u n  – – – NHOÂM – CROM – SẮT – ĐỒNG Chuyên đề A 13 CHỦ ĐỀ : 26,98 Al Nhôm [Ne]3s23p1 Bài : NHÔM I – VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO Cấu hình electron ngun tử – – Ngun tử nhơm có 13e phân bố sau : 1s22s22p63s23p1 hay [Ne]3s23p1 Al nguyên tố p Số oxi hóa – – Trong hợp chất, ngun tố nhơm có số oxi hóa +3 Nhơm có cấu tạo kiểu mạng lập phương t}m diện II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ – Nhơm kim loại nhẹ, có màu trắng bạc,khá mềm,dễ kéo sợi,dễ dát mỏng, tonc = 6600C Dẫn điện dẫn nhiệt tốt III – TÍNH CHẤT HĨA HỌC – Al có tính khử mạnh,thể đầy đủ tính chất kim loại – Tác dụng trực tiếp mạnh với nhiều phi kim : O2, Cl2, S, … Tác dụng với phi kim o 4Al  3O2 t 2Al 2O3  2Al + 3Cl  2AlCl (bộnhô bố chá khí clo)  t m c y o – t 2Al + N  2AlN  Nhơm bền khơng khí nhiệt độ thường có màng Al2O3 mỏng bền bảo vệ : o t 4Al  3O2  2Al 2O3  Tác dụng với axit – Với dung dịch HCl (loãng) đặc H2SO4 (loãng) cho khí H2 : 2Al + 6HCl  2AlCl + 3H   2Al + 3H 2SO4 ( loaõg)  Al  SO4 3 + 3H   n – 5 6 Với HNO3 loãng đặc nóng, H2SO4 đặc nóng nhơm khử N S xuống số oxi hóa thấp Al + 4HNO3 ( loaõg)  Al  NO3  + NO  + 2H 2O  n Al + 6HNO3 ( đặ, nóg)  Al  NO3 3 + 3NO2  + 3H 2O  c n 2Al + 6H 2SO4 ( đặ, nóg)  Al  SO4 3 + 3SO2  + 6H 2O  c n 2Al + 4H 2SO4 ( đặ, nóg)  Al  SO4 3 + 3S + 4H 2O  c n 8Al + 15H 2SO4 (đặ, nóg)  4Al  SO4 3 + 3H 2S  + 12H 2O  c n Chú ý : + Với HNO3 H2SO4 đặc nguội  Al không tác dụng + Với HNO3 đặc nóng cho khí NO2 + Với HNO3 lỗng cho NO, N2O, N2, NH4NO3 muối nitrat u n  – – – Tác dụng với oxit kim loại hoạt đ ng (phản ứng nhi t nhôm) : Ở nhiệt độ cao,Al khử oxit kim loại : Fe2O3, Cr2O3, … thành kim loại tự o t 2Al + Fe2O3  Al 2O3 + 2Fe  o t 2Al + Cr2O3  Al 2O3 + 2Cr  Tác dụng vớ – – ớc Các vật nhôm khơng phản ứng với nước có lớp oxit Al2O3 bảo vệ Nếu phá hủy lớp oxit này, nhơm khử nước tạo thành khí H2 2Al + 6H 2O   2Al  OH 3  + 3H  (nguyê chấ) n t  Al(OH)3 sinh bám vào Al làm phản ứng dừng lại  Al không tiếp tục tác dụng với nước Tác dụng với dung dịch kiềm – Nhôm tan dung dịch kiềm : NaOH, KOH, Ca(OH)2, … Al + NaOH + H 2O  NaAlO2 + H   – Hiện tượng giải thích sau : + Màng bảo vệ Al2O3 bị phá hủy dung dịch kiềm : Al 2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O   + Nhôm khử nước : 2Al + 6H2O  2Al  OH 3 + 3H   + Màng Al(OH)3 bị phá hủy : Al  OH 3 + NaOH  NaAlO2 + 2H2O + Nhôm phản ứng với hon hợp dd NaNO3, NaOH : 2Al + 6H2O + 2NaOH  2Na Al(OH)4  + 3H2     2Al + 18H2O + 5NaOH + 2NaNO3  8Na Al(OH)4  + 3NH3     Lưu ý : + Al(OH)3 không tan NH3 dư, nên muốn có Al(OH)3 kết tủa ho{n to{n người ta cho muối nhôm tác dụng với dung dich amoniac hay dung dich kiềm với lượng vừa đủ : Al 3+ + 3NH + 3H 2O  Al(OH)3 + 3NH +  Al 3+ + 3OH  ( vừ đủ  Al(OH)3  a ) 2AlCl + 3Na2CO3 + 3H 2O  2Al  OH 3 + 6NaCl + CO2   + Al(OH)3 i roxit lưỡng tính  Tác dụng vớ ị ối : 2Al + 3CuSO4  Al  SO4  IV – – V– + 3Cu Ạ Trong tự nhiên Al tồn dạng hợp chất : + Đất sét : Al2O3.2SiO2.2H2O + Mica : K2O.Al2O3.6SiO2.2H2O + Quặng boxit : Al2O3.2H2O + Criolit : 3NaF.AlF3 Ấ Trong công nghiệp, nhôm sản xuất từ quặng boxit phương ph|p điện phân nóng chảy Có cơng đoạn : – – – – Tinh chế quặng boxit (Al2O3.2H2O) : loại bỏ tạp chất SiO2, Fe2O3, … Điện phân Al2O3 nóng chảy : Trước điện ph}n, người ta trộn criolit (Na3AlF6) vào Al2O3 , việc làm có tác dụng : + Làm giảm nhiệt độ nóng chảy hỗn hợp điện phân (từ 2050oC xuống 900oC) + Tạo hỗn hợp dẫn điện tốt + Bảo vệ nhôm sinh không bị oxi hóa oxi khơng khí ðpnc P n tr n iện p ân l2O3 n n c ả 2Al 2O3  4Al + 3O2   Trong qu| trình điện phân khí O2 sinh ăn mịn cực dương nên phải hạ thấp dần cực dương xuống bình điện phân u n  – – – Bài : MỘT SỐ HP CHẤT