Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Bài 19 KIM LOẠI VÀ HP KIM A. KIM LOẠI: I. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN Nhóm IA trừ hiđrô và IIA Nhóm IIIA trừ Bo và một phần của các nhóm IVA, VA Các nhóm B từ IB đến VIII B Họ lantan và actini, được xếp riêng thành hai hàng ở cuối bảng. Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng ( 1, 2, 3 e) VD Na: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 ( 2 / 8 / 1) Mg: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 ( 2 / 8 / 2) Al: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 1 ( 2 / 8 / 3) Trong cùng chu kì, nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI: 1. Tính dẻo: Khi tác dụng một lực đủ mạnh lên một vật bằng KL nó bò biến dạng. Nguyên nhân: Khi tác dụng một lực thì các mạng tinh thể trượt lên nhau, nhưng nhờ các e tự do chuyển động qua lại giữa các lớp mạng mà chúng không tách rời nhau. 2. Tính dẫn điện: - Nối đầu KL với 1 nguồn điện thì kim loại cho dòng điện chạy qua. Do các e tự do chuyển động thành dòng. Lưu ý: + Các KL khác nhau thì chúng dẫn điện khác nhau. + Khi nhiệt độ càng cao thì khả năng dẫn điện càng giảm. 3. Tính dẫn nhiệt: Khi KL bò đun nóng các e tự do chuyển động nhanh va chạm vào các Ion(+) và truyền năng lượng cho các Ion có năng lượng thấp hơn. 4. Ánh kim: Các e tự do có khả năng phản xạ các ánh sáng và bước sóng mà mắt nhìn thấy được. Kết luận: Các e tự do là thành phần cơ bản gây nên tính chất vật lý chung của kim loại. * Tính chất vật lý riêng của kim loại: 1- Khối lượng riêng: Các KL có tỷ khối khác nhau (nặng, nhẹ khác nhau) D < 5g/cm 3 kim loại nhẹ. VD: K, Na, Mg, Al D>5g/cm 3 kim loại nặng VD: Fe, Pb, Ag Trang 1 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 2- Tính cứng: Các kim loại có độ cứng khác nhau - Kim loại mềm: Na, K - Kim loại cứng: Cr, W 3- Nhiệt độ nóng chảy: Các kim loại có nhiệt độ nóng chảy khác nhau VD: t 0 nc W = 3410 0C t 0 nc Hg = -39 0C Nguyên nhân do: R ≠ và Z + khác III- TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI: Kim loại dễ nhường e : M - ne = M n+ → kim loại thể hiện tính khử mạnh nên tác dụng với chất oxi hóa (PK, dd axit, dd muối) 1- Tác dụng với PK: (O 2 , Cl, S, P .) a- Với oxi → ôxit KL : 4M + nO 2 → 2M 2 O n VD: 2Al + 3/2 O 2 = Al 2 O 3 Tác dụng với phi kim khác → Muối không có Oxy Cu + Cl 2 = CuCl 2 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 2- Tác dụng với axit: Axit thông thường: HCl, H 2 SO 4 KL HCl muối + H 2 H 2 SO 4 ĐK: KL đứng trước Hidrô - Trong muối KL có mức oxi hóa thấp VD: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 Fe + H 2 SO 4 l = FeSO 4 + H 2 b- Với axit có tính OXH mạnh HNO 3 , H 2 SO 4 đ M + H 2 SO 4 đ → M 2 (SO 4 )n + SO 2 + H 2 O H 2 S NO 2 M + HNO 3 → M(NO 3 )n + NO + H 2 O N 2 O N 2 NH 4 NO 3 Lưu ý: Trừ Au, pt - Kim loại trong muối có mức OXH cao nhất - Fe, Al, Cr không tác dụng HNO 3 , H 2 SO 4 đặc nguội - HNO 3 đặc → NO 2 VD: Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + NO + 2H 2 O 3- Tác dụng với dung dòch muối: Trang 