Bài Giảng Chương 5: Đại Cương Kim Loại - Môn Hóa Học

Có thể bạn quan tâm

Trang Chủ
Đăng ký
Đăng nhập
Upload
Liên hệ

Trang Chủ › Hóa Học›Hóa Học 12 Bài giảng Chương 5: Đại cương kim loại - Môn hóa học doc

11 trang

TRANG HA

2599

4 Download Bạn đang xem tài liệu "Bài giảng Chương 5: Đại cương kim loại - Môn hóa học", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

HỌC KÌ II Chương 5: ĐẠI CƯƠNG KIM LOẠI A- GIỚI THIỆU CHUNG. I – VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN - Nhóm IA (trừ H), nhóm IIA (trừ B) và một phần của các nhóm IVA, VA, VIA. - Các nhóm B (từ IB đến VIIIB). - Họ lantan và actini. II – CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI 1. Cấu tạo nguyên tử - Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng (1, 2 hoặc 3e). Thí dụ: Na: [Ne]3s1 Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 * Cấu hình electron nguyên tử: Nhóm IA (KLK): ns1 Nhóm IIA(KLK thổ) ns2 Nhóm IIIA ns2 np1 Một số KL khác Li (Z=3): 1s22s1 Be (Z=4): 1s22s2 B (Z=5): 1s22s22p1 Cr (Z=24): [Ar] 3d54s1 Na (Z=11):1s22s22p63s1 Mg (Z=12):1s22s22p63s2 Al (Z= 13):1s22s22p63s23p1 Fe (Z=26): [Ar] 3d64s2 K (Z=19): [Ar] 4s1 Ca (Z=20): [Ar] 4s2 Cu ( Z=29): [Ar] 3d104s1 *Cấu hình ion: He (ns2) Ne (1s22s22p6) Ar (1s22s22p63s23p6) Một số ion KL khác Li+ (Z=3) ; Be2+ (Z=4) B3+ (Z=5) Na+ (Z=11) ; Mg2+(Z=12) Al3+ (Z= 13) K+ (Z=19) Ca2+ (Z=20) Cr2+ (Z=24): [Ar] 3d4 Cr3+ (Z=24): [Ar] 3d3 O2- (Z=8) F- (Z=9) S2- (Z=16) Cl- (Z=17) Fe2+ (Z=26): [Ar] 3d6 Fe3+ (Z=26): [Ar] 3d5 Cu+ ( Z=29): [Ar] 3d10 Cu2+ ( Z=29): [Ar] 3d9 - Trong chu kì, nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với các nguyên tử của nguyên tố phi kim. 2. Cấu tạo tinh thể - Ở nhiệt độ thường, trừ Hg ở thể lỏng, còn các kim loại khác ở thể rắn và có cấu tạo tinh thể. 3. Liên kết kim loại Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể do có sự tham gia của các electron tự do. B – TÍNH CHẤT VẬT LÝ: 1. Tính chất vật lí chung: dẻo, dẫn điện, dẫn nhiệt, ánh kim. Nguyên nhân : là do các electron tự do gây ra 2. Tính chất vật lí riêng : khối lương riêng, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng. Nguyên nhân: do độ bền liên kết KL, ntử khối, kiểu mạng tinh thể ( không do các e tự do) - Kim loại dẻo nhất: Au (vàng) + KLR lớn nhất (nặng nhất): Os (osimi) 22,6g/cm3 + KLR nhỏ nhất (nhẹ nhất) : Li (liti) (0,5g/cm3) - Kim loại dẫn điện, dẫn nhiệt tốt nhất: Ag, Cu, Au, Al, Fe + tonc thấp nhất: Hg (thuỷ ngân) (−390C) + tonc cao nhất: W (vonfam) (34100C). Ánh kim: hầu hết kim loại + mềm nhất: Cs (xesi) + cứng nhất: Cr (crom) C- TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG: - Trong một chu kì: Bán kính nguyên tử của nguyên