CỦA NHÔM I – NHƠM OXIT (Al2O3) Tính chất – – Al2O3 chất rắn màu trắng không tan nước H2O, t o > 2050oC, không tác dụng với CO, H2 nc Al2O3 oxit lưỡng tính Al 2O3 + 6HCl  2AlCl + 3H 2O  Al 2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + 3H 2O  Natri aluminat  ụng – – – II – Tinh thể Al2O3 (corinđon) dùng l{m đồ trang sức, chế tạo chi tiết c|c ng{nh kĩ thuật xác, ch}n kính đồng hồ, thiết bị phát tia laze, Bột Al2O3 có độ cứng cao dùng làm vật liệu mài Boxit Al2O3.2H2O nguyên liệu sản xuất nhôm kim loại A( Tính chất – – )3 Al(OH)3 chất rắn, màu trắng, kết tủa dạng keo Al(OH)3 hiđroxit lưỡng tính Al  OH 3 + 3HCl  AlCl + 3H 2O  Hay : Al  OH 3 + 3H +  Al 3+ + 3H 2O  Al  OH 3 +NaOH  Na  Al  OH 4     Hay : Al  OH 3 + OH    Al  OH 4      ều chế : Cho muối nhom tac dung với dung dich amoniac dung dich aO vừa ủ : AlCl + 3NH3 + 3H 2O  Al  OH 3  + 3NH 4Cl  Hoaë : Al 3+ + 3OH  vừ đủ  Al  OH 3  c  a  III – NHÔM SUNFAT – – a chất rắn tinh thể tồn dạng ngậm nước Muối nhơm có nhiều ứng dụng : + Phèn chua : (K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O + Phèn nhôm : (M2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay (M.Al(SO4)2.12H2O) 24 CHỦ ĐỀ : 51,996 Cr Crom [Ar]3d54s1 2,3,4,6 Baøi : CROM I – VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO – – – Crom kim loại chuyển tiếp, thuộc nhóm VIB, chu kì 4, số hiệu nguyên tử 24 Cấu hình electron nguyên tử : 1s22s22p63s23p63d54s1 hay [Ar] 3d54s1 Crom có số oxi hóa +1 đến +6 Phổ biến số oxi hóa +2, +3 +6 – Crom : + kim loại màu trắng bạc, khó nóng chảy ( tonc = 1890oC ) II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ + kim loại cứng số kim loại, rạch thuỷ tinh + kim loại nặng, có khối lượng riêng lớn (d = 7,2g/cm3) III – TÍNH CHẤT HĨA HỌC – – Là kim loại có tính khử mạnh sắt Trong hợp chất crom có số oxi hố từ +1  +6 (hay gặp +2, +3 +6) Tác dụng với phi kim u n  – – – – Ở nhiệt độ cao, crom tác dụng với nhiều phi kim t0 4Cr + 3O  2Cr2 O3  2Cr + 3Cl t  2CrCl3  2Cr + 3S t  2Cr2S3  0 Tác dụng vớ ớc : Crom bền với nước không khí có lớp màng oxit mỏng, bền bảo vệ  mạ crom lên sắt để bảo vệ sắt dùng crom để chế tạo thép không gỉ Tác dụng với axit : – Khi tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 loãng tạo muối Cr(II) Cr + 2HCl  CrCl2 + H   Cr + H 2SO4  CrSO4 + H   – Cr không phản ứng với HNO3 H2SO4 ặc nguội IV – – – – – NG DỤNG Thép chứa 2,8-3,8% crom có độ cứng cao, bền, có khả chống gỉ Thép chứa 18% crom thép không gỉ (thép inox) Thép chứa 25-30% crom siêu cứng dù nhiệt độ cao Crom dùng để mạ thép Thép mạ crom bảo vệ kim loại khỏi bị ăn mòn v{ tạo vẻ đẹp cho đồ vật V – S N XUẤT – P n p áp n iệt nhôm : Cr2O3 tách từ quặng cromit FeO.Cr2O3 4FeCr2O4 + 8Na2CO3 + 7O2  8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2  2Na2CrO4 + H 2SO4   Na2Cr2O7 + 2C Cr2O3 + 2Al  Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O  Cr2O3 + Na2CO3 + CO o t  2Cr + Al 2O3  Bài : MỘT SỐ HP CHẤT CỦA CROM Crom  II  oxit : CrO I – HỢP CHẤT CROM (II) Crom  II  hiðroxit : Cr  OH 2 Muoácrom  II  : Cr 2 i Crom(II) oxit : CrO – – CrO oxit baz : CrO + 2HCl  CrCl2 + H2 O  CrO + H 2SO4  CrSO4 + H2 O  CrO có tính khử, khơng khí CrO dễ bị oxi hóa thành Cr2O3 ro ( ) đrox t : Cr(OH)2 – – Cr(OH)2 chất rắn, màu vàng Cr(OH)2 có tính khử, khơng khí oxi hóa thành Cr(OH)3 : 4Cr(OH) + O + 2H 2O  4Cr(OH)  –  Cr(OH)2 bazơ : Cr(OH) + 2HCl  CrCl2 + 2H 2O Muối crom(II) : Cr2+ – Muối crom (II) có tính khử mạnh : 2CrCl + Cl2  2CrCl3  Crom  III  oxit : Cr2O3 II – HỢP CHẤT CROM (III) Crom  III  hiðroxit : Cr  OH 3 Muoácrom  III  : Cr 3 i Crom(III) oxit : Cr2O3 – – Cr2O3 chất rắn, màu lục thẩm, không tan nước Cr2O3 oxit lưỡng tính, tan axit kiềm đặc