có một lớp màng oxit bền chắc bảo vệ. - Khi đun nóng, Ni tác dụng với nhiều đơn chất: 500o C 2Ni + O2  2NiO t0 Ni + Cl2 NiCl2 to C - Ni tác dụng với HNO3 đặc nóng: Ni + 4HNO3 đặc  Ni(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 4. Ứng dụng Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI NHOÙM B KHAÙC - Phần lớn Ni được dùng chế tạo hợp kim, Ni có tác dụng làm tăng độ bền, chống ăn mòn và chịu nhiệt độ cao. Ví dụ: + Hợp kim Inva Fe-Ni. + Hợp kim đồng bạch Cu – Ni. - Một phần nhỏ Ni dùng: + Mạ lên các kim loại khác để chống ăn mòn. + Ni được dùng làm chất xúc tác. + Chế tạo acquy Cd-Ni ( có điện thế =1,4V), acquy Fe-Ni. 65 KẼM 30 Zn 1. Vị trí và cấu tạo - Kẽm là nguyên tố kim loại chuyển tiếp có số hiệu nguyên tử 30, thuộc nhóm IIB, chu kì 4. - Cấu hình electron: [Ar]3d104s2. - Trong hợp chất, Zn có số oxi hóa là +2. 2. Tính chất vật lí: - Là kim loại có màu lam nhạt, giòn ở nhiệt độ phòng, dẻo ở nhiệt độ 100-150oC và giòn trở lại khi trên 200oC. 3 0 o - Khối lượng riêng lớn (d = 7,13g/cm ), tnc = 419,5 C, sôi ở 906 C. o 3.Tính chất hoá học: Là kim loại hoạt động, có tính khử mạnh hơn Fe ( E2+ 0,76V ). Zn /Zn - Kẽm không bị oxi hóa trong không khí, cũng như trong nước vì trên bề mặt Zn có lớp màng oxit hoặc cacbonat bazơ bảo vệ. t0 - Tác dụng với nhiều phi kim: 2Zn + O2 2ZnO t0 Zn + S ZnS Zn + Cl2  ZnCl2 - Tác dụng với dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng: Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2 - Tác dụng với HNO3, H2SO4 đặc: Zn + HNO3 loãng  Zn(NO3)2 + H2O + sản phẩm khử [NO, N2O, N2, NH4NO3] - Tác dụng với dung dịch NaOH, KOH, (giống Al): Zn + 2NaOH  Na2ZnO2 + H2 - Khác với Al là Zn còn tan trong dung dịch NH3 Zn + 4NH3 + 2H2O  Zn[(NH3)4](OH)2 4. Một số hợp chất của Zn a) ZnO và Zn(OH)2: - Màu trắng, không tan trong nước. - Là các hợp chất lưỡng tính: ZnO + 2KOH  K2ZnO2 + H2O Zn(OH)2 + 2KOH  K2ZnO2 + 2H2O ZnO + 2HCl  ZnCl2 + H2O Zn(OH)2 + 2HCl  ZnCl2 + 2H2O Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI NHOÙM B KHAÙC - Đều tan trong dung dịch NH3 do tạo phức amoniacat: Zn(OH)2 + 4NH3  [Zn(NH3)4](OH)2 (dd không màu) o - Nung 100-250 C thì Zn(OH)2 bị phân hủy thành ZnO: 100o C Zn(OH)2  ZnO + H2O b) Muối Zn2+ - Muối của axit yếu như ZnCO3, ZnS, Zn3(PO4)2, đều không tan. - Muối của axit mạnh như ZnCl2, Zn(NO3)2, ZnSO4, đều tan, dung dịch không màu, dễ bị thủy phân cho môi trường axit: 2+ + Zn + 2H2O  Zn(OH)2 + 2H 5. Ứng dụng: - Phần lớn Zn dùng để bảo vệ bề mặt các vật bằng Fe, thép chống bị ăn mòn. - Dùng để chế tạo hợp kim có giá trị như Cu-Zn(đồng thau), Cu-Ni-Zn, Cu-Al-Zn - Dùng để sản xuất pin điện hóa như pin Zn-Mn phổ biến hiện nay ( pin Văn Điển, ). - Một số hợp chất của kẽm dùng trong y học, như ZnO dùng làm thuốc giảm đau dây thần kinh, chữa bệnh eczema, bệnh ngứa, 119 THIẾC 50 Sn 1. Vị trí và cấu tạo - Thiếc là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, có số hiệu nguyên tử 50, thuộc nhóm IVA, chu kì 5. - Cấu hình electron: [Kr] 4d105s25p2. - Trong hợp chất, Sn có số oxi hóa phổ biến là +2 và +4. 