Tổng quan: Hóa học vô cơ (kim loại)

Chia sẻ: Hoàng Quý | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:17

Thêm vào BST

Báo xấu

152
lượt xem 48
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Trong cùng chu kỳ nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Tổng quan: Hóa học vô cơ (kim loại)

PHẦN HAI HÓA HỌC VÔ CƠ CHƯƠNG V ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI I. PHẦN LÍ THUYẾT 1. VỊ TRÍ CỦA KIM LOẠI TRONG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN. CẤU TẠO CỦA KIM LOẠI 1. Vị trí - Phân nhóm chính nhóm I (trừ H2), II, III(trừ Bo), - Phân nhóm phụ nhóm I đến nhóm VII - Họ Lantannit và họ actinit - Một phần các phân nhóm chính, IV, V, VI. 2. Cấu tạo của nguyên tử kim loại 1. Nguyên tử của hầu hết kim loại đều có ít electron (1, 2 hoặc 3e) ở ph ần l ớp ngoài cùng. 2. Trong cùng chu kỳ nguyên tử của nguyên tố kim loại có bán kính nguyên t ử l ớn h ơn và điện tích hạt nhân nhỏ hơn so với nguyên tử lớn hơn và điện tích hạt nhân nh ỏ h ơn so với nguyên tử của nguyên tố phi kim. 3. Cấu tạo của đơn chất kim loại - Tinh thể kim loại có cấu tạo mạng - Mạng tinh thể gồm ion dương dao động ở các nút mạng - Các electron tự do chuyển động. - có 3 loại mạng tinh thể kim loại: Mạng lập phương tâm khối ( Kim loại kiềm) Mạng lập phương tâm diện ( Al, Pb, Ni và các kim loại nhóm IB,…) Mạng lăng trụ lục giác đều hay lục phương(Be, Mg, Zn, Cd,…) 4. Liên kết kim loại. Liên kết kim loại là liên kết sinh ra do các electron tự do gắn với các ion dương kim loại với nhau. 2. TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA KIM LOẠI 1. Tính chất vật lí chung - Tính dẻo, tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt có ánh kim Những tính chất vật lí chung của kim loại nói trên là do các electron t ự do trong m ạng tinh thể kim loại gây ra. 2. Tính chất vật lí của kim loại Kim loại khác nhau thì có: tỉ khối, nhiệt độ nóng chảy, tính cứng khác nhau. Chú ý: - Dễ nóng chảy nhất là Hg ( - 39oC) khó nóng chảy nhất là W ( 3410 oC) - Cứng nhất là Crom ( Cr) mềm nhất là Kim loại kiềm. - Dễ dát mỏng nhất là Vàng ( Au) - Dẫn điện tốt nhất là Ag > Cu > Au > Al > Fe….
3. TÍNH CHẤT HÓA HỌC CHUNG CỦA KIM LOẠI 1. Đặc điểm về cấu tạo của nguyên tử kim loại - Trong một chu kì bán kính nguyên tử tương đối lớn và điện tích h ạt nhân nh ỏ h ơn so với các nguyên tố phi kim. - Số electron hóa trị thường ít (từ 1 đến 3e) so với phi kim. - Lực liên kết giữa hạt nhân và electron hóa trị t ương đối y ếu nên năng l ượng đ ể tách các electron hóa trị ra khỏi nguyên tử nhỏ. 2. Tính chất hóa học chung của kim loại Tính chất đặc trưng là tính khử (dễ bị oxi hóa). M - ne → Mn+ a. Tác dụng với phi kim - Với O2: 4Al + 3O2  2Al2O3 4M + nO2  2M2On - Với Cl2: 2Fe + 3Cl2  2FeCl3 2M + nCl2  2MCln b. Tác dụng với axit - Dung dịch HCl, H2SO4 loãng Kim loại đứng trước hidro khử được ion H+ thành H2 Zn + 2H+ = Zn2+ + H2↑ - Dung dịch HNO3, H2SO4 đặc +5 Hầu hết các kim loại (trừ Pt Au) khử được N có mức oxi hóa +5( N ) và S có mức oxi +6 hóa +6 ( S ) của các axit này đến mức oxi hóa