Bài tập lý thuyết và thực nghiệm hóa học

Chia sẻ: chukien

Một trong những xu hướng phát triển của bài tập hóa học hiện nay là tăng cường khả năng tu duy hóa học cho học sinh ở cả 3 phương diện : lí thuyết thực hành và ứng dụng

Bạn đang xem 7 trang mẫu tài liệu này, vui lòng download file gốc để xem toàn bộ.

Nội dung Text: Bài tập lý thuyết và thực nghiệm hóa học

Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
PHẦN HAI
HÓA HỌC VÔ CƠ
CHƯƠNG VII
ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
I. PHẦN LÍ THUYẾT
1. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG HỆ THỐNG
TUẦN HOÀN. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI

1. Vị trí
- Phân nhóm chính nhóm I, II
- Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VII
- Họ Lantannit và họ actinit
- Một phần các phân nhóm chính III, IV, V, VI
2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại
1. Nguyên tử của hầu hết kim loại đều có ít electron (1, 2 hoặc 3e) ở phần lớp ngoài
cùng.
2. Trong cùng chu kỳ nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn
và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so
với nguyên tử của nguyên tố phi kim.
3. Cấu tạo của đơn chất kim loại
- Tinh thể kim loại có cấu tạo mạng
- Mạng tinh thể gồm ion dương dao động ở các nút mạng
- Các electron tự do chuyển động.
4. Liên kết kim loại
Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các electron tự do gắn với các ion dương kim
loại với nhau.


2. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI

1. Tính chất vật lí chung
- Tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt có ánh kim
Những tính chất vật lí chung của kim loại nói trên là do các electron tự do trong kim
loại gây ra.
2. Tính chất vật lí của kim loại
Kim loại khác nhau thì có: tỉ khối, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng khác nhau.

3. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG
CỦA KIM LOẠI
1. Đặc điểm về cấu tạo của nguyên tử kim loại
- Bán kính nguyên tử tương đối lớn so với các nguyên tố phi kim
- Số electron hóa trị thường ít (từ 1 đến 3e) so với phi kim
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
- Lực liên kết giữa hạt nhân và electron hóa trị tương đối yếu nên năng lượng để tách
các electron hóa trị ra khỏi nguyên tử nhỏ.
2. Tính chất hóa học chung của kim loại
Tính chất đặc trưng là tính khử (dễ bị oxi hóa)
M - ne → Mn+
a. Tác dụng với phi kim
- Với O2: 4Al + 3O2 = 2Al2O3
4M + nO2 - 2M2On
- Với Cl2: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
2M + nCl2 = 2MCln
b. Tác dụng với axit
- Dung dịch HCl, H2SO4 loãng
Nhiều kim loại khử được ion H+ thành H2
Zn + 2H+ = Zn2+ + H2↑
- Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc
Hầu hết các kim loại (trừ Pt Au) khử được
+5 +6
N có mức oxi hóa +5( N ) và S có mức oxi hóa +6 ( S ) của các axit này đến mức oxi hóa
thấp hơn.
+5 +4
Cu + 4H N O 3 = Cu(NO 3)2 + 2H 2O + 2 N O 2
Thí dụ: +6 +4
Cu + 2H 2 SO 4 = C uSO4 + SO 2 + 2H 2O
(đặc nóng)
c. Tác dụng với dung dịch muối
Kim loại có thể khử được ion của kim loại khác trong dung dịch muối thành kim loại
tự do.
Ví dụ: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓
Hay Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu

4. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI

Là một dãy những cặp oxi hóa khử được sắp xếp theo chiều tăng tính chất oxi hóa
của các ion kim loại và chiều giảm tính chất khử của kim loại.
Tính chất oxi hóa của ion kim loại tăng.
Tính chất khử của kim loại giảm.
Ý nghĩa:
- Cho phép ta dự đoán được chiều phản ứng giữa hai cặp oxi hóa khử.
- Chất oxi hóa mạnh nhất sẽ oxi hóa chất khử mạnh nhất, sinh ra chất oxi hóa yếu
hơn và chất khử yếu hơn.
Zn Cu2+ Cu0 Zn2+
Chất Chất oxi Chất Chất oxi
+ = +
khử hóa khử hóa
mạnh mạnh yếu yếu

