Kiến thức lý thuyết chuyên đề 2 kim loại phân nhóm chính và hợp chất

Trang 1 CHUYÊN ĐỀ 2 – KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH VÀ HỢP CHẤT KIẾN THỨC LÝ THUYẾT A. KIM LOẠI NHÓM IA VÀ HỢP CHẤT I. KIM LOẠI NHÓM IA 1. Vị trí của kim loại kiềm trong bảng hệ thống tuần hoàn Kim loại kiềm là những nguyên tố hóa học thuộc phân nhóm chính nhóm I trong bảng hệ thống tuần hoàn. Nhóm kim loại kiềm có các nguyên tố: líti (Li), natri (Na), kali (K), rubidi (Rb), xesi (Cs), franxi (Fr) là nguyên tố phóng xạ tự nhiên. Chúng được gọi là kim loại kiềm vì hiđroxit của chúng là chất kiềm mạnh. Các nguyên tố này cũng là những nguyên tố đứng đầu mỗi chu kì (trừ chu kì 1). 2. Cấu tạo và tính chất Nguyên tố Li Na K Rb Cs Cấu hình electron He 2s 1 Ne 3s 1 Ar 4s 1 Kr 5s 1 Xe 6 s 1 Năng lượng ion hóa (kJmol) 520 500 420 400 380 Bán kính nguyên tử (nm) 0,123 0,157 0,203 0,216 0,235 Nhiệt độ nóng chảy (°C) 180 98 64 39 29 Nhiệt độ sôi (°C) 1330 892 760 688 690 Khối lượng riêng (gcm 3 ) 0,53 0,97 0,86 1,53 1,90 Độ cứng (lấy kim cương = 10) 0,6 0,4 0,5 0,3 0,2 Kiểu mạng tinh thể Lập phương tâm khối Nhận xét: Cấu hình electron chung: ns 1 Năng lượng ion hóa: Các nguyên tử kim lọai kiềm có năng lượng ion hóa I1 nhỏ nhất so với các kim loại khác cùng chu kì. Năng lượng ion hóa I2 lớn hơn năng lượng ion hóa I1 nhiều lần (6 đến 14 lần), năng lượng ion hóa I1 giảm dần từ Li đến Cs. Liên kết kim loại trong kim loại kiềm là liên kết yếu. Cấu tạo mạng tinh thể: Lập phương tâm khối (rỗng nhẹ + mềm). 3. Tính chất vật lý  Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp: Do mạng tinh thể kim loại kiềm có kiểu lập phương tâm khối trong đó liên kết kim loại kém bền. Hai đại lượng trên có giá trị giảm dần từ Li đến Cs, Trang 2 giải thích là do từ Li tới Cs, bán kính nguyên tử tăng, dẫn đến liên kết kim loại càng yếu dần. Liên kết kim loại yếu cũng dẫn đến tính mềm của các kim loại kiềm.  Khối lượng riêng nhỏ: Tăng dần từ Li đến Cs, là do các kim loại kiềm có mạng tinh thể rỗng hơn và nguyên tử có bán kính lớn hơn so với các kim loại khác trong cùng chu kì.  Độ cứng thấp: là do lực liên kết giữa các nguyên tử kim loại yếu. Có thể cắt các kim loại kiềm bằng dao một cách dễ dàng  Độ dẫn điện: Các kim loại kiềm có độ dẫn điện cao nhưng kém hơn nhiều so với bạc do khối lượng riêng tương đối bé làm giảm số hạt mang điện tích.  Độ tan: Tất cả các kim lọai kiềm có thể hòa tan lẫn nhau và đều dễ tan trong thủy ngân tạo nên hỗn hống. Ngoài ra chúng còn tan đuợc trong amoniac lỏng và độ tan của chúng khá cao.  Chú ý: Các kim loại tự do cũng như hợp chất dễ bay hơi của chúng khi được đưa vào ngọn lửa không màu làm ngọn lửa trở nên có màu đặc trưng: Li cho màu đỏ tía. Na màu vàng. K màu tím. Rb màu tím hồng. Cs màu xanh lam. Giải thích: Khi bị đốt, những electron của nguyên tử hoặc ion kim loại kiềm bị kích thích nhảy lên những mức năng lượng cao hơn. Khi những electron đó trở về trạng thái ban đầu, chúng hoàn trả lại những năng lượng đã hấp thụ dưới dạng bức xạ vùng khả kiến. Vì vậy ta thấy được màu của ngọn lửa. 4. Tính chất hóa học Năng lượng cần dùng để phá vỡ mạng tinh thể lập phương tâm khối của các kim loại kiềm (năng lượng nguyên tử hóa) tương đối nhỏ. Kim loại kiềm là những nguyên tố nhóm s (electron hóa trị làm đầy ở phân lớp s) có bán kính nguyên tử tương đối lớn. Năng lượng cần dùng để tách electron hóa trị (năng lượng ion hóa) tương đối nhỏ. Từ những đặc điểm trên, chúng ta dễ dàng suy ra kim loại kiềm là chất khử mạnh nhất trong số các kim loại. M M e   a. Tác dụng với nước 22 2M 2H O 2MOH H     Ví dụ: 22 2Na 2H O 2NaOH H      Để bảo quản các kim loại kiềm người ta ngâm kim loại kiềm trong dầu hỏa. Trang 3  Kim loại kiềm phản ứng với dung dịch muối: Với cation kim loại của muối tan trong nước thì kim loại kiềm tác dụng với nước trước mà không tuân theo quy luật bình thường là kim loại hoạt động mạnh đẩy kim loại hoạt động yếu ra khỏi muối của chúng. Ví dụ: K + dung dịch CuCl2: 2 22 2 2K 2H O 2KOH H 2KOH CuCl Cu(OH) 2KCl        Na + dung dịch NH4NO3: 22 4 3 2 2Na 2H O 2NaOH H NaOH NH Cl NH NaCl H O          b. Tác dụng với axit Kim loại kiềm khử dễ dàng ion dương trong dung dịch axit: 2 2M 2H 2M H      Ví dụ: 2 2Na 2HCl 2NaCl H    Chú ý: Phản ứng gây nổ nguy hiểm. c. Tác dụng với phi kim Ở nhiệt độ thường: tạo oxit có công thức M2O (Li, Na) hay tạo M2O2 (K, Rb, Cs, Fr). Ví dụ: 2 2 2 2Na O Na O  22 4Na O 2Na O  Ở nhiệt độ cao: tạo M2O2 (Na) hay MO2 (K, Rb, Cs, Fr) (trừ trường hợp Li tạo LiO). Ví dụ: 0 t 2 2 2 2Na O Na O   Phản ứng mãnh liệt với halogen   2 X để tạo muối halogenua. 