thấp hơn. +5 +4 3 +8H N O3loang 3 (NO3)2 +2 N O + 4H 2O Cu Cu Thí dụ: +6 +4 to Cu +2H 2 SO4dac CuSO4 + SO2 + 2H 2O Chú ý: HNO3, H2SO4 đặc, nguội là thụ động Al, Fe, Cr…. c. Tác dụng với dung dịch muối Kim loại có thể khử được ion của kim loại khác trong dung d ịch mu ối thành kim lo ại tự do. Ví dụ: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓ Hay Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu Chú ý: Khi cho Kim loại Kiềm vào dung dịch muối của kim loại có bazo t ương ứng không tan thì kim loại kiềm sẽ tác dụng với nước sau đó bazơ kiềm tạo thành mới tác dụng với dung dịch muối tạo hidroxit không tan và muối của kim loại kiềm. Ví dụ: cho Na và dung dịch CuSO4 2Na + 2H2O 2NaOH + H2↑ 2NaOH + CuSO4  Na2SO4 + Cu(OH)2 ↓ 4. DÃY ĐIỆN HÓA CỦA KIM LOẠI Là một dãy những cặp oxi hóa khử được sắp xếp theo chiều tăng tính ch ất oxi hóa của các ion kim loại và chiều giảm tính chất khử của kim loại. Tính chất oxi hóa của ion kim loại tăng. Tính chất khử của kim loại giảm. Ý nghĩa: - Cho phép ta dự đoán được chiều phản ứng giữa hai cặp oxi hóa khử.
- Chất oxi hóa mạnh nhất sẽ oxi hóa chất khử mạnh nhất, sinh ra ch ất oxi hóa y ếu hơn và chất khử yếu hơn. Cu2+ Cu0 Zn2+ Zn Chất Chất oxi Chất Chất oxi + = + khử khử hóa hóa mạnh mạnh yếu yếu Dãy điện hóa của kim loại: K+ Ba2+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Hg2+ Pt2+ Au3+ Tính oxi hóa của ion kim loại tăng dần H2 Cu Fe2+ Ag Hg K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb Pt Au Tính khử của kim loại giảm dần 5. HỢP KIM 1. Định nghĩa Hợp kim là chất rắn thu được sau khi nung nóng chảy một h ỗn h ợp nhi ều kim lo ại khác nhau, hoặc hỗn hợp kim loại và phi kim loại. 2. Cấu tạo của hợp kim - Tinh thể hỗn hợp: gồm những tinh thể của các đơn chất trong hỗn hợp ban đầu nóng chảy tan vào nhau. Ví dụ: Hợp kim Ag = Au - Tinh thể hợp chất hóa học: là tinh thể của những h ợp ch ất hóa h ọc đ ược t ạo ra khi nung nóng chảy các đơn chất trong hỗn hợp. Ví dụ: Hợp kim Al - C tạo hợp chất Al4C3, Fe - C tạo hợp chất Fe3C... Các hợp kim thường cứng, giòn hơn các đơn ch ất ban đầu, nh ưng tính d ẫn nhi ệt, d ẫn điện kém các đơn chất ban đầu. 6. SỰ ĂN MÒN KIM LOẠI VÀ CHỐNG ĂN MÒN KIM LOẠI 1. Sự ăn mòn kim loại Sự phá hủy kim loại hoặc hợp kim do tác dụng hóa học của môi trường xung quanh gọi là sự ăn mòn kim loại. M - ne → Mn+ a. Ăn mòn hóa hoc Ăn mòn hóa học là sự phá hủy kim loại do kim loại phản ứng hóa h ọc với ch ất khí hoặc hơi nước ở nhiệt độ cao. Sự ăn mòn thường xảy ra ở những thiết bị của lò đốt, chi tiết của động cơ đốt trong hoặc thiết bị tiếp xúc với hơi H2O ở nhiệt độ cao. t0 3Fe + 2H2O Fe3O4 + 4H2↑ Ví dụ: + Bản chất: Là quá trình oxi hóa khử trong đó electron của kim lo ại đ ược chuy ển tr ực tiếp sang môi trường tác dụng. b. Ăn mòn điện hóa Là sự phá hủy kim loại do kim loại tiếp xúc với dung dịch chất đi ện li t ạo nên dòng điện. Ví dụ: Kim loại tiếp xúc với không khí ẩm ... Sự ăn mòn của Gang Anot: Fe – 2e → Fe2+ catot: O2 + H2O + 4e → 4OH-