5. HỢP KIM
1. Định nghĩa
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
Hợp kim là chất rắn thu được sau khi nung nóng chảy một hỗn hợp nhiều kim loại
hác nhau, hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim loại.
2. Cấu tạo của hợp kim
- Tinh thể hỗn hợp: gồm những tinh thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu nóng
chảy tan vào nhau.
Ví dụ: Hợp kim Ag = Au
- Tinh thể hợp chất hóa học: là tinh thể của những hợp chất hóa học được tạo ra khi
nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp.
Ví dụ: Hợp kim Al - C tạo hợp chất Al4C3, Fe - C tạo hợp chất Fe3C...
Các hợp kim thường cứng, giòn hơn các đơn chất ban đầu, nhưng tính dẫn nhiệt, dẫn
điện kém các đơn chất ban đầu.
6. ĂN MÒN KIM LOẠI VÀ CHỐNG ĂN MÒN
KIM LOẠI
1. Sự ăn mòn kim loại
Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh
gọi là sự ăn mòn kim loại
M - ne → Mn+
a. Ăn mòn hóa hoc
Ăn mòn hóa học là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa học với chất khí
hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao.
Sự ăn mòn thường xảy ra ở những thiết bị của lò đốt, chi tiết của động cơ đốt trong
hoặc thiết bị tiếp xúc với hơi H2O ở nhiệt độ cao.
Ví dụ:
0
t
3Fe + 2H2O = Fe3O4 + 4H2↑
+ Bản chất: Là quá trình oxi hóa khử trong đó electron của kim loại được chuyển trực
tiếp sang môi trường tác dụng.
b. Ăn mòn điện hóa
Là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc với dung dịch chất điện li tạo nên dòng
điện.
Ví dụ: Kim loại tiếp xúc với không khí ẩm ...
+ Bản chất của sự ăn mòn điện hóa
Là một quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt điện cực.
c. Cách chống sự ăn mòn
- Cách li kim loại với môi trường
- Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inoc)
- Dùng chất chống ăn mòn (chất kềm hãm)

7. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI

1. Nguyên tắc
Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại Mn+ + ne → M0
2. Phương pháp điều chế
a. Phương pháp thủy luyện
Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại khác trong dung dịch
muối.
Ví dụ: Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại hoạt động yếu.
b. Phương pháp nhiệt luyện
Dùng chất khử CO, H2, C, Al... để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao.
Ví dụ:
Fe2O3 + 3CO =2Fe + 3CO2
Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại đứng sau Al trong dãy Bekêtôp
c. Phương pháp điện phân
Dùng dòng điện 1 chiều trên catôt (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất.
Ví dụ:
- Điện phân muối CaCl2 nóng chảy
Catôt ← CaCl2 nóng chảy → anôt
Ca2+ Cl-
Ca2+ + 2e = Ca 2Cl- - 2e = Cl2
Điện phân
CaCl2 Ca + Cl2
Nóng chảy
CHƯƠNG VIII
KIM LOẠI CÁC PHÂN NHÓM CHÍNH I, II, III
I. PHẦN LÍ THUYẾT
1. KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM I
(KIM LOẠI KIỀM)
1. Vị trí, tính chất vật lí của kim loại kiềm
a. Vị trí
Kim loại kiềm là những nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm I trong bảng HTTH
gồm các nguyên tố Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubiđi (Rb), Xêsi (Cs), Franxi (Fr). Các
nguyên tố này đứng đầu các chu kỳ (trừ chu kì I).
b. Tính chất vật lí của kim loại kiềm
+ Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp
+ Khối lượng riêng nhỏ
+ Độ cứng thấp
2. Tính chất hóa học của kim loại kiềm
- Năng lượng cần dùng để phá vỡ mạng tinh thể lập phương tương đối nhỏ.
- Kim loại kiềm là những nguyên tố nhóm S (electron hóa trị là đầy ở phân lớp S).
Có bán kính nguyên tử tương đối lớn. Nâng lượng cần dùng để tách electron hóa trị
(năng lượng ion hóa) tương đóinhor.
Nguyên tử kim loại dễ nhường một electron hóa trị M - 1e → M+. Kim loại kiềm là
chất khử mạnh nhất trong số các kim loại.
a. Tác dụng với phi kim
Với oxi: 4Na + O2 = 2Na2O
4M + O2 = 2M2O
Với Clo: 2Na + Cl2 = 2NaCl
2M + Cl2 = 2MCl
b. Tác dụng với axit
Natri dễ khử H+ trong dung dịch axit thành H2 tự do.
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
2Na + H2SO4 = Na2SO4 + H2↑
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
Phương trình ion rút gọn
2M + 2H+ = 2M+ + H2↑
c. Tác dụng với nước
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2M + 2H2O = 2MOH + H2↑
d. Tác dụng với dung dịch muối
Kim loại kiềm tác dụng với H2O trong dung dịch
Ví dụ:
Natri tác dụng với dung dịch CuSO4
+ Na tác dụng với H2O trong dung dịch
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
3. Điều chế kim loại kiềm
Nguyên tắc: Khử các ion kim loại kiềm
M+ + 1e = M
Điện phân muối halogenua hoặc Hiđroxit của chúng ở dạng nóng chảy.
2NaCl  2Na + Cl2

ñi n phaâ
eä n
nc

4NaOH  4Na + O2 + 2H2O

ñi n phaâ
eä n
nc

2. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG
CỦA NATRI
1. Natri hiđroxit (NaOH)
Natri hiđroxit là bazơ mạnh, khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion.
NaOH = Na+ + OH-
a. Tác dụng với axit
NaOH + HCl = NaCl + H2O
OH- + H+ = H2O
b. Tác dụng với oxit axit
NaOH + CO2 = NaHCO3
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
NaO H
Nếu tỉ lệ mol CO ≤ 1 tạo muối NaHCO3
2

NaO H
Nếu tỉ lệ mol CO ≥ 2 tạo muối Na2CO3
2

NaO H NaO H
Tỉ lệ mol CO 2
1 < số mol CO < 2, tạo 2 muối
2

c. Tác dụng với dung dịch muối
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2↓
Điều chế NaOH bằng phương pháp điện phân dung dịch NaCl
NaCl
Katôt (H2O) Anôt
+
Na , H2O Cl-, H2O
2H2O + 2e → H2 + 2OH- 2Cl- - 2e → Cl2
Phương trình điện phân dung dịch NaCl
2NaCl + H2O  H2 + Cl2 + 2NaOH
ñi n phaâ
eä n

Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
2. Muối của kim loại Natri
- Natri clorua: NaCl
- Natri cacbonat
Muối Natri hiđrocacbonat NaHCO3
Muốn NaHCO3 ít tan trong H2O, bề ở nhiệt độ thường, bị phân hủy ở nhiệt độ cao.
2NaHCO3  Na2CO3 + Na2CO3 + CO2↑ + H2O
0
t

Tác dụng với axit mạnh
NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2↑ + H2O
Tác dụng với kiềm
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
- Muối Natri cacbonat Na2CO3
Na2CO3 là muối của axit yếu, không bền (axit cacbonic). Tác dụng với axit mạnh.
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O
Dung dịch Na2CO3 trong nước có phản ứng kiềm mạnh
Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH
CO 3 − + H2O = HCO3- + OH-
2