0 t 2 2M X 2MX   Ví dụ: 2 2Na Cl 2NaCl  Phản ứng với hidro tạo hidrua kim loại: 0 t 2 2M H 2MH   Ví dụ: 0 t 2 2Na H 2NaH   d. Tác dụng với các kim loại khác Một số kim loại kiềm tạo thành hợp kim rắn với các kim loại khác, natri tạo hợp kim rắn với thủy ngân hỗn hống natri (NaHg). e. Tác dụng với NH3 Khi đun nóng trong khí amoniac, các kim loại kiềm dễ tạo thành amiđua: Trang 4 3 2 2 2Na 2NH 2NaNH H    5. Ứng dụng Dùng chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. Các kim loại kali và natri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong các lò phản ứng hạt nhân. Kim loại cesi dùng chế tạo tế bào quang điện. Kim loại kiềm được dùng để điều chế một số kim loại kiềm bằng phương pháp nhiệt kim loại. Kim loại kiềm được dùng làm chất xúc tác trong nhiều phản ứng hữu cơ và chế tạo chất chống nổ cho xăng. 6. Điều chế Kim loại kiềm rất dễ bị oxi hóa thành ion dương, do vậy trong tự nhiên kim loại kiềm chỉ tồn tại ở dạng hợp chất (muối). Nguyên tắc điều chế là khử các ion kim loại kiềm: M e M   Tuy nhiên sự khử các ion này là rất khó khăn. Phương pháp quan trọng nhất là điện phân muối halogenua hoặc hiđroxit của chúng ở dạng nóng chảy. Ví dụ: Na được điều chế bằng cách điện phân nóng chảy hỗn hợp NaCl với 25% NaF và 12% KC1 ở nhiệt độ cao, cực dương than chì và cực âm làm bằng Fe. Phương trình điện phân điều chế natri có thể biểu diễn như sau: dpnc 2 2NaCl 2Na Cl   Ta thu được kim loại Na nóng chảy ở cực âm, các chất còn lại thoát ra ở cực dương. Li được điều chế bằng cách điện phân hỗn hợp LiCl và KC1. Rb và Cs được điều chế bằng cách dùng kim loại Ca khử các clorua ở nhiệt độ cao và trong chân không: 0 0 700 C 2 700 C 22 2RbCl Ca CaCl 2Rb CaC 2CsCl 2C CaCl 2Cs        II. NATRI HIĐROXIT NAOH 1. Tính chất vật lý NaOH là chất rắn, màu trắng, dễ hút ẩm, tan nhiều trong nước và tỏa nhiều nhiệt do tạo thành hiđrat. Dễ nóng chảy ở 0 322 C . NaOH tan tốt trong nước và rượu, quá trình tan tỏa nhiều nhiệt. NaOH là bazơ mạnh, khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion NaOH Na OH    2. Tính chất hóa học Trang 5 a. Tác dụng với axit:   2 2 NaOH HCl NaCl H O H OH H O      b. Tác dụng với oxit axit: Khi tác dụng với axit và oxit axit trung bình, yếu thì tùy theo tỉ lệ mol các chất tham gia mà muối thu được có thể là muối axit, muối trung hòa hay cả hai. 2 2 3 2 23 2NaOH CO Na CO H O NaOH CO NaHCO      Nếu tỉ lệ số mol: 2 NaOH CO :n n 1  Chỉ thu được muối axit. Nếu tỉ lệ số mol: 2 NaOH CO :n n 2  Chỉ thu được muối trung hòa. Nếu tỉ lệ số mol: 2 NaOH CO :n 1n 2   Thu được cả muối trung hòa và muối axit. Chú ý: 0 t 2 2 3 2 2NaOH SiO Na SiO H O    Phản ứng trên là phản ứng ăn mòn thủy tinh (NaOH ở nhiệt độ nóng chảy) vì thế khi nấu chảy NaOH, người ta dùng các dụng cụ bằng sắt, niken hay bạc. c. Tác dụng với dung dịch muối:           2 2 2 2 4 3 2 3 3 22 3 3 2 3 2 4 2 4 2 2KOH CuCl Cu OH 2KCl Cu 2OH Cu OH NaOH NH Cl NH NaCl H O AlCl 3NaOH Al OH 3NaCl Al OH NaOH NaAlO 2H O NaHCO NaOH Na CO H O NaHSO NaOH Na SO H O                           Chú ý: NaOH có thể hòa tan Al, Al2O3, Al(OH)3. Tương tự, NaOH có thể tác dụng với kim loại Be, Zn, Sb, Pb, Cr và oxit và hiđroxit tương ứng của chúng. e. Tác dụng với phi kim: NaOH có thể tác dụng với một số phi kim như Si, C, S, P, halogen. 0 2 3 2 2 3 2 2 3 2 2 22 t 2 3 2 2 Na SiO H C 6NaOH 2Na 2Na CO 3H 4P 3NaOH 3H O PH 3NaH PO Cl 2NaOH NaCl NaClO 3H O 3Cl 6NaO Si H O 2NaOH H NaCl NaClO 3H O noùng chaûy noùng chaûy traéng                   3. Ứng dụng Trang 6 Natri hiđroxit có nhiều ứng dụng quan trọng trong các ngành công nghiệp chế biến dầu mỏ, luyện nhôm, xà phòng, giấy, dệt. 4. Điều chế Natri hiđroxit được điều chế bằng phương pháp điện phân dung dịch muối natri clorua: dien phan dung dich 2 2 2 co mang ngan xop 2NaCl 2H O 2NaOH Cl H      Kết quả thu được NaOH có lẫn tạp chất NaCl. Cho dung dịch bay hơi, NaCl kết tinh trước được tách dần khỏi dung dịch NaOH. III. NATRI CLORUA NACl 1. Trạng thái tự nhiên NaCl là hợp chất rất phổ biến trong thiên nhiên. Nó có trong nước biển (khoảng 3% về khối lượng), nước của hồ nước mặn và trong khoáng vật halít (gọi là muối mỏ). Những mỏ muối lớn có lớp muối dày tới hàng trăm, hàng ngàn mét. Người ta thường khai tác muối từ mỏ bằng phương pháp ngầm, nghĩa là qua các lỗ khoan dùng nước hòa tan muối ngầm ở dưới lòng đất rồi bơm dung dịch lên để kết tinh muối ăn. Cô đặc nước biển bằng cách đun nóng hoặc phơi nắng tự nhiên, người ta có thể kết tinh muối ăn. 2. Tính chất vật lý Là hợp chất ion có dạng mạng lưới lập phương tâm diện. Tinh thể NaCl không có màu và hoàn toàn trong suốt. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, 0 0 0 0 nc s t 800 C, t 1454 C  Dễ tan trong nước và độ tan không biến đổi nhiều theo nhiệt độ nên không dễ tinh chế bằng cách kết tinh lại. Độ tan của NaCl ở trong nước giảm xuống khi có mặt NaOH, HC1, MgCl2, CaCl2, ... Lợi dụng tính chất này người ta sục khí HC1 vào dung dịch muối ăn bão hòa để điều chế NaCl tinh khiết. 3. Tính chất hóa học Khác với các muối khác, NaCl không phản ứng với kim loại, axit, bazơ ở điều kiện thường. Tuy nhiên, NaCl vẫn phản ứng với một muối: 33 NaCl AgNO NaNO AgCl     Ở trạng thái rắn, NaCl phản ứng với H2SO4 đậm đặc (phản ứng sản xuất HCl, nhưng hiện nay rất ít dùng vì phương pháp tạo ra nhiều khí độc hại, gây nguy hiểm tới hệ sinh thái, ô nhiễm môi trường). 0 0 t 2 4 4 t 2 4 2 4 NaCl H SO NaHSO HCl 2NaCl H SO Na SO 2HCl       Điện phân dung dịch NaCl: Trang 7 dien phan 2 2 2 co mang ngan 2NaCl 2H O 2NaOH Cl H     4. Ứng dụng Là nguyên liệu để điều chế Na, Cl2, HC1, NaOH và hầu hết các hợp chất quan trọng khác của natri. Ngoài ra, NaCl còn được dùng nhiều trong các ngành công nghiệp như thực phẩm (muối ăn...), nhuộm, thuộc da và luyện kim. IV. MUỐI NATRI HIĐROCACBONAT NaHCO3 1. Tính chất vật lý Là chất rắn, màu trắng, tan ít trong nước, bền ở nhiệt độ thường và phân hủy ở nhiệt độ cao. 2. Tính chất hóa học  Tính lưỡng tính Là muối của axit yếu, không bền, tác dụng với axit mạnh:   3 2 2 3 2 2 NaHCO HCl NaCl H O CO HCO H H O CO           3 HCO   thể hiện tính bazơ Là muối axit, tác dụng với kiềm:   0 t 3 2 3 2 2 3 3 2 NaHCO NaOH Na CO H O HCO OH CO H O          3 HCO   thể hiện tính axit  Tham gia phản ứng nhiệt phân: 0 t 3 2 3 2 2NaHCO Na CO CO    Bị thủy phân trong môi trường nước tạo dung dịch có tính kiềm yếu (không làm đổi màu quỳ tím). 3. Ứng dụng Natri bicacbonat với tên thường gặp trong đời sống là sô đa hay bột nở có tác dụng tạo xốp, giòn cho thức ăn và ngoài ra còn có tác dụng làm đẹp cho bánh. Dùng để tạo bọt và tăng pH trong các loại thuốc sủi bọt (ví dụ thuốc nhức đầu, v...) Baking soda được sử dụng rộng rãi trong chế biến thực phẩm và nhiều ứng dụng khác, nhưng cần chọn mua loại tinh khiết khi dùng với thực phẩm. Vì khi gặp nhiệt độ nóng hay tác dụng với chất có tính acid, baking soda sẽ giải phóng ra khí CO2 (carbon dioxidekhí cacbonic), do đó nó thường được dùng trong nấu ăn, tạo xốp cho nhiều loại bánh như cookies, muffin, biscuits, quẩy..., thêm vào sốt cà chua hay nước chanh để làm giảm nồng độ acid, hoặc cho vào nước ngâm đậu hay lúc nấu sẽ làm giảm thời gian chế biến, đậu mềm ngon và hạn chế tình trạng bị đầy hơi khi ăn các loại hạt đậu, đỗ. Baking soda cũng rất hiệu Trang 8 quả khi được dùng để chế biến các món thịt hầm hay gân, cơ bắp động vật tương tự như nấu đậu, có được điều đó là do khí carbonic khi được giải phóng đã ngấm vào và làm mềm các loại thực phẩm. Trong y tế, baking soda còn được dùng trung hòa acid chữa đau dạ dày; dùng làm nước xúc miệng hay sử dụng trực tiếp chà lên răng để loại bỏ mảng bám và làm trắng... Ngoài sử dụng trực tiếp cho con người, soda còn được dùng lau chùi dụng cụ nhà bếp, tẩy rửa các khu vực cần vệ sinh nhờ tính năng mài mòn, tác dụng với một số chất (đóng cặn), rắc vào các khu vực xung quanh nhà để chống một số loại côn trùng. 4. Điều chế NaHCO3 là sản phẩm trung gian của quá trình điều chế Na2CO3 theo phương pháp Solvay, cho phản ứng giữa CaCO3, NaCl, NH3 và CO2 trong nước. NaHCO3 có thể thu được từ phản ứng của CO2 với dung dịch NaOH trong nước. Phản ứng ban đầu tạo ra natri cacbonat: 2 2 3 2 CO 2NaOH Na CO H O    Sau đó cho thêm CO2 để tạo natri bicacbonat, và được cô đặc đủ cao để thu được muối khô: 2 3 2 2 3 Na CO CO H O NaHCO    V. MUỐI NATRI CACBONAT Na2CO3 1. Tính chất vật lý Là chất rắn, màu trắng, dễ tan trong nước. Ở nhiệt độ thường (dưới 0 32 C ) nó tồn tại ở dạng muối ngậm nước Na2CO3.10H2O. Ở nhiệt độ cao, muối này mất nước kết tinh, trở thành muối khan có nhiệt độ nóng chảy là 0 850 C . 