2 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 a- TN: Cho Fe + dd CuSO 4 Hiện tượng: Cu có màu đỏ bám vào Fe Dung dòch có màu xanh lục PTPU: Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu Fe + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu b- TN: Cu + dd AgNO 3 Hiện tượng: Ag tạo thành bám vào Cu Dd có màu xanh thẩm PTPU: 2AgNO 3 + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag 2Ag + + Cu = Cu 2+ + 2Ag Nhận xét: Kim loại đứng trước có thể đẩy kim loại đứng sau ra khỏi dung dòch muối của nó. Lưu ý: Trừ kim loại tác dụng được với nước như: Na; K; Ca; Ba 4. Tác dụng với nước Những kim loại có tính khử mạnh như Na, K, Ca, Ba. Khử H 2 O dể dàng ở nhiệt độ thường: Hrôxit + H 2 ↑ Na + H 2 O = NaOH + ½ H 2 ↑ Một số kim loại có tính khử kém hơn những kim loại trên như Zn, Fe… Khử H 2 O ở nhiệt độ cao: 3 Fe + 4 H 2 O -> Fe 3 O 4 + 4 H 2 ↑ Những kim loại có tính khử yếu như Pb, Cu, Ag, Hg… không khử được H 2 O dù ở nhiệt độ cao: B. HP KIM: I. ĐỊNH NGHĨA: Hợp kim là vật liệu kim loại có chứa một số kim loại cơ bản và một số kim loại hoặc phi kim. - Thép là hợp kim sắt và cacbon - Đuyra là hợp kim nhôm và đồng, mangan, magiê, silic. II. TÍNH CHẤT CỦA HP KIM: Tính chất hợp kim phụ thuộc vào thành phần các đơn chtá tham gia cấu tạo mạng tinh thể của hợp kim: - Hợp kim không bò ăn mòn: Fe-Cr-Mn ( thép inoc) - Hợp kim siêu cứng: W-Co, Co-Cr-W-Fe III. ỨNG DỤNG CỦA HP KIM: (sgk) Trang 3 Pin Cu 2+ /Cu Zn 2+ /Zn H + /H 2 M n+ /M Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Bài 20 DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI I- KHÁI NIỆM VỀ CẶP OXI HĨA KHỬ CỦA KIM LOẠI Nguyên tử kim loại dể dàng nhường e trở thành ion kim loại, ngược lại ion kim loại có thể nhận electron trở thành nguyên tử kim loại: Fe 2+ + 2e  Fe Cu 2+ + 2e  Cu Ag + + 1e  Ag Tổng qt : M n+ + ne  M dạng oxi hóa dạng khử Kí hiệu: M n+ /M Dạng oxi hóa và dạng khử của cùng một ngun tố kim lọai tạo nên cặp oxi hóa khử của kim loại. Các cặp oxi hóa khử trên được viết như sau : Fe 2+ /Fe ; Cu 2+ /Cu ; Ag + /Ag II- PIN ĐIỆN HĨA 1. Khái niệm về pin điện hóa, suất điện động của pin a) Khái niệm về pin điện hóa Nhúng lá Zn vào cốc chứa 50 ml dung dịch ZnSO 4 1M Nhúng lá Cu vào cốc chứa 50 ml dung dịch CuSO 4 1M Nối 2 dung dịch bằng một ống hình chữ U đựng dung dịch NH 4 NO 3 (hoặc KNO 3 ). Ống này được goị là cầu muối. Thiết bị như trên được gọi là pin điện hóa, vì nối 2 lá kim loại bằng dây dẫn thì có dòng điện chạy qua b) Cơ chế phát sinh dòng điện trong pin điện hóa + Zn (cực -) , Cu(cực +) + Ở cực âm Zn cho e tạo Zn 2+ tan trong dung dịch: Zn  Zn 2+ + 2e (qúa trình oxi hóa) + Ở cực dương Cu 2+ nhận e tạo Cu bám trên lá Cu: Cu 2+ + 2e  Cu (qúa trình khử) Các electron chuyển từ lá Zn qua dây dẫn đến lá Cu tạo thành dòng điện + Trong cầu muối : NH 4 + chuyển sang cốc CuSO 4 , ion NO 3 - chuyển sang cốc ZnSO 4 )Phương trình ion thu gọn xảy ra trong pin Zn + Cu 2+  Zn 2+ +Cu d) Suất điện động chuẩn của pin điện hóa E 0 = E 0 – E 0 III- THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI 1. Điện cực chuẩn kim loại: Kim lọai M nhúng vào dung dịch M n+ với [M n+ ] = 1M gọi là điện cực chuẩn kim loại. Để đo thế điện cực chuẩn kim loại người ta lắp pin điện hóa gồm một điện cực chuẩn kim loại đó với điện cực chuẩn hidro, suất điện động của pin là thế điện cực chuẩn của kim lọai đó 2. Điện cực chuẩn hidro: (xem SGK) Qui ước thế điện cực chuẩn hidro bằng khơng vơn E 0 = 0,00 V IV- DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI: (XEM SGK) V- Ý NGHĨA CỦA DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI 1.So sánh tính oxi hóa – khử:Trong dung mơi nước , thế điện cực chuẩn của kim loại E 0 càng lớn thì tính oxi hóa của M n+ càng mạnh và tính khử của M càng yếu 2.Xác định chiều của phản ứng oxi hóa–khử Trang 4 Pin Cu 2+ /Cu Zn 2+ /Zn Pin(Ni-Cu) Cu 2+ /Cu Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Phản ứng xảy ra theo chiều : Chất oxi hóa mạnh + chất khử mạnh  chất oxi hóa yếu + chất khử yếu, Vd: Cu + 2Ag +  Cu 2+ + 2Ag Quy tắc α 3. Xác định suất điện động chuẩn của pin điện hóa Vd: Suất điện động chuẩn của pin điện hóa Zn – Cu E 0 = E 0 – E 0 = 0,34 – (-0,76) = 1,10V 4. Xác định thế điện cực chuẩn của cặp oxi hóa khử Vd: E 0 = 0,60V , E 0 = +0,34V ````` E 0 = E 0 – E 0 = + 0,34V – 0,60V = -0,26V Bài 21: LUYỆN TẬP TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI I. NH Ữ NG KI Ế N T H Ứ C C Ầ N NH Ớ : 1. Tính ch ấ t chung c ủ a kim lo ạ i : 2. C ặ p oxi hóa-kh ử c ủ a kim lo ạ i : -M → M n+ + ne -M n+ /M 3. Dãy th ế đ i ệ n c ự c chu ẩ n c ủ a kim lo ạ i *E 0 M n+ / M < 0,00V →M n+ /M đứng trước 2H + /H 2 *E 0 M n+ / M > 0,00V → M n+ /M đứng sau 2H + /H 2 4. Pin đ i ệ n hóa : E 0 pin = E 0 c ự c (+) – E 0 c ự c (-) = E 0 catot – E 0 anot -Cực (+): xảy ra sự khử -Cực (-): xảy ra sự oxi hố -E 0 pin luôn luôn > 0 -Sơ đồ pin : Cực (+): bên phải Cực (-): bên trái Bài 22: SỰ ĐIỆN PHÂN I. Khái niệm 1. Thí dụ Sơ đồ điện phân nóng chảy NaCl Catot(-)<------NaCl ------>Anot(+) Trang 5 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Na + , Cl - 2Na + +2e2Na 2Cl -  Cl 2 +2e Phương trình điện phân: 2NaCl –đpnc-> 2Na + Cl 2 2. Khái niệm sự điện phân. (sgk) II. Sự điện phân các chất điện li 1. Điện phân chất điện li nóng chảy (sgk) 2. Điện phân dung dịch chất điện li trong nước. a.) Điện phân dung dịch CuSO 4 với các điện cực trơ ( graphit). (sgk) b.) Điện phân dung dịch CuSO 4 với anot đồng (anot tan) III. Ứng dụng của sự điện phân(sgk) Chú ý khi viết q trình điện phân dung dịch: Trang 6 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Catot: cation có tính oxh mạnh và trung bình bị khử trước sau đó tới nước. Anot: ưu tiên anion có tính khử mạnh . Bài 23: SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI I.KHÁI NIỆM: Ăn mòn kim loại là sự phá hủy kim loại do tác dụng của các chất trong mơi trường Kim loại bị oxi hóa thành các ion dương kim loại M → M n+ + ne II. HAI DẠNG ĂN MỊN KIM LOẠI 1. Ăn mòn hóa học : Vd : 3Fe + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 4H 2 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 - Ăn mòn hóa học là q trình oxi hóa khử trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong mơi trường. 