Chuyên đề Kim Loại Kiềm Thổ Và Hợp Chất Quan Trọng Của Kim Loại ...

Có thể bạn quan tâm

Trang Chủ
Đăng ký
Đăng nhập
Upload
Liên hệ

Trang Chủ › Hóa Học›Hóa Học 12 Chuyên đề Kim loại kiềm thổ và hợp chất quan trọng của kim loại kiềm thổ doc

27 trang

tuanhung

3599

1 Download Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Chuyên đề Kim loại kiềm thổ và hợp chất quan trọng của kim loại kiềm thổ", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ I/ VỊ TRÍ - CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ - Thuộc nhóm IIA gồm Be, Mg, Ca, Sr, Ba. - Cấu hình electron lớp ngoài cùng của KLKT : ns2 (n là số thứ tự của lớp). - Cấu tạo mạng tinh thể: Be, Mg : lục phương Ca, Sr : lập phương tâm diện Ba : lập phương tâm khối. II/ TÍNH CHẤT VẬT LÍ - Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp nhưng cao hơn KLK - Khối lượng riêng tương đối nhỏ (trừ Ba), độ cứng cao hơn kim loại kiềm Lưu ý : KLKT có kiểu mạng tinh thể không giống nhau nên t0nctnc0và t0sts0 khác nhau. III/ TÍNH CHẤT HÓA HỌC Kim loại kiềm thổ có tính khử mạnh. Từ Be ®Ba tính khử tăng dần. M -2e ® M2+ 1/ Tác dụng với phi kim 2/ Tác dụng với dung dịch axit a) Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng Thí dụ : Mg + 2HCl ® MgCl2 + H2 Ca + H2SO4 loãng ® CaSO4 + H2 b) Với dung dịch HNO3, H2SO4 đặc Thí dụ : 4 Mg + 10 HNO3 (loang)→ 4 Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O4 Mg + 10 HNO3 (loang)→ 4 Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O 4 Mg + 5 H2SO4(dac) → 4 MgSO4 + H2S + 4 H2O4 Mg + 5 H2SO4(dac) → 4 MgSO4 + H2S + 4 H2O 3/ Tác dụng với nước: Ở nhiệt độ thường - Be không phản ứng với H2O ở nhiệt độ thường. - Mg phản ứng chậm và chỉ xảy ra ở nhiệt độ cao (hơi nước). - Ca, Sr và Ba phản ứng tạo dung dịch bazơ (dd kiềm) Thí dụ : Ca + 2H2O ® Ca(OH)2 + H2 Ba + 2H2O ® Ba(OH)2 + H2 IV/ ĐIỀU CHẾ Điện phân nóng chảy muối halogenua của chúng.. Thí dụ : CaCl2 −→−dpnc Ca + Cl2CaCl2 →dpnc Ca + Cl2 D – MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI I/ Canxi hidroxit : Ca(OH)2 (còn gọi là vôi tôi) 1) Chất rắn màu trắng, ít tan trong nước. 2) Dung dịch Ca(OH)2 gọi là nước vôi trong, là bazơ mạnh Ca(OH)2 ® Ca2+ + 2OH – vPhản ứng trung hòa với oxit axit và axit tạo thành muối và nước. Tùy theo tỉ lệ mol giữa các chất cho ra các muối khác nhau. Thí dụ : CO2, SO2, tác dụng với Ca(OH)2 CO2 + Ca(OH)2 ® CaCO3¯ + H2O (1) 2 CO2 + Ca(OH)2 ® Ca(HCO3)2 (2) Chú ý: hấp thụ CO2 đến dư vào nước vôi trong xảy ra các pứ: CO2 + Ca(OH)2 ® CaCO3¯ + H2O CaCO3 + CO2 + H2O ® Ca(HCO3)2 (tan ra) v Tác dụng với dd muối: Thí dụ : Ca(OH)2 + CuCl2 ® Cu(OH)2 + CaCl2 Ca(OH)2 + Mg(HCO3)2 ® CaCO3 + MgCO3 + 2 H2O II/ Canxi cacbonat : CaCO3 1) CaCO3 là chất rắn màu trắng, không tan trong nước. 2) Bị phân hủy bởi nhiệt (khoảng 10000C): CaCO3−→t0 CaO + CO2CaCO3→t0 CaO + CO2 vTác dụng với dung dịch axit CaCO3 + 2HCl ® CaCl2 + CO2 + H2O vBị tan dần trong nước có hòa tan khí CO2 CaCO3 + CO2 + H2O −→t0 Ca(HCO3)2CaCO3 + CO2 + H2O →t0 Ca(HCO3)2 (1) Ca(HCO3)2 −→t0 CaCO3 + CO2 + H2OCa(HCO3)2 →t0 CaCO3 + CO2 + H2O (2) ð Pứ (1) giải thích sự xâm thực của nước vào núi đá vôi. ð Phản ứng (2) giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang đá vôi. III/ Canxi sunfat : CaSO4 1/ Trong tự nhiên, CaSO4 tồn tại dưới dạng muối ngậm nước CaSO4.2H2O. - Thạch cao sống : CaSO4.2H2O - Thạch cao nung : CaSO4.H2O CaSO4.2H2O −→−−1600C→1600C CaSO4.H2O + H2O - Thạch cao khan : CaSO4 CaSO4.2H2O −→−−3500C→3500C CaSO4 + 2H2O 2/ Ứng dụng: Thạch cao nung dùng để nặn tượng, đúc khuôn, bó bột khi gãy xương. Thạch cao dùng sản xuất xi măng. E – NƯỚC CỨNG I/ Khái niệm, phân loại. 1/ Khái niệm - Nước cứng là nước chứa nhiều ion Ca2+ và Mg2+. - Nước chứa ít hoặc không chứa các ion Mg2+ và Ca2+ được gọi là nước