2. Tính chất hóa học  Tính bazơ: là muối của axit yếu, không bền (axit cacbonic), tác dụng với axit mạnh:   2 3 2 2 2 3 2 2 Na CO 2HCl 2NaCl H O CO CO 2H H O CO            Tham gia phản ứng thủy phân trong môi trường nước tạo dung dịch có tính kiềm (làm xanh giấy quỳ).  23 Na CO là một chất bền với nhiệt, không bị nhiệt phân hủy. 3. Ứng dụng Muối natri cacbonat là nguyên liệu hóa học quan trọng để sản xuất thủy tinh, xà phòng và nhiều muối khác. Trong nhà máy, dung dịch natri cacbonat dùng để tẩy sạch dầu mỡ bám trên các chi tiết máy trước khi sơn, mạ điện. 4. Điều chế Trang 9 Từ xưa đến nay, có khá nhiều phương pháp điều chế natri cacbonat. Trước đây trong công nghiệp, Na2CO3 được sản xuất theo phương pháp sunfat do nhà hóa học người Pháp N. LeBlanc (1742 1806) để ra năm 1791. Phương pháp LeBlanc: Nung hỗn hợp natri sunfat, đá vôi và than ở 0 1000 C . 0 0 t 2 4 2 2 t 2 3 2 3 Na SO 2C Na S 2CO Na S CaCO Na CO CaS       Hòa tan hỗn hợp sản phẩm phản ứng vào nước sẽ tách được CaS ít tan ra khỏi Na2CO3. Phương pháp điều chế Na2CO3 trong công nghiệp hiện nay được sử dụng phổ biến là phương pháp amoniac do kĩ sư người Bỉ tên E. Solvay (1838 1922) đề ra năm 1864. Các quá trình được diễn tả bằng phản ứng: 0 3 2 2 3 4 t 3 2 3 2 2 NaCl NH CO H NaHCO NH C1 2NaHCO Na O O O C H O C         Các sản phẩm phụ sau phản ứng được chế hóa lại để sử dụng lại trong quá trình điều chế natri cacbonat. Chú ý: Nhận biết hợp chất của natri bằng phương pháp thử màu ngọn lửa. Dùng dây platin sạch nhúng vào hợp chất natri (hoặc natri kim loại) rồi đem đốt trên ngọn lửa đèn cồn, ngọn lửa sẽ có màu vàng. B. KIM LOẠI NHÔM IIA VÀ HỢP CHẤT I. KIM LOẠI NHÓM IIA 1. Vị trí của kim loại nhóm IIA trong bảng hệ thống tuần hoàn Kim loại các phân nhóm chính nhóm II có các nguyên tố sau: beri (Be), magie (Mg), canxi (Ca), stronti (Sr), bari (Ba), rađi (Ra). Trong mỗi chu kì, nguyên tố này đứng liền sau kim loại kiềm (trừ chu kì 1). 2. Cấu tạo và tính chất Nguyên tố Be Mg Ca Sr Ba Cấu hình electron (He) 2s 2 (Ne) 3s 2 (Ar) 4s 2 (Kr) 5s 2 (Xe) 6s 2 Năng lượng ion hóa, (kJmol M 2e = M 2+ ) 1800 1450 1150 1060 970 Bán kính nguyên tử (nm) 0,113 0,160 0,197 0,215 0,217 Nhiệt độ nóng chảy (°C) 1280 650 838 768 714 Nhiệt độ sôi (°C) 2770 1110 1440 1380 1640 Trang 10 Khối lượng riêng(gcm 3 ) 1,85 1,74 1,55 2,6 3,5 Độ cứng (lấy kim cương =10) 2,0 1,5 1,8 Kiểu mạng tinh thể Lục giác đểu Lập phương tâm diện Lập phương tâm khối Chú 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. Ví dụ: Trong hợp chất CaCl được tạo nên từ CaCl2 và Ca (ở 0 1000 C ). 3. Tính chất vật lí  Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp (trừ beri).  Độ cứng tuy có cao hơn kim loại kiềm nhưng chúng là những kim loại mềm hơn nhôm.  Khối lượng riêng tương đối nhỏ, chúng là những kim loại loại nhẹ hơn nhôm (trừ bari).  Những kim loại này có tính chất vật lí nêu trên là do ion kim loại có bán kính tương đối lớn, điện tích nhỏ, lực liên kết kim loại trong mạng tinh thể yếu.  Kim loại các phân nhóm chính nhóm II có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, khối lượng riêng biến đổi không theo một quy luật nhất định như kim loại kiềm là do các kim loại các phân nhóm chính nhóm II có những kiểu mạng tinh thể không giống nhau. Chú 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 4. Tính chất hóa học Kim loại các phân nhóm chính nhóm II là những nguyên tố nhóm s, nguyên tử có 2 electron hóa trị, phần còn lại có cấu tạo giống nguyên tử khí trơ đứng trước trong hệ thống tuần hoàn. Những kim loại các phân nhóm chính nhóm II có bán kính nguyên tử tương đối lớn. Từ những đặc điểm trên, chúng ta dễ dàng suy ra kim loại các phân nhóm chính nhóm II là những chất khử mạnh, trong các hợp chất chúng có số oxi hóa là +2. Tính khử của các kim loại kiềm thổ tăng từ Be  Ba. Trang 11 a. Tác dụng với nước: Trong nước (ở nhiệt độ thường), Be không có phản ứng, Mg khử chậm, các kim loại còn lại khử nước mạnh mẽ và tạo ra dung dịch bazơ:   22 2 Ba 2H O Ba OH H     b. Tác dụng với axit: Kim loại các phân nhóm chính nhóm II khử dễ dàng ion H + trong dung dịch axit (HC1, H2SO4) thành hiđro tự do: 22 2 4 4 2 Ca 2HC1 CaCl H Mg H SO MgSO H        Kim loại các phân nhóm chính nhóm II có thể khử N +5 của dung dịch HNO3 loãng xuống N 3 3 3 2 4 3 2 4Mg 10HNO 4Mg NO NH NO O 3 ) H (     c. 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: 2 2Mg O 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. 