2.Ăn mòn điện hóa học : a. Khái niệm về ăn mòn điện hóa : - Thí nghiệm: - Hiện tượng : - Giải thích: - Khái niệm: Ăn mòn điện hóa học là q trình oxi hóa - khử trong đó kim loại bị ăn mòn do tác dụng của dung dịch chất điện li và tạo nên dòng electron chuyển dời từ cực âm đến cực dương. b. Điều kiện xảy ra ăn mòn điện hóa -Các điện cực phải khác chất nhau. -các điện cực phải tiếp xúc trực tiếp hoặc gián tiếp với nhau. -Các điện cực cùng tiếp xúc với dung dịch chất điện li. c.Ăn mòn điện hóa học hợp kim của sắt trong khơng khí ẩm:Gang thép là hợp kim Fe- C Cực âm: Fe → Fe 2+ + 2e Cực dương: O 2 + 2H 2 O + 4e → 4OH - Ion Fe 2+ tan vào dung dịch chất điện li có hòa tan oxi và tiếp tục bị oxi hóa dưới tác dụng của OH - tạo thành gỉ Fe 2 O 3 III. CHỐNG ĂN MỊN KIM LOẠI. 1. phương pháp bảo vệ bề mặt: - Phủ lên bề mặt kim loại một lớp sơn,dầu mỡ,chất dẻo,tráng men,mạ lớp kim loại khác…. 2. phương pháp điện hóa: phương pháp bảo vệ điện hóa là dùng một kim loại làm vật hi sinh để bảo vệ vật liệu kim loại . Bài 24: ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI I.Ngun tắc điều chế kim loại : Khử ion kim loại thành kim loại tự do. M n+ + ne → M II.Phương pháp điều chế kim loại : 1.Phương pháp thủy luyện: -Dùng kim loại có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại cần điều chế . Trang 7 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 -VD: từ quặng sun fuaAg 2 S Ag 2 S + 4NaCN → Na[Ag(CN) 2 ] + Na 2 S 2Na[Ag(CN) 2 ] + Zn → Na 2 [Zn(CN) 4 ] + 2Ag -phương pháp này dùng điều chế các kim loại có tính khử yếu…. 2.Phương pháp nhiệt luyện: - Dùng chất khử như CO,H 2 ,C,Al để khử ion kim loại ra khỏi oxit ở nhiệt độ cao. - Vd: từ FeS 2 ; ZnS.Viết các phương trình phản ứng điều chế Fe,Zn. 4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8O 2 Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2 -phương pháp nhiệt luyện dùng điều chế các kim loại đứng sau Al 3.Phương pháp điện phân -Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại . -Phương pháp điện phân điều chế hầu hết các kim loại . * Điện phân nóng chảy:dùng điều chế các kim loại từ Al trở về trước - Điện phân nóng chảy 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2 - Điện phân nóng chảy muối halogenua,hidroxit của kim loại nhóm I A ,II A 2MCl n → 2M + nCl 2 4M(OH) n → 4M+nO 2 +2nH 2 O * Điện phân dung dịch :dùng điều chế các kim loại đứng sau Al bằng cách điện phân dung dịch muối của chúng Vd : điều chế Zn từ dung dịch ZnSO 4 ZnSO 4 → Zn 2+ + SO 4 2- Catot: Zn 2+ ;H 2 O Zn 2+ + 2e → Zn Anot :SO 4 2- ; H 2 O H 2 O → 4H + + O 2 + 4e Phương trình điện phân 2ZnSO 4 + 2H 2 O → 2Zn + 2H 2 SO 4 + O 2 III. Định luật Faraday Cơng thức: m = (AIt)/(nF) m: khối lượng chất thu được: n:số e cho ,nhận A:khối lượng mol T:thời gian F = 96500 I:cường độ dòng điện. Vd: SGK BÀI 25: LUYỆN TẬP VỀ SỰ ĐIỆN PHÂN 1 – SỰ ĐIỆN PHÂN a – khái niệm: Sự điện phân là q trình oxi hóa – khử xảy ra ở bề mặt các điện cực khi có dòng điện một chiều chạy qua chất điện li nóng chảy hoặc dung dịch chất điện li. b – Phản ứng xảy ra ở các điện cực trong thiết bị điện phân: - Ở catot (cực - ) xảy ra sự khử, chất có tính oxi hóa mạnh hơn dễ bị khử. - Ở anot (cực + ) xảy ra sự oxi hóa, chất có tính khử mạnh hơn dễ bị oxi hóa. - Nếu anot (cực + ) khơng trơ thì anot tan ( mòn). 