2. Tính chất vật lí 3 0 - Là kim loại màu trắng bạc, khối lượng riêng lớn (d = 7,92g/cm ), mềm, dễ dát mỏng, tnc = 232 C. - Tồn tại dưới 2 dạng thù hình là thiếc trắng và thiếc xám. 3. Tính chất hoá học - Trong không khí, Sn được bao phủ bởi lớp màng oxit bảo vệ nên không bị oxi hóa tiếp. Tuy nhiên t0 Sn + O SnO khi đun nóng Sn bị oxi hóa thành SnO2: 2 2 - Tác dụng với dung dịch axit HCl, H2SO4 loãng tạo muối Sn(II): Sn + 2HCl  SnCl2 + H2 Sn + H2SO4  SnSO4 + H2 - Với dung dịch HNO3 loãng tạo muối Sn(II), nhưng với H2SO4, HNO3 đặc thì cho Sn(IV): 3Sn + 8HNO3(loãng)  3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O Sn + 4HNO3 (đặc)  H2SnO3 + 4NO2 + H2O to C Sn + 4HNO3 (đặc)  SnO2 + 4NO2 + 2H2O Sn + 4H2SO4 (đặc)  Sn(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O - Sn bị hòa tan trong dung dịch kiềm đặc, nóng tạo muối stanat: to C Sn + 2NaOH  Na2SnO2 + H2 4. Ứng dụng 207 CHÌ 82 Pb 1. Vị trí và cấu tạo Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI NHOÙM B KHAÙC - Chì là nguyên tố kim loại chuyển tiếp, có số hiệu nguyên tử 82, thuộc nhóm IVA, chu kì 6. - Cấu hình electron: [Xe]4f145d106s26p2. - Trong hợp chất, Pb có số oxi hóa là +2 và +4. Tuy nhiên số oxi hóa +2 là phổ biến và bền hơn. 2. Tính chất vật lí Là kim loại màu trắng hơi xanh, mềm (có thể cắt bằng dao), dễ dát mỏng và kéo sợi. - Là kim loại nặng, có khối lượng riêng là 11,34g/cm3, nóng chảy ở 327,40C, sôi ở 17450C. 3. Tính chất hóa học o Chì có tính khử yếu ( E2+ 0,13V ). Pb /Pb - Trong không khí, Pb được bao phủ bởi lớp màng oxit bảo vệ nên không bị oxi hóa tiếp. Tuy nhiên khi đun nóng Pb bị oxi hóa thành PbO: Pb cũng tác dụng với các phi kim khác khi đun nóng: t0 Pb + S PbS (đen) to C Pb + Cl2  PbCl2 - Pb phản ứng với nước khi có mặt O2 tạo ra hiđroxit 2Pb + O2 + 2H2O  2Pb(OH)2 (trắng) - Dù đứng trước H2, nhưng Pb không tác dụng với các dung dịch HCl, H2SO4 loãng do các muối chì không tan bao bọc bên ngoài. - Pb tan nhanh trong H2SO4 đặc nóng tạo muối hiđrosunfat (dễ tan): to C Pb + 3H2SO4 (đặc)  Pb(HSO4)2 + SO2 + 2H2O - Pb tan nhanh trong dung dịch HNO3 loãng, nhưng tan chậm trong HNO3 đặc: to C Pb + 4HNO3 (đặc)  Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O to C 3Pb + 8HNO3 (loãng)  3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O to C - Pb tan chậm trong dung dịch kiềm đặc, nóng: Pb + 2KOH  K2PbO2 + H2 Kali plombit 4. Một số hợp chất của Pb a) Pb(OH)2 kết tủa màu trắng, là hiđroxit lưỡng tính: Pb(OH)2 + 2HNO3  Pb(NO3)2 + 2H2O to C Pb(OH)2 + 2KOH  K2PbO2 + 2H2O 2+ b) Muối Pb , chỉ một số ít tan được như Pb(NO3)2, (CH3COO)2Pb, đa số khó tan trong nước thường kết tủa màu trắng: + Ít tan: PbCl2, PbBr2, PbSO4 ( màu trắng) + Không tan: PbI2, PbCO3 ( màu trắng); PbS( màu đen); PbCrO4, Pb3(PO4)2 ( vàng) - Phần lớn muối chì không tan trong nước và cũng không tan trong dung dịch axit loãng. Riêng muối PbCO3 tan trong nước có lẫn khí CO2: PbCO3 + CO2 + H2O  Pb(HCO3)2 (dd) Do đó nước có nhiều CO2 hòa tan dễ bị nhiễm độc chì. 5. Ứng dụng (SGK) Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com
KIM LOAÏI NHOÙM B KHAÙC Mọi thắc mắc và trao đổi liên quan đến vấn đề Hóa học, các bạn vui lòng liên hệ theo : Website: www.hoahocmoingay.com Email: hoahocmoingay.com@gmail.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Biên soạn: HÓA HỌC MỖI NGÀY Website: www.hoahocmoingay.com FB Fanpage & Youtube: Hóa Học Mỗi Ngày Email: hoahocmoingay.com@gmail.com