0 0 t 22 t 2 Ba Cl BaCl 2Mg Si Mg Si     Do có ái lực lớn hơn oxi, khi đun nóng các kim loại kiềm thổ khử được nhiều oxit bền 2 3 2 2 2 2 3 2 B O , CO ,SiO ,TiO ( ,Al , O ,Cr O ...) . 0 0 t 2 t 2 2Be T O 2BeO Ti 2Mg O C i CO Mg       5. Ứng dụng Kim loại beri tạo ra những hợp kim cứng, đàn hồi, không bị ăn mòn, dùng chế tạo máy bay, vỏ tàu biển... Kim loại magie tạo ra những hợp kim có đặc tính nhẹ và bền, dùng chế tạo máy bay, tên lửa… Kim loại canxi dùng làm chất khử để tách một số kim loại khỏi hợp chất, tách oxi, lưu huỳnh ra khỏi thép... Các kim loại kiềm thổ còn lại ít có ứng dụng trong thực tế. 6. Điều chế Phương pháp chính để điều chế là điện phân muối halogenua của chúng ở dạng nóng chảy. Trang 12 Phương trình biểu diễn điện phân dạng tổng quát có thể biểu diễn dưới dạng: dien phan nong chay 22 MX M X   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. 0 0 t t 2 MgO C Mg CO CaO 2MgO Si 2Mg CaO.SiO        + Dùng nhôm hay magie khử muối của Ca, Sr, Ba trong chân không ở 00 1100 C 1200 C.  0 0 0 t 23 t 23 t 23 2Al 4CaO CaO.Al O 3Ca 2Al 4SrO SrO. A1 O 3Sr 2Al 4BaO BaO. A1 O 3Ba          II. HIDROXIT CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ  Các hiđroxit M(OH)2 khan đều ở dạng màu trắng.  Tính tan: Be(OH)2, Mg(OH)2 rất ít tan trong nước. Ca(OH)2 tương đối ít tan (0,12g100g H2O) Các hiđroxit còn lại tan nhiều trong nước.  Độ bền nhiệt của hiđroxit tăng từ Be  Ba: Mg(OH)2 mất nước ở 0 150 C ; Ba(OH)2 mất nước ở 0 1000 C tạo thành oxit.  Tính bazơ: Be(OH)2 là bazơ rất yếu; Mg(OH)2 là bazơ trung bình; Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2 là bazơ mạnh.  Ca(OH)2: Dung dịch Ca(OH)2 gọi là nước vôi trong, là bazơ mạnh 2 2 Ca OH C H ) a ( 2O    Ca(OH) có tính chất chung của một bazơ kiềm (tác dụng với oxit axit, axit, muối). Tác dụng với axit, oxit axit, muối axit         22 2 2 3 2 2 23 22 Ca OH 2HC1 CaCl 2H O Ca OH CO CaC0 H O Ca OH 2CO Ca HCO          Hay   3 2 2 3 2 CaCO CO H O Ca HCO        3 3 2 22 Ca OH Ca HCO 2CaCO 2H O     Nhưng:       3 3 2 2 22 2Ca OH Mg HCO 2CaCO Mg OH H O 2       Tác dụng với dung dịch muối Trang 13           2 4 4 2 4 2 3 2 2 2 2 2 2 3 3 3 2 2 2 Ba OH Na SO BaSO 2NaOH Ca OH 2NH C1 CaCl 2NH 2H Ca OH CuCl Cu OH CaCl Ca OH Mg HCO O ( CaCO Mg ) CO 2H O                Chú ý: Khi cho Cl2 tác dụng với Ca(OH)2 ta thu được clorua vôi:       2 2 2 22 2 2 2 2 2C1 2Ca OH Ca OCl CaCl 2H Cl Ca OH khô Ca O OCl H O öôùt        Khi cho Ba(HCO3)2 tác dụng với KOH:   3 2 3 3 2 2 Ba HCO 2KOH K CO BaCO 2H O      Ứng dụng: Hợp chất hidroxit kim loại kiềm thổ Ca(OH)2 ứng dụng rộng rãi hơn cả: trộn vữa xây nhà, khử chua đất trồng, sản xuất clorua vôi dùng để tẩy trắng và khử trùng. III. CANXI CACBONAT CACO3  CaCO3 là chất rắn màu trắng, không tan trong nước, tan trong amoni clorua: 0 t 3 4 2 3 2 2 CaCO 2NH CI CaCl 2NH H O CO         Bị phân hủy bởi nhiệt (khoảng 0 1000 C ): 0 t 32 CaCO CaO CO    Tác dụng với dung dịch axit: 3 2 2 2 CaCO 2HC1 CaCl CO H O      Bị tan dần trong nước có hòa tan khí CO2 0 0 t 3 2 2 3 2 t 3 2 3 2 2 CaCO CO H O Ca(HCO ) (1) Ca(HCO ) CaCO CO H O (2)       Phản ứng (1) giải thích sự xâm thực của nước vào núi đá vôi. Phản ứng (2) giải thích sự tạo thành thạch nhũ trong hang đá vôi. IV. CANXI SUNFAT CASO4  Là chất rắn màu trắng tan ít trong nước (ở 0 25 C tan 0,15g100g H2O).  Tùy theo lượng nước kết tinh trong muối sunfat, ta có 3 loại: 42 CaSO .2H O : thạch cao sống trong tự nhiên, bền ở nhiệt độ thường. 42 CaSO .H O hoặc CaSO4.0,5H2O: thạch cao nung (hemihiđrat) 0 125 C 4 2 4 2 2O CaSO .2H O CaSO .0,5H O 1,5H   Đun nóng 0 200 C ; thạch cao nung thành thạch cao khan (CaSO4). 0 200 C 4 2 4 2 CaSO .0,5H O CaSO 0,5H O   Trang 14 CaSO4: không tan trong nước, không tác dụng với nước, chỉ phân hủy ở nhiệt độ rất cao. 0 960 C 4 2 2 2CaSO CaO 2SO O     Ứng dụng: Thạch cao nung có thể kết hợp với nước tao thành thạch cao sống và khi đông cứng thì giãn nở thể tích, do vậy thạch cao rất ăn khuôn. Thạch cao nung thường được đúc tượng, đúc các mẫu chi tiết tinh vi dùng trang trí nội thất, làm phấn viết bảng, bó bột khi gãy xương... Thạch cao sống dùng để sản xuất xi măng. V. NƯỚC CỨNG 1. Khái niệm, phân loại Nước cứng là nước chứa nhiều ion Ca 2+ và Mg 2+ . Nước chứa ít hoặc không chứa các ion Mg 2+ và Ca 2+ được gọi là nước mềm.  