Ion Fe2+ tan vào chất điện ly có hòa tan O2. tại đây Fe2+ tiếp tục bị oxi hóa dưới tác dụng của ion OH- tạo ra gỉ sắt Fe2O3.nH2O. + Bản chất của sự ăn mòn điện hóa: Là một quá trình oxi hóa khử xảy ra trên bề mặt điện cực. c. Cách chống sự ăn mòn - Cách li kim loại với môi trường. - Dùng hợp kim chống gỉ (hợp kim inoc) - Dùng chất chống ăn mòn (chất kìm hãm) ( dùng kim loại hoạt động hóa học mạnh hơn kim loại cần bảo vệ). 7. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI 1. Nguyên tắc Khử ion kim loại thành nguyên tử kim loại: Mn+ + ne → M0 2. Phương pháp điều chế a. Phương pháp thủy luyện Dùng kim loại tự do có tính khử mạnh hơn để khử ion kim loại khác trong dung d ịch muối. Ví dụ: Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại hoạt động yếu. b. Phương pháp nhiệt luyện Dùng chất khử CO, H2, C, Al... để khử ion kim loại trong oxit ở nhiệt độ cao. Ví dụ: Fe2O3 + 3CO =2Fe + 3CO2 Phương pháp này dùng để điều chế những kim loại đứng sau Al trong dãy Bekêtôp. c. Phương pháp điện phân Dùng dòng điện 1 chiều trên catôt (cực âm) để khử ion kim loại trong hợp chất. Ví dụ: - Điện phân muối CaCl2 nóng chảy Catôt ← CaCl2 nóng chảy → anôt Ca2+ Cl- Ca2+ + 2e = Ca 2Cl- - 2e = Cl2 Điện phân CaCl2 Nóng chảy Ca + Cl2 - Điện phân dung dịch điều chế một số kim loại hoạt động trung bình hoạt yếu.
CHƯƠNG VI KIM LOẠI CÁC PHÂN NHÓM CHÍNH I, II VÀ NHÔM. I. PHẦN LÍ THUYẾT A. KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM I (KIM LOẠI KIỀM) 1. Vị trí, tính chất vật lí của kim loại kiềm a. Vị trí Kim loại kiềm là những nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm I trong bảng HTTH gồm các nguyên tố Liti (Li), Natri (Na), Kali (K), Rubiđi (Rb), Xêsi (Cs), Franxi (Fr). Các nguyên tố này đứng đầu các chu kỳ (trừ chu kì I). b. Tính chất vật lí của kim loại kiềm. + Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi thấp + Khối lượng riêng nhỏ. + Độ cứng thấp. 2. Tính chất hóa học của kim loại kiềm - Năng lượng cần dùng để phá vỡ mạng tinh thể lập phương tương đối nhỏ. - Kim loại kiềm là những nguyên tố nhóm S (electron hóa trị là đầy ở phân lớp S). Có bán kính nguyên tử tương đối lớn. Nâng lượng cần dùng để tách electron hóa trị (năng lượng ion hóa) tương đối nhỏ. Nguyên tử kim loại dễ nhường một electron hóa trị M - 1e → M+. Kim loại kiềm là chất khử mạnh nhất trong số các kim loại. a. Tác dụng với phi kim Với oxi: 4Na + O2 = 2Na2O 4M + O2 = 2M2O Với Clo: 2Na + Cl2 = 2NaCl 2M + Cl2 = 2MCl b. Tác dụng với axit Natri dễ khử H+ trong dung dịch axit thành H2 tự do. 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑ 2Na + H2SO4 = Na2SO4 + H2↑ Phương trình ion rút gọn 2M + 2H+ = 2M+ + H2↑ c. Tác dụng với nước 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 2M + 2H2O = 2MOH + H2↑ d. Tác dụng với dung dịch muối Kim loại kiềm tác dụng với H2O trong dung dịch Ví dụ: Natri tác dụng với dung dịch CuSO4 + Na tác dụng với H2O trong dung dịch 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 3. Điều chế kim loại kiềm Nguyên tắc: Khử các ion kim loại kiềm M+ + 1e = M Điện phân muối halogenua hoặc Hiđroxit của chúng ở dạng nóng chảy.