tố kim loại >bán kính nguyên tử của nguyên tố phi kim. - Số electron hoá trị ít, lực liên kết với hạt nhân tương đối yếu nên chúng dễ tách khỏi nguyên tử. ð Tính chất hoá học chung: Có tính khử (dễ bị oxi hoá) dễ nhường electron trở thành ion dương : M → Mn+ + ne (do bán kính nguyên tử lớn, độ âm điện nhỏ, điện tích hạt nhân nhỏ, năng lượng ion hoá nhỏ) 1. Tác dụng với phi kim a. Tác dụng với clo b. Tác dụng với oxi c. Tác dụng với lưu huỳnh Với Hg xảy ra ở nhiệt độ thường, các kim loại cần đun nóng. 2. Tác dụng với dung dịch axit a. Dung dịch HCl, H2SO4 loãng b. Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc: Phản ứng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt) 3. Tác dụng với nước - Các kim loại có tính khử mạnh: kim loại nhóm IA và IIA (trừ Be, Mg) khử H2O dễ dàng ở nhiệt độ thường. 4. Tác dụng với dung dịch muối: Từ Mg trở đi kim loại mạnh hơn có thể khử được ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do. Lưu ý: + Na + CuSO4 2Na + 2H2O " 2NaOH + H2 (sủi bọt khí) ; 2NaOH + CuSO4 " Cu(OH)2 + Na2SO4 ------------------------------------------------- Tổng cộng: 2Na + 2H2O + CuSO4 " Cu(OH)2 + Na2SO4 + H2 + Fe + 3AgNO3(dư) " Fe(NO3)3 + 3Ag D – DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI: 1. Cặp oxi hoá – khử của kim loại Dạng oxi hoá và dạng khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp oxi hoá – khử của kim loại. Thí dụ: Cặp oxi hoá – khử Ag+/Ag; Cu2+/Cu; Fe2+/Fe 2. So sánh tính chất của các cặp oxi hoá – khử Thí dụ: So sánh tính chất của hai cặp oxi hoá – khử Cu2+/Cu và Ag+/Ag. Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag Kết luận: Tính khử: Cu > Ag Tính oxi hoá: Ag+ > Cu2+ 3. Dãy điện hoá của kim loại Tính khử của kim loại giảm, tính oxi hóa của ion kim loại tăng Không td với HNO3 và H2SO4 đặc nóng Li+ K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Fe3+ Hg Ag+ Pt2+ Au3+ Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H2 Cu Fe2+ Hg Ag Pt Au Tác dụng với H2O→ H2 Tác dụng với axit (HCl, H2SO4 loãng) → muối + H2 1. Nhận xét : (1) Tính khử kim loại từ trái sang phải giảm : Mg > Al > Fe. (2) Tính oxy hoá ion kim loại trái sang phải tăng : Mg2+ < Al3+ < Fe2+ (3) Kim loại có tính khử mạnh sẽ p/ứ với ion kim loại có tính oxi hoá mạnh theo quy tắc anpha 2. Lưu ý : Fe + 2FeCl3 " 3FeCl2 Cu + 2FeCl3 " 2FeCl2 + CuCl2 Fe + Fe2(SO4)3 " 3FeSO4 Cu + Fe2(SO4)3 " 2FeSO4 + CuSO4 Fe + 2Fe (NO3)3 " 3 Fe(NO3)2 Cu + 2Fe (NO3)3"2Fe(NO3)2+Cu(NO3)2. Fe + FeCl2 " phản ứng không xảy ra Cu + FeCl2 " p/ứng không xảy ra Fe + FeSO4 " phản ứng không xảy ra Cu + FeSO4 " p/ứng không xảy ra Fe + Fe(NO3)2 " phản ứng không xảy ra Cu + Fe(NO3)2" p/ứng không xảy ra 4. Ý nghĩa dãy điện hoá của kim loại Dự đoán chiều của phản ứng oxi hoá – khử theo quy tắc α: Phản ứng giữa hai cặp oxi hoá – khử sẽ xảy ra theo chiều chất oxi hoá mạnh hơn sẽ oxi hoá chất khử mạnh hơn, sinh ra chất oxi hoá yếu hơn và chất khử yếu hơn. Thí dụ: Phản ứng giữa hai cặp Fe2+/Fe và Cu2+/Cu xảy ra theo chiều ion Cu2+ oxi hoá Fe tạo ra ion Fe2+ và Cu. Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu Tóm lại: 1. Có 5 kim loại (Li, K, Ba, Ca, Na) tác dụng H2O " bazơ + H2 K + H2O " KOH + 1/2 H2 Na + H2O " NaOH + 1/2 H2 Ca + 2H2O " Ca(OH)2 + H2 Ba + 2H2O " Ba(OH)2 + H2 2. Có 5 kim loại ( Cu, Hg, Ag, Pt, Au ) không tác dụng với dd HCl, HBr, H2SO4 loãng, H3PO4. 3. Kim loại đứng trước (không tan trong nước) đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dd muối. F- SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI. I – KHÁI NIỆM: Sự ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh. Bản chất của ăn mòn kim loại là quá trình oxihoa – khử Hệ quả: Kim loại bị oxi hoá thành ion dương M → Mn+ + ne II – CÁC DẠNG ĂN MÒN 1. Ăn mòn hoá học: 1 kim loại bị ăn mòn 2. Ăn mòn điện hoá: 2 kim loại hoặc hợp kim bị ăn mòn. * Lưu ý: - ĂMĐH nhanh hơn ĂMHH. - ĂMĐH: kim loại mạnh bị ăn mòn. Thí dụ: - Thép hoặc gang để ngoài không khí ( sắt bị ăn mòn) à ĂMĐH - Sắt để trong dd HCl à ĂMHH. - Sắt để trong dd HCl có nhỏ vài giọt CuSO4 à ĂMĐH c. Điều kiện xảy ra sự ăm mòn điện hoá học v Các điện cực phải khác nhau về bản chất. Cặp KL – KL; KL – PK; KL – Hợp chất hoá học v Các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp qua dây dẫn. d. Cơ chế ăn mòn điện hóa. Điện cực âm (anốt) : M → Mn+ + ne : quá trình oxh ( kim loại có tính khử mạnh hơn bị ăn mòn) Điện cực dương (catốt) : 2H+ +2e → H2 : quá trình khử G- ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI. I – NGUYÊN TẮC ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI : Khử ion kim loại thành nguyên tử.: Mn+ + ne → M II – PHƯƠNG PHÁP 1. Phương pháp nhiệt luyện v Nguyên tắc: Khử ion kim loại trong hợp chất ở nhiệt độ cao bằng các chất khử như C, CO, H2,Al để lấy O. v Phạm vi áp dụng: các kim loại có tính khử trung bình từ Zn trở về sau: Thí dụ: Cho CO (hoặc H2) qua hh CuO, Al2O3,FeO,MgO thì sau ph. ứng hh còn lại: Cu, Al2O3, Fe và MgO. 2. Phương pháp thuỷ luyện v Nguyên tắc: Dùng kim loại đứng trước đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dd muối. Thí dụ: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu↓ Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu↓ v Phạm vi áp dụng: Từ Mg trở về sau. 3. Phương pháp điện phân a. Điện phân hợp chất nóng chảy v Nguyên tắc: Khử các ion kim loại bằng cách điện phân nóng chảy hợp chất của kim