u n  – – –  2CrCl  Cr2O3 + 2NaOH Cr2O3 + 2NaOH – (đặ) c + H 2O + 3H 2O  2Na[Cr(OH)4 ]  Cr2O3 ược dùng tạo màu lục c o sứ, thủy tinh ro ( – – (đặ) c + 3H 2O  2NaCrO2  Cr2O3 + 6HCl ) đrox t : Cr(OH)3 Cr(OH)3 chất rắn, màu lục xám, không tan nước Cr(OH)3 iroxit lưỡng tính, tan dung dịch axit dung dịch kiềm Cr(OH)3 + 3HCl  CrCl + 3H2O  Cr(OH)3 + NaOH  Na[Cr(OH)4  Caùh ghi khaù : Cr(OH)3 + NaOH  NaCrO2 + 2H2O c c  Muối crom(III) : Cr3+ – Muối crom (III) có tính khử tính oxi hóa – Tron mơi trường axit, muối crom (III) có tính oxi hóa bị Zn khử thành muối crom (II) : 2CrCl3 + Zn  2CrCl2 + ZnCl2  Cr2 (SO4 )3 + Zn  2CrSO4 + ZnSO    2Cr –  Zn  2Cr  ( dd ) ( dd )  Zn ( dd ) Tron mơi trường ki m, muối crom (III) có tính khử bị chất oxi hóa mạnh oxi hóa thành muối crom (VI) : 2CrBr3 + 3Br2 + 16KOH  2K CrO4 + 12KBr + 8H 2O  2CrCl + 3Br2 + 16KOH  2K CrO4 + 6KBr  + 6KCl Cr2 (SO4 )3 + 3Br2 + 16KOH  2K 2CrO4 + 6KBr  + 3K SO4 + 8H 2O 2Cr(NO3 )3 + 3Br2 + 16KOH  2K CrO4 + 6KBr  + 6KNO3 + 8H O + 8H O  3  2Cr – (dd) + 3Br2 + 16OH  6  2Cr O2 (dd) + 6Br  (dd)  + 8H 2O Phèn crom–kali K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O (hay KCr2(SO4)2.12H2O) có m{u xanh tính, dùng để thuộc da, làm chất cầm màu ngành nhuộm vải Crom(VI) oxit : CrO3 III – HỢP CHẤT CROM (VI) Muoácromat : CrO2 i Muoáðicromat : Cr2O2 i Crom(VI) oxit : CrO3 – CrO3 chất rắn màu đỏ thẫm – CrO3 oxit axit, tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic H2CrO4 v{ axit đicromic H2Cr2O7 Hai axit tách dạng tự do, tồn dung dịch Nếu tách khỏi dung dịch, chúng bị phân hủy thành CrO3 : CrO3  H O  H 2CrO4  axit cromic  2CrO3 –  H2O   H 2Cr2O7  axit đicromic CrO3 chất oxi hóa mạnh Một số chất vô v{ hữu S, P, C, tiếp xúc với CrO3, CrO3 bị khử thành Cr2O3 3, C2H5OH, … bốc cháy u n  – – – 4CrO3  3S  3SO  2Cr2O3  10CrO3  6P  3P2O5  5Cr2O3  4CrO3  3C  3CO2  2Cr2O3  C2 H5OH  4CrO3  2CO  3H 2O  2Cr2O3  2CrO3  2NH  Cr2O3  N  3H 2O  Muối cromat ( CrO42– ) v đ ro at ( Cr2O72– ) : la hơp chat ben – Ion cromat CrO42– c màu vàn Ion icromat Cr2O72– có màu da cam – Muối cromat icromat c tín oxi a mạnh, chúng bị khử thành muối Cr(III) K 2Cr2O7 + 6FeSO + 7H 2SO  Cr2 (SO )3 + 3Fe2 (SO4 )3 + K 2SO4 + 7H 2O  K 2Cr2O7 + 6KI K 2Cr2O7 + 14HCl K 2Cr2O7 + 3H 2S – + 4H 2SO  Cr2 (SO4 )3 + 4K 2SO  + 3I + 7H O  2KCl  + 7H 2SO + 3Cl2 + 7H 2O + 7H 2O + 3S + 3CrCl3  Cr2 (SO4 )3 + K 2SO  Trong moi trương th ch hơp, ion CrO42– va ion Cr2O72– chuyen hoa lan : + Tron môi trường axit, cromat chuyển hóa th{nh đicromat : 2K CrO  K Cr2 O7  + H 2SO + K 2SO + H O + Tron mơi trường ki m, đicromat chuyển hóa thành cromat : K Cr2 O  Tổng quát : – 2CrO2   2K CrO  + 2KOH 2H     u n  maø vaøg + H 2O Cr2O7  u  maø da cam H2O (NH4)2Cr2O7 bị nhiệt phân theo phản ứng : to (NH4 )2Cr 2O7  N2  + Cr2O3 + 4H 2O  26 CHỦ ĐỀ : 55,85 Fe Sắt [Ar]3d64s2 2,3,(4,5,6) Bài : SẮT I – VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HỒN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUYÊN TỬ – – Cấu hình electron c a Fe : 1s22s22p63s23p63d64s2 hay [Ar]3d64s2 Ơ thứ 26, nhóm VIIIB, chu kì  Sắt dễ nhường electron phân lớp 4s trở thành ion Fe2+ nhường thêm electron phân lớp 3d để trở thành ion Fe3+  Fe2 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Fe3 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5  bề vữg nhấ n n t II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ : Là kim loại màu trắng xám, có khối lượng riêng lớn (d = 8,9 g/cm3), nóng chảy 1540oC Sắt có tính dẫn điện, dẫn nhiệt tốt có tính nhiễm từ III – TÍNH CHẤT HỐ HỌC – Có tính khử trung bình – Với chất oxi hoá yếu : Fe → Fe2+ + 2e – Với chất oxi hoá mạnh : Fe → Fe3+ + 3e Tác dụng với phi kim 0 a) Tác dụng