mềm. 2/ Phân loại : gồm 3 loại - Tính cứng tạm thời là tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2. - Tính cứng vĩnh cửu là tính cứng gây nên bởi các muối sunfat, clorua của canxi và magie. - Tính cứng toàn phần gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu. II/ Tác hại của nước cứng. Nước cứng gây nhiều tác hại cho đời sống và sản xuất: - Làm mất tác dụng tẩy rửa của xà phòng. - Nấu thức ăn lâu chín, giảm mùi vị. - Đóng cặn trong nồi hơi, lâu ngày nồi hơi mau hư hỏng hay bị nổ. III/ CÁCH LÀM MỀM NƯỚC CỨNG §Nguyên tắc : làm giảm nồng độ ion Ca2+ và Mg2+ trong nước cứng. §Phương pháp 1) Phương pháp kết tủa a) Đối với nước có tính cứng tạm thời. vĐun sôi : Ca(HCO3)2 −→t0 CaCO3↓ + CO2↑ + H2O Ca(HCO3)2 →t0 CaCO3↓ + CO2↑ + H2O Mg(HCO3)2 −→t0 MgCO3↓ + CO2↑ + H2OMg(HCO3)2 →t0 MgCO3↓ + CO2↑ + H2O vDùng hóa chất : Ca(OH)2, Na2CO3 hoặc Na3PO4. Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 ® 2CaCO3 ¯ + 2H2O Ca(HCO3)2 + Na2CO3 ® CaCO3 ¯ + 2NaHCO3 b) Đối với nước có tính cứng vĩnh cửu vDùng hóa chất : Na2CO3 hoặc Na3PO4. CaSO4 + Na2CO3 ® CaCO3 ¯ + Na2SO4 MgCl2 + Na2CO3 ® MgCO3 ¯ + 2NaCl 2) Phương pháp trao đổi ion Cho nước cứng đi qua chất nhựa trao đổi ion (ionit), ở đây các ion Ca2+, Mg2+ bị hấp thụ và được trao đổi bởi các ion Na+ hay H+ của nhựa. KIM LOẠI KIỀM THỔ I. VỊ TRÍ CẤU TẠO 1) Vị trí của kim loại kiềm thổ trong bảng tuần hoàn - Kim loại kiềm thổ thuộc nhóm IIA của bảng tuần hoàn; trong một chu kì, kiềm thổ đứng sau kim loại kiềm. - Kim loại kiềm thổ gồm: Beri (Be); Magie (Mg); Canxi (Ca); Stronti ( Sr); Bari (Ba); Rađi (Ra) (Rađi là nguyên tố phóng xạ không bền). 2) Cấu tạo và tính chất của kim loại kiềm thổ Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Cấu hình electron [He]2s2 [Ne]3s2 [Ar]4s2 [Kr]5s2 [Xe]6s2 Bán kính nguyên tử (nm) 0,089 0,136 0,174 0,191 0,220 Năng lượng ion hóa I2 (kJ/mol) 1800 1450 1150 1060 970 Độ âm điện 1,57 1,31 1,00 0,95 0,89 Thế điện cực chuẩn E◦M2+/M(V) -1,85 -2,37 -2,87 -2,89 -2,90 Mạng tinh thể Lục phương Lập phương tâm diện Lập phương tâm khối * Lưu ‎ý : + Be tạo nên chủ yếu những hợp chất trong đó liên kết giữa Be với các nguyên tố khác là liên kết cộng hóa trị. + Ca, Sr, Ba và Ra chỉ tạo nên hợp chất ion. + Bằng phương pháp nhiễu xạ Rơghen, người ta xác định được rằng trong một số rất ít hợp chất kim loại kiềm thổ có thể có số oxi hóa +1. Thí dụ : Trong hợp chất CaCl được tạo nên từ CaCl2 và Ca (ở 1000◦C ) II. TÍNH CHẤT VẬT LÝ - Màu sắc : kim loại kiềm thổ có màu trắng bạc hoặc xám nhạt. - Một số tính chất vật lý quan trọng của kim loại kiềm thổ : Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Nhiệt độ nóng chảy (◦C) 1280 650 838 768 714 Nhiệt độ sôi (◦C) 2770 1110 1440 1380 1640 Khối lượng riêng (g/cm3) 1,85 1,74 1,55 2,6 3,5 Độ cứng (lấy kim cương = 10) 2,0 1,5 1,8 * Nhận xét - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp (trừ Be) và biến đổi không theo một chiều. Vì các nguyên tố có cấu trúc tinh thể khác nhau Be, Mg, Caβ có mạng lưới lục phương ; Caα và Sr có mạng lưới lập phương tâm diện ; Ba lập phương tâm khối. - Độ cứng : kim loại kiềm thổ cứng hơn kim loại kiềm, nhưng nhìn chung kim loại kiềm thổ có độ cứng thấp ; độ cứng giảm dần từ Be → Ba (Be cứng nhất có thể vạch được thủy tinh ; Ba chỉ hơi cứng hơn chì). - Khối lượng riêng : tương đối nhỏ, nhẹ hơn nhôm (trừ Ba). * Lưu ý : Trừ Be, Mg ; các kim loại kiềm thổ tự do và hợp chất dễ bay hơi, cháy khi đưa vào ngọn lửa không màu, làm cho ngọn lửa có màu đặc trưng. • Ca : màu đỏ da cam • Sr : màu đỏ son • Ba : màu lục hơi vàng. III. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC Các kim loại kiềm thổ có tính khử mạnh, yếu hơn so với kim loại kiềm. Tính khử của các kim loại kiềm thổ tăng từ Be → BA. M – 2e → M2+ 1) Tác dụng với phi kim - Khi đốt nóng trong không khí, các kim loại kiềm thổ đều bốc cháy tạo oxit, phản ứng phát ra nhiều nhiệt. Ví dụ : 2Mg + O2 2MgO ∆H= - 610 KJ/mol - Trong không khí ẩm Ca, Sr, Ba tạo nên lớp cacbonat (phản ứng với không khí như oxi) cho nên cần cất giữ các kim loại này trong bình rất kín hoặc dầu hỏa khan. - Khi đun nóng, tất cả các kim loại kiềm thổ tương tác mãnh liệt với halogen, nitơ, lưu huỳnh, photpho, cacbon, siliC. Ca + Cl2 →CaCl2 Mg + Si →Mg2Si - Do có ái lực lớn hơn oxi, khi đun nóng các kim loại kiềm thổ khử được nhiều oxit bền (B2O3, CO2, SiO2, TiO2, Al2O3, Cr2O3,). 2Be + TiO2 → 2BeO + Ti 2Mg + CO2 → 2MgO + C 2) Tác dụng với axit: A. HCl, H2SO4 (l) : Kim loại kiềm khử ion H+ thành H2 Mg + 2H+ → Mg2+ + H2 B. HNO3,H2SO4 đđ : Khử N+5, S +6 thành các hợp chất mức oxi hoá thấp hơn. 4Ca + 10HNO3 (l) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Mg + 4HNO3 đđ → Mg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3) Tác dụng với nước: - Ca, Sr, Ba tác dụng với nước ở nhiệt độ thường tạo dung dịch bazơ: Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 ↑ - Mg không tan trong nước lạnh, tan chậm trong nước nóng tạo thành MgO. Mg + H2O → MgO + H2↑ - Be không tan trong nước dù ở nhiệt độ cao vì có lớp oxit bền bảo vệ. Nhưng Be có thể tan trong dung dịch kiềm mạnh hoặc kiềm nóng chảy tạo berilat: Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2 Be + 2NaOH(nóng chảy) → Na2BeO2 + H2 IV. ỨNG DỤNG VÀ ĐIỀU CHẾ 1) Ứng dụng - Kim loại Be: làm chất phụ gia để chế tạo hợp kim có tính đàn hồi cao, bền, chắc, không bị ăn mòn. - Kim loại Ca: dùng làm chất khử để tách oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép, làm khô 1 số hợp chất hữu cơ. - Kim loại Mg có nhiều ứng dụng hơn cả: tạo hợp kim có tính cứng, nhẹ, bền để chế tạo máy bay, tên lửa, ôtô Mg còn được dùng để tổng hợp nhiều hợp chất hữu cơ. Bột Mg trộn với chất oxi hóa dùng để chế tạo chất chiếu sáng ban đêm dùng trong pháo sáng, máy ảnh. 2) Điều chế kim loại kiềm thổ - Trong tự nhiên, kim loại kiềm thổ chỉ tồn tại dạng ion M2+ trong các hợp chất. - Phương pháp cơ bản là điện phân muối nóng chảy của chúng. Ví dụ: CaCl2 → Ca + Cl2↑ MgCl2 → Mg + Cl2↑ - Một số phương pháp khác: + Dùng than cốc khử MgO; CaO từ đolomit bằng febositic (hợp chất Si và Fe ) ở nhiệt độ cao và trong chân không. MgO + C → Mg + CO CaO + 2MgO + Si → 2Mg + CaO.SiO2 + Dùng nhôm hay magie khử muối của Ca, Sr, Ba trong chân không ở 1100◦C→1200◦C. 2Al + 4CaO → CaO.Al2O3 + 3Ca 2Al + 4SrO → SrO. Al2O3 + 3Sr 2Al + 4BaO → BaO. Al2O3 + Ba Lý thuyết về nhôm Chuyên mục: Chuyên đề 8. Kim loại nhóm A Được viết ngày Thứ bảy, 20 Tháng 12 2014 08:13 Viết bởi Nguyễn Văn Đàm I. VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN - Cấu hình e nguyên tử: 13Al: 1s22s22p63s23p1 - Vị trí: Al thuộc ô 13, chu kì 3, nhóm IIIA. II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ - Mạng lập phương tâm diện, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt; t0nc = 6600C . - Màu trắng bạc, khá bền và dai, dễ kéo sợi và dát mỏng, nhẹ (D = 2,7). - Một số hợp kim của nhôm: + Đuyra (95% Al; 4% Cu; 1% Mg, Mn, Si): nhẹ bằng 1/3 thép, cứng gần bằng thép. + Silumin (gần 90% Al; 10% Si): nhẹ, bền. + Almelec (98,5% Al; còn lại là Mg, Si và Fe) dùng làm dây cáp. + Hợp kim electron (10,5% Al; 83,3% Mg còn lại là Zn, Mn...): chỉ nặng bằng 65% Al lại bền hơn thép, chịu được sự thay đổi đột ngột của nhiệt độ trong một giới hạn lớn nên được dùng làm vỏ tên lửa. III. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN Nhôm là kim loại phổ biến nhất trong vỏ quả đất. Trong tự nhiên, Al có trong: - Đất sét: Al2O3.2SiO2.2H2O. - Mica: K2O.Al2O3.6SiO2.2H2O. - Boxit: Al2O3.nH2O. - Criolit: 3NaF.AlF3 hay (Na3AlF6). IV. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC Có tính khử mạnh: Al → Al3+ + 3e 1. Tác dụng với các phi kim a. Với oxi - Al chỉ phản ứng với oxi trên bề mặt (vì tạo ra lớp màng oxit bao phủ bề mặt, bảo vệ và ngăn cản Al tham gia phản ứng tiếp): 2Al + 3O2 → Al2O3 - Bột Al cháy trong không khí khi được đun nóng cho ngọn lửa màu sáng chói. - Muốn phản ứng xảy ra hoàn toàn thì phải loại bỏ lớp oxit bao phủ trên bề mặt Al (bằng cách tạo hỗn hống Al - Hg hoặc dùng Al bột đun nóng). b. Với các phi kim khác - Nhôm phản ứng được với các phi kim khác → muối. - Al tự bốc cháy khi tiếp xúc với các halogen: 2Al + 3X2 → 2AlX3 - Khi đun nóng, Al tác dụng với bột S: 2Al + 3S → Al2S3 - Khi nhiệt độ rất cao, Al kết hợp với C và N2: 4Al + 3C → Al4C3 (8000C) 2. Tác dụng với nước - Al không phản ứng với nước vì được lớp oxit mỏng, bền và đặc khít bảo vệ. Nếu phá bỏ lớp oxit bao phủ bề mặt, Al phản ứng trực tiếp với nước. 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2 - Al(OH)3 là chất kết tủa dạng keo màu trắng khi sinh ra sẽ bao kín bề mặt của Al kim loại ngăn cách không cho Al tiếp xúc với nước để phản ứng tiếp nữa. Phản ứng này chỉ có ý nghĩa về mặt lý thuyết. 3. Tác dụng với oxit của kim loại kém hoạt động hơn (phản ứng nhiệt nhôm) - Al khử được oxit của các kim loại đứng sau nó: 2yAl + 3FexOy → yAl2O3 + 3xFe - Những lưu ý khi giải bài tập về phản ứng nhiệt nhôm: + Nếu hỗn hợp sau phản ứng cho tác dụng với dung dịch kiềm → H2 thì Al còn dư sau phản ứng nhiệt nhôm hoặc hiệu suất H của phản ứng < 100% + Nếu hỗn hợp sau phản ứng cho tác dụng với dung dịch kiềm không có khí thoát ra chứng tỏ không dư Al. + Khối lượng hỗn hợp trước và sau phản ứng không đổi (bảo toàn khối lượng). + Vận dụng bảo toàn electron. 4. Tác dụng với dung dịch axit a. Với H+ (HCl, H2SO4 loãng...) Al phản ứng dễ dàng → muối + H2 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 2Al + 3H2SO4 loãng → Al2(SO4)3 + 3H2 b. Tác dụng với các axit có tính oxi hóa mạnh: HNO3 loãng hoặc đặc, H2SO4 đậm đặc Al + 4HNO3 loãng → Al(NO3)3 + NO + 2H2O Al + 6HNO3 → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 2Al + 6H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Chú ý: - Al thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội → có thể dùng thùng Al để chuyên chở axit HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội. - Phản ứng của Al với dung dịch HNO3 có thể tạo thành muối amoni. 5. Tác dụng với dung dịch bazơ - Al tham gia phản ứng dễ dàng với các dung dịch kiềm: 2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 + 3H2 2Al + Ba(OH)2 + 2H2O → Ba(AlO2)2 + 3H2 - Cơ chế: + Trước tiên, Al tham gia phản ứng với nước: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2 + Al(OH)3 sinh ra là hiđroxit lưỡng tính tan được trong dung dịch kiềm: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O Quá trình này lặp đi lặp lại đến hết. - Chú ý: + Nếu cho hỗn hợp Na, K, Ba, Ca và Al (hoặc Zn) vào nước dư, xảy ra các phản ứng: 2M + 2H2O → 2MOH + H2 MOH + H2O + Al → MAlO2 + 3/2H2 + Trong quá trình giải toán có 2 trường hợp xảy ra: * Trường hợp 1. Cả kim loại kiềm và Al đều phản ứng hết nếu số mol kim loại kiềm ≥ số mol Al. * Trường hợp 2. Kim loại kiềm phản ứng hết, Al dư nếu số mol kim loại kiềm < số mol Al. 6. Tác dụng với dung dịch muối - Al đẩy được kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của chúng: 2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu - Phản ứng với muối nitrat trong môi trường kiềm: 8Al + 3NaNO3 + 5NaOH + 2H2O → 8NaAlO2 + 3NH3 - Phản ứng với muối nitrat trong môi trường axit (giống phản ứng với HNO3): Al + 4H+ + NO3- → Al3+ + NO + 2H2O V. ĐIỀU CHẾ 1. Nguyên liệu Quặng boxit Al2O3 có lẫn SiO2 và Fe2O3. 