Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Bài 17: VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG BẢNG TUẦN HOÀN VÀ CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI I.Vò 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. II. Cấu tạo của kim loại: 1. Cấu tạo nguyên tử: 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 2. Cấu tạo tinh thể: Ở nhiệt độ thường, trừ thuỷ ngân ở thể lỏng, còn các kim loại ở thể rắn và có cấu tạo tinh thể. Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nút mạng của mạng tinh thể. Các electron hoa trò liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể. a. Mạng tinh thể lục phương: ion kim loại nằm trên các đỉnh và tâm các mặt của hình lục giác đứng và ba nguyên tử, ion nằm phía trong của hình lục giác. Thuộc các kim loại: Be, Mg, Zn b. Mạng tinh thể lập phương tâm diện: ion kim loại nằm trên các đỉnh và các mặt của hình lập phương . Thuộc các kim loại:Cu, Ag, Au, Al… c. Mạng tinh thể lập phương tâm diện: ion kim loại nằm trên các đỉnh và tâm của hình lập phương . Thuộc các kim loại:Li, Na, K, V, Mo… 3. Liên kết kim loại: là liên kết đợc hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do. Bài 18: TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI I. TÍNH CHẤT VẬT LÍ: 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. Trang 1 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 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 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 II. 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 Fe + S -> FeS Hg + S -> HgS pứ không cần t o 2- Tác dụng với axit: Axit thông thường: HCl, H 2 SO 4 KL HCl muối + H 2 H 2 SO 4 Trang 2 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 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: 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 ↑ Trang 3 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Những kim loại có tính khử yếu như Pb, Cu, Ag, Hg… không khử được H 2 O dù ở nhiệt độ cao: III. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI: 1. Cặp oxi hoá - 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 2. So sánh tính chất của các cặp oxi hóa – khử TD So sánh 2 cặp Cu 2+ /Cu và Ag + /Ag. Ta thấy Cu tác dụng với dd muối Ag + theo pt ion rút gọn sau: Cu + 2 Ag + -> Cu 2+ + 2 Ag Ion Cu 2+ không ôxi hoá được Ag, trong khi đó Cu khử được ion Ag + . Như vậy: Ion Cu 2+ có tính ôxi hoá yếu hơn ion Ag + Kim loại Cu có tính khử mạnh hơn Ag TD2 so sánh cặp Fe 2+ /Fe và Cu 2+ /Cu: Tương tự cũng nhận xét sau: Ion Fe 2+ có tính ôxi hoáyếu hơn ion Cu 2+ Kim loại Fe có tính khử mạnh hơn Cu Nhận xét 3 cặp: 3. Dãy điện hoá của kim loại Đi từ đầu đến cuối “ DÃY ĐIỆN THẾ HOÁ HỌC” của các kim loại thì tính khử giảm dần. Tính khử giảm dần. K Na Ca Ba Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu Hg Ag Pt Au K + Na + Ca 2+ Ba 2+ Mg 2+ Al 3+ Mn 2+ Zn 2+ Cr 3+ Fe 2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ H 2 Cu 2+ Hg 2 2+ Ag + Pt 2+ Au 3+ Tính oxi hoá của ion kim loại tăng dần Nếu Kim loại có tính khử mạnh thì ion của nó có tính oxy sẽ yếu: 4. Ý nghóa của dãy điện hóa: cho phép dự đoán chiều của pứ giữa 2 cặp oxi hoá – khử Chất khử mạnh + Chất xy hóa mạnh = Chất xy hóa yếu + Chất Khử Yếu Có thể dùng quy tắc anpha Trang 4 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Bài 19: HP KIM I. KHÁI NIỆM: 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) Bài 20: 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. CÁC DẠNG ĂN MÒN KIM LOẠI: Có 2 loại chính: 1. n mòn hoá học: là qúa trình ôxy hóa khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường. Không tạo ra dòng điện Thí dụ: Máy móc dùng trong các nhà máy hoá chất, những thiết bò của lò đốt, nồi hơi, các chi tiết của động cơ đốt trong bò ăn mòn do tác dụng trực tiếp với các hóa chất hoặc với hơi nước ở nhiệt độ cao… 2. n mòn điện hóa: a. 