loại. v Phạm vi áp dụng: Điều chế 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. Phương trình điện phân: Thí dụ 2: Điện phân MgCl2 nóng chảy để điều chế Mg. Phương trình điện phân: b. Điện phân dung dịch v Nguyên tắc: Điện phân dung dịch muối của kim loại. v Phạm vi áp dụng: Từ Zn trở về sau. Thí dụ: Điện phân dung dịch CuCl2 để điều chế kim loại Cu. Phương trình điện phân: Tóm lại: KAl: Đpnc; Zn ..Au Đpdd c. Tính lượng chất thu được ở các điện cực Dựa vào công thức Farađây: m = , trong đó: m: Khối lượng chất thu được ở điện cực (g). A: Khối lượng mol nguyên tử ( hoặc PTK) của chất thu được ở điện cực. n: ( là hóa trị) Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận. I: Cường độ dòng điện (ampe) t: Thời gian điện phân (giây) F: Hằng số Farađây (F = 96.500). TÓM TẮT: Điện phân nóng chảy Nhiệt luyện Thuỷ luyện + Điện phân dung dịch Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Cu Hg Ag Pt Au Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại. + Li, Na, K: đpnc muối halogenua (RCl) hoặc hidroxit (ROH) Dùng nhiệt độ cao chất khử mạnh (C, CO, H2, Al) khử các oxit kim loại về kim loại. VD: Fe2O3 + 2Al Al2O3 + 2Fe CuO + CO Cu + CO2 KL đứng trước đẩy KL đứng sau ra khỏi dd muối của chúng (trừ:K, Na, Ca, Ba) VD: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu + Mg, Ca, Ba : đpnc muối halogenua (RCl2) +đpdd muối clorua (H2O không tham gia): CuCl2 Cu + Cl2 + Kim loại Al : đpnc Al2O3 Định luật Faraday: m = AIt / nF F = 96500 + đpdd muối sunfat, muối nitrat (H2O tham gia): CuSO4 + H2OCu +½ O2 +H2SO4 Cu(NO3)2 +H2OCu +½ O2+2HNO3 Chú ý: - Cực âm : (Catốt ) xảy ra quá trình khử - Cực dương : (Anốt ) xảy ra q/trình oh CHƯƠNG 6. KIM LOẠI KIỀM, KIỀM THỔ, NHÔM BÀI: KIM LOẠI KIỀM VÀ HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM. A. KIM LOẠI KIỀM I. Vị trí - cấu hình e ngtử : Kim loại kiềm thuộc nhóm IA, gồm Na, K, Rb, Cs. Cấu hình e ngoài cùng ns1 II. Tính chất hóa học: Các nguyên tử kim loại kiềm có năng lượng ion hóa nhỏ, vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh. Tính khử tăng dần từ liti đến xesi. M ® M++1e. Trong hợp chất, các kim loại kiềm có số oxi hóa +1. 2Na + O2(khô) ® Na2O2 2Na+2HCl ® 2NaCl+H2 ; 4Na+O2(kk) ® 2Na2O 2Na+H2SO4 ® Na2SO4+H2 2K + Cl2 ®2KCl 2K+2H2O ® 2KOH+H2 KLK tác dụng dễ dàng với H2O nên người ta bảo quản nó bằng cách ngâm trong dầu hỏa. III: Điều chế: Đpnc muối halogenua hay hyđroxyl của KLK 2NaCl2Na+Cl2 ; 4NaOH4Na + O2 + 2H2O B. HỢP CHẤT CỦA KIM LOẠI KIỀM. I. Natri hidroxit ( NaOH) Là bazo mạnh làm xanh quỳ tím. CO2 + NaOH ® NaHCO3 HCl + NaOH ® NaCl+H2O Nếu NaOH dư thì phản ứng tiếp CuSO4+ 2NaOH ® Na2SO4+Cu(OH)2 NaOH + NaHCO3 ® Na2CO3 + H2O ( 2 pứ này có liên quan đến bài toán tính khối lượng muối sau khi pứ) NaHCO3 là h/c lưỡng tính 2NaHCO3 + HCl " NaCl + CO2 + H2O 2NaHCO3 + NaOH " Na2CO3 + H2O II. Muối cacbonat - NaHCO3 là chất dễ bị nhiệt phân 2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O Na2CO3 tan trong nước tạo môi trường bazo làm xanh quỳ tím BÀI: KIM LOẠI KIỀM THỔ. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ A. KIM LOẠI KIỀM THỔ I.Vị trí và cấu tạo : Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA, gồm Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Cấu hình electron lớp ngoài cùng ns2 -Ca, Sr, Ba tác dụng với nước ở nhiệt độ thường thành dung dịch bazơ Ca +2 H2O " Ca(OH)2 + H2 II. Tính chất hoá học: 2Mg + O2 2MgO Ca + Cl2 " CaCl2 Ca + 2HCl " CaCl2 + H2 4Mg + 10HNO3 loãng4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 4Mg + 5 H2SO4đ 4MgSO4 + H2S + 4H2O III. Điều chế KLKT bằng cách điện phân nóng chảy muối clorua CaCl2 Ca + Cl2 B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ 1/ Canxi hiđroxit: Ca(OH)2 rắn, màu trắng , ít tan trong nước CO2 + Ca(OH)2 " CaCO3 + H2O Nếu CO2 dư thì phản ứng tiếp CO2 + H2O + CaCO3 " Ca(HCO3)2 ( 2 pứ này liên quan đến bài toán tính khối lượng kết tủa) Khi bài toán cho CO2 tác dụng Ca(OH)2 (hay Ba(OH)2) mà cho khối lượng kết tủa thì có 2 đáp số của CO2 2/ Canxi cacbonat: CaCO3 Chất rắn màu trắng, không tan trong nước, đây là muối của một axit yếu và không bền, tác dụng với nhiều axit vô cơ và hữu cơ giải phóng khí CO2: CaCO3+ 2HCl→ CaCl2 +H2O +CO2 CaCO3 + 2CH3COOH→ Ca(CH3COO)2+H2O+CO2 đặc biệt: CaCO3 tan dần trong nước có chứa khí CO2 : CaCO3+ H2O + CO2 Ca(HCO3)2 phản ứng xảy ra theo 2 chiều : chiều (1) giải thích sự xâm thực núi đá vôi của nước mưa, chiều (2) giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang động. 3/ Canxi sunphat: CaSO4 chất rắn màu trắng, ít tan trong nước. Có 3 loại: + CaSO4 . 2H2O : thạch cao sống, bền ở nhiệt độ thường. + CaSO4 . H2O : thạch cao nung, điều chế bắng cách nung thạch cao sống. + CaSO4: thạch cao khan, điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở nhiệt độ cao hơn. + Thạch cao nung thường dùng đúc tượng, phấn viết bảng, bó bột khi gãy xương II. N ƯỚC CỨNG: 1/Khái niệm: - Nước cứng là nước có chứa nhiều ion Ca2+ , Mg2+ - Nước chứa ít hoặc không có chứa ion Canxi, magiê gọi là nước mềm. 2/Phân loại nước cứng: - Nước cứng tạm thời : nước có chứa các muối : Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 - Nước cứng vĩnh cửu: nước có chứa các muối: CaCl2, MgCl2, CaSO4, MgSO4. - Nước cứng toàn phần: nước có cả tính tạm thời và tính vĩnh cữu. 3/ Tác hại của nước cứng: nước cứng làm xà phòng ít bọt, nấu thực phẩm bị lâu chín và giảm mùi vị, gây tác hại trong các ngành sản xuất. 4/ Các biện pháp làm mềm nước cứng: * Nguyên tắc: giảm nồng độ cation :Ca2+, Mg2+ trong nước cứng. * Phương pháp kết tủa: -Với nước cứng tạm thời: Đun sôi hoặc dùng Ca(OH)2 hoặc Na2CO3 để kết tủa ion canxi, magie, loại bỏ kết tủa ta được nước mềm: M(HCO3)2 MCO3+CO2 +H2O -Với nước cứng vĩnh cữu: Dùng Na2CO3, Na3PO4, để làm mềm : Ca2+ + CO32-→ CaCO3 3Ca2+ +2PO43- → Ca3(PO4)2 Mg2+ + CO32-→ MgCO3 3Mg2+ +2PO43- →Mg3(PO4)2 - Với nước cứng toàn phần: Dùng Na2CO3, Na3PO4, để làm mềm *Phương pháp trao đổi ion: Bài: NHÔM A. NHÔM I. Vị trí và cấu tạo: Nhôm có số hiệu nguyên tử 13, thuộc chu kì 3, nhóm IIIA, chu kì 3 trong BTH II. Tính chất hóa học: Nhôm là kim loại có tính khử mạnh sau kim loại kiềm và kiềm thổ. Al → Al3+ + 3e 2Al + 3Cl2 " 2AlCl3 4Al + 3O2 " 2Al2O3 2Al + 6HCl " 2AlCl3 + 3H2 Al + NaOH + H2O " NaAlO2 + H2 Al + 4HNO3 loãng→ Al(NO3)3 + NO + 2H2O 2Al + 6H2SO4 đặc, nóng → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Với HNO3 và H2SO4 đặc nguội: không tác dụng . 2Al + 3FeO 3Fe + Al2O3 Lưu ý: nhôm tác dụng được với dd axit và dd bazo nhưng nhôm không là chất là chất lưỡng tính. Nhôm là chất có hidroxit lưỡng tính. III. Sản xuất: 2Al2O3 4Al + 3O2 ↑ B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM I. NHÔM OXIT – Al2O3 : Al2O3 lưỡng tính : - Tính bazơ : Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O; - Tính axit : Al2O3 + 2NaOH ® 2NaAlO2+ 3H2O II. NHÔM HIĐROXIT Al(OH)3 1. Tính chất vật lý : Chất rắn, kết tủa keo, màu trắng 2. Tính chất hoá học Dễ bị phân huỷ bởi nhiệt độ Là hợp chất lưỡng tính : * Tính bazơ :Al(OH)3 +3HCl ® AlCl3 + 3H2O * Tính axit : Al(OH)3 + NaOH ® NaAlO2+ 2H2O 3. Điều chế: Cho muối nhôm tác dụng dd NH3 : AlCl3 + 3NH3 + 3H2O " Al(OH)3 + 3NH4Cl Nếu thay dung dịch NH3 bằng dung dịch NaOH thì: AlCl3 + 3NaOH " Al(OH)3 + 3NaCl. Nếu NaOH dư thì kết tủa tan ra : Al(OH)3 + NaOHdư " NaAlO2 + 2H2O III. MUỐI NHÔM - Nhôm sunfat : Phèn chua K2SO4. Al2(SO4)3 .24H2O. ® viết gọn: KAl(SO4)2.12H2O - Muối alminat : AlO2- tác dụng với axit tạo lại kết tủa NaAlO2 + CO2 + 2H2O " Al(OH)3 + NaHCO3 ; CO2 dư kết tủa vẫn không tan Nếu thay CO2 bằng HCl thì: NaAlO2 + HCl + H2O " Al(OH)3 Nếu HCl dư thì kết tan : Al(OH)3 + 3HCl " AlCl3 + 3H2O IV: CÁCH NHẬN BIẾT ION Al3+ TRONG DUNG DỊCH: Cho từ từ dung dịch NaOH đến dư, nếu có kết tủa keo rồi kết tủa tan® dung dịch có Al3+. Al3+ + 3OH- ® Al(OH)3¯ Al(OH)3 + OH- dư ® AlO2-+2H2O CHƯƠNG 7. CROM- SẮT- ĐỒNG Bài: CROM VÀ HỢP CHẤT CỦA CROM A. CROM 1. Vị trí của - Cấu tạo:Crom thuộc ô 24, nhóm VIB, chu kì 4. Cấu hình electron: Cr (Z=24): 1s22s22p63s23p63d54s1 Hay [Ar]3d54s1 2. TÍNH CHẤT HÓA HỌC: Crom là kim loại có tính khử mạnh hơn sắt kém hơn kẽm, số oxi hóa từ +1 đến +6 ( thường có số oxi hóa bền là +2, +3, +6). a. Tác dụng với phi kim Cr(III) + 3O2 + 3Cl2 + 3S b. Tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng nóng ® muối Cr(II) + khí H2: + 2HCl ® + H2 Cr + H2SO4(l) " CrSO4 + H2 Chú ý: Tương tự nhôm, crom không tác dụng với axit HNO3 và H2SO4 đặc, nguội. 