2 – SỰ ĂN MỊN KIM LOẠI a-Sự ăn mòn hóa học và sự ăn mòn điện hóa Trang 8 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 - Giống nhau: Bản chất sự ăn mòn hóa học và sự ăn mòn điện hóa là phản ứng oxi hóa – khử. - Khác nhau: Trong ăn mòn hóa học khơng hình thành dòng điện. trong ăn mòn điện hóa có hình thành dòng electron ( các e được di chuyển thành dòng, từ cực âm đến cực dương ⇒ tạo pin điện hóa ). b- Chống ăn mòn kim loại - Biện pháp bảo vệ bề mặt: sơn, tráng, mạ, bơi dầu mỡ, phủ chất dẻo, … lên bề mặt kim loại. - Biện pháp bảo vệ điện hóa: dùng kim loại có tính khử mạnh hơn để bảo vệ ( dùng anot tan ). 3 – PHƯƠNG PHÁP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI - Phương pháp thủy luyện: để điều chế các kim loại có tính khử yếu như Cu, Hg, Ag, Au, . - Phương pháp nhiệt luyện: để điều chế các kim loại có tính khử trung bình và yếu như Zn, Fe, Sn, Pb, Cu, … - Phương pháp điện phân: + Điện phân chất điện li nóng chảy ( muối, bazơ, oxit) để điều chế các kim loại có tính khử mạnh như K, Na, Ca, Al. + Điện phân dung dịch chất điện li ( dung dịch muối) để điều chế kim loại có tính khử yếu và trung bình như Zn, Fe, Sn, Pb, Cu, Hg, Ag, … Bài 28: KIM LOẠI KIỀM I) VỊ TRÍ VÀ CẤU TẠO: 1) Vò trí của kim loại kiềm trong bảng tuần hoàn - Nằm ở đầu mỗ chu kì( trừ chu kì 1) - gồm :Li,Na,K,Rb,Cs và Fr 2 ) Cấu tạo và tính của kim loại kiềm: Bảng 6.1 một số đại lượng đặc trưng của kim loại kiềm - Cấu hình electron: nguyên tố s, lớp ngoài cùng có 1 e , ở phân lớp ns 1 . So với những eltron khác trong nguyên tử thì ns 1 ở xa hạt nhân nguyên tử nhất , do đó dễ tách khỏi nguyên tử - Các cation M + của kim loại kiềm có cấu hình electron của khí hiếm đứng trước VD Na ---->Na + +e [Ne]3s 1 [Ne] - Năng lượng ion hóa : các kim loại kiềm có năng lượng ion hóa I 1 nhỏ nhất với kim loại cùng chu kì. Do vậy kim loại kiềm có tính khử mạnh nhất M ----> M + + e Năng lượng ion hóa I 2 của các kim loại kiềm lớn h7n năng lượng ion hóa I 1 nhiều lần ( từ 6 đến 14 lần). Vì vậy trong các phản ứng kim loại kiềm và nhường 1 e - Số oxi hó a: +1 -Thế điện cực chuẩn âm II) TÍNH CHẤT VẬT LÝù: 1) Nhiệt độ nóng chảy: Trang 9 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp hơn kim loại khác , do liên kết kim loại trong tinh thể mạng kim loại kiềm kém bền vững. 2) Khối lượng riêng : Khối rượng riêng nhỏ do cấu tạo mạng tinh thể kém đặc khít 3) Tính cứng: Các kim loại kiềm mềm do liên kết kim loại trong mạng tinh thể yếu. III) Tính chất hóa học: Các nguyên tử kim loại kiềm đều có năng lượng ion hóa I 1 thấp thế điện cực chuẩn E 0 có giá trò âm . Vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh M ----> M + +e 1) Tác dụng