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. Thí dụ: Nhúng thanh kẽm và thanh đồng vào cốc đựng dd H 2 SO 4 . Nối thanh sắt với thanh đồng bằng dây dẩn cho đi qua một vôn kế. Kim vôn kế lệch. Giải thích: ở cực âm ( anot), kẽm bò ăn mòn: Zn -> Zn 2+ + 2e. ion Zn 2+ đi vào dung dòch, còn electron theo dây dẫn sang điện cực đồng. cực dương ( catot): ion H + của dd H 2 SO 4 , nhận electron biến thành nguyên tử H rồi phân tử H 2 thoát ra: 2H + + 2 e -> H 2 ↑ b.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 Trang 5 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 Cơ chế: Những kim loại có lẩn tạp chất ( kim loại khác hoặc phi kim ), khi tiếp xúc với môi trường điện ly ( như hơi nước có lẩn khí CO 2 , NO 2 , SO 2 … hoặc nước biển …) sẽ xảy ra quá trình ăn mòn điện hóa. Xét cơ chế ăn mòn Fe có lẩn đồng trong không khí ẩm tạo môi trường điện ly tạo thành 1 pin, trong đó Fe là kim loại hoạt động hơn là cực âm, Cu là cực dương. c. Điều kiện của ăn mòn điện hoá: - Các điện cực phải khác nhau - Các điện cực phải tiếp xúc với nhau ( trực tiếp hoặc gián tiếp) - Các điện cực cùng tiếp xúc với một dung dòch điện li III. CÁCH CHỐNG ĂN MÒN 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 21: 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 1.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 2. Phương pháp thuỷ luyện: Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại trong dung dòch muối ( trừ : K, Na, Ca, Ba ) dùng điều chế kim loại có tính khử yếu như: Cu, Ag Zn khử Cu 2+ thành Cu tự do: Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu↓ Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu Cu + 2 AgNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2 Ag↓ 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 . a. 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 b. Điện phân dung dịch :dùng điều chế các kim loại đứng sau Al bằng cách điện phân dung dịch muối của chúng Trang 6 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 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 2 ZnSO 4 + 2H 2 O → 2Zn + 2H 2 SO 4 + O 2 c. Tính lượng chất thu được ở các điện cực: dựa vào đònh 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. Bài 22: LUYỆN TẬP TÍNH CHẤT CUAT KIM LOẠI 1. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI: a. Cấu tạo nguyên tử: Nguyên tử của hầu hết các nguyên tố kim loại đều có ít electron ở lớp ngoài cùng ( 1, 2, 3 e) b. Cấu tạo tinh thể: Trong tinh thể kim loại, nguyên tử và ion kim loại nằm ở những nút mạng của mạng tinh thể. Các electron hoa trò liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể. c. Liên kết kim loại: là liên kết đợc hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do. 2. TÍNH CHẤT CỦA KIM LOẠI: a. Tính chất vật lí: các kim loại dều dẫn điện, dẫn nhiệt, dẻo, có ánh kim là do các electron tự do trong kim loại gây ra. b. Tính chất hóa học chung: Các kim loại đều có tính khử: M → M n+ + ne c. Dãy điện hoá cua kim loại: Pứ giữa 2 cặp oxi hóa khử xảy ra theo chiều chất ô xi hóa mạnh hơn sẽ oxi hóa chất khử mạnh hơn sinh ra chất oxi hóa yếu hơn và chất khử yếu hơn ( quy tắc α ) Bài 23: LUYỆN TẬP ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI VÀ SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI 1.