Phân loại: Gồm 3 loại Tính cứng tạm thời là tính cứng gây nên bởi các muối Ca(HCO3)2 và Mg(HCO3)2. Gọi là tạm thời vì độ cứng sẽ mất đi khi đun sôi: 3 2 3 2 2 MCO CO M(HCO ) H O    Tính cứng vĩnh cửu là tính cứng gây nên bởi các muối sunfat, clorua của canxi và magie. Gọi là vĩnh cửu vì khi đun nóng muối đó sẽ không phân hủy. Tính cứng toàn phần gồm cả tính cứng tạm thời và tính cứng vĩnh cửu. Nước tự nhiên thường có cả tính cứng tạm thời và vĩnh cửu. 2. Tác hại của nước cứng  Trong sinh hoạt: Nước cứng cũng không dùng để pha chế thuốc vì có thể gây kết tủa làm thay đổi thành phần của thuốc. Khi dùng nước cứng nấu làm rau, thịt khó chín; làm mất vị của nước chè. Giặt bằng nước cứng tốn xà phòng do Ca 2+ làm kết tủa gốc axit trong xà phòng và làm xà phòng không lên bọt.  Trong công nghiệp: Nước cứng gây cho các thiết bị công nghiệp (thiết bị lạnh, nồi hơi,...) dẫn đến tình trạng bám cặn trên bề mặt thiết bị đun nấu, làm giảm hệ số lưu thông lưu lượng trên đường ống, dần dần có thể gây áp lực lớn có thể gây nổ nồi hơi trong một thời gian dài. Nước cứng không được phép dùng trong nồi hơi vì khi đun sôi nước cứng thì canxi cacbonat (CaCO3) và magie cacbonat (MgCO3) sẽ kết tủa bám vào phía trong thành nồi hơi supde (nồi cất, ấm nước, bình đựng...) tạo thành một màng cặn cách nhiệt, làm giảm hệ số cấp nhiệt, có khi còn làm nổ nồi hơi. Trang 15 Nhiều công nghệ hoá học cũng yêu cầu nước có độ cứng nhỏ. Nếu độ cứng vượt giới hạn cho phép (tuỳ mục đích sử dụng) thì phải làm mềm hóa nước cứng bằng cách cho kết tủa Mg 2+ và Ca 2+ với sođa (Na2CO3), photphat hoặc tách chúng bằng nhựa trao đổi ion hoặc đun sôi. 3. Cách làm mềm nước cứng  Nguyên tắc: Làm giảm nồng độ ion Ca 2+ và Mg 2+ trong nước cứng.  Phương pháp  Phương pháp kết tủa Đối với nước có tính cứng tạm thời: + Đun sôi nước có tính cứng tạm thời trước khi dùng, muối hiđrocacbonat chuyển thành muối cacbonat không tan:   0 0 t 3 3 2 2 3 t 3 2 3 2 2 Ca HCO CaCO CO H O Mg HCO MgCO CO H O ()         Lọc bỏ kết tủa được nước mềm. + Dùng một khối lượng vừa đủ dung dịch Ca(OH)2, Na2C03 để trung hòa muối hiđrocacbonat thành muối cacbonat kết tủa. Lọc bỏ chất không tan, được nước mềm. 2 3 2 3 2 3 2 2 3 3 3 Ca OH Ca HCO 2CaCO 2H O C ( ) ( a HCO Na CO CaCO 2N O ) HC ( a )      Đối với nước có tính cứng vĩnh cửu: Dùng hóa chất Na2CO3 hoặc Na3PO4 kết tủa ion Ca 2+ và Mg 2+ . 0 0 t 4 2 3 3 2 4 t 2 2 3 3 CaSO Na CO CaCO Na SO MgCl Na CO MgCO 2NaCl        Phương pháp trao đổi ion Phương pháp trao đổi ion được dùng phổ biến để làm mềm nước. Phương pháp này dựa trên khả năng trao đổi ion của các hạt zeolít (các alumino silicat kết tinh, có trong tự nhiên hoặc được tổng hợp, trong tinh thể có chứa những lỗ trống nhỏ) hoặc nhựa trao đổi ion. Ví dụ: Cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion là các hạt zeolít thì số mol ion Na + của zeolít rời khỏi mạng tinh thể, đi vào trong nước nhường chỗ cho các ion Ca 2+ và Mg 2+ bị giữ lại trong mạng tinh thể silicat. C. NHÔM VÀ HỢP CHẤT I. NHÔM 1. Vị trí của nhôm trong bảng hệ thống tuần hoàn Nhôm có số hiệu nguyên tử 13, thuộc nhóm IIIA, chu kì 3. Cấu hình electron: ls 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 , hay Ne 3s 2 3p 1 . Al là nguyên tố p. Năng lượng ion hóa nhỏ, dễ nhường 3 e, có số oxi hóa +3 Trang 16 32 I :I 2744 :1816 1,5:1.  Độ âm điện 1,61. Mạng tinh thể: nhôm có cấu tạo kiểu mạng lập phương tâm diện. 2. Tính chất vật lý Nhôm là kim loại màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng. Có thể dát mỏng được, lá nhôm mỏng 0,01mm (dùng gói thực phẩm). Nhôm là kim loại nhẹ (2,7gcm 3 ), nóng chảy ở 0 660 C. Nhôm dẫn điện và nhiệt tốt do cấu trúc mạng lập phương tâm diện, mật độ electron tương đối lớn. Độ dẫn nhiệt bằng 23 đồng nhưng lại nhẹ hơn đồng (8,92gcm 3 ) 3 lần. Độ dẫn điện của nhôm hơn sắt 3 lần. 3. Tính chất hóa học Nhôm có tính khử mạnh. Nhìn chung tính khử của nhôm yếu hơn các kim loại kiềm và kiềm thổ. 3 Al Al 3e   a. Tác dụng với phi kim Nhôm tác dụng mãnh liệt với các phi kim, điển hình là với các halogen, oxi, lưu huỳnh… Nhôm tự bốc cháy khi tiếp xúc với các halogen. 