với lưu huỳnh : Fe + S o t   +2 2 Fe S u n  – – – +8 to   Fe + 2O2 (khôg khí) n b) Tác dụng với oxi : 0 0 +3 1 2FeCl +1 +2   Fe + 2H Cl +2 2 +3 o 2 Fe2 O3 t   c) Tác dụng với halogen : 2Fe + 2Cl 2 Tác dụng với dung dịch axit a) Với dung dịch HCl, H2SO4 loãng : 3 o t   4Fe + 3O2 (dö) Fe3 O4 ( FeO.Fe2 O3 ) +1 FeCl + H    Fe + H SO4 5 +2 FeSO4 + H  6 b) Với dung dịch HNO3 H2SO4 đặc, nóng : Fe khử N S HNO3 H2SO4 đặc, nóng đến số 3 oxi hố thấp hơn, cịn Fe bị oxi hố thành Fe : 6 0 +5 +3 6H 2O +2 + 6H N O3 (ðaë) c Fe(NO3 )3 + N O  + H 2O   5 4   Fe + 4H N O3 (loaõg) n Fe 3 Fe2  SO4 3 + 3SO2  + o t   2Fe + 6H SO4 (ðaë) c Fe  NO3 3 + 3N O2  + 3H 2O 3 4  Fe bị thụ động axit HNO3 đặc, nguội H2SO4 đặc, nguội Tác dụng với dung dịch muối Fe + Cu2+ Fe + 2Fe3+  Fe2+ + Cu2   3Fe2+  Fe + 2Ag+ Nế Ag dư : Fe2 u + Ag o Tác dụng với nước :  Fe2+ + 2Ag   Fe3+ + Ag  o t < 570 C 3Fe + 4H2O  3Fe3O4 + 4H2   o o t > 570 C Fe + H2O  FeO + H2   IV – TRẠNG THÁI THIÊN NHIÊN – – – – Chiếm khoảng 5% khối lượng vỏ trái đất, đứng hàng thứ hai kim loại (sau Al) Trong tự nhiên sắt ch yếu tồn dạng hợp chất có quặng : + Quặng manhetit (Fe3O4) + Quặng hematit đỏ (Fe2O3) + Quặng hematit nâu (Fe2O3.nH2O) + Quặng xiđerit (FeCO3) + Quặng pirit (FeS2) Có hemoglobin (huyết cầu tố) c a máu Có thiên thạch Bài : MỘT SỐ HP CHẤT CỦA SẮT Sắ(II) oxit : FeO t I – ỢP Ấ ( ) Muốsắ(II) : Fe2+ i t Sắ(II) hiðroxit : Fe(OH)2 t Tín c ất oá ọc c ợp c ất sắt (II) tín k Fe2+ → Fe3+ + 1e Sắt (II) oxit : FeO a Tính chất vật lí : Là chất rắn m{u đen, không tan nước b Tính chất hố học :   – Tính chất oxit baz : FeO + H2SO4 (loaõg) n – Tính khử : thể tác dụng với chất oxi hoá mạnh oxi, dd FeSO4 + H2O O3, dd H2SO4 đặc, … u n  – – –   4FeO + 2FeO + 4H 2SO4 (đặ) c 3FeO + – O2 10HNO3 (loaõg) n 2Fe2O3 o t   Fe2  SO4 3 + SO2  Tính oxi hố : thể tác dụng với chất khử C, CO, FeO  H2  Fe  H2O  2, 4H 2O NO  3Fe  NO3 3 +   + + 5H 2O Al : c Điều chế : Fe(OH)2 o t  FeO + H 2O  o 500-600 C hoaë : Fe2O3 + CO  2FeO + CO2  c  Sắt (II) hiđroxit : Fe(OH)2 a Tính chất vật lí : Là chất rắn màu lục nhạt, khơng tan nước b Tính chất hố học : – – Tính chất baz : Fe OH  + H2SO4 (loãg) n   FeSO4 + 2H2O Tính khử : nhiệt độ thường Fe(OH)2 bị oxi hố nhanh chóng khơng khí ẩm thành Fe(OH)3 m{u n}u đỏ : 4Fe  OH  + O2 + 2H2O  4Fe  OH   n  traég xanh u   nâ ðỏ c Điều chế : Cho dung dịch muối sat (II) tác dụng với dung dịch kiềm ĐK khơng có khơng khí FeCl + 2NaOH  Fe  OH 2  + 2NaCl  Fe2+  Fe  OH 2   + 2OH Muối sắt (II) : Fe a Tính chất vật lí : 2+ – – ung d ch có màu lục nhạt Đa số muối sắt (II) tan nước, kết tinh thường dạng ngậm nước Thí dụ : FeSO4.7H2O ; FeCl2.4H2O b Tính chất hố học :  Muối tan : FeCl2, FeSO4, Fe(NO3)2 : – Tính chất muối : phản ứng trao đổi : FeSO4 + 2NaOH   – Fe OH 2  + Na2SO4 Tính khử mạnh : thể tác dụng với chất oxi hố mạnh khí Cl2, dung dịch HNO3, dung dịch H2SO4 đặc, dung dịch KMnO4 mơi trường H2SO4 lỗng, … 2FeCl + Cl  2FeCl  2FeSO4 + 2H2SO4 (đặ) c  3Fe2+ + NO3 + 4H +  Fe2  SO4 3 + SO2  + 2H2O    3Fe3+ + NO  10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H 2SO4 + 2H 2O  5Fe2  SO4 3 + K 2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O  Daï g ion thu goï : 5Fe2+ + MnO + 8H +  5Fe3+ + Mn2+ + 4H 2O n n  – Tính oxi hố : thể tác dụng với kim loại mạnh : Mg + FeSO4  MgSO4 + Fe  – Muối không tan :  Muối FeCO3 : – Phản ứng nhiệt phân : FeCO3  FeO + CO2   Nếu nung không khí : 4FeO + O2 – Phản ứn trao ổi : FeCO3 + 2HCl – Tính khử : FeCO3 + 4HNO3  2Fe2O3   FeCl + CO2  + H2O   Fe  NO3 3 + NO2  + CO2  + 2H2O  2FeCO3 + 4H2SO4 (đặ) c  Fe2  SO4 3 + SO2  + 2CO2  + 4H2O  u n   – – Muối FeS : – Phản ứn trao ổi : FeS + 2HCl –  –  FeCl + H2S   Fe  NO3 3 + H 2SO4 + 3NO  + 2H2O  Tính khử : FeS + 6HNO3 Muối FeS2 : – Tính khử :  2Fe2O3 + 8SO2   4FeS2 + 11O2  Fe  NO3 3 + H 2SO4 + 15NO2  + 7H 2O  FeS2 + 18HNO3 c Điều chế : Cho Fe (hoặc FeO; Fe(OH)2) tác dụng với HCl H2SO4 loãng : Fe + 2HCl  FeCl + H   FeO + H 2SO4  FeSO4 + H 2O   Dung dịch muối sắt (II) điều chế phải dùng khơng khí chuyển dần thành muối sắt (III) Sắ(III) oxit : Fe2O3 t II – HỢP CHẤT S T (III) Oxit sắtừ Fe3O4 t : Muốsắ(III) : Fe3+ i t Sắ(III) hiðroxit : Fe(OH)3 t Tính chất hố học ặc trưn hợp chất sắt (III) tính oxi hố : Fe3  1e  Fe2 Fe3  2e  Fe Sắt (III) oxit : Fe2O3 a Tính chất vật lí : Là chất rắn m{u n}u đỏ, khơng tan nước b Tính chất hố học :  2FeCl + 3H2O  Fe2O3 + 6HCl  Fe2  SO4 3 + 3H2O  Fe2O3 + 3H 2SO4 – Fe2O3 oxit bazơ : – Tổg quá: Fe2O3 + 6H +  2Fe3+ + 3H 2O n t  Tính oxi hố : thể tác dụng với chất khử thông thường C, CO,  2Fe  NO3 3 + 3H 2O  Fe2O3 + 6HNO3 Fe2O3 + 3CO 2, Al : to  2Fe + 3H2O  o t  2Fe + 3H2O  Fe2O3 + 3H2  c Điều chế : Nhiệt phân Fe(OH)3 : 2Fe OH  o t  Fe2O3 + 3H 2O   Fe3O3 có tự nhiên dạng quặng hematit đỏ (Fe2O3) dùng để luyện gang Oxit sắt từ : Fe3O4 (hay FeO.Fe2O3) a Tính chất vật lí : Là chất rắn m{u n}u, khơng tan nước b Tính chất hố học : – Tín baz : Fe3O4 + 8HCl   FeCl + 2FeCl + 4H 2O   Fe3O4 + 4H 2SO4 (loaõg) n FeSO4 + Fe2  SO4 3 + 4H 2O t  3Fe2  SO4 3 + SO2  + 10H2O  o 2Fe3O4 + 10H2SO4 (ðaë) c – Tính khử : – Tính oxi hố : Thể tác dụng với chất khử thông thường C, CO,   Fe3O4 + 10HNO3 Fe3O4 + 4CO o t   3Fe  NO3 3 + NO2  + 5H2O 2, Al : 3Fe + 4CO2  c Điều chế : Sắt (III) hiđroxit : Fe(OH)3 a Tính chất vật lí : Fe(OH)3 chất rắn, màu nâu đỏ, không tan nước, dễ tan dung d ch axit tạo thành dung d ch muối sắt (III) b Tính chất hố học : – Tính chất baz : 2Fe  OH 3 + 3H2SO4   Fe2  SO4 3 + 6H2O u n  – – – – Phản ứng nhiệt phân : 2Fe  OH 3 o t  Fe2O3 + 3H2O  c Điều chế : Cho dung dịch muối Fe(III) tác dụng với dung dịch NH3 dung dịch bazơ kiềm :   FeCl + 3NH3 + 3H2O Fe  OH 3   FeCl + 3NaOH Fe  OH 3 + 3NH4Cl + 3NaCl Muối sắt (III) a Tính chất vật lí : Đa số muối sắt (III) tan nước, kết tinh thường dạng ngậm nước Thí dụ: FeCl3.6H2O; Fe2(SO4)3.9H2O b Tính chất hố học :  Muối tan : FeCl3, Fe2(SO4)3, Fe(NO3)3 , … : – Phản ứn trao ổi : FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3  + 3NaCl – Tính oxi hố : Muối sắt (III) có tính oxi hố, dễ b khử thành muối sắt (II) + Thể tác dụng với chất khử Cu, Fe, … : 3 Fe Cu + 2Fe  NO3 3 + 2Fe  NO3 3 2   3Fe  NO3 2   2Fe  NO3 2 + 3 2 2 Cu  NO3 2 + Khi tác dụng với kim loại mạnh : 3 Mg + 2FeCl 2 Mg + FeCl 2 2   MgCl + 2FeCl   MgCl + 2 Fe to 2Fe + 3Cl  2FeCl     Fe + 4HNO3 (loaõg)  Fe(NO3 )3 + NO  + H 2O n c Điều chế :   2Fe  OH 3 + 3H 2SO4  Fe2  SO4 3 + 6H 2O    Fe2O3 + 6HCl  2FeCl + 3H 2O  Bài : HP KIM CỦA SẮT I – GANG Khái ni m : Gang hợp kim sắt v{ cacbon có từ – 5% khối lượng cacbon, ngồi cịn có lượng nhỏ nguyên tố Si, Mn, S, … Phân loại : Có loại gang : a) Gang xám : Chứa cacbon dạng than chì Gẫngms dùng để đúc bệ máy, ống dẫn nước, cánh cửa,… b) Gang trắng : – – – – Gang trắng chứa cacbon v{ chủ yếu dạng xementit (Fe3C) Gang trắng (có m{u s|ng gang x|m) dùng để luyện thép ả x ất a a) Nguyên tắc : Khử oxit sắt CO nhiệt độ cao (phương ph|p nhiệt luyện) Trong lị cao, sắt có số oxi hố cao bị khử đến sắt có số oxi hoá thấp theo sơ đồ : Fe2O3  Fe3O4  FeO  Fe b) Nguyên liệu : Quaëg hematit ðỏchứ Fe2O3 (thườg sử ng) n , a n dụ  n a Quặg manhetit, Fe3O4 Quặng sắt oxit  , than cốc chất chảy (CaCO3 SiO2) Quặg xiðerit, FeCO3 n a  Quặg pirit, FeS2 n a  c) Các phản ứng hoá học xảy trình luyện quặng thành gang : – Phản ứng tạo chất khử CO : C + O2 CO2 + C – Phản ứng CO khử oxit sắt : o t   o t   CO2 2CO u n  – – – o