với phi kim: a) Tác dụng với oxi: 2Na + O 2 ---> Na 2 O 2 4Na + O 2 ----> 2Na 2 O b) Tác dụng clo: 2K + Cl 2 -----> 2KCl 2) Tác dụng axit: 2Li + 2HCl ---> 2LiCl + H 2 2M + 2H + ---> 2M + + H 2 3) Tác dụng với nước:2K + 2H 2 O ---> 2KOH + H 2 Dạng tổng quát:2M + 2H 2 O ---> 2MOH dư+ H 2 IV. Ứng dụng và điều chế: 1) Ứng dụng: -Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. -Các kim loại Kali và Natri dùng làm chất trao đổi nhiệt trong lò phản ứng hạt nhân -Hợp kim Li-Al siêu nhẹ dùng trong hàng không. -Xs được dùng làm tế bào quang điện. -Kim loại kiềm được dùng nhiều trong tổng hợp hữu cơ 2) Điều chế: -Điều chế bằng cách khử ion của chúng: M + + e ----> M -Điện phân nóng chảy NaCl : 2NaCl ------> Na + Cl 2 + ở catot(cực âm) xảy ra sự khử Na + thành Na: Na + +e ----> Na + ở anot ( cực dương) xảy ra sự oxi hóa ion Cl - thành Cl 2 : 2Cl - ------> Cl 2 + 2e Bài 29: MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM I. Natri hi đ r ô xit ( NaOH) ( xút ăn gia) 1. Tính chất + Rắn, trắng, dễ tan trong nước + T í nh ch ấ t c ủ a dung d ò ch ki ề m : -là bazơ mạnh tan trong nước và phân li hoàn toàn thành Na + và OH - . -Làm quỳ tím chuyển sang màu xanh. - Tác dụng với axit: OHNaClHClNaOH 2 +→+ Trang 10 [...]... Na2CrO4, là những hợp chất có màu vàng của ion CrO 42- - Muối đicrơmat: K2Cr2O7 là muối có màu da cam của ion Cr2O 72- - Giữa ion CrO 42- và ion Cr2O 72- có sự chuyển hố lẫn nhau theo cân bằng Cr2O 72- + H2O  2 CrO 42- + 2H+ (da cam) (vàng) Cr2O 72- + 2 OH-  2 CrO 42- + 2 H+  * Tính chất của muối crơmat và đicromat là tính oxi hố mạnh đặc biệt trong mơi trường axit Vd: K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4  K2Cr2O7 + KI. .. cam) 2 CrO 42+ 2 H+ → Cr2O 72- + H2O (vàng) (da cam ) Thêm dd ki m vào muối đicromat ( màu da cam), muối này chuyển thành muối cromat ( màu vàng) Cr2O 72- + 2 OH- → 2 CrO 42+ 2 H2O (Da cam ) (vàng) Các muối cromat và đicromat có tính oxi hóa mạnh, đặc biệt trong môi trường axit, muối Cr (VI) bò khử thành muối Cr (III) K2Cr2O7 + 3 SO2 + H2SO4 -> Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 6 KI + 7 H2SO4 -> Cr2(SO4)3... kim: - Khi đốt nóng, KLK thổ pư với oxi(cháy) VD: 2Mg + O2  2MgO TQ: 2M + O2  2MO - Tác dụng với Hal: VD: Ca + Cl2  CaCl2 2. Tác dụng với axit: KLK thổ khử được ion H+ trong dung dịch axit thành H2 và EoM2+/M < EoH+/H2 VD: Ca + 2HCl CaCl2 + H2 TQ: M + 2H+  M2+ + H2 3.Tác dụng với nước: Be khơng pư Mg: pứ chậm ở nhiệt độ thường Ca,Sr,Ba pư ở nhiệt độ thường VD: Ca + 2 H2Oto Ca(OH )2 +H2 Mg + 2H2O... chuyển thành Fe(OH)3 4 Fe(OH )2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3 đỏ nâu c) Muối của Fe Muối Fe2+ có tính khử, tính Oxy hóa: 2 FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3 10 FeSO4 + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 = 5 Fe2(SO)3 + K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O Muối Fe3+ có tính xy hóa: 2 FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2 FeCl2 2 FeCl3 + Fe = 3 FeCl3 Bài 42: HỢP KIM CỦA SẮT I GANG: 1 Gang là gì: là hợp kim