0 t 23 2A1 3C1 2A1C1   Phản ứng với oxi: Bột nhôm cháy trong không khí cho ngọn lửa sáng chói và phát ra một nhiệt lượng lớn tạo ra nhôm oxit và một lượng nhỏ nitrua: 0 0 t 2 2 3 t 2 4A1 3O 2A1 O 2Al N 2AlN     Nhôm phản ứng với oxi tạo ra một màng oxit mỏng (không quá 10 6 cm) ngăn cản không cho oxi tác dụng sâu hơn, màng oxit này lại rất đặc khít không thấm nước, vì vậy nó bảo vệ cho nhôm chống được sự ăn mòn. b. Tác dụng với oxit kim loại Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều oxit kim loại như 2 3 2 3 Fe O , Cr O , ( CuO...) thành kim loại tự do. 0 t 2 3 2 3 2A1 Fe O A1 O 2Fe    Nhiệt độ của phản ứng lên tới gần 0 3000 C làm nhôm oxit nóng chảy. Do đó phản ứng của Al với oxit kim loại gọi là phản ứng nhiệt nhôm. c. Tác dụng với nước 2 3 2 2AI 6H O 2A H (OH) l3    Trang 17 Phản ứng nhanh chóng ngừng lại vì lớp Al(OH)3 không tan trong nước đã ngăn cản không cho nhôm tiếp xúc với nước vật liệu bằng nhôm không phản ứng với nước. d. Tác dụng với axit  HC1, H2SO4 (loãng): Nhôm khử H + thành H2. 3 2 2A1 6H 2A1 3H      Nhôm khử N +5 trong HNO3 ở dung dịch loãng hoặc đặc, nóng và S +6 trong H2SO4 ở dung dịch đặc, nóng xuống số oxi hóa thấp hơn: Ví dụ: 3 2 2 3 3 Al 6HNO 3H O 3NO A O ) 1 (N     2 4 2 4 3 2 2 () 2A1 6H SO A1 SO 6H O 3SO      Nhôm không tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc, nguội. Những axit này đã oxi hóa bề mặt kim loại tạo thành một màng oxit có tính trơ, làm cho nhôm thụ động. Nhôm thụ động sẽ không tác dụng với các dung dịch HC1, H2SO4 loãng. e. Tác dụng với dung dịch kiềm Nhôm bị hòa tan trong dung dịch kiềm như NaOH, Ca(OH)2,... Hiện tượng này được giải thích như sau: Trước hết, màng bảo vệ là A12O3 bị phá hủy trong dung dịch kiềm:   2 3 2 2 A1 O 2NaOH 2NaAlO H O 1    Tiếp đến, kim loại nhôm khử H2O:     22 3 2Al 6H O 2A1 OH 3H 2    Màng A1(OH)3 bị phá hủy trong dung dịch bazơ:     22 3 A1 OH NaOH NaA1O 2H 3 O    Các phản ứng (2) và (3) xảy ra luân phiên nhau cho đến khi nhôm bị hòa tan hết. Có thể viết gọn thành: 2 2 2 O 2Al 2NaOH 2H 2NaAlO 3H     4. Ứng dụng Tính theo cả số lượng lẫn giá trị, việc sử dụng nhôm vượt tất cả các kim loại khác, trừ sắt, và nó đóng vai trò quan trọng trong nền kinh tế thế giới. Nhôm nguyên chất có sức chịu kéo thấp, nhưng tạo ra các hợp kim với nhiều nguyên tố như đồng, kẽm, magiê, mangan và silic. Khi được gia công cơnhiệt, các hợp kim nhôm này có các thuộc tính cơ học tăng lên đáng kể.  Các hợp kim nhôm tạo thành một thành phần quan trọng trong các máy bay và tên lửa do tỷ lệ sức bền cao trên cùng khối lượng.  Khi nhôm được bay hơi trong chân không, nó tạo ra lớp bao phủ phản xạ cả ánh sáng và bức xạ nhiệt. Các lớp bao phủ này tạo thành một lớp mỏng của ôxít nhôm bảo vệ, nó không bị hư hỏng như các lớp bạc bao phủ vẫn hay bị. Trên thực tế, gần như toàn bộ các loại gương hiện đại Trang 18 được sản xuất sử dụng lớp phản xạ bằng nhôm trên mặt sau của thủy tinh. Các gương của kính thiên văn cũng được phủ một lớp mỏng nhôm, nhưng là ở mặt trước để tránh các phản xạ bên trong mặc dù điều này làm cho bề mặt nhạy cảm hơn với các tổn thương.  Hợp kim nhôm, nhẹ và bền, được dùng để chế tạo các chi tiết của phương tiện vận tải (ô tô, máy bay, xe tải, toa xe tàu hỏa, tàu biển, v.v.)  Đóng gói (can, giấy gói, v.v)  Xử lý nước  Các hàng tiêu dùng có độ bền cao (trang thiết bị, đồ nấu bếp, v.v)  Các đường dây tải điện (mặc dù độ dẫn điện của nó chỉ bằng 60% của đồng, nó nhẹ hơn nếu tính theo khối lượng và rẻ tiền hơn.  Nhôm siêu tinh khiết (SPA) chứa 99,980% 99,999% nhôm được sử dụng trong công nghiệp điện tử và sản xuất đĩa CD.  Nhôm dạng bột thông thường được sử dụng để tạo màu bạc trong sơn. Các bông nhôm có thể cho thêm vào trong sơn lót, chủ yếu là trong xử lý gỗ khi khô đi, các bông nhôm sẽ tạo ra một lớp kháng nước rất tốt.  Phần lớn các bộ tản nhiệt cho CPU của các máy tính hiện đại được sản xuất từ nhôm vì nó dễ dàng trong sản xuất và độ dẫn nhiệt cao.  Sự oxi hóa nhôm tỏa ra nhiều nhiệt, nó sử dụng để làm nguyên liệu rắn cho tên lửa, nhiệt nhôm và các thành phần của pháo hoa.  Phản ứng nhiệt nhôm dùng để điều chế các kim loại có nhiệt độ nóng chảy cao (như crôm Cr Vonfarm W...) 5. Trạng thái tự nhiên và sản xuất  Trạng thái tự nhiên Trong tự nhiên nhôm chiếm khoảng 5,5% tổng số nguyên tử trong quả đất. Phần lớn tập trung vào các alumosilicat. Hai khoáng vật quan trọng đối với công nghiệp của nhôm là boxit (Al2O3.xH2O) và criolit (Na3AlF6).  