2. Các giai đoạn điều chế - Làm sạch nguyên liệu: 2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O 2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O NaAlO2 + CO2 + 2H2O → NaHCO3 + Al(OH)3 NaOH + CO2 → NaHCO3 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O - Điện phân nóng chảy Al2O3 có mặt criolit Na3AlF6 (hạ nhiệt độ nóng chảy của Al2O3từ 20500C xuống 9000C; tăng độ dẫn điện do tạo thành nhiều ion hơn; tạo lớp bảo vệ không cho O2 phản ứng với Al nóng chảy): 2Al2O3 → 4Al + 3O2 VI. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM 1. Nhôm oxit Al2O3 - Chất rắn màu trắng, không tan và không tác dụng với nước, rất bền vững, nóng chảy ở 20500C. - Tồn tại ở dạng khan (emeri, corindon, rubi (lẫn Cr2O3), saphia (lẫn TiO2 và Fe3O4) hoặc dạng ngậm nước (boxit). a. Tính chất hóa học - Tính bền: Al2O3 không bị khử bởi H2, CO ở nhiệt độ cao; Al2O3 tác dụng với C không cho Al kim loại mà tạo Al4C3: Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO (> 20000C) - Tính lưỡng tính: + Al2O3 là oxit bazơ khi tác dụng với axit mạnh → muối + H2O. Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O + Al2O3 là oxit axit khi tác dụng với dung dịch bazơ mạnh → muối + H2O. Al2O3 + 2NaOH → NaAlO2 + H2O hay Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] Al2O3 + 2OH- → 2AlO2- + H2O b. Điều chế Nhiệt phân Al(OH)3: 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O 2. Nhôm hiđroxit Al(OH)3 Là chất kết tủa keo, màu trắng. a. Tính chất hóa học - Kém bền với nhiệt: 2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O (t0) - Là hiđroxit lưỡng tính: + Tác dụng với axit mạnh: Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O + Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh: Al(OH)3 + KOH → KAlO2 + 2H2O Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] b. Điều chế - Kết tủa Al3+: Al3+ + 3OH- (vừa đủ) → Al(OH)3 Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3NH4+ - Kết tủa AlO2-: AlO2- + CO2 + 2H2O → Al(OH)3 + HCO3- AlO2- + H+ (vừa đủ) + H2O → Al(OH)3 3. Muối nhôm (hay gặp: phèn chua: K2SO4, Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O) - Các dung dịch AlCl3, Al2(SO4)3 và Al(NO3)3 đều là các axit theo Bronstet có môi trường axit: AlCl3 → Al3+ + 3Cl- Al3+ + 3H2O ↔ Al(OH)3 + 3H+ → Giải thích được sự thủy phân của muối Al trong các dung dịch có tính bazơ: 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3 + 6NaCl + 3CO2 Phản ứng với dung dịch kiềm: (chú ý cách thức và tỷ lệ phản ứng) Al3+ + 3OH- → Al(OH)3 Al3+ + 4OH- → [Al(OH)4] - Al(OH)3 + 3OH- → [Al(OH)4] - - Các muối aluminat NaAlO2, KAlO2, Ba(AlO2)2 và Ca(AlO2)2 đều là bazơ dung dịch có môi trường bazơ. AlO2- + 3H2O ↔ Al(OH)3 + 3OH- AlO2- + H+ + H2O → Al(OH)3 Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O Lí thuyết về sắt và hợp chất của sắt Chuyên mục: Chương 7. Sắt và Một số kim loại quan trọng Được viết ngày Thứ hai, 16 Tháng 3 2015 22:21 Viết bởi Nguyễn Văn Đàm A. SẮT I. Vị trí trong bảng tuần hoàn - Cấu hình e nguyên tử: 26Fe: 1s22s22p63s23p63d64s2. - Vị trí: Fe thuộc ô 26, chu kì 4, nhóm VIIIB. - Cấu hình e của các ion được tạo thành từ Fe: Fe2+ 1s22s22p63s23p63d6 Fe3+ 1s22s22p63s23p63d5 II. Tính chất vật lí - Màu trắng hơi xám, dẻo, dễ rèn, dễ dát mỏng, kéo sợi; dẫn nhiệt và dẫn điện kém đồng và nhôm. - Sắt có tính nhiễm từ nhưng ở nhiệt độ cao (8000C) sắt mất từ tính. T0nc = 15400C. III. Trạng thái tự nhiên Là kim loại phổ biến sau nhôm, tồn tại chủ yếu ở các dạng: - Hợp chất: oxit, sunfua, silicat... - Quặng: hematit đỏ (Fe2O3 khan), hematit nâu (Fe2O3.nH2O), manhetit (Fe3O4), xiđerit (FeCO3) và pirit (FeS2). IV. Tính chất hóa học Fe là chất khử trung bình. Trong các phản ứng, Fe có thể nhường 2 hoặc 3e: Fe → Fe3+ + 3e Fe → Fe2+ + 2e 1. Tác dụng với các phi kim Sắt tác dụng với hầu