t  2Fe3O4 + CO   + Phần thân lò (400oC) : 3Fe2O3 + CO + Phần thân lò (500 – 600oC) : Fe3O4 – + Phần thân lò (700 – 800oC) : FeO + CO Phản ứng tạo xỉ (1000oC) : CaCO3  CaO + CO2   CaO + SiO2 o t  3FeO + CO   + CO o t  Fe + CO    CaSiO3  (canxi silicat) d) Sự tạo thành gang : Ở phần bụng lị (nhiệt độ khoảng 1500oC) sắt nóng chảy có hịa tan phần cacbon lượng nhỏ mangan, silic, l{ gang II – THÉP Khái ni m : Thép hợp kim sắt chứa từ 0,01 – 2% khối lượng cacbon với số nguyên tố khác (Si, Mn, r, Ni,…) Phân loại : a) Thép thường (thép cacbon) : – – Thép m m : Chứa không 0,1%C Thép mềm dễ gia công, dùng để kép sợi,, cán thành thép dùng chế tạo vật dụng đời sống xây dựng nhà cửa Thép cứng : Chứa 0,9%C, dùng để chế tạo công cụ, chi tiết m|y c|c vòng bi, vỏ xe bọc thép,… b) Thép đặc biệt : Đưa thêm v{o số ngun tố làm cho thép có tính chất đặc biệt – – – Thép chứa 13% Mn cứng, dùng để làm máy nghiền đ| Thép chứa khoảng 20% Cr 10% Ni cứng không gỉ, dùng làm dụng cụ gia đình (thìa, dao,…), dụng cụ y tế Thép chứa khoảng 18% W 5% Cr cứng, dùng để chế tạo máy cắt, gọt m|y phay, máy nghiền đ|, … Sản xuất thép a) Nguyên tắc : Giảm h{m lượng tạp chất C, Si, S, Mn, … có thành phần gang cách oxi hoá tạp chất th{nh oxit biến thành xỉ tách khỏi thép b) Nguyên liệu – ồm + Gang trắng gang xám, sắt thép phế liệu; + Chất chảy canxi oxit; + Nhiên liệu dầu ma zút khí đốt; khí oxi c) Nh ng phản ứng h học ảy a t ng u t nh luyện gang th nh thép – Khí oxi dùng làm chất oxi hóa nguyên tố phi kim gang thành oxit : C + O2  CO2  S + – O2  SO2  Silic v{ photpho bị oxi hóa th{nh oxit khó bay l{ SiO2 P2O5 : Si + O2   SiO24 P + 5O2  2P2O5  – SiO2 P2O5 hóa hợp với chất chảy l{ CaO tạo th{nh xỉ lên bề mặt thép lỏng : 3CaO + P2O5  Ca3 (PO4)2  (canxi photphat) CaO + SiO2  CaSiO3  (canxi silicat) d) C c phương ph p luyện gang thành thép : – – – P n p áp Bet-x -me P n p áp Mac-tanh P n p áp lị iện CHỦ ĐỀ : 29 63.55 u n  – – – Cu Đồng [Ar]3d104s1 1,2 Bài : ĐỒNG I – VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HỒN, CẤU HÌNH ELECTRON NGUN TỬ – – Là kim loại chuyển tiếp Ô thứ 29, nhóm IB, chu kì – Cấu hình electron : 1s22s22p63s23p63d104s1 hay [Ar]3d104s1  Cu+ : [Ar]3d10 Cu2+ : [Ar]3d9  Trong phản ứng hoá học, Cu dễ nhường electron lớp electron c a phân lớp 3d : Cu  Cu+ + 1e   Trong hợp chất, đồng có số oxi hố +1 +2 Cu  Cu2+ + 2e  – Bán kính ngun tử nhỏ K nhóm IA, có cấu tạo mạng tinh thể lập phương t}m diện tinh thể đặc  liên kết đơn chất đồng vững II – TÍNH CHẤT VẬT LÍ – – – Là kim loại màu đỏ, khối lượng riêng lớn (d = 8,98g/cm3), tnc = 1083oC Đồng tinh khiết tương đối mềm, dễ kéo dài dát mỏng, dẫn nhiệt dẫn điện tốt, bạc hẳn kim loại khác Là kim loại nặng, nhiệt độ nóng chảy cao III – TÍNH CHẤT HỐ HỌC : Là kim loại hoạt động, có tính khử yếu Tác dụng với phi kim – Cu phản ứng với oxi đun nóng tạo CuO bảo vệ nên Cu khơng bị oxi hóa tiếp tục : 2Cu + O2 – – o t   2CuO Khi tiếp tục đun núng tới (800-1000oC) : 2CuO + Cu Tác dụng trực tiếp với Cl2, Br2, S, 2Cu + Cl  CuCl  o t   2Cu + S o t   Cu2O (ðoû ) 2CuS Tác dụng với axit – – Cu khơng tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 lỗn Khi có mặt O2, Cu tác dụng với dung dịch Cl, nơi tiếp xúc dung dịch axit với khơng khí  Đồng tác dụng với HCl, H2SO4 lỗn có mặt O2 2Cu + 4HCl + O2  2CuCl + 2H2O  O + H2SO4 2 – Tac dung de dang với HNO3, H2SO4 đặc : Cu + 6 Cu + 2H SO4 (ðaë) c 5 Cu + 4H N O3 (ðaë) c 5 o  CuSO4 + H2O  t     2 CuSO4 + 4 SO2  + 2 2H 2O 4 Cu  NO3 2 + 2N O2  + 2H 2O3 2 2 Cu + 8H N O3 (loaõg)  3Cu  NO3 2 + 2N O  + 4H 2O  n Tác dụng với dung dịch muối – Khử ion kim loại đứng sau dung dịch muối : Cu + 2AgNO3  Cu  NO3 2 + Ag  Cu + 2Fe(NO3 )3  Cu(NO3 )2 + 