Điều chế kim loại: a. Nguyên tắc: khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại. b. Các phương pháp: nhiệt luyện, thuỷ luyện, điện phân. 2. Sự ăn mòn kim loại: a. Khái niệm: Sự ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại hoặc hợp kim do tác dụng của các chất trong môi trường xung quanh. b. Phân loại: Trang 7 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 - n mòn hoá học: là qúa trình ôxy hóa khử, trong đó các electron của kim loại được chuyển trực tiếp đến các chất trong môi trường - 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. c. Chống ăn mòn kim loại: có 2 cách: - Phương pháp bảo vệ bề mặt. - Phương pháp điện hóa. Bài 25: KIM LOẠI KIỀM VÀ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM A. KIM LOẠI KIỀM: I) VỊ TRÍ, CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT VẬT LÝ: Kim loại kiềm thuộc nhóm IA của BTH, gồm có: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Cấu tạo đều có 1 e ở lớp ngoài cùng : ns 1 Có màu trắng bạc và có ánh kim, dẫn điện tốt, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, khối lượng riêng nhỏ, độ cứng thấp. II) TÍNH CHẤT HÓA HỌC: M – 1e => M + trong các hợp chất có số oxi hoá +1 a) Phản ứng với xy Ở nhiệt độ thường: Li, Na, K + O 2 => lớp ôxit trên mặt Khi đung nóng: Li, Na, K bốc cháy mãnh liệt: 2 Na + O 2 -> 2 Na 2 O b) Với phi kim khác: phản ứng mãnh liệt với halogen ở nhiệt độ thường: 2 Na + S -> Na 2 S 2 Na + Cl 2 -> 2 NaCl c) Phản ứng với nước: phản ứng mạnh ở nhiệt độ thường: 2 Na + 2 H 2 O -> 2 NaOH + H 2 ↑ d) Phản ứng với axit HCl và H 2 SO 4 loãng: phản ứng mãnh liệt: 2 Na + 2 HCl -> 2 NaCl + H 2 ↑ Na + H 2 SO 4 -> Na 2 SO 4 + H 2 ↑ e) Tác dụng với dung dòch muối: phản ứng qua 2 giai đoạn: 2 Na + 2 H 2 O -> 2 NaOH + H 2 ↑ 2 NaOH + CuSO 4 -> Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓ kết tủa xanh III. ỨNG DỤNG , TRANG THÁI TỰ NHIÊN VÀ ĐIỀU CHẾ. 1. Ứng dụng, trạng thái tự nhiên: SGK 2. Điều chế kim loại kiềm: điện phân nóng chảy muối halogenua, ôxit, hiđrôxit đpnc 2 NaCl = Na + Cl 2 đpnc 4 NaOH = 4 Na + O 2 + 2 H 2 O B. MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM: I. Natri hiđrôxit NaOH: a) Là chất rắn không màu, tan nhiều trong H 2 O, điện ly hoàn toàn: NaOH -> Na + + OH - Trang 8 Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 b) Tác dụng với Axit, xit Axit, dung dòch muối: 2 NaOH + H 2 SO 4 -> Na 2 SO 4 + H 2 O NaOH + CO 2 -> NaHCO 3 2 NaOH + CO 2 -> Na 2 CO 3 + H 2 O 2 NaOH + CuSO 4 -> Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓ c) Điều chế: Điện phân dung dòch NaCl có vách ngăn: đpdd có màng ngăn 2 NaCl + 2 H 2 O -> 2 NaOH + Cl 2 + H 2 ↑ II . MUỐI CỦA KIM LOẠI NATRI: 1.Natri clorua NaCl : NaCl là chất rắn, không màu, dễ tan trong nước 2.Natri hiđrôcacbonat NaHCO 3 : chất rắn, màu trắng, ít tan trong nước - Bò phân huỷ ở nhiệt độ cao: 2 NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ↑ NaHCO 3 có tính lưỡng tính - Tác dụng với axit mạnh : NaHCO 3 + HCl = NaCl + CO 2 ↑+ H 2 O - Tác dụng với kiềm: NaHCO 3 + NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O 3. Muối Natri cácbonat Na 2 CO 3 : - Tác dụng với axit mạnh: Na 2 CO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + CO 2 ↑ + H 2 O - Sự thuỷ phân : Na 2 CO 3 + H 2 O ⇔ NaHCO 3 + NaOH 4. Muối của Na, K với gốc NO 3 - ( NaNO 3 , KNO 3 ) KNO 3 => KNO 2 + ½ O 2 Dùng làm thuốc nổ: 2 KNO 3 + 3 C + S => N 2 ↑ + 3 CO 2 ↑ + K 2 S Bài 26: KIM LOẠI KIỀM THỔ VÀ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM THỔ A. KIM LOẠI KIỀM THỔ: I. VỊ TRÍ, CẤU TẠO, TÍNH CHẤT VẬT LÝ: - Ở phân nhóm chính nhóm IIA gồm các nguyên tố: ( Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra ) - Cấu tạo đều có 2 e ở lớp ngoài cùng : ns 2 - Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp, khối lượng riêng nhỏ. II TÍNH CHẤT HÓA HỌC: tính khử mạnh, tắng dần từ beri đến bari. M → M 2+ + 2e a) Phản ứng với các phi kim: 2 Ca + O 2 -> 2 CaO, 2 Mg + O 2 -> 2 MgO b) Phản ứng với nước: Be không phản ứng, Mg tác dụng rất chậm. Ca, Sr, Ba phản ứng mạnh với H 2 O ở nhiệt độ thường: Ba + 2 H 2 O -> Ba(OH) 2 + H 2 ↑ c) Phản ứng với Axit: Mg + H 2 SO 4 -> MgSO 4 + H 2 ↑ 4 Ca + 10 HNO 3 -> 4 Ca(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O Trang 9 t o t o Trường THPT Mỹ Quý Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Bộ môn HOÁ HỌC Năm học : 2008 - 2009 4 Mg + 10 HNO 3 -> 4 Mg(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O 4 Mg + 5 H 2 SO 4 -> 4 MgSO 4 + H 2 S + 4 H 2 O d) Phản ứng với dung dòch kiềm: chỉ có Be phản ứng: Be + 2 NaOH + 2 H 2 O = Na 2 [Be(OH) 4 ] + H 2 ↑ e) Phản ứng với dung dòch muối: Mg + CuSO 4 = MgSO 4 + Cu ↓ III ĐIỀU CHẾ: Điện phân muối halogenua nóng chảy: đpnc MX 2 = M + X 2 ↑ X là halogen B. MỘT SỐ HP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI: 1. xit (CaO ) : CaO chất rắn, trắng, nóng chảy ở 2585 o C CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 CaO + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O CaO + CO 2 = CaCO 3 => Điều chế: CaCO 3 = CaO + CO 2 2. Hiđrôxit Ca(OH) 2 Ca(OH) 2 là chất rắn, ít tan trong nước, Dung dòch Ca(OH) 2 là một bazơ mạnh: Ca(OH) 2 + 2 HCl = CaCl 2 + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2 NaOH Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O Ca(OH) 2 + 2 CO 2 = Ca(HCO 3 ) 2 Chú ý: 2 CaOCl 2 = 2 CaCl 2 + O 2 ↑ CaOCl 2 + 2 HCl = CaCl 2 + Cl 2 + H 2 O CaOCl 2 : Clorua vôi là chất oxy hóa mạnh, dùng để sát trùng và tẩy trắng 3. Muối: Muối canxi Nitrat : Ca(NO 3 ) 2 => Ca(NO 2 ) 2 + O 2 ↑ ( tan nhiều trong nước ) muối clorua: tan nhiều trong nước. Muối Sunfat : từ BeSO 4 -> BaSO 4 độ tan giảm dần. SrSO 4 , BaSO 4 không tan. Canxi sunfat: CaSO 4 .2H 2 O là thạch cao sống 2 CaSO 4 .H 2 O là thạch cao nung nhỏ lửa, điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở 180 o C CaSO 4 là thạch cao khan, điều chế bằng cách nung thạch cao sống ở 350 o C Muối cacbonat trung hoà CaCO 3 : ít tan trong nước, khi nung nóng: CaCO 3 = CaO + CO 2 CaCO 3 + CO 2 + H 2 O => Ca(HCO 3 ) 2 pt này giải thích sự tạo thành thạch nhũ , đá tai mèo, cặn trong ấm nước Muối cacbonat axit Ca(HCO 3 ) 2 tan nhiều trong nước Ca(HCO 3 ) 2 = CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca(HCO 3 ) 2 + 2 HCl => CaCl 2 + 2 H 2 O + 2 CO 2 Ca(HCO 3 ) 2 + 2 NaOH => CaCO 3 + Na 2 CO 3 + 2 H 2 O Trang 10 t o t o t o t o t o t o [...]... 