3. Cách nhận biết muối Natri
Dùng dây Platin sạch, nhúng vào hợp chất natri, rồi đem đốt trên ngọn lửa đèn cồn
ngọn lửa sẽ có màu vàng.
3. KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM II
1. Vị trí trong bảng hệ thống tuần hoàn, tính chất vật lí
a. Vị trí
Kim loại phân nhóm II gồm:
Beri (Be) Magiê (Mg) Canxi (Ca)
Stronti (Sr) Bari (Ba) và Rađi (Ra)
Trong các chu kì các nguyên tố này đứng liền sau khi loại kiềm.
b. Tính chất vật lí
- Nhiệt độ nóng chảy nhiệt độ soi thấp
- Là kim loại mềm (mềm hơn nhôm)
- Khối lượng riêng tương đối nhỏ
2. Tính chất hóa học
Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm 2 có:
- 2 electron hóa trị (S2)
- Có bán kính nguyên tử lớn
- Là những chất khử mạnh
M - 2e → M2+
Trong các hợp chất các nguyên tố này có số oxy hóa +2.
a. Tác dụng với phi kim
- Với oxi khi đốt nóng
2M + O2 = 2MO (M là nguyên tử kim loại)
2Ca + O2 = 2CaO
- Với Cl2
M + Cl2 = MCl2
Mg + Cl2 = MgCl2
b. Tác dụng với axit
- Dễ dàng khử ion H+ trong dung dịch axit (HCl, H2SO4) thành H2 tự do.
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
M + H2SO4 = MSO4 + H2↑
M + 2H+ = M2+ + H2↑
(+5) (+4) (+2)
- Có thể khử N trong HNO3 thành N (NO 2 ), N (NO )
0 (+4) (-3)
N (N 2 ) hoặc N (NO2 ), N (NH4NO3)
4M + 10HNO3 = 4M(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3
c. Tác dụng với H2O
Trong H2O, Be không phản ứng, Mg khử chậm, các kim loại còn lại khử mạnh.
M + 2H2O = M(OH)2 + H2↑
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑
d. Tác dụng với dung dịch muối
- Mg đẩy các kim loại hoạt động yếu hơn ra khỏi dung dịch muối
Mg + CuSO4 = MgSO4 + Cu↓
- Các kim loại còn lại tác dụng với H2O trong dung dịch
3. Điều chế
Điện phân muối Halozen ở dạng nóng chảy
MX2  M + X2
ñi n phaâ noùgchaû
eä n n y

X: halozen


4. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG
CỦA CANXI

1. Canxi oxit: CaO
Caxi oxit là oxit bazơ
- Tác dụng mãnh liệt với H2O tạo bazơ
CaO + H2O = Ca(OH)2
- Tác dụng với nhiều axit tạo muối tương ứng
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
- Tác dụng với oxit axit tạo muối tương ứng
CaO + CO2 = CaCO3
- Canxi oxit được điều chế bằng phương pháp phân hủy muối cacbonat.
CaCO3  CaO + CO2
0
t

2. Canxi hiđroxit: Ca(OH)2
Là chất rắn ít tan trong H2O
Dung dịch Ca(OH)2 có tính bazơ yếu hơn NaOH
- Tác dụng với axit và oxit axit tạo muối tương ứng
Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + H2O
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2
Ca(O H )2 1
Nếu tỉ lệ mol ≤ tạo muối axit
CO 2 2
Ca(O H )2
Nếu tỉ lệ mol CO ≤ 1 tạo muối trung tính
2

Ca(O H )2 1 m ol (O H )2
Ca
Nếu tỉ lệ mol CO trong khoảng 2 < CO 2
< 1 tạo đồng thời 2 muối
2
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
- Tác dụng với dung dịch muối
Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaOH
Ca2+ + CO 3 − = CaCO3↓
2