2Fe(NO3 )2  Bài : MỘT SỐ HP CHẤT CỦA ĐỒNG u n  – I – HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG – – Đồg (II) oxit : CuO n Đồg (II) hiðroxit : Cu(OH)2 n Muốðồg (II) : Cu2+ i n Đồng (II) oxit : CuO a Tính chất vật lí : Chất rắn, màu đen, khơng tan nước b Tính chất hố học : – – u oxit bazơ : CuO + H2SO4   CuSO4 + H2O Tính oxi hố : Thể tác dụng với chất khử thông thường C, CO, : 2, Al  Cu kim loai o t CuO + CO  Cu + CO2   CuO + H2 o t   H 2O t  3Cu + N  + 3H 2O  3CuO + 2NH – Cu + o Cu2O có tính khử : 3Cu2O + 14HNO3  6Cu(NO3 )2 + 2NO   + 7H2O c Điều chế : nhiệt phân hợp chất Cu(OH)2, Cu(NO3)2, CuCO3.Cu(OH)2, … 2Cu(NO3 )2 o t  2CuO + 4NO2  + O2   o t  2CuO + CO2  + H2O  CuCO3.Cu(OH)2 Đồng (II) hiđroxit : Cu(OH)2 a Tính chất vật lí : – – Cu(OH)2 chất rắn m{u xanh, không tan nước Dễ tan NH3 (giống Zn(O )2) tạo nước Svayde có khả hịa tan xenlulôzơ : Cu  OH 2 + 3NH  Cu  NH 4   OH 2    – Dễ bị nhiệt phân : Cu  OH  – CuOH chất kết tủa màu vàng, có tính khử tác dụng với chất oxi hóa : CuOH + 3HNO3 (ðặ)  Cu(NO3 )2 + NO2  + 2H2O  c (nướ Svayde) c o t  CuO + H 2O  b Tính chất hoá học : – – Cu(OH)2 bazơ : Cu OH  + 2HCl Dễ b nhiệt phân : Cu  OH   CuCl + H2O  o t  CuO + H2O  c Điều chế : dung dò Cu2+ + OH ch Muối đồng (II) : CuCl2, CuSO4, Cu(NO3)2, …  Cu(OH)2  – Các dung d ch muối đồng có màu xanh – CuSO4 dang khan la chat ran mau trang – Muối đồng (II) kết tinh từ dung dịch thường dạng tinh thể ngậm nước CuSO4.5H2O to CuSO4 5H 2O  CuSO4 + 5H 2O  (mà xanh) u (mà trắg) u n II – ỨNG ỤNG CỦA ĐỒNG V HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG ng dụng c a đ ng dựa vào tính dẻo, dẫn iện, dẫn nhiệt, b n ồng hợp kim : – Đồng dùng làm dây dẫn điện – Đồng thau hợp kim Cu−Zn (45% Zn) có tính cứng bền đồng, dùng chế tạo chi tiết máy, chế tạo thiết bị dùng công nghiệp đóng t{u biển – Đồng bạch hợp kim Cu−Ni (25% Ni) có tính bền, đẹp, khơng bị ăn mịn nước biển Đồng bạch dùng công nghiệp tàu thủy, đúc tiền, – Đồng hợp kim Cu−Sn, dùng để chế tạo máy móc, thiết bị – Hợp kim Cu−Au, Cu, Au (được gọi vàng cara), dùng để đúc c|c đồng tiền 3 vàng, vật trang trí, u n  – – – – – – Dung d ch CuSO4 dùng nông nghiệp để chữa bệnh mốc sương cho cà chua, khoai tây CuSO4 khan dùng để phát dấu vết c a nước chất lỏng CuCO3.Cu(OH)2 dùng để pha chế sơn vô màu xanh, màu lục B CÁC ẠNG I TẬP QUAN TRỌNG DẠNG : KIM LOẠI / OXIT KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI AXIT T ỤNG VỚI AXIT LO I I (HCl, H2SO4 loãng)  KIM LOẠI + HCl  muối clorua + H2 mmuoáclorua = mKL + 71.nH i  Oxit KIM LOẠI + HCl  muối clorua + H2O mmuoáclorua = moxit + 27,5.nHCl = moxit + 55.nH O i  KIM LOẠI + H2SO4  muối sunfat + H2 mmuoásunfat = mKL + 96.nH i  OXIT KIM LOẠI + H2SO4  muối sunfat + H2 mmuoásunfat = moxit + 80.nH SO i T 2 2 ỤNG VỚI AXIT LO I II (HNO3, H2SO4 c n n 3 N H 4NO3 N2 5 n  TH1 : KL M + H N O3  M NO3  1 n  SPK N O  H 2O 2 NO 4 N O2  Tìm sản phẩm khử dựa vào định luật bảo toàn số mol electron : i KL nKL =  i spk nspk =n - o NO3/tạ muố i VD : i A nA + i B nB = nNO2 + 3.nNO + 8.nN2O + 8.nNH4NO3 + 10.nN2 Với : iKL = số e nhường c a kim loại = hóa tr cao c a kim loại ispk = số e nhận c a sp khử i NO2 = 1e ; i NO = 3e ; i N2O = 8e ; i NH4 NO3 = 8e ; i N2 = 10e  Tìm khối lượng muối thu cơng thức tổng qt : mmuố = mKL pứ+  i KL nKL i M gố axit c hó trịgố axit a c = mKL pứ+  i spk nspk M gố axit c hó trịgố axit a c  Với muối nitrat : mmuốnitrat i = m KL pứ + 62. i spk nspk + 80.nNH NO = m KL pứ+ 62.