hết các phi kim khi đun nóng: - Với halogen → muối sắt (III) halogenua (trừ iot tạo muối sắt II): 2Fe + 3X2 → 2FeX3 (t0) - Với O2: 3Fe + 2O2 → Fe3O4 (t0) Thực tế khi giải các bài tập thường gặp trường hợp tạo ra hỗn hợp gồm Fe và các oxit sắt. - Với S: Fe + S → FeS (t0) 2. Tác dụng với nước - Fe không tác dụng với nước ở nhiệt độ thường, ở nhiệt độ cao, sắt phản ứng mạnh với hơi nước: 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (< 5700C) Fe + H2O → FeO + H2 (> 5700C) 3. Tác dụng với dung dịch axit a. Với H+ (HCl, H2SO4 loãng... ) → muối sắt (II) + H2 Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2 b. Tác dụng với các axit có tính oxi hóa mạnh (HNO3, H2SO4 đậm đặc) - Fe thụ động với H2SO4 đặc nguội và HNO3 đặc nguội → có thể dùng thùng Fe chuyên chở axit HNO3 đặc nguội và H2SO4 đặc nguội. - Với dung dịch HNO3 loãng → muối sắt (III) + NO + H2O: Fe + 4HNO3 loãng → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O - Với dung dịch HNO3 đậm đặc → muối sắt (III) + NO2 + H2O: Fe + 6HNO3 → Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O - Với dung dịch H2SO4 đậm đặc và nóng → muối sắt (III) + H2O + SO2: 2Fe+ 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Chú ý: Sản phẩm sinh ra trong phản ứng của Fe với HNO3 hoặc H2SO4 đậm đặc là muối sắt (III) nhưng nếu sau phản ứng có Fe dư hoặc có Cu thì tiếp tục xảy ra phản ứng: 2Fe3+ + Fe → 3Fe3+ Hoặc 2Fe3+ + Cu → 2Fe2+ + Cu2+ 4. Tác dụng với dung dịch muối - Fe đẩy được những kim loại yếu hơn ra khỏi muối → muối sắt (II) + kim loại. Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2 - Fe tham gia phản ứng với muối Fe3+ → muối sắt (II): 2FeCl3 + Fe → 3FeCl2 Chú ý: Với muối Ag+, Fe có thể tham gia phản ứng để tạo thành muối Fe3+: Fe + 2AgNO3 → Fe(NO3)2 + 2Ag Fe(NO3)2 + AgNO3 dư → Fe(NO3)3 + Ag B. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA SẮT I. Các oxit sắt (FeO, Fe3O4, Fe2O3) 1. FeO - Là chất rắn, đen, không tan trong nước. - Tính chất hoá học: + Là oxit bazơ: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2 FeO + H2SO4 loãng → FeSO4 + H2O + FeO là chất oxi hóa khi tác dụng với các chất khử mạnh: H2, CO, Al → Fe: FeO + H2 → Fe + H2O (t0) FeO + CO → Fe + CO2 (t0) 3FeO + 2Al → Al2O3 + 3Fe (t0) + FeO là chất khử khi tác dụng với các chất có tính oxi hóa mạnh: 4FeO + O2 → 2Fe2O3 3FeO + 10HNO3 loãng → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O - Điều chế FeO: FeCO3 → FeO + CO2 (nung trong điều kiện không có không khí) Fe(OH)2 → FeO + H2O (nung trong điều kiện không có không khí) 2. Fe3O4 (FeO.Fe2O3) - Là chất rắn, đen, không tan trong nước và có từ tính. - Tính chất hoá học: + Là oxit bazơ: Fe3O4 + 8HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O Fe3O4 + 4H2SO4 loãng → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4H2O + Fe3O4 là chất khử: 3Fe3O4 + 28HNO3 → 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O + Fe3O4 là chất oxi hóa: Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O (t0) Fe3O4 + 4CO → 3Fe + 4CO2 (t0) 3Fe3O4 + 8Al → 4Al2O3 + 9Fe (t0) - Điều chế: thành phần quặng manhetit 3Fe + 2O2 → Fe3O4 (t0) 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 (< 5700C) 3. Fe2O3 - Là chất rắn, nâu đỏ, không tan trong nước. - Tính chất hoá học: + Là oxit bazơ: Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3H2O Fe2O3 + 6HNO3 → 2Fe(NO3)3 + 3H2O + Là chất oxi hóa: Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O (t0) Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 (t0) Fe2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Fe (t0) - Điều chế: thành phần của quặng hematit 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O (t0) II. Các hiđroxit của Fe (Fe(OH)2 và Fe(OH)3) 1. Fe(OH)2 - Là chất kết tủa màu trắng xanh. - Là bazơ không tan: + Bị nhiệt phân: Fe(OH)2 → FeO + H2O (nung trong điều kiện không có không khí) 4Fe(OH)2 + O2 → 2Fe2O3 + 4H2O (nung trong không khí) + Tan trong axit không có tính oxi hóa → muối sắt (II) và nước: Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O + Có tính khử (do Fe có mức oxi hóa +2): 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 3Fe(OH)2 + 10HNO3 loãng → 3Fe(NO3)3 + NO + 8H2O - Điều chế: Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 (trong điều kiện không có không khí) 2. Fe(OH)3 - Là chất kết tủa màu nâu đỏ. - Tính chất hoá học: + Là bazơ không tan: * Bị nhiệt phân: 2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O * Tan trong axit → muối sắt (III): Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O - Điều chế Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 III. Muối sắt 1. Muối sắt (II) Không bền, có tính khử, khi tác dụng với chất oxi hóa tạo thành muối sắt (III). 2FeCl2 + Cl2 → 2FeCl3 3Fe(NO3)2 + 4HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO + 2H2O 2FeSO4 + 2H2SO4 đặc nóng → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2H2O 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O 6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O Chú ý: Các muối sắt (II) không tan như FeCO3, FeS, FeS2 bị đốt nóng trong không khí tạo Fe2O3. 2FeCO3 + 1/2O2 → Fe2O3 + 2CO2 4FeS + 9O2 → 2Fe2O3 + 4SO2 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 2. Muối sắt (III) - Có tính oxi hóa khi tác dụng với chất khử. 2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + 2KCl + I2 2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + 2HCl + S - Các dung dịch muối sắt (III) có môi trường axit: Fe3+ + 3H2O ↔ Fe(OH)3 + 3H+ - Khi cho muối sắt (III) tác dụng với các kim loại cần lưu ý: + Nếu kim loại là Na, Ca, K, Ba + H2O → Kiềm + H2. Kiềm + Fe3+ → Fe(OH)3 + Nếu kim loại không tan trong nước và đứng trước Fe + Fe3+ → Fe2+ → Fe + Nếu kim loại là Cu hoặc Fe + Fe3+ → Fe2+ - Các muối sắt (III) bị thủy phân hoàn toàn trong môi trường kiềm: 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Fe(OH)3 + 6NaCl + 3CO2 C. HỢP KIM CỦA SẮT I. Gang - Là hợp kim sắt - cacbon trong đó hàm lượng C từ 2 - 5%. - Gang gồm gang xám và gang trắng: + Gang xám: chứa nhiều tinh thể C nên có màu xám; kém cứng và kém giòn hơn gang trắng. + Gang trắng: chứa nhiều tinh thể hợp chất hóa học Fe3C nên có màu sáng. Rất cứng và giòn thường được dùng để luyện thép. - Luyện gang: * Nguyên liệu: + Quặng sắt: cung cấp Fe (phải chứa trên 30% Fe, chứa ít S, P). + Chất chảy: CaCO3 (nếu quặng lẫn silicat) hoặc SiO2 (nếu quặng lẫn đá vôi) để làm giảm nhiệt độ nóng chảy và tạo xỉ. + Không khí giàu oxi và nóng: để tạo chất khử CO và sinh nhiệt. + Than cốc (tạo chất khử CO; tạo nhiệt và tạo gang). * Các phản ứng xảy ra trong lò cao khi luyện gang: + Phản ứng tạo chất khử. C + O2 → CO2 CO2 + C → 2CO + Phản ứng khử Fe2O3. CO + 2Fe2O3 → Fe3O4 + CO2 Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2 FeO + CO → Fe + CO2 + Phản ứng tạo xỉ. CaCO3 → CaO + CO2 CaO + SiO2 → CaSiO3 II. Thép - Là hợp kim của Fe và C trong đó hàm lượng C ít hơn 2%C (theo khối lượng). - Nguyên liệu: tùy theo phương pháp: Gang, sắt, thép phế liệu, chất chảy, không khí nóng, dầu mazut. - Nguyên tắc: khử các tạp chất Mn, Si, Ca, S, P có trong gang. - Các phản ứng xảy ra trong quá trình luyện thép: C + O2 → CO2 S + O2 → SO2 Si + O2 → SiO2 CaO + SiO2 → CaSiO3 (xỉ) Lí thuyết về đồng và hợp chất của đồng Chuyên mục: Chương 7. Sắt và Một số kim loại quan trọng Được viết ngày Thứ hai, 16 Tháng 3 2015 22:25 Viết bởi Nguyễn Văn Đàm A. ĐỒNG I. Vị trí trong bảng tuần hoàn - Cấu hình e nguyên tử: 29Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1. - Vị trí: ô 29, chu kỳ 4, nhóm IB. - Cấu