sắt – cacbon trong đó có từ 2 – 5 % cacbon, ngoài ra còn... Fe2O3 + 6 HCl -> 2 FeCl3 + 3 H2O 3 ứng dụng của hợp chất sắt (III): phèn sắt amoni: NH4Fe(SO4 )2 12H2O phần đọc thêm HP CHẤT CỦA SẮT: a) xit FeO, Fe2O3, Fe3O4 - Cả 3 điều là chất rắn, không tan trong nước FeO + 2 HCl = FeCl2 + H2O Fe2O3 + 6 HCl = 2 FeCl3 + H2O Fe3O4 + 8 HCl = 2 FeCl3 + FeCl2 + 4 H2O - Cả 3 xit có thể bò H2, CO khử về kim loại Fe FeO + H2 = Fe + H2O Fe2O3 + 3 CO = 2 Fe + 3 CO2 ↑ - Với HNO3:... 3 Fe(NO3)3 + NO ↑ + 5 H2O Fe2O3 + 6 HNO3 = 2 Fe(NO3)3 + 3 H2O Trang 22 Trường THPT Mỹ Quý Bộ môn HOÁ HỌC Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Năm học : 20 08 - 20 09 Fe3O4 + 10 HNO3 = 3 Fe(NO3)3 + NO2 ↑ + 5 H2O b) Fe(OH )2 , Fe(OH)3 là chất rắn, không tan trong nước Fe(OH )2 = FeO + H2O 2 Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3 H2O Fe(OH )2 + 2 HCl = FeCl2 + 2 H2O Fe(OH)3 + 3 HCl = FeCl3 + 3 H2O Riêng Fe(OH )2 để ngoài không khí thì... V; I1, I2, I3 thấp  Al là kim loại có tính khử mạnh ( yếu hơn KLK, KLK thổ) 1 Tác dụng với phi kim: tác dụng trực tiếp và mãnh liệt với nhiều phi kim Vd: 4 Al + 3O2  2 Al2O3 2 Al + 3Cl2  2 AlCl3  Al khử nhiều phi kim thành ion âm 2 Tác dụng với axit: a) Với các dung dịch axit HCl, H2SO4lỗng: Vd: 2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2 2Al + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 3 H2 Pt ion: 2Al + 6H+  2 Al3+ + 3H2  Al khử... vàng đ/c: CrCl2 + 2 NaOH  Cr(OH )2 + 2NaCl - Cr(OH )2 là một bazơ: Cr(OH )2 + 2 HCl  - Cr(OH )2 có tính khử 4 Cr(OH )2 + O2 + 2H2O  4 Cr(OH)3 3 Muối crơm (II): có tính khử mạnh 4 CrCl2 + 4HCl + O2  4CrCl3 + 2 H2O II hợp chất crơm (III): 1 Crơm (III) oxit: Cr2O3 ( màu lục thẩm) Cr2O3 là oxit lưỡng tính, tan trong axit và ki m đặc Vd: Cr2O3 + HCl  Cr2O3 + NaOH + H2O  2 Crơm (III) hidroxit: Cr(OH)3 là... CO2 Thuốc thử tốt nhất dùng để hấp thụ khí SO2 đồng thời nhận biết nó và phân biệt nó với khí CO2 là dd Brôm dư ( làm mất màu) hoặc dd iốt có màu nâu ( làm mất màu) SO2 + Br2 + 2 H2O -> H2SO4 + 2 HBr SO2 + I2 + 2 H2O -> H2SO4 + 2 HI 3 Nhận biết khí Cl2 Khí Cl2 có màu vàng lục nặng hơn không khí, mùi hắc, độc ít tan trong nước Dùng giấy tẩm KI và hồ tinh bột thấm ướt để nhận biết khí clo Cl2 + 2 KI. .. dịch axit HCl, H2SO4 lỗng: VD: Fe + 2 HCl  FeCl2 + H2 Fe + H2SO4  FeSO4 + H2 Pt ion: Fe + 2H+  Fe2+ + H2  Sắt khử ion H+ trong dung dịch axit thành H2 tự do b) Với các axit HNO3, H2SO4 đặc: - Với HNO3 đặc, nguội;H2SO4 đặc, nguội: Fe khơng phản ứng - Với H2SO4 đặc, nóng; HNO3 đặc, nóng: vd: 2Fe + 6H2SO4  Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O sắt (III) sunfat Fe + 6HNO3  Fe(NO3)3 + 3 NO2 + 3H2O - Với HNO3 lỗng: . tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng ( 1, 2, 3 e) VD Na: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1 ( 2 / 8 / 1) Mg: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 ( 2 / 8 / 2) Al: 1S 2 2S 2 2P. clo: 2K + Cl 2 -----> 2KCl 2) Tác dụng axit: 2Li + 2HCl ---> 2LiCl + H 2 2M + 2H + ---> 2M + + H 2 3) Tác dụng với nước:2K + 2H 2 O ---> 2KOH