ñieä phaâ n n 2NaCl 2Na + Cl2 nc ñieä phaâ n n 4NaOH 4Na + O2 + 2H2O nc MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NATRI 1. Natri hiđroxit (NaOH) Natri hiđroxit là bazơ mạnh, khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành ion. NaOH = Na+ + OH- a. Tác dụng với axit NaOH + HCl = NaCl + H2O OH- + H+ = H2O b. Tác dụng với oxit axit NaOH + CO2 = NaHCO3 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O NaOH Nếu tỉ lệ mol CO ≤ 1 tạo muối NaHCO3 2 NaOH Nếu tỉ lệ mol CO ≥ 2 tạo muối Na2CO3 2 NaOH NaOH Tỉ lệ mol 1 < số mol CO < 2, tạo 2 muối CO2 2 c. Tác dụng với dung dịch muối 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2↓ Điều chế NaOH bằng phương pháp điện phân dung dịch NaCl NaCl Katôt (H2O) Anôt + Cl-, H2O Na , H2O 2H2O + 2e → H2 + 2OH- 2Cl- - 2e → Cl2 Phương trình điện phân dung dịch NaCl 2NaCl + H2O ñieä phaâ H2 + Cl2 + 2NaOH n n 2. Muối của kim loại Natri - Natri clorua: NaCl - Natri cacbonat Muối Natri hiđrocacbonat NaHCO3 Muốn NaHCO3 ít tan trong H2O, bề ở nhiệt độ thường, bị phân hủy ở nhiệt độ cao. 2NaHCO3 t Na2CO3 + Na2CO3 + CO2↑ + H2O 0 Tác dụng với axit mạnh NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2↑ + H2O Tác dụng với kiềm NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O - Muối Natri cacbonat Na2CO3 Na2CO3 là muối của axit yếu, không bền (axit cacbonic). Tác dụng với axit mạnh. Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O Dung dịch Na2CO3 trong nước có phản ứng kiềm mạnh Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH CO3 − + H2O = HCO3- + OH- 2 3. Cách nhận biết muối Natri
Dùng dây Platin sạch, nhúng vào hợp chất natri, rồi đem đốt trên ng ọn l ửa đèn c ồn ngọn lửa sẽ có màu vàng. B. KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM II 1. Vị trí trong bảng hệ thống tuần hoàn, tính chất vật lí a. Vị trí Kim loại phân nhóm II gồm: Beri (Be) Magiê (Mg) Canxi (Ca) Stronti (Sr) Bari (Ba) và Rađi (Ra) Trong các chu kì các nguyên tố này đứng liền sau khi loại kiềm. b. Tính chất vật lí - Nhiệt độ nóng chảy nhiệt độ soi thấp - Là kim loại mềm (mềm hơn nhôm) - Khối lượng riêng tương đối nhỏ 2. Tính chất hóa học Các nguyên tố phân nhóm chính nhóm 2 có: - 2 electron hóa trị (S2) - Có bán kính nguyên tử lớn - Là những chất khử mạnh M - 2e → M2+ Trong các hợp chất các nguyên tố này có số oxy hóa +2. a. Tác dụng với phi kim - Với oxi khi đốt nóng 2M + O2 = 2MO (M là nguyên tử kim loại) 2Ca + O2 = 2CaO - Với Cl2 M + Cl2 = MCl2 Mg + Cl2 = MgCl2 b. Tác dụng với axit - Dễ dàng khử ion H+ trong dung dịch axit (HCl, H2SO4) thành H2 tự do. M + H2SO4 = MSO4 + H2↑ M + 2H+ = M2+ + H2↑ (+4) (+2) (+5) - Có thể khử N trong HNO3 thành N (NO2 ), N (NO) (+4) (-3) 0 N (N 2 ) hoặc N (NO2 ), N (NH4NO3) 4M + 10HNO3 = 4M(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3 c. Tác dụng với H2O Trong H2O, Be không phản ứng, Mg khử chậm, các kim loại còn lại khử mạnh. M + 2H2O = M(OH)2 + H2↑ Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑ d. Tác dụng với dung dịch muối - Mg đẩy các kim loại hoạt động yếu hơn ra khỏi dung dịch muối Mg + CuSO4 = MgSO4 + Cu↓ - Các kim loại còn lại tác dụng với H2O trong dung dịch 3. Điều chế Điện phân muối Halozen ở dạng nóng chảy MX2 ñieä phaâ noùg chaû M + X2 n nn y X: halozen
MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA CANXI 1. Canxi oxit: CaO Caxi oxit là oxit bazơ - Tác dụng mãnh liệt với H2O tạo bazơ CaO + H2O = Ca(OH)2 - Tác dụng với nhiều axit tạo muối tương ứng CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O - Tác dụng với oxit axit tạo muối tương ứng CaO + CO2 = CaCO3 - Canxi oxit được điều chế bằng phương pháp phân hủy muối cacbonat. CaCO3 t CaO + CO2 0 2. Canxi hiđroxit: Ca(OH)2 Là chất rắn ít tan trong H2O Dung dịch Ca(OH)2 có tính bazơ yếu hơn NaOH - Tác dụng với axit và oxit axit tạo muối tương ứng Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + H2O Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O Ca(OH)2 + 2CO2 = Ca(HCO3)2 Ca(OH )2 1 Nếu tỉ lệ mol tạo muối axit 2 CO2 Ca(OH )2 1 tạo muối trung tính Nếu tỉ lệ mol CO 2 Ca(OH )2 1 mol Ca(OH )2 trong khoảng 2 < < 1 tạo đồng thời 2 muối Nếu tỉ lệ mol CO CO2 2 - Tác dụng với dung dịch muối Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaOH Ca2+ + CO3 − = CaCO3↓ 2 3. Canxi cacbonat CaCO3 Canxi cacbonat là chất rắn màu trắng không tan trong H2O CaCO3 là muối của axit yếu và không bền CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑ CaCO3 + 2CH3COOH = Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2↑ ở nhiệt độ thấp CaCO3 tan dần trong H2O có CO2 CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 4. Canxi sunfat: CaSO4 CaSO4 còn gọi là thạch cao, màu trắng, ít tan trong H2O CaSO4. 2H2O: thạch cao sống 2CaSO4.H2O: thạch cao nung nhỏ lửa CaSO4: thạch cao khan
NƯỚC CỨNG 1. Nước cứng Nước có chứa ion Ca+2, Mg2+ là nước cứng. Nước không chứa học chứa ít những ion trên, gọi là nước mềm. 2. Phân loại nước cứng Nước cứng chia thành 3 loại 1. Nước cứng tạm thời: là nước cứng có chứa ion HCO3- 2. Nước cứng vĩnh cửu: là nước cứng có chứa ion Cl- hoặc SO2- 4 3. Nước cứng toàn phần: Là nước cứng có chứa đồng thời aninon HCO 2− hoặc Cl- 4 3. Tác hại của nước cứng - Xà phòng không tan - Vải sợi mau mục nát - Nấu thức ăn lâu chín, giảm mùi vị - Tạo chất cặn trong nồi hơi làm lãng phí nhiên liệu 4. Cách làm mềm nước Nguyên tắc: Làm giảm nồng độ các ion Ca 2+ và Mg2+ trong nước bằng cách chuyển những ion tự do này vào thành phần chất không tan. Phương pháp: Phương pháp hóa học và phương pháp trao đổi ion. a. Phương pháp hóa học * Đối với nước cứng tạm thời. Đun nóng trước khi dùng CaCO3↓ + H2O + CO2↑ Ca(HCO3)2 t 0 Lọc bỏ chất không tan, được nước mềm - Dùng Ca(OH)2 vừa đủ. Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O Lọc bỏ chất không tan được nước mềm * Đối với nước cứng vĩnh cửu và nước cứng hoàn toàn Dùng dung dịch Na2CO3 CaSO4 + NaCO3 = CaSO3↓ + Na2SO4 Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaHCO3 Ca2+ + CO3- = CaCO3↓ 2 b. Phương pháp trao đổi ion Cho nước cứng đi qua chất trao đổi ion (ionit) chất này sẽ h ập th ụ các ion Ca 2+ và Mg2+ thế vào đó là ion Na+, H+ ta được nước mềm.