Sản xuất: Gồm 3 giai đoạn: Giai đoạn 1: làm sạch quặng boxit lẫn Fe2O3.SiO2 Cho quặng vào dung dịch NaOH dư, SiO2 và Al2O3 tan ra, lọc bỏ Fe2O3 2 2 3 2 2 3 2 2 SiO 2NaOH Na SiO H O A1 2NaOH 2NaAl OO OH       Sục CO2 vào dung dịch sẽ thu được kết tủa Al(OH)3 2 2 2 3 3 NaAlO CO 2H O () Al OH NaHCO     Lọc kết tủa đem đun nung thu được oxit: Trang 19 0 t 3 2 3 2 2Al OH A1 3H ( ) O O   Giai đoạn 2: Chuẩn bị chất điện ly nóng chảy: criolit 3NaF.AlF3 nhằm: Giảm nhiệt độ nóng chảy của 00 23 A1 2050 C 90 () 0 O C  . Tiết kiệm năng lượng. Hỗn hợp chất lỏng dẫn điện tốt hơn. Criolít nhẹ, nổi lên ngăn cản nhôm nóng chảy sinh ra tác dụng với không khí. Giai đoạn 3: Điện phân nóng chảyAl2O3. criolit.đpnc 2 3 2 4Al A1 O 3O    Sản phẩm thu được khá tinh khiết và có hàm lượng vào khoảng 99,4 99,8%. Điện phân lần hai có thể đến hàm lượng 99,9998%. II. NHÔM OXIT Al2O3 1. Tính chất vật lí A12O3 là chất rắn màu trắng, chịu nhiệt rất tốt, rất cứng, không tan trong nước. Trong tự nhiên tồn tại ở cả dạng ngậm nước như A12O3.2H2O và dạng khan như emeri, corinđon có độ cứng cao (thích hợp để sử dụng như là vật liệu mài mòn và như là thành phần của các thiết bị cắt). Dạng thù hình nguyên chất là những tinh thể trong suốt, không lẫn màu của các loại đá quý: màu đỏ ngọc rubi (tạp chất Cr 2+ ), màu xanh ngọc saphia (tạp chất Fe 3+ và Ti 4+ ). Ôxít nhôm là một chất cách nhiệt và cách điện tốt. 2. Tính chất hóa học Ion Al 3+ có điện tích lớn (3+) và bán kính nhỏ (0,048nm), bằng 12 bán kính ion Na + nên lực hút giữa ion Al 3+ và ion 2 O  rất mạnh, tạo ra liên kết rất bền vững. Vì thế A12O3 có nhiệt độ nóng chảy rất cao   0 2050 C và rất khó bị khử thành kim loại Al. A12O3 không tác dụng với H2, CO ở bất kì nhiệt độ nào. Ở nhiệt độ trên 0 2000 C A12O3 tác dụng với C nhưng không cho Al mà thu được A14C3. 0 2000 C 3 43 2 A 9 1O C Al C 6CO     A12O3 là oxit lưỡng tính 2 3 3 2 2 3 2 2 A1 O 6HC1 2A1C1 3H A1 2NaOH 2NaA1O OO H O       3. Ứng dụng Phần chủ yếu nhôm oxit được dùng để điều chế nhôm. Một lượng nhỏ để điểu chế đá quý nhân tạo bằng cách nấu chảy A12O3 với một lượng nhỏ oxít của kim loại tạo màu ở trong ngọn lửa hiđro oxi hoặc hồ quang rồi cho kết tinh thành những tinh thể lớn. Những đá quý này trong suốt, lấp lánh và có màu rất đẹp được dùng làm trang sức. Tinh thể A12O3 rất cứng khó bị ăn mòn cơ học nên dùng để chế tạo các chi tiết như chân kim Trang 20 đồng hồ, dùng làm vật liệu mài. Ngoài ra, do tính chịu nhiệt cao A12O3 còn được dùng làm: chén nung, ống nung và lớp lót trong các lò điện. Tinh thể A12O3 còn được dùng để chế tạo thiết bị phát tia laze,...do chúng có khả năng hấp thụ và phát xạ năng lượng một cách đồng nhất. Trong y học, nhôm oxit tinh khiết còn được dùng làm xi măng trám rang. 4. Điều chế Trong công nghiệp, A12O3 điều chế bằng cách nung Al(OH)3 ở nhiệt độ cao 0 1200 1400 C.  3 2 3 2 2Al OH A ( ) O O 1 3H  III. NHÔM HIĐROXIT Al(OH)3 1. Tính chất Là hợp chất màu trắng, kết tủa keo, không tan trong nước, không bền nhiệt. Dễ bị nhiệt phân thành nhôm oxit. 3 2 3 2 2Al OH A ( ) O O 1 3H  Al(OH)3 CÓ tính lưỡng tính 3 3 2 3 2 2 Al OH 3HC1 A1C1 3H Al OH NaOH NaAl ( ) O ( O ) 2H O       2. Điều chế Muối nhôm tác dụng với dung dịch kiềm (vừa đủ) 33 A1C1 NaOH Al N (OH) aCl     Nếu dư: 3 2 2 Al OH NaOH NaA1 ) OH ( 2O    Dùng các muối thủy phân hoặc kiềm yếu 3 2 3 2 3 2 3 3 2 3 4 2AlCl 3Na CO 3H 2Al OH 6NaCl 3CO A1C1 3NH 3H 2Al O ( ) O ( ) OH 3NH C1             Từ muối NaAlO2 và axit   2 2 2 2 3 3 2NaAlO CO 3H O 2Al OH Na CO      2 NaA1O HC1  vừa đủ   2 3 H Al OH N C O al     IV. NHÔM SUNFAT VÀ PHÈN CHUA Nhôm sunfat A12SO4 là chất bột màu trắng, bị nhiệt phân trên 0 770 C. K2SO4.A12(SO4)3.24H2O: phèn nhôm (phèn chua, thủy phân trong nước tạo môi trường axit). Phèn chua có dạng tinh thể, không màu, có vị hơi chua và chát, được dùng nhiều trong công nghiệp giấy, nhuộm, thuộc da và làm sạch các kết tủa có trong nước. Những công dụng này đều xuất phát từ sự thủy phân khá mạnh trong nước của muối nhôm tạo thành nhôm hiđroxit Trang 21   32 4 2 2 4 2 3 2 3 () KA1 SO .12H K Al 2SO 12H O Al 3H O Al OH 3H O             Khi nhuộm vải, hiđroxit   3 Al OH  được sợi vải hấp phụ và giữ chặt trên sợi sẽ kết hợp với phẩm nhuộm tạo thành màu bền, nên nó được gọi là chất giữ màu. Tác dụng làm sạch nước cũng là do hiđroxit   3 Al OH  gây ra, nó kéo các chất bay lơ lửng trong nước cùng lắng xuống. Trong công nghiệp giấy, nhôm sunfat và phèn nhôm được cho vào bột giấy cùng với muối ăn. Nhôm clorua được tạo nên do phản ứng trao đổi và bị thủy phân cho ra hiđroxit   3 Al OH  . Hiđroxit này sẽ kết dính các phân tử xenlulozơ với nhau làm giấy không bị nhòe mực khi viết.