3. Canxi cacbonat CaCO3
Canxi cacbonat là chất rắn màu trắng không tan trong H2O
CaCO3 là muối của axit yếu và không bền
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑
CaCO3 + 2CH3COOH = Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2↑
ở nhiệt độ thấp CaCO3 tan dần trong H2O có CO2
CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2
4. Canxi sunfat: CaSO4
CaSO4 còn gọi là thạch cao, màu trắng, ít tan trong H2O
CaSO4. 2H2O: thạch cao sống
2CaSO4.H2O: thạch cao nung nhỏ lửa
CaSO4: thạch cao khan

5. NƯỚC CỨNG

1. Nước cứng
Nước có chứa ion Ca+2, Mg2+ là nước cứng. Nước không chứa học chứa ít những ion
trên, gọi là nước mềm.
2. Phân loại nước cứng
Nước cứng chia thành 3 loại
1. Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa ion HCO3-
2. Nước cứng vĩnh cửu: là nước cứng có chứa ion Cl- hoặc SO2-
4

3. Nước cứng toàn phần: Là nước cứng có chứa đồng thời aninon HCO 2− hoặc Cl-
4

3. Tác hại của nước cứng
- Xà phòng không tan
- Vải sợi mau mục nát
- Nấu thức ăn lâu chín, giảm mùi vị
- Tạo chất cặn trong nồi hơi làm lãng phí nhiên liệu
4. Cách làm mềm nước
Nguyên tắc: Làm giảm nồng độ các ion Ca2+ và Mg2+ trong nước bằng cách chuyển
những ion tự do này vào thành phần chất không tan.
Phương pháp: Phương pháp hóa học và phương pháp trao đổi ion.
a. Phương pháp hóa học
* Đối với nước cứng tạm thời. Đun nóng trước khi dùng
Ca(HCO3)2  CaCO3↓ + H2O + CO2↑
0
t

Lọc bỏ chất không tan, được nước mềm
- Dùng Ca(OH)2 vừa đủ
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O
Lọc bỏ chất không tan được nước mềm
* Đối với nước cứng vĩnh cửu và nước cứng hoàn toàn
Dùng dung dịch Na2CO3
CaSO4 + NaCO3 = CaSO3↓ + Na2SO4
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaHCO3
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
Ca + CO = CaCO3↓
2+ 2-
3

b. Phương pháp trao đổi ion
Cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion (ionit) chất này sẽ hập thụ các ion Ca2+ và
Mg2+ thế vào đó là ion Na+, H+ ta được nước mềm.