C. NHÔM 1. Vị trí và tính chất vật lí a. Vị trí Nhôm là nguyên tố thuộc phân nhóm chính nhóm III chu kì 3. Nhóm có 13 e ở vỏ nguyên tử được sắp xếp theo cấu hình: (Nhóm nguyên tố nhóm P) 1s12s22p63s13p1 Vỏ nguyên tử của nhóm có 3 lớp; lớp K = 2L = 8M = 3 Lớp ngoài cùng có 3 electron hóa trị b. Tính chất vật lí Làm kim loại nhẹ, màu trắng, nóng chảy ở nhiệt độ không cao lắm (6600C) Nhôm dẫn điện, dẫn nhiệt tốt 2. Tính chất hóa học của nhôm Nhôm có 3 electron hóa trị, dễ dàng nhường 3 electron có hóa trị 3 +; nhom có tính khử mạnh. Al - 3e → Al3+ a. Tác dụng với phi kim - Với O2: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 + Q - Với Cl2: 2Al +3Cl2 = 2AlCl3 b. Tác dụng với axit Al khử dễ dàng ion H+ trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng thành H2 tự do. 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al + 2H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑ 2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2↑ Al tác dụng với H2SO4 đặc nóng Al khử S trong H2SO4 xuống số oxi hóa +4 0 -2 S(SO) 2S, S(H2S) +6 +4 Thí dụ: 2Al + 6H2S O4 = 2(SO4 )3+ 2 + 2O Al 3SO 6H Đặc nóng +5 Al tác dụng với HNO3Al khử N (trong HNO3) xuống số oxi hóa +4 +2 +1 0 N(NO2 ) N (NO) N(N2O) N(N2 ) Ví dụ: +5 +2 Al + 4H NO3 =Al(NO3)3+ 2O+NO 2H +5 +1 8Al + 3OH NO3 = 8Al(NO3)3 + 15H 2O + 3N 2O Al không tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc nguội c. Tác dụng với oxit kim loại (phản ứng nhiệt nhôm) Ở nhiệt độ cao Al khử được nhiều ion kim loại trong oxit Fe 2O3, Cr2O3 thành kim loại tự do. 0 t 2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe + Q 0 t 2yAl + 3FxOy = yAl2O3 + 3xFe d. Tác dụng với H2O
Vật bằng nhôm không tác dụng với nước vì có một lớp oxit nhôm bền vững ph ủ kín mặt của nhôm. Al + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + Nếu phá bỏ lớp oxit đó thì nhôm tác dụng với nước 3H2↑ Al(OH)3 chất không tan, là lớp bảo vệ không cho Al ti ếp xúc v ới H 2O phản ứng dừng lại nhanh chóng. HỢP CHẤT CỦA NHÔM 1. Nhôm oxit Al2O3 Nhôm oxit là chất rắn màu trắng không tan và không tác dụng với H2O a. Al2O3 là hợp chất rắn bền Al2O3 là hợp chất ion rất bền vững - Nóng chảy ở nhiệt độ cao (trên 20000C) - Sự khử Al2O3 thành Al rất khó khăn (Không thể dùng C, CO, H2 để khử được) b. Al2O3 là chất lưỡng tính - Tác dụng với axit mạnh Al2O3 (có tính chất của oxit bazơ) Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O - Tác dụng với dung dịch bazơ mạnh (Al2O3 có tính chất của oxit axit). Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O 2. Nhôm hiđroxit: Al(OH)3 Trong nước nhôm hiđroxit là chất kết tủa keo màu trắng. Điều chế Al(OH) 3 bằng Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓ phản ứng trao đổi giữa muối nhôm với dung dịch bazơ. a. Al(OH)3 là hợp chất kém bền 2Al(OH)3 t Al2O3 + 3H2O 0 b. Al(OH)3 là hợp chất lưỡng tính - Tác dụng với axit (có tính chất của bazơ) Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O - Tác dụng với bazơ (có tính chất của axit) Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O Al(OH)3 + OH- = AlO-2 + 2H2O Al(OH)3 có thể viết dưới dạng HAlO2.H2O HAlO2.H2O + OH- = AlO-2 + 2H2O  Các vật dụng bằng nhôm bị phá hủy trong dung dịch kiềm. Trước hết Al2O3 bị hòa tan bởi dung dịch kiềm Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (1) Sau đó, Al khử H2O tạo Al(OH)3, Al(OH)3 tan trong dung dịch kiềm 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑ (2) Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O (3) Các phản ứng (1) (2) (3) kế tiếp nhau = phương trình tổng quát 2Al + 2NaOH + 2H2O = NaAlO2 + 3H2↑ 3. Muối nhôm a. Muối AlCl3 tan trong H2O tác dụng với bazơ AlCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Al(OH)3↓ AlCl3 + 3NH4OH = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl Chú ý: Al(OH)3 không bị tan trong dung dịch NH3 dư. b. Muối sunfat: Al2(SO4)3 tan trong nước Phèn nhôm : K2SO4. Al2(SO4)3. 24H2O tác dụng được với dung dịch kiềm. c. Muối Natri aluminat (NaAlO2) là muốn tan. NaAlO2 là muối của axit yếu.