hình e của các ion: Cu+: 1s22s22p63s23p63d10 Cu2+: 1s22s22p63s23p63d9 II. Tính chất vật lý Đồng có mạng tinh thể lập phương tâm diện, màu đỏ, dẻo, dễ kéo sợi, dát mỏng. Dẫn điện và nhiệt tốt chỉ kém bạc, t0nc = 10830C, D = 8,98 g/cm3. III. Tính chất hóa học Đồng có tính khử yếu: Cu → Cu2+ + 2e 1. Tác dụng với phi kim - Với oxi tạo màng CuO bảo vệ: 2Cu + O2 → 2CuO ở 800 - 10000C: CuO + Cu → Cu2O - Với clo: Cu + Cl2 → CuCl2 - Với lưu huỳnh: Cu + S → CuS 2. Tác dụng với axit a. Với các axit không có tính oxi hoá mạnh (HCl, H2SO4 loãng) - Cu không phản ứng với các axit không có tính oxi hoá mạnh. - Khi có O2, phản ứng lại xảy ra: 2Cu + 4H+ + O2 → 2Cu2+ + 2H2O b. Với các axit có tính oxi hoá mạnh (HNO3 và H2SO4 đặc nóng) Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3. Tác dụng với dung dịch muối Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag Cu + 2Fe3+ → Cu2+ + 2Fe2+ Chú ý với muối nitrat trong môi trường axit: 3Cu + 8H++ 2NO3- → 3Cu2++2NO + 4H2O B. HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG I. Hợp chất đồng (I) 1. Cu2O - Là chất rắn màu đỏ gạch, không tan trong nước. - Tính chất hoá học: + Tác dụng với axit: Cu2O + 2HCl → CuCl2 + H2O + Cu + Dễ bị khử: Cu2O + H2 → 2Cu + H2O 2. Cu(OH) - Là chất kết tủa màu vàng. - Tính chất hoá học: Dễ bị phân hủy: 2CuOH → Cu2O + H2O II. Hợp chất đồng (II) 1. CuO - Là chất rắn, màu đen, không tan. - Tính chất hoá học: + Là oxit bazơ: CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O + Là chất oxi hóa: CuO + H2 → Cu + H2O CuO + C2H5OH → CH3CHO + Cu + H2O 3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + 3H2O - Điều chế: Cu(OH)2 → CuO + H2O CuCO3.Cu(OH)2 → 2CuO + H2O + CO2 2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2 2. Cu(OH)2 - Là chất kết tủa màu xanh. - Tính chất hoá học: + Là bazơ không tan: * Tác dụng với axit: Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O * Dễ nhiệt phân: Cu(OH)2 → CuO + H2O + Dễ tạo phức: Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 + Là chất oxi hóa: 2Cu(OH)2 + R-CHO → R - COOH + Cu2O + 2H2O - Điều chế: CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2 3. Muối Cu (II) - Các dung dịch muối đồng (II) đều có màu xanh. - Tính chất hoá học: + Tác dụng với kiềm: CuSO4 + 2NaOH → Na2SO4 + Cu(OH)2 + Tác dụng với dung dịch NH3: CuSO4 + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2 + (NH4)2SO4 Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 + CuSO4 hấp thụ nước thường dùng phát hiện vết nước trong chất lỏng: CuSO4 + 5H2O → CuSO4.5H2O (màu xanh) Lý thuyết về crom và hợp chất Chuyên mục: Chương 7. Sắt và Một số kim loại quan trọng Được viết ngày Thứ hai, 16 Tháng 3 2015 23:05 Viết bởi Nguyễn Văn Đàm A. CROM I. Vị trí trong bảng tuần hoàn. - Cấu hình electron: 24Cr: 1s22s22p63s23p63d54s1. - Vị trí: ô 24, nhóm VIA, chu kỳ 4, có nhiều e độc thân nhất. II. Tính chất vật lý - Mạng

Tài liệu đính kèm:

hoa_hoc_vo_co.doc

Đề thi liên quan

Đề thi thử THPT Quốc gia lần I môn: Hóa học - Trường THPT Quỳnh Lưu 1
Lượt xem: 1105 Lượt tải: 1
Đề kiểm tra giữa học kỳ II môn Hóa học 12 - Năm học 2021-2022 - Mã đề 007 (Có đáp án)
Lượt xem: 388 Lượt tải: 0
Đề thi thử THPT Quốc gia môn: Hóa học - Mã đề 357
Lượt xem: 957 Lượt tải: 0
Đề ôn tập lý thuyết và bài tập cơ bản môn Hóa
Lượt xem: 1179 Lượt tải: 1
Đề kiểm tra tập trung môn: Hóa học 12 - Mã đề 801
Lượt xem: 2279 Lượt tải: 1
Kiểm tra bài số 1 tháng 6 môn Hóa khối 12 (kèm các mã đề + đáp án)
Lượt xem: 1313 Lượt tải: 0
Đề thi thử THPT QG lần 1 năm 2016 môn: Hóa học
Lượt xem: 1030 Lượt tải: 0
Chuyên đề “Điện phân" - Bài giải chi tiết
Lượt xem: 2083 Lượt tải: 3
Bài tập Nhôm và hợp chất của nhôm
Lượt xem: 4256 Lượt tải: 1
Trắc nghiệm: Dẫn xuất Halogen – Ancol- Phenol
Lượt xem: 2556 Lượt tải: 4