6. NHÔM

1. Vị trí và tính chất vật lí
a. Vị trí
Nhôm là nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm III chu kì 3.
Nhóm có 13 e ở vỏ nguyên tử được sắp xếp theo cấu hình:
1s12s22p63s13p1 (Nhóm nguyên tố nhóm P)
Vỏ nguyên tử của nhóm có 3 lớp; lớp K = 2L = 8M = 3
Lớp ngoài cùng có 3 electron hóa trị
b. Tính chất vật lí
Làm kim loại nhẹ, màu trắng, nóng chảy ở nhiệt độ không cao lắm (6600C)
Nhôm dẫn điện, dẫn nhiệt tốt
2. Tính chất hóa học của nhôm
Nhôm có 3 electron hóa trị, dễ dàng nhường 3 electron có hóa trị 3+; nhom có tính khử
mạnh.
Al - 3e → Al3+
a. Tác dụng với phi kim
- Với O2: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 + Q
- Với Cl2: 2Al +3Cl2 = 2AlCl3
b. Tác dụng với axit
Al khử dễ dàng ion H+ trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng thành H2 tự do.
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
2Al + 2H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2↑
Al tác dụng với H2SO4 đặc nóng Al khử S trong H2SO4 xuống số oxi hóa
+4 0 -2
S(SO) 2S, S(H2S)
+6 +4
Thí dụ: 2Al + 6H2S O4 = 2(SO4 )3+ 2 + 2O
Al 3SO 6H
Đặc nóng
+5
Al tác dụng với HNO3Al khử N (trong HNO3) xuống số oxi hóa
+4 +2 +1 0
N(NO2 ) N(NO) N(N2O) N(N2 )
Ví dụ:
+5 +2
Al + 4H NO3 =Al(NO3)3+ 2O+NO
2H
+5 +1
8Al + 3OH NO 3 = 8AlNO 3)3 + 15H 2O + 3N 2O
(
Al không tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc nguội
c. Tác dụng với oxit kim loại (phản ứng nhiệt nhôm)
Ở nhiệt độ cao Al khử được nhiều ion kim loại trong oxit Fe 2O3, Cr2O3 thành kim loại
tự do.
0
t
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe + Q
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
0
t
2yAl + 3FxOy = yAl2O3 + 3xFe
d. Tác dụng với H2O
Vật bằng nhôm không tác dụng với nước vì có một lớp oxit nhôm bền vững phủ kín mặt
của nhôm.
Nếu phá bỏ lớp oxit đó thì nhôm tác dụng với nước Al + 6H2O = 2Al(OH)3↓ +
3H2↑
Al(OH)3 chất không tan, là lớp bảo vệ không cho Al tiếp xúc với H2O phản ứng dừng
lại nhanh chóng.
7. HỢP CHẤT CỦA NHÔM
1. Nhôm oxit Al2O3
Nhôm oxit là chất rắn màu trắng không tan và không tác dụng với H2O
a. Al2O3 là hợp chất rắn bền
Al2O3 là hợp chất ion rất bền vững
- Nóng chảy ở nhiệt độ cao (trên 20000C)
- Sự khử Al2O3 thành Al rất khó khăn
(Không thể dùng C, Co, H2 để khử được)
b. Al2O3 là chất lưỡng tính
- Tác dụng với axit mạnh Al2O3 (có tính chất của oxit bazơ)
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
- Tác dụng với dung dịch bazơ mạnh (Al2O3 có tính chất của oxit axit).
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
2. Nhôm hiđroxit: Al(OH)3
Trong nước nhôm hiđroxit là chất kết tủa keo màu trắng. Điều chế Al(OH)3 bằng
phản ứng trao đổi giữa muối nhôm với dung dịch bazơ. Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓
a. Al(OH)3 là hợp chất kém bền 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O
0
t

b. Al(OH)3 là hợp chất lưỡng tính - Tác dụng với axit (có tính chất của
bazơ)
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
- Tác dụng với bazơ (có tính chất của axit)
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + OH- = AlO-2 + 2H2O
Al(OH)3 có thể viết dưới dạng HAlO2.H2O
HAlO2.H2O + OH- = AlO-2 + 2H2O
Các vật dụng bằng nhôm bị phá hủy trong dung dịch kiềm.
Trước hết Al2O3 bị hòa tan bởi dung dịch kiềm
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (1)
Sau đó, Al khử H2O tạo Al(OH)3, Al(OH)3 tan trong dung dịch kiềm
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑ (2)
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O (3)
Các phản ứng (1) (2) (3) kế tiếp nhau = phương trình tổng quát
2Al + 2NaOH + 2H2O = NaAlO2 + 3H2↑
3. Muối nhôm
a. Muối AlCl3 tan trong H2O tác dụng với bazơ
AlCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH)3↓
AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
b. Muối sunfat: Al2(SO4)3 tan trong nước
Phèn K2SO4. Al2(SO4)3. 24H2O tác dụng được với dung dịch kiềm.
c. Muối Natri aluminat (NaAlO2) là muốn tan. NaAlO2 là muối của axit yếu.
Trong nước NaAlO2 + 2H2O = Al(OH)3↓ + NaOH
Tác dụng với axit
NaAlO2 + CO2 + H2O = Al(OH)3↓ + NaHCO3