Trong nước NaAlO2 + 2H2O = Al(OH)3↓ + NaOH Tác dụng với axit : NaAlO2 + CO2 + H2O = Al(OH)3↓ + NaHCO3 SẢN XUẤT NHÔM 1. Nguyên liệu Nguyên liệu để sản xuất nhôm là quặng bôxít Al2O3.nH2O (có lần Fe2O3, SiO2). 2. Nguyên tắc Khử ion Al3+ thành Al tự do. Al3+ + 3e → Al 3. Phương pháp Điện phân Al2O3 (tan trong Crylolit) Al2O3 nóng chảy = 2Al+3 + 3O2- ở catôt anôt 4Al + 12e → 4Al 6O2- - 12e → 3O2↑ 3+ 2Al2O3 ñieä phaâ noùgchaû 4Al + 3O2↑ n nn y
CHƯƠNG VII SẮT và MỘT SỐ KIM LOẠI QUAN TRỌNG I. PHẦN LÍ THUYẾT A. SẮT I. VỊ TRÍ - CẤU TẠO - TÍNH CHẤT CỦA SẮT 1. Vị trí, cấu tạo và tính chất vật lí a. Vị trí Sắt là nguyên tố phân nhóm phụ nhóm VIII, chu kỳ 4. Số hiệu 26. b. Cấu tạo Điện tích hạt nhân của sắt là +26 vỏ nguyên tử có 26e được sắp xếp theo cấu hình. 1s 2s22p63s23p64s23d6. Vỏ nguyên tử có 4 lớp, lớp K = 2; L = 8; M = 14; N = 2. 2 Có thể viết 3d64s2 (sắt là nguyên tố nhóm d). c. Tính chất vật lí Kim loại màu trắng máu, dẻo, nhiệt độ nóng chảy 1450 0C, d = 7,9g/cm3. Sắt dẫn điện dẫn nhiệt tốt có tính nhiễm từ. 2. Tính chất hóa học Sắt có thể nhường 2e ngoài cùng có hóa trị 2+ Fe - 2e → Fe2+ Sắt có thể nhường thêm 1e ở phân lớp 3d Fe - 3e → Fe3+ Sắt có tính khử, nguyên tử sắt có thể bị oxi hóa thành ion Fe2+, Fe3+ a. Tác dụng với phi kim * Tác dụng với O2 3Fe + 2O2 = Fe3O4 0 t * Tác dụng với Cl2 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 0 t * Với lưu huỳnh Fe + S = FeS b. Tác dụng với dung dịch axit * Với axit HCl, H2SO4 loãng Sắt khử các ion H+ của dung dịch này thành khí H2, sắt bị oxi hóa thành Fe2+ Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑ Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ Hay Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑ * Với HNO3, H2SO4 đặc nóng Sắt có thể khử N+5 và S+6 trong các axit xuống mức oxi hóa thấp hơn. Các axit này cũng oxi hóa sắt thành Fe3+ +5 +2 Fe+ NO3 = 4H Fe(NO3)3+ 2O+NO 2H Ví dụ: t0 +6 +4 2Fe+ 2 SO4 =Fe2(SO4 )3+ 6H 3SO2 + 2O 6H ñaë c Sắt không tác dụng với HNO3, H2SO4 đặc nguội c. Tác dụng với dung dịch muối
Sắt khử được ion của các kim loại đứng sau nó trong dãy Baketop thành kim loại tự do. Trong phản ứng này sắt bị oxi hóa thành Fe2+ Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu d. Tác dụng với H2O - Ở nhiệt độ thường Fe không tác dụng với H2O - Ở nhiệt độ cao t0