(nNO + 3.nNO + 8.nN O + 8.nNH NO + 10.nN ) + 80.nNH NO  Tìm số mol axit tham gia phản ứng : nHNO = i spk 4  + soá spk nspk N VD : nHNO = 2.nNO + 4.nNO + 10.nN O + 10.nNH NO + 12.nN 2 3 nHNO = i spk  + soá spk nspk N VD : nHNO = 2.nNO + 4.nNO + 10.nN O + 10.nNH NO + 12.nN 2 3 u n  – – – 2 H2 S 6 n  TH2 : KL M + H2 SO4(ðặ, nóg)  M NO3  c n n  SPK S  H2O 4 SO2  Tìm sản phẩm khử dựa vào định luật bảo toàn số mol electron : i KL n KL =  ispk n spk VD : i A n A + i B n B = 2.n SO2 + 6.n S + 8.n H2S Với : iKL = số e nhường c a kim loại = hóa tr cao c a kim loại ispk = số e nhận c a sp khử i SO2  2e ; i S = 6e ; i H S  8e  Tìm khối lượng muối sunfat thu : mmuốsunfat = m KL pứ + i  96  i spk nspk = m KL pứ+ 96 nSO2 + 3.nS + 4.nH2S   i spk  + soá spk .nspk S      VD : nH SO = 2.nSO + 4.nS + 5.nH S nH SO =  Tìm số mol axit tham gia phản ứng : 2  Chú ý: Khi cho Fe tác dụng với HNO3, H2SO c n n sau phản ứng Fe dư muối sinh muối Fe2+ Fe  2Fe3  3Fe2  T DẠNG : KIM LOẠI / OXIT KIM LOẠI TÁC DỤNG VỚI AZƠ T TÁC DỤNG VỚI H O   AlO2  H   Al Al 2O3  AlO2  H 2O O  KL & OXIT Cr  OH    CrO2  H 2O    Cr2O3 CrO2  H 2O CrO3 CrO2  H O Ủ TÁC DỤNG VỚI  Al(OH)3 trắg, g keo n n 3+ Al Cr tan  dung dò ZnO2 ch  Fe(OH)2 trắg xanh n Fe2+ Muố Fe i  tan  dung dị AlO2 ch  Zn(OH)2 trắg n Zn2+ 3+ + OH   Kếtủ  Fe(OH)3 nâ ðỏ  t a u 2+ Cr 3+ Cu2+ ài to n 2.2.1 – Al3+ H + khoâg tan n  OH  dư  khôg tan  n khôg tan n  Cr(OH)2 vàg (ĐK: O có n KK)  tan  dung dị CrO2 ch  Cr(OH)3 xanh khôg tan n  Cu(OH)2 xanh lam vừ ðủ a + OH    Al(OH)3  AlO H+ + OH–  H2O Al3+ + 3OH–  Al(OH)3 Al(OH)3 + OH–  AlO2– + 2H2O Đặt T = T nOH  nAl 3+ = T> PH ƠNG PHÁP GIẢI 2a B b = 2a C b < 2a D 2b = a Caâu (ĐHK – 2009): Điện phân có màng ngăn 500 ml dung d ch chứa hỗn hợp gồm CuCl2 0,1M NaCl 0,5M (điện cực trơ, hiệu suất điện phân 100%) với cường độ dòng điện 5A 3860 giây Dung d ch thu sau điện phân có khả hồ tan m gam Al Giá tr lớn c a m A 4,05 B 2,70 C 1,35 D 5,40 Câu (ĐHK – 2009): Điện phân nóng chảy Al2O3 với anot than chì (hiệu suất điện phân 100%) thu m kg Al catot 67,2 m3 (ở đktc) hỗn hợp khí X có tỉ khối so với hiđro 16 2,24 lít (ở đktc) hỗn hợp khí X sục vào dung d ch nước vơi (dư) thu gam kết t a Giá tr c a m A 108,0 B 75,6 C 54,0 D 67,5 Caâu 10 (ĐHK – 2010): Điện phân (với điện cực trơ) 200 ml dung d ch CuSO4 nồng độ x mol/l, sau thời gian thu dung d ch Y cịn màu xanh, có khối lượng giảm gam so với dung d ch ban đầu Cho 16,8 gam bột sắt vào Y, sau phản ứng xảy hoàn toàn, thu 12,4 gam kim loại Giá tr c a x A 2,25 B 1,50 C 1,25 D 3,25 Caâu 11 (ĐHK – 2012): Điện phân dung d ch hỗn hợp gồm 0,1 mol FeCl3, 0,2 mol CuCl2 0,1 mol HCl (điện cực trơ) Khi catot bắt đầu khí anot thu V lít khí (đktc) Biết hiệu suất c a trình điện phân 100% Giá tr c a V A 5,60 B 11,20 C 22,40 D 4,48 Caâu 12 (ĐHK – 2013): Điện phân nóng chảy Al2O3 với điện cực than chì, thu m kilogam Al catot 89,6 m3 (đktc) hỗn hợp khí X anot Tỉ khối c a X so với H2 16,7 Cho 1,12 lít X (đktc) phản ứng với dung d ch Ca(OH)2 dư, thu 1,5 gam kết t a Biết phản ứng xảy hoàn toàn Giá tr c a m A 144,0 11 21 31 41 51 61 B 104,4 12 22 32 42 52 62 13 23 33 43 53 C 82,8 ĐÁP ÁN 14 24 34 44 54 15 25 35 45 55 D 115,2 16 26 36 46 56 17 27 37 47 57 Chúc bạn thành công !!! 18 28 38 48 58 19 29 39 49 59 10 20 30 40 50 60 ... có tính khử, khơng khí CrO dễ bị oxi hóa thành Cr2O3 ro ( ) đrox t : Cr(OH)2 – – Cr(OH)2 chất rắn, màu vàng Cr(OH)2 có tính khử, khơng khí oxi hóa thành Cr(OH)3 : 4Cr(OH) + O + 2H 2O  4Cr(OH)... axit, tác dụng với nước tạo thành hỗn hợp axit cromic H2CrO4 v{ axit đicromic H2Cr2O7 Hai axit tách dạng tự do, tồn dung dịch Nếu tách khỏi dung dịch, chúng bị phân hủy thành CrO3 : CrO3  H O ... thứ 26, nhóm VIIIB, chu kì  Sắt dễ nhường electron phân lớp 4s trở thành ion Fe2+ nhường thêm electron phân lớp 3d để trở thành ion Fe3+  Fe2 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 Fe3 : 1s2 2s2 2p6 3s2