4 HCl + O2 -> 2 CuCl2 + 2 H2O Đồng bò oxi hóa dễ dàng trong HNO3, H2SO4 đặc Cu + 2 H2SO4 -> CuSO4 + SO2 ↑ + 2 H2O Cu + 4 HNO3 ( đặc) -> Cu(NO3 )2 + 2 NO2 ↑ + 2 H2O 3 Tác dụng với dung dòch muối: Cu + AgNO3 -> Cu(NO3 )2 + 2 Ag ↓ 4 Sản xuất Đồng Nung nóng quặng pirit đồng: 2 CuFeS2 + 4 O2 -> Cu2S + 2 FeO + 3 SO2 ↑ Nung Cu2S trong không khí sao cho Cu2S thành Cu2O 2 Cu2S + 3 O2 -> 2 Cu2O + 2 SO2 ↑ Trang... FeS2 ) Nguyên tắc: khử sắt trong oxit bằng chất khử CO ở nhiệt độ cao: Các phản ứng trong sản xuất gang: Tạo khí CO2 : C + O2 = CO2 + Q Tạo chất khử CO: CO2 + C = 2 CO – Q Trang 15 Trường THPT Mỹ Quý Bộ môn HOÁ HỌC Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Năm học : 20 08 - 20 09 Các pứ khử oxit sắt : 3 Fe2O3 + CO = 2 Fe3O4 + CO2 ↑ Fe3O4 + CO = 3 FeO + CO2 ↑ FeO + CO = Fe + CO2 ↑ Phản ứng tạo xỉ: CaCO3 -> CaO + CO2 ... làm giảm nồng độ các ion Ca 2+ , Mg2+ trong nước cứng a) Phương pháp kết tủa: - Đun sôi nước, các muối Ca(HCO3 )2 , Mg(HCO3 )2 tạo ra muối cacbonat to không tan: Ca(HCO3 )2 -> CaCO3 + CO2 + H2O o Mg(HCO3 )2 t-> MgCO3 + CO2 + H2O - Dùng Ca(OH )2, với lượng vừa đủ để trung hòa muối axit, tạo ra kết tủa làm mất tính cứng tạm thời to Ca(HCO3 )2 + Ca(OH )2 -> 2 CaCO3 ↓ + 2 H2O - Dùng Na 2CO3 hoặc Na3PO4 để làm mất... rời khỏi mạng tinh thể, đi vào trong nước nhường chổ lại cho các ion Ca2+, Mg2+ có trong nước cứng Kết quả là các ion Ca2+, Mg2+ bò giữ lại trong mạng tinh thể silicat 4 Nhận biết ion Ca2+, Ma2+ trong dung dòch: Ca2++ CO 32- -> CaCO3 ↓ CaCO3 + CO2 + H2O -> Ca(HCO3 )2 tan Mg2++ CO 32- -> MgCO3 ↓ MgCO3 + CO2 + H2O -> Mg(HCO3 )2 tan Bài 27 : NHÔM VÀ HP CHẤT CỦA NHÔM A NHÔM I VỊ TRÍ, CẤU TẠO VÀ TÍNH CHẤT VẬT... Cr2O72Giữa các ion CrO 42- và ion Cr2O 72- có sự chuyển hóa lẩn nhau theo cân bằng hóa học: Cr2O 72- + H2O ↔ 2 CrO 42+ 2 H+ (Da cam ) (vàng) Thêm dd axit vào muối cromat ( màu vàng), muối này chuyển thành muối đicromat ( màu da 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... học : 20 08 - 20 09 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 + 4 K2SO4 + 3 I2 + 7 H2O K2Cr2O7 + 6 FeSO4 + 7 H2SO4 -> Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O BÀI 35: ĐỒNG VÀ HP CHẤT CỦA ĐỒNG I Vò trí của Cu trong BTH Lý tính Ở ô thứ 29 ,... nước FeO + 2 HCl -> FeCl2 + H2O Fe2O3 + 6 HCl -> 2 FeCl3 + H2O Trang 14 Trường THPT Mỹ Quý Bộ môn HOÁ HỌC Biên Soạn : NGUYỄN HỒNG PHONG Năm học : 20 08 - 20 09 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 FeO + 10 HNO3 -> 3 Fe(NO3)3 + NO ↑ + 5 H2O Fe2O3 + 6 HNO3 -> 2 Fe(NO3)3 + 3 H2O Fe3O4 + 10... nước: CO 32- + 2 H+ -> CO2 + H2O HCO3- + H+ -> CO2 + H2O Để nhận biết khí CO2 ta thường dùng bình đựng lượng dư dd Ba(OH )2 hoặc lượng dư dd Ca(OH )2 khí CO2 bò hấp thụ đồng thời tạo thành kết tủa trắng: CO2 + Ba(OH )2 -> BaCO3 ↓ + H2O 2 Nhận biết khí SO2: Khí SO2 không màu, nặng hơn không khí, có mùi hắc, gây ngạt và độc, làm vẩn đục nước vôi trong như CO2 Thuốc thử tốt nhất dùng để hấp thụ khí SO2 đồng thời... -> FeS to 3 Fe + 2 O2 -> Fe3O4 to 2 Fe + 3 Cl2 -> 2 FeCl3 b) Phản ứng với H2O: ở nhiệt độ cao, Fe phản ứng mạnh với H2O Fe + H2O > 570 o C -> FeO + H2 ↑ < 570 o C 3 Fe + 4 H2O -> Fe3O4 + 4 H2 ↑ c) Phản ứng với axit: với HCl, H2SO4 loãng => muối + H2 Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 ↑ Với HNO3, H2SO4 đặc nóng 2 Fe + 6 H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3 SO2 ↑ + 6 H2O Fe + 4 HNO3 loãng = Fe(NO3)3 + NO ↑ + 2 H2O Fe bò thụ động... 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 ( không có trong SGK) 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 -> 2 KCl + I2 I2 tạo với hồ tinh bột một hổn . Ca(HCO 3 ) 2 tan nhiều trong nước Ca(HCO 3 ) 2 = CaCO 3 + H 2 O + CO 2 Ca(HCO 3 ) 2 + 2 HCl => CaCl 2 + 2 H 2 O + 2 CO 2 Ca(HCO 3 ) 2 + 2 NaOH => CaCO. Ca(OH) 2 là một bazơ mạnh: Ca(OH) 2 + 2 HCl = CaCl 2 + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2 NaOH Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O Ca(OH) 2 + 2 CO 2 =