9. SẢN XUẤT NHÔM
1. Nguyên liệu
Nguyên liệu để sản xuất nhôm là quặng bôxít Al2O3.nH2O (có lần Fe2O3, SiO2).
2. Nguyên tắc
Khử ion Al3+ thành Al tự do.
Al3+ + 3e → Al
3. Phương pháp
Điện phân Al2O3 (tan trong Crylolit)
Al2O3 nóng chảy = 2Al+3 + 3O2-
ở catôt anôt
4Al + 12e → 4Al
3+
6O2- - 12e → 3O2↑
2Al2O3  4Al + 3O2↑
ñi n phaâ noùgchaû
eä n n y

CHƯƠNG IX
SẮT
I. PHẦN LÍ THUYẾT
1. VỊ TRÍ - CẤU TẠO - TÍNH CHẤT CỦA SẮT
1. Vị trí, cấu tạo và tính chất vật lí
a. Vị trí
Sắt là nguyên tố phân nhóm phụ nhóm VIII, chu kỳ 4. Số hiệu 26.
b. Cấu tạo
Điện tích hạt nhân của sắt là +26 vỏ nguyên tử có 26e được sắp xếp theo cấu hình.
1s 2s22p63s23p64s23d6. Vỏ nguyên tử có 4 lớp, lớp K = 2; L = 8; M = 14; N = 2.
2

Có thể viết 3d64s2 (sắt là nguyên tố nhóm d)
c. Tính chất vật lí
Kim loại màu trắng máu, dẻo, nhiệt độ nóng chảy 14500C, d = 7,9g/cm3. Sắt dẫn điện
dẫn nhiệt tốt có tính nhiễm từ.
2. Tính chất hóa học
Sắt có thể nhường 2e ngoài cùng có hóa trị 2+
Fe - 2e → Fe2+
Sắt có thể nhường thêm 1e ở phân lớp 3d
Fe - 3e → Fe3+
Sắt có tính khử, nguyên tử sắt có thể bị oxi hóa thành ion Fe2+, Fe3+
a. Tác dụng với phi kim
* Tác dụng với O2 3Fe + 2O2 = Fe3O4
0

* Tác dụng với Cl2 t
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
0

* Với lưu huỳnh t
Fe + S = FeS
b. Tác dụng với dung dịch axit
* Với axit HCl, H2SO4 loãng
Trường THPT Hướng Hoá gv: Lý Chí Thành
Sắt khử các ion H của dung dịch này thành khí H2, sắt bị oxi hóa thành Fe2+
+

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
Hay Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑
* Với HNO3, H2SO4 đặc nóng
Sắt có thể khử N+5 và S+6 trong các axit xuống mức oxi hóa thấp hơn.
Các axit này cũng oxi hóa sắt thành Fe3+
+5 +2
Fe+ NO3 =
4H Fe(NO3)3+ 2O+NO
2H
Ví dụ: +6 t0 +4
2Fe+ 2 SO4 =Fe2 (SO4 )3+
6H 3SO2 + 2O
6H
ñaë
c

Sắt không tác dụng với HNO3, H2SO4 đặc nguội
c. Tác dụng với dung dịch muối
Sắt khử được ion của các kim loại đứng sau nó thành kim loại tự do.
Trong phản ứng này sắt bị oxi hóa thành Fe2+
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
d. Tác dụng với H2O
- Ở nhiệt độ thường Fe không tác dụng với H2O
- Ở nhiệt độ cao
0
3Fe+ 2O  Fe3SO4 + 2 ↑
4H t
Đề thi vào lớp 10 môn Toán |  Đáp án đề thi tốt nghiệp |  Đề thi Đại học |  Đề thi thử đại học môn Hóa |  Mẫu đơn xin việc |  Bài tiểu luận mẫu |  Ôn thi cao học 2014 |  Nghiên cứu khoa học |  Lập kế hoạch kinh doanh |  Bảng cân đối kế toán |  Đề thi chứng chỉ Tin học |  Tư tưởng Hồ Chí Minh |  Đề thi chứng chỉ Tiếng anh
Theo dõi chúng tôi
Đồng bộ tài khoản