0 t C + O2 = CO2 0 t CO2 + C = 2CO Phần trên thân lò ở 4000C đến 12000C 3Fe3O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2 Phần giữa của thân lò nhiệt độ (5000C - 6000C) Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2 Phần dưới thân lò nhiệt độ (700 - 8000C) FeO + CO = Fe = CO2 IV. SẢN XUẤT THÉP 1. Nguyên liệu Gang trắng, gang xám, sắt phế liệu Không khí hoặc oxi Nhiên liệu: dầu madút hoặc khí đốt Chất chảy: canxi oxit 2. Nguyên tắc Oxi hóa các tạp chất trong gang (Si, Mn, S, P, C) thành oxit nhằm làm giảm hàm lượng của chúng trong thép. 3. Những phản ứng hóa học xảy ra a. Phản ứng tạo thép Oxi không khí sẽ oxi hóa các tạp chất trong gang Trước hết Si + O2 = SiO2 2Mn + O2 = 2MnO Tiếp đến C bị oxi hóa thành Co (1.2000C) 2C + O2 = 2CO Sau đó S + O2 = SO2 4P + 5O2 = 2P2O5 Một phần Fe bị oxi hóa 2Fe + O2 = 2FeO Sau khi cho thêm lượng gang giàu Mangan Mn là chất khử mạnh h ơn Fe s ẽ khử ion sắt trong FeO thành sắt. FeO + Mn = Fe + MnO b. Phản ứng tạo xỉ - Ở nhiệt độ cao SiO2, P2O5 tác dụng với CaO tạo xỉ dễ nóng chảy, có tỉ khối nh ỏ nổi trên thép. 3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2 CaO + SiO2 = CaSiO3
B. CROM I. CROM 1. Vị trí, cấu tạo và tính chất vật lí a. Vị trí :chu kì 4, nhóm VIB trong bảng tuần hoàn. b. Cấu tạo: số thứ tự 24. cấu hình electron 1s22s22p63s23p63d54s1. gon [Ar] 3d54s1 . số oxi hóa từ + 1 đến +6( phổ biến là +2, +3, +6). Cấu trúc mạng tinh thể lục phương. c. Tính chất vật lí: màu trắng ánh bạc, rất c ứng (chi sau kim c ương). Là kim laoij nặng, khó nóng chảy. 2. Tính chất hóa học: a, Tác dụng với phi kim: Ở nhiệt độ cao: 4Cr + 3O2 t 2Cr2O3 0 2Cr + 3S t Cr2S3 0 2Cr + 3Cl2 t 2CrCl3 0 Ỏ nhiệt độ thường Cr chỉ tác dụng với Flo. b, tác dụng với nước: Crom bền với nước và không khí do có màng oxit rất mỏng, bền bảo vệ. c, Tác dụng với axit: Đun nóng Cr với dung dịch HCl, H2SO4 loãng giải phóng khí hidro và tạo muối Cr (II) Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2↑ Cr + 2HCl = CrCl2 + H2↑ Crom bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 và H2SO4 đặc nguội Được điều chế bằng phản ứng nhiệt nhôm II. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM 1, Hợp chất crom(II) CrO, Cr(OH)2 tính bazo và tính khử, Cr2+ có tính khử. 4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O  4Cr(OH)3 CrCl2 + O2 + 4HCl  CrCl3 + 2H2O 2, Hợp chất crom(III) Cr2O3, Cr(OH)3 ( có tính lưỡng tính), Cr3+ có tính oxi hóa và tính khử vì ở trạng thái số oxi hóa trung gian. Cr(OH)3+3HCl CrCl3 +3H2O
Cr(OH)3+ NaOH NaCrO2 + 2H2O 2Cr3+ + Zn 2Cr2+ + Zn2+ Tính oxi hóa: Tính khử: 2Cr3+ + 3Br2 + 8OH-  2CrO42- + 6Br - + 8H2O 3, Hợp chất crom(VI): a, CrO3 là oxit axit và có tính oxi hóa rất mạnh. CrO3 + H2O H2CrO4 axit cromic 2CrO3 + H2O H2Cr2O7 axit đicromic b, Muối crom(VI): muối của axit cromic có màu vàng ( ion CrO4 2-) Muối của axit đicromic có màu da cam (ion Cr2O7 2-) Các muối cromat và đicromat có tính oxi hóa rất mạnh đặc biệt trong môi trường axit, muối crom (VI) bị khử về muối Crom (III)