3. SẢN XUẤT: Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3 ( phản ứng nhiệt nhôm) B. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM I. Hợp chất crom (II) Tính chất hóa học đặc trương của Cr(II) là tính khử, ngoài ra còn có tính bazơ Tính khử Tính bazơ CrO + O2 " Cr2O3 CrO + 2HCl " CrCl2 + H2O 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O " 4Cr(OH)3 Cr(OH)2 + 2HCl " CrCl2 + 2H2O CrCl2 + ½Cl2 " CrCl3 II. Hợp chất crom(III). 1. Cr2O3 , Cr(OH)3 là hợp chất lưỡng tính Cr2O3 + 6HCl " 2CrCl3 + 3H2O Cr(OH)3 + NaOH→NaCrO2 + 2H2O Cr2O3 + 2NaOH " 2NaCrO2 + H2O Cr(OH)3 + 3HCl→CrCl3 + 3H2O 2. Muối crom(III): có tính oxi hóa và tính khử. Trong môi trường axít muối Cr(III) dể bị khử→muối Cr(II) 2Cr+3 + Zn0→ 2Cr+2 + Zn+2 Trong môi trường kiềm muối Cr(III) bị oxi hóa thành muối Cr(VI). 2Cr+3 + 3Br20 + 16OH-→2CrO4-2 + 16Br- + 8H2O III. Hợp chất Crom(VI). 1.Crom(VI) oxít CrO3 là chất rắn , màu đỏ thẫm . - Là oxít axít tác dụng với nước → 2axit: CrO3 + H2O → H2CrO4 (axít cromic) 2CrO3+H2O →H2Cr2O7 (axit đicromic) CrO3 có tính oxi hóa rất mạnh, một số chất vô cơ và hữu cơ (S, C, P, NH3, C2H5OH) bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3 → Cr2O3 Vd: 2CrO3 + 2 NH3 → Cr2O3 + N2 + 3H2O 2.Muối Cromat và đicromat. Muối Cromat CrO42-(màu vàng) và muối đicromat Cr2O72-(màu da cam) đều có tính oxi hóa mạnh. Trong môi trường axít muối crom(VI) bị khử → muối Crom(III). Vd: + K2Cr2O7 + 6 FeSO4 +7H2SO4 → Cr2(SO4)3 +3Fe2(SO4)3 +K2SO4 +7H2O + K2Cr2O7 +6KI +7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 +7H2O +3I2 Trong môi trường thích hợp : 2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O (màu vàng) (màu da cam) Bài : SẮT VÀ MỘT SỐ KIM LOẠI QUAN TRỌNG Bài: SẮT 1. Vị trí: Fe thuộc Ô 26, Nhóm VIIIB, Chu kì 4 2. Cấu hình electron nguyên tử: Cấu hình electron Fe: 1s22s22p63s23p63d64s2 hay Ar] 3d64s2 Fe → Fe2+ [Ar] 3d6 + 2e ; Fe → Fe3+[Ar] 3d5 + 3e 3. Tính chất hóa học: Fe có tính khử trung bình Fe + 2FeCl3 " 3FeCl2 Fe + CuSO4 " FeSO4 + Cu Fe + 2AgNO3 " Fe(NO3)2 + 2Ag Khi AgNO3 dư thì Fe(NO3)2 + AgNO3 " Fe(NO3)3 + Ag 2Fe + 3Cl2 " 2FeCl3 Fe + 2HCl " FeCl2 + H2 Fe + S " FeS 3Fe + 2O2 Fe3O4 Fe + 4HNO3(l) " Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 2Fe + 6H2SO4 (đặc) Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Chú ý: Fe, Al, Cr bị thụ động với axít HNO3 đặc, nguội hoặc H2SO4 đặc, nguội. 4- Trạng thái tự nhiên: Sắt tồn tại chủ yếu ở dạng hợp chất trong: quặng manhetit (Fe3O4) quặng hematit đỏ (Fe2O3) quặng hematit nâu ( Fe2O3.nH2O) quặng xiđêrit (FeCO3) quặng pirit (FeS2). Bài: HỢP CHẤT CỦA SẮT I. HỢP CHẤT Fe(II): Sắt(II) oxit, Săt(II) hiđroxit, Muối sắt(II). Tính chất hóa học đặc trưng của Fe(II) là tính khử (nhường 1e): Fe2+ Fe3+ + 1 FeCl2 + ½Cl2 " FeCl3 3Fe(NO3)2 + 3/2Cl2 " FeCl3 + 2Fe(NO3)3 3Fe(NO3)2 + 4HNO3 " 3Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 4FeO + O2 2Fe2O3 3FeO + 10HNO3 " 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O 2Fe(OH)2 + ½O2 + H2O " 2Fe(OH)3 (nâu đỏ) II. HỢP CHẤT Fe(III) Fe2O3. Fe(OH)3. Các muối sắt(III). Tính chất hóa học đặc trưng của hợp chất Fe(III) là tính oxi hóa (nhận e) Fe3+ +1eFe2+ hoặc Fe3++3eFe Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3 2FeCl3 + Fe " 3FeCl2 Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2 2Fe(NO3)3 + Cu " 2Fe(NO3)2 + Cu(NO3)2 Ngoài ra: FeO, Fe(OH)2, Fe2O3 và Fe(OH)3 còn có tính bazơ FeO + 2HCl " FeCl2 + H2O Fe2O3 + 3H2SO4 " Fe2(SO4)3 + 3H2O Fe(OH)2 + H2SO4 " FeSO4 + 2H2O Fe(OH)3 + 3HCl " FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 6HNO3 " 2Fe(NO3)3 + 3H2O ( ko sinh ra NO) III. ĐIỀU CHẾ FeO, Fe2O3, Fe(OH)2, Fe(OH)3 FeO là chất rắn màu đen, điều chế bằng cách Fe(OH)2 là chất kết tủa màu trắng xanh FeCl2 + 2NaOH Fe(OH)2 + 2NaCl Fe(OH)3 là chất kết tủa màu nâu đỏ Fe(NO3)3 + 3NaOH " Fe(OH)3 + 3NaNO3 Fe(OH)2 FeO + H2O Fe2O3 + CO 2FeO + CO2 Fe2O3 là chất rắn màu nâu đỏ 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O

Tài liệu đính kèm:

TÀI LIỆU LÍ THUYẾT VÔ CƠ DÀNH CHO HỌC SINH TRUNG BÌNH YẾU.doc

Đề thi liên quan

Câu hỏi trắc nghiệm chương este- Lipit - Trường THPT Đỗ Công Tường
Lượt xem: 3164 Lượt tải: 2
Đề khảo sát chất lượng THPT Quốc gia môn Hóa học Lớp 12 - Mã đề 303 - Năm học 2016-2017 - Sở GD & ĐT Vĩnh Phúc
Lượt xem: 231 Lượt tải: 0
Bài ôn tập môn hóa 12 - Câu hỏi ôn tập chương VI trường THPT Nguyễn Du
Lượt xem: 1776 Lượt tải: 2
Kỳ thi trung học phổ thông quốc gia năm 2015 môn thi: Lịch Sử
Lượt xem: 1260 Lượt tải: 0
Giáo án Hóa 12 - Cacbohiđrat và polime
Lượt xem: 1514 Lượt tải: 0
Đề thi thử THPT quốc gia năm 2017 môn: Hóa học - Mã đề thi 479
Lượt xem: 910 Lượt tải: 0
Đề kiểm tra giữa học kỳ I môn Hóa học Lớp 12 - Mã đề 353
Lượt xem: 225 Lượt tải: 0
Tài liệu luyện thi môn hóa 12 nâng cao chương este và Lipit
Lượt xem: 2471 Lượt tải: 1
Giáo trình Bài 1: Điện tích. Định luật culông (bài tập tự luyện)
Lượt xem: 1448 Lượt tải: 0
Đề thi thử THPT quốc gia lần thứ 3 môn: Hóa Học - Mã đề thi 132
Lượt xem: 1425 Lượt tải: 0